Quimica_4

Índice UNIDAD I Nomenclatura inorgánica........................................................................................... 4 Capítulo 1 Formulación química.............................................................................................................. 5 Capítulo 2 Nomenclatura binaria........................................................................................................... 13 Capítulo 3 Nomenclatura ternaria.......................................................................................................... 22 Capítulo 4 Sales...................................................................................................................................... 28

UNIDAD II Estequiometría............................................................................................................ 36 Capítulo 1 Unidades químicas de masa.................................................................................................. 38 Capítulo 2 Composición centesimal, fórmula empírica y fórmula molecular.......................................... 43 Capítulo 3 Reacciones químicas............................................................................................................. 50 Capítulo 4 Balance de reacciones........................................................................................................... 59 Capítulo 5 Redox - ion electrón.............................................................................................................. 66 Capítulo 6 Leyes ponderables................................................................................................................. 73 Capítulo 7 Reactivo limitante, rendimiento y pureza.............................................................................. 79 Capítulo 8 Equivalente químico............................................................................................................. 87

UNIDAD III Estados de agregación de la materia................................................................................ 92 Capítulo 1 Estados fundamentales.......................................................................................................... 94 Capítulo 2 Estado gaseoso.................................................................................................................... 101 Capítulo 3 Mezcla de gases.................................................................................................................. 113 Capítulo 4 Estequiometría de gases...................................................................................................... 119

Química Capítulo 5 Estado líquido...................................................................................................................... 126 Capítulo 6 Estado sólido....................................................................................................................... 136

UNIDAD IV Mezclas........................................................................................................................ 144 Capítulo 1 Sistemas dispersos............................................................................................................... 145 Capítulo 2 Operaciones con soluciones................................................................................................ 152 Capítulo 3 Equilibrio químico............................................................................................................... 157 Capítulo 4 Principio de Le Chatelier..................................................................................................... 165 Capítulo 5 Ácidos y bases..................................................................................................................... 172 Capítulo 6 Equilibrio iónico.................................................................................................................. 178 Capítulo 7 Celdas galvánicas................................................................................................................ 185 Capítulo 8 Celdas electrolíticas............................................................................................................. 192

UNIDAD V Química orgánica.......................................................................................................... 197 Capítulo 1 Carbono.............................................................................................................................. 198 Capítulo 2 Hidrocarburos..................................................................................................................... 206 Capítulo 3 Alquenos y alquinos............................................................................................................ 214 Capítulo 4 Compuestos cíclicos............................................................................................................ 221 Capítulo 5 Funciones orgánicas............................................................................................................ 230 Capítulo 6 Amidas - animas - ésteres..................................................................................................... 136 Capítulo 7 Isomería.............................................................................................................................. 245

TRILCE

UNIDAD

http://www.fungisem.es/imagenes/laboratorio_1g.jpg

Nomenclatura I Inorgánica Los compuestos no son fruto de combinaciones al azar de los elementos de la Tabla Periódica, sino que son el resultado de la combinación, en unas determinadas proporciones, de elementos que guardan entre sí una cierta “afinidad”. Estas limitaciones vienen prefijadas por la capacidad de combinación o valencia de los elementos que, a su vez, es función de la estructura electrónica de los átomos implicados. La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para nombrarlas, se emplean las reglas de la nomenclatura o formulación química.

El laboratorio es el lugar donde se puede elaborar una serie de productos inorgánicos, los cuales serán nombrados y etiquetados correctamente.

APRENDIZAJES ESPERADOS Comprensión de información • Establecer la formación de compuestos inorgánicos a partir de elementos químicos. • Utilizar los estados de oxidación y los valores de valencia de los elementos para formar un compuesto inorgánico. • Nombrar un compuesto inorgánico mediante las reglas de un sistema de nomenclatura. Indagación y experimentación • Utilizar un metal como el magnesio y formar un óxido, y también un hidróxido. • Utilizar un no metal como el azufre y formar un óxido, y también un ácido. • Utilizar el hidróxido y el ácido para formar una sal. • Formular y señalar las fórmulas y los nombres de todos los compuestos formados. • Conocer los nombres y los símbolos de los elementos químicos.

www.trilce.edu.pe

La Unión Internacional de Química pura y aplicada (International Union of Pure and Applied Chemistry), IUPAC, tiene como miembros a las sociedades nacionales de química. Es la autoridad reconocida en el desarrollo de estándares para la denominación de los compuestos químicos, mediante su Comité Interdivisional de Nomenclatura y Símbolos (Interdivisional Commitée on Nomenclature and Symbols). Es un miembro del Consejo Internacional para la Ciencia (ICSU).

http://www.rubber.org/iupac-ip11-akron

Leemos: (223)

Francio

Fr

87

132.90545

Cesio

Cs 2 8 18 32 18 8 1 (226)

Radio

Ra

88

137.327

Bario

Ba

56

87.62

55

Estroncio

2 8 18 18 8 1

85.4678

Sr

Rubidio

Rb

38

40.078

2 8 18 8 1

Calcio

37

39.0983

Ca

Potasio

K

20

24,3050

2 8 8 1

Magnesio

19

Sodio

Mg

22,989770

Na

12

9.012182

11

Berilio

2 8 1

IIA

Be

4

2

6.941

2 1

1

Litio

Li

3

1.00794

Hidrogeno

H

1

IA

1

2 8 18 32 18 8 2

2 8 18 18 8 2

2 8 18 8 2

2 8 8 2

2 8 2

2 2

to

to

88.90585

Itrio

Y

2 8 18 9 2

44.955910

Escandio

39

22

2 8 18 32 10 2

2 8 18 10 2

2 8 10 2

(227)

Actinio

Ac

89

138.9055

Lantano

La

57

(261)

Rf

2 8 18 32 18 9 2

2 8 18 18 9 2

2 104 8 18 32 32 10 Rutherfordio 2

178.49

Hafnio

Hf

72

91.224

Circonio

Zr

40

47.867

Titanio

Ti

IVB 2 8 9 2

IIIB

Sc

21

4

3 VIB

232.0381

Torio

Th

90

140.116

Cerio

Ce

58

(262)

Dubnio

Db

105

180.9479

Tántalo

Ta

2 8 18 32 18 10 2

2 8 18 21 8 2 Praseodimio

2 8 18 19 9 2

231.03588

Pa

2 8 18 32 20 Protactinio 9 2

91

140.90765

Pr

59

(266)

2 106 8 18 32 32 Seaborgio 12 2

2 8 18 32 12 2

2 8 18 13 1

2 8 13 1

2 8 18 32 32 11 2

Sg

183.84

Wolframio

W

74

95.94

73

Molibdeno

2 8 18 32 11 2

92.90638

Mo

Niobio

Nb

42

51.9961

Cr

24 Cromo

41

2 8 18 12 1

2 8 11 2

50.9415

VB

6

Vanadio

V

23

5

Lantánidos

Metales de transición

Alcalinotérreos

Alcalinos

VIIB 2 8 13 2

2 8 18 32 32 13 2

2 8 18 32 13 2

2 8 18 13 2

144.24

238.02891

Uranio

U

92

2 8 18 32 21 9 2

2 8 18 22 8 2 Neodimio

Nd

60

(264)

Bohrio

Bh

107

186.207

Renio

Re

75

(98)

Tecnecio

Tc

43

54.938049

Manganeso

Mn

25

7 VIIIB

77

(237)

Np

(244)

Plutonio

Pu

94

Sm 150.36

2 8 18 32 22 9 Neptunio 2

93

Pm

Samario

62

(268)

Mt

2 8 18 32 15 2

2 8 18 32 24 8 2

2 8 18 24 8 2

2 109 8 18 32 32 15 Meitnerio 2

192.217

Iridio

Ir

2 8 15 2

2 8 18 16 1

102.90550

Rodio

Rh

45

58.933200

Cobalto

Co

27

(145)

2 8 18 32 32 14 2

2 8 18 32 14 2

2 8 18 15 1

2 8 14 2

9

2 8 18 23 8 2 Prometio

61

(269)

Hassio

Hs

108

190.23

Osmio

Os

76

101.07

Rutenio

Ru

44

55.8457

Hierro

Fe

26

8

Gases nobles

No Metales

Metales del bloque p

Actínidos

58.6934

Niquel

2 8 18 25 8 2

(243)

Am

2 8 18 32 25 8 Americio 2

95

151.964

Europio

Eu

63

(271)

Ds

2 8 18 32 17 1

2 8 18 18 0

2 110 8 18 32 32 17 Darmstadtio 1

195.078

Platino

Pt

78

106.42

Paladio

Pd

46

2 8 16 2

IB

11

2 8 18 32 18 1

2 8 18 18 1

2 8 18 1

157.25

(247)

Curio

Cm

96

2 8 18 32 25 9 2

2 8 18 26 8 2 Gadolinio

Gd

64

(272)

Rg

2 111 8 18 32 32 Roentgenio18 1

196.96655

Oro

Au

79

107.8682

Plata

Ag

47

63.546

Cobre

Cu

29

Synthetic

Gas

Liquid

Solid

10

Ni

28

Tc

H

Br

C

IIB

2 8 18 32 18 3

2 8 18 18 3

2 8 18 3

2 8 18 28 8 Disprosio 2

(247)

Bk

(251)

Cf

98

2 8 18 32 28 8 Californio 2

97

162.500

Dy

66

(284)

Ununtrio

Uut

113

204.3833

Talio

Ti

81

114.818

Indio

In

49

69.723

Galio

Ga

31

26.981538

Aluminio

Al

2 8 3

2 8 18 32 27 8 Berkelio 2

2 8 18 27 8 2

10.811

13

2 3

158.92534

Terbio

Tb

65

(285)

Uub

2 8 18 32 18 2

2 8 18 18 2

2 8 18 2

2 112 8 18 32 32 18 Ununbio 2

200.59

Mercurio

Hg

80

112.411

Cadmio

Cd

48

65.409

Zinc

Zn

30

12

IIIA

Boro

B

5

13 IVA

VA

67

(252)

Es

2 8 18 32 29 8 Einstenio 2

99

164.93032

Holmio

2 8 18 29 8 2

Br

35

35.453

Cloro

Cl

115

208.98038

Bismuto

Bi

1

2 8 18 32 18 5

(257)

Fermio

Fm

100

167.259

Erbio

Er

68

(288)

2 8 18 32 30 8 2

2 8 18 30 8 2

2 8 18 31 8 2

1

2 8 18 32 18 6

(258)

Md

2 8 18 32 31 8 Mendelevio 2

101

168.93421

Tulio

Tm

69

(292)

Ununhexio

Uuh

116

(209)

Polonio

Po

84

127.60

121.760

83

Teluro

Te Antimonio

Sb

52

85

70

(259)

Nobelio

No

102

173.04

Iterbio

Yb

2 8 18 32 32 8 2

2 8 18 32 8 2

1

2 8 18 32 18 7

Ununseptio

Uus

117

(210)

Astato

At

2 8 18 7

2 8 7

2 7

2 8 18 18 7 126.90447

Yodo

I

53

79.904

2 8 18 18 5

2 8 18 18 6

2 8 18 6

18.9984032

17

78.96

Se

34

32.066

Azufre

S

2 8 6

74.92160

51

Ununpention

Ho

15.9994

16

Bromo

Uup (289)

VIIA

Flúor

9 Oxígeno

2 6

F

VIA

O

8

17

Selenio

2 8 18 5

2 8 5

2 5

16

Arsénico

As

33

30.973761

Fósforo

P

15

14.00674

Nitrógeno

N

7

Ununquadio

2 8 18 32 18 4

2 8 18 18 4

2 8 18 4

2 8 4

2 4

15

Uuq

114

207.2

Plomo

Pb

82

118.710

Estaño

Sn

50

72.64

Germanio

Ge

32

28.0855

Silicio

Si

14

12.0107

Carbono

C

6

14

18 VIIIA

1

2 8 18 32 18 8

2 8 18 18 8

2 8 18 32 9 2 Lutecio 2 8 18 32 32 9 Lawrencio 2 (262)

Lr

103

174.967

Lu

71

2 8 8

2 8

2

2 8 18 8

Ununoctio

Uuo

118

(222)

Radón

Rn

86

131.293

Xenón

Xe

54

83.798

Kriptón

Kr

36

39.948

Argón

Ar

18

20.1797

Neón

Ne

10

4.002602

Helio

He

2

K L

K

O P

K L M N

O P

K L M N

O

K L M N

K L M N

K L M

Tabla Periódica de los Elementos

1 Unidad I

Química

Formulación química

Los compuestos químicos son sustancias que contienen dos o más elementos, los cuales se representan mediante una fórmula química, la cual señala el número de átomos de cada elemento. El nombre que corresponde a dicha fórmula se establece mediante las reglas de cada sistema de nomenclatura.

Cuarto año de secundaria

5

1

Unidad I

La IUPAC se fundó, a finales de la segunda década del siglo XX, por químicos de la industria y del mundo académico. Durante casi ocho décadas la Unión ha tenido éxito creando las comunicaciones mundiales en las ciencias químicas y uniendo a académicos, tanto a los químicos de la industria como del sector público, en un idioma común. La IUPAC se ha reconocido, durante mucho tiempo, como la máxima autoridad mundial en las decisiones sobre nomenclatura química, terminología, métodos estandarizados para la medida, masas atómicas y muchos otros datos evaluados de fundamental importancia. La Unión continúa patrocinando reuniones internacionales al máximo, estatura de ese nivel son simposios científicos especializados en las reuniones con impacto social de la CHEMRAWN. Durante la Guerra Fría, la IUPAC llegó a ser un importante instrumento para mantener el diálogo técnico entre científicos de distintas nacionalidades a lo largo del mundo. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Uni%C3%B3n_Internacional_de_Qu%C3%ADmica_Pura_y_ Aplicada En la Tabla Periódica es posible diferenciar a los elementos, como metales y no metales; además de poder observar los estados de oxidación y sus respectivas valencias. Estado de oxidación (E.O.): es la carga aparente o real de un elemento cuando forma una especie química. El valor de estado de oxidación depende del tipo de especie química formada. Existen tres casos: • Sustancia simple: formada por un solo elemento químico. El valor de estado de oxidación es cero. Fósforo blanco: P40. •

Compuesto químico: formada por dos o más elementos químicos. La suma de estados de oxidación es igual a cero. Se debe tener en cuenta que los alcalinos poseen estados de oxidación +1, los alcalinos térreos +2; F(-1), Al(+3), Si(+4), H(+1) en hidruros metálicos H(-1), O(-2) en peróxidos -1, y con el F es +2.

En el compuesto químico: Na3PO4 el estado de oxidación del sodio es +1 ,el oxígeno es -2 y del fósforo se determina con la suma igual a cero. 1+

x

-2

Na3 PO4

3(+1)+x+4(-2)=0

⇒

x=+5

Principales cationes y aniones: Nombre común Aluminio Bario Berilio Cesio Calcio Cromo (II) Cromo (III) Cromo (VI) Cobalto (II) Cobalto (III) Cobre (I) Cobre (II) Colegios

TRILCE 6

Cationes frecuentes Fórmula Cationes simples Al3+ Ba2+ Be2+ Cs+ Ca2+ Cr2+ Cr3+ Cr6+ Co2+ Co3+ Cu+ Cu2+

Nombre tradicional Aluminio Bario Berilio Cesio Calcio Cromoso Crómico Percrómico Cobaltoso Cobáltico Cuproso Cúprico Central: 6198 - 100

Química Galio Helio Hidrógeno Hierro (II) Hierro (III) Plomo (II) Plomo (IV) Litio Magnesio Manganeso (II) Manganeso (III) Manganeso (IV) Manganeso (VII) Mercurio (II) Niquel (II) Niquel (III) Potasio Plata Sodio Estroncio Estaño (II) Estaño (IV) Zinc Amonio

Ga3+ He2+ H+ Fe2+ Fe3+ Pb2+ Pb4+ Li+ Mg2+ Mn2+ Mn3+ Mn4+ Mn7+ Hg2+ Ni2+ Ni3+ K+ Ag+ Na+ Sr2+ Sn2+ Sn4+ Zn2+ Cationes poliatómicos NH4+

Hidronio

H3O+

Nitronio

NO2+

Mercurio

Hg22+

Arseniuro Azida

Aniones frecuentes Fórmula Aniones simples As3N3-

Bromuro Carburo Cloruro Fluoruro Fosfuro Hidruro Nitruro Óxido Peróxido

Br C4ClFP3HN3O2O22-

Sulfuro Yoduro

S2I-

Nombre formal

www.trilce.edu.pe

Galio (partícula α) (Protón) Ferroso Férrico Plumboso Plúmbico Litio Magnesio Hipomanganoso Manganoso Mangánico Permangánico Mercúrico Niqueloso Niquélico Potasio Argéntico Sodio Estroncio Estanoso Estánico Zinc

Mercurioso

Nombre alternativo

Cuarto año de secundaria 7

1

Unidad I

Arseniato

Oxoaniones AsO43-

Arsenito

AsO33-

Borato

BO33-

Bromato

BrO3-

Hipobromito Carbonato

BrOCO32-

Hidrogenocarbonato Clorato

HCO3ClO -

Perclorato

ClO4-

Clorito

ClO2-

Hipoclorito Cromato

ClOCrO42-

Dicromato

Cr2O72-

Yodato

IO3-

Nitrato

NO3-

Nitrito

NO2-

Fosfato

PO43-

Hidrogenofosfato

HPO42-

Dihidrogenofosfato

H2PO4-

Permanganato

MnO41-

Fosfito

PO33-

Sulfato

SO42-

Tiosulfato

Colegios

TRILCE 8

Bicarbonato

3

S2O32-

Hidrogenosulfato

HSO4-

Sulfito

SO3

Hidrogenosulfito

HSO3-

Acetato

Aniones de ácidos orgánicos C2H3O2-

Formiato

HCO2-

Oxalato Hidrofenooxalato

C2O42HC2O4-

Hidrogenosulfuro Telururo Amiduro

Otros aniones HSTe2NH2-

Cianato Tiocianato Cianuro Hidróxido

OCNSCNCNOH-

Bisulfato

2-

Bisulfito

Bioxalato Bisulfuro

Central: 6198 - 100

Química Se puede formar compuestos inorgánicos mediante el uso de iones, y señalar el nombre de los compuestos mediante el nombre de los iones.

Fe3+

+

(OH)-1 ⇒ Fe (OH)3: Hidróxido férrico

Sabías que: • Durante la Guerra Fría, la IUPAC llegó a ser un importante instrumento para mantener el diálogo técnico entre científicos de distintas nacionalidades a lo largo del mundo.

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La nomenclatura de compuestos toma de base al hidrógeno. II. La definición de valencia es similar al de estado de oxidación.

Explicación

2. Completa:

En un ___________________ químico la suma de estado de oxidación es igual a __________________

3. Relaciona:

I. E.O. =+1

A. Alcalino

II. E.O. =-2

B. Anfígeno

C. Halógeno

Rpta: ________________

SO2

b) II y III

d) III y IV

e) Todas

c) I, II y III

6. Determina el estado de oxidación del cromo en cada caso: II. CrCl3

III. K2CrO4

a) 4+, 2+, 6+

b) 2+, 2+, 7+

c) 2+, 4+, 7+

d) 4+, 2+, 7+

e) 2+, 3+, 6+

Rpta: ________________

5. De los mencionados, ¿cuáles son los estados de oxidación del hierro?

a) I y II

I. CrO

4. Indique el estado de oxidación del azufre en la molécula mostrada:

I. 3+

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II. 2+

III. 6+

IV. 1+

7. Calcula el estado de oxidación del cloro en el compuesto NH4ClO4: a) 1+

b) 1-

d) 3-

e) 7+

c) 3+


1

Unidad I

8. ¿En qué compuesto el estado de oxidación del níquel es 3+? a) NiO

b) NiSO4 c) NiPO4

d) NiCl2 e) NiCO3 9. El compuesto PbO2 se denomina dióxido de plomo, ¿qué tipo de nomenclatura se ha usado? I. Sistemática II. Tradicional

III. Stock

a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I y III

10. Indica la fórmula mencionados: Nombre del compuesto Sulfato de plata Hidróxido férrico

Catión

11. Señalar el nombre mencionados: Fórmula del compuesto PbCO3

de

Catión

de

c) Solo III

los

compuestos

Anión

Fórmula

los

Anión

compuestos

12. Determina la atomicidad del compuesto llamado sulfato férrico: a) 15

b) 13

d) 17

e) 19

c) 14

13. El hidróxido de un metal tiene cinco átomos en su estructura, ¿cuántos átomos poseen la estructura del óxido de dicho metal? a) 2

b) 4

d) 8

e) 10

c) 6

14. Determine el estado de oxidación del metal y del no metal en el sulfuro niqueloso.

a) 2+, 3+ b) 2+, 4+ c) 3+, 5+

d) 2+, 6+ e) 2+, 2-

15. Indique el estado de oxidación del metal y del no metal en el compuesto mostrado: AgNO2 (No considere al oxígeno).

a) 1+, 7+ b) 3+, 5+ c) 1+, 3+

d) 3+, 3-

e) 1+, 3-

Nombre del compuesto

Cu(OH)2

Colegios

TRILCE 10

Central: 6198 - 100

Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información: 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La nomenclatura de compuestos toma de base al oxígeno. II. La definición de valencia es diferente al de estado de oxidación.

Explicación

2. Completa:

En una ___________________ el valor de estado de oxidación es igual a ___________________ . 7. Calcula el estado de oxidación del nitrógeno en el compuesto NH4ClO4:

3. Relaciona:

I. E.O. =2+

A.

Alcalino térreo

II. E.O. =1-

B.

Anfígeno

C.

Halógeno

Rpta: _________________

4. Indique el estado de oxidación del azufre en la mólecula mostrada:

5. De los mencionados, ¿cuáles son los estados de oxidación del cobre? I. 3+

II. 2+

a) I y II

b) II y III

d) II y IV

e) Todas

d) 3-

e) 7+

c) 3+

8. ¿En qué compuesto el estado de oxidación del hierro es 3+? a) FeO

b) FeSO4 c) FePO4

9. El compuesto P2O5 se denomina pentóxido de difósforo, ¿qué tipo de nomencaltura se ha usado?

Rpta: _________________

b) 1-

d) FeCl2 e) FeCO3

SO3

a) 1+

III. 6+

IV. 1+

c) I, II y III

6. Determina el estado de oxidación del manganeso en cada caso: I. MnO2 II. MnCl2

III. KMnO4

a) 4+, 2+, 6+

b) 2+, 2+, 7+

c) 2+, 4+, 7+

d) 4+, 2+, 7+

e) 2+, 3+, 6+

I. Sistemática

II. Tradicional III. Stock

a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I y III

10. Indica la fórmula mencionados:

de

Nombre del Catión compuesto Nitrato cúprico Hidróxido plumboso 11. Señalar el nombre mencionados: Fórmula del compuesto Ni2(SO4)3

Catión

de

c) Solo III

los

compuestos

Anión

los

Anión

Fórmula

compuestos Nombre del compuesto

Pb(OH)4 www.trilce.edu.pe


1

Unidad I

12. Determina la atomicidad del compuesto llamado sulfuro férrico: a) 2

b) 3

d) 5

e) 6

c) 4

13. El hidróxido de un metal tiene siete átomos en su estructura, ¿cuántos átomos poseen la estructura del óxido de dicho metal? a) 3

b) 4

e) 7

d) 6

c) 5

14. Determine el estado de oxidación del metal y del no metal (sin considerar al oxígeno) en el sulfato niqueloso.

a) 2+, 3+ b) 2+, 4+ c) 3+, 5+

d) 2+, 6+ e) 2+, 2-

15. Indique el estado de oxidación del metal y del no metal en el compuesto mostrado: AuPO4 (No considere al oxígeno).

a) 1+, 7+ b) 3+, 5+ c) 1+, 5+

d) 3+, 3-

e) 1+, 3-

Actividades complementarias

http://www2.uni-siegen.de/~pci/ versuche/pics/mg3.jpg

Investiga un poco más: En una pequeña lata, colocar una pequeña cinta de magnesio, y luego quemarla con una cerilla encendida. • ¿Qué sucede?

Combustión del magnesio

NOMENCLATURA QUÍMICA

Tradicional

Colegios

TRILCE 12

Con el estado de

Sin el estado de

oxidación

oxidación

Stock

Sistemática

Central: 6198 - 100

Nomenclatura binaria http://www.lapedreragualuna.cl/Piedras%20para%20Joyeria/Crisocola%20con%20Hematita. JPG

2

Química

Unidad I

La hematita es un mineral de hierro que se forma de la combinación con el oxígeno.

Leemos: La composición aproximada de un vidrio de ventanas es Na2O.CaO.6SiO2. El vidrio lo fabricaban ya los egipcios 1400 años a. de C.; en su elaboración añadían un óxido básico (procedente del natrón o de las cenizas de madera) a la arena (donde se encuentra la sílice). Esto permitía rebajar el punto de fusión de la mezcla y mantener por más tiempo el estado viscoso del vidrio, es decir, prolongar el tiempo de fabricación. El vidrio así obtenido era soluble en agua. Añadiendo a la preparación silicatos terrosos o metálicos (piedras calcáreas o plomo) se creó el vidrio que hoy conocemos. Rápidamente los artesanos variaron sus colores e incorporaron limadura de hierro, agua marina y corteza de abedul, cuerno de vaca, carbón, azufre y también antimonio. La sílice (arena cuárcica), mezclada con óxido de sodio y cal, es el componente básico del vidrio de uso corriente. Si se reemplaza el sodio por potasio, se obtiene el cristal de Bohemia, que tiene más brillo y dureza. La mezcla de sílice, potasio y óxido de plomo, se caracteriza por su pureza, brillo y mayor densidad. Fuente: http://www.escolares.net/descripcion.php?ide=746

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2

Unidad I

Las sustancias químicas que contienen dos elementos químicos en su estructura se denominan compuestos binarios. Estos compuestos binarios pueden presentar oxígeno o hidrógeno como elementos principales. El otro elemento puede ser metal o no metal. Las características del elemento se pueden determinar mediante la Tabla Periódica.

Los principales compuestos binarios Óxido Los óxidos son las combinaciones binarias entre el oxígeno y todos los demás elementos químicos a excepción de los gases nobles y el flúor. ¿Cómo se formulan? Los óxidos tienen la siguiente fórmula, que se aplica a todas las combinaciones: X2On Donde "X" es el símbolo del elemento, el 2 corresponde al estado de oxidación del oxígeno, la O es el símbolo del oxígeno y la "n" es el estado de oxidación del otro elemento, sea metal o no metal. ¿Cómo se nombran? Para nombrar los óxidos se utilizan las 3 nomenclaturas, la tradicional o clásica, la sistemática (IUPAC) y la Stock.

Tradicional o Clásica

Óxidos básicos

Provienen de la combinación entre el oxígeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene un solo estado de oxidación se nombran con las palabras óxido de, y el nombre del metal con el que se combina.

Ejemplos CaO ________________________ Óxido de calcio Na2O _______________________ Óxido de sodio

Si el metal con el que se combina tiene dos estados de oxidación, se pone como en el de un estado de oxidación pero el nombre del metal acaba en oso cuando actúa con el estado de oxidación menor y en ico cuando actúa con el estado de oxidación mayor y se le quita el prefijo de.

Ejemplos FeO _______ Óxido ferroso (El hierro tiene en este caso estado de oxidación +2 y se simplifica). Fe2O3 ______ Óxido férrico (El hierro tiene en este caso el estado de oxidación +3).

Colegios

TRILCE 14

Central: 6198 - 100

Química

Óxidos ácidos o anhidridos

Provienen de la combinación entre el oxígeno y un no metal. Si el no metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y el nombre del no metal con el que se combina acabado en ico.

Ejemplos B2O3 __________________________ Óxido bórico

Si el no metal con el que se combina tiene dos o más estados de oxidación, se ponen al nombre las siguientes terminaciones: Símbolo S, Se, Te

N, P, As, Sb

Cl, Br, I

Estado de oxidación 2 4 6 1 3 5 1 3 5 7

Prefijo Hipo------------------------------------------------------------------Hipo------------------------------------------------------------------Hipo------------------------------------------------------------------Per-

Sufijo -oso -oso -ico -oso -oso -ico -oso -oso -ico -ico

Ejemplos Br2O5 ________________________ Óxido brómico Cl2O7 ________________________ Óxido perclórico

Sistemática

Los óxidos, tanto ácidos como básicos, se nombran escribiendo delante de la palabra óxido y del nombre del elemento unos prefijos, que indican el número de átomos del mismo elemento que tiene en esa molécula. Prefijo monoditritetrapentahexaheptaocto-

Número de átomos 1 2 3 4 5 6 7 8

La nomenclatura se aplica a la fórmula que ya está simplificada. El prefijo mono puede suprimirse, esto significa que si un elemento no tiene prefijo significa que solo interviene un átomo de ese elemento en la misma fórmula.

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2

Unidad I

Ejemplos As2S3 ________________________ Trisulfuro de diarsénico. PF5 ________________________ Pentafluoruro de fósforo.

Stock

Los óxidos, tanto ácidos como básicos, se nombran escribiendo delante de la palabra óxido y del nombre del elemento unos prefijos, que indican el número de átomos del mismo elemento que tiene en esa molécula.

Ejemplos Fe2O3 _______________________ Óxido de hierro (III) SO3

_______________________ Óxido de azufre (VI)

FeO

_______________________ Óxido de hierro (II)

Na2O _______________________ Óxido de sodio. No se pone paréntesis porque el sodio solo tiene un estado de oxidación. Hidruros

Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento, hay tres tipos: hidruros metálicos, ácidos hidrácidos y los hidruros volátiles.

¿Cómo se formulan?

Hidruros metálicos

Para formular los hidruros metálicos se escribe primero el símbolo del metal, a continuación el símbolo del hidrógeno (H) y después la valencia del metal.

Fórmula: XHn

Ácidos hidrácidos

Para formular los ácidos hidrácidos se escribe primero el símbolo del hidrógeno (H), a continuación la valencia del no metal y por últimos el símbolo del azufre, selenio, teluro, flúor, cloro, bromo o yodo. Fórmula: HnX(ac)

Hidruros volátiles

Para formular los hidruros volátiles se escribe primero el símbolo del nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, boro, carbono o silicio, a continuación el símbolo del hidrógeno (H) y después la valencia del no metal correspondiente.

Fórmula: XHn Colegios

TRILCE 16

Central: 6198 - 100

Química

¿Cómo se nombran?

Hidruros metálicos

Provienen de la combinación entre el hidrógeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras hidruro de, y el nombre del metal con el que se combina. En las demás nomenclaturas es igual que en los óxidos, la única diferencia es que en vez de óxido se pone hidruro.

Ejemplos Tradicional / Stock / Sistemática. CaH2 ________________________ Hidruro de calcio / Hidruro de calcio / Dihidruro de calcio. NaH ________________________ Hidruro de sodio / Hidruro de sodio / Hidruro de sodio

Ácidos Hidrácidos

Son las combinaciones binarias entre el hidrógeno y los siguientes no metales: Elemento

Valencia

Azufre Selenio Teluro

2

Elemento Flúor Cloro Bromo Yodo

Valencia 1

Los ácidos hidrácidos solo se nombran en las nomenclaturas tradicional y sistemática, y no en la Stock.

Tradicional

Se nombran con la palabra ácido seguida del nombre del no metal terminado en hídrico.

Ejemplos HCl(ac) ________________________ Ácido clorhídrico. H2S(ac) ________________________ Ácido sulfhídrico.

Sistemática

Se nombran primero poniendo el nombre del no metal acabado en uro. y sigue con las palabras de hidrógeno.

Ejemplos HCl ________________________ Cloruro de hidrógeno. H2S ________________________ Sulfuro de hidrógeno.

Hidruros volátiles

Son las combinaciones del hidrógeno con los siguientes elementos químicos, y que contienen las siguientes valencias:

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2

Unidad I

Elemento Nitrógeno Fósforo Arsénico Antimonio Boro Carbono Silicio

Símbolo N P As Sb B C Si

Valencia

3 4 4

Los hidruros volátiles se nombran en la sistemática, en vez de la tradicional tienen un nombre especial cada uno de ellos, y se indican en este cuadro: Fórmula NH3

Nombre común Amoniaco

Sistemática Trihidruro de nitrógeno

PH3

Fosfina

Trihidruro de fósforo

AsH3

Arsina

Trihidruro de arsénico

SbH3

Estibina

Trihidruro de antimonio

BH3

Borano

Trihidruro de boro

CH4

Metano

Tetrahidruro de carbono

SiH4

Silano

Tetrahidruro de silicio

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los óxidos contienen dos o más elementos. II. El agua es un óxido básico.

Explicación

2. Completa:

La combinación de un ___________________ con el oxígeno forma ___________________. 5. Escriba la compuestos:

3. Relaciona: I. CuO

A. Óxido ácido

II. CO

B. Óxido neutro

C. Óxido básico

Rpta: _________________

4. Señala el nombre en forma sistemática a: Cl2O3

___________________

PbO2

___________________

Colegios

TRILCE 18

fórmula

de

los

siguientes

Pentóxido de dibromo

_______________

Monóxido de carbono

_______________

6. Da a conocer en el sistema Stock el nombre de: As2O3 ___________________ MnO3 ___________________ 7. Escriba la fórmula de:

Óxido de cobre (II)

________________

Óxido de cromo (VI)

________________ Central: 6198 - 100

Química 8. Coloca el nombre según el sistema tradicional:

II. PH3

N2O5 ___________________

13. Completa el siguiente cuadro:

PbO ___________________ 9. Escriba la fórmula de:

Fórmula SO3

___________________

Tradicional

IUPAC

Stock

Ni2O3

Óxido niqueloso ___________________

MgH2

Óxido perclórico ___________________

AsH3

10. De los mencionados, ¿cuáles son óxidos básicos? I. CaO

II. MgO

III. SO2

IV. P2O3

Rpta: _________________

HBr(ac) 14. Completa el cuadro: Fórmula Cl2O

Nombre Óxido niquélico

KH Hidruro de antimonio

11. De los mencionados, ¿cuáles son óxidos ácidos? I. CO2

II. NiO

III. Br2O

IV. ZnO

Rpta: _________________

H2S(ac) 15. El óxido de un metal es pentatómico, ¿cuántos átomos posee el hidruro de dicho metal, si actúa con el mismo estado de oxidación? a) 2

b) 3

d) 5

e) 6

c) 4

12. Nombra a: I. NaH ___________________

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los óxidos contienen dos o más átomos diferentes. II. Un hidruro solo contiene 2 elementos.

Explicación

2. Completa:

La combinación de un metal con el ___________________ forma un óxido ___________________.

3. Relaciona:

4. Señala el nombre en forma sistemática a:

I. CO2

A. Óxido ácido

II. CaO

B. Óxido neutro

C. Óxido básico

___________________ Cl2O PbO ___________________

Rpta: _________________

www.trilce.edu.pe


2

Unidad I

5. Escriba la compuestos:

fórmula

de

los

siguientes

Pentóxido de diyodo

__________________

Monóxido de dibromo

__________________

6. Da a conocer en el sistema Stock el nombre de: As2O5 ___________________ MnO2 ___________________

___________________

CuH2

___________________

13. Completa el siguiente cuadro: Fórmula SO2

Tradicional

IUPAC

Stock

NiO

SbH3

Óxido de cobre (I)

_________________

Óxido de cromo (III)

__________________

8. Coloca el nombre según el sistema tradicional: N2O

____________________

____________________

HCl(ac) 14. Completa el cuadro: Fórmula K2O

Nombre Óxido plumboso

NaH

9. Escriba la fórmula de:

Hidruro de selenio

Óxido niquélico ____________________

Óxido sulfúrico ____________________

10. De los mencionados, ¿cuáles son óxidos básicos? I. CuO

II. SO3

III. MgO

IV. P2O5

AlH3

CaH2

7. Escriba la fórmula de:

PbO2

12. Nombra a:

H2Se(ac) 15. El óxido de un metal es diatómico, ¿cuántos átomos posee el hidruro de dicho metal, si actúa con el mismo estado de oxidación? a) 2

b) 3

d) 5

e) 6

c) 4

Rpta: _________________

11. De los mencionados, ¿cuáles son óxidos ácidos? I. NiO

II. B2O3

III. CrO

IV. SO

Colegios

Rpta: _________________

TRILCE 20

Central: 6198 - 100

Química Actividades complementarias

Investiga un poco más: Coloca un alambre de cobre sobre un mechero encendido.

http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria. kent/Rincon-C/practica2/pr-79/imanvela3.JPG

• ¿Qué observa?

Óxido ácido

Óxido básico

Óxido neutro

ÓXIDO

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Nomenclatura ternaria

http://escenarios.ideario.es/UserFiles//Image/glineros/yeso.jpg

3

Unidad I

Los cristales de yeso se forman en diferentes direcciones sobre la naturaleza, estos se incrementan al absorver moléculas de agua.

Leemos: La leche de magnesia Como la versión más común a la venta parece leche, por esta razón se le llama leche de magnesia, pero su nombre químico es hidróxido de magnesio. Su uso más común es como antiácido, pero se le usa aunque sin pruebas contundentes, en otras áreas como: Usos externos • Ayuda a calmar las quemaduras de sol después de un día en la playa. • Hay quienes la usan como desodorante, especialmente en piel sensitiva. • Ayuda a calmar el ardor causado por irritación en la piel (quemaduras, alergias etc.). • Se le usa en las nalgas de los bebes para calmar la irritación del pañal. En el campo de la belleza • Se cree que ayuda con el exceso de grasa en el rostro. Como matificante se usa en la mañana aplicándola en las zonas grasosas de la piel. Se diluye unas gotas de magnesia con agua. Hay quienes la usan bajo el humectante y otras después del humectante. • Algunas personas creen que ayuda con el acné ya que regula la grasa.

Colegios

TRILCE 22

Central: 6198 - 100

Química Ingiriéndola • Tiene un efecto laxante • Ayuda a combatir la acidez estomacal Precauciones • No se debe ingerir si hay dolor abdominal, vómito, náuseas o si se tienen problemas renales. • No debe tomarse por más de una semana ya que puede causar adicción. • Consultar con el médico en caso de embarazo y lactancia. Cuidados al usarla externamente • Puede obstruir los poros • En pieles normales o mixtas puede causar sequedad, tirantes o irritación. • Se debe usar leche de magnesia sin saborizantes ni colorantes. • No usar en combinación con maquillaje mineral porque cambia de color al contacto con la leche de magnesia. Fuente: http://www.lindisima.com/ayurveda/magnesia.htm Las sustancias químicas que contienen tres elementos químicos se denominan compuestos ternarios. Estos compuestos pueden ser hidróxidos o pueden ser ácidos oxácidos. Hidróxido Son compuestos ternarios de naturaleza básica que se obtienen de la reacción de un óxido básico con el agua. Su naturaleza básica se debe a la presencia de iones hidróxido OH1-. Azulea al papel de tornasol. Los alcalinos y los alcalinos térreos al reaccionar directamente con el agua forman hidróxidos. Formulación de un hidróxido: M(OH)n Donde el valor de “n” es el estado de oxidación del elemento M. Para dar nombre a un hidróxido, se puede utilizar los tres sistemas de nomenclatura: Sistemática, Stock o tradicional. NaOH Pb(OH)2 • Hidróxido sódico

• Dihidróxido de plomo

• Hidróxido de sodio

• Hidróxido de plomo(II)

• Hidróxido plumboso

Fe(OH)3

Fe(OH)2

• Trihidróxido de hierro

• Dihidróxido de hierro

• Hidróxido de hierro (III)

• Hidróxido de hierro (II)

• Hidróxido férrico

• Hidróxido ferroso

Ácidos oxácidos Son sustancias que contienen en su estructura átomos de hidrógeno unido al oxígeno. Es este hidrógeno que le da el carácter ácido. La formulación de un ácido oxácido depende del estado de oxidación del elemento no metálico. www.trilce.edu.pe


3

Unidad I

n=impar

n=par

E=B, P, As

HEO n+2 1

H2 EOc n +2 2 m

H3 EOc n +2 3 m

f

p

Para dar el nombre a los ácidos oxácidos se coloca la palabra ácido y luego la terminación de acuerdo a su estado de oxidación. Los ácidos polihidratados utilizan más de una molécula de agua en su formación. Prefijo

E.O. impar anhidrido 1 1 1

Meta Piro Orto

E.O. par agua 1 2 3

anhidrido 1 2 1

agua 1 1 2

Se obtienen a través de la hidratación de un óxido ácido o anhidrido. Óxido ácido + H2O ⇒ Oxácido Se debe tener en cuenta el número de moléculas de agua con el cual se hidrate, además de simplificar la expresión si es divisible por 2, de tal manera: Moléculas de Agua

Prefijo

1 molécula

Meta

Ejemplo Cl2O + 1H2O → H2Cl2O2 simplificando HClO Cl2O3 + 1H2O → H2Cl2O4 simplificando HClO2 Cl2O5 + 1H2O → H2Cl2O6 simplificando HClO3 Cl2O7 + 1H2O → H2Cl2O8 simplificando HClO4 Cl2O + 2H2O → H4Cl2O3

2 moléculas

Piro

Cl2O3 + 2H2O → H4Cl2O5 Cl2O5 + 2H2O → H4Cl2O7 Cl2O7 + 2H2O → H4Cl2O9 Cl2O + 3H2O → H6Cl2O4 simplificando H3ClO2

3 moléculas

Orto

Cl2O3 + 3H2O → H6Cl2O6 simplificando H3ClO3 Cl2O5 + 3H2O → H6Cl2O8 simplificando H3ClO4 Cl2O7 + 3H2O → H6Cl2O10 simplificando H3ClO5

Colegios

TRILCE 24

Central: 6198 - 100

Química Nomenclatura: tomando los oxácidos obtenidos en el anterior proceso Oxácido u oxoácido HClO

N. Tradicional o Clásica Ácido metahipocloroso

N. Sistemática o IUPAC Oxoclorato (I) de hidrógeno

HClO2

Ácido metacloroso

Dioxoclorato (III) de hidrógeno

HClO3

Ácido metaclórico

Trioxoclorato (V) de hidrógeno

HClO4

Ácido metaperclórico

Tetroxoclorato (VII) de hidrógeno

H4Cl2O3

Ácido pirohipocloroso

Pirooxoclorato (I) de hidrógeno

H4Cl2O5

Ácido pirocloroso

Pirodioxoclorato (III) de hidrógeno

H4Cl2O7

Ácido piroclórico

Pirotrioxoclorato (V) de hidrógeno

H4Cl2O9 H3ClO2

Ácido piroperclórico Ácido ortohipocloroso

Pirotetroxoclrato (VII) de hidrógeno Ortooxoclorato (I) de hidrógeno

H3ClO3

Ácido ortocloroso

Ortodioxoclorato (III) de hidrógeno

H3ClO4

Ácido ortoclórico

Ortotrioxoclorato (V) de hidrógeno

H3ClO5

Ácido ortoperclórico

Ortotetroxoclorato (VIII) de hidrógeno

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los hidróxidos contienen dos elementos en su estructura. II. Los ácidos oxácidos tienen naturaleza ácida debido a la presencia de oxígeno.

Explicación

2. Completa:

La combinación de un óxido ___________________ con el agua forma un hidróxido.

3. Relaciona correctamente: I. HNO2 A. Ácido hidrácido II. NaOH B. Ácido oxácido

6. Señala el nombre en el sistema Stock: Fe(OH)3

_________________________

Hg(OH)2

_________________________

C. Hidróxido

Rpta: ___________________


4. Escriba el nombre de los mencionados en el sistema IUPAC:

Hidróxido de cobre (II)

_______________

Hidróxido de estaño (IV)

_______________

Sn(OH)4 _________________________ Pb(OH)2 _________________________ 5. Escriba la compuestos:

fórmula

de

Trihidróxido de níquel Tetrahidróxido de plomo

www.trilce.edu.pe

los

siguientes

____________ ____________

fórmula

de

los

siguientes

8. Escriba el nombre en el sistema tradicional:

Mn(OH)2 _______________

Cr(OH)3 _______________


3

Unidad I


fórmula

de

los

siguientes


fórmula

de

los

siguientes

Hidróxido ferroso

_______________

Ácido hiposulfuroso

________________

Hidróxido mangánico

_______________

Ácido crómico

________________

10. Señala el nombre en el sistema IUPAC de los compuestos señalados:

HNO3

_________________________

H2CO3

_________________________

14. Completa el siguiente cuadro: Fórmula Au(OH)3 Hidróxido de estaño (IV) H 3 PO 3

11. Escriba la fórmula de los compuestos:

Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno ___________

Trioxoclorato (V) de hidrógeno ___________

12. Menciona el nombre en el sistema tradicional a:

HClO

_________________________

H2SiO3

_________________________

Nombre

Trioxonitrato (V) de hidrógeno 15. El hidróxido de un metal es heptatómico, ¿cuántos átomos posee el óxido del mismo metal? a) 3 b) 4 d) 6

c) 5

e) 7

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los hidróxidos contienen tres elementos en su estructura. II. Los ácidos oxácidos tienen naturaleza ácida debido a la presencia de hidrógeno unido al no metal.

Explicación

2. Completa:

La combinación de un óxido ácido con el _______________ forma un hidróxido ________________.

3. Relaciona:


I. HNO3

A. Ácido hidrácido

B. Ácido oxácido

II. KOH

C. Hidróxido

Rpta: __________________

4. Escriba el nombre de los mencionados en el sistema IUPAC: Sn(OH)2 _________________________ Pb(OH)4 _________________________ Colegios

TRILCE 26

fórmula

de

Dihidróxido de níquel Trihidróxido de hierro

los

siguientes

________________ _______________

6. Señala el nombre en el sistema Stock: Fe(OH)2 Hg(OH) 7. Escriba la compuestos:

_________________________ _________________________ fórmula

Hidróxido de cobre (I) Hidróxido de estaño (II)

de

los

siguientes

________________ _______________ Central: 6198 - 100

Química 8. Escriba el nombre en el sistema Tradicional:

Mn(OH)3 _________________________

Cr(OH)2 _________________________


fórmula

de

los

siguientes


de

Ácido hipocloroso Ácido sulfuroso

los

siguientes

________________ ________________

14. Completa el siguiente cuadro:

Hidróxido férrico

_______________

Hidróxido manganoso

_______________

Fórmula Au(OH)

HBrO3 _________________________

HIO3 _________________________ fórmula

de

los

siguientes

Trioxosulfato (IV) de hidrógeno ____________

Trioxoclorato (III) de hidrógeno ____________

Nombre Hidróxido de plomo (IV)

10. Señala el nombre en el sistema IUPAC de los compuestos señalados:


fórmula

H3PO2 Trioxobromato (V) de hidrógeno 15. El hidróxido de un metal es pentatómico, ¿cuántos átomos posee el óxido del mismo metal? a) 2 d) 6

b) 4 e) 7

c) 5

12. Señala el nombre en el sistema tradicional: HClO4 _________________________ H2SO2 _________________________ Actividades complementarias

Investiga un poco más: Coloque una barra de azufre en un recipiente de porcelana y quémelo. Luego adicione agua caliente. • ¿Qué observa?

ELEMENTO

Hidruro

Óxido

Ácido oxácido

www.trilce.edu.pe

Hidróxido

Hidrácido


Sales

http://www.minas.upm.es/inicio/Museo%20Historico/image21.jpg

4

Unidad I

La galena es un mineral del grupo de los sulfuros. Forma cristales cúbicos, octaédricos. La disposición de los iones en el cristal es la misma que en el cloruro sódico (NaCl), la sal marina. Su fórmula química es PbS.

Leemos: • Las bebidas carbonatadas o gaseosas son una consecuencia de los ensayos para producir aguas efervescentes semejantes a las de las fuentes naturales. Al cabo de algún tiempo se les agregaron saborizantes, y de ahí nacieron las diversas aguas y bebidas gaseosas, que son esencialmente agua cargada con dióxido de carbono a la que se ha añadido azúcar y algún ácido, una materia colorante y un agente de sabor. Para que se conserve el gas, se envasa la bebida gaseosa en recipiente herméticamente cerrado. • Marcas reconocidas en el mercado nacional

Colegios

TRILCE 28

Central: 6198 - 100

Química • Los saborizantes para las bebidas gaseosas se preparan por empresas especializadas. Con cada sustancia se suministran instrucciones claras y la forma exacta para la preparación del jarabe. Los saborizantes son extractos alcohólicos, emulsiones, soluciones alcohólicas o jugos de frutas. • Los extractos alcohólicos se preparan por lixiviación de drogas secas con soluciones alcohólicas, o bien lavando aceites esenciales con mezclas de agua y alcohol y dejando que se separe el aceite. • Las emulsiones se preparan con aceites esenciales, goma arábiga y jarabe espeso de azúcar o de glicerina; la mezcla se pasa por un homogeneizador. Ejemplo de estas emulsiones, la de naranja y la llamada cerveza de raíces. • Algunos saborizantes, como el de cereza, fresa y helado con soda son solubles en soluciones alcohólicas diluidas, y se suelen preparar disolviendo los aceites esenciales en el alcohol y agregando agua hasta obtener la dilución conveniente. • Además de los saborizantes, se usan otras sustancias para mejorar el sabor y el aroma del refresco. Por ejemplo, a los refrescos estilo "cola" se les pone cafeína en proporción de 7 a 23 mg por 100 cc. Se agrega la cafeína no tanto por el efecto estimulante cuanto por su sabor amargo. • Ácido cítrico: se extrae de los limones, limas y piñas. Como el ácido cítrico es un ingrediente natural de todos los frutos cítricos, todas las bebidas que tienen estos sabores se acidifican con dicho ácido, que se usa en solución de 48%. • Ácido fosfórico: es el acidulante más económico, no sólo por su bajo costo, sino también porque es muy potente. Se usa principalmente en los refrescos tipo "cola". • Ácido tartárico: en uno de los subproductos de la elaboración del vino. El sabor ácido de la bebida depende de la concentración de iones de hidrógeno, pues tienen el mismo sabor ácido las soluciones de los ácidos cítricos, tartáricos o fosfóricos de igual pH. Se añaden ácidos a los refrescos para modificar la dulzura del azúcar y como preservativo. Todos los ácidos que se agreguen a los refrescos han de ser "grado para alimentos ". Fuente: http://www.buenastareas.com/ensayos/Experimento-Con-Bebidas-Carbonatadas/1450438.html

Sales Las sales son compuestos químicos que contienen en su estructura a dos iones: catión y anión. La mayoría de sales son sustancias solubles en agua y presentan una estructura iónica. Obtención:

ácido + hidróxido → sal + agua

Fórmula de una sal: (catión)n (anión)m

Nomenclatura de una sal: nombre del anión y luego el nombre del catión El anión se obtiene de un ácido, retirando en forma parcial o total los átomos de hidrógeno, y se produce un cambio de nomenclatura de ácido por la sal: ___hídrico x ___uro, ___oso x ___ito, ico___ x ato. El catión se obtiene de un metal, hidruro o de un hidróxido.

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4

Unidad I

Clasificación de sales: Las sales se pueden clasificar en: Por su naturaleza: •

Sal ácida: si proviene de un ácido fuerte, como por ejemplo, cloruro de amonio NH4Cl.

•

Sal basica: si proviene de una base fuerte, como por ejemplo, nitrito de potasio KNO2.

• Sal neutra: si proviene de un ácido fuerte con una base fuerte, como por ejemplo, nitrato de sodio NaNO3. Por el tipo de ácido que lo origina: •

Sal haloidea: si proviene de un ácido hidrácido, como por ejemplo: sulfuro férrico Fe2S3.

•

Sal oxisal: si proviene de un ácido oxácido, como por ejemplo: carbonato de calcio CaCO3.

Por el agua de hidratación: • Sal hidratada: si contiene en su estructura moléculas de agua, como por ejemplo, sulfato de sodio decahidratado Na2SO4.10H2O •

Sal anhidra: si no contiene en su estructura moléculas de agua, como por ejemplo, nitrato de potasio KNO3.

Ejemplos Cu2SO4

Sulfato cuproso o sulfato tetraoxosulfato (VI) de cobre (I)

Fe(CIO3)3

Clorato férrico o clorato de trioxoclorato (V) de hierro (III)

KNO3

Nitrato de potasio trioxonitrato (V) de potasio

CaSO3

Sulfito de calcio trioxosulfato (IV) de calcio

HgMnO4

Permanganato de mercurio (I) tetraoxomanganato (VII) de mercurio o

permanganato mercurioso mercurio (I)

Ca(NO3)2

bis [ trioxonitrato (V)] de calcio

Ba3(AsO4)2

bis [ tetraoxoarseniato (V)] de bario

KHSO4

Hidrogenosulfato de potasio o hidrogenotetraoxosulfato (VI) de potasio

NaHCO3

Hidrogenocarbonato de sodio o hidrogenotrioxocarbonato (IV) de sodio

CuH2PO4

Dihidrogenofosfato de cobre (I) o dihidrogenotetraoxofosfato (V) de cobre (I)

Fe(HSO3)2

Hidrogenosulfito de hierro (II) o hidrogenotrioxulfato (IV) de hierro (II)

FeKNaS2

Sulfuro (triple) de hierro (II) - potasio sodio

BiBrClI

Bromuro cloruro - yoduro de bismuto

AlF(SO4)

Fluoruro - sulfato de aluminio

MgCl(OH)

Cloruro - hidróxido de magnesio o hidroxicloruro de magnesio

Pb(CO3)O

Carbonato - óxido de plomo (IV) u oxicarbonato de plomo (IV)

CuSO4 • 5 H2O Sulfato de cobre (II) - agua o sulfato de cobre (III) pentahidrato

Colegios

CaCl2 • 8NH3

Cloruro de calcio - amoniaco

Al2O3 • 3 H2O

Óxido de aluminio - agua u óxido de aluminio trihidrato

TRILCE 30

Central: 6198 - 100

Química Lista de fórmulas químicas de productos utilizados en lo cotidiano Nombre común

Compuesto responsable Fórmula química del de su actividad compuesto activo

Para qué se utiliza

Sal

Cloruro de sodio

NaCl

Sazonador

Cal viva

Óxido de calcio

CaO

Producción de cal apagada

Hidroxal

Hidróxido de magnesio

Amoniaco

Amoniaco

Leche de magnesia

Hidróxido de magnesio

Mg(OH)2

Antiácido y laxante

Hidrosal

Hidróxido de aluminio

Al(OH)3

Antiácido

Hielo seco

Dióxido de carbono

CO2

Extinguidor de fuego

Soda cáustica

Hidróxido de sodio

NaOH

Fabricación de jabón

Cal apagada

Hidróxido de calcio

Ca(OH)2

Mármol, piedra caliza Carbonato de calcio

Mg(OH)2 NH3

CaCO3 H 2O

Antiácido y laxante Desinfectante

Neutralizar terrenos ácidos En la industria del cemento, antiácido, prevenir diarrea. Beber, lavar

Agua

Agua pura

Ácido de batería

Ácido sulfúrico

Cuarzo

Óxido de silicio (IV)

SiO2

Arena para construcción

Ácido muriático

Ácido clorhídrico

HCl

Limpiador de metales

Potasa cáustica

Hidróxido de potasio

KOH

Destaquear tuberías

Anestesia

Dióxido de nitrógeno

N 2O

Anestésico

Herrumbre

Óxido de hierro (III)

Fe2O3

Polvo

Polvo de hornear

Carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio

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H2SO4

NaHCO3

Limpiador de metales

Antiácido, fuego

extinguidor

de


4

Unidad I

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Las sales poseen en su estructura solo cationes. II. Una sal hidratada carece de moléculas de agua en su estructura.

Explicación

2. Completa:

La unión entre un ácido fuerte y una base fuerte forma una ________________ y _________________. 8. De las mencionadas, haloideas?

3. Relaciona: I. NaCl

A. Sal haloidea

II. KClO

B. Sal oxisal

C. Sal hidratada

Rpta: ___________________ 4. Indica el nombre de los mencionados en el sistema IUPAC para: CaCO3

_________________________

FeCl3

_________________________

5. Indica la fórmula de los siguientes compuestos:

Nitrato de potasio

________________

Sulfato de calcio

________________

6. Da a conocer los nombres en el sistema tradicional para: NaNO2

_________________________

PbS2

_________________________


Sulfato de magnesio

________________

Cloruro férrico trihidratado ________________

¿cuáles

son

I. NaCl

II. KNO3

III. Cul2

a) Solo I

b) Solo II

c) Solo III

d) I y II

e) I y III

9. De los mencionados, oxisales?

¿cuáles

son

I. FeSO4 II. PbS2

III. ZnCO3

a) I y II

b) I y III

c) II y III

d) Solo I

e) Solo II

sales

sales

10. El sulfato de un metal es hexatómico. ¿Cuántos átomos contiene el nitrato del mismo metal? a) 6

b) 7

d) 9

e) 10

c) 8

11. Relaciona:

I. NaBr

:

Bromuro de sodio

II. CuSO3 :

Sulfito cuproso

III. Fe(CIO)3 :

Hipoclórito férrico

a) I y II

b) II y III

d) Solo I

e) I, II y III

c) I y III

12. Completa: ___________________ + ___________________ → hiposulfito plumboso + ___________________ ___________________+

Colegios

TRILCE 32

H2SO2

→ ___________________ + ___________________

Central: 6198 - 100

Química 13. Completa:

Ácido nítrico + ___________________ → ___________________ + ___________________

___________________

+ NaOH

→ ___________________ + ___________________

14. ¿Cuántos átomos contiene el sulfato cúprico pentahidratado? a) 6

b) 10

d) 21

e) 24

c) 17

15. Completa el siguiente cuadro: Nombre del compuesto Sulfuro de plata

Fórmula del compuesto

E.O. del metal

Función química

E.O. del no metal (*)

KClO Fosfato de calcio Fe(BrO4)2 (*) No considerar al hidrógeno ni al oxígeno.

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Las sales poseen en su estructura cationes y aniones. II. Una sal anhidra carece de moléculas de agua en su estructura.

