1Químicasdavi AGRADECIMIENTOS A Dios por darme la sabiduría y su acompañamiento permanente. A mis hijos y demás familiares como Oscar David, Yina Marcela, Ángel, Luis, David Camilo, Anita José De Jesús, Yender, Manuel, Meris, María Camila, personas que me han dado la confianza para luchar, y enfrentar los diversos obstáculos que la vida días tras días nos presenta, de igual forma son ellos, el motivo para continuar creciendo este fascinante mundo del conocimiento. DEDICATORIA Esta guía está dedicada a toda la comunidad científica y Académica, motivada por pretender orientar los conocimientos propios de la ciencias a través de un lenguaje alegre y recreativo, pero que más que todo está dedicado muy especialmente a los estudiantes de Educación Media vocacional de todo el país, pues al fin de cuenta serán los primeros beneficiarios en escrudiñar y apropiarse de esta guía práctica e interactiva en el campo de la química, también quiero dedicarlo con mucho aprecio a todos los docentes, directivos docentes, autoridades locales, Departamentales y nacionales que sin lugar a duda muestren interés en apoyar incondicionalmente esta propuesta Educativa y sobre todo por querer hacer parte de ese maravilloso cambio e innovación que en este nuevo milenio vienen ofreciendo las NTICs en la Educación. El conocimiento se vuelve poderoso solamente cuando es compartido. David. 2 Químicasdavi TABLA DE CONTENIDO 3 Químicasdavi 4 Químicasdavi VIDA DEL AUTOR David De Jesús Álvarez Benavides, nacido en la ciudad de Corozal, Departamento de Sucre – Colombia, el día cinco de mayo del año 1972. Realizó sus estudios de primaria en escuela Sor María Angélica, de Corozal, la Secundaria en el Liceo Carmelo Percy Vergara de Corozal; en cuanto a la educación superior estudió en la Universidad de Sucre, en donde obtuvo el título de Biólogo con énfasis en Biotecnología, seguidamente realizó un diplomado en Informática de la Educación con la Universidad Industrial del Santander ―UIS‖, posteriormente en materia de posgrado estudió en la Universidad Francisco de Paula Santander con sede en Ocaña donde obtuvo el título de Especialista en Informática Educativa, en la actualidad adelanto estudios de maestría en Informática de la Educación con la Universidad virtual y tecnológica de Monterey – México. En cuanto a mi vida laboral, me he venido desempeñando como docente en distintas Instituciones Educativas del Departamento de Sucre, entre las cuales merecen mención Centro Educativo de Sabanas De Pedro, Institución Educativa Sabanas de Beltrán, Institución Educativa agropecuaria El Piñal, Institución Educativa Palma de Vino, Institución Educativa De Galeras, Institución Educativa Agropecuaria las Flórez, Institución Educativa San Juan De Betulia, en la actualidad laboro como docente en la Institución Educativa San Mateo de El Roble. En lo que respecta al sector privado, también me desempeñe como docente en Instituciones Educativas como el colegio Pestalozziano, (Corozal) el Instituto Luis Carlos Galán (con sede en Corozal) y el colegio mayor de la sabana (Corozal); en todas estas instituciones mi desempeño se encaminó en orientar asignaturas de las ciencias naturales como la química, la Biología, también he venido prestando mis servicios profesionales en el área de tecnología e informática. En cuanto a la Educación superior compartí mis experiencias profesionales con el Instituto de Educación superior ―CECOM‖, donde oriente asignaturas como Anatomía, Fisiología, y Microbiología entre otras. En los actuales momentos me desempeño como coordinador del Instituto Educativo técnico ―INETEC‖ con sede en el municipio de El Roble. En este transcurrir laboral lo más importante para mí fue la oportunidad que me dio la Universidad Industrial del Santander ―UIS‖ que a través del programa computadores para educar, me capacitó y actualizó en el uso de las ayudas que ofrecen las nuevas herramientas de la Información y la comunicación. NTICs. Este nuevo saber me abrió las puertas para que en estos últimos siete años presentara en diferentes foros Educativos, realizados a nivel local, regional y nacional, una serie de experiencias significativas, complementarias a la enseñanza de las ciencias naturales, las cuales en la mayoría de los casos fueron premiadas como las mejores, y lo más importante es el impacto y aceptación que tenido por estudiantes y docentes. Este hecho me ha dado mucho reconocimiento en materia educativa dentro y fuera del Departamento, gracias a este ir y venir profesional he decidido mostrar hoy a toda la comunidad Académica en general esta propuesta pedagógica relacionada con la enseñanza de la química, la cual se apoya bajo un modelo pedagógico Constructivista - desarrollista. 5 Químicasdavi JUSTIFICACIÒN Y PRESENTACIÓN En el pasado al parecer el aprendizaje de las matemáticas representaba un serio problema, hasta el punto de convertirse en una de las áreas más despreciadas y pérdidas por los estudiantes. Incluso se tenía la concepción que el profesor que la orientaba, era el más serio, el que más sabia, el más odioso, en fin tantos calificativos, que impedían en cierta forma que los educandos lo aceptaran como tal, sin embargo hoy día nos damos cuenta que esta problemática también se ha extendido a otras áreas y asignaturas del conocimiento como es el caso por ejemplo de la química. Haciendo un poco de análisis vemos que este tipo de problemática educativa se nos viene convirtiendo en un verdadero reto que los educadores tenemos que afrontar y darle la pronta solución que se merece. Es posible que esto pueda deberse tal vez a que los métodos que se han venido implementando por parte del docente no hayan sido los más adecuados, o tal vez el estudiante muestra poco interés al momento de recibir los aprendizaje, o puede ser también que el material bibliográfico de consulta esté un poco obsoleto, fuera de contexto según las exigencias que pretenden propiciar una educación de calidad, o simplemente pueda ser un fastidio por parte de los alumnos aprender química. Una consecuencia inmediata a este problemática la podemos palpar a simple vista en los bajos resultados que vienen obteniendo los alumnos al finalizar cada periodo académico, que decir también de la apatía y sobre todo el poco interés que muestran los estudiantes al momento de recibir los saberes de química, e incluso he podido presenciar que más de un educando en ciertas ocasiones no se ha podido graduar precisamente por no alcanzar los logros mínimos en la asignatura de química. Entonces surge el interrogante: ¿el problema es del profesor, o del estudiante? Ante situación pienso que una posible solución sería buscar algún tipo de recurso o ayudas Educativas que permita mantener a los estudiantes motivados, de esta manera se tendría la oportunidad de interesarlos por aprender no solo los contenidos de la química sino también cualquier otro saber existente en este macro mundo del conocimiento, pues es muy claro que cuando se tiene buenos niveles de motivación cualquier conocimiento, venga donde venga se vuelve interesante; entonces en este orden de idea para mi particularmente lo primero que debemos hacer es buscar un tipo de metodología acompañada de unos recursos apropiados que permita en cierta medida mantener en alto los niveles motivación en nuestro estudiantes. Desde luego la acción a seguir es darle a ese cumulo de experiencias formativas, que muchos docentes tenemos un pequeño brote de tecnología Educativa, porque es bien conocidos por todos que los muchachos lo que más les gusta es estar al frente de una maquina como la computadora, entonces vemos que este hecho los hace sentirse motivados y dispuestos a recibir y aprender cualquier tipo de información que se les brinde, sin importar cuál sea la disciplina que la sustente; por otro lado desde hace mucho rato el ministerio de Educación Nacional a través del programa computadores para educar viene dotando a todas las Instituciones Educativas del Estado de computadores y demás accesorios informáticos, así como también del servicio de Internet; y los más importante de todo esto es la celebración de convenios con algunas Universidades prestigiosas del país como por ejemplo la UIS, la cual viene capacitando y actualizando a todos los docentes que muestren interés por aprender y aplicar en su práctica pedagógica cotidiana las ayudas Educativas que ofrecen los recursos Informáticos; beneficio que llegó a mi Institución y que aproveche al máximo, pues me dio la oportunidad de mostrar mis experiencias significativas, así como también de darme a conocer entre muchos ilustrados de la academia, residentes en diferentes municipios de mi Departamento; de igual forma estas mismas experiencias fueron socializadas y compartidas con docentes de otras ciudades importante del país como Bogotá, Barranquilla, Bucaramanga entre otras. Por todo lo expuesto hasta aquí hizo posible tomar la firme decisión de atreverme a presentar a la comunidad académica en general esta propuesta pedagógica, que consiste en el diseño e implantación de una guía práctica e interactiva de química básica, la cual se apoya bajo un modelo pedagógico constructivista – desarrollista, puesto que el educando aparte de tener un material didáctico en medio físico va a tener la oportunidad a través de una computadora y de una forma interactiva y divertida, construir y poner en práctica su propio aprendizaje, es decir el mismo es, el autor de su propia formación; además, la misma metodología le brinda la posibilidad de recordar, afianzar y profundizar en el conocimientos propio de la química básica, del cual trata el tomo I. Por otra parte es bueno resaltar que para el diseño de esta guía, desde luego se tuvo en cuenta los estándares curriculares de las ciencias naturales, sobre todo lo referente a la Educación media vocacional y también las competencias y habilidades que los Educandos tienen que desarrollar, en cualquier ámbito científico e investigativo donde interactúe. 6 Químicasdavi El libro en toda su presentación consta de dos tomos, en esta oportunidad quiero hacer publicitaria la entrega del tomo I, el cual trae todos los contenidos programáticos que los estudiantes tienen que ver en el grado 10° y una parte del grado 11°, lo importante de este libro es que trae actividades para que los estudiantes las desarrollen por temas tratados, tiene guías de laboratorio que los alumnos deberán realizar en vivo con el acompañamiento del profesor, lo más novedoso, e importante para mí, es que estas misma experiencias las pueden viven ciar virtualmente, y de una forma divertida, incluso sin la ayuda del profesor, solo se requiere tener conocimientos mínimos de informática básica, por eso al final de cada capítulo encontraras uno o varios link que lo llevaran, bien a realizar prácticas de laboratorio, como también a profundizar sobre un tema tratado, a desarrollar evaluaciones, a descargar otros textos y demás información relacionados con la enseñanza de la química. Finalmente podrás prepararte para la prueba saber 11, que aplica anualmente el Icfes, para ello contaras con una serie de simulacros virtuales e interactivos, donde veras el puntaje obtenido de manera inmediata, una vez finalizada la prueba, desde luego el libro en su componente físico viene con simulacros, pero no te muestra resultado alguno; entonces ahora si se comprenderán el por qué el libro en su titulación lleva la palabra interactiva. Por ello he creído y estoy seguro que si los saberes de la química y de otra disciplina del conocimiento se orientan haciendo uso de esta nueva ayuda que ofrecen las tecnologías de la información y la comunicación. NTICs, los niveles de motivación en nuestros educando de verdad mejorarían, y con ello su rendimiento académico, y porque no decir lo mismo de los resultados de las pruebas externas como las pruebas de estado, también serían muy acogedores. Siendo las cosas de este modo, en nuestros estudiantes estaríamos logrando de una vez por todo, aprendizajes significativos y duraderos. También quiero expresar que muchos docentes estamos sintiendo, en cierta medida ese aire de motivación y ganas de poder hacer las cosas bien, sobre todo cuando seamos capaces de dirigir el conocimiento, haciendo buen uso de la ayuda tan valiosa e importante que ofrecen las NTICs. Mucha de la información que contiene el texto guía la he tomado de un compendio de libros de química, más de 30 y todos en su mayoría digitales, por eso en materia de ejercicios son muchos los que encontraras, tanto resueltos como propuesto, y medibles en los niveles, de básico, medio y avanzado; su implementación en el aula de clase, a mi particularmente, me ha venido dado buenos resultados. Se los recomiendo, por lo mismo estoy dispuesto aceptar todas las críticas constructivas, siempre y cuando tengan como objetivo su mejoramiento continuo, por tal motivo aquí les dejo mi dirección de correo electrónico una vez más, pues en muchas páginas de la guía también lo encontraras:
[email protected] De antemano quiero pedirle muy generosamente a todos los secretarios de Educación municipales, alcaldes, gobernadores que apoyen a la implementación de esta propuesta pedagógica, a través de su financiación, sé que con este buen gesto de su parte estarían impulsando en primer lugar el esfuerzo y espíritu investigativo e innovador de un docente que desde hace mucho rato ha venido entregando, a estudiantes, docentes, amigos, colegas y demás público interesado por la academia, un poco de experiencias, producto de una constante e incansable dedicación, sobre todo en lo que tiene que ver con el buen manejo de los recursos informáticos en el campo Educativo, todo por una justa causa, pensar en mejorar la calidad de vida de nuestra juventud colombiana, lo cual estoy completamente convencido, que solo se puede lograr brindándoles una buena Educación. 7 Químicasdavi 8 Químicasdavi ¿Cuál es el objeto estudio de la química? Establezca diferencia entre elemento y compuesto químico http://www.educando.e du.do/articulos/estudian te/la-materia-y-sus- propiedades/ http://concurso.cnice.m ec.es/cnice2005/93_inici acion_interactiva_materi a/curso/materiales/indic e.htm Materia Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene una energía medible y está sujeto a cambios en el tiempo y a interacciones con aparatos de medida. Es decir es todo aquello que ocupa un sitio en el espacio, se puede tocar, se puede sentir, se puede medir, etc. Las sustancias puras son aquellas que están formadas por partículas iguales. Tienen propiedades específicas bien definidas. Estas propiedades no varían, aun cuando dicha sustancia pura se encuentre formando parte de una mezcla.Por ejemplo, el agua líquida tiene una densidad de 1 g/cm3, y esta propiedad se mantiene constante, incluso si el agua forma pare de una disolución. Son sustancias puras el agua, el alcohol, el nitrógeno, el oxígeno,... Se denomina química a la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía Un elemento químico es un tipo de materia, constituida por átomos de la misma clase. En su forma más simple posee un número determinado de protones en su núcleo. Es un átomo con características físicas únicas, aquella sustancia que no puede ser descompuesta mediante una reacción química, en otras más simples En química, un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica. Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de 2 a 1 (en número de átomos): . 9 Químicasdavi Cuáles son las características de una mezcla? Diferencia entre una propiedad general, y una propiedad especifica, una mezcla homogénea, y otra heterogénea En química, una mezcla es un sistema material formado por dos o más sustancias puras pero no combinadas químicamente. En una mezcla no ocurre una reacción química y cada uno de sus componentes mantiene su identidad y propiedades químicas. Ejemplos de mezclas tenemos el aire, la sangre, una gaseosa. La Mezcla Homogénea es aquella en la que sus componentes no se perciben a simple vista, ni siquiera con la ayuda del microscopio. Su raíz "homo" significa semejanza de procrear de si mismo. Está formada por un soluto y un solvente. Una mezcla heterogénea es aquella que posee una composición no uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y está formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma desigual. Propiedades de la materia: La materia presenta diversas propiedades que la caracterizan, algunas de ellas identifican a toda la materia, por ello se les llama propiedades generales; ejemplo la masa, el volumen y la temperatura entre otras otras, como las propiedades particulares de la materia sólida, precisan ciertas características de un grupo; y las que determinan las diferencias entre una sustancia y otra se llaman propiedades específicas. Ejemplo, la densidad, el punto de fusión, dureza. Las suspensiones son mezclasheterogéneas formadas por un sólido en polvo (soluto) o pequeñas partículas no solubles (fase dispersa) que se dispersan en un medio líquido (fase dispersan te o dispersora). En física y química un coloide, sistema coloidal, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema fisicoquímico formado por dos o más fases, principalmente: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas; por lo general sólidas. La fase dispersa es la que se halla en menor proporción. 10 Químicasdavi Explique algunas características de los materiales de laboratorio, utilizados en la separación de los componentes de una mezcla. ¿Cómo preparar el papel filtro para su previa utilización? Filtración: es aplicable para separar un sólido insoluble de un líquido se emplea una malla porosa tipo colador, la mezcla se vierte sobre la malla quedando atrapada en ella el sólido y en el otro recipiente se depositara el liquido, de ese modo quedan separados los dos componentes. La decantación es un proceso físico de separación de mezclas, especial para separar mezclas heterogéneas, estas pueden ser exclusivamente líquido – líquido ó sólido – líquido. Esta técnica se basa en la diferencia de densidades entre los dos componentes, que hace que dejándolos en reposo se separen quedando el más denso arriba y el más fluido abajo. Para realizar esta técnica se utiliza como instrumento principal un embudo de decantación, que es de cristal y esta provisto de una llave en la parte inferior. El tamizado es un método de separación de los más sencillos, consiste en hacer pasar una mezcla de cualquier tipo de sólidos, de distinto tamaño, a través del tamiz. Los granos más pequeños atraviesan el tamiz y los más grandes son retenidos, de esta forma podrás separa dos o más sólidos, dependiendo tanto de dichos sólidos como el tamizador que utilizamos. El papel de filtro se emplea cortado en círculos cuyo diámetro debe escogerse de tal modo que, una vez doblado y colocado en el embudo, el borde superior de este quede más o menos un centímetro por encima del papel.Si trata de filtrar al vació el diámetro debe ser tal que encaje perfecta mente dentro del embudo Bushner,por ningún motivo debe quedar doblado el papel del filtro. El embudo es un instrumento empleado para canalizar líquidos y materiales sólidos granulares en recipientes con bocas estrechas. Es usado principalmente en cocinas, laboratorios, actividades de construcción, industria, etc. 11 Químicasdavi Explica en qué consiste cada uno de los métodos de separación de mezclas. Destilación: Técnica utilizada para purificar un líquido o separar los líquidos de una mezcla líquida. Comprende dos etapas: transformación del líquido en vapor y condensación del vapor. Evaporación: Aquí un sólido soluble y un líquido por medio de temperatura de ebullición la cual evaporara completamente y luego por condensación se recuperara el líquido mientras que el sólido quedara a modo de cristales pegado en las paredes del recipiente de donde podría ser recuperado. La cromatografía puede definirse como una técnica que separa una mezcla de solutos basada en la velocidad de desplazamiento diferencial de los mismos que se establece al ser arrastrados por una fase móvil (líquida o gaseosa) a través de un lecho cromatográfico que contiene la fase estacionaria, la cual puede ser líquida o sólida Se conocen diversos tipos de cromatografía, entre las cuales podemos mencionar: Cromatografía de reparto. La fase estacionaria suele ser mantenida fija mediante un soporte inerte poroso (papel o celulosa). La fase móvil suele ser una mezcla de disolventes medianamente miscibles con el agua. Cromatografía de adsorción. La fase estacionaria retiene con más o menos poder a la sustancias a cromatografía por un fenómeno de adsorción en superficie. Cromatografía en capa fina: la fase estacionaria se extiende sobre una placa. Cromatografía en columna: la fase estacionaria se empaqueta en una columna. Un soporte de laboratorio, soporte universal o pie universal es una pieza del equipamiento de laboratorio donde se sujetan las pinzas de laboratorio, mediante dobles nueces. Sirve para sujetar tubos de ensayo, buretas, embudos de filtración, embudos de decantación, etc. También se emplea para montar aparatos de destilación y otros equipos similares más complejos. 12 Químicasdavi Establezca diferencias entre cada uno de los estados de la materia http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interac tiva_materia/curso/materiales/indice.htm SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO -Tienen volumen fijo -Tienen forma propia - No se pueden comprimir -No fluyen por sí mismos -Tienen volumen fijo -No tienen forma propia -Son muy poco compresibles -Difunden y fluyen por sí mismos -Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. -No tienen forma fija -Son fácilmente compresibles -Difunden y tienden a mezclarse con otros gases ESTADOS DE LA MATERIA La materia existe en cuatro estados, 3 fundamentales y el cuarto estado es el que más abunda en la naturaleza: Sólido, líquido, gas y plasmático. En toda molécula existen 2 tipos de fuerzas intermoleculares. Fuerza de atracción (Fa): Que nos permite la cohesión y el ordenamiento de las moléculas. Fuerza de repulsión (Fr): Que permite la separación de las moléculas. En lo que respecta al estado plasmático podemos decir : Es el cuarto estado de la materia, es energético y se considera al plasma, como un gas cargado eléctricamente (ionizado); conformado por moléculas, átomos, electrones y núcleos; estos últimos provenientes de átomos desintegrados. Se encuentra a elevadísimas temperaturas de 20000º C. Ejemplo, el núcleo del sol, de las estrellas, energía atómica. En la superficie terrestre a una distancia de 200 Km, se encuentra el plasma de hidrógeno conformando el cinturón de Van Allen. Los diagramas de fase más sencillos son los de presión - temperatura de una sustancia pura, como puede ser el del agua. En el eje de ordenadas se coloca la presión y en el de abscisas la temperatura. 13 Químicasdavi ¿Por qué se producen los cambios de estado De acuerdo con el diagrama defina cada uno de los diferentes cambios de estado que experimenta la materia http://concurso.cnice.m ec.es/cnice2005/93_inici acion_interactiva_materi a/curso/materiales/indic e.htm http://www.educaplus.o rg/play-261-Curva-de- calentamiento-del- agua.html Cambios de estado. Cambio de estado es el proceso mediante el cual las sustancias pasan de un estado de agregación a otro. El estado físico depende de las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a las partículas. La modificación de la temperatura o de la presión modificará dichas fuerzas de cohesión pudiendo provocar un cambio de estado.El paso de un estado de agregación más ordenado a otro más desordenado (donde las partículas se mueven con más libertad entre sí) se denomina cambio de estado progresivo. Los estados de la materia dependen de la posición de las partículas que las constituyen, y por eso también se llaman estados de la agregación de la materia. http://www.areaciencia s.com/TUTORIALES/cam bios%20de%20estados% 20de%20la%20materia.h tm Cuando el hielo pasa a transformarse en agua lo hace en un punto llamado punto de fusión. Vaporización: Es el paso de una sustancia del estado líquido al gaseoso. Condensación: Para que ocurra la condensación las partículas del gas deben disminuir su movimiento y agruparse en el estado liquido, lo que sólo se produce si el gas elimina energía a su entorno. Solidificación: Ocurre el liquido a través de la liberación de energía se transforma en sólido. 14 Químicasdavi g ¿Cuáles las diferentes normas que se tienen en cuenta para escribir unidades de medida. Menciona las diferentes magnitudes físicas, con sus respectivas unidades Medidas de Nombre de la unidad Símbolo Prefijos usados para unidades SI UNIDADES DE MEDIDA En general, una unidad de medida toma su valor a partir de un patrón o de una composición de otras unidades definidas previamente. Las primeras unidades se conocen como unidades básicas o de base (fundamentales), mientras que las segundas se llaman unidades derivadas. Un conjunto de unidades de medida en el que ninguna magnitud tenga más de una unidad asociada es denominado sistema de unidades. Las unidades fundamentales del SI son: Patrón de medida Un patrón de medidas es el hecho aislado y conocido que sirve como fundamento para crear una unidad de medir magnitudes. Muchas unidades tienen patrones, pero en el sistema métrico sólo las unidades básicas tienen patrones de medidas. Los patrones nunca varían su valor. Aunque han ido evolucionando, porque los anteriores establecidos eran variables y, se establecieron otros diferentes considerados invariables. Los símbolos de las unidades se imprimen en caracteres romanos (rectos). En general los símbolos de las unidades se escriben en minúsculas, pero, si el nombre de la unidad deriva de un nombre propio, la primera letra del símbolo es mayúscula. El nombre de la unidad propiamente dicha comienza siempre por una minúscula, salvo si se trata de la primera palabra de una frase o del nombre «grado Celsius». Los símbolos de las unidades quedan invariables en plural. Los símbolos de las unidades no están seguidos por un punto, salvo si se encuentran situados al final de una frase, el punto releva en este caso de la puntuación habitual. 