curso: nivelacion de quimica (ma 228) area: ciencias

Nivelación de Química (MA228), ciclo 2013-1

Item Type info:eu-repo/semantics/LearningObject

Authors Montalvo Astete, Ana María; Pérez Zenteno, Betty

Publisher Universidad Peruana de Ciencias Aplicadas (UPC)

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NIVELACION DE QUIMICA 2013-01 Página 1

CURSO: NIVELACION DE QUIMICA (MA 228)

AREA: CIENCIAS MATERIAL: CUADERNO DE TRABAJO AUTORES: ANA MARIA MONTALVO ASTETE BETTY PEREZ CENTENO COORDINADOR DE CURSO: ANA MARIA MONTALVO ASTETE CICLO: 2013-01

Copyright: Universidad Peruana de Ciencias Aplicadas-UPC


PRESENTACION

El siguiente material ha sido preparado para los alumnos que cursan la Nivelación de

química. Se inicia con el estudio de la materia, su transformación y culmina con las

soluciones acuosas y la determinación de pH. En cada tema se presentan actividades,

las cuales deberán ser realizadas por el alumno durante las sesiones de clase y con el

apoyo del facilitador.

Esperamos que el material preparado contribuya a enriquecer los conocimientos

básicos en química, que debe tener el estudiante de ciencias de la salud.


CONTENIDO UNIDAD 1

1.1 Materia

1.2 Estructura atómica 1.3 Tabla periódica 1.4 Enlace químico 1.5 Fuerzas Intermoleculares 1.6 Nomenclatura Inorgánica

UNIDAD 2

2.1 Reacciones químicas

2.2 Reacciones Redox

2.3 El Mol

2.4 Estequiometria

2.5 Reactivo limitante

UNIDAD 3

3.1 Dispersiones 3.2 Disoluciones 3.3 Solubilidad 3.4 Concentración de las soluciones


UNIDAD 1

QUIMICA: CIENCIA QUE ESTUDIA LA MATERIA

1.1 MATERIA

La materia se define como todo aquello que tiene masa, ocupa un volumen y está constituida por átomos. Todo lo que está a nuestro alrededor es materia, desde un objeto que podemos ver, tocar ; como una piedra, un medicamento y muchos más; hasta un objeto que no podemos ver y tocar como el aire y ciertos gases. Como son innumerables los objetos que nos rodean la clasificación de la materia es importante.

1.1.1 Clasificación de la materia.

La materia se puede clasificar en dos grandes grupos como: sustancias puras y mezclas. Una sustancia pura se caracteriza porque tiene una composición fija o definida, mientras una mezcla está formada por la unión de dos o más sustancias en cantidades variables. Las sustancias puras pueden ser elementos y compuestos. Los elementos están formados por un solo tipo de átomos, aquí están clasificados todos los elementos químicos que se encuentran en la tabla periódica. Por ejemplo: la plata, el hierro y el oxígeno, son elementos químicos; cada uno formado solo por átomos de este elemento. Los elementos químicos se pueden encontrar en la naturaleza en diversas formas, a esta propiedad se le denomina alotropía, podemos citar el ejemplo del carbono; quien presenta muchas formas alotrópicas siendo las más comunes el grafito y diamante. Ambos están formados por átomos de carbono, pero con una distribución diferente de sus átomos. Los compuestos también son sustancias puras, están formados por la unión de dos o más elementos, que guardan una relación proporcional entre sus átomos y presentan una composición fija o definida. Por ejemplo, en todas las muestras de cloruro de sodio (NaCl), hay la misma proporción de los elementos sodio y cloro; en una muestra de acido fosfórico (H3PO4), siempre habrán tres átomos de hidrogeno, uno de fosforo y cuatro de oxigeno. Debemos recordar que las sustancias puras no se pueden descomponer o separar por métodos físicos, sino por métodos químicos. Las mezclas, están formadas por la combinación física de dos o más sustancias. Las mezclas se clasifican como homogéneas y heterogéneas. Las mezclas homogéneas, se caracterizan porque sus componentes forman una sola fase. Son ejemplos de mezclas homogéneas: la mezcla de sal en agua, la mezcla de gases oxígeno y nitrógeno principalmente; que forman el aire, el acero; que es una mezcla de hierro, níquel, carbono y cromo. A las mezclas de metales se les llama aleaciones. En una mezcla heterogénea, los componentes no forman una sola fase, por lo contario forman dos o más fases o sus componentes pueden distinguirse a simple vista. Por ejemplo una mezcla de petróleo y agua es heterogénea porque el petróleo flota en el agua. Los componentes de una mezcla se pueden separar por medios físicos.


ACTIVIDAD Nº: 1 a) A partir de la lectura presentada completa el siguiente diagrama indicando la clasificación de la materia. b) ¿Cómo clasificarías los siguientes tipos de materia?

Materia Clasificación Oxígeno puro (O2)

Agua destilada (H2O)

Un alambre de cobre (Cu)

Un material de acero quirúrgico

Aire puro

Suero fisiológico (NaCl + H2O)

Alcohol medicinal (Etanol + H2O)

Agua potable (H2O + sales)

Saliva

Dióxido de Carbono (CO2)

Una pomada

Un frasco de jabón desinfectante

Amalgama dental (Hg+Cu+Ag)

Etanol (C2H5OH)

Sangre

Gaseosa

Lagrimas

Un chocolate con maní

MATERIA

¿Se pueden separar por medios físicos?

¿Se pueden separar por medios físicos?


1.1.2 Estados de la Materia

La materia existe en una de tres formas llamadas estados de la materia: sólido, líquido y gas. Cada estado tiene un diferente conjunto de propiedades físicas . Un sólido tiene una forma y volumen definido. Un líquido, tiene solo volumen definido y un gas no tiene ni forma ni volúmenes definidos. En los sólidos las fuerzas de atracción entre las moléculas son bastante grandes, en los líquidos las fuerzas de atracción entre las moléculas son casi guales a sus fuerzas de repulsión y en los gases las fuerzas de repulsión de las moléculas son muy grandes. En el cuarto estado de la materia conocido como Plasma, las moléculas se encuentran a altas temperaturas de tal modo que sus átomos se encuentran separados, aun mas, los electrones son desalojados originando un gas ionizado, este estado está presente en el sol y las estrellas. El agua es una sustancia que se encuentra comúnmente en tres estados. La forma sólida del agua, como la nieve o hielo tienen una apariencia distinta a su forma liquida o gaseosa, pero las tres formas son agua. Cuando una sustancia cambia de estado, su apariencia cambia, pero su identidad o composición permanecen iguales. Diagrama de cambios de estado.

Aumento de temperatura Sublimación Fusión Evaporación Solidificación Licuación Sublimación inversa

Disminución de temperatura ACTIVIDAD Nº: 2 Mediante flechas nombra los cambios de estado del agua.

Sólido Líquido Gas

Plasma


1.1.3 Cambios de la materia

La materia presenta dos tipos importantes de cambio: los cambios físicos, que son aquellos que no alteran la composición química de la materia, son alteraciones de las propiedades físicas tales como tamaño, forma, densidad o cambios de estado. Por ejemplo, romper un vidrio, hervir agua, evaporar alcohol. Los cambios químicos, son aquellos, que si alteran la composición química de la materia. Los cambios químicos son las reacciones químicas y se representan por ecuaciones químicas. En los cambios químicos la materia absorbe o libera energía. Aquellos cambios químicos que liberan energía se conocen como reacciones exotérmicas y aquellos que absorben energía se conocen como reacciones endotérmicas. Son ejemplos de cambios químicos: la descomposición de una sustancia, la oxidación de un elemento químico, la combustión de una sustancia, la corrosión de un metal, entre otros. Es importante mencionar que durante los cambios químicos se cumple la ley de la conservación de la masa, es decir la masa de las sustancias que participan en una reacción se mantienen antes y después de una reacción.