Explicación

2. Completa:

La unión entre un ______________ y un ________________ forma un sal haloidea y ______________. 5. Señala la fórmula de los compuestos:

3. Relaciona: I. NaClO

A. Sal haloidea

II. KCl

B. Sal oxisal

C. Sal hidratada

Rpta: _________________ 4. Indica el nombre de los mencionados en el sistema tradicional para:

Nitrito de potasio

____________

Sulfito de calcio

____________

6. Da a conocer los nombres en el sistema tradicional para: NaNO3 _________________________

PbS

_________________________

Na2CO3 _________________________


FeCl2 _________________________

Carbonato de magnesio

Cloruro ferroso pentahidratado ____________

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____________


4

Unidad I

8. De las mencionadas, oxisales?

¿cuáles

son

I. KClO

II. NaBr

III. MgSO4

a) Solo I

b) Solo II

c) Solo III

d) I y II

e) I y III

sales

10. El carbonato de un metal es hexatómico. ¿Cuántos átomos contiene el clorato del mismo metal? a) 5

b) 7

d) 9

e) 10

c) 8

11. Relaciona:

9. De los mencionados, oxisales?

¿cuáles

son

sales

I. NaBrO :

Bromito de sodio

I. FeS

II. PbSO2

III. ZnCl2

II. CuSO4 :

Sulfato cúprico

III. Fe(CIO)2 :

Hipoclorito férrico

a) I y II

b) I y III

c) II y III

a) I y II

b) II y III

d) Solo I

e) Solo II

d) Solo II

e) I, II y III

c) I y III

12. Completa: ___________________ + ___________________ → sulfito plúmbico + ___________________ ___________________+___________________ → ___________________ + ___________________ 13. Completa: Ácido nitroso + ___________________ → ___________________ + ___________________

___________________

+

KOH

→

___________________

____________________

14. ¿Cuántos átomos contiene el sulfito cuproso pentahidratado?

a) 6

d) 21

b) 10

c) 17

e) 24

15. Completa el siguiente cuadro: Nombre del compuesto Cloruro de Zinc

Fórmula del compuesto

Función química

E.O. del metal

E.O. del no metal (*)

KClO3 Fosfito de magnesio Cu(BrO)2 (*) No considerar al hidrógeno ni al oxígeno.

Colegios

TRILCE 34

Central: 6198 - 100


Investiga un poco más: Coloca en un recipiente de porcelana 100 ml de ácido muriático y luego adicione 100 ml de soda caústica en solución. http://i.ytimg.com/vi/4DyYT2Jtsnk/0.jpg

• ¿Qué observa?

Cuadro de funciones químicas

No metal

Metal

OXÍGENO Combinaciones binarias del oxígeno

Óxidos ácidos

Óxidos básicos

AGUA

Hidróxidos

anfóteros

Sales oxisales Sales haloideas

Oxácidos

Neutras, ácidas básicas dobles, mixtas hidratadas Hidruros

Hidrácidos HIDRÓGENO Combinaciones binarias del hidrógeno

No metal www.trilce.edu.pe

Metal Cuarto año de secundaria 35

UNIDAD

http://1.bp.blogspot.com/_uN9ed_wm0W4/TGxDy7TbnKI/AAAAAAAABYE/_jBBMkYf0O4/s1600/nanotube_friction2.jpg

II

Este

La estructura interna de la materia determina las características de la sustancia química, y mediante una reacción química se puede realizar una proporción entre las sustancias involucradas.

quiometría La estimación que se maneja sobre las cantidades relativas de deuterio, han sido obtenidas a través del estudio de los datos que han aportado observaciones de satélites (Copérnico, Hubble). La conclusión a que se ha podido llegar, sobre la abundancia del deuterio en la composición del gas galáctico contemporáneo, es de: D/H = 1,65 (+0,07, - 0,18) x 10-5. Los datos que se han podido obtener sobre la cantidad relativa de deuterio corresponden a la época en que nuestro Sol comenzó a tener el comportamiento conocido para una estrella, o sea, hace unos cuatro mil quinientos millones de años. Ellos, fueron obtenidos indirectamente a partir de una lámina de aluminio colocada por los cosmonautas norteamericanos en la Luna. Se trataba de un proyecto concebido por Johannes Geiss y su equipo de la Universidad de Berna. El Sol emite continuamente en el espacio un «viento solar». Se trata de partículas, extraídas de su atmósfera, que se propagan a gran velocidad hasta los confines del sistema solar. La Luna, sin atmósfera y sin campo magnético, las recibe en su superficie. La lámina de aluminio atrapó esas partículas que después fueron estudiadas en laboratorio, obteniéndose así información de primera mano sobre la composición del viento solar y, por ende, sobre la composición actual de la superficie solar. La superficie solar no contiene deuterio. En las temperaturas de las capas superiores de nuestra estrella, el deuterio se destruye rápidamente por la reacción p + D → 3He + γ. El helio-3 así producido se agrega al que estaba ya presente en la nebulosa protosolar. Las mediciones realizadas sobre la lámina de aluminio muestran efectivamente una relación isotópica del helio (3 He/4 He) = 4,50 ± 0,4 x 10-4. Este valor es más alto que el observado en ciertos meteoritos (3 He/4 He = 1,5 ± 0,3 x 10-4) que representa la composición del gas galáctico en el nacimiento del Sol. La diferencia entre los dos valores da una medida del valor de la relación D/H en la nebulosa protoplanetaria D/Hprotosolar = (2,6 ± 1,0) x 10-5 (teniendo en cuenta el valor solar de la relación 4 He/H = 0,10 (± 0,01)). Se observa igualmente deuterio en la superficie de Júpiter con una relación isotópica totalmente comparable. Estos valores se refieren a la composición de la nebulosa protosolar. No poseemos nada más antiguo. La exploración hacia tiempos más antiguos parte de un principio simple: no sólo las estrellas no fabrican D sino que queman el que se encuentra en ellas. La materia desechada al final de su vida estelar ya no contiene D. La abundancia de D en la galaxia no puede sino decrecer con el tiempo. Por ello, y pese a que no se tienen evidencias duras al respecto que nos permitan estimaciones categóricas, no sorprende el hecho de distinguir una disminución de la relación D/H entre el nacimiento del Sol y lo que podemos observar hoy día. Sin embargo, y pese a la fragilidad que podrían comportar las cifras que hemos estado analizando, podemos señalar que la disminución de la relación D/H es proporcional a la fracción de la masa del gas galáctico que ha «transitado» por alguno de los muchísimos astros que pueblan las galaxias. Cálculos realizados con modelos de evolución de galaxias, y la generación de estrellas que se sucedieron en ellas, nos permiten estimar su posible cantidad inicial en 2 x 10-4 > D/H > 2 x 10-5. Ahora, subrayemos que se trata de una extrapolación hecha sobre más de diez mil millones de años y, en consecuencia, bastante incierta. En segundo lugar, veamos ahora que sucede con las cantidades de helio-3. Las mediciones que anteriormente hemos descrito nos permiten estimar la cantidad 3He/H = 1,5 ± 0,3 x 10-5 al momento del nacimiento del Sol. Sin embargo, debemos resaltar que las

mediciones en el gas galáctico contemporáneo comportan un alto índice de imprecisión. Ellas se estiman partiendo de la raya hiperfina a 3,46 cm del 3He+. Su variabilidad se encuentra entre los rangos de 2 x 10-5 y 4 x 10-5. Por otra parte, este estudio se hace más difícil dado el hecho de que el helio-3 es fabricado y destruido por las propias estrellas, lo que dificulta severamente su extrapolación para estimar cantidades de él en el Big Bang, lo que no sucede, en alguna medida, con D. Pero como se trata de contar con una racional idea, un ejercicio interesante consiste en hacer la suma de (D + 3 He), ya que la destrucción de D da 3He, en que, probablemente, la suma de los dos isótopos varía menos que cada uno de ellos, durante el transcurso de la evolución galáctica. Probablemente, un valor estimado inicial de 3 x 10-4 > (D + 3He/H) › 3 x 10-5 podría estar cerca de lo que pudo haber sucedido hace ya más de diez mil millones de años. El helio-4, es de un isótopo que en el cosmos tiene dos vías de generación: el Big Bang y las estrellas. Las cantidades que se han observado de él van de un 22% al 30% en masa (4He/H va de 0,07 a 0,10), ilustrando el efecto gradual de aportes producidos por las generaciones estelares a lo largo de la vida de las galaxias. Con el objeto de determinar su valor primordial, se procede a medir su cantidad en aquellos astros que comportan una menor contaminación generada por la nucleosíntesis estelar. Para ello, el trabajo de observación se focaliza en aquellas galaxias llamadas «compactas azules», o bien, en nebulosas como la de Orión, ya que son habitantes cósmicos con cantidades pequeñas de elementos pesados (como el oxígeno, el carbono y el nitrógeno). La medición generalmente aceptada se concuerda en un valor medio inicial de 0,22 < y < 0,24.

APRENDIZAJES ESPERADOS Comprensión de la información • Establecer las cantidades que participan en cálculos químicos. • Determinar las masas de las sustancias. • Indicar las cantidades de sustancia. • Conocer los cambios químicos que ocurren en las sustancias. • Reconecer los tipos de cambios. • Calcular las cantidades de materia necesaria para una reacción. Indagación y experimentación • Establecer, mediante una reacción química, las evidencias experimentales para determinar su ocurrencias. • A través de una balanza. Determinar las masas que participan y se forman de una reacción. • Comparar las condiciones teóricas con las condiciones experimentales.

Unidades químicas de masa

http://www.sobretodosalud.com/saludimages/2010/12/subir-peso1.jpg

1

Unidad I U nidad II

En Química es común usar las cantidades de masa en gramos y en kilogramos para una sustancia y en una reacción. Sin embargo, la manera más fácil es a través de la cantidad de sustancia que se expresa como mol.

Para medir la masa de un cuerpo se emplea la balanza. Existen muchos tipos de balanzas: electrónicas, de platillos, romanas, etc con las que se pueden conseguir distintas precisiones en la medida de la masa. Las más exactas se denominan analíticas, y suelen estar encerradas en una urna de vidrio para que no las afecten las corrientes de aire. Antes de su uso, es preciso calibrarlas, conseguir que si no tienen ningún cuerpo que pesar, marquen cero.

http://personal5.iddeo.es/romeroa/ materia/medicionmasa.htm

Leemos:

Fuente: http://personal5.iddeo.es/romeroa/materia/medicionmasa.htm

Colegios

TRILCE 38

Central: 6198 - 100

Química Las principales unidades de materia en Química son: Mol: es la unidad patrón en el sistema internacional de unidades para expresar la magnitud de cantidad de sustancia. Asocia una cantidad de 6,023 . 1023 porciones de materia como moléculas, átomos, partículas subatómicas, quark. Un mol de un elemento contiene 6,023 . 1023 átomos de dicho elemento, y un mol de una sustancia contiene 6,023 . 1023 moléculas de dicha sustancia. Así por ejemplo, 1mol de sodio contiene 6,023 . 1023 átomos de sodio, y 1mol de agua contiene 6,023 . 1023 moleculas de agua. Masa atómica (m.a.): es la masa promedio de un conjunto de átomos que forman a un elemento. Se calcula como un promedio ponderado de las masas de sus isótopos, teniendo en cuenta las respectivas abundancias. Isótopo

A1 E Z

A2 E Z

Masa isotópica (uma)

A1

A2

Abundancia

B1

B2

m.a. = A1 : B1 + A2 : B2 uma B1 + B 2

Un mol de un elemento tiene una masa igual a la masa atómica expresada en gramos.

–

Masa molar (M ), peso molecular (P.M.) o peso fórmula (P.F.): es la suma de los pesos de los elementos que forman a una sustancia química. Se expresa en g/mol. Como por ejemplo el peso fórmula del sulfato de hierro decahidratado Fe2(SO4)3.10 H2O se determina por: Hierro : 2 . 56 =112 Azufre

: 3 . 32 = 96

Oxígeno : 3 . 4 . 16= 192 Agua : 10 . (2 + 16) = 180

P.F. = 112 + 96 + 192 + 180 = 580 g / unidad fórmula

Un mol de una sustancia tiene una masa igual a la masa molar expresado en gramos.

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1

Unidad I Unidad II

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La masa de un mol de uranio es similar a la masa de 1 mol de cobre. II. 1 mol de cobalto contiene el mismo número de átomos que 1 mol de níquel.

Explicación

2. Completa:

Un mol de carbono contiene _________________ átomos de carbono y tiene una masa de _________________.

3. Relaciona correctamente: I. Carbono II. Oxígeno

A. 8 uma B. 12 uma

C. 16 uma

Rpta: _________________

4. ¿Cuántas moles contiene 115 gramos de sodio? (Na = 23) Rpta: ___________________ 5. Halla la masa de 12, 046 . 1024 átomos de cloro. (Cl= 35.5) Rpta: ___________________ 6. Determina el número de neutrones en 310 gramos de fósforo (31 P). 15 Rpta: ___________________ 7. Un elemento contiene dos isótopos de masas 35, 97 uma y 37, 88 uma, con abundancias del 70% y 30% respectivamente. Hallar la masa atómica del elemento. Rpta: ___________________ 8. Un elemento químico de masa atómica de 49,58 uma posee dos isótopos de masas de 48,90 uma y 50,96 uma. Hallar la abundancia del isótopo liviano. Colegios

Rpta: __________________

TRILCE 40

9. ¿Cuál es la masa de 5 mol de gas propano C3H 8?

Rpta: ___________________

10. En un mililitro de etanol CH3CH2OH existen 20 gotas. Si la densidad del etanol es 0,92 g/ml. ¿Cuántas moléculas de etanol contiene una gota?

Rpta: ___________________

11. Halla la masa de 3,0115 x 1024 moléculas de glucosa C6H12O6.

Rpta: ___________________

12. Determina la masa de agua que se puede extraer de 5 milimol de sulfato cúprico pentahidratado.

Rpta: ___________________

13. Se dispone de 600 g de sulfato de magnesio, entonces: (S = 32, Mg = 24, O = 16)

I. Hay 5 mol de magnesio.

II. Hay 3,0115 x 1023 átomos de azufre.

III. Hay 320 gramos de oxígeno.

¿Cuáles son correctas?

a) Solo I

b) Solo II

d) I y III

e) I, II y III

c) Solo III

Central: 6198 - 100

Química 14. Indica con verdadero (V) o con falso (F) según corresponda: I. Un mol de azufre contiene el mismo número de átomos que un mol de cobre. II. Un mol de carbono tiene mayor masa que un mol de hidrógeno. III. Un mol de flúor tiene más electrones que un mol de helio. 32 Datos: 16 S

12 6

C

64 29

Cu

a) VVV

b) VVF

d) FFV

e) FFF

19 9

F

4 2

He

15. ¿Qué masa de ácido carbónico H2CO3 contiene 3, 0115 . 1024 moléculas? Datos: 11H

12 6

C

16 8

O

a) 325 g b) 338 d) 310

c) 348

e) 320

H

1 1

c) FVF

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La masa de un mol de plutonio es similar a la masa de 1 mol de cobalto. II. 1 mol de arsénico contiene el mismo número de átomos que 1 mol de azufre.

Explicación

2. Completa: Un _________________ de calcio contiene _________________ átomos de calcio y tiene una masa de 40 gramos. 3. Relaciona:

6. Determina el número de neutrones en 115 gramos de sodio ( 2311Na )

I. Hidrógeno

A. 14 uma

II. Nitrógeno

B. 12 uma

C. 1 uma

Rpta: ___________________ 4. ¿Cuántas moles contiene 155 gramos de fósforo?

Rpta: ___________________ 7. Un elemento contiene dos isótopos de masas 23,97 uma y 25,88 uma, con abundancias del 60% y 40% respectivamente. Hallar la masa atómica del elemento. Rpta: ___________________

Rpta: ___________________ 5. Halla la masa de 12,046 x 1024 átomos de azufre. Rpta: ___________________ www.trilce.edu.pe

8. Un elemento químico de masa atómica de 47,58 uma posee dos isótopos de masas de 46,98 uma y 49,96 uma. Hallar la abundancia del isótopo liviano. Rpta: ___________________ Cuarto año de secundaria 41

1

Unidad II Unidad I


9. ¿Cuál es la masa de 5 mol de gas butano C4H10? Rpta: ___________________ 10. En un mililitro de mercurio existen 20 gotas. Si la densidad del mercurio es 13,6 g/mL. ¿Cuántos átomos de mercurio contiene una gota?

a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I, II y III

c) Solo III

14. Indica (V) verdadero y con (F) falso según corresponda:

m.a. (Hg =200) I.

Rpta: ___________________

II. Un mol de cobre tiene mayor masa que un mol de helio.

11. Halla la masa de 3,0115 . 1024 moléculas de sacarosa C12H22O11.

III. Un mol de hidrógeno tiene más electrones que un mol de helio.

Rpta: ___________________ 12. Determina la masa de agua que se puede extraer de 5 milimol de carbonato de magnesio heptahidratado. Rpta: ___________________ 13. Se dispone de 500 g de carbonato de calcio, entonces:

I. Hay 5 mol de calcio.

II. Hay 3,0115 . 1023 átomos de carbono.

III. Hay 320 gramos de oxígeno.

Un mol de flúor contiene el mismo número de átomos que un mol de azufre.

Datos: 1632S

12 6

C

64 29

Cu

19 9

F

a) VVV

b) VVF

d) FFV

e) FFF

4 2

He

H

1 1

c) FVF

15. ¿Qué masa de ácido acético CH3COOH contiene 3,0115 . 1024 electrones?

Datos: 11H

a) 7,5 g b) 3,8

d) 10,8

12 6

C

16 8

O

c) 4,8

e) 9,375


Investiga un poco más: Coger una muestra de zinc, llevarla a la balanza y determina su masa. Sabiendo la masa atómica del Zn, determine:

•

El número de moles

•

La cantidad de átomos

http://intercentres.cult.gva.es/ ieselclot/imatges/quimica/cinc.jpg

MOL

Masa atómica Colegios

TRILCE 42

Masa molecular Central: 6198 - 100

Composición centesimal, fórmula empírica y fórmula molecular http://www.simbolocalidad.com/blog/wp-content/uploads/2009/07/esanyo-extraccion-deformaldehido-sobre-agua-aidima-foto-9.jpg

2

Química

Unidad II

Dos o más sustancias pueden tener la misma fórmula empírica como molecular; como por ejemplo, el formaldehido CH2O.

Leemos: Los Ingredientes principales de las bebidas gaseosas: son agua carbonatada, azúcar, saborizantes, colorantes. Un ejemplo: En Europa, la Fanta utiliza entre 6 y 8 % de jugo de fruta natural. En el Perú, esto no sucede: la Fanta es puro colorante y saborizante artificial, más acidulantes E-338, E-330, y preservante E-211. Los colorantes artificiales: Son mayoritariamente de tipo azoico. Esto significa que provienen de la hulla. Analizaremos los colorantes más utilizados en alimentos: Tartrazina o amarillo Nº 5 ó E102 Colorante artificial ampliamente utilizado para dar color amarillo, cuando es puro, y se combina o mezcla con otros colores para dar diversos tonos como verde, naranja, entre otros. No sólo se usa en gaseosas sino también se le añade a los panes, galletas, golosinas, helados entre muchos otros alimentos para darles un atractivo color dorado. Este colorante puede producir asma, alergias, eczemas debido a que es un liberador de la histamina, y puede intensificar esos síntomas.

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2

U nidad II Unidad I

Por lo general son sensibles a este colorante las personas alérgicas al ácido acetilsalicílico o aspirina. Este también es un colorante azoico, proveniente de la hulla (carbón); por ese motivo puede contener metales pesados. Amarillo ocaso o Sunset Yellow También conocido como FD&C Yellow Nº 6 ó E110. Este colorante azoico, genera una serie de problemas para la salud. No se recomienda su consumo: genera reacciones alérgicas como rash y vómitos. Las personas sensibles a los salicilatos deben tener mucha precaución con este producto. Otros colorantes amarillos E103, E106, E111: prohibidos desde 1978 en países de la Comunidad europea. Amarillo de Quinoleína Inocuidad controvertida. Sospechoso. Mejor evitarlo. Amarillo naranja E110 y 2G Peligroso, provoca alergias y puede contener metales pesados. Color caramelo Utilizado en las bebidas de color marrón oscuro. Este colorante está permitido en Estados Unidos de Norte América. En Inglaterra y Australia se recomienda evitar este colorante. Estudios en ratones mostraron que un alto consumo de color caramelo redujo los glóbulos blancos en sangre de los ratones con deficiencia de vitamina B6. Los glóbulos blancos forman parte del sistema de defensa inmunológico contra infecciones. El color caramelo deriva del azúcar, mediante mezclas complejas de colores marrones, elaborados a través del secado en caliente y del quemado de azúcares con la presencia de álcalis, amoniaco, sulfuros o combinaciones de los anteriores. Color rojo Nº 2 Cola Inglesa La temible bebida cola inglesa contiene un colorante denominado Rojo Nº 2 ó Amaranto. Este colorante está prohibido en Australia, Estado Unidos, Austria, Japón, Suecia, Noruega y todos los países de la Comunidad europea, excepto el Reino Unido. Este colorante produce daño en el ADN de las células del colon, estómago y vejiga en ratones (Tsuda: 2001). Este cambio en el ADN puede generar cáncer. Además, interfiere con la hemoglobina sanguínea, genera hiperactividad y alergias. Su consumo debe ser vetado, No tiene nada recomendable, sobre todo para niños. Lo utilizan porque es atractivo y ayuda en las ventas. Esto vale también para el Rojo Allura o Rojo Nº 40 y Coccine o Rojo Nº 18. Otro colorante rojo Ponceau 4R o E124 se considera cancerígeno en EEUU, Noruega y Finlandia. Ha sido prohibido por la US Food and Drug Administration desde el año 2000. Un estudio realizado en el Reino Unido demostró que cuanto este colorante se mezclaba con otros preservantes el nivel de hiperactividad en niños aumentaba. Los acidulantes como el ácido fosfórico o el hexametafosfato de sodio, son sustancias añadidas a las bebidas industrializadas para brindar acidez. Sin embargo, son captadoras del calcio, magnesio, zinc eliminándolos del organismo. Esto tiene un fuerte impacto en la salud ya que desnutre, descalcifica; elimina el zinc, importante mineral que protege el sistema inmune, y el magnesio, otro mineral importantísimo para la generación de energía. Recuerde que los colorantes artificiales también se utilizan en helados, caramelos, chupetes y todo tipo de golosinas. Lic. ND, Mg Geraldine Maurer Clínica San Borja www.alertantricional.org Artículo elaborado Agosto 2010 Colegios

TRILCE 44

Central: 6198 - 100

Química A partir de la composición centesimal se puede determinar la fórmula empírica, y con la masa molar se puede determinar la fórmula molecular. Subíndice de un elemento = % masa molar masa atómica

En química se usa con frecuencia la determinación de las masas, moles o volúmenes de un compuesto o mezcla en porcentajes. El término composición indica el % de dicha sustancia. Si es composición molar es porcentaje en moles, si es composición volumétrica es porcentaje en volumen, y la composición centesimal señala porcentaje en masa. %A = masa A x100 masa total

/ % componentes = 100

Fórmula molecular ( F.M. ) Es la verdadera representación de un compuesto químico, señalando correctamente el número de átomos de cada elemento.

Fórmula empírica ( F.E. ) Es la fórmula simplificada de un compuesto químico, solo señala una proporción entre los átomos de los elemento que lo forman. Ambas fórmulas empírica y molecular poseen la misma composición centesimal, y entre ellas existe una relación entera. F.M. = F.E. xη

Donde "η" es un número entero. Así por ejemplo la sustancia mostrada:

Benceno C6H 6 Su fórmula empírica es CH y ambas fórmulas poseen la misma composición centesimal:

C = 12 x 100 = 92, 3 % 13

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H = 1 x 100 = 7, 7 % 13


2

Unidad II Unidad I

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. El agua no presenta fórmula empírica. II. La composición centesimal de una fórmula molecular es mayor que su fórmula empírica.

Explicación

2. Completa:

El benceno tiene por fórmula C6H6 que corresponde a la ___________________ y su fórmula empírica es ___________________

3. Relaciona: I. N2O4

A. Fórmula empírica

II. CH3

B. Fórmula molecular

Rpta: ___________________

9. Un mineral de sulfato cúprico contiene 31,5% de cobre. Hallar el % de CuSO4 en el mineral. m.a. (Cu = 63,5, S = 32, O = 16) Rpta: ___________________ 10. Una arcilla humeda contiene 20% de agua y

4. Indica la composición centesimal del óxido férrico. m.a. (Fe = 56, O = 16)

Rpta: ___________________

Rpta: ___________________

5. Halla el % de agua en el sulfato de magnesio decahidratado.

11. Un compuesto orgánico contiene 80% de carbono y 20% de hidrógeno. Si la masa molar es 30 g/mol. Indique el número de átomos en la molécula.

m.a. (Mg = 24, S = 32, O = 16, H = 1)

70% de arena. Si la arcilla se seca. ¿Cuál es el % de arena?

Rpta: ___________________

Rpta: ___________________

6. Un mineral contiene 70% de carbonato de calcio: Halla el % de calcio en el mineral.

12. Un compuesto inorgánico contiene 38,71% de calcio, 20% de fósforo y 41,29% de oxígeno.

m.a. (Ca = 40, C = 12, O = 16 )

Rpta: ___________________ 7. En el compuesto A2B3 existe 60% de A. Halla el % de B en el compuesto AB4.

Si la fórmula molecular es igual a la fórmula empírica . Determine el nombre del compuesto. m.a. (Ca = 40, P = 31, O = 16)

Rpta: ___________________ 13. La estructura de la cafeína es:

Rpta: ___________________

O

CH3 8. La sal hidratada Ca3(PO4)2.xH2O contiene

N

22,5% de agua . Halla el valor de "x".

C

m.a. ( Ca =40 , P =31, O=16 )

Rpta: ___________________ Colegios

TRILCE 46

O

C

N

CH3 C C

N CH N

CH3 Se toma de una muestra de un material orgánico y se determina que contiene 49,48% de Central: 6198 - 100

Química

I. Es cafeína.

15. Se somete a combustión 2,3 gramos de un material orgánico y se forma 4,4 g de CO2 y 2,7 g de H2O. Indique la fórmula del compuesto orgánico.

II. Posee la misma composición que la cafeína.

a) CH4

III. No es cafeína.

d) CH3CH3 e) CH3CHO

C, 5,15% de H, 16,5% de O y 28,87% de N. Entonces se puede afirmar que dicha muestra:

b) CH3OH c) CH3CH2OH

Son correctas:

a) Solo I

b) Solo II

c) Solo III

d) II y III

e) Falta información

14. Al quemar un hidrocarburo se forma 13,2 g de CO2 y 7,2 g de H2O. Indique el mínimo número de átomos en la estructura del hidrocarburo

m.a. (C = 12, H = 1)

a) 4

b) 6

d) 11

e) 15

c) 8

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En el agua la fórmula empírica y la fórmula molecular coinciden. II. La composición centesimal de una fórmula molecular es igual que su fórmula empírica.

Explicación

2. Completa:

El peróxido de hidrógeno tiene por fórmula H2O2 que corresponde a la ___________________ y su fórmula empírica es ___________________. 5. Halla el % de agua en el sulfato de magnesio heptahidratado.

3. Relaciona: I. N2O

A. Fórmula empírica

II. C2H6

B. Fórmula molecular

Rpta: ___________________ 4. Indica la composición centesimal del óxido ferroso. m.a. ( Fe = 56, O = 16) Rpta: ___________________ www.trilce.edu.pe

m.a. ( Mg = 24, S = 32, O = 16, H = 1 )

Rpta: ___________________ 6. Un mineral contiene 80% de carbonato de calcio. Halla el % de calcio en el mineral

m.a. (Ca =40 , C =12 , O=16 )

Rpta: ___________________ Cuarto año de secundaria 47

2

Unidad I U nidad II

7. En el compuesto AB3 existe 40,0% de A. Halla el % de B en el compuesto AB.

13. La estructura de la nicotina es:

Rpta: ___________________

N

8. La sal hidratada MgSO4. x H2O contiene 60% de agua. Halla el valor de “x”.

m.a. (Mg =24, S=32, O=16 )

N

Rpta: ___________________ 9. Un mineral de sulfato cúprico contiene 16,25 % de cobre. Hallar el % de CuSO4 en el mineral.

II. Posee la misma composición que la nicotina.

Rpta: ___________________

Rpta: ___________________

Se toma de una muestra de un material orgánico y se determina que contiene 49,48% de C, 5,15% de H, y 45,47% de N. Entonces se puede afirmar que dicha muestra: I. Es nicotina.

m.a. (Cu = 63,5, S = 32, O = 16)

10. Una arcilla humeda contiene 10% de agua y 80% de arena. Si la arcilla se seca. ¿Cuál es el % de arena?

III. No es nicotina.

Son correctas:

a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) Falta información

m.a. (C = 12, H = 1)

Rpta: ___________________

a) 4

b) 6

d) 11

e) 15

Si la fórmula molecular es igual a la fórmula empírica. Determine el nombre del compuesto. m.a. (Ca = 40 , C = 12, O = 16)

Rpta: ___________________

c) Solo III

14. Al quemar un hidrocarburo se forma 5,5 g de CO2 y 2,7 g de H2O. Indique el mínimo número de átomos en la estructura del hidrocarburo.

11. Un compuesto orgánico contiene 92,3% de carbono y 7,7% de hidrógeno. Si la masa molar es 78 g/mol. Indique el número de átomos en la molécula.

12. Un compuesto inorgánico contiene 40,0% de calcio, 12% de carbono y 48,00% de oxígeno.

CH3

c) 8

15. Se somete a combustión 1,1 gramos de un material orgánico y se forma 2,2 g de CO2 y 0,9 g de H2O. Indique la fórmula del compuesto orgánico. a) CH4

b) CH3OH c) CH3CH2OH

d) CH3CH3 e) CH3CHO

Colegios

TRILCE 48

Central: 6198 - 100


Investiga un poco más:

Colocar en un tubo de ensayo una muestra de azúcar y luego caliéntala. El gas recoléctalo en agua de cal.

•

¿Qué elementos químicos contiene el azúcar?

•

¿Qué observaciones pudo realizar? Tubo de Thistle Gas de hidrógeno

Fórmula molecular

Composición

Fórmula

centesimal

empírica

COMPUESTO QUÍMICO

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Reacciones Químicas http://s-owl.cengage.com/ebooks/vining_owlbook_prototype/ebook/images/book_ content/03-12.jpg

3

U nidad II Unidad I

La reacción química del Fe con HCl es una reacción que libera calor, pero no con mucha intensidad; es una reacción lenta donde solo se observa pequeñas burbujas de gas hidrógeno desprendiéndose lentamente de la superficie. Fe(S) + 2 HCl(ac) → FeCl2 + H2(g)

Leemos: El monóxido de carbono (CO) es un gas incoloro, inodoro y muy tóxico, que se produce por la combustión incompleta de sustancias que contienen carbono, como la gasolina, el diesel, el carbón y la leña. Una de las principales fuentes de contaminación del aire, a este gas la constituyen los vehículos con motores de gasolina, así como diversas industrias que utilizan como combustible el carbón. El CO se produce por la combustión incompleta en condiciones de deficiencia de oxígeno. Si el oxígeno es suficiente, la combustión produce dióxido de carbono (CO2). Este gas se combina rápidamente con la hemoglobina de la sangre, contenida en los glóbulos rojos o eritrocitos, y reduce, a veces a niveles fatales, la capacidad de transporte de oxígeno de los pulmones a las células del organismo. La función normal de la hemoglobina es transportar el oxígeno de los pulmones a las células y recoger el CO2 para evacuarlo por los pulmones. Exposiciones: aún en muy bajas concentraciones, originan efectos adversos a la salud por el bloqueo permanente de la hemoglobina por el CO, pues ésta no puede liberar el gas mencionado. Si se expone a una persona a una concentración de 100 ppm (= partes por millón) se produce dolor de cabeza, reducción del discernimiento mental y, después de dos horas de exposición, la capacidad de la sangre para acarrear oxígeno disminuye en un 90%. Aún en concentraciones de 15 ppm, comunes en áreas de alto tránsito de vehículos, sus efectos son notorios, especialmente en personas con afecciones nerviosas, cardiovasculares o pulmonares. Fuente: http://www.peruecologico.com.pe/lib_c24_t02.htm

Colegios

TRILCE 50

Central: 6198 - 100

Química Cuando las moléculas de sustancias diferentes experimentan una colisión eficaz, se produce una ruptura de enlace, separándose los átomos. Luego ocurre una unión de átomos libres mediante nuevos enlaces. Solo se ha producido un reordenamiento de átomos, es decir, ha ocurrido una reacción química. Teoría de colisiones: esta teoría se basa en la teoría cinético-molecular y dice: “Las reacciones químicas se producen mediante choques entre los átomos, moléculas o iones que constituyen los reactivos provocando la ruptura de ciertos enlaces y una redistribución de átomos, electrones y enlaces, que implica la formación de nuevas especies químicas”. Por tanto, la velocidad de una reacción depende de: •

La frecuencia de los choques por unidad de volumen, esta a su vez directamente proporcional a la concentración de reactivos y la temperatura, ya que a más temperatura más velocidad de las partículas y por lo tanto más choques. Pero la velocidad de la reacción no solo depende de este factor ya que en tal caso la mayoría de las reacciones serían prácticamente instantáneas, dado el enorme número de choques que se producen entre las partículas en un breve espacio de tiempo (en un recipiente de 1 litro, a temperatura ambiente y 1 atm del orden de 1 030 choques por segundo).

•

La eficacia del choque entre partículas es eficaz si conlleva la ruptura de unos enlaces y la formación de otros.

•

Un choque entre partículas de reactivos es eficaz si:

Las partículas chocan con la orientación adecuada que permita la ruptura de enlaces. Las partículas de reactivos poseen energía suficiente para que tenga lugar la reorganización de los enlaces y la formación de la nueva sustancia.

H H

I

ef

Choque

No

I I2 +

z ica

H2 • Por no alcanzar la energía suficiente.

efi

ca

z

I

H

I

H

HI +

I

I I

H

I

H H

H

HI

I

H

I

H

I2

H2

• Por no tener la orientación adecuada. Una reacción química es una transformación o cambio químico que experimenta una o más sustancias, mediante un reordenamiento de átomos. Durante una reacción los elementos químicos no se alteran.

Evidencia experimental http://www.profesorenlinea. cl/Quimica/Reacciones_ quimicas.htm

• Liberación de un gas • Cambio de color • Variación de energía • Formación de precipitado

La liberación de un gas indica la ocurrencia de una reacción química.

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h t t p : / / w w w. p r o f e b l o g . e s / jose/2007/11/21/ejercicios-deajuste-de-reacciones-quimicas/

Para determinar la ocurrencia de una reacción se debe observar:

La coloración amarilla indica la ocurrencia de una reacción química.


3

Unidad I Unidad II

Ecuación química Es la representación de una reacción química señalando a las sustancias que inician una reacción, llamados reactantes; y a las sustancias que se forman llamados productos. Reactantes → Productos

Si existen dos o más reactantes o productos, estos se separan mediante el signo (+), señalando además el estado en que se encuentran. A(g) + B(l) l: líquido

g: gas

→ C(ac) + D(s)

s: sólido

ac: acuoso o disuelto de agua

Tipos de reacciones Reacción de formación: cuando se forma un solo producto a partir de sustancias elementales. Como, por ejemplo, la síntesis del amoniaco NH3. N2 +

3 H2 → 2 NH3

Reacción de adición: cuando se forma un solo producto, que resulta de la adición de los reactantes a nivel atómico. Como, por ejemplo, la hidrogenación del acetileno C2H2. C2 H 2

+ H2

→

C 2H 4

Reacción de descomposición: cuando se presenta un solo reactante. De acuerdo al proceso usado, recibe un nombre particular como, por ejemplo, electrólisis con electricidad, pirólisis con calor, catálisis con catalizador, hidrólisis con agua. Como, por ejemplo, la pirólisis del clorato de potasio: KClO3. 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

Reacción de simple desplazamiento: cuando un elemento desplaza a otro ocupando su lugar. Como, por ejemplo, la reacción del zinc metálico con ácido clorhídrico que desplaza al hidrógeno gaseoso. Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

Colegios

TRILCE 52

Central: 6198 - 100

Química Reacción de doble desplazamiento: cuando dos elementos se desplazan mutuamente sin alterar los estados de oxidación. Es una reacción de metátesis. Como, por ejemplo, cuando el sulfato de bario reacciona con el cloruro férrico, intercambiando posiciones entre el Ba y el Fe. BaSO4 + FeCl3 → Fe2(SO4)3 + BaCl2 Reacción energética: cuando está acompañada de energía en su notación. Puede ser: •

Exotérmica: Cuando libera energía DH<0. A + B → C + D + Calor

•

Endotérmica: cuando absorbe energía DH>0. A + calor → B + C

activado

activado

Energía potencial

Complejo

Energía potencial

Complejo

Energía de activación

Energía de activación

Productos Reactivos

TH 2 0

TH 1 0 Reactivos Productos

Transcurso de la reacción Reacción exotérmica

Transcurso de la reacción Reacción endotérmica

∆H = Variación de entalpía: es la energía producida por una reacción debido a la ruptura y formación de nuevos enlaces químicos.

Reacción de combustión: cuando un combustible se quema en presencia de un comburente, liberando energía. Es una reacción exotérmica.

Combustión completa: al liberar dióxido de carbono, hay suficiente cantidad de oxígeno.

Y la llama observada es de color azul. Ejemplo: La combustión completa del gas propano C3H8. C3 H 8

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+

O2 → CO2

+

H 2O

http://www.sosperiodista. com.ar/fotos/hornalla.jpg

Esta reacción es muy usada debido a la cantidad de energía liberada. Una reacción de combustión puede ser:


http://ja-jp.facebook.com/note. php?note_id=116053175090267

3

U nidad II Unidad I

Combustión incompleta: al liberar monóxido de carbono, hay falta o exceso de oxígeno, y se observa una llama de color amarillo. Ejemplo: La combustión incompleta del octano.

C8H18 + O2 → CO + H2O

La incandescencia se debe a la presencia de partículas de carbón.

La llama posee principalmente dos zonas, la zona interna y la zona externa, la zona oxidante y la zona reductora, la zona caliente y la zona fría. Llama oxidante superior Llama reductora superior Zona de mayor temperatura Llama oxidante inferior Llama reductora inferior

Zona de menor temperatura

Reacción Redox: es aquella reacción donde uno o más elementos varían su estado de oxidación. Se llama estado de oxidación a la carga aparente o real de un elemento cuando forma una especie química. El proceso Redox involucra dos semireacciones: Reducción: cuando el estado de oxidación disminuye debido a una ganancia de electrones. Agente oxidante + n e- → forma reducida Oxidación: cuando el estado de oxidación aumenta debido a una pérdida de electrones. n = 1, 2, 3, 4, ....

Agente reductor → forma oxidada + n e

Ejemplos Cu0 Cu+2 + 2e- (oxidación)

Na+ + 1e- Na0 (reducción) 1 Cu0 Cu+2 + 2e- (1) (2) Na+ + 1e-

Na0

Cu0 + 2 Na+ + 2e-

Cu+2 + 2e- + 2Na0

Cu + 2 NaNO3 Cu(NO3)2 + 2Na

Si en una reacción se observa que un mismo elemento se oxida y se reduce a la vez se llama reacción de desproporción o dismutación. Colegios

TRILCE 54

Central: 6198 - 100

Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Durante una reacción química se forman nuevos elementos químicos. II. Cuando se produce una reacción, se rompen y se forman nuevos enlaces químicos.

Explicación

2. Completa:

A las sustancias que inician una reacción, se llaman ______________________ y las sustancias que se

forman se llaman ______________________ sin alterar a los ______________________. 8. Describe el tipo de reacción:

3. Relaciona correctamente:

I.

Na+HCl→NaCl+H2

A.Descomposición

Zn + HCl → ZnCl2 + H2 + 45,8 k cal/mol

II. CaCO3 → CaO + CO2 B.Combustión

I. Redox

II. Endotérmica

C.Desplazamiento

Rpta: ___________________

4. Clasifica la siguiente reacción:

Cu + H2SO4 → CuSO4 + H2

I. Desplazamiento

II. Redox

III. Descomposición

5. De las mencionadas. ¿Cuáles evidencian la ocurrencia de una reacción?

III. Desplazamiento

Rpta: ___________________

9. Si la energía de los reactantes es 48,8 kcal/mol y de los productos es 128 kcal/mol. Halla la entalpía de la reacción química.

Rpta: ___________________

10. Indique el estado de oxidación del azufre en cada caso:

I. Liberación de energía

II. Cambio de color

I. S8

___________________

III. Formación de un precipitado

II. K2S

___________________

Rpta: ___________________

___________________

6. Escribe la reacción del sodio con el agua.

Rpta: ___________________

7. Representa la reacción de combustión completa del gas butano C4H10.

Rpta: ___________________

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III. CaSO4

11. Señala el tipo de semirreacción en cada caso: I. Cu → Cu2+

_______________

II. NO3-1 → NH41+

_______________

III. Cr3+ → CrO42-

_______________

12. Determine el número de electrones transferidos en cada caso: I. Fe2+ → Fe3+

_______________

II. MnO4-1 → MnO42-

_______________ Cuarto año de secundaria 55

3

Unidad II Unidad I

13. En la reacción mostrada determina, ¿qué elementos varían su estado de oxidación? KMnO4 + Fe + HCl → MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O

I. Potasio

II. Manganeso

III. Hierro

IV. Cloro

d) Cl- → Cl0

_______________

e) Al0 → Al+3

_______________

f) Cr+6 → Cr+3

_______________

16. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda:

14. En la reacción mostrada, señala al agente oxidante y al agente reductor:

I. El agente oxidante incrementa su estado de oxidación.

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

II. El agente reductor experimenta una pérdida de electrones.

Rpta: ___________________

III. La transferencia de electrones en una reacción redox se debe al cambio del estado de oxidación.

15. ¿Qué semirreacciones son tipo oxidación: a) Zn0 → Zn+2

_______________

a) VVV

b) VFV

b) Mn+3 → Mn+2

_______________

d) FVV

e) FVF

c) S-2 → S0

_______________

c) FFV

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Durante una reacción química se forman nuevas sustancias químicas. II. Cuando se produce una reacción, se produce una variación de energía.

Explicación

2. Completa:

A la sustancia que se oxida se llama ___________________ y la sustancia que se reduce se llama

___________________ debido al paso de los ___________________. 5. De las mencionadas, ¿cuáles evidencian la ocurrencia de una reacción?

3. Relaciona:

I. Na + O2 → Na2O

A. Descomposición

II. H2O2 → H2O + O2

B. Combustión

C. Combinación

Rpta: ___________________

4. Clasifica la siguiente reacción: Zn + HCl → Zn Cl2 + H2 I. Desplazamiento

III. Descomposición

Rpta: ___________________

Colegios

TRILCE 56

II. Redox

I. Liberación de gas.

II. Cambio de estado.

III. Formación de nuevas sustancias.

Rpta: ___________________

6. Escribe la reacción del magnesio con el oxígeno.

Rpta: ___________________

Central: 6198 - 100

Química 7. Representa la reacción de combustión completa del gas etano C2H6.

Zn + KMnO4 + HCl → MnCl2 + KCl + ZnCl2 + H2O

Rpta: ___________________

8. Describe el tipo de reacción:

CaCO3 + 200 K cal/mol → CaO + CO2

I. Redox

II. Endotérmica

III. Desplazamiento

Rpta: ___________________

I. Zinc

II. Manganeso

III. Potasio

IV. Cloro

14. En la reacción mostrada, señala al agente oxidante y al agente reductor: I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O

9. Si la energía de los reactantes es 290 Kcal/mol y de los productos es 120 Kcal/mol. Halla la entalpía de la reacción química.

13. En la reacción mostrada, determina, ¿qué elementos varían su estado de oxidación?

15. ¿Qué semirreacciones son tipo oxidación: I. Na → Na1+ ___________________ II. Fe2+ → Fe3+ ___________________

Rpta: ___________________

10. Indique el estado de oxidación del nitrógeno en cada caso:

I. El agente oxidante disminuye su estado de oxidación.

___________________

II. El agente reductor experimenta ganancia de electrones.

III. NaNO3 ___________________

II. NO31- → NO

III. Cr3+ → CrO42-

una

III. La transferencia de electrones en una reacción redox se debe al cambio del estado de oxidación.

11. Señala el tipo de semirreacción en cada caso: I. Cu1+ → Cu 2+

III. H2S → SO42- ___________________


I. N2 ___________________ II. NH3

Rpta: ___________________

a) VVV

d) FVV

b) VFV

c) FFV

e) FVF

12. Determine el número de electrones transferidos en cada caso: I. Fe2+ → Fe

II. MnO4 → MnO2 -1

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________________ ________________


3

Unidad I Unidad II



http://i.ytimg.com/vi/tnn9bRhGLX0/2.jpg

Coloca en un recipiente de vidrio resistente al calor una solución de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) en una cantidad de 200 ml, luego agregue 50 gramos de permanganato de potasio. Observe, apunte y anote lo que sucede. • ¿Qué tipo de reacción se ha producido? • ¿Cómo actua el permanganato de potasio, como catalizador, como agente reductor, o como agente oxidante?

REACCIÓN QUÍMICA

Ecuación Química

Descomposición

Colegios

TRILCE 58

Desplazamiento

Redox

Central: 6198 - 100

Balance de reacciones http://www.iesjorgemanrique.com:85/calculus/quimica/practicaslab/amoniaco/ big/DSC_0106.JPG

4

Química

Unidad II

La producción del amoniaco se hace calentando en un matraz una mezcla de la disolución comercial de hidróxido de amonio al 20%, con un poco de soda (aproximadamente 1 g). El amoniaco producido es más ligero que el aire, y se recoge en un matraz redondo invertido. El amoniaco desplaza al aire que sale del matraz. El trozo de papel indicador pegado en el tubo ya está azul, lo que indica que el amoniaco ya llegó al cuello del matraz. N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Leemos: Las reacciones de fotosensibilidad son aquellos cuadros clínicos importantes y anormales producidos, desencadenados o agravados por la exposición a la luz, generalmente solar. A diferencia de la fototoxia, la piel reacciona de forma exagerada y no reproduce solo un aumento de la tonalidad, sino que aparecen lesiones de eccema, formación de ampollas. Fototoxia Es el aumento de absorción de la luz solar por la toma o contacto de medicamentos o productos químicos, o en ocasiones por alteraciones del metabolismo de las personas o en ciertas enfermedades. Las lesiones que se producen son las mismas que produce la exposición solar solo que más intensas y que aparecen con menor tiempo de exposición. Fototoxia inducida por fármacos. Es una reacción adversa cutánea a causa de la exposición sistémica o tópica de un fármaco y a la luz. Las sustancias químicas responsables pueden ser, además de fármacos, cosméticos o productos industriales. La reacción puede aparecer en cualquier individuo, es obligada y dosis dependiente, y esencialmente se trata de una quemadura solar exagerada . Es más frecuente que las reacciones foto alérgicas y puede presentarse igualmente a cualquier edad y en cualquier tipo de piel. No se observa reacción eccematosa en reacciones foto tóxicas.

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4

Unidad II Unidad I

Los fármacos más implicados son: Ácido nalidíxico, amiodarona, captopril, clorotiacidas, etretinato, fenotiacinas (clorpromacina, prometacina, tioridacina, etc.), furosemida, griseofulvina, naproxeno, piracinamida, piroxicam, psoralenos o furocumarinas, sulfonamidas, tetraciclinas (sobre todo doxiciclina y dimetilclortetraciclina), y derivados del alquitrán. Al eliminar el fármaco responsable, las lesiones ceden. Fuente: http://www.tuotromedico.com/temas/reacciones_por_el_sol.htm

Balance de reacciones La representación de una reacción química es mediante una ecuación química, la cual contiene los elementos participantes como reactantes o como productos. Sin embargo, la cantidad de átomos no es igual. Balancear una reacción es igualar el número de átomos de los reactantes con el número de átomos de los productos colocando delante de las fórmulas químicas los mínimos números enteros llamados coeficientes estequiométricos. Estos números señalan una proporción entera en moléculas o en moles, entre las sustancias involucradas en la reacción se tiene: Como, por ejemplo, la reacción entre el hidrógeno y cloro, se observa la formación de dos moléculas de HCl, que se coloca como subíndice de valor 2, que resulta ser el coeficiente estequiométrico. Productos 644444444 7 44444444 8

Reactivos

64444444 474444444 48

Cl

Cl

Cl2

+

H

H

Cl

H

Cl

H

+ H2

→

2 HCl

Métodos de balance Método de tanteo Procedimiento: • Se cuenta el número de átomos de cada sustancia química. • Se determina a la sustancia que posee mayor número de átomos. • Se asigna a dicha sustancia un coeficiente de valor uno o dos. • A partir de dicho coeficiente se obtiene los demás coeficientes. • Si algún coeficiente resulta fraccionario se multiplica por un valor que lo haga entero. • Si los coeficientes resultan ser múltiplos se simplifican, para obtener los mínimos números enteros.

Ejemplos Balancear y señalar la suma de coeficientes en la reacción de combustión completa del gas acetileno C2H2 . Solución: • Se escribe la reacción química de combustión colocando los reactantes y los productos. C2H2 + O2 → CO2 + H2O Colegios

TRILCE 60

Central: 6198 - 100

Química Se cuenta el número de átomos de cada sustancia. C2H2 ⇒ 2 + 2 = 4

O2 ⇒ 2 ; CO2 ⇒ 1 + 2 = 3 ; H2O ⇒ 2 + 1 = 3

A la sustancia con mayor número de átomos ( C2H2 ) se le asigna el coeficiente de dos (2). Al contar la cantidad de átomos de carbono, se determina que es cuatro, por ello se coloca coeficiente cuatro (4) al CO2. La cantidad de átomos de hidrógeno es cuatro (4), por ello se coloca coeficiente dos (2) al H2O. 2 C2H2 + O2 → 4 CO2 + 2 H2O Finalmente se cuenta el total de átomos de oxígeno en las sustancias como producto, en el 4 CO2 es ocho (8) y en el 2 H2O es dos (2). En total es diez (10). Por ello se colocará cinco (5) para el O2: 2 C2H2 + 5 O2 → 4 CO2 + 2 H2O Método de coeficientes indeterminados (método algebraico) Procedimiento: • Se coloca a cada coeficiente una variable algebraica. • Por cada elemento químico presente en la reacción se plantea una ecuación algebraica basada en la igualdad de átomo, comparando reactantes con productos. • El número de variables debe exceder en uno al número de ecuaciones algebraicas planteadas. • A la variable que se repita más en las ecuaciones planteadas se le asigna un valor adecuado. • A partir de dicho valor se resuelve las ecuaciones, y así se determina los valores de los demás coeficientes. • Si algún coeficiente resulta fraccionario se multiplica por un valor que lo haga entero.

Ejemplos a I2

+ b HNO3 → c HIO3 + d NO + e H2O

I:

H: b = c + 2 e

N: b = d

O: 3b = 3c + d + e

El número de variables excede en uno al número de ecuaciones algebraicas planteadas.

A la variable que se usa con mayor frecuencia se le asigna un valor, entonces c=2

Luego:

2 a =c

2 a =2 ⇒ a =1

b =2 +2e

3b = 3(2) +d +e

3b = 6 + b + e ⇒ 2b = 6 + e

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4

Unidad II Unidad I

Luego se reemplaza: 2(2+2e) = 6+e

4 + 4e = 6 +e 3e = 2 e = 2/3

Con dicho valor se obtiene el valor de b: b = 2 + 2 (2/3) b = 10/3 d = 10/3

Finalmente los valores de las variables son: a = 1; b = 10/3; c = 2; d = 10/3; e = 2/3

Los que se multiplican por tres (3) para eliminar la fracción: a = 3; b = 10; c = 6; d = 10; e = 2

Finalmente la reacción balanceada sería:

3I2 + 10HNO2 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una reacción balanceada el número de moles de los reactantes es igual al número de moles de los productos. II. En una reacción redox existe una igualdad en el número de electrones transferidos.

Explicación

2. Completa:

En una reacción ________________ el número de ________________ de cada elemento son iguales.

3. Relaciona respecto al coeficiente del H2 y O2 respectivamente. I. N2 + H2 → NH3

A. Dos

II. N2 + O2 → NO2

B. Tres

Rpta: ________________

C. Uno

4. Balancea las siguientes reacciones y señala el coeficiente del oxígeno: I. C2H6 + O2 → CO2 + H2O II. NH3 + O2 → NO2 + H2O Colegios

Rpta: ___________________

6. De acuerdo a las variables mostradas en la ecuación: a NH3 + b O2 → c NO2 + d H2O Halla el valor de “b” en función de “a” y “d”.

Rpta: ___________________

Rpta: ___________________

TRILCE 62

5. Escribe la reacción de combustión del gas natural, cuya composición es metano CH4, etano C2H6 y propano C3H8. Dé como respuesta la suma de coeficientes en total.

Central: 6198 - 100

Química II. En el método algebraico de balance, el número de ecuaciones debe ser igual al número de variables.

7. Al quemar un mol de los combustibles mostrados, ¿cuál requiere de mayor cantidad de oxígeno? a) CH4

b) C2H6

d) C2H2

e) C2H4

III. La igualdad de átomos en un balance se realiza por elemento químico.

c) C3H8

8. En la reacción:

a Sn + b HNO3 → c SnO2 + d NO + e H2O

Halla el valor de (a+b) – (c+d+e)

Rpta: ___________________

a) VVV

d) VFF

b) VVF

c) FVF

e) FFV

13. De acuerdo a la reacción mostrada balanceada:

a NH3 + b O2 → c NO + d H2O

Se puede afirmar que:

KMnO4 +HCl+Fe → FeCl3 + MnCl2 + KCl+H2O

I. a + b > 7

Indica el coeficiente del agua.

III. b + c = 9

a) 10


d) 6

a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I y III

9. De acuerdo a la reacción mostrada:

b) 11

c) 12

e) 3

10. Se coloca en un tubo de ensayo 20 g de clorato de potasio, se calienta hasta su completa descomposición, liberando cloruro de potasio y oxígeno gaseoso. Determinar la suma de los mínimos coeficientes enteros de la reacción química.

a) 3

d) 9

II. c + d > 10

b) 5

c) 7

e) 12

c) Solo III

14. Se realiza la combustión del gas acetileno C2H2. Determina la suma de coeficientes de los productos.

a) 3

d) 6

b) 4

c) 5

e) 7

11. En la reacción mostrada:

a KMnO4 + b PH3 + c H2SO4 → d KHSO4 + e MnSO4 + f H2O + g P4

Indica la relación correcta:

a) a+b = 36

b) c+d = 24

c) d+e = 28

d) e+f = 60

e) f+g = 54

15. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. En la reacción de Na con HCl el mayor coeficiente es dos. II. En la descomposición del CaCO3 la suma de coeficicientes es tres. III. En la descomposición del agua oxigenada el mínimo coeficiente es uno.

12. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda. I. El balance de una reacción se basa en la igualdad de masas de reactantes y productos.

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a) VVF

d) FVV

b) FVF

c) FFV

e) VVV


4

Unidad II Unidad I

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una reacción balanceada el número de átomos de los reactantes es igual al número de átomos de los productos. II. En una reacción redox existe una igualdad en el número de protones.

Explicación

2. Completa:

En una reacción de ___________________ un elemento desplaza a otro ocupando su lugar, y por una

variación en el ___________________ es tipo redox.

3. Relaciona con respecto al coeficiente del O2 respectivamente: I. H2O2 → H2O + O2 A. Dos II. Fe + O2 → Fe2O3 B. Tres C. Uno Rpta: __________________ 4. Balancea las siguientes reacciones y señala el coeficiente del agua.

d) C3H4

8. En la reacción: a Pb + b HNO3 → c PbO2 + d NO + e H2O

KMnO4 + HI + Al → AlCl3 + MnCl2 + KI + H2O

Indica el coeficiente del agua.

Rpta: __________________

6. De acuerdo a las variables mostradas en la ecuación:

a NH3 + b O2 → c NO + d H2O

Halla el valor de “b” en función de “a” y “d”

Rpta: __________________ 7. Al quemar un mol de los combustibles mostrados. ¿Cuál requiere de mayor cantidad de oxígeno? a) CH4 Colegios

TRILCE 64

b) C3H6

a) 10

d) 6

5. Escribe la reacción de combustión del gas licuado de petróleo GLP cuya composición es propano C3H8, butano C4H10 y pentano C5H12. Dé como respuesta la suma de coeficientes en total.

c) C3H8

a+b c+d+e


II. N2H4 + O2 → NO2 + H2O Rpta: __________________

Halla el valor de:

Rpta: __________________

I. C4H8 + O2 → CO2 + H2O

e) C4H8

b) 11

c) 12

e) 3

10. Se coloca en un tubo de ensayo 20 g de carbonato de calcio, se calienta hasta su completa descomposición, liberando óxido de calcio y dióxido de carbono. Determina la suma de los mínimos coeficientes enteros de la reacción química. a) 3 d) 9

b) 5 e) 12

c) 7


a KMnO4 + b PH3 + c H2CO3 → d KHCO3 +

e MnSO3 + f H2O + g P4

Indica la relación correcta:

a) a+b = 36

b) c+d = 24

c) d+e = 28

d) e+f = 60

e) f+g = 54 Central: 6198 - 100

Química 12. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. El balance de una reacción se basa en la igualdad de átomos de reactantes y productos. II. En el método algebraico de balance, el número de ecuaciones debe ser mayor al número de variables. III. La igualdad de átomos en un balance se realiza por compuesto químico.

a) VVV

b) VVF

d) VFF

c) FVF

e) FFV


a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I y III

14. Se realiza la combustión del gas etano C2H6

a NH3 + b O2 → c NO2 + d H2O


I. a + b > 10

III. b + c = 9

b) 9

d) 11

e) 17

c) 10

15. Indica con (V) verdadero y (F) falso según corresponda. I. En la reacción de Na con H2O el mayor coeficiente es dos. II. En la descomposición del KClO3 la suma de coeficicientes es tres.