15 Químicasdavi La notación científica (o notación índice estándar) es una manera rápida de representar un número utilizando potencias de base diez. Esta notación se utiliza para poder expresar fácilmente números muy grandes o muy pequeños. Los números se escriben como un producto: Siendo: un número entero o decimal mayor o igual que 1 y menor que 10, que recibe el nombre de coeficiente. un número entero, que recibe el nombre de exponente u orden de magnitud. Por ejemplo, la distancia a los confines observables del universo es 4,6×10 26 m y la masa de un protón es 1,67×10 -27 kg. Para expresar un número en notación científica debe expresarse en forma tal que contenga un dígito (el más significativo) en el lugar de las unidades, todos los demás dígitos irán entonces después del separador decimal multiplicado por la potencia de 10 que indique el exponente. Ejemplos: 238 294 360 000 = 2,3829436E11 y 0,00031416 = 3,1416E-4. Operaciones matemáticas con notación científica: Suma y resta: Siempre que las potencias de 10 sean las mismas, se deben sumar los coeficientes (o restar si se trata de una resta), dejando la potencia de 10 con el mismo grado. En caso de que no tengan el mismo exponente, debe convertirse el coeficiente, multiplicándolo o dividiéndolo por 10 tantas veces como se necesite para obtener el mismo exponente. Ejemplo:2×10 5 + 3×10 5 = 5×10 5 3×10 5 - 0.2×10 5 = 2.8×10 5 2×10 4 + 3 ×10 5 - 6 ×10 3 = (tomamos el exponente 5 como referencia) = 0,2 × 10 5 + 3 × 10 5 - 0,06 ×10 5 = 3,14 ×10 5 Multiplicación: Para multiplicar cantidades escritas en notación científica se multiplican los coeficientes y se suman los exponentes. Ejemplo: (4×10 12 )×(2×10 5 ) =8×10 17 División: Para dividir cantidades escritas en notación científica se dividen los coeficientes y se restan los exponentes (el del numerador menos el del denominador). Ejemplo: (4×10 12 )/(2×10 5 ) =2×10 7 (4×10 12 )/(2×10 -7 ) =2×10 19 Potenciación: Se eleva el coeficiente a la potencia y se multiplican los exponentes. Ejemplo: (3×10 6 ) 2 = 9×10 12 . Las cifras significativas (o dígitos significativos) representan el uso de una escala de incertidumbre en determinadas aproximaciones. Para conocer el número correcto de cifras significativas se siguen las siguientes normas: Cualquier dígito diferente de cero es significativo, ya sea 643l (tiene tres cifras significativas) o 9,873kg (que tiene cuatro). Los ceros situados en medio de números diferentes son significativos, ya sea 901cm (que tiene tres cifras significativas) o 10.609 kg (teniendo cinco cifras significativas). Eso significa que la hipótesis es correcta. Los ceros a la izquierda del primer número distinto a cero no son significativos, ya sea 0,03 (que tiene una sola cifra significativa) ó 0,0000000000000395 (este tiene sólo tres), y así sucesivamente. Para los números mayores que uno, los ceros escritos a la derecha de la coma decimal también cuentan como cifras significativas, ya sea 2,0dm (tiene dos cifras significativas) o 10,093 cm (que tiene cinco cifras). [ En los números enteros, los ceros situados después de un dígito distinto de cero, pueden ser o no cifras significativas, ya sea como 600 kg, puede tener una cifra significativa (el número 6), tal vez dos (60), o puede tener los tres (600). Para que nos sirve la notación científica, ¿Cómo se expresa? 16 Químicasdavi ¿Qué es la masa, En que unidades se expresa, ¿Cómo se mide? Establezca diferencias entre masa y peso http://concurso.cnice.m ec.es/cnice2005/93_inici acion_interactiva_mater ia/curso/materiales/indi ce.htm La masa: Hemos definido como materia todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. En el sistema métrico, las unidades utilizadas para medir la masa son, normalmente, los gramos, kilogramos o miligramos. Aunque la unidad fundamental de masa es el kilogramo, el sistema de múltiplos y submúltiplos se estableció a partir del gramo. 1 Kilogramo (Kg) = 1000 gramos (10 3 g) y 1 miligramo (mg) = una milésima de gramo (10 -3 g) Para medir la masa de los objetos se utilizan balanzas. Uno de los tipos más utilizados en el laboratorio es la balanza de platillos, que permite hallar la masa desconocida de un cuerpo comparándola con una masa conocida, consistente en un cierto número de pesas. Consta de un soporte sobre el que se sostiene una barra de la que cuelgan dos platillos. En el punto medio de la barra se halla una aguja llamada fiel. Masa y peso. Un astronauta tiene la misma masa si se encuentra en la tierra o en la luna. Sin embargo, su peso es menor en la luna. Las diferencias entre masa y peso son las siguientes: La masa de un cuerpo no variará pongas en el lugar que lo pongas, mientras que el peso del cuerpo variará en función del campo gravitatorio en donde se encuentre (el de la tierra 9,8 el de la luna 1,6 el de Júpiter 22 el del sol 271 en m/s 2 ). Es decir la misma masa ubicada en distintos lugares pesará más o menos. Cuando hablamos de masa tenemos que pensar en términos de cantidad de materia de sustancia mientras que si hablamos de peso se trata de fuerzas causadas por un campo gravitatorio. Si un cuerpo no está situado en uno o más campos no pesa nada. El peso y la Masa son dos cosas muy distintas, una se mide en Newton y la otra en Kg. En la vida cotidiana se confunde frecuentemente, pero en ciencia sería un error descomunal. El peso se mide con el Dinamómetro y la masa con la balanza. 17 Químicasdavi ¿Qué es volumen, en que unidades se expresa, ¿Cómo se mide? http://concurso.cnice.mec.es /cnice2005/93_iniciacion_int eractiva_materia/curso/mate riales/indice.htm Volumen: Es la cantidad de espacio que ocupa un cuerpo. El volumen es una magnitud física derivada. La unidad para medir volúmenes en el Sistema Internacional es el metro cúbico (m 3 ) que corresponde al espacio que hay en el interior de un cubo de 1 m de lado. Sin embargo, se utilizan más sus submúltiplos, el decímetro cúbico (dm 3 ) y el centímetro cúbico (cm 3 ). Sus equivalencias con el metro cúbico son: 1 m 3 = 1 000 dm 3 1 m 3 = 1 000 000 cm 3 1lts = 1 dm 3 1ml = 1 CC 1lts = 10 3 CC 1lts = 10 3 ml Midiendo volúmenes: Existen formas de medir volúmenes. Para medir el volumen de: Un líquido, se deben utilizar instrumentos como: probeta, pipetas, matraz aforado, o vasos de precipitado. Un sólido irregular, se utiliza el método por inmersión en agua. Así, el volumen del sólido será la diferencia entre el volumen final (2) Que se mide cuando el objeto está dentro de la probeta, menos el volumen inicial (1). Un sólido geométrico de forma regular, se aplican formulas matemáticas. Para medir el volumen de los líquidos y los gases también podemos fijarnos en la capacidad del recipiente que los contiene, utilizando las unidades de capacidad, especialmente el litro (l) y el mililitro (ml). Existen unas equivalencias entre las unidades de volumen y las de capacidad: 1 l = 1 dm 3 1 ml= 1 cm 3 La probeta o cilindro graduable es un instrumento volumétrico, que permite medir volúmenes considerables con un ligero grado de inexactitud. Sirve para contener líquidos. Está formado por un tubo generalmente transparente de unos centímetros de diámetro y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) desde 0 ml (hasta el máximo de la probeta) indicando distintos volúmenes 18 Químicasdavi http://iesaguilarycano.com/dpto/fy q/densidad/densidad.htm http://concurso.cnice.mec.es /cnice2005/93_iniciacion_int eractiva_materia/curso/mate riales/indice.htm Ejercicios Resueltos V f = 164 ml V i = 118ml Densidad: La densidad de una sustancia es el cociente entre la masa y el volumen: Densidad = Masa/Volumen d = m/V La densidad la puedes medir en g/ cm 3 , gr/ml, si se trata de sustancias liquidas y solidas y se expresa en g/L si la sustancia se gaseosa., pero en el S.I. debes medirla en Kg/m 3 La masa y el volumen son propiedades generales o extensivas de la materia, es decir son comunes a todos los cuerpos materiales y además dependen de la cantidad o extensión del cuerpo. En cambio la densidad es una propiedad característica, ya que nos permite identificar distintas sustancias. Por ejemplo, muestras de cobre de diferentes pesos 1,00 g, 10,5 g, 264 g,... todas tienen la misma densidad, 8,96 g/cm 3 .La densidad se puede calcular de forma directa midiendo, independientemente, la masa y el volumen de una muestra. Para medirla, si se trata de solido, se debe medir su masa y calcular el volumen usando algunos de los métodos conocidos, como por ejemplo inmersión en agua o formulas matemáticas ¿Cómo se define la densidad ¿Cuál es su fórmula matemática? ¿Cuál es la densidad del objeto problema? Objeto problema Con la balanza determinamos su masa; en este caso, 411g m = 380g + 25g + 6g = 411g Como es un sólido irregular, el volumen se calcula por inmersión en agua V = V f - V i = 164 ml – 118 ml = 46 ml Aplicando la fórmula matemática queda: 19 Químicasdavi Defina cada una de las escalas de temperatura, anote sus formulas y los ejercicios resueltos Ejercicios Resueltos Temperatura: La Temperatura es una propiedad de la materia que está relacionada con la sensación de calor o frío que se siente en contacto con ella. Cuando tocamos un cuerpo que está a menos temperatura que el nuestro sentimos una sensación de frío, y al revés de calor. Sin embargo, aunque tengan una estrecha relación, no debemos confundir la temperatura con el calor. Cuando dos cuerpos, que se encuentran a distinta temperatura, se ponen en contacto, se producen una transferencia de energía, en forma de calor, desde el cuerpo caliente al frío, esto ocurre hasta que las temperaturas de ambos cuerpos se igualan. En este sentido, la temperatura es un indicador de la dirección que toma la energía en su tránsito de unos cuerpos a otros. La medida El instrumento utilizado habitualmente para medir la temperatura es el termómetro. Los termómetros de líquido encerrado en vidrio son los más populares; se basan en la propiedad que tiene el mercurio, y otras sustancias (alcohol coloreado, etc.), de dilatarse cuando aumenta la temperatura. El líquido se aloja en una burbuja -bulbo- conectada a un capilar (tubo muy fino). Cuando la temperatura aumenta, el líquido se expande por el capilar, así, pequeñas variaciones de su volumen resultan claramente visibles. Escalas de temperatura Actualmente se utilizan tres escalas para medir la temperatura, la escala Celsius es la que todos estamos acostumbrados a usar, laFahrenheit se usa en los países anglosajones y la escala Kelvin de uso científico. Nombre Símbolo Temperaturas de referencia Equivalencia Escala Celsius ºC Puntos de congelación (0ºC) y ebullición del agua (100ºC) Escala Fahrenhit ºF Punto de congelación de una mezcla anticongelante de agua y sal y temperatura del cuerpo humano. ºF = 1,8 ºC + 32 Escala Kelvin K Cero absoluto (temperatura más baja posible) y punto triple del agua. K = ºC + 273 Lord Kelvin, en el año 1848, sobre la base del grado Celsius, estableciendo el punto cero en el cero absoluto (−273,15 °C) y conservando la misma dimensión. Lord Kelvin, a sus 24 años introdujo la escala de temperatura termodinámica, y la unidad fue nombrada en su honor. Una persona, viajando por Inglaterra, se siente indispuesta y va al médico. Este tras revisarla, le informa que su temperatura axilar es de 100°F. ¿Cuál es su temperatura en grados Celsius? ¿Y en Kelvin? Solución: La temperatura expresada en Kelvin es: K = °C + 273, entonces K = 38 °C + 273 = 311 °K. Convertir 100ºC a: b)ºF entonces °F = 9/5°C + 32 F F C F C º 212 º 32 º 1 º 8 , 1 ) º 100 ( = + http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/in dice.htm 20 Químicasdavi 1. Clasificar las siguientes sustancias puras como elementos o compuestos químicos. a. Mercurio. b. Bicarbonato de sodio. c. Azúcar. 2. Clasificar las siguientes sustancias en mezclas homogéneas y heterogéneas. a. Roca. b. Bronce (aleación de metales). c. Flan. 3. Indicar un ejemplo cotidiano en el que se utilice la técnica de: a. Tamizado. b. Decantación. c. Filtración. 4. Clasificar los siguientes cambios de estado en progresivos o regresivos. a. Evaporación de la acetona liquida. b. Fusión de un trozo de chocolate. c. Condensación del vapor en los vidrios de un baño. 5. Expresa en notación científica. a. 0.000548. b. 8.540.000. 6. Transformar la masa de una persona de 74 kg en su Equivalente en: a. Gramos. b. Miligramos. c. Toneladas. Datos: 1 ton = 1.000 kg = 1.000 g; 1 g = 1.000 mg. 7. Transformar a grados Celsius (ºC) las siguientes temperaturas: a. 325.15 °K. b. 95 ºF c. 262.15 °K. 8. Explicar: a. ¿Por qué el vapor del agua es una sustancia pura? b. ¿Por qué el aire es una mezcla? 9. Indicar la técnica adecuada para separar las siguientes mezclas. a. Sal disuelta en agua. b. Tinta. c. Arena con piedrecillas. d. Agua con aceite. e. Alcohol disuelto en agua. 10. Indicar una propiedad que caracterice el estado sólido, líquido y gaseoso. 11. ¿Cuál de las siguientes frases es correcta? ¿Por qué? a. El peso de un estudiante es 58 kg. b. La masa de un estudiante es 58 kg. 12. ¿Qué sucede con el volumen de un cuerpo solido si aumenta su temperatura? 13. Indicar la técnica más adecuada para medir el volumen de: a. Un cubo. b. Un trozo de plastilina. c. 100 ml de agua. Desarrolla la presente actividad en su cuaderno 21 Químicasdavi Siga paso a paso el desarrollo de los siguientes ejercicios, anótelos en su cuaderno y resuelve los propuestos 15. Responder. a. ¿Qué condiciones permiten que el agua de mar se encuentre en estado liquido? b. ¿Cómo se producen los cambios de estado? c. ¿Qué sucede con la masa y el peso de una persona si sube a la cima de una montaña? d. Se tiene una sustancia de masa 324 g, un volumen de 78 cm 3 y una densidad de 4.15 g/cm 3 ¿Cuál de estas características permite conocer directamente la sustancia? 14. Calcular. a. El volumen de un balón de gas licuado de 15 kg. Dato: en estado liquido, 1 litro de gas licuado tiene una masa de 500 gramos. b. La densidad de un cubo de aluminio de 15 cm de lado y una masa de 8.775 g. c. La densidad de la tierra considerando su volumen como una forma esférica regular. Datos: radio de la Tierra = 3.38 x 10 6 m. Masa = 5.98 x 10 24 kg. 22 Químicasdavi http://www.convertworld.co m/es/ http://www.alfabuceo.cl/con versiones.htm 23 Químicasdavi http://iesaguilaryca no.com/dpto/fyq/d ensidad/densidad.h tm http://iesaguilarycano.com/dpto/fyq/densida d/densidad.htm 24 Químicasdavi http://www.convertworld.com/es/ http://www.alfabuceo.cl/conversiones.htm 25 Químicasdavi 26 Químicasdavi PREPÁRATE PARA LAS PRUEBAS SABER 11 CONTESTE LAS PREGUNTAS 14 A 16 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE GRÁFICA: Propiedades de la materia ordinaria Propiedades generales Las presentan los cuerpos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tal es el caso de la masa, peso, volumen, la inercia, la energía, impenetrabilidad, porosidad, divisibilidad, elasticidad, maleabilidad, tenacidad y dureza entre otras. Propiedades características Permiten distinguir una sustancia de otra. También reciben el nombre de propiedades intensivas porque su valor es independiente de la cantidad de materia. Las propiedades características se clasifican en: Físicas Es el caso de la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, el módulo de Young y las propiedades organolépticas. http://www.descargas.pasaralaunacional.co m/cuestionarios-icfes-mejor-saber-11 http://simulacroicfes.com/simulacro-icfes- pdf.html http://masicfes.com/login/index.php 27 Químicasdavi Químicas Están constituidas por el comportamiento de las sustancias al combinarse con otras, y los cambios con su estructura íntima como consecuencia de los efectos de diferentes clases de energía. Ejemplos: corrosividad de ácidos, poder calorífico, acidez, reactividad Para mayor información visite en el siguiente sitio en internet CAMBIOS QUIMICOS Y FISICOS Cambios físicos. Tienen lugar sin que se altere la estructura y composición de la materia, es decir, las sustancias puras que la componen son las mismas antes y después del cambio. Cambios químicos. En un cambio químico o reacción química se altera la estructura y composición de la materia: de unas sustancias iníciales se obtienen otras distintas. Si doblamos o arrugamos un papel, cambia de aspecto pero sigue siendo papel. Decimos que es un cambio físico. Pero si lo quemamos, al final no queda papel: hay humo y cenizas. Es un cambio químico. Diferencia entre un cambio químico y uno físico. De ejemplo para cada caso. Defina y da ejemplos de propiedades químicas y físicas http://concurso.cnice.mec.es/cni ce2005/93_iniciacion_interactiva _materia/curso/materiales/indic e.htm http://www.educando.edu.do/ar ticulos/estudiante/la-materia-y- sus-propiedades/ http://www.losarevacos.com/activ/la%20materia/la_materia.html 28 Químicasdavi Historia: modelos atómicos Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración. Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y el propio Dalton, tras la experimentación cuantitativa de numerosos procesos químicos, de las llamadas leyes clásicas de la química: 1. En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la ley de la conservación de la masa, formulada en su libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas. 2. La ley de la composición definida o constante. Esta ley, establecida en 1801 por el químico francés Joseph Proust, nos dice que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas. O expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas. 3. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos. Teoría atómica de Dalton En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido de base a la química moderna. Los principios fundamentales de esta teoría son: 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos. 2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes. 29 Químicasdavi 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los de átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas. 4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. Modelo atómico de Thomson La identificación por J.J. Thomson de unas partículas subatómicas cargadas negativamente, los electrones, a través del estudio de los rayos catódicos, y su posterior caracterización, le llevaron a proponer un modelo de átomo que explicara dichos resultados experimentales. Se trata del modelo conocido informalmente como el pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva. Modelo atómico de Rutherford . Anota en tu cuaderno, los postulados que explican los modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, y el modelo actual. Descubrimiento del electrón La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos no eran indivisibles como postulaba la teoría atómica de Dalton, se obtuvo de los estudios de la conductividad eléctrica de gases a bajas presiones. Los gases son aislantes para voltajes bajos, sin embargo, frente a voltajes elevados se vuelven conductores. Cuando en un tubo de vidrio que contiene un gas se hace parcialmente el vacío y se aplica un voltaje de varios miles de voltios, fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz de colores, denominados rayos catódicos, que son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos. Mediante un estudio cuidadoso de esta desviación, J. J. Thomson demostró en 1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas negativamente, que llamó electrones. Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear. El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva). La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario 30 Químicasdavi Descubrimiento del núcleo atómico Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente. Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío, lo que explicaba por qué la mayoría de las partículas que bombardeaban la lámina de oro, pasaran a través de ella sin desviarse. En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno. Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos. Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón. El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz). Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar. Modelo Atómico de Bohr El modelo atómico de Rutherford no podía explicar las emisiones discretas de radiación por los átomos. Además presentaba el inconveniente de ser inestable: Según la física clásica una carga en movimiento emite continuamente energía por lo que los electrones radiarían energía continuamente hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se destruiría. http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/indice.htm 31 Químicasdavi Número atómico (Z) Es el número de protones que tiene un átomo en su núcleo. Cuando los átomos son neutros, el número de protones coincide con el número de electrones Z = P + = e - Número másico: Es el número total de protones más neutrones que tiene un átomo en su núcleo A = P + + N De acuerdo con esta ecuación, se puede obtener el número de neutrones: N = A – P + Para representar el número atómico y de masa de un elemento, se anota: Donde X será el símbolo del elemento. Z es el número atómico y A, el número másico Ejemplos: 1. La información que podemos extraer de esta representación es la siguiente: - Se trataría del Selenio (Se) - Tiene de número atómico 34 (Z=34, 34 protones) - Tiene de número másico 78: A=78, A-Z= n, 78-34=44 neutrones. - El número de electrones es igual al de protones dado que el átomo es neutro (no pone nada en la esquina superior derecha); por tanto al ser Z=34 tiene 34 protones y tendrá el átomo neutro 34 electrones (e - ). Isótopos Los isótopos son átomos de un mismo elemento (una misma Z) que tienen diferente número másico (A). Es decir, átomos que tienen el mismo número de protones (Z) pero diferente número de neutrones (A=p + n cambia). Ejemplo de isótopos. Tengamos el átomo y el átomo . Ambos son del mismo elemento (Boro) dado que los dos tienen de número atómico 5 (número de protones del núcleo), se diferencian en el número másico. Uno de ellos tiene 11 de número másico y el otro 10. Ambos átomos del mismo elemento que se diferencian en el número másico se denominan isótopos de dicho elemento. Como el número másico es la suma de protones y neutrones, tendremos: : A = p + n; 11 = 5 + n; n = 11 - 5 = 6 neutrones : A = p + n; 10 = 5 + n; n = 10 - 5 = 5 neutrones Por tanto los isótopos del mismo elemento se diferencian en el número de neutrones http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/b_iii/conce ptos/conceptos_bloque_3_1.htm#isotopos 32 Químicasdavi Ejercicios Resueltos MASA ATOMICA La masa atómica de los átomos está dada por la masa de su núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Como las unidades de kilogramo y gramo son muy grandes para expresar la masa de los átomos, se definió una nueva unidad llamada unidad de Masa atómica (u), que corresponde a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. En la actualidad, para medir la masa atómica o molecular, se utiliza el espectrómetro de masa La información que podemos extraer de esta representación es la siguiente: Se trataría del Selenio (Se) Tiene de número atómico 34 (Z=34, 34 protones) Tiene de número másico 78: A=78, A-Z= n, 78-34=44 neutrones. El número de electrones no puede ser 34 dado que el átomo está cargado negativamente (ion negativo o anión). El número de electrones es 34 + 2 = 36 e - : 34 electrones (que equilibran a los 34 protones) más dos cargas negativas que tiene, véase esquina superior derecha. Masa atómica promedio: Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos. Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo. Ejemplo: El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12 C y 1,108% de 13 C y una cantidad despreciable de 14 C. Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será: (0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma Se sabe que la abundancia relativa en la naturaleza de cada uno de los isotopos del Neón es: 90% de Ne- 20,027% de Ne- 21, 9,73% de Ne- 22. Con estos datos calcular la masa promedio del Neón http://www.eis.uva.es/~ qgintro/esteq/tutorial- 01.html 33 Químicasdavi Modelo atómico actual La teoría de Bohr explicaba muy bien lo que sucedía con el átomo de hidrógeno, pero se presentó inadecuada para esclarecer los espectros atómicos de otros átomos con dos o más electrones. Hasta 1900 se tenía la idea de que la luz poseía carácter de onda. A partir de los trabajos realizados por Planck y Einstein, este último propuso que la luz sería formada por partículas-onda, o sea, según la mecánica cuántica, las ondas electromagnéticas pueden mostrar algunas de las propiedades características de partículas y vice-versa. La naturaleza dualística onda-partícula pasó a ser aceptada universalmente. En 1924, Louis de Broglie sugirió que los electrones hasta entonces considerados partículas típicas, poseerían propiedades semejantes a las ondas. A todo electrón en movimiento está asociada una onda característica (principio de dualidad) Entonces, ¿si un electrón se comporta como onda, como es posible especificar la posición de una onda en un instante dado? Podemos determinar su comportamiento de onda, su energía, o mismo su amplitud sin embargo, no hay posibilidad de decir exactamente donde está el electrón. Además de esto, considerándose al electrón una partícula, esta es tan pequeña que, si intentásemos determinar su posición y velocidad en un determinado instante, los propios instrumentos de medición irían a alterar esas determinaciones. Así es que Heidelberg enunció el llamado ―Principio de Incertidumbre‖ No es posible determinar la velocidad y la posición de un electrón, simultáneamente, en un mismo instante. En 1926, Erwin Schrödinger, debido a la imposibilidad de calcular la posición exacta de un electrón en la electrosfera, desarrolló una ecuación de ondas (ecuación muy compleja, envolviendo el cálculo avanzado y no intentaremos desarrollarla aquí), que permitía determinar la probabilidad de encontrar el electrón en una región dada del espacio. Así, tenemos que la región del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar el electrón es llamada de Orbital. Números Cuánticos Schrödinger propuso que cada electrón en un átomo tiene un conjunto de cuatro números cuánticos que determinan su energía y el formato de su nube electrónica, de los cuales discutiremos dos: a- Número Cuántico Principal (n) El número cuántico principal está asociado a la energía de un electrón e indica en cual nivel de energía está el electrón. Cuando n aumenta, la energía del electrón aumenta y en promedio, el se aleja del núcleo. El número cuántico principal (n) asume valores enteros comenzando por 1. n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,… K L M N O P Q b- Número Cuántico Secundario (é) 34 Químicasdavi Cada nivel energético está constituido de uno o más sub-niveles, los cuales son representados por el número cuántico secundario (é) que está asociado al formato general de la nube electrónica Como los números cuánticos n y é están relacionados, los valores del número cuántico serán números enteros comenzando por 0 (cero) y yendo hasta un máximo de (n – 1 ). é = 0, 1, 2,… (n-1) Para los átomos conocidos, tendremos: é = 0, 1, 2, 3, s, p, d, f (tipo de sub-nivel) O número máximo de electrones cada subnivel é: c- Número Cuántico Magnético (m) Identifica el orbital en que el electrón se encuentra, una vez que cada sub-nivel es compuesto por varios orbitales (apenas sub-niveles s y posee apenas 1 orbital). Sus valores varían de – a +, inclusive cero, Veamos: Sub-nivel s: 0 Sub-nivel p: -1 0 1 Sub-nivel d: -2 -1 0 1 2 Sub-nivel f: -3 -2 -1 0 1 2 d- Número cuántico Spin (s) Indica la orientación del electrón alrededor de su propio eje. Como existen apenas dos sentidos posibles, este número cuántico asume apenas los valores -1/2 y +1/2, indicando la probabilidad del 50% de que el electrón estuviese girando en un sentido o en el otro. Por ejemplo: Escribir la configuración electrónica del carbono y obtener los números cuánticos C Z = 6 1S 2 2S 2 2P 2 S P x P y P z De acuerdo a esta configuración, el último electrón se ubicó en el nivel de energía 2, subnivel P X entonces, sus números cuánticos son: n = 2 m l = 0 l = 1 m s = +1/2 35 Químicasdavi La configuración electrónica de un átomo es la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbítales atómicos. Para hallarla se tiene en cuenta el siguiente esquema: Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 A partir de la configuración electrónica condensada, nosotros podemos obtener los siguientes datos: a) Nivel de energía más externo: Es el último nivel, por tanto está representado por el coeficiente más alto. b) Último subnivel que se forma: Es el subnivel en el cual termina la configuración. c) Electrones de valencia: Número de electrones presentes en el último nivel. Ejemplo: 14Si: 1s , 2s , 2p ,3s , 3p a) Nivel de energía más externo: 3 b) Último subnivel que se forma: p c) Electrones de valencia: 2 + 2 = 4 El conocimiento de las configuraciones electrónicas es fundamental para entender y predecir las propiedades de los elementos. 36 Químicasdavi En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicos de tal modo que la energía global del átomo sea mínima. Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l).. Además del principio de construcción hay que tener en cuenta: Ø el principio de exclusión de Pauli: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos. La regla de Hund: establece que si hay más de un orbital en un mismo subnivel, los electrones están lo más desapareados posibles, ocupando el mayor número de ellos. Ejemplos de configuración electrónica: Escribe la configuración electrónica del Radio (Z = 88). ¿Cuáles son los electrones de interés en química? La configuración electrónica es: 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 d 10 4 s 2 p 6 d 10 f 14 5 s 2 p 6 d 10 6 s 2 p 6 7 s 2 Electrones de interés en química: 7 s 2 Escribe la configuración electrónica del 52 Te 2- . ¿Cuáles son los electrones de interés en química? Configuración electrónica del 52 Te 2- : Z=52, carga -2 quiere decir que tiene 2 e - de más, o sea, tiene 52 + 2 =54 e - Configuración electrónica: 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 d 10 4 s 2 p 6 d 10 5 s 2 p 6 Electrones de interés en química: 5 s 2 p 6 Resolver: Escribe la configuración electrónica del 74 W. ¿Cuáles son los electrones de interés en química? Escribe la configuración electrónica del 94 Pu. ¿Cuáles son los electrones de interés en química? Escribe la configuración electrónica del 78 Pt 2+ . ¿Cuáles son los electrones de interés en química? Actividades: 1. ¿Cuántos electrones poseen los átomos de argón (Ar), de número atómico 18, en su capa o nivel de energía más externo?: 1. 2 electrones 2. 6 electrones 3. 8 electrones 4. 18 electrones 2. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al átomo de cobre (Cu), de número atómico 29? (En la notación se indican los niveles por números colocados como coeficientes y los índices de las letras indican el número de electrones en ese subnivel): 1. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4p 1 37 Químicasdavi 2. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 3. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 4. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 10 4p 2 3. ¿Qué electrones de la corteza de átomo de bromo (Br) influyen más notablemente en sus propiedades químicas?, número atómico 35: 1. Los del nivel 2 2. Los del subnivel 3d 3. Los del orbital 1s 4. Los del nivel 4 4. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de Li, Na, K y Rb?: 1. Que poseen un solo electrón en su capa o nivel más externo 2. Que poseen el mismo número de capas o niveles ocupados por electrones 3. Que tienen completo el subnivel s más externo 4. Sus configuraciones electrónicas son muy diferentes y no tienen nada en común 5. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de Ca, Cr, Fe, Cu y Zn? Señala las afirmaciones correctas: 1. Todos tienen el mismo número de capas o niveles ocupados por electrones 2. Tienen el mismo número de orbitales ocupados por electrones 3. Todos tienen el mismo número de electrones en su nivel más externo 4. Tienen pocos electrones en su nivel más externo 6. Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo número de . 7. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico? 1. 12 2. 13 3. 24 4. 25 8. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en: 1. El número de protones 2. El número atómico http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/ 93_iniciacion_interactiva_materia/curso/ materiales/atomo/celectron.htm 38 Químicasdavi 3. El número de neutrones 4. El número de electrones 9. Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su representación adecuada? 1. 2. 3. 4. 10. Señala las afirmaciones correctas: 1. El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones 2. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones 3. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico 4. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico 5. Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones Escriba la configuración electrónica condensada de los siguientes elementos indicando en cada caso: a) Nivel de energía más externo b) Electrones de valencia c) Último subnivel que se forma 1.- 11Na 2.- 60Nd 3.- 25Mn 4.-51Sb http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/indice.htm 39 Químicasdavi Anote en su cuaderno los conceptos de masa atómica, átomo gramo, masa molecular, masa molecular gramo, mol 40 Químicasdavi ¿Qué indica el número de Avogadro. Defina: Formula empírica, composición centesimal, formula molecular. 41 Químicasdavi Describa con ejemplos el procedimiento para calcular la formula empírica de un compuesto Anota los ejemplos resueltos relacionados con los conceptos de mol y número de Avogadro, y determinación de formulas empírica y molecular. 42 Químicasdavi 43 Químicasdavi 44 Químicasdavi 45 Químicasdavi 46 Químicasdavi 47 Químicasdavi 48 Químicasdavi 49 Químicasdavi 50 Químicasdavi 51 Químicasdavi PREPARATE PARA EL ICFES: Las partículas representadas en el esquema conforman A. un átomo B. un elemento C. un compuesto D. una mezcla De acuerdo con la información presentada en la tabla Es válido afirmar que: A. Y y X son átomos de un mismo elemento con diferente carga B. Z es el catión del elemento Y C. X y Y tienen igual masa atómica D. X y Z son átomos de un elemento diferente a Y http://www.descargas.pasaralaunacional.co m/cuestionarios-icfes-mejor-saber-11 http://masicfes.com/login/index.php 52 Químicasdavi Realiza un breve resumen relacionado con la historia de la tabla periódica. ¿Cuántos grupos y periodos tienen la tabla periódica?, defínalos. http://concurso.cnice.m ec.es/cnice2005/93_inici acion_interactiva_materi a/curso/materiales/indic e.htm El químico francés Antoine Lavoisier en 1787 elaboró una lista de 33 elementos conocidos hasta ese momento. Estos eran representaciones en una sola dimensión mientras que los actuales se presentan en dos o tres dimensiones con filas y columnas ordenadas que permiten ubicar a todos los elementos conocidos y los que aún se descubrirán. Johann Wolfgang Dobereiner descubrió en 1829 que los elementos con propiedades semejantes pueden estudiarse agrupándolos en ternas o triadas, en las que el elemento central tiene una masa atómica aproximadamente igual a la media aritmética de las masas atómicas de los otros dos. Historia de la tabla periódica Alexandre-Émile Beguyer de Chancourtois y John Alexandre Reian Newlands. En 1862 y 1864 Publicaron que si se clasificaran los elementos según el orden creciente de sus masas atómicas (dejando el hidrógeno), después de colocar 7 elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Debido a las semejanzas de la distribución con la escala musical, se la llamó Ley de las octavas de Newlands. El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev y Julius Lothar Meyer dispuso los elementos conocidos (53) en líneas, una debajo de la otra, de manera que los que tenían igual valencia se hallaban ubicados en una misma hilera horizontal. Estos elementos mostraban un gran parecido en sus propiedades. Debido al aumento y disminución periódica de valencias y propiedades, igualmente repetidas en las diversas filas, a esta ordenación se la llamó Tabla Periódica de los Elementos. Consideraron la posibilidad de nuevos elementos para los que dejaron espacios. Dimitri Ivanovich Mendeleiev y Julius Lothar Meyer en 1871 propusieron una nueva tabla compuesta por 7 filas (períodos) y ocho columnas. Al conjunto de elementos lo llamó familia a grupo por tener propiedades semejantes. A diferencia de la tabla de Newlands esta no consta de períodos con un número fijo de elementos. Mendeleiev preve las propiedades químicas y físicas de tres elementos que años después serían descubiertos como Escandio, Galio y Germanio. Los trabajos de Moseley relativos al estudio de los espectros de rayos X de los elementos permitieron conocer el respectivo número atómico. Se comprobó que al ordenar los elementos según el orden creciente del número atómico las parejas que resultaban alteradas en la ordenación de Mendeleiev se hallaban correctamente dispuestas. http://www.oni.escuelas.edu.ar/2003/BUENOS_AIRES/303/bioquim/ tablaper.htm Se descubre el primer elemento artificial, de número atómico 43, el tecnecio, mediante el método de Fermi (bombardear un átomo con neutrones acelerados con un ciclotrón) 53 Químicasdavi http://profmokeur.ca/quimica/ Metales, no metales, gases nobles Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles. La mayor parte de los elementos de la tabla periódica son metales. Grupos y períodos El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas (líneas verticales) llamadas grupos. Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales de transición externa', por propiedades esos elementos deberían estar en él La y en el Ac, cada una de las filas en uno de ellos; por dicho motivo, los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con propiedades parecidas al Actinio, actínidos. Tipos de elementos 1. Los metales los solemos clasificar de la siguiente forma: Metales reactivos. Se denomina así a los elementos de las dos primeras columnas (alcalinos y alcalinotérreos) al ser los metales más reactivos por regla general. Metales de transición. Son los elementos que se encuentran entre las columnas largas, tenemos los de transición interna (grupos cortos) y transición externa o tierras raras (lantánidos y actínidos). Otros metales. Son los que se encuentran en el resto de grupos largos. Algunos de ellos tienen propiedades de no metal en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides). 2. Los no metales, algunos de los cuales, los que se encuentran cerca de la línea de separación metal / no metal, tienen un comportamiento metálico en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides). 3. Gases Nobles o gases inertes. 54 Químicasdavi Los grupos largos tienen nombre propio: Grupo que comienza con el elemento Se denomina Litio (Li) Grupo de los alcalinos Be (Berilio) Grupo de los alcalinotérreos B (Boro) Grupo de los térreos C (Carbono) Grupo de los carbonoideos N (Nitrógeno) Grupo de los nitrogenoides O (Oxígeno) Grupo de los anfígenos F (Flúor) Grupo de los halógenos He (Helio) Grupo de los gases nobles o grupo de los gases inertes 55 Químicasdavi . 56 Químicasdavi ACTIVIDAD: 1. Disponga los átomos siguientes en orden de radio atómico creciente: Na, Be y Mg. 2. Con referencia a la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden de energía de primera ionización creciente: Ne, Na, P, Ar y K. Justificar el orden de los siguientes átomos (Ba, Cs, Cl, Ag, I, He) según su radio atómico, su energía de ionización y su afinidad electrónica. Ordena razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor a mayor: a) radio atómico; b) electronegatividad; c) energía de ionización. http://teleformacion.edu.aytolacoruna.es/EQUIMIC A/document/propper/appletproper.htm http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/sisper.html Defina cada una de las propiedades periódica, como se comportan en cuanto a los grupos y periodos. 57 Químicasdavi RESPONDA LAS DOS PREGUNTAS SIGUIENTES DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE FIGURA http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/tutorial-05.html De acuerdo con la información inicial el número atómico del cadmio es A. 48 B. 47 C. 50 D. 49 Con base en la información inicial es válido afirmar que el elemento Te tiene A. mayor tamaño atómico que el elemento S y que el elemento Fr B. mayor electronegatividad que el elemento Fr y que el elemento S C. mayor electronegatividad que el elemento Po y que el elemento Fr D. menor tamaño atómico que el elemento H y que el elemento Po El siguiente esquema representa parte de la información que contiene la tabla periódica Si se tiene en cuenta que los elementos que quedan ubicados en un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes, es válido afirmar que forman parte de un grupo los siguientes elementos A. B, C y N B. N, S y Br C. Be, Mg y Ca D. Li, Na y Be CONTESTE LAS PREGUNTAS SIGUIENTES DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE TABLA La tabla presenta la electronegatividad de 4 elementos X, J, Y y L Elemento X J Y L Electronegatividad 4.0 1.5 0.9 1.6 58 Químicasdavi De acuerdo con la información de la tabla, es válido afirmar que el compuesto con mayor carácter iónico es A. LX B. JL C. YJ D. YX 23. De acuerdo con la información de la tabla, es válido afirmar que el compuesto de mayor carácter covalente es A. LY B. JL C. YX D. YJ Para mayor información visite la siguiente dirección en internet http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_ peri%c3%b3dica_de_los_element os http://www.matematicasfisicaquimica.com/fisica-quimica- bachillerato/45/537-resolucion-ejercicios-propiedades- periodicas-quimica-bachillerato.html 59 Químicasdavi Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan, enlaces químicos. Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles. http://es.wikipe dia.org/wiki/Ta bla_peri%c3%b 3dica_de_los_e lementos Capa de Valencia Representación del último nivel de energía de la configuración electrónica de un elemento, incluyendo únicamente los orbitales “s y p”. Por ejemplo el Mg: Configuración Capa de Valencia 12 Mg 1s 2 /2s 2 2p 6 /3s 2 3s 2 Electrones de Valencia: Electrones que se encuentran en la Capa de Valencia. Por ejemplo el magnesio que tiene una capa de valencia 3s 2 , tiene 2 electrones de valencia. Elemento Capa de Valencia Electrones de Valencia Mg 3s 2 2 Cl 3s 2 3p 5 7 Al 3s 2 3p 1 3 O 2s 2 2p 4 6 Estructura de LEWIS: La estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo del elemento con los electrones de valencia alrededor del símbolo, empleando puntos o asteriscos. El número de electrones de valencia de los elementos representativos es igual al grupo donde se encuentran. 60 Químicasdavi Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad. Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos. Distintos tipos de enlaces. Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales. Enlace Iónico Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones. Enlace covalente Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad para que exista transferencia electrónica, resultan dos átomos compartiendo uno o más pares de electrones y forman una molécula con energía de atracción débil en resultado poseen bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con los iónicos. Los enlaces pueden ser simples, dobles y triples, según la forma de compartir uno, dos o tres electrones. Ejemplo de enlace covalente simple http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm ¿Qué indica la regla del Octeto? ¿Qué pretenden los átomos con ella? Ejemplifica tu respuesta 61 Químicasdavi Realiza las estructuras electronica de las siguientes moleculas Ionicas CH 4 , H 2 O, NH 3 , CH 3 CH 3 , CH 3 CH 2 Cl, CH 3 CH (NH 2 ) CH2OH, CH 2 OH (CHOH) CH2OH, (CH 2 ) 4 B, H 2 O, MgF 2 , Se -2 , CH 3 CHOHCH 2 F, NF 3 , Mg 3 N 2 Realiza las estructuras electronica de las siguientes moleculas covalentes: SiO 2 , P 2 , C 2 H 4 , C 2 H 2 , CH 3 COOH, CH 3 COCH 3 , CH 3 CCH, CO, NO, CH 2 CCH 2 , HCN Ne, CH 3 COCH 3 , Cl 2 , SrF 2 , SrO, P 2 , KCN, B +3 , CH 2 CH 2 , NaOH Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H 2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H 2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar. Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua. Establezca diferencias entre los distintos tipos de enlace químicos. Anote ejemplo para cada caso. ¿Cómo se clasifica el enlace covalente?, de ejemplo. Enlace covalente doble Enlace covalente triple http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/covalente.htm 62 Químicasdavi Enlace covalente coordinado. Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo: Para el ion amonio [NH4] + Tres de los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es covalente coordinado. Establezca diferencias entre enlace covalente polar y no polar 63 Químicasdavi Actividades finales Al combinarse los átomos de potasio (un metal alcalino) con los átomos de bromo (un no metal del grupo de los halógenos), lo más probable es que entre ellos se establezca: 1. Enlace covalente 2. Enlace metálico 3. Enlace por puentes de hidrógeno 4. Enlace iónico 2. Un sólido metálico está formado por: 1. Iones positivos y negativos 2. Iones positivos y una nube de electrones 3. Iones negativos y una nube de electrones 4. Átomos neutros que comparten electrones 4. Señala cuáles de los siguientes compuestos serán de tipo iónico: 1. CaO (óxido de calcio). 2. O 2 (oxígeno). 3. NaF (fluoruro de sodio). 4. N 2 O (óxido de dinitrógeno). 5. NH 3 (amoníaco). 5. De los sólidos siguientes, marca los que son muy solubles en agua: 1. Cobre (Cu). 2. Cuarzo (SiO 2 ). 3. Fluorita (CaF 2 ). 4. Hierro (Fe). 5. Silvina (KCl). 3. ¿Cuál será la clase de enlace químico más probable que puede establecerse entre los átomos de los siguientes elementos? 1. Hierro-hierro: 2. Cloro-magnesio: 3. Carbono-oxígeno: 4. Flúor-flúor: 5. Neón-neón: 64 Químicasdavi NOMENCLATURA INORGANICA: ¿Qué son los óxidos metálicos? Son combinaciones binarias de un metal con el oxígeno, en las que el oxígeno tiene número de oxidación –2. Se les llama óxidos básicos ¿Cómo se nombran? Para su nomenclatura emplearemos preferentemente la: Nomenclatura de Stock: Se nombra con las palabras ―óxido de‖ y el nombre del metal seguido inmediatamente del número de oxidación con el que actúa entre paréntesis y con números romanos. Si el número de oxidación del metal es fijo no es necesario especificarlo. Óxido de METAL (N) La IUPAC también acepta la nomenclatura estequiometria para estos óxidos, aunque es preferible emplear la nomenclatura de Stock siempre que haya átomos metálicos y la estequiometria cuando los átomos sean todos no metales. Si nos dan la fórmula En la fórmula: el oxígeno tiene número de oxidación –2, y el número de oxidación del metal lo podemos deducir sabiendo que el compuesto es neutro. Si es siempre el mismo lo debemos conocer y no hace falta deducirlo. ¿Qué son los Óxidos no metálicos? Son combinaciones binarias de un no metal con el oxígeno, en las que el oxígeno emplea el número de oxidación -2.Se les llama óxidos ácidos ¿Cómo se nombran? Para su nomenclatura emplearemos preferentemente la: Nomenclatura sistemática: consiste en anteponer a la palabra ―óxido‖ un prefijo que nos indique el número de oxígenos seguida de ―de‖ y el nombre del no metal con un prefijo que nos indique el número de átomos de ese no metal. Los prefijos que designan el número de átomos son: Mono - di o bi - tri - tetra - penta - hexa - hepta - octa 1 2 3 4 5 6 7 8 Prefijo-óxido de prefijo-NOMETAL El prefijo mono- sólo se emplea antes que ―óxido‖ y cuando los coeficientes estequiométricos sean 1:1. La IUPAC también acepta la nomenclatura de Stock para estos óxidos, aunque es preferible emplear la nomenclatura estequiometria siempre que haya sólo átomos no metálicos y la de Stock cuando haya metales y no metales Anota en tu libreta toda fundamentación teórica relacionada con la nomenclatura Inorgánica, además realice las actividades propuestas. http://www.alonsoformula.com/ 65 Químicasdavi Nomenclatura de Stock Na 2 O Óxido de sodio MgO Óxido de magnesio CaO Óxido de calcio Li 2 O Óxido de litio Ag 2 O Óxido de plata FeO Óxido de hierro(II) Fe 2 O 3 Óxido de hierro(III) CrO 3 Óxido de cromo(VI) TiO 2 Óxido de titanio(IV) Cu 2 O Óxido de cobre(I) CuO Óxido de cobre(II) ZnO Óxido de cinc Nomenclatura sistemática N 2 O Óxido de di nitrógeno NO Monóxido de nitrógeno N 2 O 3 Trióxido de di nitrógeno CO Monóxido de carbono CO 2 Dióxido de carbono Si quieres ampliar tus conocimientos acerca de la química, te invito a visitar mi sitio web: http://davidalvarezbenavides.jimdo.com. Escribe tus sugerencias al Email:
[email protected] 66 Químicasdavi Nomenclatura tradicional o común para Óxidos: La nomenclatura tradicional, si el elemento metálico o no metálico cuenta con solo un número de oxidación, su nombre común es el mismo de la nomenclatura stock, solo que no lleva paréntesis. Para el caso de dos o más estados de oxidación utiliza los sufijos ico y oso y los prefijos hipo y per de la siguiente manera: si el elemento presenta dos números de oxidación, se utiliza ico para el mayor número de oxidación del elemento que acompaña el oxígeno y oso para el menor. Si se tiene tres estados de oxidación, la situación es la siguiente: Dos estados de oxidación Tres estados de oxidación Para cuatro estados de oxidación: SO : oxido hiposulfuroso SO 2 : oxido sulfuroso SO 3 : oxido sulfúrico Cl 2 O: oxido hipocloroso Cl 2 O 3: oxido cloroso Cl 2 O 5: oxido clórico Cl 2 O 7: oxido perclórico Hipo – oso -oso Hipo - oso -oso -ico Hipo -oso -oso -ico Per -ico 67 Químicasdavi Completa la siguiente tabla utilizando los tres tipos de nomenclatura estudiados: Función hidróxido o base: Se forman por la combinación de un ión (OH - ) con un catión metálico. Los iones (OH - ) son llamados oxidrilos, hidroxilos o hidróxidos. Los hidróxidos provienen de reacciones entre un óxido metálico con el agua dando origen a una base constituida por un metal y el grupo hidroxilo. La nomenclatura Stock, utiliza el nombre genérico (hidróxido) y el nombre del metal, colocando adicionalmente entre paréntesis en números romanos el número de oxidación del elemento unido al OH - , cuando se trata de elementos con más de un número de oxidación. Esto se omite cuando el elemento tiene un solo número de oxidación. El sistema tradicional comienza con el nombre del hidróxido y luego va la terminación oso si se trata del menor número de oxidación e ico si se trata del mayor número de oxidación. Si el elemento tiene un solo número de oxidación, simplemente se utiliza el número del metal. 68 Químicasdavi Completa la información solicitada para cada una de las especies químicas, utiliza para ello los tres tipos de nomenclatura tratados en esta guía. ¿Qué son los hidrácidos? Son combinaciones del hidrógeno con los calcógenos (grupo 16) y los Halógenos (grupo 17). El hidrógeno actúa con número de oxidación +1, y son los únicos compuestos binarios de hidrógeno donde el hidrógeno se formula a la izquierda. ¿Cómo se nombran? En este caso se nombra con la palabra "ácido" y el nombre del no metal terminado en -hídrico. Ácido NOMETAL-hídrico Estos compuestos denomínense hidrácidos por la propiedad de que al disolverlos en agua dan disoluciones ácidas, es decir, ceden hidrógeno con facilidad. Se hace notar esta circunstancia con el subíndice (aq) que indica disolución acuosa. 69 Químicasdavi OXACIDOS: Se llaman oxácidos u oxácidos, y obedecen a una fórmula general: H a X b O c En la que X es normalmente un no metal, pero a veces también puede ser un metal de transición que se encuentra en un número de oxidación elevado, como Cr +6 , Mn +6 o Mn +7 . ¿Cómo se nombran? Este es el único tipo de compuestos en el que permanece la nomenclatura antigua. La IUPAC propone una nueva nomenclatura, que aún está poco extendida dado que cuesta bastante deshabituarse de decir, por ejemplo ácido sulfúrico, que es un compuesto de uso frecuente, a decir di hidrogeno(tetraoxidosulfato), como propone la IUPAC. Ella misma admite como válida la nomenclatura tradicional en este tipo de compuestos. Cuando un elemento presenta más de un número de oxidación posible se emplean unos prefijos y unos sufijos concretos. Como el número más elevado de posibles números de oxidación para un elemento (en los casos que vamos a estudiar) es cuatro nos referiremos a estos casos. Para el número de oxidación MÁS BAJO se antepone al nombre del elemento central el prefijo HIPO- (del griego hypo, inferior) y detrás del nombre el sufijo -OSO. Para el número de oxidación BAJO se añade al nombre del elemento central el sufijo -OSO. Para el número de oxidación ALTO se añade al nombre del elemento central el sufijo -ICO. Para el número de oxidación MÁS ALTO se añade el prefijo PER- (del griego hyper, superior) y el sufijo -ICO. Otros prefijos que debemos conocer son los prefijos meta- y orto- : De algunos ácidos se conocen dos formas, que se diferencian en el número de hidrógenos y oxígenos, de forma que parecen diferenciarse en un determinado número de moléculas de agua H 2 O. Por ejemplo, tenemos dos ácidos peryódicos: el HIO 4 y el H 5 IO 6 , éste es como si tuviera 2 moléculas de agua más que el primero. El prefijo meta- se utiliza para indicar el ácido que tiene menor contenido en agua y el prefijo orto- se utiliza para indicar el ácido que tiene mayor contenido en agua. HIO 4 es el ácido metaperyódico y H 5 IO 6 es el ácido ortoperyódico. 70 Químicasdavi Si nos dan la fórmula En la fórmula: Deducimos el número de oxidación del elemento central, como vimos es el doble de los oxígenos menos los hidrógenos, y según sea (más alto, alto, bajo, o más bajo) ponemos la terminación que corresponda (per- -ico, -ico, -oso, o hipo- -oso). Si nos dan el nombre En el nombre: A partir de los prefijos y sufijos deducimos el número de oxidación del elemento central. El hidrógeno tiene número de oxidación +1 y el oxígeno -2. Buscamos luego unos coeficientes que hagan que la carga aportada por los oxígenos sea igual y de signo contrario a la aportada por los hidrógenos y el elemento central. Los oxácidos más comunes son: HALÓGENOS: números de oxidación: +1, +3, +5, +7. Dan oxácidos o Cl, Br, I pero non o F. 71 Químicasdavi DESARROLLA LAS SIGUIENTES ACTIVIDADES Completa la información solicitada para cada una de las especies químicas, utilizando para ello el tipo de nomenclatura tratado en esta guía. Formule las siguientes sustancias 72 Químicasdavi Formule las siguientes sustancias SALES: Son los derivados de sustituir todos los hidrógenos, o parte de ellos como en las sales ácidas, de los oxácidos por cationes metálicos como el Na + , o no metálicos como el NH 4 + (amonio). Cuando se sustituyen todos los hidrógenos se forman las sales neutras y cuando sólo se sustituye alguno de los hidrógenos las sales ácidas. Para el caso de las sales hidracidas son compuestos formados por un metal y un no metal, obtenidos al sustituir el hidrógeno de un hidrácido por un metal. El hidrógeno actúa con número de oxidación (-1) y el metal con número positivo (+). Nomenclatura: Para nombrar las sales de hidrácido se agrega el sufijo "uro" a la raíz del metal. Nombra cada de las siguientes sales hidracidas: Na 2 S, AgCl, KCl, CuBr, FeCl 3 , CaBr 2 , Al 2 S 3 , BeI 2 , ZnS, KI, MgCl 2 , AgBr. 73 Químicasdavi Si nos dan el nombre En el nombre: Nitrato de calcio a) Indicar cuál es el catión. De tener varios posibles números de oxidación nos lo tienen que indicar por la nomenclatura de Stock. Y deducir por los prefijos y sufijos el número de oxidación del elemento central que participa en el anión: b) Formular el oxácido de N +5 c) Deducir el anión a partir del ácido, se quitan los hidrógenos y se ponen tantas cargas negativas como hidrógenos tiene el ácido. Escribir el compuesto de forma que sea eléctricamente neutro, colocando unos coeficientes estequiométricos que nos indiquen cuantos cationes y aniones participa en la fórmula. 74 Químicasdavi Escribe las fórmulas para las siguientes sales: http://www.alonsoformula.com/ 75 Químicasdavi REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS ¿Qué vas a aprender a hacer? 1.- Representará mediante ecuaciones, reacciones químicas sencillas y las clasificará en sus distintos tipos. 2.- El alumno diferenciará los diferentes tipos de reacciones químicas que existen. 3.- Balanceará reacciones químicas por los métodos de tanteo y oxido-reducción. Definición de reacción química: Una reacción química es un proceso mediante el cual, una o varias substancias iníciales llamadas reactivos, se transforman en una o varias substancias finales, llamadas productos. Principales símbolos utilizados en las ecuaciones químicas: Esta flecha indica que la materia se transforma o convierte en otro tipo de materia. Esta flecha después de una fórmula indica que la sustancia es un gas que se desprende. La flecha hacia abajo indica que la sustancia es un sólido que al formarse se separa y se va al fondo del recipiente. A este sólido se le llama ―precipitado‖. ( g ) Esta letra colocada como subíndice después de una fórmula, indica que la sustancia es un gas. ( l ) Esta letra colocada como subíndice después de una fórmula, indica que la sustancia es un líquido. ( s ) Esta letra colocada como subíndice después de una fórmula, indica que la sustancia es un sólido. ( ac ) Estas letras colocadas como subíndices después de una fórmula, indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua, es decir, están en forma ―acuosa‖. E Esta letra indica energía. Δ Este símbolo indica que hay que calentar o aplicar calor. Las flechas con sentido contrario indican que la reacción es reversible. En una ecuación química tanto la materia que se trasforma como la materia que resulta de esta transformación se representa por medio de su fórmula química, a la(s) primera(s) se le llama: ―Reactantes‖ o ―Reactivos‖ y se colocan a la izquierda de la flecha que indica ―se transforma‖, y a la(s) segunda(s) se le denomina ―Productos‖ y se colocan a la derecha de la flecha. Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH 4 ) o el gas natural arde con oxígeno (O 2 ) formando dióxido de carbono (CO 2 ) y agua (H 2 O). Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en general, formas abreviadas de sus nombres) sería: CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O Los químicos sustituyen la palabra ―da‖ por la flecha que indica ―se transforma o convierte‖ para obtener la ecuación química: 76 Químicasdavi CH 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O (g) ΔEsta ecuación se lee de la siguiente manera: El gas metano se combina o reacciona con el gas oxígeno y aplicando calor, se transforma en bióxido de carbono que se desprende en forma de gas, además de agua en forma de vapor y energía. Si observas el signo más (+) en el lado de los reactantes se lee como: ―se combina o reacciona con‖ mientras que en el lado de los productos se lee como: ―además de‖. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS La materia experimenta miles de reacciones químicas, por lo que estudiarlas una por una serían prácticamente imposibles, afortunadamente los químicos han encontrado que estas reacciones se pueden clasificar en cuatro grandes grupos. 1.- El primer tipo de reacción es el de combinación o síntesis, y este tipo de reacciones se presentan cuando dos o más sustancias reaccionan para producir un solo producto. En forma general estas reacciones se representan como: A + B AB Algunos ejemplos son: La obtención de óxidos Mg (s) + O 2 (g) MgO (s) La obtención de una sal binaria Al (s) + Cl 2 (g) AlCl 3(g) 2.- Las reacciones de descomposición se presentan cuando una sustancia se transforma en dos o más sustancias. La sustancia que se descompone siempre es un compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos. Por lo general es necesario aplicar calor para que esta reacción se lleve a cabo. La ecuación general que representa a las reacciones de descomposición es: AB A + B Algunos ejemplos son: La descomposición de algunos óxidos metálicos Combinación o síntesis Descomposición Anota en tu cuaderno las definiciones de los diferentes símbolos utilizados en las ecuaciones químicas 77 Químicasdavi HgO (s) Hg (l) + O 2 (g) La descomposición de nitratos y cloratos de metales alcalinos KNO 3(s) KNO 2(s) + O 2 KClO 3(s) KCl (s) + O 2 Ejercicio: Responde a los siguientes planteamientos: Piensa si al freír tocino, se lleva a cabo una reacción de descomposición, o ¿Qué otros ejemplos podrías mencionar? 3.- Las reacciones de simple sustitución se presentan cuando un elemento reacciona substituyendo o reemplazando a otro dentro de un compuesto. A estas reacciones también se les conoce como reacciones de sustitución simple o de desplazamiento. La ecuación general que representa a este tipo de reacciones es la siguiente: A + BC AC + B Algunos ejemplos son: Cuando el metal de una sal es desplazado por otro metal. Fe (s) + CuSO 4 (ac) FeSO 4 (ac) + Cu (s) Cuando un metal desplaza al hidrógeno de un ácido. Sn (s) + HCl (ac) SnCl 2(ac) + H 2(g) Cuando un NO metal substituye a otro NO metal de una sal. Cl 2(g) + NaBr (ac) NaCl (ac) + Br 2(g) 4.- Las reacciones de doble desplazamiento o metátesis se presentan cuando dos compuestos participan en una reacción, donde el catión (+) de uno de los compuestos se combina con el anión (-) del otro. Esta reacción se representa con la siguiente ecuación general: AB + CD AD + CB Simple sustitución Doble desplazamiento o metátesis Anote en su cuaderno las definiciones de los diferentes tipos de ecuaciones químicas, con sus respectivos ejemplos. 78 Químicasdavi Metátesis significa cambio de estado, de sustancia o de forma. Algunos ejemplos de estos tipos de reacciones son: La reacción del ácido muriático (HCl) con el sarro (CaCO 3 ) que produce cloruro de calcio (CaCl 2 ), agua (H 2 O) y bióxido de carbono (CO 2 ) que es el gas que se desprende y produce la efervescencia. HCl (ac) + CaCO 3(s) CaCl 2(ac) + H 2 O (l) + CO 2(g) La reacción de los antiácidos [ejemplo Mg(OH) 2 ] con el ácido del jugo gástrico del estómago (HCl). HCl (ac) + Mg(OH) 2 (ac) MgCl 2(ac) +n H 2 O (l) Ejercicios: Anota el tipo de reacción que se lleva a cabo en cada uno de los siguientes ejemplos: 1.- KClO 3 KCl + O 2 ________________________ 2.- Ba + Br 2 BaBr 2 ________________________ 3.- HgNO 3 + Cu CuNO 3 + Hg ________________________ 4. - HCl + NaOH NaCl + H 2 O ________________________ 5. - K + S K 2 S ________________________ 6. - NH 4 Cl NH 3 + HCl ________________________ 7. - H 2 SO 4 + Zn ZnSO 4 + H 2 ________________________ 8.- HNO 3 + KOH KNO 3 + H 2 O ________________________ 9.- C + O CO 2 ________________________ 10.- ZnO + 2HCl ZnCl + H 2 O ________________________ 79 Químicasdavi BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS Ley de la conservación de la materia: Un noble francés llamado Antoine Lavoisier (1734-1794) llevó a cabo una serie de estudios cuantitativos en reacciones químicas, observando en ellos que la masa total de las sustancias que reaccionan, era igual a la de aquéllas que se producen en la reacción. NaOH + HCl NaCl + H 2 O Masa de reactantes (76 g) = Masa de productos (76 g) Partiendo de las observaciones, Lavoisier, en 1783 publicó lo que actualmente conocemos como Ley de la conservación de la materia, cuyo enunciado es el siguiente “La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. METODO DE TANTEO CaF 2 + H 2 SO 4 CaSO 4 + HF El número de F y de H esta des balanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha. CaF 2 + H 2 SO 4 CaSO 4 + 2 HF Este dato, el valor del coeficiente, es el que debes encontrar durante el balanceo de la ecuación. Para efectuar el proceso se sugieren los siguientes pasos: a) Identifica los átomos que están participando en la reacción. b) Los números que aparecen como subíndice al lado de cada átomo, te dicen cuántos de ellos están participando en la reacción. Sí el átomo no tiene subíndice, se sobreentiende que es 1; éste será tu punto de partida. c) Compara el número de átomos en cada extremo de la reacción y trata de igualarlos. d) Inicia el balanceo con los átomos que sean diferentes al hidrógeno y al oxígeno. e) Después balancea los átomos de hidrógeno. f) Posteriormente, balancea los átomos de oxígeno. g) Finalmente, compara la cantidad de átomos que están presentes al lado de reactantes y productos. Ejercicios: A continuación, pondrás en práctica la estrategia sugerida para el balanceo de ecuaciones químicas por el método de tanteo. Intégrate a un equipo de trabajo, balancea por tanteo las siguientes ecuaciones químicas y comenta los resultados con tus compañeros. 1.- __H 2 + __O 2 __H 2 O 2.- __O 2 + Sb 2 S 3 __Sb 2 O 4 + __SO 2 3.- __FeCl 3 + __NH 4 OH __Fe(OH) 3 + __NH 4 Cl 4.- __KMnO 4 + __HCl __KCl + __MnCl 2 + __H 2 O + __Cl 2 Escriba los pasos utilizados para balancear una ecuación química por los métodos del tanteo, oxido – reducción, algebraico e ion electrón, incluya los ejemplos aclaratorios y resuelva los ejercicios propuestos.. http://tutoriasonline.com/tutoriales/quimic a/balanceo-de-ecuaciones-quimicas/ 80 Químicasdavi 5.- __Mg + __HCl __MgCl 2 + __H 2 6.- __Al + __O 2 __Al 2 O 3 -7.- __Al(NO 3 ) 3 + __H 2 SO 4 __HNO 3 + __Al 2 (SO 4 ) 3 8.- __Na 2 SO 4 + __BaCl 2 __BaSO 4 + __NaCl 9.- __Cu + __HNO 3 __ Cu(NO 3 ) 2 + __H 2 O + __NO 3 10.- __KClO 3 __KCl + __O 2 METODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Antes de iniciar con la aplicación de este método de balanceo de ecuaciones, es importante aclarar algunos conceptos. Antiguamente, el término oxidación se refería a las reacciones en donde una sustancia reaccionaba con el oxígeno del aire o bien, con el oxígeno que tenía alguna otra sustancia. El término oxidado se aplicaba a la sustancia que ganaba el oxígeno; el término reducido se aplicaba a la sustancia que había perdido el oxígeno. Por ejemplo, en la siguiente reacción observamos que tres átomos de oxígeno son transferidos al monóxido de carbono. De acuerdo a lo visto en el párrafo anterior, el monóxido de carbono se oxidó mientras que el óxido de fierro se redujo. Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2 Pierde oxígeno + Gana oxígeno Se reduce + Se oxida Actualmente, los términos oxidado y reducido se definen en función de la transferencia de electrones que se da entre las sustancias que reaccionan. En esta transferencia, unas perderán electrones mientras que otras los ganan. Para saber quién gana o pierde electrones en una reacción, compara el número de valencias que tiene cada una de las sustancias que se encuentran participando como reactivos, con las valencias que presentan una vez que se han convertido en productos. El siguiente recuadro, te servirá como referencia para hacer dicha comparación. Ganancia de electrones -7, -6, -5, -4, -3, -2, -1, 0 +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 Pérdida de electrones El término oxidado se utiliza para referirse a la sustancia que pierde electrones en una reacción química, o bien, aumenta su número de oxidación. El término reducido, se aplica a la sustancia que gana dichos electrones, o bien, reduce su número de oxidación. Esto lo podemos visualizar en el siguiente ejemplo: Reacción química NO balanceada: Al + HBr AlBr 3 + H 2 Al anotar las valencias o números de oxidación queda de la siguiente manera: Al 0 + H +1 Br -1 Al +3 Br 3 -1 + H 2 0 Ejercicios: A continuación, trataremos de identificar las sustancias que se oxidan y reducen. Para ello, intégrate a un equipo de trabajo y, tras leer los tres párrafos anteriores y analizar la ecuación química, resuelve el ejercicio. 81 Químicasdavi Sustancia oxidada: 1.- ¿Cuál es la sustancia que se oxida?__________________________________ 2.- ¿Cuál fue la variación en su número de oxidación o valencia?_____________ 3.- ¿Ganó o perdió electrones?_________________________________________ 4.- ¿Cuántos ganó o perdió?___________________________________________ Sustancia reducida: 5.- ¿Cuál es la sustancia que se reduce?_________________________________ 6.- ¿Cuál fue la variación en su número de oxidación o valencia?_____________ 7.- ¿Ganó o perdió electrones?_________________________________________ 8.- ¿Cuántos ganó o perdió?___________________________________________ La ecuación química y los números de oxidación o valencia de cada elemento en la reacción, son el punto de partida para el balanceo de ecuaciones por el método de óxido-reducción o redox. Para balancear una ecuación química por el método de óxido-reducción se sugiere la siguiente metodología a).- Identifica los átomos que están participando en la reacción. Sn + HNO 3 SnO 2 + NO 2 + H 2 O b).- Anota el número de oxidación que le corresponde a cada uno de los átomos presentes en la ecuación. Sn 0 + H +1 N +5 O 3 -2 Sn +4 O 2 -2 + N +4 O 2 -2 + H 2 +1 O -2 c).- Identifica al átomo que se reduce (gana electrones) y realiza lo siguiente: Con ayuda de una semirreacción representa su estado de oxidación como reactante y como producto. Iguala el número de átomos en ambos extremos de la semirreacción. Calcula cuál fue la variación de electrones y multiplícala por el número de átomos que tienes; anótala al lado de los reactantes. N +5 N +4 + 1e - d).- Identifica al átomo que se oxida (pierde electrones) y realiza lo siguiente: Con ayuda de una semirreacción, representa su estado de oxidación como reactante y como producto. Iguala el número de átomos en ambos extremos de la semirreacción Calcula cuál fue la variación de electrones y multiplícala por el número de átomos que tienes; anótala al lado de los reactantes. Sn 0 Sn +4 - 4e - e).- Iguala el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando la primera semirreacción por el número de electrones obtenidos en la segunda semirreacción. La segunda semirreacción la multiplicarás por el número de electrones de la primera. (N +5 N +4 + 1e - )4 (Sn 0 Sn +4 - 4e - ) 82 Químicasdavi (4N+5 4N +4 + 4e-) (Sn 0 Sn +4 - 4e - )4 4N +5 + Sn 0 4N +4 + Sn +4 f).- El resultado obtenido, trátalo como si fuera una suma; en ésta, veremos que el número de electrones se hace cero y sólo nos quedan las especies reaccionantes que cambiaron su número de oxidación. g).- En esta misma ecuación, veremos que los reactantes quedan colocados a la izquierda de la flecha, mientras que los productos quedan hacia la derecha de la misma. El resultado obtenido nos permite iniciar el balanceo de la ecuación; este resultado nos dice que al lado de los reactantes debemos tener cuatro N +5 y un Sn 0 , mientras que al lado de los productos deberán aparecer cuatro N +4 y un Sn +4 .Si colocamos estos datos en la ecuación se observará lo siguiente: Sn 0 + 4H +1 N +5 O 3 -2 Sn +4 O 2 -2 + 4N +4 O 2 -2 + H 2 +1 O -2 h).- La ecuación puede no estar totalmente balanceada, por lo que deberás concluirla por tanteo, ajustando el número de átomos a partir de los datos que ya tenemos. Sn 0 + 4H +1 N +5 O 3 -2 Sn +4 O 2 -2 + 4N +4 O 2 -2 + 2H 2 +1 O -2 i).- Finalmente, comprueba que el número de átomos es reactantes y productos son iguales. Reactivos Productos Sn=1 Sn=1 N = 4 N = 4 H = 4 H = 4 O = 12 O = 12 Ejercicios: Balancea las siguientes reacciones por el método de óxido-reducción. 1.- O 2 + Ag Ag 2 S + H 2 O 2.- KMnO 4 + HCl KCl + MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 3. - Al + H 2 SO 4 H 2 + Al 2 (SO 4 ) 3 4. - Zn + AgNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + Ag 5. - Zn + HCl ZnCl 2 + H 2 6. - HNO 3 + H 2 S NO + S + H 2 O 7. - KI + H 2 SO K 2 SO 4 + I 2 + H 2 S + H 2 O 8. - Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 + KNO 3 CO 2 + Na 2 CrO 4 + KNO 2 9. - Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O 10. - Fe 2 SO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + Fe(SO 4 ) 3 + H 2 O http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/BALANCEO_ DE_ECUACIONES_QUIMICAS.html 83 Químicasdavi Estequiometría: Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química. Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas Los coeficientes de una ecuación ajustada representan: el número relativo de moléculas que participan en una reacción el número relativo de moles participantes en dicha reacción. Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente: la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H 2 un mol de O 2 . Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H 2 , 1 mol de O 2 y 2 moles de H 2 O" son cantidades estequiométricamente equivalentes. Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos. Ejemplo: ¿Cuántas moles de H 2 O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O 2 , suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra? El cociente: Es la relación estequiométrica entre el H 2 O y el O 2 de la ecuación ajustada de esta reacción. Ejemplo: Calcula la masa de CO 2 producida al quemar 1,00 gramo de C 4 H 10 . Para la reacción de combustión del butano (C 4 H 10 ) la ecuación ajustada es: Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra: de manera que, si la relación estequiométrica entre el C 4 H 10 y el CO 2 es: por lo tanto: Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO 2 producida, por ello debemos convertir los moles de CO 2 en gramos (usando el peso molecular del CO 2 ): Las etapas esenciales Ajustar la ecuación química. Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto. Convertir las masas a moles. Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios Reconvertir las moles a masas si se requiere http://www.eis.uva.es/~q gintro/esteq/esteq.html 84 Químicasdavi RELACIONES MOL-MOL Para la siguiente ecuación balanceada: 4 Al +3O2 2 Al2O3 a) ¿Cuántas moles de O2 reaccionan con 3.17 moles de Al? b) A partir de 8.25 moles de O2, ¿cuántas moles de Al2O3 (óxido de aluminio) se producen? 3.17 moles Al [ 3 moles de O2 4 moles de Al ] = 2.38 moles de O2 8.25 molO 2 [ 2 moles de Al2O3 3 moles de O2 ] = 5.50 moles de Al2O3 La siguiente ecuación muestra una reacción de combustión y está balanceada: 2 C8H18 (g) + 25 O2 (g) 16 CO2 (g) + 18 H2O(g) a) ¿Cuántos gramos de C8H18 (octano) son necesarios para obtener 5.70 moles de CO2 (bióxido de carbono)? b) Si se obtienen 55.0 g de vapor de agua, ¿cuántas moles de O2 se utilizaron? Solución: 5.70 mol CO2 [ 2 moles C8H18 16 moles CO2 ] =0.713 moles C8H18 0.713 moles C8H18 ( 114.26 g 1 mol ) = 81.47 g de C8H18 b) 55.0 g H2O ( 1 mol 18.02 g ) = 3.05 mol H2O http://genesis.uag.mx/edmedia/material /qino/t8.cfm http://genesis.uag.mx/edmedia/mate rial/qino/t8.cfm Para cada uno de los siguientes ejercicios, resuélvalos en tu cuaderno y luego selecciona la respuesta correcta, 85 Químicasdavi Ejemplo. Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para formar hidrógeno gaseoso y el hidróxido del metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua. 2Li(s) + 2H 2 O(L) 2LIOH(ac) + H 2 (g) a) ¿Cuántas moles de H 2 se formaran al complementarse la reacción de 6.23 moles de Li con agua? b) ¿Cuántos gramos de H 2 se formaran al complementarse la reacción de 50.57 g de Li con agua? Razonamiento y solución Se siguen los pasos: a: Paso 1: La ecuación balanceada la proporciona el problema. Paso 2: No es necesario hacer ninguna conversión porque la cantidad de la materia prima. Li, está dada en moles. Paso 3: Puesto que 2 moles de Li producen 1 mol de H 2 o 2 moles de Li 1mol de H 2 las moles de H 2 que forman se calculan como sigue: Moles de H 2 producido = 6,23 mol de Li x 1 mol H 2 2 mol Li = 3,12 mol H 2 Paso 4: Este paso no se requiere. Paso 5: Se empieza con 6.23 moles de Li y se producen 3.12 moles de H 2 . Como 2 moles de Li producen 1 mol de H 2, 3.12 moles es una cantidad razonable . b) Paso 1: La reacción es la misma que en el inciso a. Paso 2: El número de moles de Li está dado por: Moles de Li = 80.57 g de Li x 1molLi 6.941g Li Paso 3: Debido a que dos moles de Li producen 1 mol de H 2 o dos moles de Li 1 mol de H 2 el número de moles de H 2 se calcula como sigue: Moles de H 2 producido = 11.61 mol de Li x 1mol de H 2 2moles Li Paso 4: A partir de la masa molar de H 2 (2.016 g), se calcula la masa de H 2 producido: Masa de H 2 producido = 5.085 moles de H 2 x 2.016 g H 2 1mol de H 2 = 11.61 mol de Li = 5.805 moles de H 2 = 11.70 g de H 2 86 Químicasdavi Paso 5: Debido a que la masa del H 2 es menor que la del Li, y se necesitan dos moles de Li para formar un mol de H 2 se espera que la respuesta sea menor que 80.57 g. Ejercicio: La reacción entre el óxido nítrico (NO) y oxigeno para formar dióxido de nitrógeno (NO 2) es un paso determinante para la formación del esmog fotoquímica: 2 NO (g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) ¿Cuántas moles de NO 2 se formaran por la reacción completa de 0.254 mol de O 2 ? ¿Cuántos gramos de NO 2 se formaran por la reacción completa de 1.44 g de NO? Para cada uno de los siguientes ejercicios, resuélvalos en tu cuaderno y luego selecciona la respuesta correcta, 87 Químicasdavi Reactivo limitante: Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada. Ejemplo 2: Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuántas baratijas se pueden producir? La ecuación correspondiente será: En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan para dar 1 mol de baratijas. 1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de moles de ese reactivo que se usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima cantidad de baratijas que pueden producirse por cada reactivo. Cierres: 4,000 / 1 = 4,000 Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000 Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500 Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca. Considere la siguiente reacción: Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH 3 con 1142 g de CO 2 . ¿Cuántos gramos de urea [(NH 2 ) 2 CO] se obtendrán? 1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles: 637,2 g de NH 3 son 37,5 moles 1142 g de CO 2 son 26 moles 2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos: A partir de2 moles de NH 3 se obtiene1 mol de (NH 2 ) 2 CO A partir de 1 mol de CO 2 se obtiene 1 mol de (NH 2 ) 2 CO 3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad: A partir de37, 5 moles de NH 3 se obtienen 18,75 moles de (NH 2 ) 2 CO, a partir de 26 moles de CO 2 se obtienen 26 moles de (NH 2 ) 2 CO 4) El reactivo limitante es el (NH 3 ) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea. 5) Y ahora hacemos la conversión a gramos: 18,75 moles de (NH 2 ) 2 CO son 1125 g. http://www.eis.uva.es/~qgintro/ge nera.php?tema=4&ejer=4 88 Químicasdavi Rendimiento Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante. La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento. Rendimiento teórico La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico Razones de este hecho: - es posible que no todos los productos reaccionen - es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado - la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así: Ejemplo: La reacción de 6,8 g de H 2 S con exceso de SO 2 , según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00). En esta reacción, 2 moles de H 2 S reaccionan para dar 3 moles de S. 1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H 2 S. (6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g 2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100. (8,2/9,6) x 100 = 85,4% La masa de SbCl 3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45) En esta reacción, 1 mol de Sb 4 y 6 moles de Cl 2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl 3 . 1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo: Peso Molecular del Sb 4 : 487,2 Número de moles de Sb 4 = 3/487,2 = 0,006156 89 Químicasdavi Peso Molecular del Cl 2 : 70,9 Número de moles de Cl 2 = 2/70,9 = 0,0282 2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb 4 a 6 moles de Cl 2 . Usando la estequiometría: 0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6 De modo que el reactivo limitante es el Cl 2 . Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl 2 . 3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl 3 que puede obtenerse con 2,00 g de Cl 2 (el reactivo limitante). 4) Dividir la cantidad real de SbCl 3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100. (3,65/4,29) x 100 = 85,08% http://www.eis.uva.es/~qgintro/ge nera.php?tema=4&ejer=4 90 Químicasdavi RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS RELACIONADOS CON LAS CANTIDADES DE REACTIVOS Y PRODUCTOS 91 Químicasdavi REACTIVO LIMITANTE 92 Químicasdavi RENDIMIENTO DE UNA REACCION 93 Químicasdavi El cobre reacciona con el acido sulfúrico según la ecuación: (fuente "Fisicanet") 2. H 2 SO 4 + Cu CuSO 4 + H 2 Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H 2 SO 4 , calcular: a) .Que reactivo esta en exceso y en qué cantidad?. b) Masa de CuSO 4 que se forma. La urea se forma principalmente en el higado como producto del metabolismo. Es un compuesto químico cristalino que se encuentra abundamente en la orina. En la industria se realiza a partir de amoniaco ( NH 3 ) liquido y anhidrido carbonico (CO 2 ) gaseoso según la ecuación química: 2 NH 3 + CO 2 (NH 2 ) 2 CO +H 2 O Si se hace reaccionar 637.2 g de amoniaco con 1142 g de anhidrido carbonico: a) ¿Cual de los dos es el reactivo limite? b) ¿ Que cantidad de urea se forma? c) Cual será el rendimiento porcentual si una vez que ha ocurrido todo el proceso se obtiene 980 g de urea? http://www.clasesdeapoyo.com /documents/documents_for_subj ect/188-estequiometria http://es.scribd.com/doc/16113476/REPASO-DE- ESTEQUIOMETRIA-RESUELTOS-FYQ-4-ESO http://todoejercicios.com/resueltos/Quimica/Estequio metria 94 Químicasdavi GASES Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades: - Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas. - Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene. - Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene. - Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras. Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas, según sea un gas real o un gas ideal. La presión de un gas se define como la fuerza que este ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene, físicamente la presión se define como la fuerza ejercida por unidad de área, es decir que Presión = Fuerza Área Analice el siguiente texto relacionado con el concepto de presión: Antes de entrar de lleno en el estudio de las leyes que explican el comportamiento de los gases, veamos cómo influyen en este los eventos físicos que los alteran y que son: temperatura, presión y volumen, además de la cantidad de que se trate. Temperatura La temperatura (T) ejerce gran influencia sobre el estado de las moléculas de un gas aumentando o disminuyendo la velocidad de las mismas. Para trabajar con nuestras fórmulas siempre expresaremos la temperatura en grados Kelvin. Cuando la escala usada esté en grados Celsius, debemos hacer la conversión, sabiendo que 0º C equivale a + 273,15 º Kelvin. Presión En Física, presión (P) se define como la relación que existe entre una fuerza (F) y la superficie (S) sobre la que se aplica, y se calcula con la fórmula http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gase s/ 95 Químicasdavi Lo cual significa que la Presión (P) es igual a la Fuerza (F) aplicada dividido por la superficie (S) sobre la cual se aplica. En nuestras fórmulas usaremos como unidad de presión la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg), sabiendo que una atmósfera equivale a 760 mmHg. Es decir: 1 atm = 760 mmHg, 1 atm = 760 Torr, es decir 1 mmHg = 1Torr 1 atmósfera (atm) = 1,013 x 10 5 newtons/metro 2 (N/m 2 ), es decir 1 atm = 1,013 x 10 5 Pas. Volumen Recordemos que volumen es todo el espacio ocupado por algún tipo de materia. En el caso de los gases, estos ocupan todo el volumen disponible del recipiente que los contiene. Hay muchas unidades para medir el volumen, pero en nuestras fórmulas usaremos el litro (L) y el mililitro (ml). Recordemos que un litro equivale a mil mililitros: 1 L = 1.000 mL También sabemos que 1 L equivale a 1 decímetro cúbico (1 dm 3 ) o a mil centímetros cúbicos (1.000 cm 3 ) , lo cual hace equivalentes (iguales) 1 mL con 1 cm 3 : 1 L = 1 dm 3 = 1.000 cm 3 = 1.000 mL 1 cm 3 = 1 mL Ley de Avogadro Esta ley relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en litros (L), considerando que la presión y la temperatura permanecen constantes (no varían). El enunciado de la ley dice que: El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo. Esto significa que: Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del mismo. Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo. Esto tan simple, podemos expresarlo en términos matemáticos con la siguiente fórmula: Que se traduce en que si dividimos el volumen de un gas por el número de moles que lo conforman obtendremos un valor constante. Esto debido a que si ponemos más moles (cantidad de moléculas) de un gas en un recipiente tendremos, obviamente, más gas (más volumen), así de simple. Esto se expresa en la ecuación: Simplificada es Veamos un ejemplo práctico y sencillo: Tenemos 3,50 L de un gas que, sabemos, corresponde a 0,875 moles. Inyectamos gas al recipiente hasta llegar a 1,40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (la temperatura y la presión las mantenemos constantes). Solución: 96 Químicasdavi Aplicamos la ecuación de la ley de Avogadro: Y reemplazamos los valores correspondientes: Resolvemos la ecuación, multiplicando en forma cruzada: Ahora, despejamos V 2 , para ello, pasamos completo a la izquierda el miembro con la incógnita (V 2 ), y hacemos: Respuesta: El nuevo volumen (V 2 ), ya que aumentamos los moles hasta 1,40 (n 2 ), es ahora 5,6 L Tan simple como: más gas, mayor volumen. http://www.profesorenlinea.cl /fisica/GasesLeyes.htm Ley de Boyle Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante. La ley de Boyle (conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. Lo cual significa que: El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica: En otras palabras: Si la presión aumenta, el volumen disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta. Esto nos conduce a que, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Matemáticamente esto es: Lo cual significa que el producto de la presión por el volumen es constante. Para aclarar el concepto: Tenemos un cierto volumen de gas (V 1 ) que se encuentra a una presión P 1 . Si variamos la presión a P 2 , el volumen de gas variará hasta un nuevo valor V 2 , y se cumplirá: Apliquemos la fórmula en un ejemplo práctico: Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si aumentamos la presión hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no varía. Sustituimos los valores en la ecuación P 1 V 1 = P 2 V 2 . Si aumentamos la presión hasta 800 mmHg el volumen disminuye hasta llegar a los 3 L. 97 Químicasdavi Ley de Charles Mediante esta ley relacionamos la temperatura y el volumen de un gas cuando mantenemos la presión constante. Textualmente, la ley afirma que: El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas. En otras palabras: Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta. Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye. Como lo descubrió Charles, si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen (V) y la temperatura (T) siempre tiene el mismo valor (K) (es constante). Matemáticamente esto se expresa en la fórmula lo cual significa que el cociente entre el volumen y la temperatura es constante. Intentemos ejemplificar: Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V 1 que se encuentra a una temperatura T 1 . Si aumentamos la temperatura a T 2 el volumen del gas aumentará hasta V 2 , y se cumplirá que: Veamos un ejemplo práctico y sencillo: Un gas cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2,5 L. Para experimentar, bajamos la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo volumen? Solución: hay que usar siempre la escala Kelvin. Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin: T 1 = (25 + 273) K= 298 K T 2 = (10 + 273) K= 283 K Ahora, sustituimos los datos en la ecuación: Ahora, despejamos V 2 : Respuesta: Si bajamos la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2,37 L. Grafica de la Ley de Boyle Grafica de la Ley de Charles 98 Químicasdavi Ley de Gay-Lussac. Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un gas cuando el volumen (V) se mantiene constante, y dice textualmente: La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura. Esto significa que: Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión. Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con la siguiente ecuación: la cual nos indica que el cociente entre la presión y la temperatura siempre tiene el mismo valor; es decir, es constante. Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo volumen (V) no varía, a una presión P 1 y a una temperatura T 1 . Para experimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor T 2 , entonces la presión cambiará a P 2 , y tendrá que cumplirse la siguiente ecuación: que es la misma Ley de Gay-Lussac expresada de otra forma. Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta, y tal como en la Ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin. Veamos un ejemplo: Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? Solución: Lo primero que debemos hacer es convertir los 25º C a grados Kelvin: T 1 = (25 + 273) K= 298 K Ahora sustituimos los datos en la ecuación: Ahora despejamos T 2 : Respuesta: La temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos grados en grados Celsius hacemos 233,5 − 273 = −39,5 °C. 99 Químicasdavi Ecuaciones del comportamiento de un gas para un cambio de estado Cuando un gas a unas condiciones iniciales o estado 1, es sometido a una modificación en algunas de sus condiciones, se dice que cambia a un estado final o estado 2. La ecuación de estado para una cantidad de gas, escrita entre dos estados, permite plantear una relación entre temperatura, presión y volumen conocida como la ecuación combinada de los gases, es una ley de los gases que combina la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac. http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_inf ormaticos/andared02/leyes_gases/ http://perso.wanadoo.es/cpalacio/LeydeBoyle2.htm http://www.educaplus.org/gases/con_temperatura.htm l Anota en tu cuaderno el enunciado y la fórmula matemática que definen a cada una de las leyes que rigen el comportamiento de un gas ideal, refuérzalo con los ejemplos explicativos. http://www.profesorenlinea. cl/fisica/GasesLeyes.htm Un gas ocupa un volumen de 2 l en condiciones normales. ¿Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC? Como partimos de un estado inicial de presión, volumen y temperatura, para llegar a un estado final en el que queremos conocer el volumen, podemos utilizar la ley combinada de los gases ideales, pues la masa permanece constante: ; . 1 1 1 0 T V P T V P o o = la temperatura obligatoriamente debe ponerse en K l V K atm K l atm V K V atm K l atm 18 , 1 ; 273 . 2 373 . 2 . 1 ; 373 . 2 273 2 . 1 1 1 1 = = = Ley de los gases ideales La ley de los gases ideales se obtiene al combinar las leyes de los gases ya conocidas. Esta explica la relación entre cuatro magnitudes: temperatura, presión, volumen, y cantidad de gas expresado en moles (n). Un gas ideal es un gas hipotético por lo que su comportamiento puede explicarse completamente de acuerdo a la ecuación del gas ideal, según: PV = nRT Donde R es la constante de proporcionalidad y tiene el mismo valor para todos los gases. El valor de esta constante se calcula de acuerdo al volumen molar, que es de 22,4 L, y las llamadas condiciones normales de un gas, estas son: O °C (273,15 °K) Y 1 atm. R = PV/nT R es igual a: 0,082 atm · K-1 · mol-1. 100 Químicasdavi Ley de Dalton o Ley de las presiones parciales. La ley de Dalton expresa que: "A temperatura constante, la presión total ejercida por una mezcla de gases en un volumen definido, es igual a la suma de las presiones que cada uno de los gases podría ejercer si estuviera solo".PT = P1 + P2 + P3 siendo P1, P2, P3,…, las presiones parciales de cada uno de los gases que componen la mezcla y PT, la presión total de la mezcla Se entiende como presión parcial la que ejerce un gas, individualmente, a la misma temperatura y volumen de la mezcla. Fracción molar de un componente en una mezcla La composición de una mezcla gaseosa se describe en términos de las fracciones molares de cada uno de los gases existentes en la mezcla. Por ejemplo, si el 78% de las moléculas presentes en el aire son de Nitrógeno y el 21 % son de Oxígeno, se entiende que la fracción de moléculas de nitrógeno en el aire es 0,78 y la del oxígeno es 0.21. Como el número de moles es proporcional al número de mola fracción molar, x1, de cualquier componente de la mezcla es sencillamente la relación de moles de ese componente entre el total de moles de la mezcla, es decir, X 1 = n 1/ n t Al relacionar las ecuaciones de estado de uno de los gases de la mezcla y la ecuación de estado para la mezcla se obtiene una ecuación que es considerada como otra forma de expresar La Ley de Dalton, es decir: P1 = X1PT o "La presión parcial de un gas en una mezcla es igual al producto de su fracción molar multiplicada por la presión total de la mezcla" Ley de Graham: La ley de Graham expresa que: ―A temperatura y presión constantes, las velocidades de difusión de diferentes gases varía inversamente proporcional con la raíz cuadrada de sus densidades o masas moleculares" Siendo v1 y v2 las velocidades de difusión y ρ1 y ρ2 las densidades de los gases. A la misma temperatura y presión, la relación de densidades es exactamente igual a la relaciones de pesos moleculares, por lo tanto, se puede escribir que: Siendo M1 y M2 las masas moleculares de los gases. Más ejercicios resueltos sobre las Leyes de los gases, escríbelos en tu cuaderno Ejercicio Resuelto 101 Químicasdavi Ejercicio Nº 1 A presión de 17 atm, 34 L de un gas a temperatura constante experimenta un cambio ocupando un volumen de 15 L ¿Cuál será la presión que ejerce? Solución: Primero analicemos los datos> presión (P 1 ) = 17 atm, volumen (V 1 ) = 34 L volumen (V 2 ) = 15 L Claramente estamos relacionando presión (P) con volumen (V) a temperatura constante, por lo tanto sabemos que debemos aplicar la Ley de Boyle y su ecuación (presión y volumen son inversamente proporcionales) Reemplazamos con los valores conocidos Colocamos a la izquierda de la ecuación el miembro que tiene la incógnita (P 2 ) y luego la despejamos: Respuesta: Para que el volumen baje hasta los 15 L, la nueva presión será de 38,53 atmósferas. Ejercicio Nº 2¿Qué volumen ocupa un gas a 980 mmHg, si el recipiente tiene finalmente una presión de 1,8 atm y el gas se comprime a 860 cc? Solución: Analicemos los datos que nos dan: presión (P 1 ) = 980 mmHg, presión (P 2 ) = 1,8 atm. Volumen (V 2 ) = 860 cc. Lo primero que debemos hacer es uniformar las unidades de medida. Recuerda que la presión debe estar o en atmósferas (atm) o en milímetros de Mercurio (mmHg), pero no en ambas, y que el volumen debe estar en litros (L). P 1 = 980 mmHg (lo dejamos igual). P 2 = 1,8 atm lo multiplicamos por 760 y nos da 1.368 mmHg. Esto porque 1 atmósfera es igual a 760 mmHg. V 2 = 860 centímetros cúbicos lo expresamos en litros dividiendo por mil, y nos queda V 2 = 0,86 L (recuerda que un litro es igual a mil centímetros cúbicos). Como vemos, de nuevo estamos relacionando presión (P) con volumen (V), a temperatura constante, por ello aplicamos la ecuación que nos brinda la Ley de Boyle (presión y volumen son inversamente proporcionales): Reemplazamos con los valores conocidos Ahora despejamos V 1 Respuesta: A una presión de 980 mmHg dicho gas ocupa un volumen de 1,2 L (1.200 centímetros cúbicos). 102 Químicasdavi Ejercicio Nº 3 A presión constante un gas ocupa 1.500 (ml) a 35º C ¿Qué temperatura es necesaria para que este gas se expanda 2,6 L? Solución: Analicemos los datos: Volumen (V 1 ) = 1.500 ml. Temperatura (T 1 ) = 35º C Volumen (V 2 ) = 2,6 L. Lo primero que debemos hacer es uniformar las unidades de medida. Recuerda que el volumen (V) debe estar en litros (L) y la temperatura (T) en grados Kelvin. V 1 = 1.500 mililitros (ml), lo dividimos por 1.000 para convertirlo en 1,5 L T 1 = 35º C le sumamos 273 para dejarlos en 308º Kelvin (recuerda que 0º C es igual a 273º K) (Nota: En realidad son 273,15, pero para facilitar los cálculos prescindiremos de los decimales). V 2 = 2,6 L, lo dejamos igual. En este problema estamos relacionando volumen (V) con temperatura (T), a presión constante, por lo tanto aplicamos la fórmula que nos brinda la Ley de Charles (volumen y temperatura son directamente proporcionales). Reemplazamos con los valores conocidos Desarrollamos la ecuación: Primero multiplicamos en forma cruzada, dejando a la izquierda el miembro con la incógnita, para luego despejar T 2 : Entonces, para que 1,5 L expandan su volumen hasta 2,6 L hay que subir la temperatura hasta 533,78º Kevin, los cuales podemos convertir en grados Celsius haciendo la resta 533,87 − 273 = 260,87 º C. Respuesta: Debemos subir la temperatura hasta los 260,87º C. Ejercicio Nº 4 A volumen constante un gas ejerce una presión de 880 mmHg a 20º C ¿Qué temperatura habrá si la presión aumenta en 15 %? Analicemos los datos: Presión P 1 = 880 mmHg, Presión P 2 = 880 mmHg más el 15 % = 880 +132= 1.012 mmHg Temperatura T 1 = 20º C Lo primero que debemos hacer es uniformar las unidades de medida. Recuerda que la temperatura (T) debe estar en grados Kelvin, y que la presión (P) puede estar solo en atm o solo en mmHg en una misma ecuación. P 1 = 880 mmHg, lo dejamos igual, P 2 = 1.012 mmHg lo dejamos igual, T 1 = 20º C le sumamos 273 para dejarlos en 293º Kelvin (recuerda que 0º C es igual a 273º K) (Nota: En realidad son 273,15, pero para facilitar los cálculos prescindiremos de los decimales). 103 Químicasdavi En este problema estamos relacionando presión (P) con temperatura (T) a volumen (V) constante, por lo tanto aplicamos la fórmula que nos brinda la Ley de Gay-Lussac (presión y temperatura son directamente proporcionales). Reemplazamos con los valores conocidos Desarrollamos la ecuación: Primero multiplicamos en forma cruzada, dejando a la izquierda el miembro con la incógnita, para luego despejar P 2 : Respuesta: Si aumentamos la presión en 15 % el gas quedará a una temperatura de 336,95º K, los cuales equivalen a 63,95º C. (336,95 − 273 = 63,95º C). El volumen de un gas a 20°C y 1 atmósfera de presión es de 150 litros. ¿Qué volumen ocupará a 50°C y 730 mm de Hg de presión? Aplicando la ecuación combinada de los gases para hallar el volumen del estado 2, tenemos que Reemplazando V1 = 150 litros, P1 = 760 mm de Hg, T1 = 293 K, P2 = 730 mm de Hg y T2 = 323K en la anterior ecuación resulta que Para mayor información visite el siguiente sitio web: http://www.profesorenlinea.cl/fisica/GasesLeyes_Ejercicios.html ¿Qué volumen ocuparán 22.5 g de CH4 a 27°C y 800 mm de Hg de presión, considerando que es un gas ideal? Al conocer la masa, la temperatura y la presión del gas, se puede calcular el volumen del gas ideal aplicando la ecuación de estado de los gases ideales, conociendo además que el peso mol del metano es 16 gramos Calcular la densidad del SO 2 a 40°C y 750 mm de Hg, considerando que es un gas ideal. El peso mol del SO 2 es 64 gramos. Aplicando la fórmula para calcular la densidad de un gas ideal y reemplazando los datos del ejercicio Calcular el número de gramos de H2S gaseoso puro contenido en una botella cilíndrica de 30 litros, a 20°C y una presión de 1.5 atm. A partir de la ecuación de estado de los gases ideales, se puede hallar las moles de un 104 Químicasdavi gas conociendo las condiciones del gas y si además se conoce su peso mol que para el sulfuro de hidrógeno es 34 gramos, entonces se puede hallar la masa correspondiente de la siguiente manera Para respirar un paciente, se mezclan 11 moles nitrógeno, 8 moles de oxígeno y 1 mol de anhídrido carbónico. Calcula la presión parcial de cada uno de los gases en la mezcla si la presión total se hace de 760 mm de Hg. Para aplicar La Ley de Dalton se calculan las correspondientes fracciones molares. Para aplicar La Ley de Dalton se calculan las correspondientes fracciones molares 11 moles de nitrógeno Fracción molar del nitrógeno = = 0.55 20 20 moles de mezcla 1 mol de anhidro carbónico Fracción molar de oxígeno = = 0.4 20 moles de mezcla 1 mol de anhidro carbónico Fracción molar de anhídrido carbónico = = 0.05 20 moles de mezcla Las presiones parciales son: Presión Parcial del nitrógeno: PN = XNPT = (0.55) (760 mm de Hg) = 418 mm de Hg Presión Parcial del oxígeno PO = XOPT = (0.4) (760 mm de Hg) = 304 mm de Hg Presión Parcial del anhídrido PA = XAPT = (0.05) (760 mm de Hg) = 38 mm de Hg Desarrolla la siguiente actividad: Exprese las tres leyes de los gases (Boyle, Charles y Avogadro) e indique cómo relacionan P, V y T entre sí. Explique las relaciones mediante ecuaciones, escribe en tu cuaderno los diferentes ejemplos referidos a cada Leyb) explique qué entiende por presión de un gas. Las presiones de los gases se pueden expresar en unidades de mm de Hg, atm, torr y kPa. Efectué las siguientes conversiones: a) 720 mm de Hg a atm, b) 1,25 atm a mm de Hg, c) 542 mmde Hg a torr, d) 740 mm de Hg a kPa, e) 700 kPa a atm, d) 750 kPa a Pa. (Nota: 1 atm = 760 mmde Hg = 760 torr = 101,325 kPa). 