ACTIVIDAD Nº3: Diferencia los siguientes tipos de cambio como físicos o químicos:

Observación Tipo de cambio Ebullición del agua

Disolución de sal en agua

Secado de una pintura

Digestión de un alimento

Fundir oro

Cortar madera

Evaporación de alcohol

Putrefacción de la carne

Oxidación de la glucosa

Destilación del agua

Estallido de fuegos artificiales

Proceso de fotosíntesis

Inflar un globo

Enfriar agua

Triturar un alimento

Encender un fósforo

Congelar un alimento

Hornear un pastel


1.1.4 Propiedades de la materia

Son aquellas características inherentes a la materia. Una forma de describir la materia es observar sus propiedades. Las propiedades de la materia pueden ser generales y particulares. Las propiedades generales son aquellas características comunes a todo cuerpo.

Propiedades generales

Masa Volumen Impenetrabilidad Divisibilidad Inercia

Las propiedades particulares son aquellas que dependen del tipo de materia.

Propiedades particulares

Brillo, color, olor, dureza, maleabilidad, punto de ebullición, punto de fusión, inflamabilidad, corrosibilidad, solubilidad, combustibilidad.

Además, las propiedades de la materia pueden clasificarse como físicas y químicas. Las propiedades físicas son aquellas que se observan o miden sin afectar la identidad de una sustancia como son: el estado físico, la forma, color, masa, puntos de ebullición y fusión. Las propiedades químicas son aquellas que describen la habilidad de una sustancia para cambiar en una nueva sustancia, se manifiestan durante las reacciones químicas.

Propiedades físicas Propiedades químicas

Color, olor, masa, volumen, punto de ebullición, punto de fusión, densidad, temperatura, solubilidad, maleabilidad, ductibilidad.

Todas aquellas que describan que ha ocurrido una reacción química. Oxidabilidad, corrosibilidad, inflamabilidad, combustibilidad.


Actividad N° 4

1) Identifica si las siguientes propiedades son físicas o químicas. ¿Por qué?

El oxigeno es gas a temperatura ambiente

Una estatua de bronce se vuelve verde con el tiempo

El color de la sangre

El agua es más densa que el aceite

El gas propano es combustible

El Uranio es radiactivo

El nitrógeno tiene una densidad de 1,35 kg/m3

El volumen de una solución

El hidrogeno es explosivo

El azufre es insoluble en agua

El carbono es sólido en su estado natural

El sodio es altamente reactivo en agua

El oxigeno es un potente oxidante

El punto de fusión del aluminio es 660 ºC

La reactividad de un metal en acido

El etanol ebulle a 78 ºC

El cobre es un metal maleable

La plata posee brillo metálico

El oro es resistente a la corrosión


MATERIA Y MEDICION EVALUA TUS CONOCIMIENTOS

1. Sobre materia, marca la respuesta correcta:

a) Los elementos son sustancias puras b) Las mezclas tienen composición fija o definida c) Los compuestos son mezclas de elementos

d) Las mezclas no se pueden separar por métodos físicos

1. No es una sustancia pura:

a) Oxigeno (O2) b) HCl c) Grafito d) Acero

2. Es un compuesto químico:

a) Diamante b) O3 c) Amalgama d) H2O

3. Son ejemplos de mezcla homogénea:

a) El aire b) Agua con arena c) Sopa de verduras d) Alcohol medicinal

4. Es ejemplo de mezcla heterogénea:

a) Bebida gaseosa

b) Oxígeno

c) Helado con chips de chocolate

d) Gasolina

5. Clasifica las siguientes mezclas como homogéneas o heterogéneas:

a) Agua con sal b) Una infusión de te c) Un pastel de verduras

6. Es un cambio físico:

a) Oxidación de un clavo b) La cocción de un alimento c) Ebullición del agua d) Picadura de un diente 8. Es cambio químico a) Evaporación de alcohol b) Sublimación de yodo c) Disolución de sal en agua d) Digestión de un alimento

9. Describe una propiedad física:

a) Libera calor y agua b) Se oxida en presencia de oxigeno c) Es muy reactivo c) Su punto de fusión es 145 ºC

10. Describe una propiedad química: a) El cromo es un sólido de color gris b) La plata es un metal

c) El oro funde a 1064 K d) Es fácilmente inflamable


UNIDAD 1

1.2 ESTRUCTURA ATOMICA

Los materiales que nos rodea exhiben una infinita variedad de propiedades, que incluyen diferentes colores, texturas, solubilidades y reactividades químicas. Cuando vemos que los diamantes son transparentes y duros, que la sal de mesa es quebradiza y se disuelve en agua, que el cobre conduce la electricidad y puede trabajarse para formar láminas delgadas, estamos haciendo observaciones en el mundo macroscópico, el que podemos ver. Para entender y explicar estas propiedades es necesario “mirar” el mundo microscópico, el de los átomos y las moléculas.

En química y física, átomo (del latín atomum: sin división) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

1.2.1 Composición Atómica

• El átomo se compone principalmente de: protones, neutrones y electrones. Es la cantidad de estas partículas las que definirán el tipo de átomo de cada elemento.

• Protones y neutrones se encuentran en el núcleo atómico: región central. • Electrones se encuentran fuera del núcleo: en nubes electrónicas llamadas

orbítales.

Partículas subatómicas

Partícula Masa (gramos) Masa (uma)

Carga relativa

Electrón (ē) 9,1093x10-28 5,486x10-4 -1

Protón(p+) 1,6726x10-24 1,0073 +1

Neutrón (no) 1,6749x10-24 1,0087 0

1 uma = 1,66X10 24 gramos

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica

http://es.wikipedia.org/wiki/Lat%C3%ADn

http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica


1.2.2 Notación atómica Los átomos se identifican por el número de protones y neutrones que contienen. Su representación atómica es:

Número atómico (Z)

Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento. En un átomo neutro:

Nº atômico(Z) = Nº protones (p+) = Nº electrones (e-)

Z = Nº p+ = Nº e-

Número de masa (A)

Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo.

Nº masa (A) = Nº protones (Z) + Nº neutrones (nº)

Ejemplo: 1) Un átomo de potasio presenta 19 protones y 20 neutrones. Represente su

notación atómica.

Si tiene 19 protones, su Z=19 Notación atómica El numero de masa (A) = p+ + nº A= 19 + 20 = 39 2) ¿Los siguientes átomos presentan el mismo número de neutrones?

A = Z + nº

X A

Z Símbolo del elemento

Número atómico

Número de masa

37

Cl 17

36

S 16

Nº neutrones= A-Z En el cloro= 37-17 = 20 neutrones En el Azufre= 36-16= 20 neutrones Si presentan el mismo número de neutrones.

35 1

17

39

19

Cl

K


1.2.3 ¿Que sucede cuando un átomo cede ó gana electrones?