II. c + d > 11


Determina la suma de coeficientes de los productos.

a) 7

13. De acuerdo a la reacción mostrada balanceada:

c) Solo III

III. En la descomposición del agua el mínimo coeficiente es uno. a) VVF

b) FVF

e) VVV

d) FVV

c) FFV


http://bebydela16-raymundo. blogspot.com/2010_07_01_ archive.html

En un vaso de precipitado colocar una solución de agua oxigenada, y luego verter una cantidad de permanganato de sodio. Observe y anote.

• Con la ayuda de su profesor escriba la reacción química y balancéala.

BALANCE POR TANTEO

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BALANCE POR COEFICIENTES INDETERMINADOS

Conteo de átomos

Asignación de variables

Coeficientes mínimos enteros

Planteo de ecuaciones algebraicas Cuarto año de secundaria 65

Redox - ion electrón

http://omitted.net/gallery/v/potd/IMG_8960candc.jpg.html

5

Unidad II Unidad I

Formación de O2 con H2O2 (peróxido de hidrógeno) en descomposición en H2O (agua en forma de vapor) y O2 (oxígeno).

Leemos: El oxígeno es indispensable para poder sobrevivir. Se presenta en una alta concentración en forma activa (heroico libre - radicales libres) y es favorable para desinfectar y la eliminación de bacterias, virus y restos catabolitos. No es favorable cuando el oxígeno toma de otras moléculas los electrónes por medio de un alto potencial de oxidación, porque causa así daño al tejido celular. Este "robo de electrónes" por parte del oxígeno activo, oxida el tejido del cuerpo y causa enfermedades. El potencial Redox del agua ionizada El agua corriente tiene un potencial de reducción de +100 hasta +150 mV, una alta capacidad para tomar electrones, esto significa que deja oxidar otras moléculas. El agua reducida tiene un potencial de reducción de -250 hasta -350 mV y por eso una alta concentración de electrones para hacer inofensivo el oxígeno activo y otros RADICALES LIBRES. Esto impide un daño de moléculas biológicas por medio de reducción del oxígeno activo. Este es el motivo por el cual las moléculas biológicas son más resistentes contra infecciones y enfermedades. El agua oxidada tiene un potencial de reducción de hasta + 800 mV y permite una oxidación con propiedades estériles. El agua oxidada de nuestro sistema de preparación de agua puede ser utilizado para lavarse las manos, para lavar alimentos y utensilios de cocina y para regar las matas. El agua ionizada en una dieta El agua alcalina e ionizada es muy buena para dietas, para la toma de medicamentos y para provisionar Colegios

TRILCE 66

Central: 6198 - 100

Química a personas de edad con suficiente líquido y substancias vitales, basado en su bajo peso molecular de 18 (vitamina C176), y su reducido tamaño Cluster (de 5 hasta 6 en vez de 10 hasta 13 moléculas) y su alto potencial de reducción. Al mismo tiempo reduce la autointoxicación intestinal (putrefacción y fermentación en el conducto digestivo). El agua ionizada es tomada rápidamente por el hígado (órgano filtrador) y los otros órganos del cuerpo. Comparación del peso molecular, substancias peso molecular, microagua 18, beta-carotina 150, vitamina E 153, vitamina C176. Las células saludables del organismo no son afectadas y mantienen al hombre sano y lo deja envejecer lentamente. Sanum per Aquam - Sano por el agua Fuente: http://www.diochi.cz/main/regen_mini/sp/SPreg_redox.php En reacciones donde se produce la variación del estado de oxidación de uno, dos o tres elementos químicos, se puede realizar un balance por el método redox o por el método ion electrón. Ambos métodos se basan en la variación en el estado de oxidación de uno o más elementos.

Método redox Procedimiento • Determina el estado de oxidación de cada elemento químico presente en la reacción. • Señala a los elementos que varían su estado de oxidación. • Calcula el número de electrones transferidos ganados o perdidos. • El balance se logra cuando se iguala el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando a dichas cantidades por un número que las iguale, ese número es el coeficiente buscado. • Si faltan coeficientes estos se obtienen por tanteo.

Ejemplos Balancea la siguiente reacción por el método redox, y señala los coeficientes de los reactantes. Pb + HNO3 → PbO2 + NO + H2O Solución: • Se halla el estado de oxidación de cada elemento.

Pb0 + H1 + N+ 5 O3- 2 " Pb 4 + O 22 - + N 2 + O - 2 + H+2 1O 2 • Se observa qué elementos varían su estado oxidación: plomo y nitrógeno. • Se halla el número de electrones transferidos: Pb0 → Pb4- + 4e- (OXIDACIÓN)

N5 + 3e- → N2 + (REDUCCIÓN)

• La cantidad de electrones se iguala multiplicando la primera semireacción por 3, y la segunda semireacción por 4. • Estos números buscados son los coeficientes, y se colocan en la reacción global. 3Pb + 4HNO3 → 3PbO2 + 4NO + H2O

• El coeficiente del agua se obtiene por tanteo, contando la cantidad del hidrógeno. 3Pb + 4HNO3 → 3PbO2 + 4NO + 2H2O

• El balance se determina con el número de átomos de oxígeno, en los reactantes y en los productos. • Respuesta:

Los coeficientes de los reactantes son 3 y 4.

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Unidad II Unidad I

Método ion electrón Procedimiento: • Escribe dos semireacciones tomando elementos comunes. • El balance de oxígeno y de hidrógeno se realiza de acuerdo al medio en el que se produce. • Se determina la cantidad de electrones transferidos por cada semireacción, tomando la diferencia de las cargas de los reactantes con las cargas de los productos. • En medio ácido: • Balance de oxígeno

• Con moléculas de H2O

• Balance de hidrógeno

• Con iones H1+

• En medio básico: Balance de oxígeno

Donde falta Colocar el doble de OH-1

Donde sobra Colocar moléculas de H2O

Balance de hidrógeno

Colocar moléculas de H2O

Colocar iones OH1-

• Si la reacción está en forma molecular, se debe llevar a forma iónica, retirando los iones de cargas constantes, y al finalizar el balance, se retorna los iones retirados. • El balance se logra cuando la carga total de los reactantes es igual a la carga total de los productos.

Ejemplos

1. Balancea la siguiente reacción por el método ión electrón y señala el coeficiente del agua. KMnO4 (ac) + HCl (ac) + Fe(s) → KCl (ac) + FeCl3 (ac) + MnCl2 (ac) + H2O (l) Solución: • Se lleva la reacción molecular a una reacción iónica retirando los iones de cargas constantes, como K+1, H+1, Cl-1. K1+(MnO4)1- + H1+Cl1- + Fe → K+1Cl-1 + Fe+3Cl3-1 + Mn2+Cl2-1 + H2O

La ecuación iónica será: MnO4-1 + Fe → Fe+3 + Mn2+

•

Se escribe dos semireacciones tomando elementos comunes, y se balancea el oxígeno y el hidrógeno. MnO-4 1 + 8H+ 1 + 5e- " Mn2 + + 4H2 O

Fe → Fe+3 + 3e• El balance se logra igualando el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando dichas cantidades por los valores de 3 y 5 respectivamente. •

Dichos valores son los coeficientes buscados:

^MnO14- + 8H1 + + 5e- " Mn2 + + 4H2 Oh x 3

(Fe → Fe+3 + 3e-) x 5

• Finalmente:

3MnO14- + 24H+ + 5Fe " 3Mn2 + + 12H2 O + 5Fe3 + •

Adiciona iones: K+1, Cl-1

• El coeficiente del agua es 12

Colegios

TRILCE 68

Central: 6198 - 100

Química

2. Balancea la siguiente reacción por el método ión electrón y señala la suma de coeficientes de los reactantes: As2S5 + HNO3 + H2O → H2SO4 + H3AsO4 + NO Solución:

•

Se lleva la reacción molecular a forma iónica:

As2 S5 + H1 + (NO3) - 1 + H2 O " H+2 1 (SO4) - 2 + H+3 1 (AsO4) - 3 + NO

•

La reacción iónica será:

As2 S3 + NO13- " SO24 - + AsO34 - + NO • Se escribe dos semireacciones comunes, y se balancea en medio ácido, debido a la presencia de ácido nítrico HNO3.

As2 S3 + 20H2 O + 28e- " 2AsO34 - + 3SO24 - + 40H+

NO13- + 4H+ " NO + 2H2 O + 3e-

•

El balance se logra con la igualdad de electrones , multiplicando a cada semirreacción los valores de 3 y 28 respectivamente.

(As2 S3 + 20H2 O + 28e- " 2AsO34 - + 3SO24 - + 40H+) x 3 (NO13- + 4H+ " NO + 2H2 O + 3e-) x 28 Finalmente: 3As2 S3 + 28NO13- + 4H2 O " 6AsO34 - + 9SO24 - + 28NO + 8H+ •

Luego con los coeficientes se escribe la reacción molecular: 3 As2S3 + 28 HNO3 + 4 H2O → 6 H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28 NO

• La suma de coeficientes de los reactantes es 35. 3. Balancear la siguiente reacción en medio básico y señalar el coeficiente del agente oxidante. Solución:

SO-3 2 + Mn14- " SO24 - + MnO2 6OH- + 3SO-3 2 " 3SO-4 2 + 3H2 O + 6e6e- + 4H2 O + 2MnO-4 " 2MnO2 + 8OH-

⇓

+

3SO32 - + 2MnO14- + H2 O " 3SO24 - + 2MnO2 + 2OH1 -

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U nidad II Unidad I

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una reacción redox hay transferencia de electrones. II. En una reacción redox el número de electrones ganados es igual al número de electrones perdidos.

Explicación

2. El ___________________ experimenta una reducción, mientras que el agente ____________________

experimenta una pérdida de electrones. 9. Mediante el método ión electrón, determina el coeficiente del fósforo.

3. Relaciona: I. MnO14- " Mn2 +

A. 5 electrones

II. NO " NH3

B. 6 electrones C. 8 electrones

13

Rpta: _________________

4. Balancea y señala la relación molar oxidante/ reductor:

As + HNO3 + H2 O " H3 AsO4 + NO

Rpta: _________________

5. Indica el número de electrones transferidos en el balance de:

PH3 + KMnO4 + H2 SO4 " KHSO4 + MnSO4 + P4 + H2 O

Rpta: ___________________ 10. Para la reacción, balancea por el método ión electrón y señala el máximo coeficiente:

C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O

Rpta: ___________________ 11. Para la reacción mostrada:

KClO3 + Na2 SnO2 " KCl + Na2 SnO3

KMnO4 + H2SO4 + Sb → K2SO4 + MnSO4 + Sb2O3 + H2O

Rpta: _________________

6. Señala el coeficiente del agua en:

Sn + HNO3 " SnO2 + NO2 + H2 O

Rpta: _________________

7. Determina los coeficientes de los reactantes en:

NaIO3 + SO2 + H2 O " NaHSO4 + H2 SO4 + I2

P2 S5 + KClO3 + H2 O " H3 PO4 + H2 SO4 + KCl Colegios

Indica el coeficiente del agente reductor.

Rpta: ___________________ 12. Calcula la suma de coeficientes en: HClO3 + COOHCOOH → HCl + CO2 + H2O Rpta: ___________________ 13. Para la reacción mostrada: MnSO4+Na2CO3+O2→CO2+Na2SO4+Na2MnO4

Rpta: _________________

8. Utilizando el método ión electrón, señala el coeficiente del agua:

Balancea por el método ión electrón y señala el coeficiente del oxígeno.

Rpta: ___________________

TRILCE 70

Central: 6198 - 100

Química 14. De acuerdo a:


As2O3+H2SO4+Zn → AsH3+H2O+ZnSO4

KMnO4+FeSO4+H2SO4→K2SO4+MnSO4+ Fe2(SO4)3 +H2O


I. Hay transferencia de 12 electrones. II. El agente reductor posee coeficiente igual a seis. III. El coeficiente del agua es tres.


a) Solo I b) Solo II

d) I y II

Indique el número de electrones transferidos.

a) 5

b) 2

d) 10

e) 12

c) 8

c) Solo III

e) I, II y III

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una reacción redox no hay transferencia de electrones. II. En una reacción redox el número de electrones ganados es mayor al número de electrones perdidos.

Explicación

2. Completa:

El ____________________ experimenta una oxidación, mientras que el agente ____________________

experimenta una ganancia de electrones.

3. Relaciona: I. MnO4-1 → MnO2 II. Fe+3 → Fe

A. 5 electrones B. 3 electrones C. 8 electrones

Rpta: ________________

4. Balancea y señala los coeficientes del agente reductor y del agente oxidante en:

P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

Rpta: ________________ 5. Indica el número de electrones transferidos en el balance de: KIO3 + Na2SnO2 → KI + Na2SnO3

Rpta: ________________

6. Señala el coeficiente del agua en:

Pb + HNO3 → PbO2 + NO2 + H2O

Rpta: ________________

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7. Determina los coeficientes de los productos en:

NaIO3 +SO2 + H2O → NaHSO4 +H2SO4 + I2

Rpta: ________________ 8. Utilizando el método ión electrón, señala el coeficiente del ácido sulfúrico en: P2S5 + KClO3 + H2O → H3PO4 + H2SO4 + KCl Rpta: ___________________ 9. Mediante el método ión electrón, determina el coeficiente del agua: PH3 + KMnO4 + H2SO4 → KHSO4 + MnSO4 + P 4 + H 2O Rpta: ___________________


5

Unidad II Unidad I

10. Para la reacción, balancea por el método ión electrón y señala el mínimo coeficiente: C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O

14. De acuerdo a: Sb2O5 + H2SO4 + Zn → SbH3 + H2O + ZnSO4

Rpta: ___________________

I. Hay transferencia de 12 electrones.

11. Para la reacción mostrada:

II. El agente reductor posee coeficiente igual a seis.

KMnO4 + H2SO4 + As → K2SO4 + MnSO4 + As2O3 + H2O

Indica el coeficiente del agente oxidante.

Rpta: ___________________

12. Calcula la suma de coeficientes de los productos en: HClO3 + COOHCOOH → HCl + CO2 + H2O

III. El coeficiente del agua es tres.

¿Cuáles son incorrectas?

a) Solo I

d) I y II

b) Solo II

c) Solo III

e) I, II y III

15. En la reacción mostrada: KMnO4 + NiSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Ni2 (SO4)3 + H2O

Rpta: ___________________ 13. Para la reacción mostrada: MnSO4 + Na2CO3 + O2 → CO2 + NaSO4 + Na2MnO4 Balancea por el método ión electrón y señala el coeficiente del dióxido de carbono.


Indique el número de electrones transferidos.

a) 5

b) 2

d) 10

e) 12

c) 8

Rpta: ___________________


Prepara en un vaso de precipitación una solución de sulfato cúprico, y luego introduce un clavo de hierro.

•

http://img502.imageshack. us/i/addfoodcoloringzw5. jpg/


¿Qué sucede?

Método redox Método ión electrón

Método tanteo

BALANCE DE REACCIONES Colegios

TRILCE 72

Central: 6198 - 100

Leyes ponderales

http://www.interactuar.org.co/web/Portals/0/Images/news/laboratorio.jpg

6

Química

Unidad II

Cuando ocurre una reacción química se conocen las sustancias que se forman, y para determinar las cantidades que participan en la reacción como reactantes o productos es necesario realizar un cálculo estequiométrico.

Leemos: Composición del semén Menos de 10 % del volumen del semen de una eyaculación corresponde a los espermatozoides, y más de 90% al líquido seminal. La densidad de espermatozoides en el semen varía de 50 a 150 millones por mililitro, por lo que cada eyaculación contiene entre 200 y 400 millones de ellos. Entre los elementos que componen el semen se encuentran los líquidos que aporta la vesícula seminal: La vesícula seminal aporta entre el 40% y el 60% del semen y crea principalmente, fructosa, prostaglandinas (E2, A, B), aminoácidos, fósforo, potasio, hormonas. La próstata aporta de 15% a 30% del plasma seminal, crea un líquido rico en: ácido cítrico, colesterol, fosfolípidos, carnitina, fosfatasa alcalina, calcio, sodio, zinc, potasio, enzimas para la separación de las proteínas: fibrolisina (una enzima que reduce la sangre y las fibras del tejido) y fibrinogenasa, principalmente. El último elemento que se agrega al semen es un fluido que secretan las glándulas uretrales (Glándulas uretrales de Cowper y Littré), (las glandulas Cowper están ubicadas bajo la próstata y aportan la secreción mucosa al semen) y bulbouretrales, que representan el 3% al 6% del semen, segrega una proteína espesa, clara y lubricante conocida como moco. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Semen

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16

Unidad I Unidad II

La estequiometría mide la cantidad de sustancia en moles, masas o volúmenes que participan en una reacción química. Cuando se realiza el cálculo estequiométrico se debe tener en cuenta las siguientes leyes: Ley de conservación de la materia (Lavoisier) "En una reacción ordinaria, la masa no se crea ni se destruye, solo se transforma”.

Ejemplos En la reacción: N2 + 3H2 → 2NH3 Se hace la reacción de 1 mol de N2 (28 g) con 3 mol de H2 (6 g), y se forma 2 mol de NH3 (34 g). Entonces se cumple que: 28g + 6g = 34g Ley de las proporciones definidas (Proust) "Los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una proporción determinada". “Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto siempre lo hacen en una relación de masas constantes”, lo que esta diciendo es que siempre que va a ser un porcentaje igual cada uno de aquellos elementos, sin importar si solo se combinan 10 g o 100 g, esta ley es utilizada al encontrarse reactivos de manera ilimitada en la naturaleza.

Ejemplos En la reacción: 4 NH3+ 5 O2 → 4 NO + 6 H2O La relación entre NH3 y O2 es de 4 mol a 5 mol, dicha relación es invariable. Ley de las proporciones múltiples (Dalton) Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyó que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardarán entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

Ejemplos En la reacción de Cl2 con O2 es posible la formación de diferentes compuestos como Cl2O, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7. Mientras el cloro permanece constante, el oxígeno varía en relaciones enteras de 1: 3 : 5 : 7. Ley de las proporciones recíprocas (Wenzel- Richter) Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos." En la reacción: Fe + KMnO4 + HCl → FeCl3 + KCl + MnCl2 + H2O La masa de Fe y KMnO4 es proporcional a la masa de HCl.

Colegios

Unidad ?? TRILCE 74

Central: 6198 - 100

Química Ejemplos De acuerdo a la reacción:

NH3 + O2 → NO + H2O, se coloca en un reactor 340 g de NH3.

m.a (N = 14, O =16, H =1) Determinar: I. Nro. de moles Solución:

II. Moles de oxígeno

III. Masa de agua

Se balancea la reacción por el método tanteo. 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O

El cálculo estequiométrico se puede realizar por factor unitario o por regla de tres simple. Se calcula la masa molar del NH3 ^M = 14 + 3 = 17 g/molh I. 340 g de NH3 x 1mol = 20 mol 17 g

II. 340 g de NH3 x III. 340 g de NH3 x

1mol ^NH3h 5 mol ^O 2h = 25 mol x 17 g 4 mol ^NH3h

1mol ^NH3h 6 mol ^H 2 Oh 18 g = 540 g x x 17 g 4 mol ^NH3h 1mol ^H 2 Oh

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La masa de los productos es mayor que la masa de los reactantes II. La relación molar entre los reactantes es definida.

Explicación

2. Completa:

lavoisier Según la ley de conservación de la __________________ corresponde a la ley de _________________ materia

una reacción ordinaria que la masa de los productos. la masa de los reactantes es ___________________

3. Relaciona: I. Ley de las proporciones definidas II. Ley de las proporciones múltiples Rpta: ____________

A. B. C.

4. ¿Qué ley explica la formación de CO y CO2?

6. ¿Cuántas moles contiene 480 gramos de Fe2O3? m.a. (Fe = 56; O = 16)

Rpta: ____________ ley de las proporciones multiples

5. Hallar la masa de 2 mol de C3H6

Rpta: ____________

Rpta: ____________

7. De acuerdo a la reacción mostrada: N2 + H2 → NH3. ¿Cuántas moles de N2 reaccionan con 15 moles de H2?

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Lavoisier Proust Dalton

Rpta: ____________ Cuarto año de secundaria 75

6

Unidad I Unidad II

8. Al quemar 440 g de gas propano C3H8. ¿Cuántas moles de oxígeno se usaron?

12. En 5 moles del alcano CnH2n + 2 hay una masa de 150 gramos. ¿Cuál es el valor de "n"?

a) 19

b) 20

d) 50

e) 85

c) 35

d) 6

9. De acuerdo a la siguiente reacción:

a) 1

NH3 + O2 → NO + H2O. Al tratar 340 g de amoniaco, se puede afirmar que:

b) 2 e) 9

13. Según la reacción:

Cu + HNO3 → Cu (NO3)2 + NO + H2O

¿Cuántas moles de HNO3 reaccionan con 6 moles de Cu?

I. Reaccionan 25 mol de oxígeno.

II. Se forman 360 gramos de agua.

a) 4

b) 6

III. Hay 60 mol de NO.

d) 14

e) 16


a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I y III

c) Solo III

10. En la descomposición de 170 gramos de H2O2 ¿Cuántas moles de O2 se liberan?

c) 4

c) 12

14. En un recipiente se coloca una muestra de CaCO3 y se calienta hasta su completa descomposición. Si se observa una diferencia de masa de 88 gramos, ¿cuál es la masa de la muestra? m.a. (Ca=40, C=12, O=16) a) 50

b) 100

H2O2 → H2O + O2

d) 200

e) 250

a) 5,0

b) 6,0

d) 3,0

e) 1,6

15. Se coloca un clavo de hierro de 7,0 gramos en una solución de HCl. ¿Cuántos gramos de gas se liberan? m.a. (Fe=56, H=1 , Cl=35,5) Fe + HCl → FeCl3 + H2

c) 2,5

11. Durante la electrólisis del agua acidulada. ¿Cuál es la relación de masas de los productos? H2O → H2 + O2

a) 1/4

d) 3/5

b) 1/8

a) 0,25

b) 0,50

d) 0,80

e) 1,75

c) 150

c) 1,25

c) 2/5

e) 1/6

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La masa de los productos es igual que la masa de los reactantes.

Explicación

II. La relación molar entre los productos es definida. 2. Completa:

Según la ley de las proporciones __________________ corresponde a la ley de ___________________

la relación molar de los reactantes es definida.

Colegios Colegios

TRILCE TRILCE 76

Central: 6198 - 100

Química 3. Relaciona:

I. Ley de las proporciones recíprocas II. Ley de las proporciones múltiples Rpta: ____________

4. ¿Qué Ley explica la formación de Cl2O5?

Cl2O y

Rpta: ____________

a) 1/4

d) 3/5

b) 1/8

c) 2/5

e) 1/6

12. En 5 moles del alcano CnH2n+2 hay una masa de 220 gramos. ¿Cuál es el valor de “n”?

Rpta: ____________

6. ¿Cuántas moles contienen 320 gramos de Fe2O3? m.a. (Fe=56, O=16)

11. Durante la electrólisis del agua acidulada. ¿Cuál es la relación de masas de los productos?

5. Hallar la masa de 5 mol de C3H8.

A. Lavoisier B. Proust C. Dalton

a) 1

d) 6

b) 2

Rpta: ____________

c) 3

e) 9



N2 + H2 → NH3

Cu + HNO3 → Cu (NO3)2 + NO + H2O

¿Cuántas moles de N2 reaccionan con 12 moles de H2?

¿Cuántas moles de HNO3 reaccionan con 9 moles de Cu?

Rpta: ____________

a) 4

8. Al quemar 44 g de gas propano C3H8. ¿Cuántas moles de oxígeno se usaron?

a) 1,9

d) 5,0

b) 2,0

c) 3,5

e) 8,5

d) 24

b) 6

c) 12

e) 16

14. En un recipiente se coloca una muestra de CaCO3 y se calienta hasta su completa descomposición. Si se observa una diferencia de masa de 132 gramos. ¿Cuál es la masa de la muestra?

m.a. (Ca=40, C =12, O =16)

NH3 + O2 → NO + H2O

a) 50

Al tratar 34 g de amoniaco, se puede afirmar que:

d) 300

I. Reaccionan 2,5 mol de oxígeno.

15. Se coloca un clavo de hierro de 14,0 gramos en una solución de HCl. ¿Cuántos gramos de gas se liberan?


II. Se forman 36 gramos de agua.

III. Hay 6 mol de NO.


a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I y III

c) Solo III

10. En la descomposición de 34 gramos de H2O2 ¿Cuántas moles de O2 se liberan?

a) 5,0

d) 0,5 www.trilce.edu.pe www.trilce.edu.pe

b) 6,0

b) 100

c) 150

e) 250

m.a. (Fe =56, H =1, Cl =35,5)

Fe + HCl → FeCl3 + H2

a) 0,75

d) 0,80

b) 0,50

c) 1,25

e) 1,5

c) 2,5

e) 1,0 Cuarto año de secundaria 77

6

Unidad I Unidad II


Investiga un poco más: En un vaso de precipitación prepare una solución de sulfato de cobre y luego coloque un clavo de hierro. Previamente pese el clavo de hierro, y luego de cinco minutos retire el clavo y vuelva a pesar.

http://img42.imageshack.us/i/dsc2120z.jpg/sr=1

Anote sus observaciones.

Ley de conservación de la materia (Lavoisier)

Ley de las proporciones definidas (Proust)

Colegios

TRILCE 78

Ley de las proporciones múltiples (Dalton)

Ley de las proporciones recíprocas (Wenzel-Richter)

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Reactivo limitante Rendimiento y pureza http://alumno.ucol.mx/~ernesto_guzman18/quimica_archivos/image003.jpg

7

Química

Unidad II

Cuando un químico efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada.

Leemos: Mezclas para Motor La relación entre aire y combustible varía constantemente en un motor de pistones. Esta proporción se calcula de acuerdo al peso. Aire atmosférico en gramos Proporción de mezcla = Consumo de gasolina en gramos Mezcla estequiométrica En condiciones normales, la combustión total de 1 gramo de gasolina se consigue con 14,8 gramos de aire. Sin embargo, los motores de pistón no son capaces de crear las condiciones de homogeneidad entre aire y gasolina para quemarla al cien por ciento. Para contrarrestar esta deficiencia los sistemas de alimentación están diseñados de manera que la mezcla contenga un 10 por ciento más de aire por gramo de gasolina. Esta proporción se denomina "mezcla económica" y se forma con 16 partes de aire por cada parte de combustible.

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7

Unidad I Unidad II

Relación de máxima potencia Esta se obtiene con una mezcla que presenta 20% menos de aire que la proporción económica, es decir, 1 gramo de gasolina por cada 12,5 gramos de aire. Rendimiento de motor

Torque eje

Torque eje kgm

10

200

9

ífi

ec

8 7

o

um

s on

C

p es

co

250 300

Relación mezcla

16 15 14 13

12

11

10

Consumo específico (gramos/PS x hora)

El desempeño de un motor varía de acuerdo a la relación de mezcla que utiliza. Si un motor funciona a velocidad constante y variamos la proporción de aire combustible que lo alimenta su potencia varía de acuerdo al gráfico siguiente.

9

350

6 7 8 9 10 Consumo bencina (litros/hora)

A medida que se mejora el rendimiento volumétrico de un motor, mayor cantidad de mezcla alcanzan los cilindros y por consiguiente su potencia aumenta. Otras mejoras se obtienen si se ajusta apropiadamente lo siguiente: • Atomización de la gasolina • Uniformidad de alimentación a cada cilindro • Aumento de relación de compresión • Punto de encendido eléctrico Si el armado o los ajustes de un motor no son realizados correctamente su potencia máxima es imposible de conseguir y su consumo de combustible disminuye. Como resultado de la combustión de la gasolina se obtiene calor, dióxido de carbono y agua. Por cada litro de bencina que se quema el motor arroja a través de su sistema de escape 1 litro de agua. Fuente: http://www.todomotores.cl/competicion/mezcla_combustible.htm

Cuando se realiza una reacción química, puede ocurrir que los reactivos usados no estén en la proporción estequiométrica, y uno de ellos actúe como reactivo limitante y el otro como reactivo en exceso. Reactivo limitante: es aquel reactante que se consume totalmente en una reacción química, su cantidad sirve para cualquier cálculo estequiomérico. Limita una reacción. Reactivo en exceso: es aquel reactante que sobra al finalizar una reacción química, su cantidad no se encuentra en una proporción estequiométrica.

Cantidad en exceso = Cantidad inicial – Cantidad que reacciona

Colegios Colegios

TRILCE TRILCE 80

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química

Ejemplos •

Se coloca en un reactor 245 g de ácido sulfúrico y 80 g de hidróxido de sodio, y ocurre la siguiente reacción: NaOH +

H2SO4 → Na2SO4 + H2O

Determinar:

I. Reactivo limitante

II. Reactivo en exceso

III. Masa en exceso

IV. Masa de sulfato de sodio formado

m. a. (Na =23, S =32, O =16)

Solución:

Se balancea la reacción, por el método de tanteo 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O

Con las cantidades se establece la relación en moles

245 g de H 2 SO 4 x 1molH2SO4 x 2 molNaOH = 5 mol de NaOH 98 g 1molH2SO4

80 g de NaOH x 1molNaOH = 2 mol de NaOH 40 g

Como 245 g de ácido sulfúrico requiere de más moles de NaOH, entonces él es el reactivo en exceso, y el hidróxido de sodio es el reactivo limitante.

I. El reactivo limitante es el NaOH.

II. El reactivo en exceso es el H2SO4.

III. Para hallar la cantidad en exceso, se determina la cantidad que reacciona de ácido sulfúrico. 98 gH2SO4 = 98 g de H 2 SO 4 80 g de NaOH x 1molNaOH x 1molH2SO4 x 40 gNaOH 2 molNaOH 1molH2SO4

Cantidad en exceso: 245 g – 98 g = 147 g

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7

Unidad I Unidad II

IV. Para hallar la cantidad de sulfato de sodio, se realiza estequiometría con el hidróxido de sodio

Na2SO4 → PF = 23 x 2 + 1 x 32 + 16 x 4 = 142 g/ unidad fórmula 142 g = 142 g de Na 2 SO 4 80 g de NaOH x 1molNaOH x 1molNa2SO4 x 40 gNaOH 2 molNaOH 1molNa2SO4

Los cálculos estequiométricos consideran un rendimiento teórico productos, es decir, una eficiencia del 100%.

% Rendimiento =

•

para

la obtención de

Cantidad real x 100 Cantidad teórica

Al calentar 400 g de CaCO3 se obtiene solo 132 g de CO2. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?

CaCO3 → CaO + CO2

m.a ( Ca=40 , C =12 , O =16)

Solución:

Con la cantidad de CaCO3 se determina la cantidad teórica de CO2

44 gCO2 = 176 g de CO 2 400 g de CaCO3 x 1molCaCO3 x 1molCO2 x 100 gCaCO3 1molCaCO3 1molCO2

Luego se halla el rendimiento: %Rendimiento =

132 g x100 = 75% 176 g

Las sustancias que participan en una reacción química como reactantes o como productos son químicamente puras.

Cantidad pura == Cantidad pura %Pureza x100 %Pureza x100 Cantidad Cantidadtotal total

•

Se calienta 295 g de una muestra de KClO3 y se obtiene 64 g de oxígeno. ¿Cuál es el porcentaje de pureza de la muestra?

KClO3 → KCl + O2 m.a. ( K = 39, Cl =35,5, O =16 ) Solución:

Con la masa de oxígeno se determina la cantidad de KClO3 puro y luego se determina el porcentaje de pureza.

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 122, 5gKClO3 = 163, 3 g 64 g de O2 x 1molO2 x 2molKClO3 x 32gO2 3molO2 1molKClO3 163, 3 % pureza = x100 = 55, 36 % 295

Colegios

TRILCE 82

Central: Central:6198 6198 -- 100 100

Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una relación de masas de los reactantes, uno está en exceso. II. La obtención de productos en la estequiometría considera una eficiencia real.

Explicación

2. Completa:

El reactivo _______________ es aquel que se gasta totalmente en una reacción y permite hallar las

cantidades _______________ . forman al tratar 630 g de HNO3 con suficiente hidróxido de magnesio, en un proceso cuya eficiencia es 75%?

3. Considerando una reacción entre 1 gramo de hidrógeno con 28 gramos de nitrógeno, para formar amoniaco. Relaciona:


A. H2


B. N2

C. NH3

Rpta: ____________

4. Se realiza la combustión de 3,2 g de CH4 con 1,6 gramos de oxígeno. ¿Quién es el reactivo limitante?

Rpta: ____________

5. Al tratar 125 g de CaCO3 con 132 g de HCl de acuerdo a la siguiente reacción: CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

m.a. (Mg = 24, N =14, O =16, H =1)

Rpta: ____________

8. Al calentar 400 g de CaCO3, se forma 100 g de CO2. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?

Rpta: ____________

9. De acuerdo al tratamiento de sodio metálico con agua se forma 80 g de NaOH, en un proceso cuya eficiencia es 80%. ¿Cuántos gramos de sodio metálico se usaron?

m.a. (Na =23, O =16, H =1) Rpta: ____________

¿Cuántos gramos hay en exceso?

m.a. (Ca=40, C=12, O=16, H=1, Cl=35,5)

Rpta: ____________

10. Se trata 600 g de un mineral con 75% de Fe2O3 con suficiente cantidad de HCl. ¿Cuántos gramos de cloruro férrico se forman?


CaO + HCl → CaCl2 + H2O

Al tratar 216 g de óxido de calcio con 317 g de HCl. ¿Cuántos gramos de cloruro de calcio se forman? m.a. (Ca=40, O=16, Cl=35,5, H=1)

Rpta: ____________

m.a. ( Fe =56 , O =16 , H =1 , Cl =35,5)

Rpta: ____________

11. Se descompone 400 g de una muestra de KClO3 liberándose 100 g de oxígeno gaseoso. ¿Cuál es el porcentaje de pureza de la muestra? KClO3 → KCl + O2

m.a. (K =39, Cl =35,5, O =16)

Rpta: ____________


Mg (OH)2 + HNO3 → Mg (NO3)2 + H2O

¿Cuántos gramos de nitrato de magnesio se



7

Unidad I U nidad II

12. Se quema una cinta de magnesio cuya masa es 40 g. El óxido de magnesio formado tiene una masa de 56 g. Hallar el rendimiento del proceso. (masa atómica: Mg =24, O = 16)

14. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. El rendimiento de un proceso químico siempre es 100%. I. El reactivo que limita una reacción se encuentra en menor cantidad.

Rpta: ____________

13. En un recipiente que contiene 360 g de agua se coloca 78 g de potasio. Entonces se puede afirmar que:

I. El reactivo limitante es el potasio

II. La cantidad en exceso es 16,0 g

III. Se libera 2 g de hidrógeno gaseoso


a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) II y III

c) Solo III

III. Las impurezas de un mineral también participan en una reacción.

a) VVV

b) VFV

d) FFF

e) FFV

c) FVF

15. Al tratar 1 g de hidrógeno con 7,2 g de oxígeno para formar agua. ¿Cuántos gramos hay en exceso?

a) 0,1

b) 0,2

d) 0,4

e) 0,5

c) 0,3

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Una relación de moles de los reactantes, se determina con los coeficientes.

Explicación

II. La obtención de productos en la estequiometría considera una eficiencia ideal. 2. Completa:

El reactivo __________________ es aquel que sobra al finalizar

cantidad en __________________.

3. Considerando una reacción entre 12 gramos de hidrógeno con 14 gramos de nitrógeno , para formar amoniaco. Relaciona:


A. H2


B. N2

C. NH3

Rpta: ______________

4. Se realiza la combustión de 1,6 g de CH4 con 1,6 gramos de oxígeno. ¿Quién es el reactivo limitante?

TRILCE TRILCE 84

y

existe una

5. Al tratar 100 g de CaCO3 con 73 g de HCl de acuerdo a la siguiente reacción: CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

¿Cuántos gramos hay en exceso?

m.a. (Ca=40, C=12, O =16, H=1, Cl=35,5)

Rpta: ______________

6. De acuerdo a la siguiente reacción: CaO + HCl → CaCl2 + H2O

Al tratar 112 g de óxido de calcio con 219 g de HCl. ¿Cuántos gramos de cloruro de calcio se forma? m.a. (Ca=40, O =16, Cl =35,5, H=1)

Rpta: ______________

Rpta: ______________

Colegios Colegios

una reacción

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química 7. Según la reacción:

Mg (OH)2 + HNO3 → Mg (NO3)2 + H2O

¿Cuántos gramos de nitrato de magnesio se forman al tratar 210 g de HNO3 con suficiente hidróxido de magnesio, en un proceso cuya eficiencia es 80%?

m.a. (Mg=24, N=14, O=16, H=1)

Rpta: ______________

8. Al calentar 300 g de CaCO3, se forma 120 g de CO2. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?

Rpta: ______________

9. De acuerdo al tratamiento de sodio metálico con agua se forma 72 g de NaOH, en un proceso cuya eficiencia es 75%. ¿Cuántos gramos de sodio metálico se usaron?

m.a. (Na=23, O=16, H=1)

Rpta: ______________

12. Se quema una cinta de magnesio cuya masa es 80 g. El óxido de magnesio formado tiene una masa de 15 g. Hallar el rendimiento del proceso. m.a. (Mg=24, O= 16)

13. En un recipiente que contiene 180 g de agua se coloca 46 g de potasio. Entonces se puede afirmar que:

I. El reactivo limitante es el potasio.

II. La cantidad en exceso es 158,8 g.

III. Se libera 1,27 g de hidrógeno gaseoso.


a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) II y III

m.a. ( Fe=56, O=16, H=1, Cl=35,5)

Rpta: ______________

11. Se descompone 400 g de una muestra de KClO3 liberándose 100 g de oxígeno gaseoso. ¿Cuál es el porcentaje de pureza de la muestra? KClO3 → KCl + O2

m.a. ( K=39, Cl=35,5, O=16)

Rpta: ______________


c) Solo III

14. Indicar con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. El rendimiento de un proceso químico siempre es menor o igual a 100%. II. El reactivo limitante se consume totalmente en una reacción.

10. Se trata 400 g de un mineral con 85% de Fe2O3 con suficiente cantidad de HCl . ¿Cuántos gramos de cloruro férrico se forman?

Rpta: ______________

III. Las impurezas de un mineral no participan en una reacción.

a) VVV

d) FFF

b) VFV

c) FVF

e) FFV

15. Al tratar 1 g de hidrógeno con 8,4 g de oxígeno para formar agua. ¿Cuántos gramos hay en exceso?

a) 0,1

d) 0,4

b) 0,2

c) 0,3

e) 0,8


7

Unidad I Unidad II



pas-de-magnesio.jpg

http://eltamiz.com/wp-content/uploads/2007/11/chis

Pesa 20 g de una cinta de magnesio. Colóquela en una lata de aluminio y quémalo. Pesa el óxido de magnesio que queda, y con dicho valor determine el rendimiento del proceso.

Estequiometría

Reactivos

Colegios

TRILCE 86

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Equivalente químico

http://www.decotecsl.com/img/foto-laboratorio-quimico.jpg

Cuando ocurren las reacciones químicas, las sustancias que participan como reactantes o productos intervienen con masas proporcionales a la masa equivalente.

Leemos: Alcoholímetros El primero de ellos, construido y probado en los EE.UU., es el Breathalyzer 1000, que funciona sobre bases análogas al Alcotest . Una muestra de aliento se borbotea en una ampolla que contiene una solución de dicromato, haciendo que parte de ésta se vuelva de color verde pálido. El cambio de color en la ampolla, se compara después fotoeléctricamente con una ampolla de referencia sin abrir. La diferencia de color que es directamente proporcional al alcohol en la muestra del aliento, se convierte en una concentración equivalente de alcohol en la muestra del aliento, se convierte en una concentración equivalente de alcohol en sangre. Esta se representa en un contador digital y se registra permanentemente utilizando una impresora digital integral.

www.trilce.edu.pe

h t t p : / / w w w. e h u . e s / z o r r i l l a / j u a n m a / a u t o m o v i l / alcholimetros.jpg

8

Química

Unidad II


8

Capítulo Unidad I U nidad II

1

Quizás tiene más inventiva el segundo dispositivo, llamado Intoxímetro Cromatográfico de Gas. La idea está basada en la técnica ampliamente utilizada de la cromatografía de gas , que estriba en la separación de ciertos elementos de mezclas de substancias volátiles transportadas por una corriente de gas nitrógeno , que circula a través de un tuvo lleno de material absorbente. Diferentes substancias viajarán a regímenes diferentes , unas respecto de otras y emergerán desde el extremo del tubo en una secuencia fija y en condiciones controladas , en los mismos tiempos relativos. Por tanto , este principio se usa para separar e identificar cantidades de alcohol en el aliento de una persona. El alcohol que emerge del tubo de separación se hace pasar por un detector se procesa para dar una representación digital de la CAS (concentración de alcohol en sangre) , equivalente en el tablero frontal del instrumento. Esto se puede registrar también con carácter permanente en una banda de papel o una impresora digital. El Intoxilyzer CMI , tercer dispositivo de análisis del aliento inventado hace poco tiempo , funciona conforme al principio de la absorción de la luz. El alcohol absorbe la irradiación en la zona de infrarrojos del espectro. Si un haz de luz infrarroja filtrada se hace pasar a través del compartimiento que contiene vapor con inclusión de alcohol , la cantidad de luz infrarroja absorbida será proporcional a la cantidad de alcohol presente en la muestra. Esta medición se convierte electrónicamente en la concentración equivalente de alcohol en la sangre , se exhibe en una pantalla digital y se imprime en papel con copias múltiples de papel carbón con una impresora digital incorporada. El Breathalyzer 1000 , el Intoxímetro Cromatográfico de Gas y el Intoxilyzer CMI fueron sometidos a rigurosas pruebas durante las cuales los tres demostraron ser exactos dentro del límite requerido de 0,05 por 100. Otro dispositivo analizador del aliento empleado en EE. UU., Australia, Suecia, Finlandia , y el R. U. Es el Alcoholómetro SL2 Este instrumento , producido por los Laboratorios Lion (R.U.) , está alojado en una caja negra del tamaño aproximado de un magnetófono de bolsillo e incorpora una célula energética electroquímica , que genera un voltaje proporcional a la cantidad de alcohol en la muestra de aliento. El resultado se representa mediante luces que se encienden en el exterior de la caja, indicando con claridad si el nivel de alcohol está por encima o por debajo del nivel prescrito. Fuente: http://www.ehu.es/zorrilla/juanma/automovil/alcoholimetros.htm

En una reacción química, la cantidad de sustancia del reactante o del producto es directamente proporcional a su masa equivalente. Se llama masa equivalente a la cantidad de sustancia que reacciona con un gramo de hidrógeno o con 8 gramos de oxígeno. Peso equivalente = M i

La determinación de θ, se realiza según el tipo de sustancia. Especie química Elemento químico Ácido Base Sal Óxido básico En redox Colegios

TRILCE Educativa TRILCE Organización 88

θ Valencia o estado de oxidación Nro. de H+ desplazados Nro. de OH- desplazados Carga total del catión Doble de oxígeno Nro. de electrones transferidos

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química Química El número de equivalentes se determina con: masa = Nro. de mol x i Peso equivalente

Nro. de eq =

Ley de equivalentes: en una reacción química, el número de equivalentes de todas las sustancias reactantes y productos son iguales. A + B → C + D Nro. eq A = Nro. de eqB = Nro. de eqC = Nro. de eqD

(A)

(B)

(C)

(D)

Ejemplos

• ¿Cuántos gramos de KMnO4 reaccionan con 256,4 g de FeCl2 de acuerdo a la siguiente reacción: MnO14- + Fe2 + " Mn2 + + Fe3 +

m.a. (K=39, Mn=55, O=16, Fe=56)

Solución: se plantea una igualdad en el número de equivalentes de KMnO4 con el FeCl2.

Se determina el peso equivalente de las especies mostradas:

M = 39 + 55 + 16x4 = 158 g/mol PE = M = 158 = 31, 6 g/eq 5 i

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La masa equivalente de un elemento depende de los electrones de valencia. II. La cantidad de sustancia que participa en una reacción es proporcional a su masa equivalente. 2. Relaciona entre la masa elemento: I. Sodio II. Magnesio

equivalente y el A. 24 B. 23 C. 12

Rpta: ____________

4. Determina la masa equivalente de los siguientes elementos: (ma: K = 39; Ca = 40; F = 19) I. Potasio II. Calcio

Rpta: ____________


Se determina la masa equivalente de un elemento comparando la __________ con el _________.

5. Halla la masa equivalente del ácido sulfúrico H2SO4. m.a. (H = 1, S = 32, O = 16) Rpta: ____________

6. ¿Cuántos equivalentes contiene 630 g de ácido nítrico HNO3? m.a. (H = 1, N = 14, O = 16)

3. Completa:

Explicación

Rpta: ____________

7. Halla el número de equivalentes contenidos en 15 moles de hidróxido de calcio Ca(OH)2.

Rpta: ____________

III. Flúor


8

Unidad I Unidad II

8. ¿Cuántos gramos de hidróxido de aluminio reaccionan con 245 g de ácido sulfúrico?

m.a. (H=1, S=32, O=16, Al=27,Ca=40) Rpta: ____________

9. Se tratan 50 gramos de un metal con suficiente oxígeno y se forma 66 g de óxido, ¿cuál es la masa equivalente del metal?

Rpta: ____________

13. En un experimento se encontró que 0,281 g de un metal trivalente se combinó con el oxígeno para formar 0,531 g del correspondiente óxido. Determine cuál de los siguientes podría ser dicho metal.

a) Fe (m.a. = 56)

b) Co (m.a. = 59

c) Al (m.a. = 27)

d) Au (m.a.= 197)

e) Sc (m.a. = 45)

10. Al tratar 40 g de un metal trivalente con cloro gaseoso se forma 111 gramos del cloruro metálico. Hallar la masa atómica del metal.

14. Por tratamiento de 16,92 g de un nitrato metálico con ácido sulfúrico se obtuvieron 14,4 g del correspondiente sulfato metálico. Determine la masa equivalente del metal. m.a. ( S = 32)

Rpta: ____________

11. Determine la masa equivalente del estaño si su óxido presenta 78,76 % de Sn. a) 29,66

b) 59,33

c) 118,66

a) 32

b) 28

d) 46

e) 56

15. Determinar la masa equivalente del tiosulfato de sodio, Na2S2O3, sabiendo que al reaccionar con el I2, se transforma en Na2S4O6.

d) 88,99 e) 148,33

m.a. ( S=32, I=127)

12. Sabiendo que la masa equivalente del bario es 68,67. Determine cuántos gramos de cloro se combinarán con un gramo de bario. m.a. ( Cl = 35,5)

a) 158

d) 103

a) 0, 774

b) 0,354

e) 1, 032

d) 0, 516

c) 24,3

b) 79

c) 52,66

e) 206

c) 0, 258

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La masa equivalente de un ácido depende de los iones hidrógeno desplazados.

Explicación

II. La cantidad de sustancia que participa en una reacción es igual a la masa equivalente. 2. Relaciona entre la masa elemento: I. Calcio II. Oxígeno Rpta: ____________

equivalente y el

4. Determina la masa equivalente de los siguientes elementos:

A. 20 B. 40 C. 8

I. Sodio _______________ II. Magnesio _______________

3. Completa:

III. Hidrógeno _______________

Se determina la masa equivalente de un hidróxido comparando la ______________

5. Halla la masa equivalente del ácido fosfórico H3PO4. m.a. ( H = 1, P = 31, O = 16 )

Colegios

con el ___________________.

TRILCE 90

Rpta: ____________ Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química 6. ¿Cuántos equivalentes contiene 620 g de ácido carbónico H2CO3?

m.a. ( H =1, C =12, O =16)

Rpta: ____________

7. Halla el número de equivalentes contenidos en 17 moles de hidróxido de magnesio.

Rpta: ____________

8. ¿Cuántos gramos de hidróxido de aluminio reaccionan con 490 g de ácido sulfúrico?

m.a. ( H=1, S=32, O=16, Al=27, Ca=40)

Rpta: ____________

12. Sabiendo que la masa equivalente del calcio es 20 g. Determina, ¿cuántos gramos de cloro se combinarán con un gramo de calcio?

m.a. ( Cl = 35,5)

a) 0, 774

b) 0, 354

d) 1, 775

e) 1, 032

c) 0, 258

13. En un experimento se encontró que 0,3 g de un metal divalente se combinó con el oxígeno para formar 0,5 g del correspondiente óxido. Determine, cuál de los siguientes podría ser dicho metal.

a) Fe

b) Co

d) Au

c) Mg

e) Sc

9. Se tratan 40 gramos de un metal con suficiente oxígeno y se forma 72 g de óxido. ¿Cuál es la masa equivalente del metal?

14. Por tratamiento de 17 g de un nitrato metálico con ácido sulfúrico se obtuvieron 14 g del correspondiente sulfato metálico. Determine la masa equivalente del metal.

m. a. ( S = 32)

a) 17, 3

Rpta: ____________

10. Al tratar 60 g de un metal trivalente con cloro gaseoso se forma 95,5 gramos del cloruro metálico. Hallar la masa atómica del metal.

Rpta: ____________

11. Determine la masa equivalente del M si su óxido presenta 20 % de M.

a) 2,00

b) 59,33

c) 118,66

b) 32

d) 46

c) 24, 3

e) 56

15. Determinar la masa equivalente del sulfuro de sodio Na2S. m.a. ( S = 32, Na = 23)

a) 79

d) 103

b) 158

c) 52, 66

e) 39

d) 88,99 e) 148,33 Actividades complementarias

http://1.bp.blogspot.com/_ D V Z L m h q a y 8 A / S d K J q 2 K h LW I / AAAAAAAAANU/YkKF9kzUGaQ/ s400/sudaniv3.jpg

Investiga un poco más: Coloca un alambre de cobre en un tubo de ensayo con ácido muriático. • ¿Qué observas?, ¿Cuál es la masa equivalente de cada sustancia?

Número de equivalentes www.trilce.edu.pe www.trilce.edu.pe

Ley de equivalentes Cuarto año de secundaria 91

UNIDAD

Estados III de la El agua cae de las nubes en forma de lluvia.

Los ríos desembocan en el mar.

El agua subterránea vuelve al mar.

La materia se presenta en la naturaleza en varios estados. En el caso particular del agua son notorio los tres estados: agua sólida conocida como hielo, agua líquida como agua y agua gaseosa o vapor.

http://www.astroyciencia.com/wp-content/uploads/2008/06/ciclo-del-agua.jpg

El agua se evapora y forma las nubes.

Se llenan los depósitos de agua continental.

de agregación materia La química en busca de la eterna juventud "Envejecer es todavía el único medio que se ha encontrado para vivir mucho tiempo" Charles A Sainte Beuve Desde el inicio de los tiempos el ser humano ha dedicado mucho esfuerzo en intentar adivinar que pudiera frenar el reflejo del avance de la edad en nuestro organismo. El cine, expresión de muchos de nuestros sueños, ha utilizado en notables ocasiones la eterna juventud como la base de su trama. En "Cocoon", por ejemplo, un grupo de ancianos eran capaces de recuperar la energía de un adolescente gracias a las bondades de un agua milagrosa. Los remedios antienvejecimiento representan un filón para las empresas farmacéuticas y al parecer, las investigaciones actuales parecen indicar que estamos más cerca que nunca de parar el proceso del envejecimiento o al menos de lograr un retraso evidente que hasta ahora no se había conseguido. Los científicos empiezan a ver el envejecimiento como una enfermedad y por consiguiente como algo tratable que no representa un mandato de la evolución. Existen desarrollos científicos, aún en investigación, con antibióticos anti fúngicos, fármacos empleados en la diabetes o antitumorales que parecen evidenciar que se puede parar el proceso del envejecimiento. Recientemente, en la revista Nature, en un artículo donde se exponían los avances en este campo se decía: "Hace dos décadas la prolongación de la vida era una fantasía, mientras que ahora se buscan fármacos precisamente para eso. No hay razón científica para no esforzarse por curar el envejecimiento, de modo similar a como lo hacemos hoy con el cáncer y otras enfermedades".

máxima a la mitad de la noche. Muchos consumidores han mejorado la calidad del sueño. La melatonina es además el mejor antioxidante (captación de radicales libres) que se conoce, soluble tanto en agua como en las grasas. Precisamente este alto poder antioxidante es lo que convierte a la melatonina para muchos en el "elixir de la eterna juventud". La lista de los favorables efectos de la melatonina en distintos trastornos y enfermedades algunas tan graves como el sida, es tan extensa que ocuparía mucho espacio detallar aquí. Los seres humanos dejamos de generar melatonina a partir de los treinta años, como si al hacerlo la naturaleza diera por concluida su misión reproductiva y se dejara abocar a un irremediable y paulatino deterioro físico.

APRENDIZAJES ESPERADOS Comprensión de la información • Establecer los tres estados de agregación de la materia. • Utilizar las fuerzas intermoleculares explicar a un estado de agregación.

• Determinar con la presión y la temperatura el estado de agregación de una porción de materia.

Melatonina

Indagación y experimentación

No son pocos los científicos que aseguran que la melatonina pudiera considerarse, a día de hoy, como el mejor remedio contra los efectos biológicos del paso del tiempo. Mucho puede encontrarse en la web sobre esta sustancia que tantos efectos benéficos parece tener en nuestro organismo.

• Utilizar al agua líquido.

Dario Acuña, catedrático de fisiología, asegura que la melatonina frena el deterioro causado por el envejecimiento a partir de los 40 años. ¿Pero qué es la melatonina? La melatonina es una hormona presente en todos los seres vivos generada principalmente por la glándula pineal. La función de esta hormona es, en primer lugar, la de regular los ciclos circadianos del sueño, por lo que su secreción es

para

para describir el estado

• Utilizar al hielo para describir las propiedades de un sólido. • Utilizar el vapor de agua para describir al vapor. • Señalar las propiedades generales de los estados de agregación. • Conocer las fuerzas intermoleculares en cada estado.

1

Capítulo 1 Unidad I Unidad III

Estados fundamentales ESTADOS DE LA MATERIA

Gas

Líquido

Sólido Alta fuerza de cohesión

Nula fuerza de cohesión

Mediana fuerza de cohesión

Moléculas muy ordenadas, forma definida

Poca energía en sus moléculas

Moléculas un poco desordenadas, toma la forma del recipiente que lo contiene.

Mediana energía en sus moléculas

Móleculas desordenadas, totalmente amorfo

Mucha energía en sus moléculas

Se denomina estado de agregación a la disposición atómica o molecular de una sustancia o porción de materia. El estado de agregación depende de las fuerzas intermoleculares, la presión y la temperatura.

El agua puede formar puentes Un grupo de investigadores ha conseguido crear puentes de agua, que pueden medir hasta 2,5 centímetros y resistir 45 minutos. La investigación, realizada en Austria, ha producido un fenómeno que nunca antes había sido observado: el agua, contenida en dos cubetas de laboratorio separadas un milímetro la una de la otra y sometida a cargas eléctricas positiva y negativa, se salió de dichas cubetas para unirse entre ellas formando un puente de hasta 2,5 centímetros de longitud durante 45 minutos.

http://www.sabiask.com/sabiasque/ciencia/ formacion-de-un-puente-de-agua.html

Leemos:

Fuente: http://www.sabiask.com/sabiasque/ciencia/formacion-de-un-puente-de-agua.html

Los cambios de estado que se desarrollen entre ellos se pueden realizar a presión o temperatura constante. Colegios


Central: 6198 - 100

Química Química Los cambios de estado

Ebullición

Condensación a líquido GAS

Sublimación Condensación a sólido LÍQUIDO

LÍQUIDO

Fusión

Solidificación SÓLIDO La sustancia cede energía

Debe aportarse energía

Diagrama de fases Es la representación gráfica de los tres estados de agregación de una sustancia química a ciertas condiciones de presión y temperatura. En dicha gráfica es posible describir los siguientes puntos: Punto triple: es aquel donde coexisten los tres estados de agregación para una misma sustancia, y que se encuentran en equilibrio. Tabla de puntos triples En esta tabla se incluyen los puntos triples de algunas sustancias comunes. Estos datos están basados en los proporcionados por la National Bureau of Standards (ahora NIST) de los EE.UU. de América.

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Sustancia

T (K)

P (kPa)

Acetileno Amoniaco Argón Grafito Dióxido de carbono Monóxido de carbono Deuterio Etano Etileno Helio -4 Hidrógeno Cloruro de hidrógeno Mercurio

192,4 195,40 83,81 3900 216,55 68,10 18,63 89,89 104,0 2,19 13,84 158,96 234,2

120 6,076 68,9 10100 517 15,37 17,1 8 x 10-4 0,12 5,1 7,04 13,9 1,65 x 10-7 Cuarto año de secundaria 95

1

Capítulo Unidad I U nidad III

1 Metano Neón Óxido nítrico Nitrógeno Óxido nitroso Oxígeno Paladio Platino Dióxido de azufre Titanio Hexafluoruro de uranio Agua Xenón Zinc

90,68 24,57 109,50 63,18 182,34 54,36 1825 2045 197,69 1941 337,17 273,16 161,3 692,65

11,7 43,2 21,92 12,6 87,85 0,152 3,5 x 10-3 2,0 x 10-4 1,67 5,3 x 10-3 151,7 0,61 81,5 0,065

Punto crítico: También llamado estado crítico, especifica las condiciones (temperatura y presión) en el cual a fase el límite deja de existir. Por ejemplo, considere un sistema del líquido-vapor calentado dentro de un espacio confinado. Como la temperatura aumenta, el líquido densidad disminuye mientras que la densidad del vapor aumenta. El punto crítico se define como la temperatura y la presión en las cuales llegan a ser iguales. El calor de la vaporización es cero y más allá de este punto crítico no hay distinción entre las dos fases. El sistema del equilibrio es un homogéneo líquido supercrítico. En el diagrama de fase demostrado, el límite de la fase entre el líquido y el gas no continúa indefinidamente. Este termina en un punto del diagrama de fase llamado punto crítico. Esto refleja el hecho de que, en extremadamente las temperaturas altas y las presiones, el líquido y las fases gaseosas llegan a ser indistinguibles. En agua, el punto crítico ocurre aproximadamente 647 K (374 °C o 705 °F) y 22,064 MPa (3200 PSIA o 218 atmósfera). En términos prácticos la temperatura crítica de un gas es aquella temperatura en la cual el líquido no puede ser formado simplemente por aumento en la presión mientras que debajo de esa temperatura en el aumento la precipitación de la presión ocurre. Variables críticas: son aquellas que se utilizan para describir una ecuación de estado, la cual se aplica a todos los materiales. El efecto es similar a normalización de constante.