105 Químicasdavi Aplicando conocimientos adquiridos sobre el tema de los gases, resuelve los siguientes ejercicios: Suponga que un buzo recolecta muestras en un lecho submarino a una profundidad de 15 m y exhala una burbuja cuyo volumen es de 10 ml. Si la presión a esa profundidad es de 2,5 atm, ¿cuál será el volumen de esa burbuja cuando llega a la superficie del mar? (Suponga que en el recorrido la T permanece constante). Enuncie la ley de las presione parciales de Dalton, b) considerando sólo a sus dos principales constituyentes, el aire que respiramos contiene 78% de N2 y 22% de O2 en moles, de acuerdo con ello indique cuál es la fracción molar del O2 en esa muestra, c) cuál será la presión parcial del O2 si la presión total es de 720 mm de Hg. Conociendo que un cierto gas tiene una densidad, d = 2,39 g/L, a 23ºC y 725 mm de Hg, determine cuál será la masa molar del mismo. 106 Químicasdavi Un gas se difunde 5.0 veces más rápido que otro. Si el peso molecular (M) del primero es 20, ¿cuál es el peso molecular (M2) del segundo?Para mayor información visita los siguientes sitios web: http://mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/ap/ciencias_quimicas_y_farmaceuticas/ap-quimgral-6/c4.2.html http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/ http://www.profesorenlinea.cl/fisica/GasesLeyes_Ejercicios.html 107 Químicasdavi Anote en su cuaderno el concepto de disolución, ¿Cuáles son sus componentes, ¿ como se clasifican 108 Químicasdavi 109 Químicasdavi 110 Químicasdavi Escriba las diferentes formas de hallar la concentración de una solución, no olvide de anotar las formulas, y los ejemplos aclaratorios. Propiedades coligativas de las soluciones: Las propiedades coligativas son propiedades físicas que van a depender del número de partículas de soluto (sustancia que se disuelve un compuesto químico determinado) en una cantidad determinada de disolvente o solvente (sustancia en la cual se disuelve un soluto). Propiedades Coligativas: La presión de vapor: Esta propiedad está reflejada en la Ley de Raoult, un científico francés, Francois Raoult quien enunció el siguiente principio: ―La disminución de la presión del disolvente es proporcional a la fracción molar de soluto disuelto‖. El cálculo de la presión se realiza mediante la fórmula: http://www.salonhogar.net/quimica /nomenclatura_quimica/Propiedade s_coligativas.htm 111 Químicasdavi Ejemplo: Calcula la presión de vapor de una solución a 26°C que contiene 10 gr. de Urea disuelta en 200 gr. de agua. Masa molecular de la urea: 60 g/mol. Masa molecular del agua: 18 g/mol Paso 1: Calcular el número de moles del soluto y del solvente. Total moles soluto + solvente = 0,1666 + 11,111 = 11,276 mol Paso 2: Fracción molar (Fn) Paso 3: Aplicar la expresión matemática de la Ley de Raoult Se busca en la tabla la presión del agua a 26ºC que corresponde a Po y se sustituye en la fórmula. Temperatura (°C) Presión (mmHg) Temperatura (°C) Presión (mmHg) 0 4,6 21 18,5 5 6,3 22 19,7 8 8,0 23 20,9 9 8,6 24 22,2 10 9,2 25 23,4 11 9,8 26 25,0 12 10,5 27 26,5 13 11,2 28 28,1 14 11,9 29 29,8 15 12,7 30 31,5 16 13,5 31 33,4 17 14,4 32 35,4 18 15,4 33 37,4 19 16,3 34 39,6 20 17,4 100 760,0 Presión de vapor de agua a 28ºC = 25 mmHg 112 Químicasdavi Para calcular la variación del punto de ebullición se aplica la siguiente fórmula: Cálculo del punto de ebullición: Te: diferencia entre los puntos de ebullición de una solución y del disolvente puro. Ke: constante molal de ebullición. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es:0,52ºC Kg/mol m: molalidad El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido del sólido se iguala. El punto de congelación se alcanza en una solución cuando la energía cinética de las moléculas se hace menor a medida que la temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas intermoleculares de atracción y el descenso de la energía cinética son las causas de que los líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. La temperatura de congelación del agua pura es 0ºC. Punto de ebullición y de congelación: El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta es la presión atmosférica. La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en el punto de ebullición de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto al retardar la evaporación de las moléculas del disolvente hacen disminuir la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición del agua pura es 100 ºC. El agua pura hierve a 100°C y la presión del vapor es de 760 mm de Hg. Al preparar una solución de urea 1 molar, ésta solución no hierve a 100°C y la presión de vapor desciende por debajo de 760 mm de Hg. Para que la solución de urea hierva hay que aumentar la temperatura a 100,53°C y elevar la presión a 750 mm de Hg. El punto de ebullición de cualquier disolvente en una solución siempre es mayor que el punto de ebullición del disolvente puro. 113 Químicasdavi Cálculo del punto de congelación: Tc: diferencia entre los puntos de congelación de una solución y del disolvente puro. Kc: constante molal de congelación. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 1,86 ºC Kg/mol m: molalidad Aplicación de las fórmulas: En 392 g de agua se disuelven 85 g de azúcar de caña (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa: 342 g/mol. Paso 1: determinar la molalidad de la solución: Paso 2: Determinar el punto de ebullición y de congelación Punto de ebullición: Como el agua hierve a los 100°C, se suma el valor obtenido a 100°C: 100°C + 0,329 = 100,329°C Punto de congelación: Como el agua se congela por debajo de los 0ºC 0ºC– 1,179 = - 1,179°C. Presión osmótica: Esta propiedad se basa en el fenómeno de la ósmosis en el cual se selecciona el paso de sustancias a través de una membrana semipermeable que tiene poros muy pequeños que sólo permiten el paso de las moléculas del disolvente pero no del soluto. Esto permite que dos soluciones de diferentes concentraciones separadas mediante una membrana semipermeable igualen sus concentraciones, debido al paso de las moléculas de solvente de la solución más diluida a la solución más concentrada, hasta alcanzar ambas la misma concentración. El paso del disolvente desde la solución diluida hacia la solución concentrada provoca un aumento de la presión de la solución. Este incremento de la presión que se suma a la presión de 114 Químicasdavi vapor de la solución, se conoce como presión osmótica y se representa con la letra Cálculo de la presión osmótica C: molaridad o molalidad R: valor constante 0,082 L atm/°K x mol T: temperatura expresada en °K. Si el valor de la temperatura está expresado en ºC, se suma a este valor 273. Ejemplo: Temperatura: 20 ºC, 20ºC + 273 = 293ºK A continuación se presenta un problema tipo de presión osmótica: Halle la presión osmótica de una solución de glucosa que contiene 12 gr. de la sustancia en 500 ml de solución a una temperatura de 298ºK. Masa molecular de la glucosa = (MM): 180 g/mol Paso 1: Cálculo de la molalidad o molaridad: Paso 2: Cálculo de la presión osmótica = C x R x T = 0,13 g/mol x 0,082 x 298°K = 3,176 atm Ejercicios Resueltos http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/Propiedades_coligativas.htm 115 Químicasdavi Con relación a las propiedades coligativas, escriba su clasificación, sus fórmulas matemáticas, ejemplos aclaratorios, y finalmente resuelva los ejercicios propuestos. Anota estos ejercicios en su cuaderno 116 Químicasdavi 117 Químicasdavi 118 Químicasdavi 119 Químicasdavi 120 Químicasdavi 121 Químicasdavi 122 Químicasdavi 123 Químicasdavi Resolverlos Ejercicios Propuestos 124 Químicasdavi 125 Químicasdavi Calcular el punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Keb = 0,52 °C/m). Rsp: 100,9319 °C 2.- Qué concentración molal de sacarosa en agua se necesita para elevar su punto de ebullición en 1,3 °C (Keb = 0,52 °C/m y temperatura de ebullición del agua 100°C). Rsp: 2,5 molal. 3.- Se disuelven 0,572 g de resorcina en 19,31 g de agua y la solución hierve a 100,14°C. Calcular la masa molar de resorcina, Keb del agua es 0,52 °C/m. Rsp: 110,12 g/mol 4.- Si se disuelven 5,65 g de C16H34 en 100 g de benzol, se observa una elevación en el punto de ebullición del benzol de 0,66 °C. En base a estos datos calcule Keb del benzol. Rsp: 2,64 °C/molal PARA MAYOR INFORMACIÓN LO INVITO A VISITAR LOS SIGUIENTES SITIOS WEB http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Disoluciones_quimicas.html http://iesdolmendesoto.org/wiki/index.php?title=F%C3%ADsica_y_Qu%C3%ADmica_1%C2%BA_Bachiller ato http://www.rinconsolidario.org/ciencias/biblioteca/asignaturas/FYQ1bach/Course6/Unit_03/Eval/EVAL00 3.HTM?unit=3&accion=2 http://www.ehu.es/biomoleculas/agua/coligativas.htm#p v http://www.salonhogar.net/quimica/nomencla tura_quimica/Propiedades_coligativas.htm 126 Químicasdavi Solubilidad en agua y temperatura. La solubilidad es la concentración de la disolución saturada. Depende de varios factores, entre ellos de la temperatura y se suele expresar en gramos del soluto por cada 100 cm 3 de disolvente. Si la queremos expresar en g soluto / l de disolvente deberemos multiplicar la anterior por diez. La solubilidad de casi todas las sustancias sólidas en líquidos, aumenta con la temperatura. La influencia de la temperatura en la solubilidad se refleja en las curvas de solubilidad. Los gases disminuyen su solubilidad en los líquidos al aumentar la temperatura. Las curvas de solubilidad representan la concentración a la que el soluto se encuentra saturado. Se representa en el eje de abscisas (eje de las X) la temperatura, y en el eje de ordenadas (eje de las Y) la solubilidad (concentración en gramos de soluto por cada 100 cm 3 de agua o concentración en gramos de soluto por litro de disolvente). Factores que afectan a la solubilidad. Los factores importantes que afectan la solubilidad de los sólidos cristalinos son la temperatura, la naturaleza del solvente y la presencia de otros iones en la solución. 127 Químicasdavi http://www.educared.org/global/anavegar4/comunes/premiados/D/627/sulubilidad/applet.htm ¿Cuál es el objeto de estudio de la termoquímica, y en que se relaciona con la termodinámica 128 Químicasdavi TERMOQUÍMICA SISTEMAS Es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio. El resto se denomina ENTORNO. Pueden ser: - Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno). - Cerrados (no intercambia materia y sí energía). - Aislados (no intercambia ni materia ni energía). En las reacciones químicas: SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas (reactivos y productos) DEFINICIÓN DE TERMOQUÍMICA. Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas. Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas. VARIABLES DE ESTADO Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) Ejemplos: - Presión. - Temperatura. - Volumen. - Concentración. FUNCIONES DE ESTADO Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía. NO lo son: calor, trabajo. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del sistema. - Es imposible medirla. - En cambio, sí se puede medir su variación. Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se considera negativa. Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema. U es función de estado. CALOR A VOLUMEN CONSTANTE (Q V ) Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen. Si V = constante, es decir, V = 0 W = 0 CALOR A PRESIÓN CONSTANTE (Q P ) La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica. = + U Q W A = v Q U A 129 Químicasdavi En este caso, como p = cte, se cumple que W = – p · V(el signo negativo se debe al criterio de signos adoptado). Si V > 0el sistema realiza un trabajo hacia el entorno y en consecuencia pierde energía. U = Q p – p x V U 2 – U 1 = Q p – p x (V 2 – V 1 ) Q p + U 1 + p x V 1 = U 2 + p x V 2 Llamaremos entalpía “H” a ―U + p x V‖ de manera que: H 1 = U 1 + p x V 1 H 2 = U 2 + p x V 2 Con lo que queda: Q p + H 1 = H 2 H es una función de estado. Relación Q v con Q p . En gases aplicando la ecuación de los mismos: p x V = n x R x T Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: (p x V 1 = n 1 x R x T) (p x V 2 = n 2 x R x T) con lo que restando ambas expresiones también se cumplirá que: p x V = n x R x T Como H = U + p x V se cumplirá que: En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y Q v Q p , es decir: Ejemplo: Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale -2219,8 kJ. C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O(l) H = –2219,8 kJ n reactivos = 1 + 5 = 6 ; n productos = 3 (sólo moles de gases) n = -3 U = H – n x R x T = –2219 kJ + 3 mol x (8,3 Jxmol –1 xK –1 ) x 298 K = ENTALPÍA ESTÁNDAR DE LA REACCIÓN Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M). Se expresa como H 0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción. Ecuaciones termoquímicas Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como AH (habitualmente como AH 0 ). Ejemplos: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) ÷ CO 2 (g) + 2 H 2 O(l); AH 0 = –890 kJ H 2 (g) + ½ O 2 (g) ÷ H 2 O(g); AH 0 = –241,4 kJ = ÷ = A 2 1 P Q H H H H U n R T A A A = + × × U H A A ~ kJ ÷2214 productos reactivos H H H A = ÷ 0 0 0 Reactivos Productos AH > 0 Reac. endotérmica Reactivos Productos AH < 0 Reac. exotérmica 130 Químicasdavi ¡CUIDADO!: AH depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar AH 0 por 2: 2 H 2 (g) + O 2 (g) ÷ 2 H 2 O(g) AH 0 = 2 x (–241,4 kJ) Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H 2 (g) + ½ O 2 (g) ÷ H 2 O(g) ; AH 0 = –241,4 kJ ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN). Es el incremento entálpico (AH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como AH f 0 . Se trata de un ―calor molar‖, es decir, el cociente entre AH 0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol. Ejemplos: C(s) + O 2 (g) ÷ CO 2 (g) AH f 0 = – 393,13 kJ/mol H 2 (g) + ½ O 2 (g) ÷H 2 O(l) AH f 0 = – 285,8 kJ/mol CÁLCULO DE AH 0 (CALOR DE REACCIÓN) A PARTIR DE AH 0 f . Aplicando la ley de Hess que veremos después podremos demostrar que: Recuerda que AH f 0 de todos los elementos en estado original es 0. Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente -124,7, -285,8 y -393,5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano (entalpía molar). La reacción de combustión del butano es: C 4 H 10 (g) + 13 / 2 O 2 (g) ÷4 CO 2 (g) + 5H 2 O(l) AH 0 = ? AH 0 = E n p AH f 0 (productos) – E n r AH f 0 (reactivos) = 4 mol(–393,5 kJ/mol) + 5 mol(–285,8 kJ/mol) –1 mol(–24,7 kJ/mol) = –2878,3 kJ Luego la entalpía estándar de combustión será: Puesto que hay que dividir AH 0 entre el número de moles de butano quemados. LEY DE HESS. "AH” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular AH de la reacción global combinando los AH de cada una de las reacciones. Ejemplo: Dadas las reacciones: (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g) ÷ H 2 O(g) AH 1 0 = –241,8 kJ (2) H 2 (g) + ½ O 2 (g) ÷ H 2 O(l) AH 2 0 = –285,8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es: (3) H 2 O(l) ÷ H 2 O(g) AH 0 3 = ? (3) puede expresarse como (1)–(2), luego 0 0 0 (productos) (reactivos) p f r f H n H n H A A A E E = × ÷ × 0 1 2878,3 combustión H kJ mol A ÷ = ÷ × A = A ÷ A = 0 0 0 3 1 2 H H H ÷ ÷ ÷ = 241,8 ( 285,8 ) 44 kJ kJ kJ AH 1 0 = – 241’8 kJ AH 2 0 = – 285’8 kJ AH 3 0 = 44 kJ H H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) H 2 O(l) Esquema de la ley de Hess 131 Químicasdavi Puesto que hay que dividir H 0 entre el número de moles de agua vaporizados. ENERGÍA DE ENLACE. ―Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia en estado gaseoso‖. En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace, se corresponde con la energía necesaria para disociar 1 mol de dicha sustancia en los átomos que la constituyen. Para moléculas poli atómicas, la energía de enlace se toma como el valor medio necesario para romper cada uno de los enlaces iguales. Así por ejemplo, se sabe que para romper el primer enlace H–O del H 2 O se precisan 495 kJ/mol mientras que sólo se precisan 425 kJ/mol para romper el segundo, por lo que se suele tomar el valor medio (460 kJ/mol) como energía del enlace H–O. A—B (g) ÷ A (g) + B (g) AH = E enlace = E e Ejemplo: H 2 (g) ÷ 2 H(g) AH = 436 kJ - Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) - Es una entalpía molar que se mide en kJ/mol. - Es difícil de medir. - Se suele calcular aplicando la ley de Hess. Ejemplo de cálculo de energías de enlace. Calcular la energía del enlace H-Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo H f 0 (HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación (energías de enlace) del H 2 y del Cl 2 de la tabla adjunta. La reacción de disociación del HCl será: (4) HCl(g) ÷ H(g) + Cl(g) AH 0 = ? (1) ½ H 2 (g) + ½ Cl 2 (g) ÷ HCl(g) AH f 0 (HCl) = –92,3 kJ (2) H 2 (g) ÷ 2H(g) E e (H 2 ) = 436,0 kJ (3) Cl 2 (g) ÷ 2Cl(g) E e (Cl 2 ) = 243,4 kJ (4) = –(1) + ½ (2) + ½ (3) AH 0 = – (–92,3 kJ ) + ½ x(436,0 kJ) + ½ x (243,4 kJ) = 432,0 kJ Puesto que en la reacción (4) se disocia un mol de enlaces H–Cl. CÁLCULO DE H 0 A PARTIR DE LAS ENERGÍA DE ENLACE. Aplicando la ley de Hess también puede obtenerse la energía de una reacción si sabemos qué enlaces se tienen que romper y cuáles se tienen que formar. Para ello utilizaremos la siguiente expresión: En donde n i representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo. Ejemplo: Partiendo de los datos de la tabla, calcular el valor de H 0 de la reacción de hidrogenación del eteno. La reacción es: CH 2 =CH 2 (g) + H 2 (g) ÷ CH 3 –CH 3 (g) En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C. AH 0 = E E e (enl. rotos) – E E e (enl. formados) = 1xE e (C=C) + 1xE e (H–H) – 1xE e (C–C) – 2xE e (C–H) 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol x 436 kJ/mol – (1 mol x 347 kJ/mol – 2 mol x 413 kJ/mol) = –126 kJ 0 1 (agua) 44 l vaporización H kJ mo A ÷ = × 1 (HCl) 432,0 e E kJ mol ÷ = × = × ÷ × 0 (enl, rotos) (enl. formados) i e i e H n E n E A E E Enlace E e (kJ/mol) H–H 436 C–C 347 C=C 620 C÷C 812 O=O 499 Cl–C 243 C–H 413 C–O 315 C=O 745 O–H 460 Cl–H 432 Cl–Cl 243 132 Químicasdavi ENTROPÍA (S) Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse. Existen tablas de S 0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias. En una reacción química: La entropía es una función de estado. Ejemplo: Calcula AS 0 para las siguientes reacciones químicas: a) N 2 (g) + O 2 (g) ÷ 2 NO(g); b) 3 H 2 (g) + N 2 (g) ÷ 2 NH 3 (g). Datos: S 0 (J·mol –1 x K –1 ): H 2 (g) = 130,6; O 2 (g) =205; N 2 (g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH 3 (g) =192,3 a) AS 0 = 2 mol x 210,7 J x mol -1 x K -1 – (191,5 J x mol -1 x K -1 + 205 J x mol -1 x K -1 ) = b) AS 0 = 2 x 192,3 J x K -1 – (3 mol x 130,6 J· mol -1 x K -1 + 191,5 J x K -1 ) = SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. ―En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre‖. A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena. TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ―La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0‖ (máximo orden). ¡CUIDADO!: Las S de los elementos en condiciones estándar no son ―0‖ sino que son positivas. Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura. En procesos reversibles y a temperatura constante se puede calcular S de un sistema como: Y si el proceso químico se produce a presión constante: S 0 (entropía molar estándar) se mide en J x mol –1 x K –1. AS reacción se mide en J x K –1 . ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (G) (ENERGÍA LIBRE O ENTALPÍA LIBRE). En procesos a T constante se define como: G = H – T x S; Por tanto: 0 1 (eteno) 126 hidrog H kJ mol A ÷ = ÷ × final inicial S S S A = ÷ = × ÷ × 0 0 0 (productos) (reactivos) p r S n S n S A E E A = × ÷ E E 0 0 0 (productos) (reactivos) e S n S S 1 24,9 J K ÷ × 1 198,7 J K ÷ ÷ × (universo) (sistema) (entorno) 0 S S S A A A = + > A = Q S T (sistema) (entorno) (sistema) (entorno) ; H H S S T T A A A A ÷ = = G H T S A A A = ÷ × 133 Químicasdavi En condiciones estándar: AG 0 = AH 0 – T x AS 0 AS(universo) = AS(sistema) + AS(entorno) > 0 (p. espontáneos) Multiplicando por “–T” y como “–T x AS(entorno) = AH(sistema)– T x AS(universo) = – T x AS(sistema) + AH(sistema) = AG < En procesos espontáneos se cumple siempre que: En procesos espontáneos se cumple siempre que: - Si AG > 0 la reacción no es espontánea. - Si AG = 0 el sistema está en equilibrio. G es una función de estado. Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de AGf0 de reactivos y productos: ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas. Hay reacciones endotérmicas espontáneas: - Evaporación de líquidos. - Disolución de sales... Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas: - NH 4 Cl(s) ÷ NH 4 + (aq) + Cl – (aq) AH 0 = 14,7 kJ - H 2 O(l) ÷ H 2 O(g) AH 0 = 44,0 kJ Una reacción es espontánea cuando AG (AH – T x AS) es negativo. Según sean positivos o negativos los valores de AH y AS (T siempre es positiva) se cumplirá que: - AH <0 y AS >0 ¬ AG < 0 ¬ Espontánea - AH >0 y AS < 0 ¬ AG > 0 ¬ No espontánea - AH <0 y AS <0 ¬ AG < 0 a T bajas ¬ AG > 0 a T altas - AH >0 y AS >0 ¬ AG < 0 a T altas ¬ AG > 0 a T bajas G < 0 A G < 0 A = × ÷ × 0 0 0 (productos) (reactivos) p f r f G n G n G A A A E E AG > 0 Productos Reactivos T, p = ctes. Reacción no espontánea Reactivos Productos AG < 0 Reacción espontánea T, p = ctes. 134 Químicasdavi Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H 2 O 2 (l) ÷ 2H 2 O (l) + O 2 (g) sabiendo que AH f 0 (kJ/mol) H 2 O = –285,8; H 2 O 2 = –187,8 y que S (J/molK) H 2 O = 69,9; H 2 O 2 = 109,6; O 2 = 205,0? AH 0 = E n p AH f 0 (productos)– E n r AH f 0 (reactivos) = = 2 AH f 0 (H 2 O) + AH f 0 (O 2 ) – 2 AH f 0 (H 2 O 2 ) = = 2 mol x (-285,8 kJ/mol) + 0 – 2 mol x (–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ AS 0 = E n p x S 0 (productos) – E n r x S 0 (reactivos) = = 2 S 0 (H 2 O) + S 0 (O 2 ) – 2 S 0 (H 2 O 2 ) = = 2 mol x (69,9 J/mol x K) + 1 mol x (205,0 J/mol x K) – – 2 mol x (109,6 J/mol x K) = 126,0 J/K AG 0 = A H 0 – T x AS 0 = –196,0 kJ – 298 K x 0,126 kJ/K = –233,5 k Luego será espontánea. AH > 0 AS > 0 Espontánea a temperaturas altas Espontánea a todas las temperaturas Espontánea a temperaturas bajas No Espontánea a cualquier temperatura AH AS AH < 0 AS > 0 AH < 0 AS < 0 AH > 0 AS < 0 http://www.educaplus.org /play-138- Transformaciones- termodin%C3%A1micas.ht ml 135 Químicasdavi Equilibrio químico: Problemas Resueltos http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica- tic/Q2/EquilibrioQuimico.htm 136 Químicasdavi 137 Químicasdavi 138 Químicasdavi 139 Químicasdavi 140 Químicasdavi 141 Químicasdavi 142 Químicasdavi 143 Químicasdavi 144 Químicasdavi 145 Químicasdavi 146 Químicasdavi 147 Químicasdavi 148 Químicasdavi 149 Químicasdavi Problemas Propuestos 150 Químicasdavi 151 Químicasdavi 152 Químicasdavi Para mayor información visita el sitio web: http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_1_princ.htm#Inicio Dando clic en el siguiente link encontraras un experimento relacionado con algunos conceptos termoquímicos: http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodin%C3%A1micas.html http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/termoquimica/ http://www.escritoscientificos.es/apunquim/inicio.htm 153 Químicasdavi EQUILIBRIO QUÍMICO ¿Qué es un equilibrio químico? Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO. Ley de acción de masas. Constante de equilibrio (K c ) Para una reacción cualquiera (a A + b B +.... c C + d D +...) se define la constante de equilibrio (K C ) de la siguiente manera: [ ] [ ] [ ] [ ] c d c a b C D K A B × = × Siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos). Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto. En la reacción anterior: H 2 (g)+ I 2 (g) 2 HI (g) 2 2 2 [ ] [ ] [ ] c HI K H I = × El valor de K C , dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H 2 (g) + ½ I 2 (g) HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior. Variación de la concentración con el tiempo (H 2 + I 2 2 HI) Equilibrio químico C o n c e n t r a c i o n e s ( m o l / l ) Tiempo (s) [HI] [I 2 ] [H 2 ] Equilibrio de moléculas (H 2 + I 2 2 HI) Imagen de Química 2º de Bachillerato cedida por © GRUPO ANAYA. S.A. http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf 154 Químicasdavi La constante K C cambia con la temperatura. ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio. Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g). Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO 2 y O 2 ). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos observándose los siguientes datos: Concentr. iniciales (mol/l) Concentr. equilibrio (mol/l) [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] K c Exp 1 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 279,2 Exp 2 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 280,1 Exp 3 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 280,0 Exp 4 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 280,5 Exp 5 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363 280,6 K c se obtiene aplicando la expresión: 2 3 2 2 2 [ ] [ ] [ ] C SO K SO O = × Y como se ve es prácticamente constante. Ejercicio A: Escribir las expresiones de K C para los siguientes equilibrios químicos: a) N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g); b) 2 NO(g) + Cl 2 (g) 2 NOCl(g); c) CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g); d) 2 NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + H 2 O(g) + CO 2 (g). S Si ig gn ni if fi ic ca ad do o d de el l v va al lo or r d de e K K c c Ejemplo: En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N 2 (g) y 12 moles de H 2 (g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH 3 (g), determinar las concentraciones de N 2 e H 2 en el equilibrio y la constante K c. a) Equilibrio: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) tiempo tiempo K C > 10 5 K C ≈ 10 0 K C < 10 -2 c o n c e n t r a c i ó n c o n c e n t r a c i ó n c o n c e n t r a c i ó n tiempo 155 Químicasdavi b) Moles inic.: 4 12 0 Moles equil. 4 – 0,46 = 3,54 12 – 1,38 = 10,62 0,92 conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092 2 2 2 3 3 3 4 2 2 [ ] 0,092 [ ] [ ] 1,062 0,354 c NH M K H N M ÷ ÷ = = = × × 2 1,996×10 2 M Ejercicio B: En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl 5 , estableciéndose el equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que la K C a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio . Constante de equilibrio (K p ). Relación con K C . En las reacciones en que intervengan gases es más sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B c C + d D, se observa la constancia de K p viene definida por: c d C D P a d A D p p K p p × = × En la reacción: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) 2 3 2 2 2 P p SO K p SO p O = × ( ) ( ) ( ) De la ecuación general de los gases: p V n R T × = × × se obtiene: n p R T Molaridad R T V = × × = × × 2 2 1 3 2 2 2 2 [ ] ( ) ( ) [ ] ( ) [ ] ( ) ÷ × = = × × × × P C SO RT K K RT SO RT O RT Vemos, pues, que K P puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases [ ] ( ) [ ] ( ) ( ) [ ] ( ) [ ] ( ) c d c c d d n C D P C a d a a b b A D p p C RT D RT K K RT p p A RT B RT A × × × × = = = × × × × × Donde An = incremento en nº de moles de gases (n productos – n reactivos ) Ejemplo: Calcular la constante K p a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (K C = 1,996 ·10 –2 M –2 ) N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 156 Químicasdavi An = n productos – n reactivos = 2 – (1 + 3) = –2 K P = K c x (RT) An =1,996 x 10 -2 mol -2 ·l 2 (0,082 atmxl x·mol -1 xK -1 x1000 K) -2 , ÷ ÷ = × 6 2 2 97 10 P K atm Ejercicio C La constante de equilibrio de la reacción: N 2 O 4 2 NO 2 vale 0,671 a 45ºC. Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N 2 O 4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura. Datos: R = 0,082 atm·l·mol -1 ·K -1 . Magnitud de K c y K p . El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante grandes: Ejemplos: - H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl(g) ; K c (298 K) = 2,5 x 10 33 La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se puede sustituir el símbolo por ÷). - H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI(g); K c (698 K) = 55,0 Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y productos). - N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g); K c (298 K) = 5,3 x 10 –31 La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos. Grado de disociación ((o). Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas. Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100·o. Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5 (g) y 1 mol de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K c (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación? a) Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic.: 2 1 0 Moles equil. 2– x 1 + x x conc. eq(mol/l) (2– x)/5 (1 + x)/5 x/5 3 2 5 1 [ ] [ ] 5 5 0,042 2 [ ] 5 C x x PCl Cl K x PCl + × = = = ÷ 157 Químicasdavi Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0,28 moles 5 2 0,28 [PCl ] 5 ÷ = = 0,342 M ; 3 1 0,28 [PCl ] 5 + = = 0,256 M ; 2 0,28 [Cl ] 5 = = 0,056 M b) Si de 2 moles de PCl 5 se disocian 0,28 moles en PCl 3 y Cl 2 , de cada mol de PCl 5 se disociarán 0,14. Por tanto, (o)= 0,14, lo que viene a decir que el PCl 5 se ha disociado en un 14 %. Relación entre K c y (o). Sea una reacción A B + C. Si llamamos ―c‖ = [A] inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia ―A‖, tendremos que: Equilibrio: A B + C Conc. Inic. (mol/l): c 0 0 conc. eq(mol/l) c(1– (o)) c (o) c · (o) [ ] · [ ] [ ] ( ) × = = = ÷ ÷ 2 3 2 5 1 1 C PCl Cl c c c K PCl c o o o o o En el caso de que la sustancia esté poco disociada (K C muy pequeña): () << 1 y K C = c o 2 , con lo que se tiene o de manera inmediata. En caso de duda, puedes despreciar, y si ves que o < 0,02, puedes dejar el resultado, mientras que si o > 0,02 conviene que no desprecies y resuelvas la ecuación de segundo grado. Ejemplo: Utilizar la expresión de la constante en función de ―o‖ en el ejemplo anterior: ―En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5 (g) y 1 mol de de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K c (250 ºC) = 0,042, ¿cuál es el grado de disociación?‖. Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Conc. inic.: 2/5 1/5 0 conc. eq(mol/l) 0,4(1–(o)) 0,2+0,4 ·(o) 0,4 ·(o) 3 2 5 [ ] · [ ] (0,2 0,4 ) 0,4 0,042 [ ] 0,4 (1 ) C PCl Cl K PCl o o o + × = = = ÷ En este caso y dado el valor de la constante no debe despreciarse a frente a 1, por lo que deberíamos resolver la ecuación de segundo grado: () = 0,14 Ejercicio D: En el equilibrio anterior (K c = 0,042): PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) ¿cuál sería el grado de disociación y el número de moles en el equilibrio de las tres sustancias si pusiéramos únicamente 2 moles de PCl 5 (g) en los 5 litros del matraz? Ejercicio E: A 450 ºC y 10 atm de presión el NH 3 (g) está disociado en un 95,7 % según la reacción: 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g). Calcular K C y K P a dicha temperatura. 158 Químicasdavi Cociente de reacción (Q) En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D se llama cociente de reacción a: [ ] [ ] [ ] [ ] × = × c d a b C D Q A B Tiene la misma fórmula que la K C pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio. - Si Q = K c entonces el sistema está en equilibrio. - Si Q < K c el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con K C . - Si Q > K c el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con K C . Una simulación de cómo varían las concentraciones de la diferentes sustancias a lo largo de un equilibrio químico y como Q tiende a K C puede verse descargando el programa Lechat 2.1 de Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H 2 y 0,3 moles de I 2 a 490ºC. Si K c = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuántos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio? a) 2 2 2 2 0,3 0,3 [H ] [I ] 3 3 [HI] 0,6 3 Q × × = = = | | | \ . 0,25 Como Q > K c el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda. b) Equilibrio: 2 HI(g) I 2 (g) + H 2 (g) Moles inic.: 0,6 0,3 0,3 Moles equil. 0,6 + 2x 0,3 – x 0,3 – x 0,6 2 0,3 0,3 . ( / ) 3 3 3 x x x conc eq mol l + ÷ ÷ Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,163 moles Equil: 2 HI(g) I 2 (g) + H 2 (g) Mol eq: 0,6+2x0,163 0,3–0,163 0,3–0,163 2 0,3 0,3 3 3 0,022 0,6 2 3 C x x K x ÷ ÷ × = = + ( ( ¸ ¸ http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/index.htm http://nautilus.fis.uc.pt/wwwqui/equilibrio/port/eqq_lechat2.html . 159 Químicasdavi n(HI) = 0,93 mol ; n(I 2 ) = 0,14 mol ; n(H 2 ) = 0,14 mol Modificaciones del equilibrio. Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = K c ) y se produce una perturbación: - Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. - Cambio en la presión (o volumen). - Cambio en la temperatura. El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él. C Ca am mb bi io o e en n l la a c co on nc ce en nt tr ra ac ci ió ón n d de e a al lg gu un no o d de e l lo os s r re ea ac ct ti iv vo os s o o p pr ro od du uc ct to os s. . Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio. Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido. Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración de algún reactivo, crecería el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a K C sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales. De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a K C sería que aumentase la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones iniciales. Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha. Ejemplo: En el equilibrio anterior: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) ya sabemos que, partiendo de 2 moles de PCl 5 (g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl 5 , 0,55 moles de PCl 3 y 0,55 moles de Cl 2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl 2 al matraz? (K c = 0,042) Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic.: 1,45 0,55 0,55 + 1 Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55 – x 1,45 0,55 1,55 . ( / ) 5 5 5 x x x conc eq mol l + ÷ ÷ 0,55 1,55 5 5 0,042 1,45 5 C x x K x ÷ ÷ × = = + 160 Químicasdavi Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,268 Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) n eq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268 1,718 0,282 1,282 conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564 El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar cómo: 0,0564 0,2564 0,042 0,3436 M M M × = C Ca am mb bi io o e en n l la a p pr re es si ió ón n ( (o o v vo ol lu um me en n) ) En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de moles en sustancias gaseosas entre reactivos y productos, como por ejemplo en reacciones de disociación del tipo: A B + C, ya se vio que K C c x 2 Al aumentar ―p‖ (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo una menor ―‖, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda que es donde menos moles hay. Este desplazamiento del equilibrio al aumentar la presión, hacia donde menos moles de sustancias gaseosas, es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan gases. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual al de productos se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de K C , con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión). ¡CUIDADO!: El cambio de presión apenas afecta a sustancias líquidas (incluyendo disoluciones) o sólidas, por lo que si en una reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio. Ejemplo Selectividad. Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio K c y K p ; b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC. a) Equilibrio: H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) Moles inic.: 3,5 2,5 0 Moles equil: 1,25 0,25 4,5 conc. eq(mol/l) 0,125 0,025 0,45 2 2 0 2 2 [ ] 0,452 ( ) [ ] [ ] 0,125 0,025 C P C HI M K K K RT H I M M = = = = × = × × 64, ; 8 64,8 b) En este caso, el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de moles de reactivos y productos, se eliminan todas las ―V‖ en la expresión de K C . Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican: 2 2 1,25 0,25 4,5 [H ] [I ] [HI] 5 5 5 mol mol mol L L L = = = = = = 0,250 0,050 0,90 ; ; M M M 161 Químicasdavi Se puede comprobar cómo: 2 2 2 2 [ ] (0,90 ) 64,8 [ ] [ ] 0,250 0,050 C HI M K H I M M = = = × × C Ca am mb bi io o e en n l la a t te em mp pe er ra at tu ur ra a. . Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas). Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H 2 O(g) + C(s) CO(g) + H 2 (g) (AH > 0) Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la K C por ser constantes. 2 2 [ ] [ ] [ ] C CO H K H O × = a) Al bajar "p" el equilibrio se desplaza hacia la derecha (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H 2 frente a 1 sólo de H 2 O) b) Al subir "T" el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser la reacción endotérmica). P Pr ri in nc ci ip pi io o d de e L Le e C Ch ha at te el li ie er r. . V Va ar ri ia ac ci io on ne es s e en n e el l e eq qu ui il li ib br ri io o. . “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”. - A [reactivos] > 0 - A [reactivos] < 0 - A [productos] > 0 - A [productos] < 0 - AT > 0 (exotérmicas) - AT > 0 (endotérmicas) - AT < 0 (exotérmicas) - AT < 0 (endotérmicas) - Ap > 0 Hacia donde menos nº moles de gases - Ap < 0 Hacia donde más nº moles de gases. Una visualización de cómo varían las cantidades en el equilibrio al variar las condiciones puede verse en: http://www.chm.davidson.edu/java/LeChatelier/LeChatelier.html 162 Químicasdavi Importancia en procesos industriales. El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso. Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g), exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción. Equilibrios heterogéneos. Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas. Por ejemplo, la reacción: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) se trata de un equilibrio heterogéneo. Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que: 2 3 [ ] [ ] (constante) [ ] CaO CO K CaCO × = Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas (CaCO 3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes. Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos K C se tiene: 3 2 2 [ ] [ ] [ ] [ ] C C K CaCO K CO K CO CaO × = = ¬ = Análogamente: K P = p(CO 2 ) ¡ATENCIÓN!: En la expresión de K C de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de K P únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas. Ejemplo: En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH 4 CO 2 NH 2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante K P para el equilibrio NH 4 CO 2 NH 2 (s) 2 NH 3 (g) + CO 2 (g) y a esa temperatura vale 2,3·10 -4 . Calcular K C y las presiones parciales en el equilibrio. Equilibrio: NH 4 CO 2 NH 2 (s) 2NH 3 (g) + CO 2 (g) n(mol) equil. n – x 2x x Luego p(NH 3 ) = 2 p(CO 2 ) ya que la presión parcial es directamente proporcional al nº de moles. K p = 2,3x10 -4 = p(NH 3 ) 2 x p(CO 2 ) = 4p(CO 2 ) 3 Despejando se obtiene que: p(CO 2 ) = 0,039 atm con lo que: p(NH 3 ) = 0,078 atm. 163 Químicasdavi 4 3 2,3 10 ( ) (0,082 298) P C n K K RT ÷ × = = = × -8 1,57×10 Reacciones de precipitación. Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido. La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal). La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida. Normalmente el disolvente suele tratarse de agua. Solubilidad (s). Es la máxima concentración molar de soluto en un determinado disolvente, es decir, la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto. Depende de: - La temperatura. Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la mayor energía del cristal para romper uniones entre iones. - Energía reticular. Si la energía de solvatación es mayor que la reticular U se favorece la disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad. - La entropía. Al diluirse una sal se produce un sistema más desordenado por lo que aunque energéticamente no esté favorecida la disolución ésta puede llegar a producirse. A Al lg gu un no os s e en nl la ac ce es s i in nt te er re es sa an nt te es s: : - http://www.manizales.unal.edu.co/quimica/teoria.htm - http://www.cmark-gip.es/jano/quimica/equiquigases/equiquigases1.htm (ejercicios resueltos) - http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Qptema7n.htm (ejercicios) - http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm - http://www.chm.davidson.edu/java/LeChatelier/LeChatelier.html 164 Químicasdavi 1.- La formación del N 2 O 4 se explica mediante las dos reacciones siguientes: 2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g);¿Qué relación existe entre las constantes de los dos equilibrios con la constante de equilibrio de la reacción global? 2.- La constante del siguiente equilibrio: 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g). a 150 ºC y 200 atm es 0,55: ¿Cuál es la concentración de amoniaco cuando las concentraciones de N 2 e H 2 en el equilibrio son 0,20 mol/L y 0,10 mol/L respectivamente. 3.- Se ha estudiado la reacción del equilibrio siguiente:2 NOCl (g) 2 NO (g) + Cl 2 (g) a 735 K y en un volumen de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se introdujeron 2 moles de NOCl. Una vez establecido el equilibrio se comprobó que se había disociado un 33,3 % del compuesto. a) Calcula K c . b) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? Razona la respuesta. 4.- Para la reacción SbCl 5 (g) SbCl 3 (g) + Cl 2 (g), K C , a la temperatura de 182 ºC, vale 9,32 · 10 –2 . En un recipiente de 0,40 litros se introducen 0,2 moles de SbCl 5 y se eleva la temperatura a 182 ºC hasta que se establece el equilibrio anterior. Calcula: a) la concentración de las especies presentes en el equilibrio; b) la presión de la mezcla gaseosa. 5.- Calcula los valores de K c y K p a 250 °C en la reacción de formación del yoduro de hidrógeno, H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI(g). sabiendo que el volumen del recipiente de reacción es de 10 litros y que partiendo de 2 moles de I 2 y 4 moles de H 2 , se han obtenido 3 moles de yoduro de hidrógeno. 6.- Cuando 30 g de ácido acético CH 3 COOH, reaccionan con 46 g de etanol CH 3 CH 2 OH se forman 36,96 g de acetato de etilo CH 3 COO–CH 2 CH 3 .y una cierta cantidad de agua. Calcula la constante de equilibrio de la reacción de esterificación. 7.- En un recipiente de 5 L se introducen a 500ºC 3 moles de HI, 2 mol de H 2 y 1 mol de I 2 . Calcula la concentración de las distintas especies en equilibrio si sabemos que la constante del equilibrio 2 HI I 2 + H 2 a dicha temperatura es K c = 0,025. 8.- En un recipiente metálico de 2,0 litros se introducen 28 g de N 2 y 3,23 g de H 2 . Se cierra y se clienta a 350 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio, se encuentran 5,11 g de NH 3 . Calcular los valores de K C y K P de la reacción 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g) a dicha temperatura. (Masas atómicas: N=14; H=1) 9.- En un recipiente cerrado de 400 ml, en el que se ha hecho el vacío, se introducen 2,032 g de yodo y 1,280 g de bromo. Se eleva la temperatura a 150 ºC y se alcanza el equilibrio: Br 2 (g) + I 2 (g) 2 BrI(g). Calcula: a) las concentraciones molares y la presión total en el equilibrio; b) la composición en volumen de la mezcla gaseosa en el equilibrio; c) K P para este equilibrio a 150 ºC. Datos: K C (150 ºC) = 280 Cálculo del grado de disociación. 10.- En un recipiente de 2,0 litros de capacidad se introduce amoniaco a una temperatura de 20 ºC y a la presión de 14,7 atm. A continuación se calienta el recipiente hasta 300 ºC y se aumenta la presión hasta 50 atm. Determina el grado de disociación del amoniaco a dicha presión y temperatura y las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio. 11.- Una muestra de 2 moles de HI se introduce en un recipiente de 5 litros. Cuando se calienta el sistema hasta una temperatura de 900 K, el HI se disocia según la reacción: 2 HI H 2 + I 2 , cuya constante es: K C = 3,8·10 -2 . Determina el grado de disociación del HI. 12.- El tetróxido de dinitrógeno se disocia parcialmente en dióxido de nitrógeno. A 60 ºC y 1,0 atm la densidad de mezcla en equilibrio es de 2,24 g/L. Calcular: a) el grado de disociación del N 2 O 4 en dichas condiciones; b) el grado de disociación a la misma temperatura pero a 10,0 atm. 13.- A 200ºC y presión de 1 atmósfera, el PCl 5 se disocia en PCl 3 y Cl 2 en 49,5 %. Calcule. a) K c y K p ; b) El grado disociación a la misma temperatura pero a 10 atmósferas de presión. c) Explique en función del principio de Le Chatelier si el resultado obtenido en b) le parece correcto. DATOS: Masas atómicas; P = 30,97; Cl = 35,5; R = 0,082 atm·l·K -1 ·mol -1 . 165 Químicasdavi 14.- A 200ºC y 10 atm, el amoniaco contenido en un recipiente se encuentra disociado en sus elementos en un 80 %. Calcule: a) El valor de la presión en el recipiente si la disociación fuese del 50 %, sin variar el volumen ni la temperatura. b) La temperatura que debería alcanzar el recipiente para que la disociación volviera a ser del 80 %, sin variar el volumen ni la presión aplicada en a). 15.- La reacción: CO(g) + H 2 O(g) H 2 (g) + CO 2 (g), tiene una constante K C de 8,25 a 900 ºC. En un recipiente de 25 litros se mezclan 10 moles de CO y 5 moles de H 2 O a 900 ºC. Calcule en el equilibrio: a) Las concentraciones de todos los compuestos; b) La presión total de la mezcla. Datos: R=0,082 atm·l·mol –1 ·K – 1 . Principio de Le Chatelier. Desplazamientos del equilibrio. 16.- a) Factores que influyen en la velocidad de una reacción. b) Factores que influyen en el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. 17.- Dado el proceso en fase gaseosa A + B C, a) establece la relación entre las constantes de equilibrio K C y K P ; b) si el proceso es endotérmico, ¿qué influencia ejerce sobre el mismo un aumento de temperatura?; c) si el proceso es exotérmico, ¿qué influencia ejerce sobre el mismo un aumento de presión? 18.- En la reacción: 2 H 2 S (g) + 3 O 2 (g) 2 H 2 O (g) + 2 SO 2 (g); H = –1036 kJ, justifica cómo afectarán los siguientes cambios al desplazamiento del equilibrio: a) Aumentar el volumen del recipiente a temperatura constante. b) Extraer SO 2 .c) Aumentar la temperatura manteniendo el volumen constante. 19.- Sabiendo que la reacción de disociación del tetróxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno es exotérmica, explica razonadamente cómo afectará al equilibrio a) un aumento de la presión del recipiente; b) un aumento en la concentración de hidrógeno; c) una disminución de la temperatura. 20.- La síntesis de amoniaco tiene lugar según la reacción: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) H = –92,4 kJ/mol. Justifica cuales serán las condiciones más favorables de presión y temperatura para obtener el máximo rendimiento. En la industria (proceso Haber) se suele trabajar a unos 450 °C y hasta 1000 atmósferas, utilizando, además, catalizadores; ¿porqué se hace así? 21.- Para la siguiente reacción en equilibrio: 4 HCl (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) + 2 Cl 2 (g); ( H < 0) Justifica cuál es el efecto sobre la concentración del HCl en el equilibrio en los siguientes casos: a) aumentar [O 2 ]; b) disminuir [H 2 O]; c) aumentar el volumen; d) reducir la temperatura; e) añadir un gas inerte como He; f) introducir un catalizador. 22.- El amoniaco se obtiene industrialmente a partir de nitrógeno e hidrógeno, de acuerdo con la siguiente reacción: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g); Hº= –92 kJ a) Explique las razones por las que en esta síntesis se utilizan presiones elevadas y temperatura lo más baja posible. b) Razone la necesidad de utilizar catalizadores, ¿ejercen algún efecto sobre el equilibrio? c) Indique cual es la expresión de la constante K p para dicha reacción. d) A la salida de los reactores, el amoniaco formado ha de separarse, del nitrógeno e hidrógeno no reaccionados. ¿Sería posible realizar dicha separación mediante un filtro? 166 Químicasdavi LABORATORIOS http://www.ciens.ucv.ve/eqsol/Lab%20Inorganica/index.htm Reglas Generales Sobre el Trabajo de Laboratorio. Las consideraciones que se dan a continuación le permitirán comprender la utilidad de las prácticas en el laboratorio y las normas que deberá tener presente: 1. Una de las mejores formas de aprender es practicando. Está comprobado que al cabo de un cierto tiempo recordamos solamente de un 10 a un 20% de lo que oímos, un 20 a 40% de lo que vemos y, sin embargo, recordamos del 60 al 80% de lo que hacemos. 2. Debe presentarse puntualmente en el laboratorio a la hora fijada, pues el continuo entrar y salir distrae a sus compañeros. 3. No olvide que el laboratorio es un centro de estudio y no de diversión. Procure hablar lo menos posible. El buen comportamiento demuestra educación. 4. Antes de comenzar la práctica debe familiarizarse con el material de laboratorio que tiene en su equipo; si faltase algo, no lo tome por cuenta propia, comuníqueselo al profesor. 5. No deje sobre la mesa del laboratorio las prendas personales y los libros. Ello quita espacio para trabajar y puede estropearse con los reactivos. Sólo deben estar sobre la mesa lo aparatos que se estén usando. 6. Los frascos de reactivos deben colocarse en su sitio inmediatamente después de su uso. 7. No use nunca una sustancia sin estar seguro que es la indicada en la práctica, pues ello podría ocasionar un accidente. 