Se forman iones, estos pueden ser cationes (el átomo cede electrones y se carga positivamente) o aniones (el átomo gana electrones y se carga negativamente). Ejemplo:

Catión Anión

Isótopos Son átomos de un mismo elemento que contienen el mismo número de protones y electrones pero diferente número de neutrones. Ejemplo isótopos del Hidrogeno (protio, deuterio y tritio). Los isótopos del oxígeno serán16O, 17O y 18O. 8 8 8

1.2.4 Estructura electrónica

Las propiedades físicas y químicas de los elementos dependen de su número de electrones. La disposición o el ordenamiento de los electrones en un átomo corresponden a la estructura electrónica de ese átomo. La nube electrónica está formada por: Niveles de energía (n) Distancia energética de los electrones con respecto al núcleo. Son siete los niveles de energía y se les representa con las letras K, L, M, N, O, P, y Q ó con los números 1, 2, 3, 4, 5,6 y 7. Cuanto más alejado esté un electrón del núcleo mayor energía tiene. Subniveles de energía

Son subcapas contenidas en los niveles de energía. Son cuatro: s Sharp; dDifusa

pPrincipal; f fundamental. Contienen a los orbitales.El número de subniveles depende del nivel de energía, así:

Nivel de energía

Subnivel de energía

24Mg+2

12

12 protones 10 electrones 12 neutrones

35Cl -1

17

17 protones 18 electrones 18 neutrones


Orbitales Es la región espacial en los que se localizan los electrones.El número de orbitales depende del sub-nivel y cada orbital acepta como máximo 2 electrones.

Formas de los orbitales s y p:

Spin Nos indica el giro del electrón sobre un eje imaginario.Toma valores:

spin ( +1/2 )

anti espín ( - 1/2 )

1.2.5 Configuración electrónica

Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr, los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. Se debe cumplir las siguientes reglas: Ley del serrucho

El llenado de los electrones se dará desde la capa de menor energía hasta la de mayor energía.

Niveles Sub niveles 1 s 2 s p 3 s p d

4 s p d f

5 s p d f 6 s p d

7 s

sub-nivel Nº de orbitales Nº de electrones S _ 1 2

p _ _ _ 3 6

d _ _ _ _ _ 5 10

f _ _ _ _ _ _ _ 7 14


Ley de Hund

Los orbitales se van llenando de uno en uno antes de que ocurra el apareamiento

En la configuración electrónica el último electrón de la secuencia se llama electrón diferenciador.

Ejemplo de aplicación:

Para el elemento potasio (Z=19)

a) Escriba su configuración electrónica

b) Indique el nivel y subnivel del mayor energía

Potasio: símbolo K

a) Configuración electrónica: 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S1

b) Nivel de mayor energía: 4 Subnivel de mayor energía: s

4S1

Nivel

Subnivel

1.2.6 Electrones de valencia

Son los electrones ubicados en la capa externa o de mayor nivel de energía de un átomo. Estos electrones pueden ser cedidos, o compartidos por un átomo al formarse un enlace. Ejemplos:

Elemento Z Configuración electrónica e- de Valencia

Lítio 3 1s22s1 1

Oxigeno 8 1s22s2 2p4 6

Cloro 17 1s2 2s2 2p63s2 3p5 7

2px 2py 2pz


ACTIVIDAD Nº1

1. Características de las partículas atómicas. Complete donde corresponda en la siguiente tabla.

Protón Electrón Neutrón

Tiene masa

Tiene carga eléctrica

Ubicación

Notación atómica

2. Expresa la notación atómica para :

Un átomo que tiene 49 protones, 65 neutrones y 49 electrones.

3. Escriba la composición atómica de cada uno de los siguientes átomos.

Fe56

26 240

20

Ca

232

16

S

ACTIVIDAD Nº 2 1. Completa los datos que faltan en la siguiente tabla.

Símbolo

Rn

N

Ba

Protones (Z) 86

Neutrones (N) 136 7 81

Electrones 10 54

Nº de masa (A)

Carga -3 +2


2. ¿Cuáles de los siguientes átomos representan isótopos? ¿por qué?

16 20 18 25 18

X X X X X

8 10 8 10 9

A B C D E 3. De cada par de átomos. ¿Cuál presenta mayor tamaño?

a) Mg o Mg ++

b) Br o Br -1

c) Ca o Ca +2 d) P-3 o P

ACTIVIDAD N ° 3 a﴿ Completa la siguiente tabla a partir de los siguientes datos: Sodio: Z=11 A= 23 Azufre: Z= 16 A= 32 Calcio: Z= 20 A= 40 Fluor: Z= 9 A= 19 Aluminio: Z= 13 A= 27 Argón: Z= 18 A= 40 Carbono: Z= 6 A= 12

Notación Atomica

Nº protones

Nº neutrones

Nº electrones

Configuración electrónica

(subraye la capa o nivel de valencia)

Electrones de

valencia

Na

Ca

Al

C

N

S

F

Ar


ESTRUCTURA ATOMICA EVALUA TUS CONOCIMIENTOS

1. Con respecto al átomo de hierro: 56 Fe Es incorrecto: 26

a) Tiene 26 electrones

b) El número de neutrones es 30

c) Tiene 26 protones

d) El número de masa es 26

2. El número de electrones en el siguiente átomo de aluminio es: 27

Al +3

13

a) 13 b) 40 c) 10 d) 16 3. La suma de los números atómicos de dos isótopos es 20. El número atómico es: a) 20 b) 10 c) 18 d) 40 4. Indica si es verdadero o falso: i) El protón es una partícula cargada negativamente ii) El neutrón es una partícula cargada positivamente iii) Los electrones se encuentran fuera del núcleo iv) El número atómico es el numero de protones

a) FFVF b) FVFV c) FFVV d) VFVF 5. ¿Cuántos electrones hay en el mayor nivel de energía del elemento yodo? a) 2 b) 1 c) 5 d) 7

6. Halle el número de protones, electrones y neutrones , respectivamente para el

siguiente átomo:

a) 56-56-75 b) 56-58-187 c) 54-54-75 d) 56-54-75

7. Es cierto sobre los isótopos: a. Son átomos de diferentes elementos b. Tienen el mismo número de masa c. Tienen el mismo número atómico d. Tienen igual número de neutrones 8. El número de electrones de valencia de un átomo de oxigeno es: a) -2 b) 2 c) 6 d) 8

2131

56

Ba


9. Indique el número de neutrones, protones y electrones en cada una de las

especies químicas: 331

15

P 2137

56

Ba

10. De los siguientes elementos indique:

a) Su composición atómica b) Cuales son isótopos.

A55

25 B95

47 C56

25 D95

49 E107

47

11. Uno de los componentes más dañinos de los residuos nucleares es el isótopo radiactivo del estroncio, quien puede depositarse en los huesos, donde sustituye al calcio.

a) Halle la composición atómica para el estroncio. b) Escriba su configuración electrónica. c) Indique el nivel y subnivel del electrón diferenciador. c) ¿Cuántos electrones de valencia presenta?

12. ¿Cuál de estos átomos tiene el electrón diferenciador con mayor energía: 12Mg ó

35Br? Fundamente su respuesta.

90

38 Sr


UNIDAD 1

1.3 TABLA PERIÓDICA

1.3.1 Grupos y periodos El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica no fue hecho al azar, sino más bien es el fruto de un gran número de intentos por agruparlos en función de sus propiedades, las cuales dependen principalmente del número atómico, es decir, de la cantidad de protones o electrones existentes en el átomo.

El nombre de TABLA PERIODICA la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos, las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo los otros todos aquellos elementos que presentan propiedades con similitud para formarse así un grupo.

En la tabla periódica podemos apreciar 7 renglones horizontales llamados periodos, además de 18 columnas verticales llamadas grupos.