Presión

D

Punto Crítico

LÍQUIDO

C

SÓLIDO

P

Punto Triple GAS

B

A

T1

T2 Temperatura

Colegios Colegios

Organización TRILCE Educativa TRILCE 96

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química EL DIAGRAMA DE FASES DEL CO2

DIAGRAMA DE FASES DEL AGUA

Presión Presión (atm)

AGUA HIELO

p/bar

P. de fusión normal P. de ebullición normal Punto VAPOR Triple

1 0,006

273,15 273,16 (Tm) (T3)

373,15 (Tb)

Temperatura (K)

Punto Crítico

72,8

Punto Crítico

SÓLIDO

67 5,11

Punto triple

1,0

647,3 (Tc)

LÍQUIDO

194,7 216,8 (Tb) (T3)

GAS T/K

298,15

Temperatura

304,2 (Tc)

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Existen cinco estados de agregación. II. En el estado sólido las fuerzas de atracción son intensas.

Explicación

2. Completa:

En el estado ___________________ las fuerzas intermoleculares mantienen casi cerca a las moléculas,

mientras que en el gas están muy ____________________.

3. Relaciona: I. Mercurio II. Azufre Rpta: ____________

A. Sólido B. Líquido C. Gas

5. ¿A qué estado corresponde las siguientes propiedades?

I. No tienen forma definida

____________

II. Son fluidos compresibles

____________

4. Menciona dos características de un sólido: 6. En un diagrama de fases representa la sublimación del hielo seco a temperatura constante.

I. ____________________ II. ____________________

7. De acuerdo a la tabla de datos determine el estado de agregación: Elemento Masa atómica (uma) Punto de fusión (K) Punto de ebullición (K) Estado de agregación


Flúor 18,9984 53,6 85

Cloro 35,4527 172,18 239,2

Bromo 79,904 265,9 331,94

Yodo 126,90447 386,7 457,5


1

Unidad I Unidad III

8. Teniendo en cuenta el diagrama de fases del agua, determina su estado de agregación a la presión de 1 atm y 25 ºC.

Rpta: ____________

9. Indica si los procesos son exotérmicos o endotérmicos.

En 5 la sustancia se encuentra en fase líquida.

(

)

El cambio de fase de C a D se denomina fusión. ( )

El cambio de fase de 1 a 3 se denomina fusión. ( )

El cambio de fase de 3 a 1 se denomina solidificación. ( )

I. Fusión: ______________________

II. Condensación: ______________________

13. Indicar con ( V ) verdadero o ( F ) falso según corresponda:

10. Indica el nombre del cambio de estado:

I. Existen cinco estados de agregación de la materia.

I. Sólido a gas : ______________________

II. El estado de agregación depende de las fuerzas intermoleculares.

II. Líquido a gas : ______________________

III. El estado de agregación puede cambiar con la presión o la temperatura.

11. Completar: a) El cambio de estado de sólido a líquido se

b) VVF

d) FVF

e) FFV

14. Con respecto a un diagrama de fases, se puede afirmar que:

se denomina: ______________________ I. Presenta tres estados para una misma sustancia.

c) El cambio de estado de líquido a sólido se

c) FVV

denomina: ______________________

b) El cambio de estado directo de sólido a gas

a) VVV

II. Por encima del punto crítico se encuentra el vapor sobrecalentado.

denomina: ______________________

12. Respecto al siguiente diagrama de fases, señale verdadero ( V ) o falso ( F ) según corresponda: 9

III. En el punto triple es posible encontrar a tres estados de agregación.


a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I y III

Líquido

Presión

1

2

Sólido 8 C

7

3

4

5

B D

Gas

6 A

En 1 la sustancia se encuentra en fase sólida. ( )

En 3 la sustancia se encuentra en fase líquida. ( )

Colegios

TRILCE 98

Temperatura

c) Solo III

15. Se relaciona correctamente:

I.

Mercurio : Líquido

II. Cloro

: Gas

III. Azufre

: Sólido

a) I y II

b) II y III

d) Solo I

e) I, II y III

c) I y III

Central: 6198 - 100

Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición

Explicación

I. Existen tres estados de agregación.

II. En el estado líquido las fuerzas de atracción son intensas.

2. Completa:

En el estado _____________________ las fuerzas intermoleculares mantienen muy unidas a las

moléculas, mientras que en el gas están muy _____________________ .

3. De acuerdo a la tabla de datos determine el estado de agregación (a temperatura ambiente): Elemento Masa atómica (uma) Punto de Fusión ºC Punto de Ebullición ºC Estado de agregación

A 18,9984 -253 -193

C 79,904 27 59

D 126,90447 94 177

9. Indica si los procesos son exotérmicos o endotérmicos.

4. Relaciona correctamente: I. Helio II. Cobre Rpta: ____________

B 35,4527 -153 -73

A. Sólido B. Líquido C. Gas

5. Menciona dos características de un líquido: I. _____________________ II. _____________________ 6. ¿A qué estado corresponde las siguientes propiedades:

I. Tienen forma definida. _______________

II. Son compactos.

_______________

I.

Solidificación

II. Ebullición

_______________ _______________

10. Indica el nombre del cambio de estado:

I.

Sólido a líquido

II. Gas a sólido

_______________ _______________

11. Completar: a. El cambio de estado de líquido a gas se denomina: _______________ .

7. En un diagrama de fases representa la ebullición del agua a presión constante.

b. El cambio de estado de gas a líquido se denomina: _______________ .

8. Teniendo en cuenta el diagrama de fases del dióxido de carbono, determina su estado de agregación a la presión de 1 atm y 25 ºC.

c. El cambio de estado directo de gas a sólido se denomina: _______________ .

Rpta: ____________

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12. Respecto al siguiente diagrama de fases, señale verdadero ( V ) o falso ( F ) según corresponda: 9 Líquido

Presión

1

2

3

4

5

Sólido 8 C

B

7

Gas

D

6 A

14. De las proposiciones: I. Los cambios de estado solo se realizan mediante cambios de temperatura. II. La fusión es un proceso endotérmico. III. La sublimación ocurre en sólidos iónicos.

Temperatura

En 2 la sustancia se encuentra en fase líquida. ( ) En 4 existe un equilibrio entre la fase líquida y gaseosa. ( ) En 8 existe un equilibrio entre la fase sólida y gaseosa. ( ) El cambio de fase de D a C se denomina sublimación inversa. ( ) El cambio de fase de 3 a 5 se denomina condensación. ( )

¿Cuál o cuáles son verdaderas?

a) Solo I d) I y II

b) Solo II e) II y III

c) Solo III

15. Respecto al siguiente diagrama de fases, señale verdadero ( V ) o falso ( F ) según corresponda: 9 Líquido 1 Presión

1

Capítulo 1 Unidad I Unidad IIII

2

Sólido 8

3

5

B

7

C

4

D

Gas

6

13. Indica con ( V ) verdadero o ( F ) falso según corresponda: I. Existen cinco estados de agregación de la materia. II. El estado de agregación depende de las fuerzas intermoleculares. III. El estado de agregación puede cambiar con la presión o la temperatura. a) VVV b) VVF c) FVV d) FVF

A

Temperatura

I. El paso de 1 a 3 se denomina fusión. II. El paso de C a D se denomina sublimación III. A una presión mayor en 8 se produce la ebullición.

a) VVV d) VVF

b) VFV e) FVF

c) VFF

e) FFV


Investiga un poco más: http://spd.fotolog.com/ photo/45/5/96/ini_ sensei/1270516471011_f.jpg

• En un recipiente con tapa coloca 100 mL de agua líquida y luego dos cubos de hielo. Tápalo y agítalo rápidamente. • Anota tus observaciones.

Líquido

Gas

Sólido ESTADOS DE AGREGACIÓN

Colegios


Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Estado gaseoso

http://www.guiafe.com.ar/fotos-argentina-2005/globo-aerostatico-chicos.jpg

El globo aerostático se llena con un gas más liviano que el aire (H2, He, gas de alumbrado: H2 + CH4)

Leemos:

http://eduangi.com/wp-content/uploads/2007/02/ helice1.jpg

2

Química

Unidad III

El "Ojo de Dios", la nebulosa que nos observa El Observatorio Europeo Austral (ESO, en sus siglas en inglés) ha publicado una sobrecogedora imagen de la nebulosa planetaria Helix, conocida por los astrónomos como el "Ojo de Dios", captada desde el observatorio chileno de La Silla. De todos es sabido que en el universo se repiten formas y estructuras, pero para la vista humana el poder contemplar un "ojo" espacial que mide dos años luz, poco menos de 20 billones de kilómetros, es una experiencia única.


Imagen de la nebulosa Helix conocida como el 'Ojo de Dios'.


2

Unidad III Unidad I

En 1824, el astrónomo alemán la descubrió y desde entonces ha suscitado mucho interés. El telescopio espacial Hubble y el Very Large Telescope del ESO ya captaron imágenes de ella en el pasado. Pero la última y detallada imagen de Helix, que se encuentra en la constelación de Acuario a 700 años luz de la Tierra, la ha captado el Wide Field Imager del Observatorio La Silla (Chile). En una nota de prensa, el ESO explica que Helix, o NGC 7293, como la conocen los científicos, constituye uno de los "ejemplos más espectaculares" de nebulosa planetaria. A pesar de su nombre, las nebulosas planetarias poco tienen que ver con los planetas, ya que son un objeto gaseoso constituido por el resplandor final de las estrellas de masa baja o intermedia antes de convertirse en enanas blancas (que es el estado final de la evolución de una estrella). En el futuro, el Sol también pasará por el estado de nebulosa planetaria y terminará siendo una enana blanca. En las nebulosas planetarias, las ráfagas de gas se desprenden de la superficie de la estrella, "a menudo describiendo intrincadas y bellas formas", y brillan por la intensa radiación ultravioleta de la estrella pálida, pero muy caliente. La composición de la nebulosa Los científicos explican que, probablemente, Helix está compuesta por al menos dos discos separados y tiene anillos externos y filamentos. El disco interno más brillante de la nebulosa planetaria se expande a una velocidad de 100 000 kilómetros por hora y ha tardado unos 12 000 años en formarse. A pesar de que se estudia desde hace años, su estructura es "compleja e inesperada": alrededor del interior del anillo se observan pequeñas manchas, conocidas como nudos de cometa. Esas manchas tienen unas colas de débil luminosidad que se extienden desde la estrella central y que parecen "gotitas de líquido que resbalan por un vidrio". Aunque parecen minúsculos, cada nudo es casi tan grande como el Sistema Solar. La última imagen de Helix ha permitido a los astrónomos contemplar no sólo esos nudos, sino también remotas galaxias agrupadas que se vislumbran a través del gas incandescente de la nebulosa planetaria. A pesar de la espectacularidad de la imagen telescópica, de su gran tamaño (cubre un área del cielo igual al ocupado por un cuarto de la Luna llena) y de su forma de ojo, el órgano visual humano no pueda verla fácilmente. Fuente: http://www.elmundo.es/elmundo/2009/02/26/ciencia/1235641130.html

En el Universo, uno de los estados más abundantes es el estado gaseoso. Dicho estado se caracteriza por: • No tienen forma ni volumen definido. • Son fluidos comprensibles. • Se expanden en forma ilimitada. • Sus moléculas se mueven en todas las direcciones, al azar. • Se comprimen hasta cambiar de estado. Gas ideal: es aquel gas que considera masas puntuales, es decir, que el volumen por molécula es cero, y que los choques entre moléculas y con las paredes del recipiente son elásticos, es decir, sin desprendimiento de energía. Un gas ideal tiene comportamiento ideal a bajas presiones y altas temperaturas.

Colegios

TRILCE 102

Central: 6198 - 100

Química P

48º 40º 20º 10º B

30,9º

0º A

V

Condiciones de estado para un gas Presión absoluta (P): es la presión que ejercen las moléculas de un gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene. Se calcula como: Presión =

Fuerza Área

Unidad = Newton = Pascal (Pa) metro

http://www.koboldmessring.com/es/sv/ industria-alimentaria/prid/307/index.html

La presión absoluta se mide mediante la presión manométrica y la presión barométrica.

Presiónmanométrica = Presiónabsoluta - Presiónbarométrica

El manómetro registra una diferencia de presiones, interna y externa llamada presión manométrica. gas P

vacío h

h presión absoluta=ρ.g.h

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presión manométrica=p.patm=ρ.g.h


2

Unidad III Unidad I

La presión del aire se determina mediante un barométro. Fue Torricelli el que midió la presión del aire al nivel del mar. Hg Presión atmosférica h

Al nivel del mar la altura registrada "h" registrada es 76 cm, entonces la presión atmosférica es 76 cm Hg o su equivalente es 760 mmHg, que es igual a 1 atmósfera o 10,33 m H2O. Temperatura absoluta (T): es la intensidad de calor de un cuerpo o sustancia debido a su movimiento molecular. Se mide en Kelvin. El aparato que mide la temperatura se llama termómetro.

Comienza a hervir el agua Empieza a condensarse el vapor

Comienza a fundirse el hielo Empieza a congelarse el agua Mercurio

130 ºC 120 110 100 90 80 70 100 60 50 GRADOS 40 30 20 +10 0 -10 -20 -30 -40

agua hirviendo

Existen dos tipos de escalas para medir la temperatura: • Escalas relativas: Celsius (ºC) y Fahrenheit (ºF) • Escales absolutas: Kelvin ( K ) y Rankine ( R) C = F - 32 = K - 273 = R - 492 ºC = ºF - 32 = K - 273 = R - 492 100 180 100 180 5 9 5 9 En variación: ∆ ºC = 1,8 ∆ ºF = ∆K = 1,8 ∆ R Volumen (V): es la capacidad del recipiente que contiene a un gas. Se mide en litros (L). Cambios de estado para un gas: son las variaciones en la presión, volumen y temperatura que experimenta un gas, sin alterar la masa. Colegios

TRILCE 104

Central: 6198 - 100

Química La ley de Boyle Esta ley fue formulada por el químico irlandés Robert Boyle (1627-1691) y describe el comportamiento del gas ideal cuando se mantiene su temperatura constante (transformación isotérmica). Consideremos pues un recipiente con tapa móvil que contiene cierta cantidad de gas.

En él aplicamos lentamente una fuerza sobre esa tapa, pues de este modo no vamos a alterar la temperatura del gas. F

Observaremos entonces un aumento de la presión junto con una disminución del volumen de dicho gas, o sea, cuando la temperatura del gas se mantiene constante, la presión y el volumen son inversamente proporcionales. Esta es la ley de Boyle que puede ser expresada matemáticamente de la siguiente manera: P = k o pV = k V

Donde k es una constante que depende de la temperatura, de la masa y naturaleza del gas. La transformación descrita es representada en la figura a continuación en un diagrama de presión por volumen: p 2p p

V

2V

V

En matemática, esta curva es conocida como hipérbola equilátera.

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2

Unidad III Unidad I

La ley de Charles La ley de Charles nos muestra el comportamiento de un gas cuando es mantenida su presión constante y son variables las otras dos: temperatura y volumen. Para entenderla, consideremos nuevamente un gas en un recipiente de tapa móvil. Esta vez calentaremos el gas y dejaremos libre la tapa, como muestra la figura a continuación:

Hecho esto, veremos una expansión del gas junto con el aumento de la temperatura. El resultado será una elevación de la tapa y consecuentemente un aumento del volumen. Observe que la presión sobre la tapa (en este caso la presión atmosférica) se mantiene constante. Elevación de la tapa = Aumento del volumen

Aumento de la temperatura del gas

La ley de Charles dice que en una transformación isobárica (presión constante), temperatura y volumen son dos grandezas directamente proporcionales. Esta ley se expresa matemáticamente de la siguiente forma: V = k.T o V = k T

Donde k es una constante que depende de la presión de la masa y de la naturaleza del gas. En un gráfico de volumen en función de la temperatura, tendremos el siguiente resultado:

V

O

Colegios

TRILCE 106

T(K)

Central: 6198 - 100

Química La ley de Gay - Lussac En los casos anteriores, mantuvimos la temperatura del gas constante y después su presión. Ahora mantendremos el volumen constante y analizaremos los resultados de ese procedimiento. Consideremos nuevamente nuestro recipiente de tapa móvil. Esta vez, travaremos la tapa, porque así lograremos dejar el volumen del gas constante. Luego de ello, iniciaremos su calentamiento como muestra la figura a continuación: Tapa trabada

Al sufrir el calentamiento, el gas intentará expandirse, pero esto será algo que no ocurrirá, pues la tapa está trabada. El resultado será un aumento en la presión del gas sobre las paredes del recipiente. Aumento de presión Tapa trabada Aumento de la temperatura

La ley de Gay - Lussac describe esta situación, o sea, en una transformación isométrica (volumen constante), la presión y la temperatura serán directamente proporcionales. Matemáticamente, la ley de Gay - Lussac se expresa de la siguiente forma: p = k.T o P = k T

Donde k es una constante que depende del volumen, de la masa y de la naturaleza del gas. El gráfico de presión en función de la temperatura absoluta queda de la siguiente forma: P

O

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T


2

Unidad I Unidad III

La ecuación de Clapeyron La ecuación de Clapeyron puede ser entendida como una síntesis de esas tres leyes, relacionando presión, temperatura y volumen. En una transformación isotérmica, presión y volumen son inversamente proporcionales y en una transformación isométrica, presión y temperatura son directamente proporcionales. De estas observaciones podemos concluir que la presión es directamente proporcional a la temperatura e inversamente proporcional al volumen. Es importante también destacar que el número de moléculas influye en la presión ejercida por el gas, o sea, la presión también depende directamente de la masa del gas. Considerando estos resultados, Paul Emile Clapeyron (1799-1844) estableció una relación entre las variables de estado con la siguiente expresión matemática: PV = nRT

Donde "n" es el número de moles y "R" es la constante universal de los gases perfectos. Esta constante puede asumir los siguientes valores: mmHg x L J R = 0, 082 atm.L = 8, 31 = 62, 4 mol.k mol.k mol x k

La ecuación general para los gases ideales Consideremos una determinada cantidad de gas ideal confinado en un recipiente donde se puede variar la presión, el volumen y la temperatura, pero manteniendo la masa constante, o sea, sin alterar el número de moles. A partir de la ecuación de Clapeyron, podemos establecer la siguiente relación: PV = nRT " PV = nR T

Como fue descrito, el número de moles n y R son constantes. Se concluye entonces: PV = cons tan te T

Colegios

TRILCE 108

Central: 6198 - 100

Química Esto es, si variamos la presión, el volumen y la temperatura del gas con masa constante, la relación recién expresada, dará el mismo resultado. Para entender mejor lo que esto significa, observe la figura a continuación:

P3.V3.T3

P1.V1.T1 P2.V2.T2

Tenemos el gas ideal en tres estados diferentes, pero si establecemos la relación de presión, volumen y temperatura, descritos en la primera ecuación, se llega a los siguientes resultados. P1 V1 nR = T1 P2 V2 nR = T2 P3 V3 nR = T3

Observamos que las tres ecuaciones dan el mismo resultado, lo cual significa que ellas son iguales. Entonces podemos obtener la siguiente ecuación final:

PV P1 V1 P2 V2 = = 3 3 T1 T2 T3 Esta relación es conocida como la ecuación general de los gases ideales.

En los "spray" , el gas que actúa como prepulsor es el freón. Los freones son gases síntéticos, químicamente inertes, pero al ascender hasta la capa de ozono, reaccionan con esta y provocan su destrucción. Su uso debe limitarse al mínimo.

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12/ozono3.jpg

Los freones

http://static.consumer.es/www/imgs/2006/

Sabías que:


2

Unidad I Unidad III

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Un gas es fluido incompresible. II. Un gas real tiene comportamiento ideal si no posee masa por molécula.

Explicación

2. Completa:

La presión, la temperatura y el _______________ son condiciones de estado para un ______________

3. Relaciona:

I. Barómetro

A. Presión absoluta

II. Manómetro

B. Presión atmosférica

C. Presión relativa

Rpta: ____________

9. En un tanque de 298 mL se almacena 0,4 g de helio a 0,82 atm. ¿Qué presión registra el manómetro instalado al tanque? ( en atm ) 10. Halla la densidad del gas oxígeno a 227 ºC y 0,82 atm. 11. Con respecto a las proposiciones:

4. El enunciado: "En un proceso isotérmico al aumentar la presión de un gas ideal disminuye su volumen" corresponde a: __________________

I. La presión de un gas se origina por el choque de las moléculas contra las paredes del recipiente en el que están contenidas. II. La presión que ejerce un gas tiene el mismo valor en cualquier punto en el interior del recipiente que lo contiene.

5. De acuerdo al gráfico mostrado que contiene mercurio, determinar la presión en el fondo, si la altura es 38 cm. Expresa tu respuesta en atmósfera.

Rpta: ____________

III. Ciertos gases poseen forma y volumen definidos. Es correcto afirmar:

6. Un gas ideal ocupa 2 L a 27 ºC y 1,2 atm. Si se traslada a un tanque de 8 L a 127 ºC. ¿Qué presión ejerce?

a) I y II

b) I y III

d) Solo II

e) I, II y III

c) II y III

7. En un proceso isobárico, al duplicar el volumen, la temperatura aumenta en 360 K. Halla la temperatura inicial en ºC.

12. Una muestra de gas carbónico (CO2) ocupa un volumen de 12,3 L a 27°C. Suponiendo que la presión del sistema permanece constante. ¿Hasta qué temperatura (en °C) se requiere enfriar el sistema, para reducir el volumen en 4,1 L?

a) - 100

b) - 173

d) - 200

e) 73

Rpta: ____________

Rpta: ____________

8. De acuerdo al gráfico mostrado: P

A

c) - 73

13. En el siguiente gráfico se muestra una isoterma. Determine el valor de V1. P

1,23 atm.

B V

Colegios

Hay una expansión isotérmica desde 1,2 atm hasta 0,8 atm. Si el volumen inicial es 4 L. Halla la expansión volumétrica.

TRILCE 110

0,41 atm.

280 K

V1

a) 5 L

b) 10

d) 20

e) 60

30 L

V

c) 15

Central: 6198 - 100

Química 14. Cierta cantidad de gas a 25°C y a una presión de 1,2 atm se encuentra encerrado en un balón de vidrio que soporta una presión máxima de 3 atm. ¿En cuántos °C se puede incrementar la temperatura como máximo para que el recipiente no explote? a) 745

b) 742

d) 447

e) 721

c) 427

15. Un pistón cilíndrico contiene encerrado aire a 87°C y su émbolo móvil se encuentra a una altura inicial de 72 cm. Señale el desplazamiento del émbolo móvil cuando el pistón es calentado hasta 127°C. a) 4 cm b) 6 d) 10

c) 8

e) 12

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición

Explicación

I. Un gas es fluido compresible.

II. Un gas tiene comportamiento ideal a altas temperaturas y bajas presiones.

2. Completa:

El volumen, la temperatura y la _______________ son condiciones de _______________ para un gas.

3. Relaciona correctamente: I. Ley de Gay Lussac II. Ley de Boyle - Mariotte

8. De acuerdo al gráfico mostrado: A. B. C.

Isotérmico Isobárico Isocórico

P(atm) 1,6

Rpta: ____________

A

B

1

V

4. El enunciado: "En un proceso isobárico al aumentar la temperatura de un gas ideal aumenta su volumen" corresponde a: ________________ 5. De acuerdo al gráfico mostrado que contiene agua, determinar la presión en el fondo, si la altura es 77 cm. Expresa tu respuesta en atmósfera.

Rpta: ____________

6. Un gas ideal ocupa 1 L a 127 ºC y 1,5 atm. Si se traslada a un tanque de 4 L a 27 ºC. ¿Qué presión ejerce?

Rpta: ____________

7. En un proceso isocórico, al triplicar la presión, la temperatura aumenta en 450 K. Halla la temperatura inicial en ºC.

Rpta: ____________

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x

S

(L)

Hay una compresión isotérmica desde 1,0 atm hasta 1,6 atm. Si el volumen inicial es 5 L. Hallar el volumen final.

Rpta: ____________

9. En un tanque de 295 mL se almacena 0,2 g de hidrógeno a 22 ºC. ¿Qué presión registra el manómetro instalado al tanque? (en atm)

Rpta: ____________

10. Halla la densidad del gas nitrógeno a 127 ºC y 1,23 atm.

Rpta: ____________

11. Un gas ideal de 127 ºC y 4 atm de presión se encuentra en un cilindro de 100 L; hallar las moles del gas. Cuarto año de secundaria 111

2

Unidad I Unidad III

a) 0,25 mol

b) 0,5

d) 1,0

e) 12,2

14. ¿Qué volumen de oxígeno (a condiciones normales) se requiere introducir en un recipiente de 56 L que inicialmente contiene oxígeno a condiciones normales para que alcance una presión de 6,15 atm a 147 °C?

c) 0,75

12. Dadas las siguientes gráficas: P

P

PV

I

II T

a) 168 L b) 172

III V

d) 77 T

¿Cuál o cuáles representan a un proceso isotérmico?

a) I y II

b) I y III

d) Solo II

e) I, II y III

c) II y III

13. Un camión cisterna transporta gas propano (C3H8) a 15 °C y 8 atm de presión. En el trayecto la temperatura aumenta a 22 °C. Determine la presión final que ejerce el gas contenido en el interior de la cisterna. a) 7,01 atm b) 1,68 d) 1,18

c) 126

e) 364

15. Una burbuja de aire que origina un buzo sumergido en un lago tiene un radio de 1 mm a una profundidad "H". Cuando la burbuja alcanza la superficie del agua tiene un diámetro de 4 mm. Suponiendo que la temperatura del aire en el interior de la burbuja no cambia. Determine la profundidad "H" del buzo (en m).

Dato: 1 atm = 10,33 m H2O

a) 650,8 m b) 82,64

c) 661,12

d) 72,31 e) 76

c) 10,04

e) 8,2


Investiga un poco más: http://tv.uvigo.es/uploads/pic/ Serial/368/Video/2555/globo.jpg

• Llene un globo con aire, amárrelo fuertemente y luego acerque una cerilla encendida. ¿Qué sucede? • Coloque otro globo con aire cerrado en la superficie. Espere que transcurran 15 minutos. ¿Qué proceso experimenta? • Introduzca un globo con aire cerrado en un recipiente con agua. ¿Qué ocurre?

Colegios

TRILCE 112

Central: 6198 - 100

Mezcla de gases http://concursofoto.edreams.es/files/galeria/rincon-de-la-vieja.jpg

3

Química

Unidad III

El aire atmosférico es una mezcla gaseosa formada por N2, O2 y otros (Ar, CO2, Ne, He, Kr, H2, O3, etc.). Los gases que emite un volcán en actividad es una mezcla de CO2, CO, Kr, H2O, SO2, Xe.

Leemos: Los gases lacrimógenos Según el equipo médico de Praga (que ha atendido a manifestantes en muchas ciudades, entre ellas Seattle), los gases lacrimógenos (también llamados CS, CN, CX) y gas pimienta (OC) son componentes químicos diseñados como armas para ser usadas por los militares o la policía para dispersar multitudes y someter a los individuos. Son irritantes de la membrana mucosa (el interior de la boca y la nariz, entre otras partes, están recubiertas de membrana mucosa) y de la piel. Son mezclados con solventes y lanzados mediante propelentes. Algunos de estos solventes están registrados por la Agencia de Protección del Medio Ambiente de Estados Unidos (EPA) como causantes de cáncer, defectos de nacimiento y mutaciones genéticas. En Seattle, un lote de gas lacrimógeno contenía cloruro de metileno, un solvente altamente tóxico que puede causar confusión mental, dolor de cabeza, hormigueo de las extremidades, arritmia, alucinaciones visuales y auditivas, trastornos del ciclo menstrual, aborto espontáneo y una variedad de efectos en los pulmones y el sistema digestivo. El gas CS, según A Dictionary of Psychology 2001: Un gas que irrita las membranas mucosas de los ojos, nariz, garganta y pulmones, causando dolor, ceguera temporal y dificultades respiratorias, usado como un incapacitante más que nada para control de multitudes. Fórmula: C6H4CICH : C (CN)2 La abreviatura CS fue tomada de las iniciales de los químicos norteamericanos Ben B. Corson (1896-1987) y Roger W. Staughton (1906-57) que lo desarrollaron originalmente en 1928. Fuente: http://www.olca.cl/oca/justicia/justicia034.htm

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3

Unidad I Unidad III

El aire y el gas natural están formados por una mezcla de dos o más gases. Una mezcla de gases es la unión de dos o más sustancias en cualquier proporción de masa o de volúmenes sin llegar a una reacción química. Los componentes de una mezcla gaseosa no se alteran. La mezcla de gases es una mezcla homogénea cuyos componentes no se pueden diferenciar. Principales propiedades de una mezcla de gases Fracción molar ( Xi ): nos indica la relación del número de moles de un componente con respecto al número de moles totales de la mezcla.

Xi =

moles i moles totales

RX i = 1

Presión parcial ( Pi ): es la presión que ejerce cada componente gaseoso en una mezcla gaseosa. Pi = X i Ptotal Ley de Dalton: "A las misma condiciones de volumen y temperatura la presión total de una mezcla es la suma de presiones parciales". RPparcial = Ptotal Volumen parcial (Vi): es el volumen que ocupa cada gas componente en forma aislada a las mismas condiciones de presión y temperatura que la mezcla. Vi = X i .Vtotal Ley de Amagat: "A las mismas condiciones de presión y temperatura el volumen total de una mezcla gaseosa es la suma de volúmenes parciales". RVparcial = Vtotal Peso molecular promedio o aparente de una mezcla gaseosa M = RX i .M i En toda mezcla de gases se cumple: % moles = %presión=%volumen = Xi.100 Efusión de gases: es la propagación de un gas en espacios vacíos. Difusión de gases: es la propagación de gases utilizando de medio a otra sustancia. Colegios

TRILCE 114

Central: 6198 - 100

Química Ley de Graham: "La velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad". Vel A = Vel B

MB MA

Sabías que: • El gas doméstico no es propano puro (C3H8) pues esta mezclado con gases de olores desagradables o fétidos que se llaman mercaptanos, el cual se utiliza industrialmente en la fabricación de pesticidas y en la regeneración de catalizadores que se emplea para refinar el petróleo. Sin embargo, uno de los usos más curiosos de esta sustancia viene dado por una de las propiedades características de este grupo de compuestos: su olor desagradable. Se utiliza como aditivo para el gas de uso doméstico (gas natural, propano, butano). Su mal olor ayuda a detectar los escapes de gas.

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Una mezcla de gases puede ser heterogénea. II. El volumen parcial de un gas es el mismo volumen de una mezcla.

Explicación

2. Completa:

En una mezcla de gases, la presión total es ___________________ a la suma de presiones

___________________ de cada componente. contiene 0,8 atm de gas butano mediante una válvula de volumen despreciable a temperatura constante. Halla la fracción molar del gas más abundante.

3. Relaciona:

I. Suma de presiones parciales A. Amagat

II. Suma de volúmenes parciales B. Dalton

C. Boyle

Rpta: ____________

4. En un recipiente se coloca 14 g de nitrógeno con 48 g de oxígeno gaseoso, si la presión total es 1,2 atm. Halla la presión parcial de cada gas.

Rpta: ____________

5. Un tanque cilíndrico de 200 mL contiene 34 g de amoniaco con 64 g de metano a cierta presión y temperatura. Halla el volumen parcial de cada gas.

Rpta: ____________

6. Un cilindro de 4 L contiene 1,0 atm de cloro gaseoso se une a otro recipiente de 6 L que www.trilce.edu.pe

Rpta: ____________

7. En un tanque de 20 L a la misma temperatura se coloca 10 L de helio a 1,0 atm y 15 L de argón a 1,2 atm. Halla la presión parcial de cada gas.

Rpta: ____________

8. Se mezcla 20 g de argón con 48 g de metano. Halla la masa molar de la mezcla.

Rpta: ____________

9. Determina la velocidad de difusión del gas metano respecto al propano.


3

Unidad I Unidad III

10. Si los espacios recorridos por dos gases dióxido de carbono y monóxido de carbono es el mismo. Halla la relación de sus tiempos.

Rpta: ____________

11. Una mezcla gaseosa de 3 L formada por N2, O2 y CO2 ejerce una presión de 10 atm a 227 °C. Si se agrega Ne de tal manera que la fracción molar de dicho gas es de 0,25, la presión ejercida por la nueva mezcla es de 11 atm a 277 °C. Calcule el volumen final de dicha mezcla.

Rpta: ____________

12. Una mezcla de O2 y N2 gaseoso esta formada por igual número de gramos de cada uno de dichos gases. Determine la relación de sus presiones parciales. a) 0,925 b) 0,965

c) 0,745

d) 0,875 e) 0,715

13. Un recipiente cerrado contiene una mezcla gaseosa de CH4, C3H8 y H2 que ejercen una presión de 2 atm y ocupa un volumen de 82 litros a 127 °C. Si la composición volumétrica es de 60% de H2 y 20% de CH4. Determine la masa de la mezcla. a) 44 g

b) 66

d) 62

e) 68

c) 51

14. Una mezcla de SO2 y SO tiene una masa molar promedio de 54,4 g/mol. ¿Cuál es la presión parcial del SO si a 127 °C, la densidad de la mezcla es de 2,72 g/L? a) 0,89 atm b) 0,55 d) 0,98

c) 0,66

e) 0,49

15. Se mezclan masas iguales de hidrógeno, monóxido de carbono y nitrógeno. Calcular la masa molecular aparente de la mezcla gaseosa. a) 5,25

b) 12,1

d) 18,3

e) 16,8

c) 20

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Una mezcla homogénea.

de

gases

Explicación solo

es

II. La presión parcial de un gas es la misma presión de una mezcla.

2. Completa:

En una mezcla de gases, el volumen total es ___________________ a la suma de volúmenes

___________________ de cada componente.

3. Relaciona: I. Suma de presiones parciales A. II. Difusión de gases B. C.

Amagat Dalton Graham

Rpta: ____________

4. En un recipiente se coloca 56 g de nitrógeno con 96 g de oxígeno gaseoso, si la presión total es 0,72 atm. Halla la presión parcial de cada gas. Colegios

Rpta: ____________

TRILCE 116

5. Un tanque cilíndrico de 280 mL contiene 68 g de amoniaco con 32 g de metano a cierta presión y temperatura. Halla el volumen parcial de cada gas.

Rpta: ____________

6. Un cilindro de 6 L contiene 1,5 atm de cloro gaseoso se une a otro recipiente de 4 L que contiene 0,75 atm de gas butano mediante una válvula de volumen despreciable a temperatura Central: 6198 - 100

Química constante. Halla la fracción molar del gas más abundante.

Rpta: ____________

7. En un tanque de 50 L a la misma temperatura se coloca helio a 1,5 atm y argón a 0,8 atm. Halla la fracción molar de cada gas.

Rpta: ____________

8. Se mezcla 60 g de argón con 64 g de metano. Halla la masa molar de la mezcla.

Rpta: ____________

9. Determina la velocidad de difusión del gas oxígeno respecto al dióxido de carbono.

Rpta: ____________

10. Si los espacios recorridos por dos gases amoniaco y sulfuro de hidrógeno es el mismo. Halla la relación de sus tiempos.

Rpta: ____________

11. La combustión completa del propano produce en algunos casos una mezcla de CO2(g), CO(g) y H2O(g) en la proporción volumétrica de 5:1: 8, respectivamente. Determine la masa molecular aparente de la mezcla.

Rpta: ____________

13. Se tiene 6 litros de N2O a 0,4 atm y 298 K; y 8 litros de H2 a 0,6 atm y 25 °C. Ambos gases son llevados a otro recipiente, alcanzando la mezcla una presión final de 0,6 atm a 25 °C. Determine el volumen del recipiente que contiene a dicha mezcla. a) 2 L

b) 9

d) 10

e) 15

c) 12

14. Se tiene una mezcla de tres gases, del cual se extrae completamente el gas más ligero, disminuyendo la presión en un 40%. En la mezcla residual la fracción molar está en la relación de 2 a 3 y la presión parcial del menos abundante es 700 Torr. Determine la presión absoluta de la mezcla inicial.

a) 2 875 torr

b) 3 018

d) 2 969

e) 2 819

c) 2 917

15. Por ambos extremos de un tubo de vidrio de 60 cm de longitud se inyecta simultáneamente helio y un gas “X”. Si a 40 cm por donde fue inyectado el helio ambos se encuentran. Determine la probable fórmula del gas “X”. m.a. (He = 4) a) O2

b) N2

d) CO

e) CH4

c) H2

12. Hallar el porcentaje en masa del metano (CH4) en una mezcla gaseosa de metano y oxígeno gaseoso cuya masa molar es de

20 g/mol.

a) 15%

b) 30%

d) 45%

e) 60%

c) 40%



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Explique en su cuaderno el desarrollo de la siguiente experiencia.

Material

•

• Globos

1 alfiler


3

Unidad I Unidad III

Procedimiento 3. 1.

Infla un globo. Pincha con el alfiler en la parte central.

¡No es necesario decirte lo que sucederá!

Aparentemente no pasa nada. Pero si acercas tu oido escucharás como el aire escapa por el agujero.

2. Ahora hinca con el alfiler en cualquiera de los dos extremos.

¡El globo no revienta!

Si inflas demasiado el globo se romperá no importa por donde lo perfores. Si está muy poco inflado puede ser que no estalle aun si lo hincas por la mitad. • ¿Qué sucedio?

El aire dentro del globo empuja en todas direcciones. Mientras más inflado esté el globo, más presión soportan sus paredes estiradas.

Presión

• Por la parte media del globo el material está muy estirado, cerca al límite en que se rompe. Por el contrario, en los extremos, el material todavía es denso, y resiste el pinchazo de la aguja.

Presión parcial

Fracción molar

Volumen parcial MEZCLA DE GASES

Colegios

TRILCE 118

Central: 6198 - 100

Estequiometría de gases

http://www.leonoticias.com/adjuntos/coche2(5).jpg

4

Química

Unidad III

En un motor de combustión interna ocurren reacciones químicas entre gases, los productos resultantes se pueden formar como gas, sólido o líquido.

Leemos: El gas natural es un combustible de origen fósil que se extrae del subsuelo. Es más ligero que el aire y los expertos coinciden a la hora de calificarlo como la energía por excelencia del siglo XXI. Este combustible ocupa el tercer lugar en el ranking de fuentes de energía más utilizadas en el mundo y representa la quinta parte del consumo energético mundial. Se denomina gas natural a una mezcla de gases, cuyos componentes principales son hidrocarburos gaseosos, (en particular, el metano que aparece en una proporción superior al 70%). El gas natural se encuentra en la naturaleza en las llamadas “bolsas de gas “, bajo tierra, cubiertas por capas impermeables que impiden su salida al exterior. El gas natural se puede encontrar acompañando al crudo en pozos petrolíferos (gas natural asociado) o bien en yacimientos exclusivos de gas natural (gas natural no asociado). No existe una teoría rigurosa sobre su formación, pero se puede asegurar que proviene de un proceso análogo al de la formación del petróleo. La composición del gas natural oscila según la procedencia del mismo. Gases Metano Etano Propano Butano Otros

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Fórmula CH4 C2 H 6 C3 H 8 C4H10

Mar del Norte 92 % 3,5 % 0,7 % 0,3 % 3,5 %

Argelia 91,2 % 7,4 % 0,8 % 0,1 % 0,5 %

Libia 86,5 % 12,4 % 0,3 % _____ 0,8 %


4

Unidad I Unidad III

Distribución y transporte. La distribución y el transporte del gas natural desde los yacimientos hasta los puntos de consumo se realizan de dos formas: 1. Mediante canalización de gas (Gasoductos) 2. Mediante su transporte y almacenamiento en estado líquido. Transporte y distribución mediante canalizaciones de gas (GN). La distribución del gas natural en estado gaseoso por tuberías se realiza a diferentes presiones. Fuente: http://www.dcgasextremadura.es/gas.htm El gas licuado a presión (GLP) es la mezcla de gases condensables presentes en el gas natural o disueltos en el petróleo. Los componentes del GLP, aunque a temperatura y presión ambientales son gases, son fáciles de condensar, de ahí su nombre. En la práctica, se puede decir que los GLP son una mezcla de propano y butano. El propano y butano están presentes en el petróleo crudo y el gas natural, aunque una parte se obtiene durante el refinado de petróleo, sobre todo como subproducto de la destilación fraccionada catalítica (FCC, por sus siglas en inglés Fluid Catalytic Cracking). GLP en refinerías Se inicia cuando el petróleo crudo procedente de los pozos petroleros llega a una refinación primaria, donde se obtienen diferentes cortes (destilados) entre los cuales se tienen gas húmedo, naftas o gasolinas, queroseno, gasóleos atmosféricos o diésel, y gasóleos de vacío. Estos últimos (gasóleos) de vacío son la materia prima para la producción de gasolinas en los procesos de craqueo catalítico. El proceso se inicia cuando estos se llevan a una planta FCC y, mediante un reactor primario a base de un catalizador a alta temperatura, se obtiene el GLP, gasolinas y otros productos más pesados. Esa mezcla luego se separa en trenes de destilación Producción La producción mundial actual de GLP es del orden de los 200 millones de toneladas anuales, de las cuales la mayor parte, unos 50 millones de toneladas, se producen en los Estados Unidos. Oriente Medio es otra de las regiones donde se produce una importante cantidad de GLP, unos 37 millones de toneladas anuales, seguida por Asia, con 30 millones de toneladas y Europa Central y Occidental con 27 millones de toneladas. Los principales países productores de GLP en el mundo son: Estados Unidos, con una participación del 4% en el total producido; seguido por Arabia Saudita, con un 9% y Canadá, con el 6% de la producción total. En el gráfico siguiente se pueden observar las participaciones de los principales productores en el mundo y las participaciones por región. Producción Mundial de GLP por Región Asia 15%

África 7%

Oceanía 2%

Oriente Medio 18%

América del Norte 31%

Ex- URSS 3% Europa Central y Oceánia 13% Colegios

TRILCE 120

Sudamérica 7%

América Central y Caribe 4%

Central: 6198 - 100

Química Los gases también participan en las reacciones químicas como reactantes o como productos entonces se debe tener en cuenta las condiciones a las que se encuentran. Estas condiciones pueden ser: Condiciones normales para gases

P = 1 atm

T = 0 ºC

1 mol de un gas a condiciones normales ocupa 22,4 L. Condiciones estándar para gases

P = 1 atm

T = 25 ºC

Condiciones de Avogadro "A iguales condiciones de presión y temperatura el volumen molar de dos gases diferentes son iguales" (Hipótesis de Avogadro). En el desarrollo de una reacción química de gases, el cálculo estequiométrico se puede determinar con moles, masas o volúmenes. "A iguales condiciones de presión y temperatura, la relación en volúmenes de dos gases en una reacción química, es la misma relación en moles, los cuales se determina con los coeficientes". Ley de Gay Lussac.

Ejemplos •

¿Cuántos litros de oxígeno gaseoso se requiere para la combustión de 20 L de acetileno C2H2 a iguales condiciones de presión y temperatura?

Solución:

Se escribe la reacción de combustión y se balancea. 2 C2H2 + 5 O2 → 4 CO2 + 2H2O

Se determina la relación con los coeficientes. 20 L de C2 H2 x 5 L de O2 = 50 L 2 L de C2 H2

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Las condiciones normales establecen la concentración de un gas. II. Un mol de gas a condiciones estándar ocupa 22,4 L.

Explicación

2. Completa:

A condiciones normales la presión de un gas es ______________ y la temperatura es ______________

3. Relaciona: I. Condiciones normales II. Condiciones estándar

A. B. C.

Vm = 20,45 L / mol Vm = 22,4 L / mol Vm = 24,4 L / mol

Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe


4

Unidad III Unidad I

4. ¿Qué volumen ocupa 1,2 mol de gas ideal a condiciones normales?

Rpta: ____________

5. Determina la masa contenida de helio en un tanque de 2 L a condiciones estándar.

Rpta: ____________

6. A condiciones de Avogadro 5 L de un gas tiene una masa de 40 g. ¿Qué volumen ocupa 60 g de B, si se sabe que la relación de masas molares es de 3:2?

Rpta: ____________

7. ¿Cuántos litros de oxígeno gaseoso se requiere para la combustión de 40 L de etano C2H6 a las mismas condiciones de presión y temperatura?

Rpta: ____________

8. Se hace reaccionar 2 L de nitrógeno a 27 ºC y 1,2 atm con suficiente hidrógeno a 127 ºC y 1,5 atm para formar amoniaco. ¿Qué volumen de hidrógeno se ha usado?

Rpta: ____________

10. Determina el volumen necesario de aire a 1,0 atm y 20 ºC para quemar 120 g de carbón en combustión completa.

b) 40

d) 60

e) 70

Rpta: ____________

c) 50

12. En un reactor se hacen ingresar volúmenes iguales de nitrógeno e hidrógeno para producir amoniaco. Determine el porcentaje volumétrico del amoniaco en la mezcla gaseosa al final del proceso. a) 25%

b) 40%

d) 60%

e) 75%

c) 50%

13. Se queman 100 mL de una mezcla de CH4 y C3H8 con 400 mL de oxígeno. Luego de la combustión quedaron 80 mL de oxígeno sin reaccionar. Calcule el volumen inicial de C3H8. a) 20 mL b) 40 d) 70

c) 60

e) 80

14. ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 27 °C y 4,1 atm se puede obtener a partir de 81 g de aluminio, según:

m.a. (Al = 27) Al + HCl → AlCl3 + H2

Rpta: ____________

9. ¿Cuántos litros de CO2 a condiciones normales se obtiene de la descomposición térmica de 300 g de CaCO3? M.a ( Ca= 40, C =12, O =16)

a) 30 L

a) 81 L

b) 54

d) 72

e) 108

c) 27

15. Si cierta masa de óxido férrico produce 13,44 L de dióxido de carbono medido a 273 K y 760 mmHg. Determine la masa de hierro producido durante el proceso, según:

m.a. (Fe = 56)

Fe2O3(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) a) 32 g

b) 56

e) 22,4

d) 80

c) 112

11. ¿Cuántos litros de O2 a 27 °C y 2 atm se necesitan para que reaccione con 40 L de CO a 27 °C y 4 atm? CO(g) + O2(s) → CO2(g)

Colegios

TRILCE 122

Central: 6198 - 100

Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición

Explicación

I. Las condiciones normales establecen el volumen molar de un gas. II. Un mol de gas a condiciones estándar ocupa 24,4 L. 2. Completa:

A condiciones estándar la presión de un gas es ______________ y la temperatura es _____________

3. Relaciona correctamente: I. Condiciones normales II. Condiciones Estándar

A. T = 273 K B. T = 298 K

C. T = 0 K

Rpta: ____________

4. ¿Qué volumen ocupa 1,5 mol de gas ideal a condiciones normales?

Rpta: ____________

5. Determina la masa contenida de nitrógeno gaseoso en un tanque de 5 L a condiciones estándar.

Rpta: ____________

6. A condiciones de Avogadro 10 L de un gas A tiene una masa de 300 g. ¿Qué volumen ocupa 1200 g de B, si se sabe que la relación de masas molares es de 4:5?

9. ¿Cuántos litros de CO2 a condiciones normales se obtiene de la descomposición térmica de

200 g de CaCO3? m.a.( Ca=40, C=12, O=16)

Rpta: ____________

10. ¿Cuántos litros de aire (78% N2 y 22% O2) a 20 °C y 1 atm se necesitan para la combustión completa de 1,0 L de octano (C8H18); un componente típico de la gasolina cuya densidad es 0,7 g/mL?

a) 1 844

b) 8 382

d) 7 933

e) 3 003

c) 6 538

11. Determine el volumen de nitrógeno gaseoso producido a 17 °C y 1 atm de presión por la descomposición de 21,32 g de azida de sodio (NaN3) al 75% de pureza: m.a. ( Na = 23) a) 11,7 L b) 8,77

c) 17,55

d) 13,16 e) 19,74

Rpta: ____________

7. ¿Cuántos litros de oxígeno gaseoso se requiere para la combustión de 200 L de eteno C2H4 a las mismas condiciones de presión y temperatura?

Rpta: ____________

8. Se hace reaccionar 5 L de nitrógeno a 27 ºC y 1,0 atm con suficiente hidrógeno a 127 ºC y 1,6 atm para formar amoniaco. ¿Qué volumen de hidrógeno se ha usado?

12. La ecuación para la descomposición metabólica de la glucosa (C6H12O6) es la misma que la ecuación para la combustión de glucosa en aire: C6H12O6 + O2 → CO2+ H2O

Calcule el CO2 (volumen) producido a 37 °C y 1 atm cuando se consumen 5,6 g de glucosa en la reacción.

a) 9,50 L b) 7,13 d) 5,6

c) 4,75

e) 2,8

Rpta: ____________

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4

Unidad I Unidad III

13. Un trozo de sodio metálico reacciona completamente con agua del modo siguiente:

El gas hidrógeno generado se recoge sobre agua a 25 °C. El volumen de gas recogido es de 929,76 mL a 803,8 mmHg. Calcule el porcentaje de zinc en la muestra del mineral.

m.a. ( Zn = 65; CI = 35,5)

Pv (H2O)=23,8 mmHg a 25°C

Na(s) + H2O → NaOH(ac) + H2(g)

El gas hidrógeno generado se recoge sobre agua a 25 °C. El volumen del gas es de 246 mL medidos a 1 atm. Calcule el número de gramos de sodio consumidos en la reacción. Presión de vapor saturado del agua: 0,0313 atm a 25 °C. m.a. ( Na = 23)

a) 448,6 mg

b) 224,3

c) 112,15

d) 836,45

a) 63,38% b) 65,3% c) 73% d) 71,4% e) 92,2% 15. Se hacen reaccionar 11,31 L de amoniaco con 16,41 L de oxígeno a 500 °C. Determine el volumen de óxido nítrico, NO gaseoso que se puede formar, según:

e) 672,9 14. La muestra de 4 g de un mineral que contiene zinc metálico se hace reaccionar completamente con un exceso de ácido clorhídrico según:

NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(g) a) 16,41 L b) 11,31

c) 9,05

d) 14,14 e) 16,97

Zn(s) + HCI(ac) → ZnCI2(ac) + H2(g) Actividades complementarias


Botella con globo mágico

Necesitas

•

Una botella

•

Un recipiente con agua caliente

•

Un globo

•

Un recipiente con agua fría

• Tijeras

Procedimiento •

Llena la botella con agua caliente. Déjala reposar por unos minutos para que se caliente bien la botella y luego vacíala.

• Coloca el globo en la boca de la botella y empújalo hacia abajo. Deja la botella dentro del recipiente de agua fría. Ahora observa. B A

agua caliente

Colegios

TRILCE 124

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Química

Puedes conseguir el efecto tantas veces quieras, poniendo justamente la botella en agua caliente y luego en agua fría y de nuevo otra vez en agua caliente. ¿Cómo funciona? Cuando se calienta la botella con agua, el aire que contiene también se calienta. Al calentarse, el aire aumenta de volumen. Esto se llama expansión. Cuando enfrías la botella con agua fría, el aire se enfría y disminuye. Esto se llama contracción. Al disminuir el aire del exterior empuja al globo dentro de la botella. Si calientas otra vez la botella el aire del interior se expande y empuja al globo de nuevo hacia fuera, inflándolo. Por eso: Si tienes una pelota de ping-pong con una abolladura, la puedes arreglar. Mete la pelota en agua caliente. El aire del interior se dilatará (se expandirá) y empujará la abolladura hacia fuera, quitándola. Así también, bajo el mismo principio, funcionan los globos aerostáticos. Un globo de aire caliente flota cuando el fuego que hay en el cesto calienta el aire del globo. El aire se expande, una parte se escapa y el resto pesa menos.

A condiciones ambientales

A condiciones estándar

ESTEQUIOMETRÍA DE GASES

A condiciones normales

A condiciones de Avogadro

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Estado líquido

http://eltamiz.com/images/2009/September/Agua-hirviendo.jpg

5

Unidad I Unidad III

La ebullición del agua líquida ocurre a cualquier condición de presión y temperatura.

Leemos: La atmósfera es la envoltura gaseosa que rodea a la Tierra. Comenzó a formarse hace unos 4600 millones de años con el nacimiento de la Tierra. La mayor parte de la atmósfera primitiva se perdería en el espacio, pero nuevos gases y vapor de agua se fueron liberando de las rocas que forman nuestro planeta. La atmósfera de las primeras épocas de la historia de la Tierra estaría formada por vapor de agua, dióxido de carbono(CO2) y nitrógeno, junto a muy pequeñas cantidades de hidrógeno (H2) y monóxido de carbono, pero con ausencia de oxígeno. Era una atmósfera ligeramente reductora hasta que la actividad fotosintética de los seres vivos introdujo oxígeno y ozono (a partir de hace unos 2 500 o 2000 millones de años) y hace unos 1000 millones de años la atmósfera llegó a tener una composición similar a la actual. También ahora los seres vivos siguen desempeñando un papel fundamental en el funcionamiento de la atmósfera. Las plantas y otros organismos fotosintéticos toman CO2 del aire y devuelven O2, mientras que la respiración de los animales y la quema de bosques o combustibles realiza el efecto contrario: retira O2 y devuelve CO2 a la atmósfera. Composición Los gases fundamentales que forman la atmósfera son: Gases Nitrógeno Oxígeno Argón CO2 Colegios

TRILCE 126

% (en vol) 78,084 20,946 0,934 0,033

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Química Otros gases de interés presentes en la atmósfera son el vapor de agua, el ozono y diferentes óxidos de nitrógeno, azufre, etc. También hay partículas de polvo en suspensión como, por ejemplo, partículas inorgánicas, pequeños organismos o restos de ellos, NaCl del mar, etc. Muchas veces estas partículas pueden servir de núcleos de condensación en la formación de nieblas (smog o neblumo) muy contaminantes. Humedad Una masa de aire no puede contener una cantidad ilimitada de vapor de agua. Hay un límite a partir del cual el exceso de vapor se licúa en gotitas. Este límite depende de la temperatura ya que el aire caliente es capaz de contener mayor cantidad de vapor de agua que el aire frío. Así, por ejemplo, 1 m3 de aire a 0ºC puede llegar a contener como máximo 4,85 gramos de vapor de agua, mientras que 1 m3 de aire a 25 ºC puede contener 23,05 gramos de vapor de agua. Si en 1 m3 de aire a 0 ºC intentamos introducir más de 4,85 gramos de vapor de agua, por ejemplo, 5 gramos, sólo 4,85 permanecerán como vapor y los 0,15 gramos restantes se convertirán en agua. Con estas ideas se pueden entender los siguientes conceptos muy usados en las ciencias atmosféricas: Humedad de saturación: es la cantidad máxima de vapor de agua que puede contener un metro cúbico de aire en unas condiciones determinadas de presión y temperatura.

Humedad de saturación del vapor de agua en el aire Temperatura ºC Saturación g . m-3 -20 0,89 -10 2,16 0 4,85 10 9,40 20 17,30 30 30,37 40 51,17 Humedad absoluta: es la cantidad de vapor de agua por metro cúbico que contiene el aire que estemos analizando. Humedad relativa: es la relación entre la cantidad de vapor de agua contenido realmente en el aire estudiado (humedad absoluta) y el que podría llegar a contener si estuviera saturado (humedad de saturación). Se expresa en un porcentaje. Así, por ejemplo, una humedad relativa normal junto al mar puede ser del 90% lo que significa que el aire contiene el 90% del vapor de agua que puede admitir, mientras un valor normal en una zona seca puede ser de 30%. El vapor que se encuentra en la atmósfera procede de la evaporación del agua de los océanos, de los ríos y lagos y de los suelos húmedos. Que se evapore más o menos depende de la temperatura y del nivel de saturación del aire, pues un aire cuya humedad relativa es baja puede admitir mucho vapor de agua procedente de la evaporación, mientras que un aire próximo a la saturación ya no admitirá vapor de agua por muy elevada que sea la temperatura. El concepto de evapotranspiración es especialmente interesante en ecología, pues se refiere al conjunto del vapor de agua enviado a la atmósfera en una superficie, y es la suma del que se evapora directamente desde el suelo y el que las plantas y otros seres vivos emiten a la atmósfera en su transpiración.

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Unidad I Unidad III

Características de la atmósfera en distintas alturas. Promedios válidos para las latitudes templadas Altura (m) 0 1000 2000 3000 4000 5000 10000 15000

Presión (milibares) 1013 898,6 794,8 700,9 616,2 540 264,1 120,3

Densidad (g . dm-3) 1,226 1,112 1,007 0,910 0,820 0,736 0,413 0,194

Temperatura (ºC) 15 8,5 2 -4,5 -11 -17,5 -50 -56,5

Fuente: http://www.tecnun.es/asignaturas/Ecologia/Hipertexto/03AtmHidr/110Atmosf.htm Existen también sustancias que fluyen como los gases, pero presentan una mayor concentración, estos se encuentran en estado líquido. Los líquidos presentan las siguientes características: • Las fuerzas de repulsión son similares a las de repulsión. • Tienen forma variable y volumen definido • Se expanden en forma limitada. • Son fluidos incompresibles. • Sus moléculas experimentan movimientos de rotación. Propiedades de los líquidos: Tensión superficial ( γ ): es la fuerza que se produce entre las moléculas de la superficie de un líquido. Estas moléculas forman una película muy delgada en la superficie, que impide el ingreso de cualquier material o permite el reposo de algunos insectos. Al aumentar la temperatura disminuye la tensión superficial. La interacción de las partículas en la superficie del agua, hace que esta se presente como una verdadera cama elástica. Incluso soporta el peso de un insecto pequeño. Este efecto se llama tensión superficial.