8. Las materias sólidas inservibles, como fósforo, papel de filtro, entre otros, y los reactivos insolubles en agua, deben depositarse en un recipiente adecuado y en ningún caso en la pila. 9. Los mecheros que no se estén usando deben de apagarse o reducirse la llama al mínimo. 10. Cuando se caliente una sustancia en el tubo de ensayo, el extremo abierto del mismo no debe dirigirse a ninguna persona cercana. 11. los aparatos calientes deben manejarse con cuidado y usarse para ellos pinza u otros utensilios adecuados. 12. Los reactivos corrosivos, como ácidos álcalis fuertes, deben manejarse siempre con precaución, especialmente cuando están concentrados o calientes. 13. Cuando opere con sustancias inflamables es necesario asegurarse siempre, antes de abrir el frasco, de que no hay llamas próximas. 14. En caso de heridas, quemaduras entre otros, informe inmediatamente al profesor. 15. Al terminar la práctica de Laboratorio la mesa debe quedar limpia y sin aparatos, y las llaves del agua y del gas deben dejarse cerradas. 16. Todo alumno debe traer bata de laboratorio, gafas, cuando se requiera guantes, guía de prácticas, pluma, lápiz, goma de borrar y un cuaderno de apuntes. 17. Tome todos los datos de la práctica en una libreta, y después páselos en limpio a su guía de prácticas, y cualquier duda que tenga consulte a su profesor. 18. Procure leer cuidadosamente el contenido de la práctica que le corresponde antes de entrar en laboratorio. Esté siempre seguro de lo que va a hacer. Para más información complemente dando clic en el siguiente link. http://quimicainorganicachollet.wordpress.com/guia-practica-de-laboratorio-de-quimica- inorganica/ 167 Químicasdavi NOMBRE ESTUDIANTE: ___________________________ FECHA: _____________________ LABORATORIO N° 1 RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO Y MEDICIÓN DE VOLÚMENES. OBJETIVO GENERAL: Conocer los instrumentos básicos utilizados en un laboratorio, incluyendo el reconocimiento de los símbolos de riesgo y de peligrosidad OBJETIVO ESPECIFICOS: a. Conocer el nombre de cada instrumento utilizado en el laboratorio para realizar las prácticas. b. Comprender e identificar la utilidad de los instrumentos y equipos de laboratorio. c. Identificar los símbolos de peligrosidad de las sustancias implementadas para ser cuidadosos y no poner en riesgo la salud y la vida de otros ni la de nosotros mismos. d. Desarrollar la capacidad de explicar científicamente cada uno de los experimentos desarrollados en la práctica de laboratorio e Instruir al estudiante en las reglas básicas de comportamiento y seguridad dentro deun laboratorio de Química. MARCO CONCEPTUAL: INSTRUMENTOS DE LABORATORIO: Es el conjunto de las diferentes herramientas, instrumentos y equipos utilizados por los científicos que trabajan en un laboratorio. Estos incluyen herramientas tales como mecheros Bunsen, y microscopios, así como equipos especiales, tales como cámaras de acondicionamiento operante, espectrofotómetros y calorímetros. Otro tipo importante de equipos de laboratorio es el material de vidrio para laboratorio. El equipamiento de laboratorio se utiliza generalmente para la realización de experimentos o bien para realizar mediciones y obtener datos. Los equipos más grandes o más sofisticados generalmente son llamados instrumentos científicos. Los equipos de laboratorio en general se utilizan tanto para realizar una manipulación, o experiencia, o para llevar a cabo medidas y recoger datos. Clasificación del Instrumental de Laboratorio: El material que aquí se presenta se clasifica en aparatos y utensilios. Los aparatos se clasifican de acuerdo a los métodos que estos utilizan en: Aparatos basados en métodos mecánicos y en aparatos basados en métodos electrométricos. Los utensilios a su vez se clasifican de acuerdo a su uso en: Utensilios de sostén, utensilios de usoespecífico, utensilios volumétricos y en utensilios utilizados como recipientes o simplemente "recipientes". Para facilitar la comprensión e identificación del instrumental de laboratorio esté se agrupa de acuerdo a su clasificación y de acorde a ello se va a ir detallando. a. Utensilios de sostén. Son utensilios que permiten sujetar algunas otras piezas de laboratorio. Se le asignaron las siglas UDS. b. Utensilios de uso específico. Son utensilios que permiten realizar algunas operaciones específicas y se le asignaron las siglas UDUE. c. Utensilios volumétricos. Son utensilios que permiten medir volúmenes de sustancias líquidas, se le asignaron las siglas UV. d. Utensilios usados como recipientes. Son utensilios que permiten contener sustancias en este material bibliográfico se le asignaron las siglas UUCR. e. Aparatos. Son instrumentos que permiten realizar algunas operaciones específicas y se le asignaron las siglas ABBM a los aparatos basados en métodos mecánicos y las siglas: ABME para los aparatos basadosen medios electromecánicos. 168 Químicasdavi METODOLOGÍA: Procedimiento: a. Reconocer cada instrumento que se encuentra en el laboratorio de química. b. Reconocer las diferentes sustancias químicas que se encuentran en el laboratorio de química. c. Completar las tablas que se observan en los resultados. d. Realizar tus propias conclusiones. Cada estudiante debe desarrollarlo en el cuaderno de laboratorio, con base en el procedimiento. RESULTADOS: ―En el cuaderno luego de la práctica de laboratorio‖ ANÁLISIS DE RESULTADOS: ―En el cuaderno luego de la práctica de laboratorio PARTE EXPERIMENTAL: 1. El estudiante hará un reconocimiento a conciencia de todos los implementos que se usan,así como las precauciones que se deben tomar durante su manejo, lo anterior debequedar consignado en el informe que entregara al profesor. 2. El profesor hará una demostración experimental de la forma como se llenan las pipetas ylas Buretas. 3. Tenga en cuenta antes de proceder la siguiente recomendación: Para realizar una buena medición del volumen contenido en un recipiente se debe tomar en cuenta la capacidad, la lectura correcta del menisco y la apreciación. Ahora si meda 10 ml. de agua con una pipeta graduada y colocarlos en una tubo de ensayo. 4. Medir 10 ml. de agua con una pipeta aforada de 5 ml. y colocarlos en un tubo de ensayo. 5. Colocar 50 ml de agua medidos desde una bureta en un cilindro graduado de 100 ml ycomparar el volumen con las divisiones del cilindro. 6. Colocar en un vaso de precipitado de 250 ml, 200 ml de agua medidos con un cilindro,comparando los volúmenes. 7. Medir con una pipeta graduada 10 ml de una solución de Ácido Sulfúrico y colóquelos enun tubo de ensayo. PREGUNTAS: Que volumen cree usted más exacto, el medido con una pipeta aforada o elmedido con una graduada. Que implementos volumétricos miden vaciando? Para que se usan los implementos que se le entregaron en esta sesión de laboratorio? Dibújelos en su cuaderno de laboratorio Cual es el objetivo de la vaselina en la llave de las buretas de titulación? Escribir la función de cada instrumento de laboratorio que encontraste indicando el tipo de instrumento.¿Qué son los meniscos, sus tipos y las apreciaciones? Dibújalos Escribir, qué instrumentos crees que faltan y por qué. Qué mejoras le harías al laboratorio y por qué? Qué fortalezas tiene el laboratorio de tu colegio y por qué? Qué normas de laboratorio debes cumplir a cabalidad para llevar a cabo prácticas excelentes sin ningún tipo de inconvenientes? Enuméralas. Por grupos para la siguiente clase, los estudiantes deben traer una ó dos tablas con el símbolo de seguridad asignado (el docente asignará los símbolos de seguridad y dará las indicaciones para su realización). 6. CONCLUSIONES: ―En el cuaderno luego de la práctica de laboratorio‖ 169 Químicasdavi Fig 1. Mechero a gas y Zonas térmicas de una llama de mechero Fig 1.1 Posición. Correcta para la medición de Líquidos dentro de un Recipiente 170 Químicasdavi 171 Químicasdavi Fig 1.2 Diferentes Implementos de Laboratorio. Para mayor información sobre esta práctica visita la siguiente página dando clic en el siguiente link: http://medicina.usac.edu.gt/quimica/eqlab/Equipo_de_Laboratorio.htm 172 Químicasdavi LABORATORIO N°2 MANEJO DE LA BALANZA Objetivos: 1. Aprender a utilizar correctamente la balanza, ya que es un instrumento muy importante en el laboratorio, ya que de él depende la medición de masas que se colocarán para que se realice una reacción. 2. Reconocer cada una de las partes que conforman la balanza. 3. Medir el peso de un cuerpo sin cometer equivocaciones y poder hacerlo por nuestra cuenta sin ayuda del profesor (adquiriendo nuevos conocimientos). Materiales: Sustancias: * Balanza - Agua * Probeta * Piedras * Clavo *Cuaderno PROCEDIMIENTO: 1. Pusimos la balanza en un lugar plano para poder trabajar con medidas perfectas. 2. Enceramos la balanza (poner la balanza en cero) 3. Una vez que la balanza se enceró, con mucho cuidado pesamos la probeta (vacía), la probeta con agua, con una piedra y después un clavo, y finalmente con un cuaderno. 4. Ajustamos la balanza, de tal manera que quede recta, justo en la línea, lo que significa que eso es lo que pesan los cuerpos. RESULTADOS SUSTANCIA MASA (gr) PROBETA VACIA PROBETA CON AGUA PROBETA CON UN CLAVO PROBETA CON UNA PIEDRA PROBETA CON UN CUADERNO Responde ¿Qué es una Balanza? ¿Cuáles son sus partes? Y ¿Cuáles son los tipos de balanza? Realiza un dibujo PRACTICA # 3: DETERMINACION DE DENSIDADES OBJETIVOS: - Aprender a determinar la densidad de cuerpos sólidos y líquidos. - Aprender a distinguir las propiedades físicas de las propiedades químicas. - Aprender a determinar los métodos para hallar volúmenes. 173 Químicasdavi MARCO TEORICO: Todas las sustancias tienen propiedades físicas y químicas que las distinguen de las demás. Las propiedades físicas no implican cambios en la naturaleza de las sustancias cuando son medidas u observadas; varían con la presión y temperatura. Las propiedades químicas presentan cambios en la naturaleza de las sustancias cuando se someten a mediciones. Todas estas propiedades se dividen en extensivas e intensivas con relación a la masa de las sustancias. Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de masa presentes como el volumen. Peso, etc. … Mientras que las intensivas no dependen de la masa y por tanto son constantes como la densidad y temperatura de ebullición, entre otras. La densidad de una sustancia es constante y se define como la masa presente por unidad de volumen D=M/V, mientras que la densidad es relativa cuando se relaciona con la de otras sustancias, como el agua. Se conoce por gravedad específica a la relación entre el peso de un volumen dado de una sustancia y el peso de un volumen igual de agua. Conocemos por picnómetro que es el recipiente utilizado para medir mas exactamente el volumen de un liquido por estar diseñado para contener siempre el mismo volumen del liquido. Solución es la mezcla homogénea (una sola fase) de dos o más componentes. DATOS Y OBSERVACIONES: Para determinar la densidad de un sólido se tiene que hallar su masa en una balanza. Su volumen se podrá conocer, para sólidos regulares midiendo sus dimensiones y utilizando las formulas ya conocidas; pero si es un sólido irregular, se sumerge en una probeta graduada que contiene un volumen de un liquido, en el cual el sólido sea insoluble previamente medido. El volumen desplazado es el volumen del sólido. Para hallar la densidad de líquidos y soluciones se sigue un procedimiento similar para ambas sustancias. Su volumen se mide en una probeta por ejemplo y su masa se conoce pesando primero la probeta y luego se pesa con un determinado volumen de las sustancias, la diferencia en pesos es el peso de la sustancia. Cabe anotar que la densidad de una solución depende de la concentración de la misma. En la práctica realizada se utilizo etanol para determinar la densidad del cloruro de sodio sólido por ser sustancia insoluble conjuntamente. CALCULOS: Paso 1: Determinar la densidad del etanol (10 ml): PROBETA VACIA. PROBETA CON 10 ml DE ETANOL. ¿Cómo buscaría la Masa del etanol? Escriba el procedimiento para hallarla Volumen del etanol = 10 ml Con esta información ¿Cuál es el valor de densidad del etanol? 174 Químicasdavi Paso 2: Determinar la densidad de NaCl (10gr.) VOLUMEN DEL ETANOL. VOLUMEN DEL ETANOL CON 10 g DE NaCl. 10 ml. Volumen del NaCl= Volumen del etanol con 10 g de NaCl.- Volumen del etanol. Volumen del NaCl = Con esta información ¿Cuál es el valor de densidad del NaCl? NOTA: Para calcular 10 g de NaCl, primero pesamos el papel, luego calibrando la balanza, empezamos a agregar poco a poco NaCl hasta que la balanza quedara totalmente equilibrada, Y así sabremos los g de NaCl que queremos pesar. Realice el mismo procedimiento para hallar la densidad de las siguientes sustancias: Paso3: Densidad del clavo: VOLUMEN DE LA PROBETA CON AGUA PROBETA CON 15 ml DE AGUA Y EL CLAVO. 15 ml. Paso4: Densidad de una piedra: VOLUMEN DE LA PROBETA CON AGUA PROBETA CON 15 ml DE AGUA Y LA PIEDRA. 15 ml. Con esta información ¿Cuál es el valor de densidad de la piedra? REALICE SUS PROPIAS CONCLUSIONESCONCLUSIONES: BIBLIOGRAFIA: - ZAPATA, Mauren. Manual de laboratorio de fundamentos de química general. Medellín: universidad de Antioquia. - GARCÍA, Arcesio. Hacia la química 1. Colombia, 1985. - MORTIMER, Charles E. Química. 5 ed. California: Wadsworth Publishing Company, Belmont, 1983. Para mayor información con respecto a esta práctica lo invito a visitar la siguiente dirección en internet: http://nicolasordonez0.tripod.com/id5.html http://lab3ro.byethost12.com/mat.html http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_ini ciacion_interactiva_materia/curso/materiales/ propiedades/densidad.htm 175 Químicasdavi Haz el Haz el montaje de la figura. Pide ayuda al profesor para introducir el termómetro en el corcho y, antes de encender el mechero, avísalo para que revise el montaje. (El matraz contiene agua destilada y un trozo de ―plato poroso‖, para regular la ebullición). Cuando empieces a calentar, toma datos de la temperatura, cada minuto. Toma 2 ó 3 medidas más, desde que el agua hierva. t (minutos) T (ºC) Representa los datos de temperatura (T) en función del tiempo (t). Nombra todos los elementos del montaje. ¿Para qué sirve la rejilla?. ¿Qué ocurre una vez que se han alcanzado los 100ºC?. Puede que el termómetro que has usado no indique exactamente 100ºC. ¿A qué puede ser debido?. PRACTICA N° 4: EBULLICIÓN DEL AGUA 176 Químicasdavi ¿En qué se invierte el calor cuando no hay cambio de estado?. ¿Y cuándo lo hay?. PRACTICA N° 5: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES Las disoluciones se preparan en recipientes específicos para ello: los matraces aforados, Los vasos de precipitados, tienen muchos usos; entre ellos están la disolución previa y la medida aproximada de volúmenes. Preparación de 100 cm3 de una disolución acuosa de NaCl de concentración 4 g/l Se pesan......g de NaCl (cloruro de sodio), en una balanza, usando un vidrio de reloj Se echa un poco de agua destilada en un vaso de precipitados y se le añade el NaCl, lavando el vidrio con el frasco lavador - Se vacía el vaso en un matraz aforado de 100 cm 3 y se enjuaga (el vaso) con un poco de agua destilada, echándola también en el matraz. - Se agita el matraz, sujetándolo por el cuello e imprimiéndole un suave movimiento de rotación. - Se añade agua hasta enrasar (: llenar hasta el enrase o marca que indica el aforo del matraz). - Se guarda en un frasco etiquetado. Cuestiones 1. Si quisiéramos preparar una disolución de una sustancia líquida en agua, en vez de pesarla, habría que......... 2. ¿Por qué tiene el matraz un cuello largo y estrecho?. PRACTICA N° 6: SEPARACIÓN DE MEZCLAS HETEROGÉNEAS Una mezcla de dos líquidos inmiscibles se separa utilizando un embudo de decantación: Echa una mezcla de agua y aceite en el embudo. Tápalo y agítalo. Colócalo en un aro soporte y déjalo reposar. Abre la llave y deja caer el agua; cierra la llave en el momento justo en que ha caído toda el agua, de modo que en el embudo quede sólo el aceite. Cuando termines, lava el embudo con agua caliente jabonosa FILTRACIÓN: Podemos hacer una filtración usando un embudo normal, al que hay que colocarle un papel de filtro, que preparamos de la siguiente manera: A partir de un cuadrado de papel de filtro, lo doblamos por la mitad y otra vez por la mitad. A continuación lo recortamos como indica la figura, siendo el punto C, el centro del cuadrado. 177 Químicasdavi Abriéndolo de modo que quede un espesor de papel por un lado y tres por el otro, tendremos un cono, que se coloca en el embudo. Es necesario que ajuste bien, para lo cual, si es necesario, se corrige la segunda doblez. Una vez ajustado, unas gotas de agua destilada harán que se pegue a las paredes del embudo. Utilizamos el montaje: MEZCLAS HOMOGENEAS: EVAPORACIÓN: Haz el montaje de la figura y calienta con cuidado la disolución 1 que se te dé, hasta que se evapore toda el agua y quede un residuo sólido. DESTILACIÓN: La destilación es una técnica de separación basada en los diferentes puntos de ebullición de los componentes de una mezcla homogénea. Consiste en hacer hervir la disolución y condensar los vapores producidos. La primera parte del montaje es la misma que utilizaste para la ebullición del agua. Sólo habrá que añadirle el refrigerante y un recipiente para recoger el filtrado. El refrigerante es, en esencia, un tubo rodeado por una camisa por la cual va a circular el agua. El agua circula con el objetivo de enfriar el gas que se desprende por la tubuladura lateral del matraz de destilación; el gas, al enfriarse, condensa, pasando al estado líquido. El tubo interior puede tener diversas formas: liso (Refrigerante Liebig), en espiral (Serpentín), con estrangulamientos (Refrigerante de bolas). En esta práctica destilaremos vino tinto. Haz el montaje siguiente y comprueba que todas las uniones ajusten bien: 178 Químicasdavi Una vez que la profesora revise el montaje, ponlo a calentar; fíjate en la temperatura que señala el termómetro cuando empieza a salir líquido por el refrigerante y regula la llama del mechero para que el proceso se mantenga, pero no vaya demasiado deprisa. Detén la destilación cuando la temperatura suba a unos 80ºC. (El matraz puede taparse parcialmente para evitar el olor del alcohol). Observa el aspecto del líquido que caerá en el matraz. ¿Qué es?. Coge una gota y ponlo en la parte interior del labio. Coge 2 ó 3 cm 3 , ponlos en una cápsula de porcelana y acércale una cerilla. CUESTIONARIO: - La destilación es un proceso que consta de dos fases: transformación de un líquido en vapor (que ocurre en el matraz) y posterior transformación de.................en............... (que ocurre en........... ..................). Al primer proceso se le llama........................... y al segundo............................. La destilación es un proceso de separación que sirve para: - Separar un líquido de una disolución que contiene un material no volátil. (¿Qué significa "no volátil"?) - Separar un líquido de una mezcla de líquidos que tienen distintos puntos de ebullición. (¿Qué es el punto de ebullición?) - Es un método utilizado ampliamente en la industria. Busca algún ejemplo. PRACTICA N° 7: EXTINCIÓN DE INCENDIOS El método de extinción depende de la sustancia que se inflama. Los incendios de sustancias oleaginosas tales como la pintura, gasolina o simplemente, de la grasa de una sartén, no pueden apagarse con agua. ¿Por qué?. Para que una combustión pueda darse es necesario, además de un combustible, la presencia de una sustancia comburente (generalmente el oxígeno del aire), por lo que, un incendio puede apagarse fácilmente si se consigue aislarlo del aire (: sofocarlo). ¿Cómo apagarías una sartén con aceite incendiado? 179 Químicasdavi El dióxido de carbono es un gas incoloro y........ Pesado que el aire; es incombustible. Lo producimos a partir del oxígeno que respiramos y las plantas lo absorben para producir oxígeno, mientras dispongan de luz solar. Se utiliza en las bebidas refrescantes y en otros productos. Los extintores más prácticos y utilizados son los de dióxido de carbono, de fórmula……….. Hemos obtenido dióxido de carbono en la práctica anterior y ahora vamos a obtenerlo para usarlo como extintor casero. Coloca una vela en un platillo o soporte y enciéndela. En una botella de plástico, en cuyo tapón hemos hecho un agujero, echa una cucharadita de bicarbonato de sodio o de levadura en polvo y unos 50 cm 3 de vinagre. Cierra rápidamente la botella, tapa con el dedo el agujero hecho en el tapón y agita un poco. Cuando se halla formado bastante gas, viértelo sobre la vela. Los productos utilizados son caseros, en el sentido de que se pueden encontrar en cualquier casa. ¿Dónde?. ¿Para qué se utilizan?. ¿Qué composición tienen?. ¿Qué fórmulas tienen los compuestos principales que los forman?. ¿Son ácidos, bases o neutros?. ¿Qué otro nombre recibe el bicarbonato de sodio? PRACTICA N°8: FABRICACIÓN DE UN JABON Se mezclan 75 centímetros cúbicos de aceite con 75 centímetros cúbicos de agua. Se añaden 12,5 gramos de sosa (NaOH) y se remueve (con una varilla de vidrio) hasta que la mezcla espese (aproximadamente una hora). Si es necesario se calienta un poco, pero, más importante que la temperatura en sí, es que el batido se haga rápido y sin pausa. (Es un caso semejante a las mahonesas o a las claras a punto de nieve). Se vierte en un molde de cartón o madera y se deja en reposo un par de días. Luego se desmolda y ya lo tenemos listo para usar. PRACTICAN°10: LEY DE BOYLE Y MARIOTTE http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Gases/index.htm http://www.mysvarela.nom.es/quimica/laborat_quimica.htm http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/ 180 Químicasdavi 181 Químicasdavi 182 Químicasdavi 183 Químicasdavi PREGUNTASDESELECCIÓNMÚLTIPLECONÚNICARESPUESTA-(TIPOI) 184 Químicasdavi http://www.descargas.pasaralaunacional.com/cuestionarios-icfes-mejor-saber-11 http://masicfes.com/login/index.php http://simulacroicfes.com/simulacro-icfes-pdf.html http://www.icfes.gov.co/index.php?option=com_content&task=view&id=192&Itemid=991 185 Químicasdavi ESTANDARES CURRICULARES DE CIENCIAS NATURALES GRADOS:DECIMO Y ONCE - Observo y formulo preguntas específicas sobre aplicaciones de teorías científicas. - Explico la estructura de los átomos a partir de diferentes teorías - Identifico variables que influyen en los resultados de un experimento. - Identifico cambios químicos en la vida cotidiana y en el ambiente. - Explico los cambios químicos desde diferentes modelos - Explico la relación entre la estructura de los átomos y los enlaces que realiza - Verifico el efecto de presión y temperatura en los cambios químicos. - Registro mis observaciones y resultados utilizando esquemas, gráficos y tablas - Establezco diferencias entre descripción, explicación y evidencia. - Establezco diferencias entre modelos, teorías, leyes e hipótesis - Utilizo las matemáticas para modelar, analizar y presentar datos y modelos en forma de ecuaciones, funciones y conversiones - Uso la tabla periódica para determinar propiedades físicas y químicas de los elementos - Realizo cálculos cuantitativos en cambios químicos - Identifico condiciones para controlar la velocidad de cambios químicos - Relaciono la información recopilada con los datos de mis experimentos y simulaciones - Interpreto los resultados teniendo en cuenta el orden de magnitud del error experimental - Saco conclusiones de los experimentos que realizo, aunque no obtenga los resultados esperados - Identifico condiciones para controlar la velocidad de cambios químicos. - Caracterizo cambios químicos en condiciones de equilibrio - Relaciono la estructura del carbono con la formación de moléculas orgánicas - Relaciono grupos funcionales con las propiedades físicas y químicas de las sustancias. - Explico algunos cambios químicos que ocurren en el ser humano. - Relaciono mis conclusiones con las presentadas por otros autores y formulo nuevas preguntas - Comunico el proceso de indagación y los resultados, utilizando gráficas, tablas, ecuaciones aritméticas y algebraicas 186 Químicasdavi BILBLIOGRAFIA - James N.Spencer. Química Estructura y Dinamica - José Luís GanuzaFernandez. Química. Editorial Altamira libros. - Mario Avila Garrido. Química. Manual esencial Santillana - American ChemicalSociety, 1998. QuimCom : Química en la comunidad. (Addison-Wesley: Wilmington) - Rossotti, H., 1994. Introducción a la química. (Salvat: Barcelona) - NewMark, A., 1993. Colección Visual Altea : Química. (Santillana : Madrid) - Cooper, C., 1993. Colección Visual Altea : Materia. (Santillana : Madrid) - Snyder, C.H., 1995.The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things. (John Wiley: New York) - Fco. Javier Gutiérrez Rodríguez. Departamento de Física y Química. editoriales Anaya, Santillana y Ecir. http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Gases/index.htm http://www.mysvarela.nom.es/quimica/laborat_quimica.htm http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/ http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodin%C3%A1micas.html http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/ http://tutoriasonline.com/tutoriales/quimica/balanceo-de-ecuaciones-quimicas/ http://quimicaparatodos.blogcindario.com/2009/11/00179-balance-ecuaciones-metodo-ion-electron- medio-acido.html http://www.alonsoformula.com/ http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/indice.htm 187 Químicasdavi David De Jesús Álvarez Benavides