Los periodos están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común que sus electrones de valencia alcanzan el mismo nivel de energía. Las propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello; todos aquellos que tienen igual número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas similares y el número de grupo guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa.

Los elementos en la tabla periódica a su vez están clasificados como representativos (grupo A) y elementos de transición (B) y en metales, no metales y metaloides, como se muestra a:

Periodos

Grupos

Grupo A: elementos

representativos

Grupo B: elementos de

transición


1.3.2 Tabla periódica y configuraciones electrónicas

En la tabla periódica los elementos están distribuidos por bloques según los orbitales que son ocupados y se dividen en: Elementos representativos (A) cuya configuración electrónica termina en orbitales s y p Elementos de transición (B) cuya configuración termina en orbitales d y f

1.3.3 Propiedades periodicas

Muchas propiedades físicas como el punto de fusión, ebullición y tamaños atómicos presentan variaciones periódicas de acuerdo al periodo (nivel) y el grupo al cual pertenecen los elementos y su conocimiento permite predecir un comportamiento químico. Radio atómico (R. A.) Se define como la distancia media entre los núcleos de dos átomos de un mismo elemento Disminuye de izquierda a derecha en el sistema periódico. Y aumenta de arriba a abajo en un grupo del sistema periódico.

Bloque Grupo Nombres de los Grupos de la

Tabla Periódica Configuración

Electrónica

s IA IIA

Alcalinos Alcalino-térreos

n s1

n s2

p

IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos

Anfígenos Halógenos

Gases nobles

n s2 p

1

n s2 p

2

n s2 p

3

n s2 p

4

n s2 p

5

n s2 p

6

d IB-VIIIB Elementos de transición n s2(n–1)d

1-10

f Elementos de transición interna

(lantánidos y actínidos) n s

2 (n–1)d

1(n–2)f

1-14


Electronegatividad (E.N.)

La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones cundo se combina químicamente con otros átomos. Según la escala de electronegatividad de Pauling existe un valor arbitrario máximo de 4 para el Flúor y mínimo de 0,7 para el Francio (Fr). La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en un mismo periodo.

Energía de ionización (E.I.) Es la mínima energía necesaria para extraer un e– de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental y formar un catión. M (g) M+ (g) + 1e- La E.I. es una medida que indica que tan fuerte están unidos los electrones a los átomos expresa en Kcal/mol ó kJ/mol. Su tendencia es: Carácter metálico y no metálico La mayoría de los metales son brillosos, buenos conductores del calor y electricidad, dúctiles y maleables. Todos son sólidos a excepción del mercurio. Los elementos metálicos se oxidan en las reacciones químicas y forman cationes (pierden electrones). Los no metales por lo contrario no son brillosos, son malos conductores del calor y electricidad y tienen apariencia variable. Algunos no metales a temperatura ambiente existen como moléculas diatómicas gaseosas, es el caso de: H2, N2, O2, F2, Cl2 Otros como líquidos Br2 y otros son sólidos como I2 Los no metales al reaccionar tienden a ganar electrones y formar aniones.

ACTIVIDAD N° 1

1. Con la ayuda de la tabla periodica, proporciona el nombre y el simbolo de los elementos que tienen las siguientes características:

a) Un gas noble del periodo 1 b) Un halógeno del periodo 5 c) Un metal alcalino del periodo 3 d) Un halógeno del periodo 4 e) Un elemento que presenta 30 electrones f) Un elemento del grupo IV A y periodo 2 g) Un elemento con electrón diferenciador 3s1

h) Un elemento cuya notación atómica es: 107 E 47

Aumento en la Electronegatividad

Aumento de EI


ACTIVIDAD N° 2 La siguiente actividad debe ser realizada sin tabla periódica. Los números atómicos de los elementos son::

A= 11, B= 19 C= 20 D= 38 E= 7 F= 15 H= 8 I= 16

a) Ubique a los elementos en la tabla periódica adjunta.

b) ¿Cuáles forman cationes? ¿Por qué?

c) ¿Cuáles forman aniones? ¿Por qué?

d) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?

e) ¿Quienes son mas reactivos los metales o no metales? ¿Por qué?

f) Los elementos A y B ¿Tendrán propiedades químicas similares? ¿Por qué?


ACTIVIDAD N°3 1) Ubique los siguientes elementos en su tabla adjunta.

7N y 12Mg 16S y 19 K

6C y 20Ca 8O y 15P

a) Cada alumno responde cual de los elementos (del par que le toco) presenta mayor

radio atómico. ¿Por qué?

b) Del total de elementos ¿cuales son metales y cuáles no metales?

c) Ubique a los elementos del tercer período ¿quién tiene mayor electronegatividad?

Justifique su respuesta.

d) Ubique los elementos del grupo IIA. ¿Cuál presenta mayor energía de ionización?

e) Ordene a los elementos del segundo periodo en orden creciente a su radio

atómico.


TABLA PERIODICA EVALUA TUS CONOCIMIENTOS

1. De un elemento cuya configuración electrónica es 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2

Se puede afirmar que: a) Es un gas noble

b) Esta el grupo IVA

c) Está en el cuarto periodo d) Es no metal

2. ¿Qué elemento está ubicado en el quinto periodo y presenta 7 electrones de

valencia? a) Re b) Xe c) I d) Rb

3. ¿Qué subniveles de energía llenan los e- de valencia del elemento Ca?

a) s b) p c) d d) f

4. Marque lo correcto para el elemento con Z=26 a) Es no metal b) Es un elemento representativo c) Es un gas noble d) Es metal de transición

5. Con respecto al radio atómico, marque V o F I. Na > Cs II. Ca < Ra III. Mg> P IV. C > O

a) VVFF b) FVFV c) FFFV FVVV

6. Marque la afirmación correcta: a) El He es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. b) El Magnesio es más electronegativo que el cloro. c) El oxígeno es menos electronegativo que flúor. d) Los metales son más electronegativos que los no metales.

7. Marque la afirmación incorrecta: a) El Fe es un metal de transición b) El Xenón presenta 8 electrones de valencia c) El fósforo es metaloide d) El azufre en un no metal

8. ¿Qué elemento es más metálico que Ca? a) Mg b) F b) Cl d) Ba


UNIDAD 1

1.4 FUERZAS MOLECULARES

La materia está formada por átomos, moléculas o iones que están ligados entre sí mediante fuerzas que son de dos clases: Fuerzas intramoleculares y fuerzas intermoleculares. Las fuerzas intramoleculares son los enlace químicos y son los electrones ubicados en la capa externa de un átomo es decir los electrones de valencia quienes participan en la formación de enlaces. 1.4.1 Fuerzas Intramoleculares (Enlace químico)

Es la fuerza que une átomos o iones Estas fuerzas se clasifican en tres grandes grupos: enlace iónico, enlace covalentes y enlace metálicos. De acuerdo al tipo de enlace, las sustancias pueden ser compuestos: iónicas, moleculares o metálicas. El enlace iónico y el covalente significan interacciones muy poderosas. A continuación se muestra el diagrama de los tipos de enlace y ejemplos.