Las fuerzas unen las moléculas del agua.

Colegios

TRILCE 128

En el seno de líquido, cada molécula está rodeada por otras y las fuerzas se compensan.

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Química Viscosidad (η): es la resistencia que ofrece un líquido para su desplazamiento. Depende de la simetría de las moléculas, de la temperatura, de las fuerzas intermoleculares y de la densidad. Efecto de la temperatura en la Viscosidad

Viscosidad

Alta

Baja 20 40 60 80 100 Temperatura ºC Capilaridad: compara las fuerzas de cohesión con las fuerzas de adhesión mediante un tubo capilar.

CONVEXO

CÓNCAVO

Hg

H2O

Presión de vapor: es la fuerza que ejercen las moléculas del vapor que escaparon del líquido, sobre las paredes libres del recipiente que lo contiene.

34,6

760

78,4

100

ua

Ag

ho Alc o

400

l

600 Éter

Presión de vapor (mmHg)

Depende de la naturaleza del líquido y de la temperatura.

200 0

20 40 60 80 Temperatura (ºC)

100

De acuerdo a la gráfica la presión de vapor del éter es mayor que del alcohol y del agua.

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5

Unidad I Unidad III

Presión de vapor del agua a diferentes temperaturas T (ºC) -15 -14 -13 -12 -11 -10 -9 -8 -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 Colegios

TRILCE 130

P (mmHg) 1,436 1,560 1,691 1,834 1,987 2,149 2,326 2514 2715 2931 3163 3410 3673 3956 4258 4579 4926 5294 5685 6101 6543 7013 7513 8045 8609 9209 9844 10518 11231 11987 12788 13634 14530 15477 16477 17535 18650 19827 21068 22377 23756 25209 26739 28349 30043 31824 33695 35663 37729 39898 42175 44563 47067

T (ºC) 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90

P (mmHg) 49,692 52,442 55,324 58,345 61,504 64,80 68,26 71,882 75,65 79,60 83,71 88,02 92,511 97,20 102,09 107,20 112,51 118,04 123,80 129,82 136,08 142,60 149,38 156,43 163,77 171,38 179,31 187,54 196,09 204,96 214,17 223,73 233,71 243,9 254,6 265,7 277,2 289,10 301,4 314,1 327,3 341,0 355,11 369,7 384,9 400,6 416,8 433,62 450,9 468,7 487,1 506,1 525,7

T (ºC) 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 120 125 130 135 140 145 150 175 200 225 250 275 300 325 350 360 365 366 367 368 369 370 371 372 373 374 374,11

P (mmHg) 546,05 566,99 588,60 610,90 633,90 657,62 682,07 707,27 733,24 760,00 787,57 815,86 845,12 875,06 906,07 937,92 970,60 1 004,42 1 038,92 1074,56 1111,20 1148,74 1187,42 1227,25 1267,98 1 489,14 1 740,93 2 026,10 2 347,26 2 710,92 3 116,76 3 570,48 6 694,08 11 659,16 19 123,12 29 817,84 44 580,84 64 432,8 90 447,6 124 001,6 139 893,2 148 519,2 150 320,4 152 129,2 153 960,8 155 815,2 157 692,4 159 584,8 161 507,6 163 468,4 165 467,2 165 808,0 Central: 6198 - 100

Química Punto de ebullición (Te): es la temperatura que debe alcanzar un líquido para que su presión de vapor sea igual a la presión atmosférica. Al nivel del mar se denomina punto de ebullición normal.

Gases húmedos: son mezclas de un gas seco con el vapor de un líquido que le sirve de medio para su recolección. Presión del gas húmedo = Presión de gas seco + Presión real de vapor

Humedad relativa (H.R.) H.R. =

Presión de vaporreal x100 Presión de vaporteorico

Si está saturado de humedad, la humedad relativa es 100% y se ha alcanzado el punto de rocío.

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5

Unidad I Unidad III

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La tensión superficial se incrementa al aumentar la temperatura. II. Si se forma un menisco cóncavo, las fuerzas de cohesión son mayores que las de adhesión.

Explicación

2. Completa:

La ________________ mide la resistencia de un líquido a fluir, que ________________ al aumentar la

temperatura.

3. Relaciona: I. Éter A. Elevada viscosidad II. Aceite combustible B. Elevada presión de vapor C. Baja tensión superficial Rpta: ____________ 4. Se compara dos líquidos A y B, y se determina que la presión de vapor de A es mayor que la presión de vapor de B, entonces se puede afirmar que: I.

La tensión superficial de A es mayor que de B.

II. El punto de ebullición de B es mayor que de A. III. A es más viscoso que B.


_____________________________________ 5. ¿Qué propiedad explica la forma esférica de las gotas?

650 mmHg con una humedad relativa del 75 %. Determina el volumen de gas seco a condiciones normales.

Rpta: ____________

9. Se recolecta 360 mL de gas metano CH4 sobre agua a 35 ºC y 568,78 mmHg . Si la masa de gas seco es 160 mg . Halla la humedad relativa.

Rpta: ____________

10. Un tanque cerrado contiene aire húmedo a

20 ºC y 744 mmHg con una humedad del 70 %. Si el tanque se calienta a 30 ºC y 780 mmHg. Halla la humedad relativa.

6. ¿Qué son fuerzas de adhesión?

Rpta: ____________

11. Se tiene aire atmosférico a nivel del mar a

Rpta: ____________

Rpta: ____________

7. Se recogen 298 mL de gas oxígeno sobre agua a 25 ºC y 644 mmHg con 80 % de humedad. Halla la masa de gas seco.

Dato: Pv a 25 ºC=23,756 mmHg

Rpta: ____________

Colegios

TRILCE 132

8. Se recogen 290 mL de gas neón a 20 ºC y

27 °C y humedad relativa del 70%. Determine la fracción molar del vapor de agua en el gas ºC húmedo. Pv27 H O = 26,7 torr 2

a) 0,025 b) 0,072

c) 0,118

d) 0,094 e) 0,102

Central: 6198 - 100

Química 12. Se recogió 250 mL de un gas por desplazamiento de agua a 27 °C y 766,7 mmHg. ¿Cuál es la composición volumétrica del gas seco en el ºC sistema húmedo? Pv27 H2O = 26,7 mmHg a) 96,5% b) 91,3% c) 89,6%

14. Se recogen 432 L de oxígeno sobre agua a una presión total de 795 mmHg y una humedad relativa de 68% a 50 °C. Si a esta temperatura la presión de vapor de agua es de 92,5 mmHg. Determine la masa de oxígeno seco recogido.

d) 92,6% e) 95,6%

a) 18,33 g b) 36,66

13. Se recoge 280 cm3 de gas oxígeno por desplazamiento del agua a 20 °C y una presión total de 750 mmHg. Determine el volumen que ocupa el oxígeno seco a condiciones normales. ºC Pv20 H2O = 17,5 torr

a) 124,34 cm3

b) 257,45

c) 251,13

d) 266,9

e) 231,8

c) 43,14

d) 19,14 e) 38,21 15. Se ha recolectado hidrógeno a través de agua a 27 °C y 807 mmHg. El volumen de gas húmedo es de 124 mL. Determine el volumen ºC = 27 torr del hidrógeno seco a C.N. Pv27 H O 2

a) 80 mL b) 120

d) 98,3

c) 115,8

e) 112,3


Explicación

I. La tensión superficial se incrementa con la presión externa. II. Si se forma un menisco convexo las fuerzas de cohesión son iguales que las de adhesión. 2. Completa:

La ___________________ compara las fuerzas de adhesión con las fuerzas de cohesión de un líquido.

3. Relaciona: I. Bromo líquido A. Elevada viscocidad II. Mercurio B. Elevada presión de vapor C. Baja tensión superficial Rpta: ____________

5. ¿Qué propiedad explica el reposo de insectos sobre el agua?

Rpta: ____________

6. ¿Qué son fuerzas de cohesión?

Rpta: ____________

4. Se compara dos líquidos A y B, y se determina que la presión de vapor de A es menor que 7. Se recogen 300 mL de gas oxígeno sobre agua a 18 ºC y 648 mmHg con 80 % de humedad. la presión de vapor de B. Entonces se puede Halla la masa de gas seco. afirmar que: Rpta: ____________ I. La tensión superficial de A es mayor que de B. II. El punto de ebullición de B es mayor que 8. Se recogen 300 mL de gas neón a 10 ºC y 640 mmHg con una humedad realtiva del 70%. de A. Determina el volumen de gas seco a condiciones III. A es más viscoso que B. normales. ¿Cuáles son correctas? Rpta: ____________ Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe


5

Unidad I Unidad III

II. La dureza mide la resistencia de un sólido a ser roto. III. La presión de vapor de un líquido aumenta con el incremento de la temperatura. IV. Los sólidos cristalinos poseen puntos de fusión definidos.

9. Se recolecta 400 mL de gas metano CH4 sobre agua a 35 ºC y 568,78 mmHg . Si la masa de gas seco es 160 mg. Hallar la humedad relativa.

Rpta: ____________

10. La presión de vapor del éter etílico (C4H10O) a 15 °C es de 420 Torr. Para un litro de una mezcla de nitrógeno saturado con vapor de éter a 15 °C y 730 mmHg. Determine la composición en masa del éter en la mezcla. a) 72,2% b) 75,1% c) 86,1%

a) VVVV b) VFVF d) VFVV e) VVFF

14. Comparar las propiedades de la gasolina y un aceite para motor: I. La viscosidad del aceite para motor es mayor que la viscosidad de la gasolina. II. La intensidad de las fuerzas intermoleculares en la gasolina es mayor que la intensidad de las fuerzas intermoleculares en el aceite para motor. III. El punto de ebullición de la gasolina es mayor que el punto de ebullición del aceite para motor. IV. Se puede esperar que el tamaño de las moléculas de la gasolina sea menor que el tamaño de las moléculas en el aceite para un motor.

d) 78,16% e) 75,4%

11. Respecto a las proposiciones: I. La viscosidad de un líquido depende del tamaño y forma de sus moléculas. II. Un líquido con fuerzas intermoleculares débiles, posee mayor viscosidad que un líquido con fuerzas intermoleculares muy intensas. III. Al incrementar la temperatura de un líquido disminuye su viscosidad. IV. La viscosidad es una propiedad extensiva de la materia.

Es correcto afirmar:

a) I, II y III b) Solo I y III c) Solo III d) I, II, III y IV e) Solo III

c) VVFV


a) I y IV

b) II, III y IV c) II y IV

d) I, III y IV e) II y IV

15. Con respecto al siguiente gráfico: Presión de vapor (torr) 800 760 600

12. Señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda:

34,6 ºC

78,3 ºC 100 ºC

DETIL ÉTER

ETANOL

AGUA

400

I. El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión externa.

200

II. La evaporación es un fenómeno de superficie

0

III. Respecto a la presión de vapor a una determinada temperatura. Éter > etanol > agua

c) FVFF

IV. A presiones mayores de 1 atm el agua hierve a más de 100°C.

d) FFFV e) VFFV según

I. La viscosidad mide la resistencia de un líquido a fluir. Colegios

TRILCE 134

100

II. Respecto a la intensidad de las fuerzas intermoleculares: Éter > etanol > agua

IV. El proceso contrario a la evaporación es la condensación.

13. Señale verdadero (V) o falso (F) corresponda:

40 60 80 Temperatura (ºC)

I. El punto de ebullición normal del etanol es mayor que el del éter etílico.

III. La tasa de evaporación de un líquido disminuye con el incremento de la temperatura

a) VVFV b) FVFV

20


a) Solo I y IIIb) I y IV

c) II, III y IV

d) I, III y IV

e) I, II y IV Central: 6198 - 100


Investiga un poco más: Para realizar nuestro experimento necesitamos un par de copas pequeñas, agua, aceite y una carta de una baraja de cartas. • Llenamos una copa con agua y la otra con aceite. • Colocamos la carta sobre la copa llena de agua y luego, sujetando la carta con cuidado, colocamos la copa boca abajo.

Si soltamos la carta permanecerá “pegada” a la copa sin caer. La presión atmosférica sobre la carta impide que caiga y se derrame el agua.

• Luego colocamos la copa llena de agua sobre la copa llena de aceite. • Si retiramos la carta con mucho cuidado podemos trasvasar el aceite desde la copa inferior a la copa superior sin derramar nada. El aceite, menos denso, se coloca sobre el agua ocupando totalmente la copa superior y el agua ocupa la copa inferior.

http://i.ytimg.com/vi/ NJmWFChtiGo/0.jpg

• Si volvemos a colocar con cuidado la carta entre las dos copas podemos retirar la copa superior con el aceite sin que se derrame.

Viscosidad

Tensión superficial

LÍQUIDO

Presión de vapor

Adherencia

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Estado sólido http://img.fotonatura.org/galerias/fotos/usr17405/Cristales_de_Hielo_en_el_Teide..jpg

6

Unidad I Unidad III

El hielo presenta 12 estructuras o fases cristalinas diferentes. A las presiones habituales en el medio terrestre (en el entorno de la presión atmosférica), la fase estable suele denotarse como fase I según la terminología de Tamman. Dicha fase I presenta dos variantes relacionadas entre sí: el hielo hexagonal, denotado Ih, y el hielo cúbico, Ic. El hielo hexagonal es la fase más común, y la mejor conocida: su estructura hexagonal puede verse reflejada en los cristales de hielo, que siempre tienen una base hexagonal. El hielo cúbico Ic se obtiene por deposición de vapor de agua a temperaturas inferiores a -130 °C, por lo que no es tan común; aun así, a unos -38 °C y 200 MPa de presión, situación esperable en los casquetes polares, ambas estructuras están en equilibrio termodinámico.

Leemos: La estructura de los cristales Los distintos modos de empaquetamiento en un cristal dan lugar a las llamadas fases polimórficas (fases alotrópicas para los elementos), que confieren a los cristales (materiales) distintas propiedades. Por ejemplo, de todos son conocidas las distintas apariencias y propiedades del elemento químico carbono, que se presenta en la naturaleza en dos formas cristalinas muy diferentes, el diamante y el grafito:

Diamante (carbono puro)

Colegios

TRILCE 136

Grafito (carbono puro)

Central: 6198 - 100

Química El grafito es negro, blando y un lubricante excelente, lo que sugiere que sus átomos deben estar distribuidos (empaquetados) de un modo que puedan entenderse sus propiedades. Sin embargo, el diamante es transparente y muy duro, por lo que debe esperarse que sus átomos estén muy fijamente unidos. En efecto, sus estructuras sub-microscópicas (a nivel atómico) dan cuenta de sus diferencias.

Grafito, con estructura atómica en láminas

Diamante (carbono puro)

En el diamante, cada átomo de carbono está unido a otros cuatro en forma de una red tridimensional muy compacta (cristales covalentes), de ahí su extrema dureza y su carácter aislante. Sin embargo, en el grafito los átomos de carbono están distribuidos en forma de capas paralelas separadas entre sí mucho más de lo que se separan entre sí los átomos de una misma capa. Debido a esta unión tan débil entre las capas atómicas del grafito, los deslizamientos de unas frente a otras ocurre sin gran esfuerzo, y de ahí su capacidad lubricante, su uso en lapiceros y su utilidad como conductor. Y, hablando de conductores, en los cristales metálicos los átomos de metal se estructuran de forma que hay electrones deslocalizados que dan cohesión al conjunto y que son responsables de sus propiedades eléctricas. Fuente: http://www.xtal.iqfr.csic.es/Cristalografia/parte_01.html

Estado sólido Uno de los estados de agregación de la materia que resulta ser compacto es el estado sólido. El estado sólido presenta las siguientes características: -

Tiene forma y volumen definido.

-

Las fuerzas de atracción entre las moléculas son más intensas que las fuerzas de repulsión.

-

Son incomprensibles.

-

Se pueden fraccionar en partes más pequeñas hasta obtener polvo

-

Presentan espacios vacios llamados poros.

Los sólidos se pueden clasificar:

Por su estructura interna Sólido cristalino: presenta un ordenamiento regular. La ubicación de los átomos se puede determinar por difracción de rayos X. Existe siete sistemas de cristalización.

CÚBICO a=b=c α = β = γ = 90º www.trilce.edu.pe

P

I

F


61

Unidad I Unidad III

TETRAGONAL a=b≠c α = β = γ = 90º ORTORÓMBICO a≠b≠c α = β = γ = 90º

P

HEXAGONAL a=b≠c α = β = 90º γ = 120º

P

MONOCLÍNICO a≠b≠c α = γ = 90º β = 120º TRICLÍNICO a≠b≠c α ≠ β ≠ γ ≠ 90º

I

P

P

C

F

I

TRIGONAL a=b=c α = β = γ ≠ 90º

C

P

Tipos de celdas: P = Primitiva I = Centrada en interior F = Centrada en todas las caras C = Centrada en dos caras

P

14 redes de Bravais

Los sólidos cristalinos presentan una fractura plana al momento de romperse. Son sólidos cristalinos el cobre, la sal, el diamante. Cl

(B) Cristal de NaCl.

-

Modelo de esferas

Na+

(A) Cristal de NaCl. Modelo de puntos Sólido amorfo: presenta un desorden en la ubicación de los átomos. Tienen una fractura angulosa en el momento de romperse. Son sólidos amorfos el cartón, la madera, el vidrio.

Silicio Sodio Colegios

Unidad ?? TRILCE 138

Oxígeno Calcio

Estructura interna del vidrio Central: 6198 - 100

Química En los cristales, los átomos, los iones o las moléculas se empaquetan dando lugar a motivos que se repiten desde cada 5 Angstrom hasta las centenas de Angstrom (1 Angstrom = 10-8 cm), y a esa repetitividad, en tres dimensiones, la denominamos red cristalina. El conjunto que se repite, por traslación ordenada, genera toda la red (todo el cristal) y lo denominamos celda elemental o celda unidad. Para generalizar, su contenido (átomos, moléculas, iones), o sea el motivo que se repite, puede describirse por un punto (el punto reticular) que representa a todos y cada uno de los constituyentes del motivo En la materia condensada, un monocristal es un dominio, generalmente poliédrico, de un medio cristalino. Pero hay ocasiones en las que la repetitividad se rompe, no es exacta, y precisamente esa característica es lo que diferencia a los cristales de los vidrios o en general de los llamados materiales amorfos (desordenados o poco ordenados)...

Modelo atómico en un material ordenado (cristal)

Modelo atómico de un vidrio

Por su enlace químico Sólido covalente: cuando el enlace que se presenta es del tipo covalente, como por ejemplo: el diamante que presenta solo átomos de carbono unidos por enlace covalente. Sólido iónico: cuando el enlace que se presenta es del tipo iónico, como por ejemplo: el cloruro de sodio que presenta iones de Sodio Na1+ e iones cloruro Cl1- unidos por enlace iónico. Sólido molecular: cuando el enlace que presenta la estructura es del tipo intermolecular, es decir puede ser dipolo-dipolo, puente Hidrógeno y fuerzas de London, como por ejemplo: el hielo seco presenta moléculas de dióxido de carbono unidas por fuerzas de London. Sólido metálico: cuando los átomos de los metales pierden electrones formando cationes que son envueltos por una nube de electrones llamada nube metálica. Propiedades de los sólidos Dureza: es la resistencia de un sólido a ser rayado o deformado. El material más duro es el diamante. Tenacidad: es la resistencia a ser roto o dividido. Fragilidad: es la facilidad para ser fraccionado. Maleabilidad: permite la facilidad para ser laminado. Ductibilidad: permite la facilidad para ser convertido en hilos. Dilatación: aumenta de tamaño por aumento de calor. Blandura: es la facilidad para ser rayado. www.trilce.edu.pe


6

Unidad I Unidad III

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La forma de un sólido depende de la masa. II. Un sólido cristalino tiene una estructura interna definida.

Explicación

2. Completa:

El estado __________________ tiene forma definido y volumen _________________ .

3. Relaciona: I. Sólido cristalino A. Cuarzo

II. Sólido amorfo B.

Cartón

C. Vidrio

Rpta: ____________

5. Con respecto al grafito:

I. Presenta enlace covalente.

II.

III. Tiene mayor dureza que el papel.


9. ¿Qué sólidos son buenos conductores de electricidad?

Rpta: ____________

I. Grafito

Posee fuerzas de London.

Cuarzo ___________ Cloruro de sodio

II. Diamante

6. ¿Qué propiedad explica la facilidad del oro para convertirse en láminas?

III. Óxido de sodio

Rpta: ____________

Rpta: ____________

7. De los mencionados:

I. Son cristalinas.

II. Son buenos conductores de la electricidad.

III. Son frágiles.

¿Cuáles corresponde a sólidos iónicos?

10. Señala a los sólidos moleculares:

I. Iodo molecular

II. Hielo

III. Cobre

Rpta: ____________

Rpta: ____________

Colegios Colegios

TRILCE TRILCE 140

8. Compara la dureza de los materiales señalados, colocando el símbolo igual, mayor o menor:

Central: 6198 - 100

Química 11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda:

14. De los mencionados: I.

a) Un sólido metálico es cristalino.

(

)

Todos los sólidos moleculares experimentan sublimación.

II. Todos los líquidos forman vapor a cualquier temperatura.

b) Un sólido iónico presenta estructura cristalina. ( )

III. Los sólidos y los líquidos son fluidos condensados.

c) Un sólido covalente presenta mayor dureza que un sólido metálico alcalino. ( )


12. Relaciona:

a) I y II

b) II y III

d) Sólo II

e) I, II y III

I. NaCl

A. Sólido iónico

II. Diamante

B. Sólido molecular

III. Hielo

C. Sólido covalente

Rpta: _____________

15. Con respecto a los sólidos amorfos: I. Son anisotrópicos. II. Poseen puntos de fusión definidos. III. Las partículas en los sólidos amorfos están dispuestas en forma irregular.

13. De los mencionados. ¿Cuáles son volátiles?

c) I y III

I. Etano I II. Éter

III. Gasolina

a) Solo I

b) Solo II

c) Solo III

d) I y II

e) I, II, III

IV. La ruptura de un sólido amorfo produce fragmentos que poseen los mismos ángulos intersticiales.


a) I, II y IV b) I, III y IV c) I y III

d) Solo III e) III y IV

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. El sólido iónico es buen conductor de la electricidad.

Explicación

II. Un sólido amorfo tiene una estructura interna definida. 2. Completa:

El sólido ___________________ presenta una red ___________________.

3. Relaciona: I. Sólido cristalino A. Madera II. Sólido amorfo B. Cuarzo C. Cloruro de sodio

Rpta: ____________



6

Unidad I U nidad III

4. Clasifica los siguientes sólidos por su enlace químico:

I. Iodo molecular _______________________

II. Sulfuro de potasio _____________________

5. Con respecto al diamante:

10. Señala a los sólidos moleculares:

I. Hielo

II. Cuarzo

Rpta: _____________

III. Hielo seco

11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: a) Un sólido molecular presenta por lo general un elevado punto de fusión. ( )

I. Presenta enlace covalente.

II. Posee fuerzas de London.

III. Tiene mayor dureza que el papel.


c) Un sólido iónico como el cloruro de potasio es duro y quebradizo. ( )

Rpta: _____________

d) Un sólido covalente presenta entre las partículas que lo constituyen atracciones intermoleculares muy débiles. ( )

b) Los sólidos covalentes son conductores eléctricos.

e) Un sólido metálico presenta en los nodos de su estructura cristalina iones positivos y negativos. ( )

6. ¿Qué propiedad explica la facilidad de la plata para convertirse en hilos?

Rpta: ____________

buenos ( )

12. Con respecto a los sólidos amorfos: I. Son anisotrópicos.

7. De los mencionados:

II. Poseen puntos de fusión definidos.

I. Son cristalinos.

II. Son buenos conductores de la electricidad.

III. Son frágiles.

¿Cuáles corresponde a sólidos metálicos?

Rpta: _____________

8. Compara la dureza de los materiales señalados, colocando el símbolo igual, mayor o menor:

Hielo ____________ cuarzo

9. ¿Qué sólidos son buenos conductores de electricidad? I. Oro II. Cobre III. Cloruro de sodio

Colegios

142

Rpta: _____________

TRILCE

III. Las partículas en los sólidos amorfos están dispuestas en forma irregular IV. La ruptura de un sólido amorfo produce fragmentos que poseen los mismos ángulos intersticiales.


a) I, II y IV b) I, III y IV c) Sólo III

d) Sólo I y III

e) Sólo III y IV

13. Indica con ( V ) verdadero o ( F ) falso según corresponda: a) El NaCl(s) conduce la electricidad en estado fundido. ( ) b) El diamante es buen conductor eléctrico. ( ) c) El vidrio presenta un ordenamiento regular de sus partículas. ( ) d) El CO2(s) presenta una elevada presión de vapor. ( )

Central: Central:6198 6198 -- 100 100

Química 14. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: a) La viscosidad mide la resistencia de un líquido a fluir. ( ) b) La dureza mide la resistencia de un sólido a ser roto. ( ) c) La presión de vapor de un líquido aumenta con el incremento de la temperatura. ( ) d) Los sólidos cristalinos poseen puntos de fusión definidos. ( )

15. Relaciona:

I. NaCl(s)

A. Sólido iónico

II. CO2(s)

B. Sólido molecular

III. SiO2(s)

C. Sólido molecular

IV. Ag(s) D. Sólido metálico

V. H2O(s)

E. Sólido molecular

Rpta: _____________


Investiga un poco más: Tomar una porción de alambre de cobre, una muestra de Cinc, una muestra de sal y una muestra de azúcar. Determine las características señaladas en el cuadro. Cobre

Cinc

Sal

Azúcar

Por enlace Por estructura Conducción de electricidad

Cristalino

Por ordenamiento atómico

Amorfo

SÓLIDO

Por el tipo de enlace


- - - -

Iónico Covalente Molecular Metálico


UNIDAD

h t t p : / / 2 . b p . b l o g s p o t . c o m / - M 2 s n d M t 4 N F c / T W P C Yi V 7 G I I / AAAAAAAABkQ/tgPl6558EDQ/s1600/Medicamentos_2.jpg

I V Mezclas

La elaboración de medicamentos requeiere de la unión de dos o más sustancias que pueden formar una mezcla o una combinación.

Hidróxido de magnesio El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2 es comúnmente utilizado como antiácido o laxante. Se obtiene al mezclar óxido de magnesio con agua: Historia En 1829, Sir James Murray uso una preparación fluida de magnesia de su propio diseño para tratar a Lord Teniente de Irlanda, el Marqués de Anglesey. Fue exitoso (y propagado como tal en Australia siendo aprobado por el Royal College of Surgeons en 1838) que Anglesey fue nombrado médico residente y dos Lores tenientes posteriores, siendo nombrado caballero. Su producto de magnesia fluida fue patentado dos años después de su muerte en 1873.

El término leche de magnesia fue primeramente usado para una suspensión alcalina de color blanco, acuosa, de hidróxido de magnesio formulada en alrededor de 8 %w/v por Charles Henry Phillips en 1880 que fue vendida bajo el nombre de (inglés: Phillips' Milk of Magnesia, «Leche de Magnesia Phillips»). Para uso medicinal. Si se produce una combinación, esta alcanzará, un sistema en equilibrio.

Sin embargo el nombre era de propiedad parcial de GlaxoSmithKline además el registro USPTO muestra que "Milk of Magnesia (Leche de Magnesia)" fue registrado por Bayer y " Phillips' Milk of Magnesia" (Leche de Magnesia Phillips) lo había registrado Sterling Drug. En el Reino Unido, el nombre (no de marca o genérico) "Milk of Magnesia" y "Phillips' Milk of Magnesia" es "Cream of Magnesia" (Crema de Magnesia) Mezcla de Hidróxido de magnesio.

APRENDIZAJES ESPERADOS Comprensión de la información

Indagación y experimentación

• Establecer la formación de mezclas a partir de sustancias simples o compuestas. • Utilizar los tamaños de las partículas de cada componente de la mezcla. • Determinar reacciones en equlibrio para sustancias gaseosas y sustancias en medio acuoso. • Usar indicadores y teorías para señalar el carácter ácido o básico de una sustancia o una mezcla.

• Utilizar al agua como fase dispersante en la formación de mezclas. • Utilizar a la arena, gelatina y etanol como fase dispersa en la formación de diferentes tipos de mezclas. • Formar una solución de etanol y la diluye con agua hasta bajar la concentración hasta la mitad. • Formular y nombrar los principales ácidos y bases. • Utilizar debidamente los conceptos de reacciones tipo redox para determinar el paso de electrones.

Sistemas dispersos

http://html.rincondelvago.com/000755322.jpg

1

Química

Unidad IV

La mayoría de productos químicos que se ofrecen en el mercado son mezclas como suspensiones, coloides o soluciones.

Leemos: La gelatina es una mezcla coloide, incolora, translúcida, quebradiza y casi insípida que se obtiene a partir del colágeno procedente del tejido conectivo de despojos animales hervidos con agua. También existe una gelatina vegetal conocida como agar-agar. La gelatina es una proteína compleja, es decir, un polímero compuesto por aminoácidos. Como sucede con los polisacáridos, el grado de polimerización, la naturaleza de los monómeros y la secuencia en la cadena proteica determinan sus propiedades generales. Una notable propiedad de esta molécula es su comportamiento frente a temperaturas diferentes: se derrite con el agua caliente; se solidifica nuevamente y se hincha con el agua fría. Al ser proteína en estado puro, ésa es su mayor composición nutritiva: proteína (84-90%), sales minerales (1-2%) y agua (el resto). La gelatina se utiliza en la fabricación de alimentos para el enriquecimiento proteínico, para la reducción de hidratos de carbono y como sustancia portadora de vitaminas. Composición La gelatina está compuesta de la siguiente manera: 84-90% proteína proveniente del colágeno,1-2% sales minerales, el porcentaje restante es agua. La gelatina es una proteína compleja, es decir, un polímero compuesto por aminoácidos. Esta proteína carece de los principales aminoácidos esenciales para la nutrición humana como: valina, tirosina y triptófano. Como sucede con los polisacáridos, el grado de polimerización, la naturaleza de los monómeros y la secuencia en la cadena proteica determinan sus propiedades generales. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Gelatina

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1

Unidad I U nidad IV

Una mezcla es la unión de dos o más sustancias en cualquier proporción de masas o volúmenes sin alterar su identidad química. La mezcla contiene principalmente dos fases: Fase dispersa: Es aquella que se esparse o se expande en otra sustancia. Fase dispersante: Es aquella que sirve de medio para la dispersión de la fase dispersa.

La fase dispersa utiliza de medio a la fase dispersante

Las mezclas son: Suspensiones: Cuando la gravedad actúa sobre las partículas de la fase dispersa logrando su separación de la fase dispersante.

Coloides: Cuando las partículas de la fase dispersa se suspende en la fase dispersante, y la gravedad no actúa. Medio dispersor Gas Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido

La piedra pómez es un ejemplo de dispersión coloideal

Nombre Aerosol Aerosol Espuma Emulsión Sol Aerosol Gel Sol sólido

Ejemplo Niebla Humo Crema batida Mayonesa Leche de magnesia Espumas plásticas Gelatina Aleaciones http://www.terra.es/personal9/ garcir1/pomez.jpg

Fase dispersa Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido

Los coloides presentan las propiedades:

El rayo de luz al pasar por un coloide experimenta el efecto Tyndall

Colegios Colegios

TRILCE TRILCE 146

http://www.cneq.unam.mx/cursos_ diplomados/diplomados/medio_ superior/dgire2006-2007/11_porta/ mezclas/anali_cientifico/coloides_ clip_image002_0000.jpg

Efecto Tyndall: Consiste en la dispersión de la luz por las partículas de la fase dispersa del coloide.

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química Movimiento browniano: Consiste en el movimiento en zig - zag de las partículas de la fase dispersa.

Efecto de movimiento de los coloides.

Un coloide es una dispersión homogénea, cuyas partículas no se asientan o separan fácilmente las partículas dispersas tiene un diámetro entre 1 y 100 nm (0.0000001 y 0.00001 cm). Soluciones: Cuando las partículas de la fase dispersa llamada soluto se disuelve en la fase dispersante llamada solvente. El proceso de disolución consiste en una separación iónica o molecular del soluto mediante el solvente. El estado de una solución depende del solvente.

O

2

KN

.H 2

Cl

0 0

(SO Al 2

O H2

SO Na 2

O 8H 2

) .1 4 3

Na2SO4

40 20

3

3

O

80

4 2

2

l2 .4 CaC

100 60

NO

Na

KAl(SO

HO

120

) .12H 2O

.2H 2O CaCl 2

140

Ca

Concentración (g de sal/100 g de agua)

Solubilidad(S): Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en 100g de agua a cierta temperatura. En el caso de sólidos al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad, y en el caso de gases ocurre lo contrario.

KCl NaCl

.10 4

KSO4

Solubilidad de algunas sales en agua

20 40 60 80 100 Temperatura (ºC)

La mayoría de sales al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad.

Salubilidad (mg/L)

26 12 8 4 0

0

10 20 30 TEMPERATURA (ºC)

40

Graf.1: Curva de solubilidad del oxígeno, (D. José Mª Durán Altisent Prof. de la U.P.M.) www.trilce.edu.pe www.trilce.edu.pe


1

Unidad I Unidad IV

Medidas de concentración I. Porcentaje en peso (%W)

%W =

peso de soluto x100 Peso de solución

II. Molaridad (M) M = Nro de moles de soluto = %Wsoluto x densidadsolución x10 volumen de solución (L) M soluto

III. Normalidad (N) N=

Nro de equivalentes de soluto = Mxi volumen de solución (L)

IV. Molalidad (m) m = Nro. de moles de soluto Peso de solvente (Kg)

Sabías que: • En el alto Amazonas, en Perú, Ecuador y Brasil, a una altitud de entre los 1 200 y los 3 000 metros, en el interior de los bosques lluviosos de montaña, tiene su hábitat natural la sangre de grado (Croton lechleri), un árbol de la familia de las euforbiáceas que puede llegar a medir entre 10 y 25 metros de altura, con hojas en forma acorazonada, lustrosas, y flores de color blanco verdoso. • El poder curativo de su látex ha sido bien conocido desde siglos atrás por los habitantes nativos. La primera referencia escrita de sus usos medicinales se remonta al siglo XVII. Fue documentada por el naturalista español Bernabé Cobo. Ya entonces se observó cómo los indígenas se servían del látex para sellar heridas en la piel, frenar la infección y acelerar la cicatrización. Pero lo usaban también sobre fracturas, heridas y hemorroides. • Se han demostrado sus propiedades medicinales como cicatrizante, por el contenido del alcaloide taspina, y como antiviral, por el contenido del principio SP-303, una proantocianidina oligomérica de acción antiviral. • También como analgésico y desinflamante es especial para el tratamiento de úlceras estomacales, gastritis crónicas, cirrosis al hígado y heridas internas; además para uso externo en inflamación dérmica, reumatismo y cura el acné.

Colegios

TRILCE 148

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Cuando se produce una mezcla se altera las propiedades de los componente. II. Una suspensión forma una mezcla homogénea.

Explicación

2. Completa:

En una dispersión, la fase __________________ se expande en la fase _________________ .

3. Relaciona:

I. Humo

A. Emulsión

II. Mayonesa

B. Aerosol sólido

C. Gel

Rpta: ____________

9. ¿Cómo se denomina a la dispersión de la luz en un coloide?

Rpta: ____________

10. Halla la masa de soluto en 500 mL de una solución de KOH 1,2 M.

4. La solubilidad de cierta sal X a 25 ºC es 25,6. Si se coloca 100g de X en 300g de agua a la misma temperatura. ¿Cuántos gramos X cristalizan?

m.a. (K = 39, O = 16, H = 1)

Rpta: ____________

11. Si la solubilidad de cierta sal es 12,5. ¿Cuántos gramos de sal contiene 225 gramos de solución?

Rpta: ____________

5. Se disuelven 120g de NaOH en agua formando 2 L de solución. Halla la molaridad.

Rpta: ____________

6. Determina la normalidad de una solución de Al(OH)3 al 26% en peso y densidad de 0,84 g / ml. m.a. (Al = 27, O = 16, H = 1)

a) 20

b) 22

d) 30

e) 35

12. Se hacen pasar 291 ml de amoniaco gaseoso, medido a 18°C y 1 atm, en agua disolviéndose la totalidad del amoniaco. Si la solución formada es de 400 ml. Determine la molaridad de la solución.

Rpta: ____________ a) 0,03 M b) 0,018

7. Calcula la molalidad de una solución preparada al disolver 245 g de H2SO4 en 5 L de agua.

Rpta: ____________

8. Escribe la ionización del nitrato de potasio KNO3.

c) 25

Rpta: ____________


c) 0,112

d) 0,492 e) 0,285 13. Se disuelven 10 g de K2Cr2O7 en agua formando un litro de solución. Hallar la normalidad de la solución cuando actúa en medio ácido:

m.a. (K = 39, Cr = 52, 0 = 16)

a) 0,6

b) 0,5

d) 0,3

e) 0,4

c) 0,2


1

Unidad I Unidad IV

14. Determine la molalidad de una solución de NaOH al 5%. m.A (Na = 23, 0 = 16, H = 1) a) 0,053 b) 0,125 d) 0,3

c) 0,132

e) 2,29

15. ¿Cuántos litros de HNO3 2M se requiere para oxidar 127 g de cobre metálico, según:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

m.A (Cu = 63,5)

a) 0,25

b) 0,4

d) 0,6

e) 2

c) 0,67

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Cuando se produce una mezcla no se altera las propiedades de los componentes. II. Una suspensión heterogénea.

forma

una

Explicación

mezcla

2. Completa:

En una solución, el ___________________ se expande en el ___________________.

I. Gelatina

A. Emulsión

7. Calcula la molalidad de una solución preparada al disolver 740 g de Ca(OH)2 en 2 L de agua.

II. Neblina

B. Aerosol

C. Gel

3. Relaciona:

Rpta: ____________

4. La solubilidad de cierta sal X a 25ºC es 30,2. Si se coloca 100 g de X en 300 g de agua a la misma temperatura. ¿Cuántos gramos de X cristalizan?

Rpta: _____________

8. Escribe la ionización del cloruro de sodio NaCl.

Rpta: _____________

9. ¿En qué consiste el movimiento browniano?

Rpta: _____________

5. Se disuelven 160 g de NaOH en agua formando 4 L de solución. Halla la molaridad.

M.a (Na = 23, O = 16, H = 1)

Rpta: ____________

6. Determina la normalidad de una solución de H2SO4 al 28% en peso y densidad de 0,7 g/ml. M.a (Al = 27, O = 16, H = 1)

Rpta: ____________

Colegios

TRILCE 150

Rpta: _____________

10. Halla la masa de soluto en 400 mL de una solución de KOH 0,3 M.

m.a (K = 39, O = 16, H = 1)

Rpta: ____________

11. Se colocan 40 g de BaSO4 en 500 ml de agua a 38°C y luego se enfría a 30°C. ¿Cuántos gramos de BaSO4 se precipitan?

ºC S30 BaSO = 8, 3 4

a) 4,5

b) 2,25

d) 0,7

e) 0,0

ºC S38 BaSO = 9, 2 4

c) 1,15

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química 14. En la reacción: Na + H2O → NaOH + H2

12. Con respecto a la solubilidad: I. En todas las sales, aumenta con la temperatura.

II. En todos los gases, disminuye con la temperatura. III. En compuesto poco solubles, su valor es muy pequeño.


a) I, II

d) Solo III e) I, II, III

b) II, III

a) 1,12 L b) 2,24 d) 0,56

c) 3,36

e) 0,28

15. Determinar la masa de soluto en 123 g de solución de KOH cuya fracción molar es 0,2.

c) I, III

13. Se añaden 2 g de FeCl3 a 80 g de una solución de FeCl3 al 10% en masa. Hallar el porcentaje en masa de FeCl3 en la solución resultante. a) 8,6% b) 9,5%

Si se forma 200 ml de NaOH 0,5 M. ¿Qué volumen de H2 a condiciones normales se obtiene?

P.a. (K = 39, O = 16, H = 1)

a) 53,5

b) 53,7

d) 54,0

e) 54,7

c) 53,8

c) 10,8%

d) 11,2% e) 12,2% Actividades complementarias


http://silver-lightning.com/ tyndall/tyndall2.jpg

Prepara una solución y un coloide. Luego pase un rayo de luz y observe.

DISPERSIONES

Coloides



1

Operaciones con soluciones http://www.dfarmacia.com/ficheros/images/4/4v26n05/grande/4v26n05-13102428fig12. jpg

2

Capítulo Unidad I U nidad IV

Las disoluciones concentradas que no se utilizan normalmente, se guardan en el almacén del laboratorio. Con frecuencia estas disoluciones "de reserva" se diluyen antes de utilizarlas. La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada.

Leemos: Las soluciones preparadas se pueden utilizar en una serie de procesos químicos o físicos para obtener nuevos productos La dilución en algunos fármacos se hace indispensable para su posterior administración en el ser humano; pues muchos de ellos necesitan ser primeros diluidos para disminuir su concentración en caso de ser muy tóxicos y ocasionar efectos indeseables en el paciente. Teniendo en cuenta esto es muy importante tener una noción empírica acerca de las diferentes diluciones y soluciones con mayor uso clínico. En el laboratorio se realizó una práctica in vitro donde se tomó un mismo medicamento con diferentes formas de presentación farmacéutica pero de igual laboratorio clínico en este caso: ampicilina cápsula y ampicilina tabletas de mk; con el objetivo de comparar cuál de las dos formas farmacéuticas se diluía primero en soluciones como: agua destilada, suero fisiológico, jugo gástrico y fluido intestinal; cuyo resultado arrojado fue que la ampicilina tabletas se diluye más rápido que la ampicilina cápsula y que la solución donde alcanza una velocidad de disolución bastante rápida es el jugo gástrico en ambas partes. Por otra parte también se comparan el tiempo de disolución de otros medicamentos realizados en el laboratorio para a si saber cuál de todos los medicamentos teniendo en cuenta su forma y composición se diluyen con mayor eficacia en las diferentes soluciones ya mencionadas; estableciendo así unos parámetros de disolución entre los medicamentos. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Industria_farmac%C3%A9utica

Colegios


Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química Química Las soluciones experimentan una serie de operaciones, entre las principales tenemos:

h t t p : / / w w w. d e f i n i c i o n a b c . com/wp-content/uploads/ Disoluci%C3%B3n.jpg

Dilución: Consiste en disminuir la concentración de una solución agregándole más solvente, sin alterar la cantidad de soluto. En una dilución se cumple que: C1 . V 1 = C 2 . V 2

Mezcla de soluciones: Consiste en unir dos o más soluciones del mismo soluto para obtener una nueva solución de diferente concentración, cuyo valor está comprendido entre las concentraciones de las soluciones mezcladas. En una dilución se cumple que:

C1 . V 1 + C 2 . V 2 = C 3 . V 3

http://4.bp.blogspot.com/_Vbpg-KRFEnY/ SFsLRNbaamI/AAAAAAAAADk/mgUynMpo1gY/s320/ titulaci%C3%B3n.gif

Titulación de una solución: Consiste en determinar la concentración de una solución mediante el punto de equivalencia utilizando a otra solución conocida. Utiliza una bureta, un vaso de Erlenmeyer, y un soporte universal.

Nro de equivalentesA = Nro de equivalentesB NA . V A = N B . V B

El punto de equivalencia se determina con el cambio de color del indicador usado.

• La acidez titulable de la leche es el resultado de una valoración ácido-base en la que un volumen de leche es llevado al punto de viraje de un indicador de pH que suele ser la fenolftaleína (punto de viraje pH = 8,3) utilizando para ello una disolución alcalina (hidróxido sódico). En la acidez de valoración estamos determinando la suma de la acidez natural de la leche (caseínas, sustancias minerales - ácidos orgánicos y fosfatos) y la acidez desarrollada (ácidos orgánicos generados a partir de la lactosa por crecimiento microbiano).


http://3.bp.blogspot.com/_YkUDCfIrE_w/ S41y1yGApHI/AAAAAAAAAA8/ yDHn9acfUyI/s320/Esnea-Leche2007082012201316hg2%5B1%5D.jpg

Sabías que:


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Unidad I Unidad IV

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una dilución la cantidad de solvente aumenta. II. En una titulación se determina la cantidad de solvente en una solución.

Explicación

2. Completa:

En una ___________________ de soluciones, se une _______________ o ______________ soluciones.

3. Relaciona:

9. De acuerdo al gráfico mostrado:

I. Aumento de soluto

A. Dilución

II. Soluto invariable

B. Titulación

Rpta: ____________

Rpta: ____________

775 ml

Solución B 20 mg/ml

Solución A 15 mg/ml

C. Mezcla

4. Se agrega 2 L de agua a 8 L de una solución de HCl 1,6M. Hallar la molaridad de la nueva solución.

225 ml

Solución C Conc = ?

Determina la concentración desconocida.

Rpta: ____________

5. ¿Cuántos litros de agua se debe agregar a 6 L de una solución de HNO3 0,8 M para obtener una solución de concentración 0,6 M?

10. Se prepara 500 mL de una solución de KOH 2 M a partir de de dos soluciones de KOH de concentraciones 1,5 M y 3 M. ¿Qué volumen se tomo de cada solución?

Rpta: ____________

Rpta: ____________

6. Se desea preparar 250 mL de una solución de HCl 2,5 M a partir de una solución 6,25 M ¿Qué volumen se tomó de solución y de agua?

11. Se titulan 600 mL de una solución de HCl con 500 mL de una solución de NaOH 3 M. ¿Cuál es la concentración de la solución titulada?

Rpta: ____________

7. Halla la masa de soluto en 500 mL de una solución de H2SO4 0,4 M.

Rpta: ____________

12. Se añaden 2 g de cloruro férrico a 80 g de una solución de cloruro férrico al 10% en masa. Determinar el porcentaje en masa de la solución resultante. m.a. ( Cl = 35.5, Fe = 56)

Rpta: ____________ a) 8,6% b) 9,5%

8. Se mezcla 2 L de NaOH 3 M con 8 L de NaOH 5 M. Hallar la molaridad de la mezcla.

Colegios

Rpta: ____________

TRILCE 154

c) 10,8%

d) 11,2% e) 12,2% 13. Se preparan 3 L de una solución acuosa que contiene 189 g/L de ácido, mezclando HNO3 2 M y HNO3 7 N. Determinar el volumen necesario de HNO3 2 M. a) 0,6

b) 1,2

d) 2,4

e) 2,8

c) 1,8

Central: Central: 6198 6198 -- 100 100

Química 14. Una solución acuosa de H2SO4 posee la misma masa de agua y de ácido. Determinar la fracción molar del ácido en dicha solución. m.a.(S=32)

15. ¿Cuál es la concentración de 350 mL de una solución de HCl si se titula con 500 ml de NaOH 0,7 M?

a) 0,15

b) 0,45

a) 0,1 M

b) 1,0 M

d) 0,85

e) 0,95

d) 1,2 M

e) 1,6 M

c) 0,65

c) 0,8 M

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una dilución la cantidad de solvente no varía.

II. En una titulación se determina concentración de una solución.

Explicación

la

2. Completa:

En una ___________________ la cantidad de ___________________ no varía.

3. Relaciona:

I. Determinación de concentración

A.

Dilución

II. Disminución de concentración

B.

Titulación

C.

Mezcla

Rpta: ____________

4. Se agrega 5 L agua a 15 L de una solución de 8. Se mezcla 3 L de NaOH 2 M con 2 L de NaOH 3 M. Hallar la molaridad de la mezcla. HCl 1,2 M. Hallar la molaridad de la nueva solución. Rpta: ____________

Rpta: ____________

Rpta: ____________

Rpta: ____________

9. Se prepara 800 mL de una solución de KOH 1 M a partir de dos soluciones de KOH de 5. ¿Cuántos litros de agua se debe agregar a 4 L de concentraciones 0,5 M y 1,5 M. ¿Qué volumen una solución de HNO3 0,5 M para obtener una se tomó de cada solución? solución de concentración 0,2 M? Rpta: ____________ Rpta: ____________ 10. Se titulan 100 ml de una solución de HCl con 6. Se desea preparar 400 ml de una solución de 200 ml de una solución de NaOH 2 M. ¿Cuál es HCl 2,0 M a partir de una solución 2,5 M. ¿Qué la concentración de la solución titulada? volumen se tomó de solución y de agua? Rpta: ____________ 11. Se añaden 15 g de NaCl a 185 g de una solución que contiene NaCl al 20% en peso. Determine 7. Halla la masa de soluto en 800 ml de una el porcentaje en peso del NaCl en la solución solución de H2SO4 0,25 M. final. a) 21%

b) 40%

c) 37%

d) 33,5% e) 26% www.trilce.edu.pe www.trilce.edu.pe


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Unidad I Unidad IV

12. Determinar la molaridad de una solución preparada disolviendo 100 L de HCl(g) medido en condiciones normales en suficiente agua para producir 892 ml de solución. a) 5,00

b) 14

d) 16

e) 4,00

c) 12,5

a) 1362 b) 454 d) 735

13. El ácido sulfúrico usado para acumuladores portátiles tiene densidad igual a 1,2 g/cm3 (34,3% en masa) . Calcular el volumen (en cm3) de ácido de densidad 1,75 g/cm3 (78,4% en masa) que se requiere para preparar medio litro de ácido para acumuladores. a) 150

b) 400

d) 900

e) 350

14. Señalar cuantos cm3 de agua deben añadirse a 10cm3 de solución de H2SO4 al 20% en masa y densidad 1,14 g/cm3, para obtener una solución de ácido sulfúrico 0,1 N.

c) 700

c) 650

e) 900

15. Una solución acuosa de H2SO4 posee la misma masa de agua y de ácido. Determinar la fracción molar del ácido en dicha solución.

m.a. ( S = 32)

a) 0,15

b) 0,45

d) 0,85

e) 0,95

c) 0,65



http://www.ingenieriaqma.org.pe/images/ quimica.jpg

Pese 40 de soda cáustica y coloque en un matraz. Luego adicione 200 ml de agua destilada. Determine su concentración molar. Tome 50 ml de la solución preparada en una vaso de precipitación y luego adicione 150 ml de agua. Determine la nueva concentración.

Mezcla

Dilución

Titulación OPERACIONES CON SOLUCIONES

Colegios

TRILCE 156

Central: 6198 - 100

Equilibrio químico http://www.biologico.tv/wp-content/uploads/ecosistema.jpg

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Química

Unidad IV

Los ecosistemas naturales representan sistemas en equilibrio entre medios bióticos y medios abióticos. Una alteración del equilibrio es perjudicial para la naturaleza.

Leemos: Hasta hace muy poco se pensaba que las sustancias destructoras de la capa de ozono provenían básicamente en los aerosoles. Sin embargo, existen muchos otros agentes como los clorofluorocarbonos (CFC), que son utilizados principalmente en la refrigeración, en espumas y aerosoles; los halones, que contienen bromo y se encuentran en extintores de incendios; el tetracloruro de carbono, usado en los solventes de limpieza, para combatir incendios, como pesticida, para la limpieza en seco y como fumigante para cereales y el tricloroetano. Otras sustancias son el metil-cloroformo, muy usado para la limpieza de metales y que no es tan perjudicial pero significa una amenaza, y el bromuro de metilo, que forma parte de la composición de los fumigantes de múltiples aplicaciones Esto significa, que quienes utilizan sistemas de refrigeración, aire acondicionado, espumas, extintores, aerosoles, solventes de limpieza, o de fumigación, es decir, todo lo que contenga sustancias de cloro y bromo, están contribuyendo al agotamiento o destrucción de la capa de ozono. La función de la capa de ozono no es otra que salvaguardar la vida del planeta, las moléculas de ozono (O3) concentradas entre los 15 y 35 Km. de altura, determinan que la estratosfera cuente con una estructura térmica que le permite absorber la radiación ultravioleta nociva. Sin embargo, desde el siglo pasado arriesgamos la capa de ozono al liberar en la atmósfera todos estos químicos que destruyen la capa trastornando el delicado equilibrio natural. Hacia el año 2002, el Protocolo de Montreal plantea metas para reducir el uso de otras sustancias perjudiciales, como la congelación de los llamados halones, al nivel promedio alcanzado entre 1995 y1997; además de estabilizar el uso del bromuro de metilo a la cifra promedio obtenida en el período 1995 y 1998.

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Capítulo Unidad I U nidad IV

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En el 2006 se espera eliminar el uso de los llamados CFC, que son utilizados principalmente en la refrigeración, espumas y aerosoles; el tetracloruro de carbono, usado en los solventes de limpieza, y el tricloroetano. Perú, abanderado por la defensa de la capa de ozono El Perú ha tenido una activa participación en la lucha mundial por la defensa de la capa de ozono: entre 1997 y 1998, fue miembro del Comité Ejecutivo Perú recientemente ha logrado cumplir con la primera medida de control establecida por el del Fondo Multilateral del Protocolo de Montreal Protocolo de Montreal, relativa a las sustancias en representación del grupo de Latinoamérica y que agotan la capa de ozono. el Caribe; recibió un premio del Programa de las Claudia Bayona-Corresponsal del Servicio Naciones Unidas para el Medio Ambiente (PNUMA) Informativo Iberoamericano de la OEI. por contar con una de las unidades nacionales de ozono más destacadas y a solicitud del PNUMA, proporcionó asistencia bilateral a Bolivia, labor que fue calificada como excelente. Aunque al igual que todas las naciones en desarrollo, el país tiene un período de gracia de diez años para implementar el protocolo, autoridades y científicos optaron por preparar y presentar proyectos nacionales. Es así como se inicia el Plan de Acción Nacional para eliminar en forma progresiva, el consumo de las denominadas sustancias agotadoras del ozono (SAO) y con ese propósito se implementan proyectos, se brinda capacitación y se promueve la sensibilización de la opinión pública. El mencionado plan integra el Programa País, que contiene el inventario nacional del consumo de las SAO. Luego de aprobarlo se creó la Oficina Técnica de Ozono (OTO/PERU), que depende del viceministerio de Industria y cuyo jefe es la ingeniera Carmen Mora Donayre. Esta entidad es responsable de garantizar el cumplimiento del documento internacional y actúa como Punto Focal Nacional ante las diversas instancias del protocolo. A la fecha suman 25 los proyectos destinados a reconvertir a las empresas que utilizan las SAO, con el propósito de lograr la paulatina eliminación de su consumo. Estas propuestas tienen un costo de cuatro millones 275 mil 172 dólares, financiados, en calidad de donación, por el Fondo Multilateral del Protocolo de Montreal. En 1993, pasos previos fueron la creación de la Comisión Nacional de Cambios Climáticos y, como parte de ésta, el Grupo Nacional de Trabajo, encargado de ejecutar el instrumento internacional y las llamadas Enmiendas de Londres. El primer combate: las refrigeradoras En el Perú, el 70 por ciento de las sustancias que dañan la capa de ozono son usadas en el sector de la refrigeración. Por esa razón que OTO/Perú ha concentrado sus esfuerzos en medidas para disminuir el uso de clorofluorocarbonatos (CFC) en las refrigeradoras. Se ha creado una red de recuperación y reciclaje de refrigerantes, mediante la cual se emplean equipos de recuperación que llegaron en calidad de donación, para extraer el CFC de las refrigeradoras y cambiarlo por sustancias alternas. También se cuenta con el Programa Nacional de Capacitación de Técnicos en Refrigeración, una actividad complementaria destinada a preparar personas para que conozcan el funcionamiento de los artículos que usan diversos tipos de gases. Se labora, además, en el Plan de Manejo de Refrigerantes, un complemento de los proyectos de reconversión, recuperación y buenas prácticas. Esta actividad incluye la formación de agentes de aduanas, quienes deben prepararse para aplicar las próximas normas relacionadas con este tema.