1.4.2 Símbolo de Lewis y regla del octeto Los símbolos de Lewis son una forma sencilla de ilustrar los electrones de valencia de los átomos. Se escribe el símbolo del elemento y rodeando al símbolo se representan los electrones apareados con puntos ó cruces:

-Electrones apareados ó x x

-Electrones desapareados ó x

Sal común Agua Cuarzo Cobre

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http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enla

http://images.google.com.pe/imgres?imgurl=http://ec.kalipedia.com/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_52.Ies.SCO.jpg&imgrefurl=http://ec.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/evolucion-historica-estudio-naturaleza.html?x1=20070924klpcnafyq_29.Kes&x=20070924klpcnafyq_46.Kes&usg=__ZzxhdCkRkjSMMX_sBQ-YVZv8MEM=&h=445&w=555&sz=49&hl=es&start=7&itbs=1&tbnid=tpmtViXAR1x4UM:&tbnh=107&tbnw=133&prev=/images?q=cloruro+de+sodio&gb

http://images.google.com.pe/imgres?imgurl=http://srnoticias.com/wp-content/uploads/2008/10/agua-potable.jpg&imgrefurl=http://srnoticias.com/?p=4275&usg=__w8scKGOZicsv8c_ovaf1-b5yTuo=&h=450&w=324&sz=14&hl=es&start=12&itbs=1&tbnid=LN6eZ9R47d6KHM:&tbnh=127&tbnw=91&prev=/images?q=agua+potab

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Ejemplo: Representación gráfica de los electrones de valencia de algunos átomos.

Elemento Configuraciónelectrónica y llenado de orbitales

Símbolo de Lewis

Na (Z=11)

1S2 2S2 2p63S1 3s

Mg (Z = 12)

1S2 2S2 2P63S2

3s

O (Z=8)

1S22S2 2P4 2s 2p 2p 2p

F (Z=9)

1S22S2 2P5

2s 2p 2p 2p

Regla del octeto Al formarse el enlace, el átomo puede ganar, perder o compartir electrones de valencia. Para ello deberán completar 8 electrones en el último nivel de energía y así adquirir la configuración electrónica de un gas noble que son los más estables de todos los elementos. Este criterio se conoce con el nombre del octeto de Lewis. Los elementos del grupo IA II y IIIA de la tabla periódica tienden a perder sus electrones de valencia y formar cationes para alcanzar el octeto. Los elementos del grupo IV A al VII A ganan electrones y forman aniones o comparten sus electrones, para alcanzar el octeto.

1.4.3 Enlace iónico Fuerza de atracción electrostática entre iones con cargas opuestas. Generalmente entre un metal del grupo I, II (que tiende a formar cationes) y un no metal del grupo VI y VII (que tiende a formar aniones). Se da una transferencia de electrones desde el metal (menos electronegativo) hacia el no metal (más electronegativo) para lograr una estabilidad. Esta transferencia de electrones se debe una gran diferencia de electronegatividad (E.N.) > ó igual a 1,7 según la escala de Pauling. Se puede representar la formación de un enlace iónico utilizando los símbolos de Lewis. Ejemplo ¿Qué compuesto formarán el Magnesio y el Cloro? Mg (Z=12) 1s2 2s2 2p63s2, tiene 2e- de valencia, luego; formará el catión Mg+2 al perder los 2e- Para el Cloro: Cl (Z=17) 1s2 2s2 2p63s2 3p5, tiene 7e- de valencia, formará un anión Cl-

al ganar 1e- Como los compuestos son eléctricamente neutros sus cargas se deben anular.

Mg+2Cl-. Su fórmula correcta será: MgCl2 cloruro de magnesio


4.3 Características de los compuestos iónicos: 1. Son sólidos con altos puntos de fusión (> 400 ºC ) 2. Muchos son solubles en disolventes polares como el agua. 3. La mayoría son insolubles en disolventes no polares. 4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen

partículas móviles con carga (iones). 5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas

móviles con carga (iones) 6. Son buenos conductores térmicos

1.4.4 Enlace covalente Es el enlace que se forma cuando dos átomos comparten una o varias parejas de electrones. Se origina cuando 2 elementos (generalmente no metálicos) tienen una electronegatividad muy cercana donde la diferencia es igual ó menor que 1,7. Los enlaces covalentes pueden ser polares o apolares dependiendo de la diferencia de electronegatividad (E.N.) entre los átomos que forman el enlace. Covalente Polar Se presenta entre átomos de diferente electronegatividad. Los electrones que se comparten, son atraídos con más fuerza hacia uno de ellos; que es el más electronegativo, formando polos o densidades de carga parcialmente negativos y positivos. Esto se representa con la letra griega delta (d). Ejemplo:

Molécula de HCl: ó H – Cl

Molécula de H2O:

Covalente No Polar Se presenta cuando los átomos que comparten electrones tienen igual ó muy semejante electronegatividad. La distribución de los electrones es igual alrededor de ambos átomos. Como ejemplo se encuentran: H2, Cl2, O2, N2, F2 y otras moléculas Ejemplos: Formación de F2

Formación de O2

+

+

F-F F2

Enlace simple

O=O O2

Enlaces dobles

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/chemical/imgche/


Formación del N2

+

Características de compuestos covalentes

1. Los compuestos que presentan enlaces covalentes se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso.

2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. 5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque

no contienen partículas con carga.

1.4.5 Enlace metálico

Enlace característico de los metales como el oro, la plata, el cobre, etc. Los átomos metálicos tienen facilidad para perder sus electrones, se convierten en iones positivos y se ordenan formando una red donde los electrones nadan libremente (Modelo del mar de electrones). Propiedades de los compuestos metálicos 1. Son sólidos a temperatura ambiente, a excepción del mercurio 2. Presentan brillo metálico. 3. Son dúctiles, maleables 4. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. 5. Presentan altas conductividades térmicas y eléctricas. 6. No se disuelven en solventes polares ni apolares.

Enlaces triples


ACTIVIDADN° 1: Represente los símbolos de Lewis de los siguientes elementos representativos.

Elemento Configuración electrónica

Símbolo de Lewis

Carga principal

Sodio

Calcio

Aluminio

Carbono

Nitrógeno

Oxigeno

Hidrogeno

Flúor

Neón

ACTIVIDAD Nº 2: 1) ¿Qué compuesto formarán el litio y cloro ? ¿Se trata de un compuesto iónico?

¿Por qué? Escriba su fórmula.

2) Utilice los símbolos de Lewis para representar la formación de CaF2.


3) Utilice los valores de electronegatividad para determinar cuáles de los siguientes compuestos estarán formados por enlaces iónicos y cuales por enlaces covalentes polares y apolares. NaCl-H2O-CaF2- N2- BaCl2 -SO2 -MgCl2 –KI-O2

4) ¿Qué tipo de enlaces están presentes en los siguientes materiales? ¿Cuáles

presentan conductividad eléctrica en forma pura? ¿Cuáles son solubles en agua?

Un alambre de cobre puro Un anillo de plata pura Un balón de gas H2 Una pulsera de oro Sal (NaCl) H2O contenida en un vaso Una varilla de hierro 100 gramos de KCl


ENLACE QUIMICO EVALUA TUS CONOCIMIENTOS

1. ¿Cuántos electrones debe perder o ganar el elemento Nitrógeno para alcanzar la

configuración de gas noble?

a) Ganar 5 e- b) Perder 5 e- c) Ganar 3 e- d) Perder 3 e-

2. ¿Cuáles de los siguientes pares formarán enlace iónico? I. Litio y Cloro II. Sodio y Neón III. Oxígeno y Flúor a) Solo I b) Solo II c) I y II d) I y III

3. ¿Cuál de los siguientes compuestos es iónico?

I) KCl II) CO2 III) Li2O IV) MgS

a) I b) I , II c) I,III,IV d) III , IV

4. ¿Cuál de las siguientes sustancias no es iónica?

a) Na3N b) BaO c) KI d) CO

5. Cuáles de los siguientes pares forman enlace covalente?

I) Litio y Oxigeno II) Carbono e hidrogeno III) Azufre y Oxigeno IV) Sodio y Azufre V) Cloro y Fósforo

a) I, IV, III b) II, III c) IV, V d) II, III V

6. La molécula de H2O, presenta enlace:

a) Iónico b) Covalente polar c) Covalente apolar d) Metálico

7. ¿Cuáles de las siguientes moléculas son polares?

I) NH3 II) H2O III) O2 IV) N2 V) HCl

a) III , IV b) I ,II c) I, II, V d) II, III, IV


8. Es característico de los enlaces iónicos: a) Son insolubles en agua b) Tienen bajos puntos de fusión c) En forma sólida presentan conductividad eléctrica d) Presentan conductividad eléctrica al ser disueltos en agua

9. ¿Cuál de las siguientes sustancias presentara conductividad al ser disueltas en agua? a) PCl5 b) N2 c) Al d) NaCl

a. Los compuestos covalentes se caracterizan porque:

a) Tienen altos puntos de fusión b) Presentan brillo c) Son buenos conductores d) Presentan bajos puntos de fusión

b. Que partículas del átomo participan en la formación de enlaces?

a) Protones b) Neutrones c) Electrones d) Nucleones

c. Para las siguientes sustancias:

a) Indique el tipo de enlace que presentan b) ¿Cuales forman moléculas polares y cuales moléculas apolares? c) ¿Qué sustancias presentan conductividad eléctrica al ser disueltas en agua CaCl2

…………………………………………………………………………

CO2

…………………………………………………………………………

PbO2

…………………………………………………………………………

N2

…………………………………………………………………………

NaF

…………………………………………………………………………

HCl

…………………………………………………………………………

13. ¿Cuáles de las siguientes moléculas son polares? Fundamente su respuesta.

Glucosa: C6H12O6 Metano: CH4 Bisulfuro de carbono: CS2

S=C=S

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Glucosa.JPG

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Metano.png


UNIDAD 1

1.5 FUERZAS INTERMOLECULARES

Sabemos que las fuerzas que unen a los átomos corresponden a los enlaces químicos, estas fuerzas son las que deben vencerse cuando ocurre un cambio químico, por lo tanto estas fuerzas son las que determinan las propiedades químicas de las sustancias. Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas que existen entre las moléculas. Estas fuerzas son débiles en comparación con los enlaces químicos (fuerzas intramoleculares) y son las responsables de las propiedades físicas de los compuestos moleculares, tales como la volatilidad, el punto de fusión, de ebullición, la solubilidad, entre otras.

Se manifiestan cuando las moléculas acortan su distancia, por ello estas fuerzas no son significativas en los gases. Las fuerzas intermoleculares conocidas como fuerzas de Van der Waals son de tres tipos: Fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de London y puentes de hidrógeno. Adicionalmente existe otro tipo de fuerza conocida como ión-dipolo.

1.5.1 Fuerzas de Van der Waals Fuerzas dipolo-dipolo

Es la atracción electrostática entre dos moléculas polares. Cuando dos moléculas polares se acercan una a la otra, tienden a alinearse en tal forma, que el extremo positivo de un dipolo está dirigido hacia el extremo negativo del otro. Este es el caso del bromuro de hidrógeno (HBr) y el cloruro de hidrógeno (HCl), entre otros.

H H Cl Cl

Enlace covalente (fuerte)

Atracción Intermolecular ((((débil)

http://www.google.com/imgres?imgurl=http://iesdolmendesoto.org/zonatic/el_enlace_quimico/enlace/fuerzas_intermoleculares/dipolos2.gif&imgrefurl=http://iesdolmendesoto.org/zonatic/el_enlace_quimico/enlace/fuerzas_intermoleculares.html&usg=__08DNox6GvhferA6ji7iSlaSTBRc=&h=252&w=343&sz=19&hl=es&start=0&zoom=1&tbnid=4mxPG8RUf34XXM:&tbnh=124&tbnw=176&ei=Ih8RToOWE8rpgQeoy8DVDQ&prev=/search?q=fuerzas+intermoleculares+dipolo+dipolo&um=1&hl=es&gbv=2&biw=1024&bih=559&tbm=isch&um=1&itbs=1&iact=hc&vpx=496&vpy=85&dur=78&hovh=192&hovw=262&tx=128&ty=116&page=1&ndsp=13&ved=1t:4


Fuerzas de atracción de London

Es la fuerza de atracción que existe entre dos moléculas No polares (apolares) Los átomos y moléculas tienen nubes electrónicas. Aún en moléculas apolares cuando dos partículas se aproximan se distorsiona temporalmente la nube, de modo que a mayor nube electrónica mayor distorsión o polarización (dipolos temporales o instantáneos). Son el único tipo de fuerzas intermoleculares presentes en sustancias simétricas no polares como: CO2, O2, N2, Br2, H2, y especies monoatómicas de gases nobles. Estas fuerzas además están presentes en todas las moléculas. Puentes de hidrogeno Son fuerzas de atracción que se presentan cuando un átomo de H esta enlazado con un átomo de alta electronegatividad (F, O, N). Específicamente, es la unión entre el hidrogeno de una molécula polar unido a F, O, N con un par de electrones libres del flúor, oxigeno o nitrógeno, de otra molécula. El agua es un ejemplo importante, forma puentes de hidrógeno entre sus moléculas y con muchas moléculas biológicas. Los puentes de hidrogeno son los tipos más importantes de fuerzas de Van der Walls. Muchas moléculas orgánicas tales como aminoácidos y carbohidratos están influenciadas por este tipo de fuerzas.

Dos moléculas de agua formando un puente de hidrógeno:

Puentes de hidrogeno en el amoniaco (NH3): Puentes de hidrógeno en el fluoruro de hidrógeno (HF):

Puente de hidrogeno

Puente de hidrogeno Puente de hidrogeno


Fuerzas ion-dipolo

Es una fuerza especial que se presenta cuando un compuesto iónico se disuelve en un solvente polar (por lo general el agua). Ejemplo: La disolución del NaCl en agua. - El ión lo proporciona el compuesto iónico (NaCl) -El dipolo lo proporciona el solvente polar (H2O)

Cada ión del compuesto es rodeado por las moléculas del solvente orientadas de modo que, iones (+) son rodeados por extremos (–) del solvente, mientras que iones (–) son rodeados por extremos (+) del solvente.

Comparación de Fuerzas intermoleculares:

+ Débil + Fuerte


ACTIVIDAD N° 1

1. Indique que tipo de fuerzas intermoleculares estarán presentes las siguientes sustancias y explique por qué.

a) HCl……………………………………………………………………………….. b) H2O………………………………………………………………………………..

c) I2………………………………………………………………………………….

d) CH4………………………………………………………………………………..

2. Represente los puentes de hidrógeno que se forman entre las siguientes

moléculas de :

a) HF

b) H2O

c) NH3

3. ¿Qué tipo de fuerza intermolecular debe vencerse en cada uno de los siguientes casos?

a) Ebullición del agua ¿Por qué?

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

b) Disolución de NaCl en agua ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

c) Sublimación de yodo (I2)


………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

d) Ebullición de HCl (acido clorhídrico)

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

4. ¿Cuáles de las siguientes sustancias serán solubles en agua? ¿por que?

a) MgCl2 (cloruro de magnesio)

.....................................................................................................................................