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Química

Gracias a estas iniciativas el pasado primero de julio el Perú logró estabilizar el consumo de los CFC, al nivel promedio obtenido entre 1995 y 1997 (425 TM). De esta forma se materializó la primera medida de control establecida en el documento internacional. Sobre la normatividad Por el momento no es posible tomar medidas drásticas ya que, aunque los modernos sistemas de refrigeración producidos a nivel mundial no usan CFC, la mayoría de los productores peruanos continúan utilizando esta sustancia. Por eso las nuevas disposiciones van en la línea de prohibir la fabricación de equipos que usen CFC, lo cual además de normar, implica asistir a las empresas y orientar el proceso de reciclaje. La propuesta de normas contiene otro punto que está relacionado con el control de las cantidades importadas de las sustancias que afectan a la capa protectora de la atmósfera, a fin de garantizar el cumplimiento de la eliminación gradual. En la lista de actividades figuran, también, la acreditación de los técnicos y la creación del sello ozono, para lo cual la OTO/PERU esta definiendo una metodología. Observatorio de Vigilancia Atmosférica Global (VAG). Desde el mes de abril de 1999, a seis horas de Lima, en una de las zonas que tiene el cielo menos contaminado y a cuatro mil 400 metros sobre el nivel del mar, está el Observatorio de Vigilancia Atmosférica Global (VAG) de Marcapomacocha, el más alto del mundo y uno de los tres que funcionan en Latinoamérica para realizar las mediciones de la capa de ozono. Los otros están en Ushuaia (Argentina) y Belém (Brasil). La estación está integrada al Programa de Vigilancia Atmosférica Global (VAG), establecido por la Organización Meteorológica Mundial (OMM). Mediante un instrumento que atrae la atención, el espectrofotómetro Dobson, unidad que cuenta con un conjunto de prismas, lentes y espejos, se determina la cantidad de ozono que hay sobre el centro del territorio, que en estos momentos es de 266 unidades. El promedio mundial de concentración es de 300 unidades Dobson. Fuente: http://www.oei.org.co/sii/entrega25/art06.htm

Ciclo del carbono El carbono es elemento básico en la formación de las moléculas de carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucléicos, pues todas las moléculas orgánicas están formadas por cadenas de carbonos enlazados entre sí. La reserva fundamental de carbono, en moléculas de CO2 que los seres vivos puedan asimilar, es la atmósfera y la hidrósfera. Este gas está en la atmósfera en una concentración de más del 0,03% y cada año aproximadamente un 5% de estas reservas de CO2, se consumen en los procesos de fotosíntesis, es decir que todo el anhídrido carbónico se renueva en la atmósfera cada 20 años. La vuelta de CO2 a la atmósfera se hace cuando en la respiración los seres vivos oxidan los alimentos produciendo CO2. En el conjunto de la biósfera la mayor parte de la respiración la hacen las raíces de las plantas y los organismos del suelo y no, como podría parecer, los animales más visibles. Los seres vivos acuáticos toman el CO2 del agua. La solubilidad de este gas en el agua es muy superior a la de otros gases, como el O2 o el N2, porque reacciona con el agua formando ácido carbónico. En los ecosistemas marinos algunos organismos convierten parte del CO2 que toman en CaCO3 que necesitan para formar sus conchas, caparazones o masas rocosas en el caso de los arrecifes. Cuando estos organismos mueren sus caparazones se depositan en el fondo formando rocas sedimentarias calizas en el que queda retirado del ciclo durante miles y millones de años. Este C volverá lentamente al ciclo cuando se van disolviendo las rocas. El petróleo, carbón y la materia orgánica acumulados en el suelo son resultado de épocas en las que se ha devuelto menos CO2 a la atmósfera del que se tomaba. Así apareció el O2 en la atmósfera. Si hoy www.trilce.edu.pe www.trilce.edu.pe


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Unidad I Unidad IV

consumiéramos todos los combustibles fósiles almacenados, el O2 desaparecería de la atmósfera. Como veremos el ritmo creciente al que estamos devolviendo CO2 a la atmósfera, por la actividad humana, es motivo de preocupación respecto al nivel de efecto invernadero que puede estar provocando, con el cambio climático consiguiente. El equilibrio químico es un estado termodinámico que alcanza una reacción reversible, es decir que presenta constante la concentración molar, la temperatura y la presión. Una reacción reversible presenta una reacción directa → y una reacción inversa ←, las cuales alcanzan el equilibrio cuando las velocidades son iguales. aA+ bB↔cC+dD Constante de equilibrio (Keq) Es un parámetro que mide el desarrollo de una reacción reversible cuando alcanza el equilibrio. Keq < 1, se desarrolla la reacción inversa

Keq > 1, se desarrolla la reacción directa

Keq = 1, cuando ambas reacciones son iguales La constante de equilibrio se puede expresar en: En función de concentraciones (Kc) Kc =

P6Pr oductos@coeficiente P6Re ac tan tes@coeficiente

En función de presiones parciales: (Kp) Kp =

P6presión producto @coeficiente P6presión reac tan te @coeficiente

Relación entre Kp y Kc Kp= Kc(RT)∆n Donde: ∆n = ∑coeficientesproductos - ∑coeficientesreactantes

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(solo gases)

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Química Propiedades de la constante de equilibrio • Solo depende de la temperatura In c

Kp2 m = TH x c 1 - 1 m Kp1 R T1 T2

∆H= variación de entalpía R= constante universal de los gases = 1,9 Kcal/mol.K = 8,314 J/mol,K • Si una reacción se invierte, el valor de la constante se invierte. • Si a una reacción se le multiplica por un factor, el valor de la constante queda elevado a dicho factor. • Si dos o más reacciones se suman los valores de la constante de equilibrio se multiplican.

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En el equlibrio químico la velocidad de la reacción es nula. II. Al inicio de una reacción la velocidad es máxima.

Explicación

2. Completa:

En el equilibrio químico, la velocidad de la reacción directa es ____________________ a la velocidad

de la reacción inversa, en una reacción tipo ____________________.

3. Relaciona: I. vdirecta = vinversa A. En el equilibrio II. vdirecta > vinversa B. Antes del equilibrio

C. Después del equilibrio

Rpta: ____________

6. Para la reacción A + B ⇔ AB las concentraciones en equilibrio son: 1,5 M, 4,0 M y 1,20 M respectivamente. Hallar el valor de KC.

Rpta: ____________

4. Para la reacción en equilibrio: N2O4 ⇔ 2NO2 exprese la constante de equilibrio KC.

7. Para la reacción: 2A ⇔ A2 las presiones parciales en equilibrio son: 1,0 atm y 2,0 atm respectivamente.

Rpta: ____________

5. Para la reacción en equilibrio:

Rpta: ____________

8. A 127 ºC ocurre la siguiente reacción:

2CO + O2 ⇔ 2CO2. Expresa la constante de equilibrio Kp.

2 NO + O2 ⇔ 2 NO2. Las concentraciones en equilibrio son 0,2 M, 5,0 M y 1,6 M respectivamente. Calcula el valor de Kp.

Rpta: ____________

Rpta: ____________

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Capítulo 1 Unidad I Unidad IIV 9. Para la reacción reversible A + B ⇔ AB el valor de Kp es 1,6. Determina el valor de Kp para la siguiente reacción: 3 AB ⇔ 3 A + 3 B

Rpta: ____________

10. Para A + B ⇔ C

kp = 1,6

Si las presiones en equilibrio de A y B son 1,5atm y 0,8atm. Halla la presión parcial de C en el equilibrio.

Rpta: ____________

13. Se colocan en un reactor de 2 L, 6 moles de H2 con 6 moles de Cl2 hasta alcanzar el equilibrio. ¿Cuántas moles de HCl se forman en el equilibrio? H2 + Cl2 ⇔ 2HCl KC = 1,69 a) 4,72

b) 9,44

d) 2,36

e) 1,18

c) 18,88

14. En cuál de las siguientes reacciones, la relación KC / Kp es igual a la unidad: I. H2(g) + Cl2(g) ⇔ 2HCl(g)

11. En un reactor de 2 L se coloca 8 g de SO2 con 4 g de O2. Si reacciona 75% de SO2 para formar SO3. Calcular el valor de Kc para:

II. C(s) + O2(g) ⇔ CO2(g)

III. NH3(g) + HCl(g) ⇔ NH4Cl(s)

2SO2(g) + O2(g) ⇔ 2SO3(g)

a) Solo I

b) Solo II

d) I, II

e) I, II, III

a) 230,4 b) 115,2

c) 46,08

d) 23,04 e) 10,15 12. En la reacción: P4(s) + 6 Cl2(g) ⇔ 4 PCl3(g)

El valor de Kp es 1,35 y la presión de Cl2 en el equilibrio es 0,7 atm. Hallar la presión de PCl3 en el equilibrio.

a) 0,63

b) 0,38

d) 0,78

e) 1,23

c) 0,45

c) Solo III

15. A cierta temperatura la constante de disociación del HI es 6,25 x 10-2. Hallar el tanto por ciento de HI que se disocia. 2HI(ac) ⇔ H2(ac) + I2(ac)

a) 33 %

b) 67 %

d) 75 %

e) 25 %

c) 50 %


Explicación

I. En el equlibrio químico la velocidad de la reacción es máxima. II. Al inicio de una reacción la velocidad es cero. 2. Completa:

En el _____________________, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la

reacción inversa, que presenta una constante llamada _____________________.

3. Relacionar: I. veldirecta = velinversa

A. En el equilibrio

II. veldirecta < velinversa

B. Antes del equilibrio

C. Después del equilibrio

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Rpta: ____________


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Química Química 4. Para la reacción en equilibrio: 2 NO2 ⇔ N2O4 exprese la constante de equilibrio Kc.

Rpta: ____________

12. Teniendo en cuenta las siguientes reacciones en equilibrio: S + O2 ⇔ SO2…k1 = a SO2 + ½ O2 ⇔ SO3…k2 = b


CO + 1/2 O2 ⇔ CO2. Exprese la constante de equilibrio Kp. Rpta: ____________

6. Para la reacción A + B ⇔ AB las concentraciones en equilibrio son: 2,5 M, 2,0 M y 5,0 M respectivamente. Hallar el valor de KC.

Calcular el valor de la constante de equilibrio para: 2 SO3 ⇔ 2 SO2 + O2

a) a/b

b) b2

d) 1/b2

e) 1/a2

c) a2

13. Para la reacción: A(g) + 3B(g) ⇔ 2C(g)Inicialmente se colocan A y B que ejercen pre-siones parciales de 3atm y 6atm respectiva-mente. Cuando se alcanza el equilibrio la presión total del sistema es 6atm. ¿Cuál será el valor de Kp y Kc para la reacción a 27 °C?

Rpta: ____________

a) 9/16 y 975

b) 16/9 y 1075

7. Para la reacción: 2A ⇔ A2 las presiones parciales en equilibrio son: 1,6atm y 8,0atm respectivamente.

c) 16/3 y 1075

d) 4/3 y 950

e) 3/4 y 975

14. En un recipiente de 5L a 900°C, se coloca una mol de H2O(g), y una mol de CO(g). Luego de un tiempo de reacción alcanzan el siguiente equilibro: H2O(g) + CO(g) ⇔ H2(g) + CO2(g)

Rpta: ____________

8. A 227°C ocurre la siguiente reacción: 2 NO + O2 ⇔ 2 NO2

Las concentraciones en equilibrio son 1,2 M, 2,0 M y 2,4 M respectivamente. Calcula el valor de Kp. Rpta: ____________

9. A la temperatura de 227°C el valor de Kp es 5,0. Para una temperatura de 127°C determina el valor de Kp.

a) 0,15

b) 0,22

d) 0,6

e) 0,8

c) 0,4

15. A una temperatura dada, un recipiente con N2O4(g), el cual se descompone según:

N2O4(g) ⇔ 2NO2(g)

Rpta: ____________

10. Para la reacción reversible A + B ⇔ AB el valor de Kp es 2,5. Determina el valor de Kp para la siguiente reacción: 2 AB ⇔ 2 A + 2 B

Calcule Kc de la reacción a 900°C, si se conoce que el 40 % del H2O ha reaccionado.

Rpta: ____________

Si la presión inicial del N2O4, es una atmósfera y, cuando llega al equilibrio se ha descompuesto un 20%. Determine Kp.

a) 0,1

b) 0,22

d) 0,44

e) 0,66

c) 0,33

11. Para A + B ⇔ C kp = 2,0. Si las presiones en equilibrio de A y B son 1,2 atm y 0,5 atm. Halla la presión parcial de C en el equilibrio.

Rpta: ____________



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U nidad IV Unidad I


Investiga un poco más: Material • 3 cajas petri • Varillas • Retroproyector • Reactivos: dicromato de potasio, cromato de potasio, ácido sulfúrico, hidróxido de sodio, sulfato de cobre II, cloruro de sodio, sulfato de sodio. • Papel de cocina y paños. Procedimiento y explicación Se disponen en cuatro cajas Petri (en cuadrado), dos (A y B) con un fondo de dicromato de potasio (naranja) y otras dos (C y D) con uno de cromato de potasio (amarillo). Una de cada pareja (A y C) actuarán como testigo. Al echar sobre la amarilla (D) un poco de ácido concentrado (sulfúrico 6 N) se volverá rápidamente naranja, al dominar el dicromato, mientras que al echar sobre la naranja (B) unas gotas de NaOH 6N, se volverá amarillo. De esta forma, y según describe el principio de Le Chatelier, se intercambiarán de color y de producto dos de las cápsulas (B y D), frente a los testigos (A y C). Cr2O7-2 + H 2O ? 2 CrO 4-2 + 2 H+

naranja

amarillo

Se disponen dos cápsulas con un fondo de disolución de sulfato de cobre II (azul). Si se echa un pico de espátula de cloruro de sodio (cristales), al disolverse se formará un complejo de cloro y cobre de color verde. Si se agrega sulfato de sodio sólido, al disolverse se volverá el equilibrio hacia la izquierda retomando el color azul. CuSO4 (aq)+ 4 NaCl (aq) ? Na2CuCl4 (aq) + Na2SO4 (aq)

azul

verde

Constante de equilibrio químico

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Principio de Le Chatelier http://2.bp.blogspot.com/_Si2tUSxHJR8/S3lOlbs9PQI/AAAAAAAAAAY/9MaBwi-Cdng/ s320/Increible.png

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Química

Unidad IV

El principio de Le Châtelier, postulado por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), un químico industrial francés, establece que: "Si un sistema químico en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, temperatura, volumen o la presión parcial, entonces el equilibrio se desplaza para contrarrestar el cambio impuesto. Este principio es equivalente al principio de la conservación de la energía"

Leemos: La leche es una mezcla en equilibrio, de proteínas, lípidos y glúcidos en un medio acuoso. Entre las proteínas disueltas en la leche, la más importante es la caseína. Cuando esta proteína se encuentra en un medio ácido se produce su desnaturalización, tiene lugar una reacción química que altera su estructura, y deja de ser soluble en agua lo que provoca que precipite. Y nuevamente retorna al equilibrio. Principio de Le Chatelier: "Si un sistema en equilibrio se altera por efecto de la concentración, presión o temperatura; la reacción se desplaza en tal sentido que anula dicho efecto". Fuente: http://popecasillas.wordpress.com/1blog/page/2/



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Unidad IV Unidad I

Efecto concentración El aumento o disminución de la concentración de los reactantes o productos altera el sistema en equilibrio, y provoca que la reacción se desplace en tal sentido que anule el efecto, sin alterar la constante de equilibrio. Reactantes aumenta disminuye

Productos

Desplazamiento → ← ← →

aumenta disminuye Efecto presión

El aumento de presión provoca que la reacción se desplace hacia donde existe menos moles, y la disminución de presión entonces provoca que la reacción se desplace hacia donde exista más moles. Para la reacción reversible mostrada: a A + b B ⇔ c C + d D Efecto: aumento de presión Relación a + b < c +d a+b>c+d a+b=c+d

Desplazamiento ← → No afecta

La variación de presión no altera la constante de equilibrio. Efecto temperatura El aumento de temperatura en una reacción reversible exotérmica provoca que se rompa el equilibrio y la reacción se desplace en forma inversa, disminuyendo la constante de equilibrio. Exotérmica Aumenta T Disminuye T

Endotérmica

Aumenta T Disminuye T

Desplazamiento ← → → ←

Constante de equilibrio Disminuye Aumenta Aumenta Disminuye

Sabías que: • Se considera que una disolución está en equilibrio cuando no existe intercambio neto de soluto entre las diferentes partes de la misma. Si la disolución se encuentra rodeada por una membrana, el equilibrio se alcanza cuando la presión exterior (generalmente la presión atmosférica) se iguala a la presión que el disolvente ejerce sobre la membrana. Ésta última es la presión osmótica, que se representa habitualmente mediante la letra griega Π. • Cuando se tiene una membrana semipermeable separando dos soluciones de distinta concentración (llamada hipertónica a la de mayor concentración e hipotónica la de menor), las moléculas de disolvente (agua por lo general) la atraviesan, pasando de la disolución menos concentrada a la más concentrada, diluyéndose ésta última cada vez más, hasta que las concentraciones se igualen. Si el volumen era inicialmente idéntico en las dos soluciones, ocurre que en la solución hipertónica el volumen aumenta, hasta que la presión hidrostática (que aumenta debido al incremento de altura h) iguale las presiones a ambos lados de la membrana. Esta presión hidrostática que detiene el flujo neto de disolvente es equivalente a la presión osmótica, y es el fundamento del osmómetro utilizado para su medición. Colegios

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Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Al colocar un catalizador a un sistema en equilibrio la reacción se desplaza en forma directa. II. El aumento de temperatura provoca siempre una disminución de la temperatura.

Explicación

2. Completa:

Según el principio de ____________________ al aumentar la presión, se ____________________ el

equilibrio, y la reacción se desplaza en tal sentido que anula el efecto.

3. Relaciona:

I. Exotérmica

A. Libera calor

II. Endotérmica

B. Absorbe calor

Rpta: ____________

Rpta: ____________

6. En la reacción SO2 + ½ O2 ⇔ SO3. Indica el desplazamiento de la reacción por aumento de presión

4. Indica el desplazamiento de la reacción: H2 + Cl2 ⇔ 2 HCl por la adición de cloro

5. Para el sistema en equilibrio CO + 1/2O2 ⇔ CO2. Indica el desplazamiento de la reacción por la adición de dióxido de carbono.

Rpta: ____________

Rpta: ____________

7. Para la reación endotérmica: 2 HI ⇔ H2 + I2. Complete el siguiente cuadro. Efecto Aumento de temperatura Aumento de presión Aumento de volumen Aumento de HI

Desplazamiento


2 NH3 ⇔ N2 +3 H2

Constante de equilibrio

10. Según: N2O4 ⇔ 2 NO2. Indique el desplazamiento de la reacción y la variación de la constante de equilibrio por aumento de volumen.

¿Qué factores favorecen la producción de N2?

I. Aumento de presión

II. Aumento de NH3

11. Se tiene la reacción reversible:

III. Aumento de temperatura

A(g) + 3B(g) ⇔ 2C(g)

Rpta: ____________

9. De acuerdo a la reacción mostrada: NH4CON + CALOR ⇔ N2H4 + CO

¿Qué sucede con la constante de equilibrio al aumentar la temperatura? Rpta: ____________

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Rpta: ____________

Inicialmente se colocan A y B, los cuales ejercen presiones parciales de 2 y 4 atm, respectivamente. Cuando se alcanza el equilibrio la presión total del sistema es 4 atm. ¿Cuál será el valor de Kp de la reacción?

a) 1

b) 2

d) 4

e) 5

c) 3


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Unidad I Unidad IV

12. Respecto al sistema en equilibrio: 4NH3(g)+3O2(g)= 2N2(g)+6H2O(g) ∆H=-1531kj.

Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda:

14. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda acerca de la perturbación del siguiente equilibrio: PCl5(g) + CALOR ⇔ PCl3(g) + Cl2(g) a) Disminuye la concentración de PCl3 cuando aumentamos la presión. ( )

a) Si retiramos el agua conforme se produce, aumentamos el rendimiento. ( )

b) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda cuando aumenta la temperatura. ( )

b) Al aumentar la temperatura, la concentración del NH3 aumenta en el nuevo equilibrio. ( ) c) Si aumentamos la presión, variando el volumen, el equilibrio se desplaza a la derecha. ( ) 13. El monóxido de nitrógeno se disocia según la reacción: 2NO(g) = N2(g) + O2(g) + 43,2 kJ

Determine cuántos de los siguientes cambios favorecerán la disociación del NO(g).

c) Aumenta la cantidad de Cl2 si se aumenta el volumen del recipiente. ( ) 15. En un recipiente cerrado, se tiene la siguiente reacción en equilibrio: NH4HS(s) +CALOR ⇔ NH3(g) + H2S(g); Kc

a) Si se varía la temperatura del sistema, este, se desplaza hasta alcanzar un nuevo equilibrio, pero sin variar el valor de la Kc. ( )

I. Aumento de la concentración de N2(g) II. Disminución de la concentración de NO(g). III. Aumento de la temperatura.

b) Si se añade He (gas inerte) al sistema, este se desplazará a la izquierda para disminuir la presión. ( )

IV. Aumento del volumen a T constante. a) 1

b) 2

d) 4

e) 0

Indica con ( V ) verdadero o ( F ) falso según corresponda:

c) 3

c) Si se adiciona más NH4HS, la reacción se desplaza a la derecha, produciéndose más NH3 y H2S. ( )

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Al colocar un catalizador a un sistema en equilibrio la reacción se desplaza en forma inversa. II. El aumento de temperatura provoca siempre una disminución de la temperatura en una reacción exotérmica.

Explicación

2. Completa: Al aumenta la presión en la combustión del metano, se _____________________ el equilibrio, y la reacción se desplaza hacia la _____________________ sin alterar la constante de equilibrio. A. ∆H > 0

II. Endotérmica

B. ∆H > 0

Rpta: ____________

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4. Indica el desplazamiento de la reacción:

3. Relacionar: I. Exotérmica

H2 + Cl2 ⇔ 2 HCl por la adición de hidrógeno.

Rpta: ____________ Central: 6198 - 100

Química 5. Para el sistema en equilibrio: CO + 1/2 O2 ⇔ CO2. Indica el desplazamiento de la reacción por la disminución de dióxido de carbono.

6. En la reacción SO2 + 1/2 O2 ⇔ SO3. Indica el desplazamiento de la reacción por disminución de presión

Rpta: ____________

Rpta: ____________

7. Para la reación endotérmica: 2 HI ⇔ H2 + I2. Complete el siguiente cuadro. Efecto Disminución de temperatura Disminución de presión Disminución de volumen Disminución de hidrógeno

Desplazamiento

Constante de equilibrio

12. ¿Cuáles favorecen la producción de monóxido de carbono?

8. Para la reacción en equilibrio: 2 NH3 ⇔ N2 + 3 H2 ¿Qué factores favorecen la formación de NH3? I. Aumento de presión II. Aumento de NH3

C(s) + H2O(g) ⇔ CO(g) + H2(g) ∆H=131 kJ/mol

III. Aumento de temperatura

Rpta: ____________

IV. Aumentar la concentración de H2

a) I, II

b) I, III

d) III, IV

e) I, II, III

9. De acuerdo a la reacción mostrada: NH4CON + CALOR ⇔ N2H4 + CO

¿Qué sucede con la constante de equilibrio al disminuir la temperatura?

Rpta: ____________

I. Aumentar la temperatura. II. Disminuir la presión. III. Añadir carbono.

c) III

13. Para el equilibrio: Sb2O3(s) + 3H2(g) ⇔ 2Sb(s) + 3H2O(g) Kp=0,429

¿Cuál es la fracción molar del H2?

a) 0,57

b) 0,22

10. Según: N2O4 ⇔ 2 NO2

d) 0,36

e) 0,65

14. Para la reacción: A + B ⇔ AB K = 102

Indique el desplazamiento de la reacción y la variación de la constante de equilibrio por disminución de volumen. Rpta: ____________

11. Dada la siguiente reacción de equilibrio: SO3(g) + NO(g) ⇔ SO2(g) + NO2(g) Si se extrae cierta masa de NO(g) y simultáneamente se adiciona a una cantidad de NO2. Para restablecerse el equilibrio ocurre lo siguiente: I. Disminuye la concentración de SO3. II. Aumenta la concentración de SO2. III. Aumenta la concentración de NO.

Son correctas: a) Solo I b) Solo II

d) I y II

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e) II y III

c) Solo III

c) 0,41

En cierto instante, las concentraciones son:

0,01 M; 2 x 10-5 M; 1 x 10-2 M, entonces: I. La reacción se encuentra en equilibrio. II. La reacción se desplaza hacia la derecha.

III. La reacción se desplaza en forma inversa.

a) Solo I

b) Solo II

d) I, II

e) I, II, III

c) Solo III

15. Para el sistema en equilibrio: H2(g) + I2(g) ⇔ 2HI(g)

Las concentraciones en equilibrio son: 0,1 mol/L y 0,7 mol/L respectivamente. Si se agrega 0,3 mol/L de HI. ¿Cuántas moles de H2 están presentes en el equilibrio?

a) 0,56

b) 0,99

d) 0,13

e) 0,44

c) 0,33


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Unidad I Unidad IV


Investiga un poco más: Vitaminas A La vitamina A es un alcohol primario de color amarillo pálido que deriva del caroteno. Conocida como vitamina antixeroftálmica, se presenta de dos formas: la vitamina A1 y la vitamina A2. Acción: afecta a la vista (permite que en la retina se inicien una serie de reacciones que estimularán el nervio óptico, de forma que se transmitan impulsos nerviosos hasta el cerebro), a la reproducción y a la formación y mantenimiento de la piel, de las membranas mucosas, de los huesos y de los dientes. Obtención: el cuerpo obtiene la vitamina A de dos formas: a) Fabricándola a partir del caroteno, un precursor vitamínico encontrado en vegetales como la zanahoria, brócoli, calabaza, espinacas, col y papa; b) Absorbiéndola de organismos que se alimentan de vegetales, como en la leche, mantequilla, queso, yema de huevo, hígado y aceite de hígado de pescado. Déficit: su insuficiencia va asociada a la ceguera nocturna (dificultad en adaptarse a la oscuridad). Otros síntomas son excesiva sequedad en la piel (generándole infección en la piel por bacterias) y sequedad en los ojos debido al mal funcionamiento del lagrimal (llegando a causar ceguera). Exceso: cantidades elevadas de vitamina A puede interferir en el crecimiento, detener la menstruación, bloquear los glóbulos rojos de la sangre y producir erupciones cutáneas, caída del pelo, jaquecas, ahogo, debilidad, náuseas e ictericia. Vitaminas D Llamada también vitamina-solar, engloba a una serie de esteroles (vitamina D2 o calciferol, D3 o colecalciferol, D4, D5 y D6) que generan vitamina D por las radiaciones ultravioletas solares en la piel. Acción: intervienen en la formación de los huesos, así como en la absorción de calcio y fósforo en el intestino. También protege los dientes y huesos frente al bajo consumo de calcio y fósforo, siendo mejor aprovechado el existente. Obtención: la vitamina D se obtiene de la yema de huevo, hígado, atún y leche enriquecida en vitamina D. También se fabrica en el cuerpo cuando los esteroles, que se encuentran en gran variedad de alimentos, se desplazan a la piel y reciben la irradiación del Sol. Déficit: su carencia ocasiona raquitismo. Rara en los climas tropicales donde hay abundancia de rayos solares, pero ha sido frecuente entre los niños de las ciudades poco soleadas antes de empezar a utilizar leche enriquecida con vitamina D. El raquitismo se caracteriza por deformidad de la caja torácica y del cráneo y por piernas arqueadas. Exceso: debido a que la vitamina D es soluble en grasa y se almacena en el cuerpo, su consumo excesivo puede causar intoxicación, daños al riñón, letargia y pérdida de apetito. Vitaminas E A la vitamina E se la conoce como tocoferol. Agrupa una serie de moléculas muy similares de la que se destaca por su gran actividad el α-tocoferol.

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TRILCE 170

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Química

Acción: la vitamina E interviene en la formación de ADN y ARN, participa en la formación de los glóbulos rojos, músculos y otros tejidos, actúa en los procesos de cicatrización y, previene la oxidación de la vitamina A y las grasas. Obtención: Se encuentra en los aceites vegetales, germen de trigo, hígado, yema de huevo y verduras de hoja verde. Déficit: Su carencia en algunos animales genera la aparición de individuos estériles, con parálisis y/o con distrofia muscular. Exceso: Si bien se almacena en el cuerpo, parece que las sobredosis de vitamina E tienen menos efectos tóxicos que las de otras vitaminas liposolubles. Vitaminas K Las vitaminas K, denomina también filoquinona, constituyen el grupo de las vitaminas K1, K2, K3 y K4. Esta última se ha obtenido sintéticamente y es la más activa del grupo. Acción: La vitamina K resulta necesaria para la coagulación sanguínea, mediante la formación de la protrombina (enzima necesaria para la producción de fibrina en la coagulación). Obtención: Las fuentes más ricas en vitamina K son la alfalfa y el hígado de pescado, que se emplean para hacer preparados con concentraciones de esta vitamina. Se encuentra en todas las verduras de hoja verde, yema de huevo, aceite de soya, soya e hígado. El aporte general en la dieta, junto a la síntesis bacteriana a nivel intestinal, suelen ser suficientes para cubrir las necesidades. Déficit: Ciertos trastornos digestivos pueden generar problemas de absorción de vitamina K, y por tanto deficiencias en la coagulación de la sangre. La hipoavitaminosis favorece la aparición de hemorragias. Exceso: Ingesta elevada de vitamina K resulta atóxica. Es necesario el consumo de vitaminas para lograr el equilibrio químico en el cuerpo humano.

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Ácidos y bases http://experiencias.enlaces.cl/media/catalog/product/cache/4/image/230x/5e06319eda06f020e43594a9 c230972d/2/U/2UANTOF_18.jpg

5

Unidad I Unidad IV

Las bases conocida como antiácidos son capaces de neutralizar la acción de un ácido

Leemos: Antiácidos La acidez es una sensación de ardor en pecho, garganta o estómago que se acompaña de sabor agrio o amargo en la boca, problema que generalmente ocurre después de ingerir gran cantidad de alimentos, fumar, consumir bebidas alcohólicas o al momento de acostare. ¿Cuál es la causa? Al comer, los alimentos siguen una trayectoria de la boca a un tubo largo llamado esófago, y para ingresar al estómago debe pasar por una apertura que actúa como puerta, llamada hiato, el cual se cierra en cuanto la comida ha entrado a fin de que el bolo alimenticio no regrese, acción que recibe el nombre de reflujo; no obstante, hay ocasiones en que esta labor no se realiza eficientemente y deja cierto espacio por el cual se fuga ácido estomacal. Es importante saber que dicho ácido, denominado clorhídrico, es fundamental para que se efectúe la digestión, por lo que el estómago lo requiere en niveles pH (acidez) comprendidos entre 3, 4 y 5, ya que al ser mayores dan lugar a malestar. Esto último suele ocurrir después de comer demasiado, ingerir irritantes (café, alcohol, frutas cítricas, chocolate, tabaco, menta, grasas, picante, condimentos y algunos medicamentos)

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TRILCE 172

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Química

y al vestir prendas que presionen el abdomen; asimismo, el embarazo suele favorecer este trastorno debido a que el feto en crecimiento comprime las estructuras digestivas. En este contexto adquieren importancia los antiácidos, medicamentos cuyo mecanismo de acción consiste en aliviar las molestias originadas por exceso de ácido en el estómago. Realizan su función reaccionando con el ácido clorhídrico del estómago hasta formar sal y agua, sustancias que generan efecto neutralizante y reducen la acidez gástrica. Los ácidos y las bases son especies químicas que se neutralizan entre si. Para identificar su carácter químico se puede recurrir a las teorías de identificación, indicadores colorímetros o al pHmetro. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Anti%C3%A1cido

Teorías de identificación • Arrhenius: considera a un ácido a aquel que contiene hidrógeno y lo libera como iones H+ en presencia de agua, y la base a aquella contiene OH y lo libera como iones OH- en presencia de agua.

Son ácidos según Arrhenius: HCl, HNO3, H2CO3

Son bases según Arrhenius: NaOH, KOH, Ca(OH)2

• Bronsted y Lowry: considera a un ácido, a aquel que es capaz de ceder un protón, es decir perder H+, y una base a aquella capaz de aceptar un protón, es decir ganar H+. • N.W, Lewis: considera a un ácido a aquel que en su notación Lewis es capaz de aceptar un par de electrones, mientra que la base es capaz de donar un par de electrones Según Lewis la neutralización ocurre cuando el ácido se une a la base mediante un enlace dativo o coordinado. H N F

H

H N :

H

+

B

F

N F H

+ N

F

H

F

Compuesto de adición

Trifluoruro de boro, un ácido de Lewis

Amoniaco, una base de Lewis

B

F

Indicadores colorímetros: Son sustancias químicas que mediante un cambio de color señalan si es ácido o es una base. Entre los principales indicadores tenemos: pH 0 VIOLETA DE METILO

1

2

ROJO CONGO

4

rojo rosa

6

7

8

violeta

anaranj.

11

12

marrón

verde

amar.

pK

3,8 rojo

9,2 malva 6,8

azul

rojo

ROJO NEUTRO

14

anaranj.

verde azul amarillo

13

5,4

amarillo

VERDE DE METILO

FUCSINA

10

1,7

incoloro

VERDE BRILLANTE

9

amarillo

FENOLFTALEÍNA

AZUL DE BROMOTIMOL

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5

amar. azul violeta

ROJO DE METILO ANARANJADO DE METILO

3

amarillo

6,4

verde

púrpura

rojo

amarillo


5

Unidad I Unidad IV

Medida de acidez: * pH pH= -log[H+] = - log[H3O+]; a menor pH mayor carácter ácido * pOH pOH = -log[OH]; a menor pOH mayor carácter básico * Auto ionización del agua H2O ⇔ H+ + OHKw = [H+] [OH-]; Kw: Producto iónico del agua pH + pOH =pKw AT = 25 ºC, se cumple: pH + pOH = 14; Kw = 10-14 pH < 7 (ácido) pH > 7 (básico) pH=7 (neutro)

Sabías que: • El cutis normal es, al lado del de los niños, el menos frecuente de todos. En el operan con normalidad y vigor todas las funciones de la piel y no les afecta ninguna anomalía de origen interior. • Tiene un aspecto aterciopelado. Está libre de arrugas, puntos negros, granos y escamillas. • Su pH es de 5,50

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Según Lewis el ácido acepta un protón. II. A menos pH es menos ácido.

Explicación

2. Completa:

Según ____________________ el ácido contiene hidrógeno y lo libera en agua como iones

____________________. 4. Indica que la sustancias son ácido o base según Arrhenius.

3. Relaciona:

I. pH = 7

A. Ácido

II. pH > 7

B. Base

Colegios

Rpta: ____________

TRILCE 174

C. Neutro

I. HCl

_____________________________

II.

NaOH _____________________________

III. HNO3 _____________________________

IV. Mg(OH)2 ___________________________ Central: 6198 - 100

Química 5. Señala la base conjugada de HCO3-1


Rpta: ____________

6. Indica el ácido conjugado del NH3

a) El metanol CH3OH tiene carácter básico según Arrhenius. ( )

Rpta: ____________

b) El amoniaco NH3 tiene carácter ácido según Bronsted – Lowry. ( )

7. En el sistema mostrado:

c) El peróxido de hidrógeno tiene carácter ácido según Lewis. ( )

HCN + H2O ⇔ CN- + H3O+

Indica un par conjugado ácido - base

Rpta: ____________

13. Elija la opción correcta: I. La base conjugada de un ácido fuerte, es débil

8. En el sistema mostrado. ¿Quiénes actúan como ácidos?

II. El ácido conjugado es la especie que se obtiene al ganar un protón.

NH3 + H2O ⇔ NH41+ + OH

III. El par conjugado ácido-base son las especies que se obtienen de una reacción de neutralización.

Rpta: ____________

9. Realice la notación Lewis de cada compuesto y determine si es ácido o base: I. BCl3 _______________________ II. AsH3

_______________________

10. Hallar el pH de una solución cuyo concentración molar de iones OH-1 es 0,01 mol/l

Rpta: ____________

11. De las proposiciones: I. El carácter ácido de una sustancia se debe solamente el hidrógeno que posee. II. El carácter básico de una sustancia se puede determinar con un pH metro. III. Una sustancia química puede ser acida, básica o neutra.


a) I, II

b) II, III

d) Solo II

e) Solo II

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a) Solo I

b) Solo II

d) I, II

e) I, II, III

c) Solo III

14. A cierta temperatura [OH-] = 10-6 si Kw = 1,6 x 10-13. Determinar el pH a) 6,0

b) 6,2

d) 6,8

e 7,2

c) 6,5

15. ¿Cuántos gramos de H2SO4 contiene 5 L de una solución de H2SO4 cuyo pH = 1,7?

m.a. (H = 1; S = 32; O = 16)

a) 2,24

b) 2,44

d) 9,76

e) 14,23

c) 4,88

c) I, III


5

Unidad I Unidad IV

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Según Arrhenius el ácido acepta un protón. II. A menos pH es menos básico.

Explicación

2. Completa:

Según ____________________ el ácido cede un protón y la ____________________ lo acepta.

3. Relaciona:

I. pH < 7

A. Ácido

II. pH > 7

B. Base

C. Neutro

Rpta: ____________

4. Indica si la sustancia ácido o base según Arrenihus I. HBr

___________________________

II. KOH ____________________________

III. HClO3 ____________________________

IV. Ca(OH)2 ________________________

9. Realice su notación Lewis y determine si es ácido o base: I. BCl2 _______________________ II. NH3

10. Hallar el pH de una solución cuyo concentración molar de iones OH-1 es 0,001 mol/L

5. Señala el ácido conjugado de HCO3 Rpta: ____________

6. Indica la base conjugada del HSO4-1

Rpta: ____________

7. En el sistema mostrado:

I. NaOH(ac)

A.

Base Arrhenius

II. H2S(ac)

B.

Ácido Bronsted

III. PH3

C.

Base Lewis

a) I y II

b) II, III

d) I, III

e) I, II, III

c) I y III

12. En una solución cuyo pH = 12,3. Hallar la relación molar de H+ con OH

a) 1,5 x 10-10

b) 2,5 x 10-4

c) 3,5 x 10-9

d) 4,0 x 10-8

HCN + H2O ⇔ CN- + H3O+

¿Quiénes actúan como ácidos?

e) 1,0

Rpta: ____________

13. Se disuelven 160 mg de NaOH en agua formando 10 L de solución. Hallar el pH.

8. En el sistema mostrado. ¿Quiénes actúan como bases?

NH3 + H2O ⇔ NH41+ + OH-

a) 3,4

b) 6,2

d) 5,8

e) 11,2

Colegios

Rpta: ____________

TRILCE 176

Rpta: ____________


1-

_______________________

m.a. (Na = 23; O = 16; H = 1) c) 10,6

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Química 14. Hallar el pH de una solución cuya [OH-] es cinco veces la concentración de [OH-] de otra solución cuyo pH = 3,5

15. Se agregan 600 mL de agua a 400 mL de una solución de HCl cuyo pH = 1,7. ¿Cuál es el pH de la solución diluida?

a) 9,8

b) 5,6

a) 1,8

b) 1,9

d) 4,2

e) 3,7

d) 2,1

e) 2,5

c) 4,8

c) 2,0


Investiga un poco más: Fabricación casera de un indicador Las lombardas, parecidas a repollos y de color violeta, contienen en sus hojas un indicador que pertenece a un tipo de sustancias orgánicas denominadas antocianinas. Para extraerlo : -

Corta unas hojas de lombarda (cuanto más oscuras mejor).

-

Cuécelas en un recipiente con un poco de agua durante al menos 10 minutos

-

Retira el recipiente del fuego y dejarlo enfriar.

-

Filtra el líquido (Se puede hacer con un trozo de

tela vieja)

- -

Indicador extraído de la lombarda color que adquiere

medio en el que está

Ya tienes el indicador (El líquido filtrado).

rosa rojo

ácido

azul oscuro

neutro

Las características del indicador obtenido.

verde

básico

Arrhenius

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Equilibrio iónico http://us.123rf.com/400wm/400/400/nexusplexus/nexusplexus1008/nexusplexus100800115/7530223-unagran-gota-de-agua-con-tierra-dentro-y-manos-para-apoyarlo-el-s-mbolo-de-protecci-n-del-medio-amb.jpg

6

Unidad I Unidad IV

Cuando se coloca una sustancia en agua, esta se puede separar en iones cationes y aniones los cuales se encuentran en equilibrio con la sustancia original

Leemos: Bebidas deportivas Los electrólitos suelen encontrarse en bebidas deportivas. En terapia de rehidratación oral, las bebidas con electrólitos contienen sales de sodio y potasio restablecen el agua del cuerpo y los niveles de electrólitos después de la deshidratación causada por el ejercicio, diaforesis, diarrea, vómito, intoxicación o hambre. Los atletas que no consumen electrólitos bajo estas condiciones corren el riesgo de sobrehidratación (o hiponatremia). Debido a que las bebidas deportivas típicamente contienen niveles muy altos de azúcar, no son recomendados para su uso regular por niños. El agua es considerado la única bebida esencial para los niños durante el ejercicio. Hay disponibles sobres medicinales de rehidratación y bebidas para reemplazar a los electrólitos claves perdidos durante diarrea y otros problemas gastrointestinales. Los dentistas recomiendan que los consumidores regulares de bebidas deportivas tomen precauciones contra la caries dental. Las bebidas deportivas y electrólicas pueden ser hechas en casa, usando las proporciones correctas de azúcar, sal y agua. http://mx.answers.yahoo.com/question/index?qid=20100802101309AAjsKJK

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TRILCE 178

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Química Existen iones en solución acuosa que presenta un estado de equilibrio iónico, donde la concentración permanece constante. A + H 2O ⇔ B + + C -

Constante de equilibrio iónico (Ki) Ki =

6B+ @x 6C- @ 6A @

Grado de ionización (α) Es la fracción que reacciona de la cantidad inicial y permite alcanzar el equilibrio.

a = Cantidad reaccionante x100 Cantidad inicial

Relación entre Ki y α 2 K i = a .C0 1-a

Los electrolitos pueden ser fuertes si se ionizan totalmente es decir α =100% o pueden ser débiles si se ionizan parcialmente es decir α < 100% Los ácidos fuertes como el HCl y HNO3 liberan H+ en medio acuoso, en forma completa. Las bases fuertes como el NaOH, KOH y Ca(OH)2 liberan OH- en medio acuoso, en forma completa. Los ácidos débiles se ionizan parcialmente y presentan una constante de equilibrio iónico llamada Ka. AH + H2O ⇔ A- + H3O+

Ka =

6A- @x6H3 O+ @ a menor Ka más débil es el ácido 6AH@

Las bases débiles se ionizan parcialmente y presentan una constante de equilibrio iónico llamada Kb.

B + H2O ⇔ BH+ + OH-

Kb =

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6BH+ @6OH- @ a menor K b más débil es la base 6B@


6

Unidad I Unidad IV

Para ácidos débiles Nombre

Fórmula

K1

Acético Arsénico Arsenioso Benzoico Bórico 1-Butanoico Carbónico Cianhídrico Cítrico Cloroacético EDTA

CH3COOH H3AsO4 H3AsO3 C6H5COOH H3BO3 CH3(CH2)2COOH H2CO3 HCN HOOC(OH)C(COOH)2 CICH2COOH H4 Y

1,75 x 10-5 6,0 x 10-3 6,0 x 10-10 6,14 x 10-5 5,83 x 10-10 1,51 x 10-5 4,45 x 10-7 2,1 x 10-9 7,45 x 10-4 1,36 x 10-3 1,0 x 10-2

Fenol Fluorhídrico Fórmico Fosfórico Fosforoso Fumárico

C5H5OH HF HCOOH H3PO4 H3PO3 trans-HOOCCH:CHCOOH

1,00 x 10-10 7,2 x 10-4 1,77 x 10-4 7,11 x 10-3 1,00 x 10-2 9,6 x 10-4

Glicólico Hidrazoico Hipocloroso Láctico Maleico Málico Malónico Mandélico Nitroso O-flálico Oxálico Peróxido de Hidrógeno Peryódico Pícrico Pirúvico Propanoico Salicílico Succínico Sulfámico Sulfhídrico Sulfúrico Sulfuroso Tartárico Tricloro acético Yódico

HOCH2COOH HN3 HOCl CH3CHOHHCOOH Cis-HOOCCH:CHCOOH HOOCCHOHCH2COOH HOOCCH2COOH C6H5CHOHCOOH HNO2 C6H4(COOH)2 HOOCCOOH H2O2 H5lO6 (NO2)3C6H2OH CH3COCOOH CH3CH2COOH C6H4(OH)COOH HOOCCH2CH2COOH H2NSO3H H2 S ∞

1,48 x 10-4 1,9 x 10-5 3,0 x 10-8 1,37 x 10-4 1,20 x 10-2 4,0 x 10-4 1.40 x 10-3 3,88 x 10-4 5,1 x 10-4 1,12 x 10-3 5,36 x 10-2 2,7 x 10-12 2,4 x 10-2 5,1 x 10-1 3,24 x 10-3 1,34 x 10-5 1,05 x 10-3 6,21 x 10-5 1,03 x 10-1 5,7 x 10-8 1,20 x 10-2 1,72 x 10-2 9,20 x 10-4 1,29 x 10-1 1,7 x 10-1

H2SO3 HOOC(CHOH)2COOH Cl3CCOOH HlO3

K2

K3

1,05 x 10-7 3,0 x 10-14

3,0 x 10-12

4,7 x 10-11 1,73 x 10-5

4,02 x 10-7

2,1 x 10-2

6,9 x 10-7 K4=5,5 x 10-11

6,34 x 10-8 2,6 x 10-7 4,1 x 10-5

4,2 x 10-13

5,96 x 10-7 8,9 x 10-6 2,01 x 10-6

3,91 x 10-6 5,42 x 10-5 5,0 x 10-9

2,32 x 10-6 1,2 x 10-15 6,43 x 10-8 4,31 x 10-5

Fuente: Skoog D.A. West, D.M. Hollem, F.J, Analitical Chemestry, 7ª edi. Nueva York, Sounders College Publishing, 1996. Colegios

TRILCE 180

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Química Constantes de ionización para bases débiles

Constante de ionización 298 K Nombre Amoníaco

NH3

1,76 X 10

Anilina

C6H5NH2

3,94 X 10-10

1-Butilamina

CH3(CH2)2CH2NH2

4,0 X 10-4

Dimetilamina

(CH3)2NH

5,9 X 10-4

Etanolamina

HOC2H4NH2

3,18 X 10-5

Etilamina

CH3CH2NH2

4,28 X 10-4

NH2C2H4NH2

K1=8,5 X 10-5 K2=7,1 X 10-8

Hidrazina

H2NNH2

1,3 X 10-6

Hidroxilamina

HONH2

1,07 X 10-8

Metilamina

CH3NH2

4,8 X 10-4

Piperidina

C5H11N

1,3 X 10-3

Piridina

C5H5N

1,7 X 10-9

Trimetilamina

(CH3)3N

6,25 X 10-5

Etiléndiamina

Fórmula

K -5

Sabías que: • El ácido cítrico tiene un fuerte sabor ácido no desagradable. Este ácido se obtiene por un proceso de fermentación. El ácido cítrico se obtenía originalmente por extracción física del ácido del zumo de limón. Hoy en día la producción comercial de ácido cítrico se realiza sobre todo por procesos de fermentación que utilizan dextrosa o melaza de caña de azúcar como materia prima y Aspergillus nigercomo organismo de fermentación. La fermentación puede llevarse a cabo en tanques profundos (fermentación sumergida, que es el método más común) o en tanques no profundos (fermentación de superficie). La fermentación produce ácido cítrico líquido que luego se purifica, concentra y cristaliza. COOH CH2 HO C COOH CH2 COOH Ácido cítrico

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6

Unidad I Unidad IV

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La naturaleza de los ácidos se debe a la presencia de iones H+ solamente. II. Los ácidos débiles se ionizan totalmente.

Explicación

2. Completa:

Los ácidos _______________ se ionizan en forma ______________ y poseen constante de ionización. 11. Señale el ácido de mayor fuerza:

3. Relaciona: I. NH3 II. HCN

A. Ácido débil B. Base débil

C. Neutro

Rpta: ____________

4. Escribe la CH3COOH

ionización

del

ácido

12. Calcular la concentración de H1+ en una solución 0,1 M de ácido hipocloroso (HClO).

Rpta: ____________

KHClO=1,8 x 10-5

Rpta: ____________

Rpta: ____________

a) 7,1 x 10-3

b) 7,1 x 10-4

c) 7,1x10-5

d) 7,1 x 10-2

e) 7,1 x 10-1

13. Determine la constante de ionización Ka para un ácido débil monoprótico, si para una solución 0,5 M se verifica que el grado de ioni-zación es 0,32 %.

7. Expresa la constante de ionización para la fenilamina C6H5NH2.

a) 1,6 x 10-3

b) 5,12 x 10-5

c) 5,12 x 10-6

d) 2,05 x 10-5

e) 2,05 x 10-6

Rpta: ____________

Dato Ki del ácido acético = 1,8 x 10-5

14. Se disuelve 1 g de NaOH en agua hasta formar 4 L de solución. De esta, se toman 30 ml y se le añaden 2 mL de HCl 0,02N. Determine el pH de la solución resultante.

Rpta: ____________

a) 2,33

b) 4,66

d) 9,34

E) 11,66

8. Halla el grado de ionización de una solución de ácido acético CH3COOH 0,01M.

9. Determina el pH de una solución de HCOOH 0,02M que se ioniza 5%.

Rpta: ____________

10. Halla el pH de una solución de C6H5NH2 0,01 M. Colegios

Rpta: ____________

TRILCE 182

6. Expresa la constante de ionización para el ácido cianico HCON

Ka = 4,5 x 10-4 Ka = 2,1 x 10-4 Ka = 4,0 x 10-8 Ka = 7,2 x 10-10

e) CH3COOH Ka = 1,8 x 10-5

acético

5. Escribe la ionización del amoníaco NH3.

a) HNO2 b) HCOOH c) HClO d) HCN

fenilamina

c) 7

15. ¿Cuál es el pH de una solución preparada por la mezcla de 100 mL de HCl 0,005 M con 400 mL de NaCl 0,02 M? a) 5

b) 3

d) 3,5

e) 4,5

c) 5,5

Central: 6198 - 100

Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La naturaleza de los bases se debe a la presencia de iones OH- solamente. II. Los ácidos débiles se ionizan totalmente.

Explicación

2. Completa:

Las bases ____________________ se ionizan en forma ____________________ y poseen constante de

ionización representada por ____________________.

3. Relaciona:

I. HCOOH

A.

Ácido débil

II. C6H5NH2

B.

Base débil

C.

Neutro

Rpta: ____________

10. Halla el pH de una solución de C6H5NH2 0,25 M.

Rpta: ____________

11. Señale el ácido de menor fuerza:

4. Escribe la ionización del ácido benzoico C6H5COOH.

a) HCOOH Ka = 2,1 x 10-4

c) HNO2 Ka = 4,5 x 10-4

Rpta: ____________

5. Escribe la ionización del fenilamina C6H5NH2.

Rpta: ____________

6. Expresa la constante de ionización para el ácido acético CH3COOH.

b) HCN Ka = 7,2 x 10-10 d) HClO Ka = 4,0 x 10-8 e) CH3COOH Ka = 1,8 x 10-5 12. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: a) Un ácido débil es aquel que está ionizado parcialmente en solución acuosa. ( )

Rpta: ____________

b) Según la fuerza de acidez:

HF > HCl > HBr > HI

7. Expresa la constante de ionización para el amoníaco NH3.

HClO4 > HBrO4 > HIO4

Rpta: ____________

8. Halla el grado de ionización de una solución de ácido acético CH3COOH 0,05 M.

fenilamina

(

)

(

)

c) Según la fuerza ácida:

13. Señale lo correcto: I. A cualquier temperatura pH + pOH = 14.

Dato Ki del ácido acético = 1,8x10-5

II. El BF3 y el AlCl3 son ácidos de Lewis.

Rpta: ____________

III. Todo ácido tiene la capacidad de donar protones.

9. Determina el pH de una solución de HCOOH 0,01 M que se ioniza 1%.

a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) II y III

c) Solo III

Rpta: ____________

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6

U nidad IV Unidad I

14. A 25 °C un ácido débil monoprótico 0,1 M está ionizado en 0,05 %. Determine la constante de acidez (Ka) para dicho ácido a esa temperatura.

15. ¿Cuál será el pOH de la disolución obtenida al mezclar 12 mL de NaOH 0,01 M y 8 mL de HCl 0,02 M?

a) 1,0 x 10-4

b) 1,0 x 10-8

a) 2,7

b) 7,3

c) 2,5 x 10-8

d) 6,25 x 10-6

d) 12,3

e) 6,2

e) 2,5 x 10-9

c) 11,3


Investiga un poco más: El ácido ascórbico no es sintetizable por el organismo, por lo que se debe ingerir desde los alimentos que lo proporcionan: Vegetales verdes, frutas cítricas y papas. Tal como en el caso de los hombres en que el ácido ascórbico no es sintetizable por el organismo, los animales no pueden sintetizarlo tampoco, por tanto ningún alimento animal cuenta con esta vitamina. La vitamina C se oxida rápidamente y por tanto requiere de cuidados al momento de exponerla al aire, calor y agua. Por tanto cuanto menos calor se aplique, menor será la pérdida de contenido. Las frutas envasadas por haber sido expuestas al calor, ya han perdido gran contenido vitamínico, lo mismo ocurre con los productos deshidratados. En los jugos, la oxidación afecta por exposición prolongada con el aire y por no conservarlos en recipientes oscuros. Las dosis requeridas diarias de vitamina C no están definidas exactamente, sin embargo la FDA de Estados Unidos comprueba que con 60 mg/dia se mantiene un total corporal de un gramo y medio, cantidad suficiente para servir las demandas corporales de un mes. Por tanto, el consumo de una fruta cítrica por día, cumple con tales requerimientos.

Colegios

TRILCE 184

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Celdas galvánicas

http://www.budasnutrition.cl/src/uploads/images/stp%201.jpg

7

Química

Unidad IV

La mayoría de productos electrónicos que usa el hombre actualmente tienen como fuente de energía una pila o celda galvánica.

Leemos: En1973, Martin Cooper fue el primero en demostrar el funcionamiento de un teléfono celular portátil. El aparato tenía una pila, una radio y un microprocesador. Los neoyorquinos se quedaron pasmados al ver a Cooper llamando desde la calle. No obstante, tal invento fue posible solo porque en 1800 Alessandro Volta había inventado la pila -el primer generador de corriente continua-, y porque el teléfono se había desarrollado para 1876, la radio para 1895 y la computadora para 1946. Por último, la aparición del microprocesador en 1971 hizo posible la telefonía móvil. Un aparato de comunicación que muchas veces no valoramos como deberíamos es el aparato fonador, o sea, el que produce nuestra voz. Más de la mitad de los miles de millones de neuronas de la corteza motora del cerebro controlan los órganos del habla, y cerca de un centenar de músculos accionan los complicados mecanismos de la lengua: los labios, la mandíbula, la garganta y el pecho. http://unidades.vacau.com/posts/ciencia-educacion/8626128/_El-hombre-fue-primero_.html

1800 Pila voltáica

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1876 Teléfono

1971 Microprocesador

1973 El Ingeniero Martin Cooper inventa el teléfono móvil


7

Unidad I Unidad IV

Una celda galvánica es un dispositivo electroquímico que mediante una reacción química tipo REDOX produce corriente eléctrica tipo continúa. Una celda galvánica presenta dos semiceldas unidas por un tubo doblado en U llamado puente salino y un alambre conductor por donde circulan los electrones hacían una resistencia eléctrica, cada semicelda posee un electrodo sumergido en una solución electrolítica un electrodo actua como cátodo y el otro electrodo actúa como ánodo cada semirreacción de oxidación o reducción posee un potencial estándar (ξº) que se obtiene comparando con el potencial estándar de reducción del hidrógeno, que según la IUPAC es cero. 2 H+ + 2e- → H2 ......... ξº = 0,00V

Colegios

TRILCE 186

Elemento

Reacción de electrodos

Li K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Ni Sn Pb H2

Li+ + e- ⇔ Li K+ + e- ⇔ K Ca+2 + 2e- ⇔ Ca Na+ + e- ⇔ Na Mg+2 + 2e- ⇔ Mg Al+3 +3e- ⇔ Al Zn+2 + 2e- ⇔ Zn Cr+3 + 3e- ⇔ Cr Fe+2 + 2e- ⇔ Fe Cd+2 + 2e- ⇔ Cd Ni+2 + 2e- ⇔ Ni Sn+2 + 2e- ⇔ Sn Pb+2 + 2e- ⇔ Pb 2H+ + 2e- ⇔ H2

Potencial de reducción Eº, en volts -3,045 -2,925 -2,870 -2,714 -2,370 -1,660 -0,763 -0,740 -0,440 -0,403 -0,250 -0,140 -0,126 0,000

Cu I2

Cu+2 + 2e- ⇔ Cu I2 + 2e- ⇔ 2I-

+0,337 +0,535

Hg Ag Br2

Hg+2 + 2e- ⇔ Hg Ag+ + e- ⇔ Ag Br2 + 2e- ⇔ 2Br

+0,789 +0,799 +1,080

Cl2

Cl2 + 2e- ⇔ 2Cl-

+1,360

Au F2

Au+3 + 3e- ⇔ Au F2 + 2e- ⇔ 2 F-

+1,500 +2,870

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Química Los electrodos son placas generalmente metálicas que conducen la electricidad. Pueden ser activos si participan de la reacción Redox o inertes, si no reaccionan. e-

1,100

e-

electrodo metálico de cinc ánodo

Voltímetro

electrodo metálico de cobre

La notación de una celda galvánica es: - / oxidación // reducción / +

cátodo

El potencial de una celda se determina:

Si es estándart:

puente salino

Zn2+

Cu2+

ZnSO4(ac)

CuSO4(ac)

Zn → Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2 e- → Cu

oxidación

reducción

ξº = ξºreducción + ξºoxidación Si no es estándart:

El potencial normal de la pila Zn/Cu es 1,10 V.

p = pº -

0, 0592 log Q a

α = Nro. de electrones Q = cociente de reacción

Reacciones espontáneas Una reacción es espontánea, es decir, ocurre, si tiene un potencial mayor de cero. No todos los eventos planteados como tales ocurren, eso depende del potencial registrado en dicho evento. Si el potencial es mayor de cero , ocurre la reacción, la reacción es espontánea. Si el potencial es igual a cero, la reacción se encuentra en equilibrio. Si el potencial es menor de cero, no ocurre la reacción, la reacción no es espontánea.

Sabías que: • 1866 - Ingeniero francés Georges Leclanché patentó la batería de la célula mojada del carbón-cinc llamada Célula de Leclanché. Fue montado en un pote poroso. El electrodo positivo consistió en el dióxido machacado del manganeso con un poco de carbón mezclado pulg. El poste negativo era una barra del cinc. El cátodo fue embalado en el pote, y una barra del carbón fue insertada al acto como colector actual. La barra del ánodo o del cinc y el pote entonces fueron sumergidos en una solución del cloruro de amonio. El líquido actuaba como el electrólito, fácilmente filtrando a través de la taza porosa, actuando como electrólito, y haciendo el contacto con el material del cátodo.

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7

Unidad I Unidad IV

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Todo proceso redox produce electricidad. II. En una reacción redox no varía el estado de oxidación.

Explicación

2. Completa:

Durante la semirreacción de ___________________ se produce una perdida de electrones, por

___________________ en el estado de oxidación.

3. Relaciona:

I. Agente reductor

A. Pierde electrones

8. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción ¿Quién es el mejor agente oxidante?

II. Agente oxidante

B. Gana electrones

a) Fe3+

C. Se neutraliza

d) Cu2+

9. Teniendo en cuenta los potenciales de oxidación ¿Quién es el mejor agente reductor? a) Zn

Rpta: ____________

5. Se coloca una placa de cobre en un recipiente que contiene una solución de AgNO3.

¿Qué sucede?