.....................................................................................................................................

..................................................................................................................................... b) H-Cl (acido clorhídrico)

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

c) N2 ...............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................

d) CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 (Hidrocarburo)

…………………………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………………

e) CH3-OH (un alcohol) ………………………………………………………………………………………………..………………………………………………………………………………………………..………………………………………………………………………………………………..

5. La estructura que se presenta corresponde a la Glucosa, un azúcar.

a) Se trata de una molécula ¿Por qué? b) ¿Es polar? ¿por qué? c) ¿Será soluble en agua, por que?

d) Represente los puentes de hidrogeno con el agua.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Glucosa.JPG


FUERZAS INTERMOLECULARES EVALUA TU APRENDIZAJE

1. ¿Cuál de las siguientes sustancias será más soluble en agua? ¿I2 (yodo) o MgCl2

(cloruro de magnesio)? ¿Por qué?

2. Observe las siguientes estructuras y responda para cada una lo siguiente:

a) Se trata de una molécula ¿Por qué?

b) Es una molécula polar o apolar

c) Prediga su solubilidad en agua

d) ¿Forma puentes de hidrogeno con el agua? Represéntelos

http://www.google.com.pe/url?sa=i&rct=j&q=vitamina+c&source=images&cd=&cad=rja&docid=q9PALIEP0Dw7zM&tbnid=TJ7DxebG7PGEbM:&ved=0CAUQjRw&url=http://es.wikipedia.org/wiki/Vitamina_C&ei=KtEvUeeOE4He8ATaq4HwBg&bvm=bv.43148975,d.eWU&psig=AFQjCNGObRLs6zM5UVrOkIOrVM2BiudcMQ&ust=1362174615600062

http://www.google.com.pe/url?sa=i&rct=j&q=ibuprofeno&source=images&cd=&cad=rja&docid=ZJoysx2dGppQLM&tbnid=vXBADCaqQwmZ3M:&ved=0CAUQjRw&url=http://runrun.es/salud/32308/desde-hace-50-anos-el-ibuprofeno-alivia-el-dolor-pero-%C2%BFdependemos-demasiado-de-el.html/attachment/ibuprofeno-1&ei=pdAvUe-0DpGk8gT3lIGQDQ&bvm=bv.43148975,d.eWU&psig=AFQjCNGGKm2V45AjQPyakECrGZd7BRhRbg&ust=1362174460503970

http://www.google.com.pe/url?sa=i&rct=j&q=propano&source=images&cd=&cad=rja&docid=5vZMst6qEoVnaM&tbnid=awjGdIzNuIGYMM:&ved=0CAUQjRw&url=http://todoproductividad.blogspot.com/2012/03/pro-290-representa-al-propano-que-es-un.html&ei=D9MvUYyxCYKk8ATW3YHgDQ&bvm=bv.43148975,d.eWU&psig=AFQjCNEQHtlvYqIQGjkWM0YfArxUYpjDBA&ust=1362175085551978


UNIDAD 1

1.6 EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA

1.6.1 Clasificación de los compuestos químicos

Antes de iniciar con la nomenclatura de los compuestos químicos inorgánicos, hay que tener presente que éstos se pueden clasificar de acuerdo con diferentes características como son tipo de enlace, número de elementos que lo forman, o bien, su función química, entre las más importantes. 1. Por el número de elementos que lo constituyen:

a) Compuestos binarios.- Aquellos que están formados por dos elementos: ejemplo: Fe2O3, AgCl, CO, etc.

b) Compuestos ternarios.-Aquellos que están formados por tres elementos:

ejemplo: H2CO3, Cu (NO3)2, K2SO4, etc. 2. De acuerdo a la función química que presentan:

En química inorgánica existen cinco funciones y de acuerdo con éstas, los compuestos se clasifican en: óxidos, hidróxidos, hidruros, ácidos y sales. Una función química es un elemento o grupo de elementos que le proporcionan ciertas características químicas a un compuesto. Los óxidos, son compuestos binarios que llevan siempre al elemento oxígeno. Pueden ser óxidos metálicos si presentan un metal unido a oxigeno, conocidos también como óxidos básicos, ejemplo: MgO, FeO y óxidos no metálicos u óxidos ácidos, conocidos como anhídridos, quienes presentan un no metal y oxígeno, ejemplo: CO2, N2O5 Los hidróxidos que están constituidos por un metal y la función hidroxilo (OH-). Ejemplo: NaOH, Ca(OH)2 Los ácidos que se caracterizan porque en su composición llevan siempre hidrógeno, y se ionizan en agua liberando iones H+. etc. Los ácidos pueden ser hidrácidos, son ácidos binarios formados por hidrogeno-no metal. Ejemplo: HCl (ac), HF (ac) y pueden ser oxácidos quienes tienen la forma: hidrogeno-no metal-oxígeno. Ejemplo: H2SO4, HNO3 Las sales pueden ser, sales haloideas; aquellas que presentan un metal unido a un no metal, son sustancias iónicas. Ejemplo: NaCl, AgI, CaF2 y sales oxisales; aquellas que se forman por la unión de un catión y un anión poliatómico. Ejemplo: Na2CO3, CaSO4 Los hidruros puede ser metálicos que se forman por la unión de un metal mas hidrogeno, ejemplo: NaH e hidruros no metálicos, que se forman por la unión de

hidrogeno y un no metal, ejemplo: NH3. 3. De acuerdo con el tipo de enlace que presentan:

a) Compuestos iónicos.- Son aquellos formados por iones (enlace iónico) y generalmente son: óxidos básicos, hidróxidos, sales haloideas y sales oxisales. NaCl, Na2O, KCl, ZnO,NaOH, CaSO4 etc.

b) Compuestos moleculares o covalentes.- Son aquellos constituidos por

moléculas (enlace covalente) y generalmente son: óxidos ácidos, ácidos

hidrácidos y oxácidos: HCl, CO2, etc.


1.6.2 Número o estado de oxidación El número de oxidación de un átomo en una sustancia es la carga real del átomo cuando se trata de un ion monoatómico; en los demás casos es la carga hipotética que se asigna a un átomo en base a una serie de reglas.

Reglas para asignar números de oxidación:

1. El Nº de oxidación de un elemento sin combinar es cero.También entran en esta categoría las moléculas simples o diatómicas: Al,H2, O2

2. El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es +1:KOH, H2O, HClO, excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es -1: MgH2, LiH

3. El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es -2 :CO2, Al2O3, H2O, excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es -1 : K2O2, H2O2

4. El Nº de oxidación de los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion: KBr (el Nº de oxidación del K+1 es +1); MgSO4 (el Nº de oxidación del Mg+2 es +2); Al (OH)3 el Nº de oxidación del Al+3 es +3).

5. El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos y sus respectivas sales es 1- : HF, HCl, HBr, HI. En cambio el Nº de oxidación de los anfígenos en su hidrácido y respectivas sales es -2- : FeS, Na2Se, H2Te.

6. La suma de los Nº de oxidación de todos los átomos de un compuesto neutro es CERO. La suma de los Nº de oxidación en un ion poliatómico es igual a la carga del ion.