I. La placa de cobre se oxida

II. Los iones de Ag+1 se reducen

III. Se forma plata metálica en el cátodo

c) Ag1+

Rpta: ____________

4. ¿Es posible guardar una solución de HCl en un recipiente de cobre?

b) Zn2+

Rpta: ____________

b) K

c) Na

d) Ag 10. Se coloca un electrodo de plata en una solución de AgNO3 0,01M. Hallar el potencial de reducción.

Rpta: ____________

11. Respecto a las celdas galvánicas, indicar las proposiciones correctas: I. El puente salino se encarga de mantener la electroneutralidad en las semiceldas.

II. Los electrodos involucrados son activos. 6. Se coloca un electrodo de cobre en una solución III. Los electrones fluyen por el circuito exterde CuSO4 1,0 M y un electrodo de plata en una no. solución de AgNO3 1,0 M. Se unen mediante un puente salino y un alambre conductor. a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo I y II Determina el potencial de la celda galvánica. d) Sólo III e) I, II y III Rpta: ____________ 12. De acuerdo a las proposiciones, indicar las correctas: 7. Para la celda mostrada: Pb / Pb2+ ll Ag+1 /Ag Hallar el potencial de la celda mostrada:

Rpta: ____________

I. Una celda galvánica alcanza un sistema de equilibrio cuando registra un valor de concentración molar igual a 1,0 M en cada semicelda. II. Una celda galvánica de concentración

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TRILCE 188

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Química presenta el cátodo en la solución más diluida.

II. El potencial de reducción del Cu2+ es mayor que el Zn2+

III. En una celda galvánica el potencial obtenido depende de las sustancias empleadas obtenidas y de las concentraciones.

III. El potencial de la reacción es mayor que cero.

a) Sólo I

b) I y III

d) I y II

e) II y III

c) Sólo III

13. Según los siguientes potenciales: I. Zn2+ + 2e- ⇔ Zn °…….E° = - 0,76 V II. Cu2+ + 2e- ⇔ Cu°…….E° =+0,34 V

III. Ag1+ + e- ⇔ Ag °…….E° = +0,80 V

¿Qué especie se oxida fácilmente?

a) Cu

b) Cu2+

d) Zn

e) Ag1+

c) Ag

14. El siguiente proceso se desarrolla en forma espontánea: Zn + CuCl2 ⇔ ZnCl2 + Cu

a) Sólo I

b) Sólo II

d) Sólo III e) II y III

c) I, II y III

15. Se tiene la siguiente reacción de una media celda: Fe3+ + e- ⇔ Fe2+………. E°= +0,77 V ¿Cuál de los siguientes sistemas debe ponerse en contacto para que ocurra en sentido contrario?

a) I2 ⇔ I1-……………. Eº=+0,53 V

b) Ag1+ ⇔ Ag……… Eº=+0,80 V

c) Cu2+ ⇔ Cu……….. Eº=+0,34 V

d) Cu2+ ⇔ Cu1+……… Eº=+0,14 V

e) Sn ⇔ Sn2+……… Eº=+0,14 V

Entonces se puede afirmar: I.

El potencial de oxidación del cinc es mayor que en el cobre.

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Todo proceso redox produce una transferencia de electrones. II. En una reacción redox varia el estado de oxidación.

Explicación

2. Completa:

Durante la semirreacción de ____________________ se produce una ganancia del electrones, por

____________________ en el estado de oxidación.

3. Relaciona:

I. Agente reductor

A. Aumenta el estado de oxidación

II. Agente oxidante

B. Disminuye el estado de oxidación

C. Se neutraliza

Rpta: ____________

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7

Unidad IV Unidad I

4. ¿Es posible guardar una solución de HCl en un recipiente de zinc?

I. La masa del electrodo de cinc disminuye. ( )

II. En la semicelda que contiene al electrodo de plata Ag(s) disminuye la concentración ( ) de Ag1+(ac).

Rpta: ____________

5. Se coloca una placa de cobre en un recipiente que contiene una solución de AgCl.

¿Qué sucede?

I. La placa de cobre se oxida

II. Los iones de Ag+1 se reducen

III. Se forma plata metálica en el cátodo.

Rpta: ____________

Rpta: ____________

Rpta: ____________

8. Teniendo en cuenta los potenciales, ¿quién es el mejor agente oxidante? a) Fe2+

b) Ni2+

c) Pb2+

d) Ca2+ 9. Teniendo en cuenta los potenciales de oxidación ¿Quién es el mejor agente reductor? a) Ca

b) K

I.

Se pueden recargar mediante una sobrecarga electrolítica.

III. El medio electrolítico puede ser sólido o líquido.

a) Sólo I

b) I y III

d) II y III

e) I, II y III

c) Sólo II

13. Dado el siguiente esquema:

7. Para la celda mostrada: Al/Al3+llCu+2/Cu. Hallar el potencial de la celda mostrada

12. Respecto a los acumuladores no se puede afirmar que es correcto:

II. En la pila seca el cátodo experimenta una reducción (es activo)

6. Se coloca un electrodo de cobre en una solución de ZnSO4 1,0M y un electrodo de plata en una solución de CuSO4 1,0M. Se unen mediante un puente salino y un alambre conductor. Determina el potencial de la celda galvánica.

III. Los electrones fluyen desde el electrodo de Ag(s) al electrodo de Zn(s). ( )

c) Na

Zn/Zn(NO3)2(1M)// Pb(NO3)2(1M)/ Pb, determine el potencial estándar de la pila. Zn2+/ Zn

E° = -0,76 V

Pb2+/Pb

E° = -0,13 V

a) 0,50 V b) 1,29 V

d) 0,63 V e) 0,26 V

c) 0,47 V

14. Determine el potencial normal de la siguiente celda y señale si es espontánea: Cl1- (1M)/Cl2(1atm)//Fe3+(1M)/Fe2+(1M) Cl2 + 2e- → 2Cl1-

E° = 1,36 V

Fe3+ + e- → Fe2+

E° = +0,77 V

d) Mg a) 0,59 V; espontánea 10. Se coloca un electrodo de cobre en una solución de Cu(NO3)2 0,01M. Hallar el potencial de reducción.

Rpta: ____________

11. Señale con (V) verdadero o (F) falso con respecto a la celda Zn - Ag/Dato: Zn2+ + 2e- ⇔ Znº ........ Eº = -0,76 V Ag1+ ⇔ Ag ........ Eº = +0,80 V

b) 0,08 V; espontánea

c) 0,39 V; espontánea

d) -0,59 V; no espontánea

e) -5,90 V; no espontánea

15. Se coloca un electrodo de cinc en una solución de ZnCl2 0,01M. Indica el potencial de oxidación.

a) 0,76 V b) 0,74

d) 0,72

Colegios

TRILCE 190

c) 0,78

e) 0,70

Central: 6198 - 100


Investiga un poco más: ¿Cómo hacer una pila? Materiales: -

Una papa

-

Una lámina de cobre

-

Una lámina de cinc

-

Cables eléctricos

Procedimiento: En la papa se introduce las dos láminas de metal y con el alambre conductor se conecta a un pequeño foco.

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Celdas electrolíticas http://3.bp.blogspot.com/_YsYQZRLVFWA/TLbKKVg0p_I/AAAAAAAAAAU/bHaz5VWbMzU/s1600/ electrolisis.jpg

8

Unidad I Unidad IV

La corriente eléctrica es un flujo de electrones que permite descomponer compuestos y obtener sustancias simples.

Los procesos electroquímicos involucran un paso de electrones, produciéndose reacciones tipo REDOX. Semireacción Estado de oxidación Transferencia de electrones Reactante Producto

Reducción Disminuye Ganancia Agente oxidante Forma reducida

Oxidación Aumenta Perdida Agente reductor Forma oxidada

Una celda electrolítica es un dispositivo electroquímico que utiliza una fuente de corriente eléctrica tipo continúa para descomponer a una sustancia y obtener sustancias simples. Presenta dos electrodos (ánodo y cátodo) sumergidos en una solución electrolítica. Los electrones salen del ánodo y se dirigen hacia el cátodo, los cationes son atraídos por el cátodo y los aniones son atraídos por el ánodo. Existen dos tipos de electrólisis: De sustancias puras: el catión es atraído por el cátodo y el anión es atraído por el ánodo Electrólisis de cloruro de sodio.

Fuente de Voltaje

ánodo

+

+ + + + + +

cátodo

catión

+

anión

Celda electrolítica electrolito

Electrólisis del cloruro de sodio

Colegios

TRILCE 192

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Química El catión Na+ es atraído por el cátodo y el anión Cl1- es atraído por el ánodo, formándose sodio metálico y cloro gaseoso en cada electrodo. Na+ + 1e- ⇒ Na 2Cl- → Cl2 + 2e

-

+

Burbujas de oxigeno

Electrólisis del agua acidulada 2H2O + 2e- ⇒ H2 + 2OH-

Burbujas de hidrógeno

2H2O ⇒ O2 + 4H+ + 4e-

Agua acidulada con vinagre

De sustancias en solución: Los iones Na1+, K1+, Ca2+,Mg2+ no se depositan en el cátodo y en lugar de ellos se atrae los iones H1+ formando hidrógeno gaseoso . Y los oxianiones nitrato NO31- y sulfato SO42- no se depositan en el ánodo y en lugar de ellos se atrae los iones OH1- formando oxígeno gaseoso. Ánodo ( + )

Cátodo ( - )

Cu2+ + 2e- → Cu 2 H2O → O2 + 4H+ + 4eI

II

A

Electrólisis de una solución de sulfato de cobre.

Leyes de Faraday: Primera Ley: la cantidad de sustancia descompuesta o formada en los electrodos es directamente proporcional a la cantidad de carga suministrada. Al paso de un mol de electrones, es decir 6,023 x 1023 electrones, se genera una carga de 96 500 C que equivale a un Faraday, y logra descomponer o formar un equivalente-gramo de sustancia. mEq.i.t mEq: masa equivalente masa = 96 500 masa (en gramos) Segunda Ley: cuando dos o más celdas están conectadas en serie el número de equivalentes deben ser iguales. masa A = masa B PE A PE B

• Benjamin Franklin ató una cometa con esqueleto de metal a un hilo de seda, en cuyo extremo llevaba una llave también metálica. Haciéndola volar un día de tormenta, confirmó que la llave se cargaba de electricidad, demostrando así que las nubes están cargadas de electricidad y los rayos son descargas eléctricas.

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Sabías que:


8

Unidad I Unidad IV

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una celda electrolítica el cátodo es un electrodo de carga positiva. II. En el ánodo siempre ocurre el proceso de reducción.

Explicación

2. Completa:

En una celda tipo ___________________ los iones son atraídos por los ___________________.

3. Relaciona: I. Cátodo II. Ánodo Rpta: ____________

A. B.

Oxidación Neutralización

C. Reducción

4. Durante la electrólisis de cloruro de sodio fundido, ¿qué sustancia se forma en el cátodo? Rpta: ____________ 5. ¿Qué sustancia se forma en el ánodo, durante la electrólisis de una solución de sulfato de sodio?

Rpta: ____________

11. Durante la electrólisis de una solución de NaCl se libera 1,12 L de gas en el ánodo a condiciones normales. ¿Cuántos faraday se usaron? a) 0,1

b) 0,05

d) 0,4

e) 0,8

c) 0,2

12. Se realiza la electrólisis de 500 mL de una solución de AgNO3 0,2 M con 1,65 A durante 50 minutos. Considerando que el volumen no varía. Hallar la concentración de la solución final. a) 0,125 b) 0,097

c) 0,375

6. ¿A cuántos Faraday equivale una carga de 3,2 x 10-18 C?

d) 0,184 e) 0,358

13. En el cátodo de una celda electrolítica se coloca un cubo de metal de 2 cm de lado. Si la solución electrolítica de AgCl recibe 10,35 A durante 125 minutos. ¿Cuál es el espesor de recubrimiento?

Rpta: ____________

7. Al realizar la electrólisis de una solución de ZnCl2 de 9,65 A durante 50 minutos. ¿Cuántos gramos de sustancia se depositan en el cátodo? Rpta: ____________ 8. ¿Qué volumen de gas se libera en el ánodo al paso de 2,36 A durante 2 horas sobre una solución de NiSO4?

Rpta: ____________

9. En la electrólisis de agua acidulada en el cátodo se forma 4,00 gramos de sustancia ¿Cuántos gramos de sustancia se forma en el otro electrodo?

Rpta: ____________

10. Se tiene dos celdas conectadas en serie con CuSO4(ac) y AgCl(ac) respectivamente. Si la masa del cátodo de la primera celda se incrementa en 1,23 g. ¿Cuántos gramos se incrementan el cátodo de la segunda celda? Colegios

TRILCE 194

Rpta: ____________

Dato ρ Ag = 10,5 g/cm3; P.a. (Ag) = 108 a) 1,33 cm b) 2,67 d) 1,29

c) 3,58

e) 3,57

14. Se tiene dos celdas electrolíticas conectadas en serie con AgNO3 y FeCl3. Si en la primera celda la masa del cátodo se incrementa en 1,35 g. ¿Cuántos gramos se incrementan el cátodo de la segunda celda? m.a. (Ag = 108; Fe = 56) a) 1,35 d) 1,29

b) 0,86 e) 2,35

c) 0,23

15. ¿Cuántas horas debe circular una corriente de 13,75 amperios sobre una solución de ZnCl2 para aumentar la masa del cátodo en 25,72 gramos? m.a. (Zn = 65,4; Cl = 35,5) a) 1,53 h b) 0,367 d) 0,73 e) 15,6

c) 3,06 Central: 6198 - 100

Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En una celda electrolítica el ánodo es un electrodo de carga positiva. II. En el cátodo siempre ocurre el proceso de reducción.

Explicación

2. Completa:

En una celda electrolítica el catión es atraído por el ____________________ y el anión es atraído por

el ____________________ tipo ____________________.

3. Relaciona: I. Catión II. Anión

a) VVV

b) FVV

c) VVF

A. Oxidación B. Neutralización

d) VFF

e) FVF

C. Reducción

8. Al realizar la electrólisis del agua acidulada: I. El agua destilada es un buen conductor de la electricidad.

Rpta: ____________

4. Durante la electrólisis de cloruro de sodio fundido, ¿qué sustancia se forma en el ánodo?

II. Se puede agregar HCl(ac) para descomponer el agua.

III. En el cátodo se forma hidrógeno gaseoso.

Rpta: ____________

5. ¿Qué sustancia se forma en el cátodo , durante la electrólisis de una solución de sulfato de sodio?

Rpta: ____________

6. Con respecto a la electrólisis de NaCl fundido: I. En el cátodo se forma sodio líquido. III. La sustancia resultante tiene naturaleza ácida. ¿Cuáles son correctas?

a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) I, II, III

7. Indicar con corresponda:

(V)

c) Solo III

verdadero

o

(F)


a) I y II

b) II, III

d) Solo II

e) Solo III

c) I, III

9. ¿Qué carga se genera al paso de 30,115 x 1020 electrones? a) 153 C b) 125,35 c) 481,84

II. En el ánodo se libera cloro gaseoso.

según

I. Al paso de un mol de electrones se genera un equivalente de sustancia. II. Al paso de un faraday se genera una carga de 96 500 C.

d) 365,68 e) 1000 10. ¿Cuántos faraday genera el paso de 1,5 moles de electrones en una celda electrolítica? a) 1,5

b) 0,75

d) 0,30

e) 0,15

c) 0,50

11. Se realiza la electrólisis de una solución de NiCl2 con 2,65 A durante 163 minutos. ¿Qué masa se deposita en el cátodo?

m.a. (Ni = 58; Cl = 35,5)

a) 7,8

b) 34,6

e) 25, 07

d) 19, 07

c) 39,0

III. Al paso de un mol de iones se genera un faraday. www.trilce.edu.pe


8

Unidad I Unidad IV

14. En el cátodo de una celda electrólitica se coloca un cubo de metal de 2 cm de lado. Si la solución electrolítica de AgCl recibe 10,35 A durante 125 minutos. ¿Cuál es el espesor de recubrimiento?

12. Al realizar la electrólisis de una solución de AgNO3. Si la masa del cátodo se incrementa en 2,65 g. ¿Qué volumen de gas se libera en el ánodo a condiciones normales?

a) 137,4 mL

b) 274,8 mL

c) 549,6 mL

d) 252,6 mL

e) 400 mL

Dato ρAg = 10,5 g/cm3 / P.a. (Ag) = 108 a) 1,33 cm b) 2,67 d) 1,29

13. Durante la electrólisis de una solución de NaCl se libera 1,12 L de gas en el ánodo a condiciones normales. ¿Cuántos faraday se usaron? a) 0,1

b) 0,05

d) 0,4

e) 0,8

c) 3,58

e) 3,57

15. Se tiene dos celdas electrolíticas conectadas en serie con AgNO3 y FeCl3. Si en la primera celda la masa del cátodo se incrementa en 1,35 g. ¿Cuántos gramos se incrementan el cátodo de la segunda celda? m.a. (Ag = 108; Fe = 56)

c) 0,2

a) 1,35

b) 0,86

e) 2,35

d) 1,29

c) 0,23


Investiga un poco más: Electrólisis del agua Materiales: -

100 g de bicarbonato de sodio.

-

Cables eléctricos

-

04 pilas de 1,5 V

-

Cinta adhesiva

-

½ litro de agua

-

Dos cocodrilos

-

Un recipiente de plástico

-

Dos tubos de ensayo

Procedimiento: Colocar en un recipiente de plástico ½ litro de agua y luego verter 100 g de bicarbonato de sodio agitándolo. Se introduce los cocodrilos unidos con los cables a las pilas. Luego se sumerge los dos tubos de ensayo para recoger a los gases producidos en cada cocodrilo Identifica a los gases

Celda electrolítica

Ion

Electrodo

Cátodo Colegios

TRILCE 196

Ánodo

Catión y anión Central: 6198 - 100

Química orgánica

UNIDAD

http://eltamiz.com/images/2009/July/cristales-sacarosa.jpg

V

Los expertos creen que los carbohidratos deberían ocupar el 55% del total de una dieta sana. El almidón es la fuente óptima para obtener energía y debe siempre preferirse a los azúcares. El pan integral es un excelente alimento, a pesar de contener menos proporción de azúcar que el pan "blanco". Igualmente la pasta, el arroz, la patata... son una buena fuente de carbohidratos, muy recomendables para los deportistas. Azúcar refinado o sin refinar: ¿Cuál es más saludable? Los carbohidratos no refinados tales como el pan y las pastas integrales tienen un valor nutricional más elevado que los carbohidratos refinados. Para producir un carbohidrato refinado, por ejemplo, el azúcar blanco o el arroz blanco, el fabricante lo somete a un proceso a través del cual se elimina un gran porcentaje de la fibra del alimento procesado que, simultáneamente, pierde otras materias nutritivas tales como las vitaminas y los minerales. Por lo tanto, siempre se debería elegir carbohidratos no refinados. Fuente:http://eureka.ya.com/netmanu86/ losgluciodosyazucares.html

Los compuestos orgánicos como la sacarosa contienen en su estructura carbono , hidrógeno y oxígeno. La fórmula de la sacarosa es C12H22O11 Un adulto debería comer 25 g. de fibra diarios. No obstante, la dieta del mundo moderno occidental contiene un elevado porcentaje de grasas animales y carbohidratos y, muchas veces, carece de una cantidad adecuada de fibra. La principal función de los glúcidos es aportar energía al organismo. De todos los nutrientes que se puedan emplear para obtener energía, los glúcidos son los que producen una combustión más limpia en nuestras células y dejan menos residuos en el organismo. De hecho, el cerebro y el sistema nervioso solamente utilizan glucosa para obtener energía. De esta manera, se evita la presencia de residuos tóxicos (como el amoniaco, que resulta de quemar proteínas) en contacto con las delicadas células del tejido nervioso. La glucosa es el combustible celular por excelencia, oxidándose con oxígeno para dar CO2, H2O y desprendiéndose energía, según la reacción siguiente: C6H1206 + 6O2 ⇒ 6CO2 + 6H2O

∆H = -2870 KJ/mol

Este proceso se realiza en las células a través de un conjunto complejo de reacciones (glucólisis), cuya finalidad es el desprendimiento gradual de energía para poder ser utilizada en otras formas químicas. El rendimiento de la glucólisis es aproximadamente del 42%. Los azúcares simples o monosacáridos: glucosa, fructosa y galactosa se absorben en el intestino sin necesidad de digestión previa, por lo que son una fuente muy rápida de energía. Los azúcares complejos deben ser transformados en azúcares sencillos para ser asimilados.

APRENDIZAJES ESPERADOS Comprensión de la información • Establecer la composición, nombres y fórmulas de compuestos organicos. • Utilizar la nomenclatura I.U.PA.C para dar nombre a los compuestos orgánicos. • Determinar reacciones que experimentan los diferentes compuestos orgánicos. • Usar teorías para describir los diferentes tipos de compuestos orgánicos. • Mediante reacciones de desplazamiento, adición, explicar la formación de los diferentes compuestos orgánicos.

Indagación y experimentación • Utilizar al carburo de calcio , agua para formar un alquino. • Utilizar al alquino y al acido sulfúrico para formar a un aldhido. • Formar una solución de etanol y diluirla con agua hasta bajar la concentración hasta la mitad. • Formular y nombrar los principales hidrocarburos y funciones organicas.

Carbono http://www.cienciaysugerencia.es/images/ciencias/img_62_big.jpg

1

U nidad VI Unidad

El diamante, una de las variedades alotrópicas del carbono, es el mineral más duro conocido por el hombre. Aunque su aplicación más famosa y codiciada es en joyería, posee otras muchas cualidades que han potenciado su uso industrial. Hoy en día se fabrican herramientas de diamante sintético para el corte de piedra, metales u hormigón.

Leemos: Los fullerenos o fulerenos son la tercera forma más estable del carbono, tras el diamante y el grafito. Fueron descubiertos recientemente, y se volvieron populares entre los químicos, tanto por su belleza estructural como por su versatilidad para la síntesis de nuevos compuestos, ya que se presentan en forma de esferas, elipsoides o cilindros. Los fulerenos esféricos reciben a menudo el nombre de buckyesferas y los cilíndricos el de buckytubos o nanotubos. Reciben este nombre de Buckminster Fuller, que empleó con éxito la cúpula geodésica en la arquitectura. Propiedades y aplicaciones de los fullerenos: En su estado natural el C60 no es conductor de la electricidad. Sin embargo,científicos de un compañía norteamericana han descubierto que cuando se le añaden ciertas impurezas como el potasio, se obtiene un compuesto que sí es conductor. Pero cuando la cantidad de potasio es demasiado elevada, la nueva sustancia vuelve a convertirse en aislante. Así que puede ser un increíble semiconductor para sofisticadas aplicaciones en microelectrónica. Por si fuera poco, cuando este compuesto se enfría por debajo de los 255 ºC, se transforma en un superconductor. La fórmula normal de los fullerenos obedece la regla del pentágono (IPR), que indica que cada pentágono estará rodeado de seis hexágonos. En general esta fórmula es la más estable. La mayoría de las desviaciones a esta regla la dan aquellos fullerenos que funcionan como cajas atrapando otros átomos en el interior. Fuente: http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Fulereno

Colegios

TRILCE 198

Central: 6198 - 100

Química El carbono es un elemento no metálico capaz de formar una serie de compuestos inorgánicos y orgánicos al combinarse con otros elementos metálicos y no metálicos. La Química Orgánica es una ciencia que estudia todos los compuestos relacionados al carbono excepto monóxido de carbono CO, dióxido de carbono CO2, ácido carbónico H2CO3 , bicarbonato HCO31- y carbonato CO32-. En sus inicios se consideraba que los compuestos orgánicos provienen de seres vivos, sin embargo en 1821 el alemán Fredich Wholer preparó en forma sintética el primer compuesto orgánico conocido como ÚREA CO(NH2)2 partir de una compuesto inorgánico llamado cianato de amonio NH4CON. A partir de ese momento se han creado una serie de compuestos orgánicos sintéticos que han reemplazado a los naturales. Características del carbono • Símbolo: C

•

Estados de oxidación: -4,+2,+4

• Número atómico: 6

•

Estado: sólido

• Masa atómica: 12

•

Alótropos naturales: Grafito y Diamante

• Electronegatividad: 2,5

•

Polimorfos: carbón, antracita, lignito, hulla, negro de humo

Propiedades del carbono 1. Tetravalencia: es la capacidad de enlace debido a sus cuatro electrones de valencia. C C C C 2. Autosaturación: el carbono es capaz de enlazarse consigo mismo formando una variedad de compuestos orgánicos. En una estructura podemos encontrar cuatro tipos de carbono: • Carbono primario: aquel que está unido a otro carbono por enlace simple

C-C

• Carbono secundario: aquel que está unido a dos carbonos por enlace simple C-C-C • Carbono terciario: aquel que está unido a tres carbonos por enlace simple

H

H

H

H

H

C

C

C

C

H

H H

C

H H

H

H • Carbono cuaternario: aquel que esta unido a cuatro carbonos por enlace simple cuaternario

H 3C H 3C H 3C terciario www.trilce.edu.pe

C

primario

CH3 HC3

CH CH2

secundario Cuarto año de secundaria 199

1

Unidad Unidad VI

3. Covalencia: el carbono cuando se une consigo mismo o con otro elemento forma un enlace covalente debido a su valor de electronegatividad. Tipo de Hibridación

Enlace simple Enlace doble Enlace triple

C - C C=C C ≡ C

sp3 sp2 sp

Compuestos orgánicos: son sustancias químicas que contienen principalmente, carbono. Son combustibles y se descomponen con facilidad. Se pueden obtener en forma natural o sintetica. En su estructura contiene elementos orgágenos o principales de la química orgánica: C, H, O, N Existen varias formas de representar a un compuesto orgánico: • Forma desarrollada: presenta todos los enlaces entre átomos de carbono o con otro elemento. H H H C C H H H • Forma semidesarrollada: a cada carbono se le asocia los demás elementos enlazados. CH3 - CH3 • Forma topológica: a cada carbono se le representa mediante un punto y cada enlace mediante una raya. CH2

CH (a)

CH

CH2 CH2

(b)

CH2 CH

(c)

CH

CH

CH

CH2 CH CH

• La etimología de la palabra «orgánico» significa que procede de órganos, relacionado con la vida; en oposición a «inorgánico», que sería el calificativo asignado a todo lo que carece de vida. Se les dio el nombre de orgánicos en el siglo XIX, por la creencia de que sólo podrían ser sintetizados por organismos vivos. La teoría de que los compuestos orgánicos eran fundamentalmente diferentes de los "inorgánicos", fue refutada con la síntesis de la urea, un compuesto "orgánico" por definición ya que se encuentra en la orina de organismos vivos, síntesis realizada a partir de cianato de potasio y sulfato de amonio por Friedrich Wöhler (síntesis de Wöhler). Los compuestos del carbono que todavía se consideran inorgánicos son los que ya lo eran antes del tiempo de Wöhler; es decir, los que se encontraron a partir de fuentes sin vida, "inorgánicas", tales como minerales.

Colegios

TRILCE 200

http://www.scientific-web.com/en/Chemistry/ Biographies/images/FriedrichWoehler01.jpg

Sabías que:

Friedrich Wöhler

Central: 6198 - 100

Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Todos los compuestos de carbono son orgánicos. II. El carbono tiene valencia igual a cuatro.

Explicación

2. Completa:

El elemento químico ___________________ es capaz de enlazarse consigo mismo formando una

variedad de ___________________ orgánicos.

3. Relaciona:

6. Indica la atomicidad de la vitamina C. OH

I. C = C

A. sp

II. C - C

B. sp2

C. sp3

O HO

Rpta: ____________

HO

4. En la estructura mostrada indica el número de carbonos primarios y carbonos secundarios. CH3 CH3

H 3C

CH

C

CH2

C2H5

C2 H 5 CH

CH

7. Halla la masa molar de la tiamina. CH2 CH3

H 3C

CH3

Rpta: ____________

N

NH2 S N +

Rpta: ____________

www.trilce.edu.pe

CH2

OH

CH3

Rpta: ____________

8. Determina el número de enlaces tipo sigma y tipo pi en la estructura mostrada.

N

CH2

5. Determina la fórmula global del compuesto mostrado.

N

OH

Rpta: ____________

N

O

O OH

CH3

Rpta: ____________


1

Unidad Unidad VI

9. ¿Cuántos átomos de carbono poseen hibridación tipo sp2 en la estructura? OH O O O


I. C - C

:

sp

II. C=C : sp2 HO

OH

OH

Rpta: ____________

10. Dibuja una estructura que presente un carbono terciario y tres carbonos primarios solamente.

III. C ≡ C : sp3

a) I, II

b) II, III

d) Solo II

e) I, II, III

c) I, III

14. Indique la hibridación de nitrógeno en: 11. Indicar con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. Todos los compuestos de carbono son orgánicos. II. En los seres vivos solo existe compuestos orgánicos.

a) sp b) sp2 c) sp3

d) sp y sp2

e) No tiene

NO2

III. Todo compuesto orgánico es combustible. a) VVV

b) FVV

d) FFF

e) FVF

c) FFV

12. Con respecto a las propiedades del carbono, ¿Cuáles son correctas?

II. Presenta polimorfismo.

c) CH3 - CH2 - O - CH3

III. Es un metal representativo que se puede autosaturar.

e) CH3 - CO - CHO

a) Solo I

b) Solo II

d) I y II

e) II, III

TRILCE 202

a) CH3 - CO - CH3 b) CH3 - CH2 - COOH

I. Posee alotropía.

Colegios

15. Un compuesto orgánico de masa molar igual a 74 g/mol contiene 48,649% de C; 8,108% de hidrógeno y 43,243 % de O. Indique el posible compuesto orgánico.

d) CH3 - CH2 - OH

c) Solo III

Central: 6198 - 100

Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Todos los compuestos combustibles de carbono son orgánicos. II. El oxígeno tiene valencia igual a cuatro.

Explicación

2. Completa:

La propiedad de ____________________ explica la capacidad del ____________________ de

enlazarse consigo mismo formado una variedad de ____________________ orgánicos. 6. Indica la fórmula global de la vitamina C.

3. Relaciona:

OH

I. C - C

A. sp

II. C ≡ C

B. sp2

C. sp

O

O

HO

3

Rpta: ____________ HO

4. En la estructura mostrada indica el número de carbonos terciarios y carbonos cuaternarios. CH3 CH3 H 3C

CH

C

CH2

C2H5

C2 H 5 CH

CH

CH2 CH3

Rpta: ____________

7. Halla la masa molar de: CH2OH

CH3

C H

Rpta: ____________ la

atomicidad

del

N

N

O H

H

C HO

5. Determina mostrado.

OH

CH3

compuesto

C OH

H

C

C

H

OH

Glucosa (∝ - D - glucopiranosa)

Rpta: ____________

OH

8. Determina el número de enlaces tipo sigma y tipo pi en la estructura mostrada: CH = CH2

Rpta: ____________

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1

Unidad Unidad VI

9. ¿Cuántos átomos de carbono poseen hibridación tipo sp3 en la estructura: O

O

HO

OH

OH

O OH

Rpta: ___________

10. Dibuja una estructura que presente un carbono cuaternario y cuatro carbonos primarios solamente.

13. Un compuesto orgánico de masa molar igual a 74 g/mol contiene 48,649% de C; 8,108% de hidrógeno y 43,243% de O. Indique el posible compuesto orgánico.

a) CH3 - CO - CH3

b) CH3 - CH2 - COOH

c) CH3 - CH2 - O - CH3

d) CH3 - CH2 - OH

e) CH3 - CO - CHO

14. Indique la hibridación de cada carbono en el compuesto formado H O

11. Con respecto a la úrea: I. Presenta carbono con hibridación sp3.

II. No es combustible.

a) sp

III. Posee atomicidad igual a ocho.

b) sp2

c) sp3

d) sp y sp2

e) sp y sp3


a) Sólo I

b) Sólo II

e) I, III

d) I y II

c) Sólo III

12. Al quemar 5,8 de un compuesto orgánico se forma 13,2 g de CO2 y 5,4 g de H2O. Si la fórmula molecular coincide con la fórmula empírica. ¿Cuántos átomos poseen la molécula del compuesto orgánico? a) 8

b) 9

d) 11

e) 12

Colegios

TRILCE 204

c) 10

O

15. Un compuesto orgánico contiene 6 átomos de carbono unidos por enlace simple formando una cadena cerrada. Uno de los carbonos se une al oxígeno por enlace doble y el resto se satura de hidrógeno. Hallar la atomicidad del compuesto. a) 16

b) 15

d) 18

e) 20

c) 17

Central: 6198 - 100


Investiga un poco más: El ácido láctico (AL) es una sustancia que se encuentra en el organismo y se va reutilizando a medida que se realiza el entrenamiento físico. En determinado momento, una práctica deportiva puede producir agotamiento y es en esa fase cuando el organismo origina más AL que el posible de ser absorbido. Si durante la actividad física, un músculo es sometido a una intensidad muy alta, o la persona que realiza el ejercicio está desacostumbrada a ese tipo de esfuerzo, el ácido láctico se acumula en el músculo, generando un bloqueo muscular. Las consecuencias son dolor en los músculos, hiperventilación (respiración agitada), calambres, y en el peor de los casos, lesiones musculares. La manera de prevenir la acumulación del AL es haciendo ejercicio regularmente, comenzando en cada sesión con una buena entrada en calor, de manera progresiva y a conciencia. Lo ideal es seguir una rutina de ejercicios dada, en lo posible, por un profesor en educación física de un gimnasio, o un entrenador personal. Otra de las maneras para eliminarlo es realizar actividades livianas como trote o marcha después de una actividad física intensiva. De esta manera, el AL podría ser reconvertido en proteínas, agua, etc. También, permitiría la disminución de malestares y dolores musculares en los días posteriores a la actividad realizada. La eliminación completa del ácido láctico demanda alrededor de dos horas (en reposo) y menos de una hora, si la recuperación es activa (trote o caminata). Si se entrena con las intensidades indicadas, el AL puede llegar a ser una fuente de energía; en cambio si se acumula en grandes concentraciones bloquea a los músculos, produciendo malestares. • ¿Cuál es la función del ácido láctico en el cuerpo humano? • ¿Existen alimentos que contiene que contiene ácido láctico?

Propiedades

Alótropos

www.trilce.edu.pe

CARBONO

Compuestos orgánicos


Hidrocarburos

http://www.jornada.unam.mx/2006/10/23/fotos/029n1eco-1_mini.jpg

2

Unidad U nidad VI

La refinería recibe petróleo crudo, que contiene principalmente hidrocarburos, para obtener derivados combustibles como: la gasolina.

Leemos: Destilar significa calentar un líquido hasta convertirlo en vapores que, cuando son enfriados, retornan al estado inicial. El petróleo se separa en sus diferentes componentes de forma gaseosa y estos después al condensarse vuelven a un estado normal a temperatura ambiente. En términos generales, la destilación primaria del petróleo es un proceso continuo de transformaciones físicas, que se verifican a partir de la vaporización del petróleo crudo sometido a determinadas temperaturas. Este proceso de calentar el crudo se realiza en los hornos que alcanzan temperaturas de hasta 400ºC y lo convierten en vapor. Estos vapores entran por la parte inferior de la torre de destilación y ascienden por los platos separadores o de burbujeo. A medida que suben pierden calor y se enfrían. Estos vapores, al ser enfriados, se condensan, volviendo al estado líquido en forma de productos como nafta virgen (llamada así porque en esa etapa no ha sufrido aún transformación química), querosene, gas-oil, etc. En este proceso, que tiene lugar en la torre fraccionaria, inciden la densidad y el punto de ebullición de los líquidos obtenidos por condensación del vapor; estos líquidos se “fraccionan”, depositándose de arriba hacia abajo y viceversa en platos separadores, del interior de la torre. Arriba, lo hacen los de menor peso (densidad) y punto de ebullición; más abajo aquellos en que estos valores aumentan. Los subproductos o cortes, como también se los denomina, son extraídos, finalmente, por una de las partes laterales de la torre, a distintas alturas.

Colegios

TRILCE 206

Central: 6198 - 100

Química Los subproductos más ligeros se obtienen por la parte superior de la torre, en tanto los más pesados son extraídos de la parte media y el fondo. La fracción superior de gas y nafta es sometida a una etapa de enfriamiento para su condensación y separación en el separador de gas, obteniéndose, entonces, gas y nafta virgen (formada por una mezcla de hidrocarburos con cadenas de 4 a 12 carbonos). El reflujo de ésta se utiliza para mantener la temperatura constante, en la parte superior de la torre, función que, a distintas alturas de la misma, cumplen también los otros reflujos de las diversas fracciones obtenidas. Mantener la temperatura constante es una condición necesaria para obtener los subproductos o cortes en la forma deseada, es decir, en forma de naftas, querosenes, gas-oil, et. Descendiendo a niveles inferiores de la torre se extrae el corte denominado querosene, de mayor densidad que la nafta, compuesto por hidrocarburos de 10 a 17 carbonos de mayor peso molecular. El querosene pasa a la torre destiladora donde es sometido a una inyección de vapor con el objeto de arrastrar los hidrocarburos livianos o más ligeros, es decir la nafta, que lleva disueltos todavía. Estos hidrocarburos livianos retornan al nivel superior de la torre. En el caso del gas-oil, formado por cadenas de hidrocarburos de más de 5 carbonos, se repite la misma operación en la respectiva torre destiladora, para enviar el reflujo de los hidrocarburos más livianos a la parte media de la torre. En cuanto al crudo reducido (llamado así porque se le han sacado las fracciones más livianas) sale por la parte inferior de la torre debido a que es el de mayor peso, está constituido por una mezcla de hidrocarburos con cadenas de elevado número de carbonos. El querosene y el gas-oil van directamente a la venta; el gas se utilizará como combustible y en petroquímica, tras tratamiento posterior, para elaborar motonaftas. El crudo reducido, a su vez, también en otra etapa posterior será utilizado para obtener otros subproductos de refinería como gas licuado, motonaftas, gas-oil, diesel-oil, fuel-oil, asfaltos, carbón, etc. Torre de fraccionamiento

Almacenamiento

GAS Y NAFTAS

KEROSENE Petróleo crudo

Caldera Crudo reducido

GASOIL

En este esquema se observa como el crudo después de pasar por la torre de destilación o fraccionamiento es transformado en diferentes grupos de productos: el queroseno, el gasoil, las naftas y gases. De este proceso se obtiene como residuo el petróleo reducido que después será transformado en otros productos. Fuente: http://personal.telefonica.terra.es/web/triskydiaz/projecte/interfice/destilacion.htm

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2

Unidad U nidad VI

Los hidrocarburos son compuetos orgánicos binarios que contienen carbono, hidrógeno en una proporción que depende de la cadena y del tipo de enlace. Los hidrocarburos se pueden clasificar en saturados, con enlace simple solamente o hidrocarburos insaturados, con enlace doble o triple. También se pueden clasificar en alifáticos y aromáticos, o en cíclicos y acíclicos. CH3CH3 CH3CH2CH3 propano CH3CH2CH2CH3 butano

Lineales Alcanos Ramificados

Hidrocarburos Saturados

HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS

CH3CHCH3 2 - metilpropano CH2 CH3CHCH2CHCH3 2,4 - dimetilpentano CH3 CH3

Cicloalcanos

ciclopentano

ciclohexano

Alquenos

H2C = CH2 eteno H2C = CH CH3 propano

Alquinos

H - C ≡ CCH3 propano

Hidrocarburos Insaturados

CH3 HIDROCARBUROS AROMÁTICOS benceno

tolueno

naftaleno

Alcanos Son hidrocarburos saturados alifáticos de cadena abierta de baja reactividad química. Llamados también parafinas. Se obtienen principalmente por destilación del petróleo. Los alcanos experimentan reacciones de sustitución como la halogenación:

Alcano + X2 uv

X = Cl, Br , I

Haluro de alquilo + HX

También experimentan reacciones de pirólisis como: Alcano mayor calor

alcano menor

+ alqueno

Para dar nombre a los alcanos se coloca el prefijo numérico y luego la terminación ano si es cadena principal, y la terminación il cuando es radical.

Colegios

TRILCE 208

Central: 6198 - 100

Química Temperaturas de ebullición, de fusión y densidades de los n-alcanos Metano Etano Propano Butano Pentano Hexano Heptano Octano Nonano Decano Undecano Dodecano Tridecano Tetradecano Pentadecano Hexadecano Heptadecano Octadecano Nonadecano Icosano Triacontano

Núm. de C 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 30

Estado (25 ºC y 1 atm) P. eb. a 760 mm (ºC) P. f. (ºC) -183 -161,5 -172 -88,6 -188 Gases -42,1 -135 -0,5 -130 36,1 -95 68,7 -91 98,4 -57 125,7 -54 150,8 -30 174,1 -26 195,9 Líquidos -10 216,3 -6 230 5,5 251 10 270 18 280 22 303 28 308 32 330 37 343+ Sólidos +66 446

Densidad en estado licuado * El P. eb. a una presión de 15 mm es de 205 ºC

Densidad 0,424 0,546 0,501 0,579 0,626 0,65 0,684 0,703 0,718 0,730 0,740 0,749 0,757 0,764 0,769 0,775 0,776 0,777 0,778 0,778 0,810

Densidad en estado fundido * +El P. eb. a una presión de 15 mm es de 304 ºC

Estructura estructural - CH3

Nombre IUPAC Metilo

- CH2 - CH3

Etilo

- CH2 - CH2 - CH3

Propilo

- CH3 - CH -

1 - Metiletilo

Nombre TRIVIAL

CH3 CH3 - CH2CH2CH2CH3 CH3

Butilo

Isopropilo

- CH2CHCH3

2 - Metilpropilo

Isobutilo

1- Metilpropilo

Sec-butilo

1,1 Dimetiletilo

Terc-butilo

2,2 Dimetilpropilo

Neopentilo

1,1 Dimetilpropilo

Terc-pentilo

CH3 - CHCH2CH3 CH3 - CH3C CH3 CH3 - CH2CCH3 CH3 CH3 - CCH2CH3 CH3 www.trilce.edu.pe


2

Unidad U nidad VI

En la cadena ramificada, el nombre será: 10

H 3C

CH2H3C

9 7

8

H3 C

5

6

CH3

3

4

CH3. 1

2

H 2C

CH3 4,5-Dietil-2,2,7,8-tetrametildecano

Sabías que: • El nombre del alcano se escribe comenzando por el de los sustituyentes en orden alfabético con los respectivos localizadores, y a continuación se añade el nombre de la cadena principal. Si una molécula contiene más de un sustituyente del mismo tipo, su nombre irá precedido de los prefijos di, tri, tetra, ect. CH3 H3C H 2CH 3 H 3C C1 CH3 1

2

3

H 2C

4

5

7

6

8

9

10

CH3

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los hidrocarburos son compuestos ternarios. II. En un alcano los átomos de carbono se unen por enlace simple solamente.

Explicación

2. Completa:

Los ________________ son los hidrocarburos menos reactivos debido a su enlace _________________

entre átomos de carbono. 6. Un alcano posee masa molar igual a 44g/mol. Indica su atomicidad.

3. Relaciona: I. CH4 II. CH3CH3

A. Etano B. Metano

C. Propano

Rpta: ____________

Rpta: ____________

4. Indica el nombre del siguiente compuesto en el sistema IUPAC.

7. Determina el nombre del compuesto mostrado:

CH3(CH2)6CH3

Rpta: ____________

5. ¿Cuántos enlaces HEXANO? Colegios

sigma

posee

el

Rpta: ____________

Rpta: ____________

TRILCE 210

tipo

Central: 6198 - 100

Química 8. Completa la siguiente reacción: 2-metilbutano + Cl2 uv ______ + ______

12. Un alcano posee masa molar de 142 g/mol. ¿Cuántos enlaces tipos sigma posee?

a) 10

b) 15

d) 31

e) 33

Rpta: ____________

9. Indica el nombre del tercer homólogo de los alcanos.

13. ¿Cuántos carbonos primarios y secundarios posee el compuesto 3- etil-2,3- dimetilhexano?

Rpta: ____________ 10. De las proposiciones: I Los hidrocarburos binarios.

son

a) 4 y 2

b) 5 y 2

d) 5 y 3

e) 6 y 3

14. Se relaciona correctamente: I. CH3 -

: metil

III Los hidrocarburos pueden realizar combustión completa o incompleta.

II. CH3 – CH2 - : etil


a) I, II

b) II, III

e) I, II, III

d) Solo I

c) 4 y 3

compuestos

II Todos los hidrocarburos son insolubles en agua.

c) 30

c) I, III

11. Con respecto a los alcanos:

III. CH3 – CH - : isopropil CH3

a) I, II

b) II, III

d) Solo II

e) I, II, III

c) I, III

I. Tienen poca reactividad química.

15. Alcano con un carbono secundario solamente.

II. Solo poseen carbonos con hibridación tipo sp3.

a) Propano

III. Los butanos se encuentran en estado gaseoso a temperatura ambiente.


a) I, II

b) II, III

e) I, II, III

d) Solo II

www.trilce.edu.pe

b) Butano

c) 2-metil propano

d) Pentano c) I, III

e) Hexano


2

Unidad U nidad VI

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los hidrocarburos son compuestos binarios. II. En un alcano los átomos de carbono se unen por enlace doble.

Explicación

2. Completa:

Los alcanos son los ____________________ menos ____________________ debido a su enlace simple

entre átomos de carbono.

I. CH3CH2CH3

A. Butano

8. Completa la siguiente reacción: 2-metilpentano + Cl uv _____ + _____

II. CH3CH2CH2CH3

B. Metano

C. Propano

3. Relaciona:

2

9. Indica el nombre del cuarto homólogo de los alcanos.

Rpta: ____________

4. Indica el nombre del siguiente compuesto en el sistema IUPAC: CH3(CH2)7CH3

Rpta: ____________

5. ¿Cuántos enlaces PENTANO?

tipo

sigma

posee

el

Rpta: ____________

6. Un alcano posee masa molar igual a 30g/mol. Indica su atomicidad. Rpta: ____________ 7. Determina el nombre del compuesto mostrado: CH3 CH3 - CH - CH2 - CH2 - C - CH3

CH3

Rpta: ____________ Colegios

TRILCE 212

CH3

Rpta: ____________

Rpta: ____________

10. ¿Cuántos carbonos primarios y secundarios posee el compuesto 2 - metil pentano?

a) 2 y 3

b) 3 y 2

d) 3 y 4

e) 3 y 1

c) 3 y 3

11. Un alcano posee 31 enlaces tipo sigma. Indica su atomicidad. a) 20

b) 22

d) 32

e) 34

c) 24

12. Indica la atomicidad del 2-metil pentano. a) 12

b) 14

d) 18

e) 20

c) 16

13. Se relaciona correctamente: I. CH3CH3

: etano

II. CH3 -

: metil

III.. CH3CH2 -

: propil

a) I y II

b) II y III

d) Solo II

e) Solo III

c) I y III

Central: 6198 - 100

Química 14. Ordene por su punto de ebullición, en forma creciente.

15. Alcano con cuatro carbonos primarios. a) Isobutano

I. Pentano

II. 2 – metil pentano

III. 2,2 – dimetil propano

a) I, II, III

b) I, III, II

d) II, III, I

e) III, II, I

b) Neopentano c) Propano d) Butano c) II, I, III

e) 3-nutilhexano


Investiga un poco más: Considerando que cada bolita negra representa a un átomo de carbono y cada bolita celeste a un átomo de hidrógeno. Señala su nombre en el sistema IUPAC.

ALCANOS

Propiedades

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Nomenclatura

Reacciones


Alquenos y alquinos

http://www.aquass.com.mx/images/ima_6.jpg

3

Unidad U nidad VI

Los polímeros orgánicos son macromoléculas de cadena larga, de origen natural o conseguidas por asociación de monómeros sintéticos algunos de los cuales poseen cargas eléctricas o grupos que son ionizables en solución acuosa.

Durante un estudio, los científicos hallaron lo trozos de plástico acumulados en una zona del océano durante 22 años. Al pasar una fina red por la superficie recogieron seis mil 136 muestras, la mayor parte de las cuales miden unos pocos milímetros. Los científicos señalaron que la contaminación por estos tipos de polímeros sintéticos en el mar constituye un problema, sin embargo, no existe una descripción cuantitativa de su magnitud. El plástico flotante puede atrapar a los animales marinos, ser ingeridos por las aves, así como servir de balsa a especies que son trasladadas fuera de su área, explicaron los investigadores en la revista Science.

h t t p : / / w w w. p a t r i a g r a n d e . c o m . ve/wp-content/uploads/2010/08/ Contaminacion-mar.jpg

Leemos:

Las concentraciones altas de plástico en el agua se encuentran relacionadas con la convergencia el comportamiento de las corrientes oceánicas superficiales. “Esta correspondencia no sólo explica la distribución del plástico, sino que también ilustra cómo la basura flotante actúa como un detector de las corrientes superficiales a gran escala”. Fuente: http://www.patriagrande.com.ve/temas/internacionales/aumenta-contaminacion-por-plastico-enoceano-atlantico/ Colegios

TRILCE 214

Central: 6198 - 100

Química Los hidrocarburos insaturados son aquellos que poseen en su estructura enlace doble y/o triple entre sus átomos de carbono. Alquenos Los alquenos son hidrocarburos instaurados que poseen algún enlace doble entre sus átomos de carbono. Experimentan reacciones de adición, oxidación y polimerización. Pt Alqueno +H2 Alcano + Alqueno + KMnO4 + H2O H

Diol + MnO2 + KOH

Alqueno → monómero activador

polímero

Son más reactivos que los alcanos. Para nombrarlos se coloca el prefijo respectivo y la terminación eno, señalando la posición del enlace doble. En el caso de radical se utiliza la terminación enil. Br

6

5

4

Cl

Br

3 2

1

1 6-Bromo-3-propilhex-1-eno

2

3

4

5

6

2-Bromo-4-clorohex-2-eno

Series homólogas Se denomina así a la serie de compuestos orgánicos que presenta características estructurales semejantes y que difiere de otros compuestos en el número de grupos metilo o metileno (-CH2-) , que contiene en su molécula. Estas series presentan propiedades químicas similares por lo que, conociendo las propiedades de uno de los miembros, se pueden deducir las de los otros. Las series homólogas de hidrocarburos son las de los alcanos, alquenos y alquinos. Alquenos

Alcanos Nombre Metano Etano Propano n-Butano n-Pentano n-Hexano n-Heptano n-Octano n-Nonano n-Decano

Fórmula CH4 CH3CH3 CH3CH2CH3 CH3(CH2)2CH3 CH3(CH2)3CH3 CH3(CH2)4CH3 CH3(CH2)5CH3 CH3(CH2)6CH3 CH3(CH2)7CH3 CH3(CH2)8CH3

Nombre Etileno Propileno 1-Buteno 1-Penteno 1-Hexeno 1-Hepteno 1-Octeno 1-Noneno 1-Deceno

Fórmula CH2 = CH2 CH2 = CHCH3 CH2 = CHCH2CH3 CH2 = CH(CH2)2CH3 CH2 = CH(CH2)3CH3 CH2 = CH(CH2)4CH3 CH2 = CH(CH2)5CH3 CH2 = CH(CH2)6CH3 CH2 = CH(CH2)7CH3

Alquinos Los alquinos son hidrocarburos insaturados que poseen algún enlace triple entre sus átomos de carbono. Son más reactivos que los alquenos. Experimentan reacciones de adición, oxidación y sustitución.

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3

Unidad U nidad VI

Alquino + H2 Pt

Alqueno

Pt Alquino + 2H2

Alcano

Alquino con carbono activo + AgNO3 → Sal orgánica + HNO3 Para nombrar a los alquinos se coloca el prefijo respectivo y se agrega la terminación ino. En el caso de radical se utiliza la terminación inil. (1)

CH3CH2C ≡ CH

(2)

7 1 6 5 4 3 2 CH3 - CH - CH - C ≡ C - CH2 - CH3

1-butino

CH3 CH3 5,6 - dimetil - 3 - heptino

CH2 - CH3

CH3 - CH2 - CH2 - C ≡ C - C - CH2 - CH3 1 2 3 4 5 6 CH2 - CH2 - CH3 7 8 9 (3)

6,6 - dietil - 4 - nonino

Sabías que: • El compuesto de caucho más simple es el isopreno o 2-metilbutadieno, cuya fórmula química es C5H8. A la temperatura del aire líquido, alrededor de -195 ºC, el caucho puro es un sólido duro y transparente. De 0 a 10 ºC es frágil y opaco, y por encima de 20 ºC se vuelve blando, flexible y translúcido. Al amasarlo mecánicamente, o al calentarlo por encima de 50 ºC, el caucho adquiere una textura de plástico pegajoso. A temperaturas de 200 ºC o superiores se descompone.

http://www.monografias.com/trabajos4/elcaucho/Image269.gif

• El caucho puro es insoluble en agua, álcali o ácidos débiles, y soluble en benceno, petróleo, hidrocarburos clorados y disulfuro de carbono. Con agentes oxidantes químicos se oxida rápidamente, pero con el oxígeno de la atmósfera lo hace lentamente.

Proceso de Ilustración del caucho Colegios

TRILCE 216

Central: 6198 - 100

Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los alcanos son más reactivos que los alquenos. II. Los alquenos solo poseen enlace doble.

Explicación

2. Completa:

Los ________________ poseen algún enlace doble y son más reactivos que los _________________.

3. Relaciona:

8. Indica la fórmula y nombre del alqueno más sencillo.

I. C2H6

A. Alcano

II. C3H6

B. Alqueno

C. Alquino

Rpta: ____________

CH3

CH3 - CH = CH - CH - CH - C - CH3

9. Nombra en cada caso.

CH3 CH2 CH3

Rpta: ____________

4. Indica el nombre de:

CH3

Rpta: ____________

a)

CH3

CH3 - CH = CH - CH - CH3 Rpta: ____________ b) CH3 - C - CH = CH2

CH2

5. Un alqueno de masa molar 56 g/mol ¿cuál es su atomicidad?

Rpta: ____________

Rpta: ____________

CH3CH3

c)

CH3 - CH2 - C - CH - CH2 - C - CH3 6. Completa la siguiente reacción:

4-metil-1-penteno + H2 → ________________

7. Un alqueno posee 4 átomos de carbono y la insaturación en el segundo carbono. ¿Cuál es su nombre?

Rpta: ____________

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CH3

CH2

Rpta: ____________ d) CH3 - C = CH - CH3

C 3H 7

Rpta: ____________


3

Unidad U nidad VI

10. Escribir las compuestos:

fórmulas

de

los

d) CH3 - CH - C ≡ C - CH3

siguientes

a) 2 etil - 5 metil - 3 hepteno

Rpta: ____________

b) 3 metil – 2 hexaeno

Rpta: ____________

12. Escribir las compuestos.

Rpta: ____________

C 3H 7

c) 2 metil – 3 cloro – buteno

fórmulas

de

los

siguientes

a) 9-bromo- 2, 4, 6, decatriino.

Rpta: ____________

b) 3,6-dietil-1, 4, 7-decatriino

d) 4 etil – 1 metil – 2, 5 octadieno

Rpta: ____________

c) 8-bromo-4,5-dicloro-10-etil-6,9-dimetil-3, 6, 12-hexadecatriino

e) 1,3, 5,7 octatetraeno

Rpta: ____________

d) 9-cloro-11,11-dibromo-3,3,8,13-tetrametil5-hexadecino

11. Nombra a los siguientes compuestos: 13. Completa la siguiente reacción: a)

CH3 CH3 - C ≡ C - CH - CH3

Rpta: ____________ 14. Indica el producto principal al tratar carburo de calcio con agua.

b) CH3 - CH - C ≡ C - CH3

CH3

Rpta: ____________

c)

CH3

Colegios

TRILCE 218

CH3

Rpta: ____________

15. Indica el número de orbitales tipo sp en el compuesto 3-metil -1,5-hexadiino

CH3

CH3 - CH2 - C - CH2 - CH - C

3-metil-1-butino + AgNO3.NH3 → __________ + __________

C - CH3

a) 2

b) 3

e) 6

d) 5

c) 4

Rpta: ____________

Central: 6198 - 100

Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los alquinos son más reactivos que los alcanos. II. Los alquenos experimentan reacciones de adición.

Explicación

2. Completa:

La ____________________ de un ____________________ produce un alcano.

3. Relaciona: I. C2H4

A. Etileno

II. C2H2

B. Acetileno

C. Etano

Rpta: ____________

9. Indica el nombre y la fórmula del alquino más sencillo. Rpta: ____________ 10. Nombra los siguientes compuestos. a) CH3 - CH - C ≡ C - CH2 - CH - CH2 - CH3

4. Completa la siguiente reacción:

b)

5. Un alqueno de masa molar de 70 g/mol. ¿Cuál es su atomicidad?

Rpta: ____________

6. Indica el nombre del siguiente compuesto.

H

c)

H

CH3 - CH2 - C - CH2 - CH2 - CH2 - CH3

Rpta: ____________

C 2H 5 H3C - CH - CH - CH3 CH3 - C

CH3

Rpta: ____________ CH3

CH3

CH3 - C - C ≡ C - C - CH2 - CH2

C

7. Indique el número de átomos de hidrógeno en el compuesto: 2 –metil-1,4-hexadieno

C 3H 7

Rpta: ____________

2-metil-2-buteno + H2 → ________________

CH3

CH3

C 2H 5

C 3H 7

Rpta: ____________

11. Fórmula los siguientes compuestos: a) 4 etil -7 metil - 3 propil - 1,5,8 - decatrieno

Rpta: ____________

Rpta: ____________

8. Un alqueno de cinco átomos de carbono posee la insaturación en el primer carbono y un radical metil. Indica su nombre.

b) 1, 3, 5, 8,10 undecapentaeno

Rpta: ____________

Rpta: ____________ c) 3 metil – 4 propil – 1,6 octadieno

Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe


3

Unidad U nidad VI

13. ¿Cuántos orbitales híbridos tipo sp posee 1-butino?

d) 5 metil - 1,3 hexadieno

Rpta: ____________ e) 5 butil – 2 etil - 3, 7 dimetil – 2, 4, 8 nonatrieno

Rpta: ____________

12. Indica el nombre en el sistema IUPAC.

Rpta: ____________

CH3CH3

Rpta: ____________

14. ¿Qué compuesto se obtiene al tratar 1-butino AgNO3.NH3?

CH2 - CH3

CH2 = C - C - CH = CH2

Rpta: ____________

15. Indica la atomicidad del 1,3-pentadiino.

Rpta: ____________


Investiga un poco más: Plásticos biodegradables La fabricación de plásticos biodegradables a partir de materiales naturales, es uno de los grandes retos en diferentes sectores; industriales, agrícolas, y de materiales para varios servicios. Ante esta perspectiva, las investigaciones que involucran a los plásticos obtenidos de otras fuentes han tomado un nuevo impulso y los polihidroxialcanoatos aparecen como una alternativa altamente prometedora. La sustitución de los plásticos actuales por plásticos biodegradables es una vía por la cual el efecto contaminante de aquellos, se vería disminuido en el medio ambiente. Los desechos de plásticos biodegradables pueden ser tratados como desechos orgánicos y eliminarlos en los depósitos sanitarios, donde su degradación se realice en exiguos períodos de tiempo. Los polímeros biodegradables se pueden clasificar de la siguiente manera: • Polímeros extraídos o removidos directamente de la biomasa: polisacáridos como almidón y celulosa. Proteínas como caseína, queratina, y colágeno. • Polímeros producidos por síntesis química clásica utilizando monómeros biológicos de fuentes renovables. • Polímeros producidos por microorganismos, bacterias productoras nativas o modificadas genéticamente. Dentro de la última categoría se hallan los plásticos biodegradables producidos por bacterias, en este grupo encontramos a los PHAs y al ácido poliláctico (PLA). Los PHAs debido a su origen de fuentes renovables y por el hecho de ser biodegradables, se denominan “polímeros doblemente verdes”. El PLA, monómero natural producido por vías fermentativas a partir de elementos ricos en azúcares, celulosa y almidón, es polimerizado por el hombre. Los bioplásticos presentan propiedades fisicoquímicas y termoplásticas iguales a las de los polímeros fabricados a partir del petróleo, pero una vez depositados en condiciones favorables, se biodegradan.

hIDROCARBUROS

Alcanos Colegios

TRILCE 220

Alquenos

Alquinos Central: 6198 - 100

Compuestos cíclicos

http://despuesdeg.com/wp-content/moleculascience_466.jpg

4

Química

Unidad V

El benceno se usa en grandes cantidades en los Estados Unidos. Se encuentra en la lista de los 20 productos químicos de mayor volumen de producción. Algunas industrias usan el benceno como punto de partida para manufacturar otros productos químicos usados en la fabricación de plásticos, resinas, nilón y fibras sintéticas como lo es el kevlar y en ciertos polímeros. También se usa benceno para hacer ciertos tipos de gomas, lubricantes, tinturas, detergentes, medicamentos y pesticidas. Los volcanes e incendios forestales constituyen fuentes naturales de benceno. El benceno es también un componente natural del petróleo crudo, gasolina y humo de cigarrillo.

Leemos: El benceno es un hidrocarburo aromático poliinsaturado de fórmula molecular C6H6, con forma de anillo (se le llama anillo bencénico, o aromático, ya que posee un olor característico) y puede considerarse una forma poliinsaturada del ciclohexano. En el benceno cada átomo de carbono ocupa el vértice de un hexágono regular, ocupa dos valencias con los dos átomos de carbonos adyacentes, una tercera valencia con un átomo de hidrógeno y la cuarta denominada 'oculta' dirigiéndola hacia el centro del anillo hexagonal formada en algunos casos de carbono y en otros de alguna base nitrogenada. Cada átomo de carbono comparte su electrón libre con toda la molécula (según la teoría de orbitales moleculares), de modo que la estructura molecular adquiere una gran estabilidad y elasticidad. El benceno es un líquido incoloro y muy inflamable de aroma dulce, con un punto de fusión relativamente alto. Del benceno se derivan otros hidrocarburos de este tipo entre los que se encuentran: el tolueno, el ortoxileno, el meta-xileno y el para-xileno y otros llamados polinucleicos que son el naftaleno, el fenantreno, antraceno y el pireno. Esto produce que sea altamente recomendado como laxante corporal. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Benceno

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4

Unidad U nidad VI

Los hidrocarburos pueden formar cadenas abiertas o cadenas cerradas de carbonos. Entre los hidrocarburos de cadena cerrada tenemos: I. Cicloalcanos Son compuestos orgánicos de cadena cerrada que poseen solo átomos de carbono en la cadena. Tienen propiedades similares a los alcanos. Su fórmula global es CnH2n y para nombrarlos se coloca la palabra ciclo, el prefijo numérico y la terminación ano. Si es radical se utiliza la palabra ciclo con la terminación il.

Ciclopropano

Ciclobutano

Ciclopentano

Ciclohexano

Nombres de radicales de cicloalcanos CH2 CH2 H2C - CH2

H2C

CH2

H2C - CH2 H2C - CH2

H2C

CH2

Ciclopropilo

Ciclobutilo

Ciclopentilo

Las reglas IUPAC para nombrar cicloalcanos son muy similares a las estudiadas en los alcanos. Regla 1: En cicloalcanos con un solo sustituyente, se toma el ciclo como cadena principal de la molécula. Es innecesaria la numeración del ciclo.

Etilciclobutano

Isopropilciclohexano

Metilciclopentano

Si la cadena lateral es compleja, puede tomarse como cadena principal de la molécula y el ciclo como un sustituyente. Los cicloalcanos como sustituyentes se nombran cambiando la terminación –ano por –ilo. Regla 2: Si el cicloalcano tiene dos sustituyentes, se nombran por orden alfabético. Se numera el ciclo comenzando por el sustituyente que va antes en el nombre.

1

1

2 3 4 5 6 7 8

3-Ciclopropil-2-metiloctano

2

3

4

5

6

1-Ciclopentil-3-metilhexano

Regla 3: Si el anillo tiene tres o más sustituyentes, se nombran por orden alfabético. La numeración del ciclo se hace de forma que se otorguen los localizadores más bajos a los sustituyentes. Cl 3 2

1

1-Etil-3-metilciclopentano

3

2

1

Br

1-Bromo-3-clorociclohexano

En caso de obtener los mismos localizadores al numerar comenzando por diferentes posiciones, se tiene en cuenta el orden alfabético. Colegios

TRILCE 222

Central: 6198 - 100

Química II. Cicloalquenos Son compuestos cíclicos que presentan en su estructura algún enlace doble entre átomos de carbono. Experimentan similares reacciones que los alquenos. Su fórmula global es CnH2n-2. Se nombra colocando el término del ciclo, el prefijo respectivo y la terminación eno. Si es radical se utiliza la palabra ciclo, prefijo numerico y la terminación enil.

CH3 1- metil - ciclobuteno

Ciclohexeno

Los cicloalquenos se nombran colocando el prefijo ciclo al nombre del hidrocarburo de cadena abierta correspondiente de igual número de átomos de carbono que el anillo. Ejemplo: ciclopropeno, ciclobuteno, ciclopenteno, ciclohexeno.

Ciclopropeno

Ciclobuteno

CH CH2

CH

CH2

CH

CH2

CH

Ciclopenteno CH CH2 CH2

CH CH2

Ciclohexeno

CH2 CH2

CH2

CH CH

CH2

Los cicloalquenos sustituidos se enumeran del tal forma que se dé a los átomos de carbono del doble enlace las posiciones 1 y 2 y a los grupos sustituyentes los números más pequeños: No es necesario especificar la posición del doble enlace: 1-metilciclopenteno, 3,4-dimetilciclohexeno. 1- metilciclopenteno

3,4-dimetilciclohexeno 6 CH2 1 5 CH2 CH

CH3 1C 5 CH2 CH2 4

2 CH

2 CH3 CH 3 CH 4 CH

CH2 3

CH3

Cuando hay dos dobles enlaces se indica la posición de cada uno de ellos. Ejemplo: 1,3-ciclopentadieno. 1,3 - ciclopentadieno 1 CH 5 CH2 CH 4 www.trilce.edu.pe

2 CH CH 3 Cuarto año de secundaria 223

4

Unidad U nidad VI

III. Aromáticos Son hidrocarburos de cadena cerrada muy estables que se caracterizan por su resonancia molecular. Experimentan reacciones de sustitución similares a los alcanos. Entre los principales hidrocarburos aromáticos tenemos: • Benceno: Es un líquido incoloro, insoluble en agua de olor agradable que se obtiene por destilación del alquitran de hulla. Su estructura presenta resonancia debido a la deslocalización de electrones que forman el enlace pi. Su molécula es plana. Su fórmula es C6H6. H

H

C

H

H

C

C

C

C

H

H

⇔ H

H

C

C

H

C

C

C

C C

H

H

H En notación moderna

El radical del benceno se denomina Fenil Algunos derivados del benceno. CH3

C 6H 5CH3

CH3

CH3 CH3

CH3 Tolueno

Ortoxileno

Metaxileno

CH3 Paraxileno

• Naftaleno: es un sólido blanco que presenta la propiedad de sublimación y presenta elevada presión de vapor. Su fórmula global es C10H8. Se llama comercialmente naftalina.

Naftalina C10H8

Colegios

Al radical del naftaleno se le llama naftil.

TRILCE 224

Central: 6198 - 100

Química

Sabías que: PAH PAH es la abreviatura de Hidrocarburos Aromáticos Policíclicos, (PAH), por sus siglas en Inglés: Polycyclic Aromatic Hydrocarbons. Estas son largas tiras de átomos de carbono que forman un anillo. Una molécula aromática que forma un anillo de benceno. Policíclico significa que una molécula forma gran cantidad de anillos. El único PAH con el que los científicos aún no están familiarizados es la naftalina, el químico contenido en las bolitas contra el moho. PAH es muy abundante en el Sistema Solar y en el espacio. El color rojo contenido en muchas nubes interestelares, como esta, proviene de la radiación de longitud de ondas color rojo de químicos PAH en las nubes. PAH también se encuentra en cometas y meteoritos, aún aquellos que vienen de Marte. Esto era de gran importancia, especialmente cuando los científicos pensaban que podrían ser fósiles de vida antigüa, contenidas en una roca marciana. Como parte de su ciclo de fotosíntesis/respiración, los árboles y otros tipos de vida vegetal también emiten PAH. Pero la fuente principal de PAH terrestre de hoy es la emisión de los automóviles. PAH es también relativamente abundante en la carne quemada, y se sospecha que contiene gran cantidad de carcinógenos.

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Compuestos químicos

Compuestos químicos

Antraceno

Benzo(a) pireno

Criseno

Coroneno

Corannulene

Naftaceno llamado tambien tetraceno

Naftalina

Pentaceno

Fenantreno

Pireno

Trifenileno

Ovalene


4

Unidad U nidad VI

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. El cicloalcano más sencillo posee dos átomos de carbono en su estructura. II. El ciclopropeno posee tres enlaces dobles.

Explicación

2. Completa:

El _________________ posee seis átomos de carbono unidos por enlace simple formando una cadena

cerrada. 6. Nombra a los compuestos mostrados.

3. Relaciona:

CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH3

I.

A. Cicloalqueno

I.

CH3

B. Aromático

C. Cicloalqueno

II.

H3C

II.

CH3 CH2 CH 3 C CH2 CH2 CH

CH2

________________

III. CH3 CH2 CH CH2 CH2 CH2 CH2 CH3


CH2

CH3 CH2 CH CH2 CH2 CH2 CH3

Rpta: ____________

________________

CH3

________________

IV. CH3 CH2 CH CH2 CH2 CH CH2 CH3

Rpta: ____________

5. Nombre según el sistema IUPAC.

_____________________________________

I. CH3

7. Escriba la compuestos.

II.

CH3

CH CH

________________

III.

________________

3

2

CH2 CH3 CH3

3

Colegios

TRILCE

de

los

siguientes

a) 1,2,3 – triclorociclopropano.

CH3 IV. CH

226

________________

fórmula

b) 1,3,5 – tribromociclopentano.

________________ Central: 6198 - 100

Química

c) 2 – cloro – 4 – metilciclobutilo

11. Nombrar a:

5 CH2 CH3 - CH 4

d) 2 – bromo – 4 – clorociclohexilo.

e)

Rpta: ____________

12. Indica la atomicidad del ciclo alqueno más sencillo.

8. Un ciclo alcano posee presenta 12 átomos por molécula. Indica su masa molar. Rpta: ____________

CH3

I. CH3

CH II. Cl

________________

3

Br

Rpta: ____________

14. Una cadena cerrada posee 6 átomos de carbono unidos entre sí. Dos átomos de carbono se unen por enlace doble y el resto se une por enlace simple. Si todos los átomos de carbono se saturan de hidrógeno. Hallar la masa molar del compuesto.

________________

III. Cl

Rpta: ____________

13. ¿Cuántos enlaces tipo sigma y pi posee el compuesto orto-xileno?

9. Nombra a:

Rpta: ____________

CH2 - CH3

CH = CH ________________ CH3

2

15. Señale el nombre de: Cl

10. Una cadena cerrada posee cinco átomos de carbono. Dos de ellos se unen por enlace doble y el resto se une con enlace simple, si se satura de hidrógeno, ¿Cuál es el nombre del compuesto mencionado?

Cl F

2 CH

4 – etil – 5 – metil – 3 – ciclopentil

3 CH

1 CH

CH3

6 CH2

Rpta: ____________

Rpta: ____________

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4

Unidad U nidad VI

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. El ciclohexano presenta moléculas planas. II. La molécula del benceno es tetraédrica.

Explicación

2. Completa:

Una cadena cerrada posee seis átomos de ____________________ llamado ciclohexano.

3. Relaciona: I. C3H4 II. C4H8

A. Ciclo alqueno B. Aromático

C. Ciclo alcano

III.

4. Nombra a: CH3 - CH2

CH2 - CH3

CH3

IV.

Rpta: ____________

Cl

CH3

CH2 - CH3 CH3

Cl

CH3

________________

________________

8. Indica la atomicidad del 2-metilciclo penteno. CH2 - CH2 - CH3

Rpta: ____________

Rpta: ____________

9. ¿Cuál es la atomicidad del tolueno?

5. Indica la fórmula semidesarrollada 1,3-dimetil-ciclohexano.

del

Rpta: ____________

10. Señala el nombre en el sistema IUPAC al compuesto señalado: CH

Rpta: ____________

3

6. Un cicloalcano posee 18 átomos. ¿Cuál es su masa molar?

Rpta: ____________ 7. Indique el nombre en cada caso: CH3

CH3

II.

CH3

C

CH

CH2

CH2

CH CH

CH3

Cl

228

CH3

Rpta: ____________

12. Un derivado bencénico posee masa molar de 92 g/mol. ¿Cuál es su atomicidad?

Cl

TRILCE

________________

Rpta: ____________

11. ¿Cuántos enlaces tipo sigma y tipo pi posee el compuesto 1,3-diclorobenceno?

I.

Colegios

H 3C

Rpta: ____________

13. Determine la masa molar de orto-xileno

________________

Rpta: ____________ Central: 6198 - 100

Química 14. Indique el nombre del compuestos señalado.

15. Indica el nombre de: CH3

CH3

Rpta: ___________

Rpta: ___________


Investiga un poco más: http://lh6.ggpht.com/_-0VMXL3wwqg/ SyfeDfQddYI/AAAAAAAAAh4/ DXUUUJU4Pps/respiratorio.jpg

Una persona adulta normalmente requiere de 14 kg de aire diarios para vivir, sólo 1,4 kg. de comida y unos 2 litros de agua. La vida, en términos de estos parámetros, necesita del aire más que de cualquier otra sustancia. Dado que un ser humano inhala y exhala aire en forma involuntaria, es obvio que la contaminación resulta ser un problema crítico que pone en peligro la vida. Más aún, se puede vivir sin comer unas cinco semanas, sólo unos cinco días sin agua, pero sin aire no resistimos más de cinco minutos. El aire también desempeña un papel importante sobre los sentidos de la visión, del olfato y del oído, de ahí que aquél que está contaminado también los afecta. Piense en estos datos: los gases dañinos entran en nuestro cuerpo por varios caminos y sus efectos son variados en cada uno de ellos. En particular, los que ocurren en el sistema respiratorio son muy serios. Respiramos unas 20 000 veces diarias y usamos unos 10 000 litros de aire. El aire pasa a través de la cavidad nasal, faringe, laringe, tráquea y llega a los bronquios, se realiza el intercambio de gases que se difunden físicamente en los alvéolos. Dicho de otra manera, la sangre elimina el bióxido de carbono en los alvéolos que están en los capilares. La sangre toma ahí el oxígeno que necesita y lo envía al corazón. Este gas circula por el cuerpo a través de la aorta y provee de oxígeno a los tejidos celulares. Esto en teoría, ya que si alguna de las partes que hemos mencionado falla, por ejemplo por el daño ocasionado por gases tóxicos, entonces el organismo sufre diversos padecimientos. También podemos pensar de igual manera con las partículas sólidas diminutas que inhalamos, que pueden, por ejemplo, depositarse en los tejidos pulmonares y causar problemas que podemos imaginar sin ser médicos ¿De qué trata este libro se pregunta el lector que empieza a impacientarse?, ¿no era el asunto relacionado con la gasolina y otros carburantes?

hIDROCARBUROS cíclicos

Cicloalcanos

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Cicloalquenos

Aromáticos


Funciones orgánicas http://www.eleconomista.es/blogs/vamonos-de-vinos/wp-content/uploads/2011/03/1set_copas_ vino.jpg

5

Unidad U nidad VI

El alcohol deshidrata y es una sustancia adictiva, con gran aportación calórica y escasos nutrientes, por lo que es el ingrediente de las bebidas más perjudicial para la salud, según un estudio realizado por IMS Health, que recoge 2,500 recomendaciones de médicos y especialistas.

Leemos: Los expertos recuerdan que en verano sentimos la necesidad de ingerir más cantidades de líquido para combatir el calor pero advierten de que, a pesar de lo que comúnmente se cree, las bebidas con contenido alcohólico no hidratan y pueden conllevar efectos negativos sobre el organismo. Según el citado estudio, la ingesta de bebidas alcohólicas puede desembocar en hipertensión, daño hepático, reflujo gástrico o miocardiopatía dilatada. Además, su consumo está contraindicado en personas con enfermedad celíaca, niños y jóvenes, pacientes diabéticos o con problemas cardíacos. Asimismo, casi un tercio de los participantes considera que el alcohol puede ser el ingrediente de las bebidas más perjudicial para la salud. Más de la mitad de los especialistas que colaboraron en el estudio alerta de que el alcohol conlleva riesgo de engancharse. Y es que el etanol, componente de este tipo de bebidas, es un elemento muy adictivo. http://informe21.com/alcohol/expertos-avisan-alcohol-deshidrata-crea-adiccion-aporta-calorias

Colegios

TRILCE 230

Central: 6198 - 100

Química Los compuestos orgánicos contienen en su estructura carbono, hidrógeno y otro elemento que puede ser oxígeno o nitrogeno o ambos juntos. El grupo funcional identifica a dichos compuestos químicos. 1. Alcohol: es un compuesto ternario de caracter ácido, que se obtiene por hidratación de un alqueno en medio ácido. Presenta en su estructura el grupo oxhidrilo OH. Para nombrar se utiliza la terminación OL y la palabra HIDROXI si actua como radical. Los alcoholes se pueden clasificar por el número de OH en monol, diol, triol,…….o por la posición del OH en alcohol primario, secundario, terciario……… H

RII

H

R - C - OH

R - C - OH

R - C - OH

H

RI

RI

Alcohol primario Alcohol secundario

Alcohol terciario

CH3 CH3CH2 - OH Alcohol etílico

CH3 - C - OH

CH - OH

CH3 Alcohol isopropílico

CH3

CH3

Alcohol 1 -butílico

2. Aldehído: es un compuesto orgánico que se obtiene de la oxidación de un alcohol primario. Presenta en su estructura el grupo carbonilo –CHO. Para nombrar se utiliza la terminación AL o la palabra OXO o FORMIL si actúa como radical. O CH3 - CH - CH2 - C

CH3 H

3 - metil butanal 3. Cetona: es un compuesto orgánico que se obtiene de la oxidación de un alcohol secundario. Presenta en su estructura el grupo carbonilo –CO- . Para nombrar se utiliza la terminación ONA o la palabra CETONA o el termino OXO si actúa como radical. CH3 - CO - CH3

CH3 - CH2 - CO - CH3

CH3 - CH - CO - CH - CH3

Propanona Butanona Acetona

Etil - metil - cetona

CH3

CH3

2,4 - dimetil-pentanona

CO - CH2 - CH3 Etil - fenil - cetona 4. Ácido carboxilico: es un compuesto ternario que se obtiene de la oxidación de un aldehído. Presenta en su estructura el grupo carboxilo –COOH. Para nombra se coloca la palabra ácido y se da la terminación oico, o el termino carboxi si actúa como radical

A los ácidos que poseen cuatro o más carbonos se denominan ácidos grasos. O

H-C

CH3 - C

OH

ácido metanóico o ác. fórmico

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O

H

O

H2C = C - C OH

ácido etanóico o ác. acético

OH ácido propenóico


5

Unidad U nidad VI

H

H

O

H3C - C - C - C CH2 H

H

OH

H

OH

ácido propanóico

O

HC Ξ C - C

O

H 3C - C - C

CH3 ácido 3-metil pentanóico

O

C

OH ácido propinoico

OH ácido benzóico

5. Éter: es un compuesto orgánico que se obtiene de la deshidratación de dos alcoholes. Presenta en su estructura el grupo oxi–o. Para nombrar se coloca el término oxi o la palabra éter. Fórmula

Nomenclat. radicofuncional

Nomenclat. sustitutiva

CH3 - O - CH2 - CH3 Etilmetiléter Metoxietano CH3 - CH2 - O - CH2 - CH3 Dietiléter Etoxietano CH3 - O - C6H5 Fenilmetiléter Metoxibenceno O - CH2 - CH3 Etilfeniléter Etoxibenceno

Sabías que: • Nuestras células se nutren fundamentalmente de glucosa. Cuando, por diferentes circunstancias, el organismo no puede usar glucosa, recurre a otras fuentes de energía, principalmente a las grasas. En estos casos, con la utilización de las grasas, se producen cuerpos cetónicos que se eliminan por la orina y también a través de los pulmones; aparece entonces un aliento con olor característico como de frutas. • Pueden ser diferentes las situaciones por las que puede aparecer acetona en la orina: vómitos prolongados, anomalías metabólicas como diabetes no controlada, enfermedades infecciosas, quemaduras u otros transtornos que ocurren con aumento del metabolismo, condiciones nutricionales anormales como ayunos, anorexia o dietas altas en proteínas y bajas en carbohidratos.

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los alcoholes tienen naturaleza básica. II. La oxidación de un alcohol primario produce una cetona.

Explicación

2. Completa:

De acuerdo a la posición del grupo OH los alcoholes pueden ser __________________ secundarios y

__________________

Colegios

TRILCE 232

Central: 6198 - 100

Química 3. Relaciona:

10. Señale la fórmula de:

I. R-OH

A. Alcohol

II. R-COOH

B. Cetona

C. Acido carboxílico

Rpta: ____________

I. Propenal II. 2-pentanona

4. Indique el nombre del siguiente compuesto: CH3 CH3CCH3 OH

III. Ácido 3 hexenoico

Rpta: ____________ 11. La secuencia correcta es:

5. Clasifique al siguiente alcohol: 2-metil-1butanol

(

) El etanol es un alcohol secundario.

(

) Un alcohol cuaternario tiene el (–OH) en el carbono cuatro.

(

) La oxidación de un alcohol primario produce una cetona.

(

) La oxidación de un alcohol secundario produce un aldehído.

Rpta: ____________

6. Complete la siguiente reacción:

H+ 2-metil-1-buteno + H2O ___________

7. Señale la atomicidad de la glicerina.

a) FFVV b) FVFF d) FFFF

8. En el compuesto:

I. Presentan enlace puente hidrógeno. II. Los alcoholes secundarios se oxidan produciendo éteres.

CH3 CH3 - CH2 - CH - CH2 - C - CH3

CH3

9. Indica el nombre de: O

I. CH3 - C - CH2 - CO - CH2 - CH3 II. CH3 - CO - CH = CH - CO - CH2 - CH3

III. CH ≡ C - CH2 - CO - CH2 - CHO

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III. Los alcoholes primarios se oxidan dando aldehídos.

OH

Rpta: ____________

e) VVFV

12. En relación a los alcoholes, señale verdadero (V) o falso (F):

Rpta: ____________

c) VFFV

a) VVF

b) VFF

d) VFV

e) FFF

c) FFV

13. Es un alcohol terciario:

a) 2 – propanol

b) 2 – butanol

c) 2 – metil– 2 – hexanol

d) 2– metil – 3 – pentanol

e) 2,4 – armetil – 3 – pentanol Cuarto año de secundaria 233

5

Unidad U nidad VI

14. El nombre IUPAC del compuesto:

15. El nombre del compuesto:

OH

OH CH3

CH3 - CH2 - CH - CH - CH3, es C 2H 5

a) 3– hidrociclopentano

a) 3 pentanol

b) 3– hidroxi– 2– metilciclopentano

b) 2- metil- 3- pentanol

c) 3– etilciclopentanol

c) 4- metil- 3 pentanol

d) 3– etilpentanol

d) 3- etil propanol

e) 3– etilpentílico

e) 2- metil- 3- etil propanol

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los aldehídos se obtienen de la oxidación de un alcohol secundario. II. Las cetonas presenta tres elementos químicos.

Explicación

2. Completa:

La oxidación de alcohol ____________________ produce una cetona.

3. Relaciona:

7. Señala el nombre para cada caso

I. R-CO-R

A. Cetona

B. Aldehído

II. R-O-R

C. Éter

Rpta: ____________

4. Indique el nombre de CH3CHOHCH2CH3

I. CH3-COOH ____________

Rpta: ____________

II. CH3-O-CH3 ____________

III. CH3-CHO ____________

8. Indica la fórmula en cada caso: I. 3-metil-pentanal

__________

II. ácido butanoico

__________

III. 2-pentanona

__________

5. Señale la atomicidad del 2-metil-2-pentanol

Rpta: ____________

6. Completa la siguiente reacción: 9. ¿Cuál es la atomicidad 2,3-butanodiona?

Colegios

4-metil-1-penteno + H2O → _______________

TRILCE 234

Rpta: ____________

Central: 6198 - 100

Química 10. ¿Cuántos enlaces tipo sigma posee el ácido butanodioico?

13. Señale como verdadero (V) o falso (F) I. La solución acuosa de metanal se conoce como formol.

Rpta: ____________

II. El ácido etanoico es componente de la solución conocida como vinagre.

11. El nombre correcto de la estructura:

III. El alcohol para consumo humano se obtiene por fermentación de carbohidratos.

CH3 - CH - CH = CH - CH - CH2 - CH3

CH3

OH

a) b) c) d)

2- metil- 5- Heptenol 6- metil- 4- Heptenol 2- metil- 5- Hexenol 6- metil- 4- Hepten- 3- ol

e) 2- metil- 3- Hepten-5- ol

b) VFV

d) FFF

e) VVF

c) FVV

14. Señale a formula global del 2,4– pentanodiona: a) C5H8O2 b) C7H9O2 c) C5H7O2

12. Señale la alternativa incorrecta:

d) C7H8O2 e) C5H9O2

a) Los alcoholes presentan enlace puente de hidrógeno. b) Los fenoles son más ácidos que los alcoholes. c) Al oxidar un aldehído se obtiene un ácido carboxílico. d) Las cetonas no tienden a oxidarse. e) La aminas tienen carácter ácido.

a) VVV

15. La fórmula global del ácido tartárico (ácido 2,3dihidroxibutanodioco) es: a) C4H6O6 b) C4H9O4 c) C4H7O2 d) C4H8O2 e) C4H9O2


Investiga un poco más: Obtención del Metanal En un Erlenmeyer coloque 1 ml de dicromato potásico, agregue 2 ml de ácido sulfúrico. Luego con una pipeta deje caer sobre dicha mezcla 3 ml de etanol. ¿Qué color toma la mezcla crónica? ¿Cómo es el olor? ¿Qué se desprende de la boca del matraz? Lave bien el matraz y coloque en él 4 ml de etanol caliente, y cuando comience a desprenderse vapores, introduzca en el matraz un alambre de cobre en forma de espiral,(calentado al rojo). Compare el olor de los vapores producidos con los de la experiencia anterior. ¿Qué cuerpo se ha formado? ¿Qué papel desempeña el cobre al rojo? ¿El etanol se oxidó o se redujo?

ALCOHOL Éter

Aldehído www.trilce.edu.pe

Cetona

Ácido carboxílico Cuarto año de secundaria 235

Amidas - aminas - ésteres http://1.bp.blogspot.com/_xyYFMwz4t6g/TOx6wWBXt-I/AAAAAAAADxg/nDaoVU5_X18/ s1600/golosinas+03.jpg

6

Unidad U nidad VI

Todas las grasas y aceites naturales, exceptuando obviamente los aceites minerales, y la mayoría de las ceras son mezclas de ésteres. Por ejemplo, los ésteres son los componentes principales del sebo, de la grasa de cerdo o manteca, de los aceites de pescado incluyendo el aceite de hígado de bacalao y del aceite de linaza. Los ésteres de alcohol cetílico se encuentran en el espermaceti, una cera que se obtiene del esperma de ballena, y los ésteres de alcohol miricílico en la cera de abeja. La nitroglicerina, un explosivo importante, es el éster del ácido nítrico y la glicerina.

Leemos: El salicilato de metilo se emplea principalmente como agente aromatizante y posee la ventaja de que se absorbe a través de la piel. Una vez absorbido, el salicilato de metilo puede hidrolizarse a ácido salicílico, el cual actúa como analgésico. Este producto puede extraerse de varias plantas medicinales capaces de aliviar el dolor. Los ésteres como el etanoato de isoamilo (aceite de plátano), el etanoato de etilo y el etanoato de ciclohexanol, son los principales disolventes en las preparaciones de lacas. Otros ésteres, como el ftalato de dibutilo y el fosfato de tricresilo se usan como plastificadores en las lacas. El etanoato de amilo se emplea como cebo odorífero en venenos para la langosta, y algunos de los metanoatos son buenos fumigantes. Los ésteres tienen también importancia en síntesis orgánica. Además, estos compuestos tienen aplicaciones médicas importantes. El nitrito de etilo es diurético y antipirético. El nitrito de amilo se usa en el tratamiento del asma bronquial y de las convulsiones epilépticas, y como antiespasmódico. La nitroglicerina y el nitrito de amilo producen la dilatación de los vasos sanguíneos, disminuyendo por tanto la presión sanguínea. El chaulmugrato de etilo se ha empleado en el tratamiento de la enfermedad de Hansen. El sulfato de dimetilo (utilizado con frecuencia en síntesis orgánica como agente desnaturalizador) y el sulfato de dietilo son extremamente peligrosos en forma de vapor, y deben ser manejados con cuidado.

Colegios

TRILCE 236

Central: 6198 - 100

Química

Los ésteres de ácidos salicílico se utilizan en medicina. Ejemplo: el ácido acetil salicílico (aspirina), el salicilato de metilo y el salicilato de fenilo. El ácido acetilsalicílico o aspirina, como es conocido comercialmente, es el más popular de los medicamentos sintéticos, esto se debe a su acción analgésica, antipirética, anti-inflamatoria y antirreumática, además de ser utilizada en la prevención del infarto de miocardio, su bajo costo, obtención y adquisición, aunque se conocen numerosos compuestos con dichas propiedades analgésicas, en la aspirina se encuentran presentes ambos efectos. Es por ello que la aspirina se usa en muchas preparaciones conjuntamente con un gran número de otros medicamentos. Las industrias químicas producen cantidades de esteres, del orden de centenares de millones de kg por año. Son de especial importancia el acetato de etilo, acetato de butilo, dibutilftalato, acetato y xantogenato de celulosa, trinitrato de glicerilo, acetato de vinilo y nitrato de celulosa. Fuente: http://www.buenastareas.com/ensayos/Funciones-Oxigenadas/2097323.html

1. Éster Los ésteres son compuestos orgánicos ternarios que se obtienen de la esterificación de un ácido carboxílico y un alcohol. Para nombrarlos a la terminación del ácido oico se le cambia por oato y al radical del alcohol se nombra con la terminación ilo. Su grupo es -COOSe usan como saborizantes y por sus olores agradables en la industria de las golosinas.

O

O

CH3 - C - O - CH3

CH3 - CH2 - C - O - CH2 - CH3

Etanoato de metilo

Propanoato de etilo

2. Grasa o aceite Son ésteres que provienen de un ácido graso con glicerina. Para nombrar se coloca el termino tri luego la palabra oato y finalmente la palabra de glicerilo.

O H O H HO - C - R H-C-O-C-R H - C - OH O O H - C - OH + HO - C - RI H - C - O - C - R I + 3 H 2O O O H - C - OH H - C - O - C - R" HO - C - R" H H glicerina 3 ácidos grasos grasa agua Se denomina trihexadecanoato de glicerilo

O

CH2 - O - C - (CH3)16 - CH3

O

CH - O - C - (CH2)16 - CH3 3. Jabón

O

CH2 - O - C - (CH2)16 - CH3

Son sales orgánicas de sodio o de potasio que provienen de saponificación de un grasa con hidróxido de sodio o hidróxido de potasio. Presenta la estructura R-COONa o R-COOK.Para nombrar se coloca la terminación oato de Sodio o oato de Potasio. www.trilce.edu.pe


6

Unidad U nidad VI

Reacción de Saponificación H

O 3 NaOH

H-C-O-C O

H - C - OH

+

H - C - OH

H-C-O-C

Calor

H-C-O-C H

NaOOC

H

NaOOC

H - C - OH NaOOC (Jabones) 3 sales sólidas de ácidos grasos

H

O Triacilglicerido

Glicerina

El compuesto C17H35-COONa corresponde al octadecanoato de sodio Si la estructura posee sodio es un jabòn duro, y si contiene potasio es un jabón blando. C

C

C

C

C

C

C

C C

C C

O

C C

C

Jabón

O- Na+

O H H + C C C C C C C O I C C C C C C C - S - O- Na+ O I+ C O O Detergente C H +H C 4. Amina Son compuestos ternarios que se obtienen a partir del amoniaco NH3 con un alcohol. Para nombrar se coloca la palabra AMINA y si es radical se utiliza el término AMINO. Las aminas de acuerdo al número de hidrogenos sustituidos del amoniaco pueden ser aminas primarias, secundarias o terciarias. R - NH2 Amina primaria R - NH

Amina secundaria

RI R - N - R

R" H

Amina Terciaria CH3

CH2 - CH3

CH3 - CH2 - CH2 - N - CH3 CH3 - N - CH2 - CH2 - CH2 - N - CH2 - CH3 N-metilpropilamina

N, N - dietil - N', N' - dimetil - 1,3 - propanodiamina

5. Amida Es un compuesto cuaternario que contiene los cuatro elementos principales C, H, O, N. Se obtiene de la reacción de un ácido carboxílico con el amoniaco NH3. Para nombrar se utiliza la terminación amida. De acuerdo a la sustitución de àtomos de hidrógeno este puede ser amida primaria, secundaria o terciaria. O O O R-C

R-C NH2 Amida primaria o sencilla Colegios

TRILCE 238

R-C

NH

R

Amida secundaria o sustituida

R-N-R Amida terciaria o disustituida Central: 6198 - 100

Química 6. Carbohidratos Son compuestos orgánicos ternarios que contienen carbono, hidrógeno y oxígeno. Son esenciales para la vida por la energía que proporcionan. Por el número de carbonos pueden ser diosas, triosas, tetrosas, pentosas, hexosas….o por el grupo funcional en aldosas si posee el grupo –CHO o cetosas si poseen el grupo –COO

O

O NH2 3-metilbutanamida

N

N

H N-butil-3-metilbutanamida

H N-(3-metilbutil) butanamida

Los carbohidratos se pueden clasificar en: • Monosacáridos: poseen en su estructura dos a seis átomos de carbono. Su fórmula global es CnH2nOn, Los monosacáridos más importantes son: O

O C1-

2

3

H - C4- OH H - C - OH

6

CH2OH D - Glucosa

H

OH - C3- H

H - C - OH

6

H

H C HO

1 OH 2

3 H OH Galactosa

5

CH2OH D - Galactosa

O

5

1

5

H - C - OH

H

C2= O

OH - C - H

5

OH

4

H - C - OH

4

CH2OH

3

4

OH

OH - C - H

OH - C - H

6 CH2OH

2

H - C - OH

H - C - OH

C1- H

H

CH2OH 6

D - Fructosa

CH2OH C O H H C OH H OH C O OH H

CH2OH O

H OH

H OH

OH H

Glucosa

CH2CH

Fructuosa

• Disacáridos: poseen en su estructura dos monosacáridos unidos por enlace –O- llamado enlace glucosídico. La fórmula global es C12H22O11. Los principales disacáridos son: CH2OH H

H OH

O

H

H

OH H

CH2OH O

OH

O

H

H

OH

OH

OH H Sacarosa

Unidad de galactosa CH2 - OH

CH2OH

H OH

H

H

OH

H

∝ - D - glucopiranosil (1 → 2) β - D - fructofuranósido β - D - fructofuranosil (2 → 1) glucopiranósido

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O

H O H

Unidad de glucosa CH2 - OH O H H H OH OH H

OH

Lactosa


6

Unidad U nidad VI

6 CH2OH 5 H 4 OH 3 OH H

CH2OH

O

H

H

H1 2

O OH H H

O

OH

H

H OH H

OH

Maltosa ∝ - D - glucopiranosil - (1 → 4) β - D - glucopiranósido •

Polisacáridos

son polímeros de monosacáridos de fórmula -(C6H10O5)n-. Son macromoléculas que se unen por enlace glucosídico -OAlmidón

O

5 H H 4 OH

O H

3 H

6 CH2OH

6 CH2OH

6 CH2OH H 1

2 OH

5 H OH O 4 3 H H

O H

5 H OH O 4 3 H

O

H

H 1

2 OH

6 CH2OH

H

H 1

2 OH

5 H OH O 4 3 H H

O

H 1

H 2 OH

Celulosa CH2OH

CH2OH H OH

O H OH

H

H

OH

OH H

CH2OH O

H

O O

H

O

OH

H

H

OH

CH2OH

H

H H

OH

H

H

OH

H

H O

O O

H OH

H

H

OH

H

• Las aminas son compuestos que están ampliamente distribuidas en las plantas y animales. Por ejemplo la adrenalina (epinefrina) es una hormona que es producida por las glándulas suprarrenales. La secreción de esta hormona al torrente sanguíneo en momento de tensión ocasiona aceleración del corazón, constricción de las arterias y dilatación de las pupilas. Además produce un marcado aumento del metabolismo y así prepara el organismo para una emergencia. OH CH2 OH

Colegios

TRILCE 240

http://uploads.blogia.com/ blogs/f/fi/fin/finaloftheway/ upload/20070731160328-puenting6. jpg

Sabías que:

C CH2 NH CH3 H Adrenalina (Epinefrina)

Central: 6198 - 100

Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los ésteres se obtienen del amoniaco. II. Las aminas tienen carácter básico.

Explicación

2. Completa:

La reacción entre un ácido carboxílico y un __________________ produce ester y _________________

3. Relaciona: I. R-COOR

A. Amida

II. R-NH2

B. Amina

C. Éster

Rpta: ____________

4. Indica la fórmula del butanoato de etilo.

9. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio reaccionan con 0,6 mol de acido hexadecanoico?

Rpta: ____________

10. Mencione dos diferencias entre los dos monosacáridos. Glucosa

Rpta: ____________

Función orgánica Nombre químico

5. Señala la fórmula de:

O

CH3 - CH2 - CH2 - C

O - CH2 - CH3

Rpta: ____________

Rpta: ____________

La relación correcta es:

a)

b)

7. Señala el nombre de: CH3 CH3 - N - CH3

11. Indique el tipo de compuesto mostrado:

6. Indique la atomicidad del acetato de etilo.

Fructosa

Rpta: ____________

c)

d)

O R - C - H

:

Cetona

O R - C - O - R :

Anhidrido

O R - C - R

:

Aldehído

O R - C - O - H :

Ácido carboxílico

8. Indique el tipo de compuesto mostrado:

O

CH2 - O - C - (CH2)14 - CH3

O CH - O - C - (CH2)14 - CH3 O

CH2 - O - C - (CH2)14 - CH3

Rpta: ____________

www.trilce.edu.pe

e) H - O - R

:

Éster

12. La relación correcta es: a) CH3CH2 – O– CH3

: Éster

b) CH3 –CO – CH3

: Éter

c) CH3CH2 – NH – CO – CH3 : Amina d) CH3CH2OH

: Aldehído

e) : Alcohol OH Cuarto año de secundaria 241

6

Unidad U nidad VI

13. La relación correcta es:

15. Indicar verdadero (V) o falso (F), sobre la margarina, cuya estructura es:

a) R-CO-NH2

: Amida secundaria

b) R-NH-R1

: Amina terciaria

CH2-COO-(CH2)16-CH3

c) R-CN-H : Nitruro d) R-NH2

CH-COO-(CH2)16-CH3

: Amina primaria

CH2-COO-(CH2)16-CH3

e) R-CO-NH-R1 : Amina primaria 14. La proposición correcta es: a) Las amidas son conocidas como bases inorgánicas.

(

) Es insoluble en agua fría

(

) Es de estructura saturada

(

) Es una grasa líquida (aceite)

b) Una amina terciaria presenta puente hidrógeno.

a) FFF

b) VVF

c) El dimetramina es una amina secundaria.

d) FFV

e) FFF

c) VVV

d) En las aminas la valencia del nitrógeno es cinco. e) En las aminas el N tiene hibridación sp2.

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Las grasas son ésteres de ácidos inorgánicos. II. Los jabones blandos poseen en su estructura sodio.

Explicación

2. Completa:

El proceso de ____________________ consiste en la reacción de una grasa con ___________________

para formar un jabón blando. 5. Señale el nombre de:

3. Relaciona:

O I. R-CONH2

A. Amina

II. R-COOK

B. Amida

CH3

C. Jabón

Rpta: ____________

TRILCE 242

O

Rpta: ____________

6. Con respecto al compuesto trimetil amina, señala el número de enlaces tipo sigma.

Rpta: ____________

7. Señala la atomicidad del trioctadecanoato de glicerilo.

Colegios

CH2CH2CH3

Rpta: ____________

4. Indica la fórmula de butanoato de etilo.

C

Rpta: ____________ Central: 6198 - 100

Química 8. Hallar la masa de 5 moles de acetato de sodio:

Rpta: __________

9. Señale la alternativa correcta: a) CH3 – CH2 – OH

: Aldehído

b) CH3 – COOH

: Éster

c) CH3 – CO – CH3

: Cetona

d) CH3 – COO – CH3 : Ácido Carboxícilico e) CH3 – O – CH3

: Alcohol

10. La relación incorrecta es: a) CH3CH2OH

: Alcohol

b) CH3 – O – CH3

: Éter

c) CH3CH2– NH2

: Amino

d) CH3CHO

: Aldehído

e) OH

: Alcohol

(

) La oxidación de un alcohol primario produce una cetona.

(

) La oxidación de un alcohol secundario produce un aldehído.

a) FFVV b) FVFF d) FFFF

c) VFFV

e) VVFV

12. La relación correcta es:

a) R-CO-NH2 :

Amida secundaria

b) R-NH-R1 :

Amina terciaria

c) R-CN-H

:

Nitruro

d) R-NH2

:

Amina primaria

e) R-OH

:

Fenol

13. Indicar con (V) verdadero o (F) falso según corresponda con respecto a los carbohidratos: I. Presentan moléculas de agua en su estructura. II. Todos son hidrolizables.

11. La secuencia correcta es: (

) El etanol es un alcohol secundario.

(

) Un alcohol cuaternario tiene el (–OH) en el carbono cuatro.

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III. La sacarosa y la glucosa presentan enlace glucosídico. a) VVV

b) FFF

d) FVF

e) FFV

c) VVF


6

Unidad U nidad VI


Investiga un poco más: Síntesis experimental de un Éster Materiales: • 125 g de mantequilla

• Etanol

• Hidróxido de sodio

• Ácido sulfúrico

• Hielo La esterificación de Fisher consiste en la reacción entre un ácido carboxílico y un alcohol la cual transcurre en una reacción no muy favorecida a los productos y debido a la poca reactividad agregándole catalizadores ácidos se puede acelerar la velocidad de reacción. La reacción general sigue del siguiente esquema: a) Reacción de Formación de Éster 1. CH3CH2CH2COOH + CH3CH2OH CH3CH2CH2COOCH2CH3 + H2O El ácido butanoico reacciona con el etanol, generando un éster y agua, el agua se forma porque se sale el grupo OH del etanol y reacciona con un hidrógeno que sale del ácido butanoico generando el H2O. 2. CH3CH2CH2COOCH2CH3 + H2O + NaOH + H2SO4 El hidróxido de sodio sirve para neutralizar el acido sulfúrico que sirve como catalizador, porque se necesita de un medio ácido para que funcione la reacción. b) El nombre del compuesto es "Butirato de Etilo" c) Olor muy agradable, buen disolvente, puede formar puentes de hidrógenos, se puede ocupar como combustible biológico o biodiesel d) Tiene olor a piña, son utilizados como saborizantes y aromático. f) El ácido sulfúrico funciona como catalizador de la esterificación, ya que se necesita un ácido duro para poder romper los enlaces del hidrógeno y oxígeno.

ALCOHOL

Con amoniaco

Amina

Colegios

TRILCE 244

Éster

Amida

Grasa y jabón

Central: 6198 - 100

Isomería http://3.bp.blogspot.com/_IgzBXmkvAss/TI_U-ssL-gI/AAAAAAAAACQ/bVR6_BhyJPY/s320/ isomero.jpg

7

Química

Unidad V

En química orgánica es común encontrar compuestos de igual fórmula global pero diferentes propiedades, llamados isómeros.

Leemos: La isomería es una propiedad general que depende fundamentalmente de la simetría y como tal, puede estar presente en objetos, en seres y en estructuras químicas; por lo tanto se puede encontrar en la Química Orgánica, Inorgánica, Organometálica, o de Coordinación. Como el tema del presente texto es el de los complejos, sólo se presentarán ejemplos de la química de coordinación. En las entidades de coordinación se presentan diferentes tipos de isomería, dependiendo del número de coordinación y de la estructura espacial de la entidad. Fuente:http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/2000189_1/html/quimica-de-coordinacionisomeria.html

La isomería consiste en que dos o más sustancias que responden a la misma fórmula molecular presentan propiedades químicas y/o físicas distintas. Los distintos tipos de isomería se clasifican según el siguiente esquema:

Isomería

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*

de cadena estructural * de posición de función geométrica estereoisomería * óptica Cuarto año de secundaria 245

7

Unidad U nidad VI

1. Isomería estructural o plana La isomería estructural o plana se debe a diferencias de estructura y puede explicarse mediante fórmulas planas. a. Isomería de cadena Es la que presentan las sustancias cuyas fórmulas estructurales difieren únicamente en la disposición de los átomos de carbono en el esqueleto carbonado, por ejemplo:

Ejemplos

Isómeros con fórmula molecular C4H10 CH3 CH3 - CH2 - CH2 - CH3 CH3 - CH - CH3

n - butano

2 - metil - propano (isobutano)

b. Isomería de posición Es la que presentan sustancias cuyas fórmulas estructurales difieren únicamente en la situación de su grupo funcional sobre el esqueleto carbonado.

Ejemplos

Isómeros con fórmula molecular C3H8O CH3 - CH2 - CH2OH CH3 - CHOH - CH3

1 - propanol

2 - propanol

c. Isomería de función Es la que presentan sustancias que con la misma fórmula molecular presentan distinto grupo funcional.

Ejemplos

Isómeros con fórmula molecular C2H6O

CH3 - CH2OH etanol

CH3 - O - CH3 metano-oxi-metano

Isómeros con fórmula C3H6O O O CH3 - CH2 - C CH3 - C H CH3 propanal propanona 2. Estereoisomería La estereoisomería la presentan sustancias que con la misma estructura tienen una diferente distribución espacial de sus átomos. a. Isomeria geométrica: Una de las formas de estereoisomería es la isomería geométrica. La isomería geométrica desde un punto de vista mecánico, se debe en general a que no es posible la rotación libre alrededor del eje del doble enlace. Es característica de sustancias que presentan un doble enlace carbono-carbono: Colegios

TRILCE 246

C=C

, así como de ciertos compuestos cíclicos. Central: 6198 - 100

Química Para que pueda darse en los compuestos con doble enlace, es preciso que los sustituyentes sobre cada uno de los carbonos implicados en el doble enlace sean distintos. Es decir, que ninguno de los carbonos implicados en el doble enlace tenga los dos sustituyentes iguales. Las distribuciones espaciales posibles para una sustancia que con un doble enlace son: Forma cis; en ella los sustituyentes iguales de los dos átomos de carbono afectados por el doble enlace se encuentran situados en una misma región del espacio con respecto al plano que contiene al doble enlace carbono-carbono. Forma trans; en ella los sustituyentes iguales de los dos átomos de carbono afectados por el doble enlace se encuentran situados en distinta región del espacio con respecto al plano que contiene al doble enlace carbono-carbono.

Ejemplos Isómeros geométricos para el compuesto CH3 - CH = CH - COOH H3C COOH H3C H C = C C=C H H H COOH Isómero cis (Ácido isocrotónico) Isómero trans (Ácido crotónico)

De ordinario resulta más fácil transformar la forma cis en la trans que a la inversa, debido a que en general la forma trans es la más estable. b. Isomería óptica Existen sustancias que al ser atravesadas por luz polarizada plana producen un giro del plano de vibración de la luz. Se dice que estas sustancias presentan actividad óptica. Se llaman sustancias dextrógiras las que al ser atravesadas por una luz polarizada plana giran el plano de polarización hacia la derecha (según un observador que reciba la luz frontalmente). Se llaman sustancias levógiras las que al ser atravesadas por una luz polarizada plana giran el plano de polarización hacia la izquierda (según un observador que reciba la luz frontalmente). La causa de la actividad óptica radica en la asimetría molecular. En química orgánica la principal causa de asimetría molecular es la presencia en la molécula de algún átomo de carbono asimétrico. El átomo de carbono asimétrico se caracteriza por estar unido a cuatro grupos diferentes. Se acostumbra a señalar los carbonos asimétricos con un asterisco cuando se quiere poner de manifiesto su carácter de carbonos asimétricos: En el caso de una molécula con un sólo átomo de carbono asimétrico son posibles dos configuraciones distintas y tales que una cualquiera de ellas es la imagen especular de la otra. Estas configuraciones son recíprocamente enantiomorfas. H 3C

CH3

C+ HO

+

H CH2OH

C OH

H

espejo

HOH2C

Configuraciones enantiomorfas (imágenes espéctaculares)

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7

Unidad U nidad VI

Los enantiomorfos son isómeros ópticos, pues teniendo la misma fórmula molecular sólo se diferencian en su acción sobre la luz polarizada. Los enantiomorfos presentan las mismas propiedades químicas y físicas (excepto su acción sobre la luz polarizada). Una mezcla equimolecular (igual número de moléculas) de dos enantiomorfos no presentará actividad óptica. A esta mezcla se le llama mezcla racémica.

Sabías que: • Las feromonas son sustancias químicas secretadas por una especie con el fin de provocar un comportamiento determinado en otro individuo de la misma u otra especie. Son por tanto un medio de señales cuyas principales ventajas son el gran alcance y la evitación de obstáculos, puesto que son arrastradas por el aire. • El término fue acuñado a finales de la década de los cincuenta del siglo XX, a partir de las raíces griegas φέρω (llevar) y όρμόνη (estímulo, hormona). Algunas mariposas, como los machos de Saturnia pyri, son capaces de detectar el olor de la hembra a 20 km de distancia. • Muchas especies de plantas y animales han utilizado diferentes aromas o mensajes químicos como medio de comunicación y casi todas utilizan uno o varios códigos por este medio, tanto para atraerse sexualmente como para otros fines. Estas sustancias tienen además la particularidad de inducir cambios en el comportamiento de los individuos que tienen contacto con ellas.

Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. El metano carece de isómeros. II. El butano y el metilpropano son isómeros de cadena.

Explicación

2. Completa:

A los compuestos que poseen la misma ___________________ de denominan __________________

pero presentan diferentes propiedades físicas y/o químicas.

3. Relaciona: I. CH3CH2OH y CH3OCH3

A.

Isómeros de cadena

II. CH2=CHCH2CH3 y CH3CH=CHCH3

B.

Isómeros de función

C.

Isómeros de posición

Rpta: ____________

4. ¿Cuántos C5H12?

compuestos

poseen

Rpta: ____________

5. Indica el nombre de: H

Colegios

Rpta: ____________

TRILCE 248

6. Señala la fórmula del Trans-2-hexeno. Rpta: ____________

7. Determina el número de isómeros ópticos de H O H cada compuesto: O H

C=C

CH3 - CH2

fórmula

la

CH3

H HO H H

OH H OH OH

Rpta: ____________

CH2OH

HO H HO HO

H OH H H CH2OH

Central: 6198 - 100

Química 8. ¿Qué tipo de isómeros son los compuestos mostrados? I. CH3CH2COOCH3

Rpta: __________

II. CH3CH2CH2COOH

Rpta: __________

9. ¿Cuántos isómeros poseen la formula C4H8?

13. ¿Cuántos isómeros de posición poseen la fórmula C5H10?

14. El isómero de mayor masa molecular: a) H3C

Rpta: __________

d) 3

e) 2

posee

c) 4

12. ¿Qué alqueno carece de isómeros?

I. Eteno

Rpta: __________

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Cl CH2 - CH3

II. 2-buteno III. 1-buteno

la

Cl

C=C H 3C

CH3

d) OH CH3

C = C C = C

H3C CH2 - CH3 H3C

11. ¿Cuántos carbonos asimétricos estructura mostrada?: H 1 C O 2 H C OH 3 HO C H 4 H C OH 5 H C OH 6 CH2OH b) 5

b) OH

C = C

c) H

Rpta: __________

a) 6

CH3

H3C

10. Señale el nombre de:

Rpta: __________

e) HOOC

CH3

CH2 - CH2 - CH3

C=C

H

Cl

15. Las siguientes estructuras corresponden a: CH3CH2-O-CH3 y CH3CHOH-CH3

a) Isómeros de posición

b) Isómeros de cadena

c) 2 éteres

d) Isómeros funcionales

e) No guardan relación


7

Unidad U nidad VI

Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. El etano carece de isómeros. II. El butano y el metilpropano son isómeros de función.

Explicación

2. Completa:

Los ____________________ son compuestos que poseen la misma ___________________ pero

presentan diferentes propiedades físicas y/o químicas.

3. Relaciona: I. CH3CH2CHO y CH3COCH3

A.

Isómeros de cadena

II. CH2=CHCH2CH3 y CH2 =C - CH = CH2

B.

Isómeros de función

C.

Isómeros de posición

Rpta: ____________

4. ¿Cuántos C4H10?

CH3

compuestos

poseen

la

fórmula

Rpta: ____________


I. CH3CH2COCH2CH3

Rpta: __________

II. CH3CH2CH2COCH3

Rpta: __________

9. ¿Cuántos isómeros poseen la fórmula C3H6?

CH3

8. ¿Qué tipo de isómeros son los compuestos mostrados?

CH2 = C - CH = CH2

Rpta: ____________

6. Señala la fórmula del Trans-2-penteno. Rpta: ____________

10. Señale el nombre de: H 3C

7. Determina el número de isómeros ópticos de cada compuesto: H O

Rpta: ____________

Rpta: __________

a) 6

H

C

OH

b) 5

HO

C

H

c) 4

HO

C

H

d) 3

H

C

OH

e) 2

CH(CH3)2 H

H

11. ¿Cuántos carbonos estructura mostrada?

C

Rpta: __________

asimétricos

posee

la

CH2OH C

O

HO

C

H

H

C

OH

H

C

OH

CH2OH

CH2OH

12. ¿Qué alqueno carece de isómeros? Colegios

TRILCE 250

I. Eteno

II. 2-buteno III. 1-penteno Central: 6198 - 100

Química 13. ¿Cuantos isómeros de posición poseen la 15. Las siguientes estructuras corresponden a: fórmula C4H8? CH3CH=CHCH3 y CH2=CHCH2CH3 Rpta: __________ 14. De los mencionados, ¿cuáles poseen isómeros geométricos? I. 2-buteno II. 2-metil-1-penteno III. 2-metil-2-hexeno

a) Solo I

b) Solo II

d) I y III

e) I , II y III

a) Isómeros de posición b) Isómeros de cadena c) 2 éteres d) Isómeros funcionales e) No guardan relación

c) solo III


Investiga un poco más: Estudio de azúcares reductores Fundamento Los monosacáridos y la mayoría de los disacáridos poseen poder reductor, que deben al grupo carbonilo que tienen en su molécula. Este carácter reductor puede ponerse de manifiesto por medio de una reacción redox llevada a cabo entre ellos y el sulfato de Cobre (II). Las soluciones de esta sal tienen color azul. Tras la reacción con el glúcido reductor se forma óxido de Cobre (I) de color rojo. De este modo, el cambio de color indica que se ha producido la citada reacción y que, por lo tanto, el glúcido presente es reductor. Técnica • Poner en los tubos de ensayo 3ml de la solución de glucosa, maltosa, lactosa fructosa o sacarosa (según indique el profesor). • Añadir 1ml de solución de Fehling A (contiene CuSO4) y 1ml de Fehling B (lleva NaOH para alcalinizar el medio y permitir la reacción). • Calentar los tubos a la llama del mechero hasta que hiervan. • La reacción será positiva si la muestra se vuelve de color rojo y será negativa si queda azul o cambia a un tono azul-verdoso. • Observar y anotar los resultados de los diferentes grupos de prácticas con las distintas muestras de glúcidos.

De cadena Estructural

De posición De función

Isomería Geométrica Estereoisomería Óptica www.trilce.edu.pe


Quimica_4

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