ESTADOS DE OXIDACIÓN DE METALES COMUNES

Li Be Al Cu Au Ni Pt Na Mg Hg Ti Co Pb

K Ca Fe Sn

Rb Ba Cs Zn Fr Cd Ag +1 +2 +3 +1, +2 +1,+3 +2, +3 +2,+4

ESTADO DE OXIDACION DE NO METALES COMUNES

Flúor Cl Br I

S Se Te

N P As Sb

C

-1 -1 +1,+3,+5,+7

-2 +2,, +4, +6

-3 +3,+5

-4 +2, +4

http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/numoxid.htm


1.6.3 Nomenclatura y formulación de compuestos iónicos

El nombre de un compuesto iónico consiste del nombre del anión seguido de la palabra “de” y luego el nombre del catión

Ejm. CaCl2cloruro de calcio Fe (NO3)2: nitrato de hierro (III) o nitrato férrico Los compuestos iónicos se formulan cruzando las cargas del anión y el catión quedando como subíndices y sin carga. Esto con la finalidad de que el compuesto formado sea eléctricamente neutro, es decir que la suma de los números de oxidación de sus átomos sea CERO. Podrían simplificarse los subíndices si es posible.

Ejemplo: Óxido de calcio Ca+2 O-2 Ca2O2 CaO

Nitrato de zinc Zn+2 (NO3)-1 Zn1 (NO3)2 Zn (NO3)2

1.6.4 Nomenclatura y formulación de ácidos Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno y se designan de manera especial. Por ahora definiremos ácido como una sustancia que producen iones hidrógeno H+ cuando se disuelven en agua. Identificamos un ácido cuando encontramos en la fórmula al hidrógeno, H como primer elemento, por ejemplo: HCl y H2SO4. Los ácidos se nombran poniendo la palabra ÁCIDO seguido del nombre del anión según las tablas pero haciendo los siguientes cambios:

Se cambia la terminación URO por HÍDRICO

Se cambia la terminación ATO por ICO

Se cambia la terminación ITO por OSO Ejemplo: HCl H+ Cl-

Ion cloruro ÁCIDO CLORHÍDRICO

HNO3 H+ SO4-2

Ion sulfato ÁCIDO SULFÚRICO

Nombre del anión de Nombre del catión


1.6.5 Nomenclatura y formulación de compuestos moleculares binarios Los procedimientos que se siguen para dar nombre a los compuestos moleculares binarios son similares a los empleados para nombrar a los compuestos iónicos:

1. Por lo general se escribe primero el nombre del elemento que está más a la derecha y se añade la terminación URO excepto para el oxígeno que se le llama ÓXIDO se pone la palabra “DE” y el nombre del segundo elemento.

2. Se usan prefijos griegos para indicar la cantidad de átomos de cada elemento. Nunca se usa el prefijo MONO para el segundo elemento que se nombre.

Prefijo Significado Mono Di Tri Tetra Penta Hexa Hepta

1 2 3 4 5 6 7

Ejemplo: Cl2O: monóxido de dicloro NF3: trifluoruro de nitrógeno CO2: dióxido de carbono


ACTIVIDAD Nº1: Utilizando las tarjetas de iones, completar el siguiente cuadro formulando y nombrando

Al+3

Mg2+

Na+

Cu+2

Fe2+

O2-

OH -

SO42-

NO3 -

PO43-

S2-

CO3 2-

ACTIVIDAD Nº2: Escribir la fórmula de las siguientes sustancias y la función química.

1. Carbonato cuproso

2. Óxido de zinc

3. Hipoclorito de sodio

4. Hidróxido de calcio

5.Sulfuro cuproso 6.Óxido férrico

7.Hidróxido de cobre (I)

8.Sulfato de hierro (III)

9. Fosfato de calcio


¿Los compuestos de la actividad 1 y 2 son iónicos o covalentes? ¿Por qué? ACTIVIDAD Nº 3: Los óxidos de nitrógeno están presentes en la contaminación del aire urbano, nombre éstos compuestos:

1. N2O

2. NO2

3. NO

4. N2O5

5. N2O4

6. N2O3

ACTIVIDAD Nº4: Escribir la fórmula o nombre de los siguientes ácidos oxácidos.

H2SO4

HNO3 HNO2

H3PO4

H2S

HClO

Ácido carbónico

Acido sulfuroso Ácido hipocloroso

Ácido sulfhídrico

Acido clorhídrico Acido Fluorhídrico

Los compuestos de la actividad 3 y 4 son iónicos o covalentes? ¿Por qué? ¿Cuáles son ácidos hidrácidos y cuales oxácidos?

ACTIVIDAD Nº5: Determine el estado de oxidación del elemento subrayado en cada una de las siguientes sustancias químicas:

H2S

H3PO4

Na2CO3

Fe(OH)3

HCl

HClO4 Al2(CO3)3 Ca(OH)2


TABLA DE ANIONES Y CATIONES

NOMBRES, FÓRMULAS Y CARGAS DE ALGUNOS IONES COMUNES

IONES POSITIVOS (CATIONES) IONES NEGATIVOS (ANIONES)

Aluminio Al+3 Bicarbonato HCO31-

Amonio NH4+ Bromuro Br-

Bario Ba+2 Carbonato CO3-2

Cadmio Cd+2 Carburo C2-

Calcio Ca+2 Cianuro CN1-

Cinc Zn+2 Clorato ClO3-

Cobalto (II), cobaltoso Co+2 Clorito ClO2

1-

Cobalto (III), cobaltico Co+3 Cloruro Cl-

Cobre (I), cuproso Cu+ Cromato CrO4-2

Cobre (II), cúprico Cu+2 Dicromato Cr2O7-2

Cromo (II), cromoso Cr+2 Floruro F1-

Cromo (III), crómico Cr+3 Fosfato PO4-3

Estaño (II), estannoso Sn+2 Hidróxido OH1-

Estaño (IV), estánnico Sn+4 Hipoclorito ClO-

Hidruro H1- Ioduro I-

Hierro (II), ferroso Fe+2 Ion bicarbonato HCO3-

Hierro (III), férrico Fe+3 Ion sulfato ácido, bisulfato HSO4-

Litio Li+ Nitrato NO3-

Magnesio Mg+2 Nitrito NO2-

Mercurio (I), mercurioso Hg+1 Nitruro N3-

Mercurio (II), mercúrico Hg+2 Oxido O2-

Níquel (II) , niqueloso Ni+2 Perclorato ClO4

-

Níquel (III), niquelico Ni+3 Periodato IO4

1-

Oro (I), auroso Au+1 Permanganato MnO4

-

Oro (III) , aúrico Au+3 Peróxido O2

2-

Plata Ag+ Silicato SiO42-

Platino (II), platinoso Pt +2 Sulfato SO4

-2

Platino (IV) , platinico Pt+4 Sulfito SO3

-2

Plomo (II) plumboso Pb+2 Sulfuro S-2

Plomo (IV) , plúmbico Pb+4 Tiocianato SCN1-

Potasio K+ Pirofosfato P2O7-4

Sodio Na+


UNIDAD 2

TRANSFORMANDO LA MATERIA

2.1 REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es un PROCESO DE CAMBIO, en el cual una o más sustancias llamadas REACTANTES O REACCIONANTES se transforman en otras sustancias con propiedades diferentes denominados PRODUCTOS y se representa mediante una ecuación química. Una ecuación química usa los símbolos químicos para mostrar lo que sucede durante una reacción química.

a A(s) + b B(l) c C + d D(ac)

Símbolos en una Ecuación Química

Simboliza el sentido de la reacción

a, b, c y d Coeficientes, nos indica el número de unidades fórmula

(s) La sustancia está en fase sólida

(l) La sustancia está en fase líquida

(g) La sustancia está en fase gaseosa

(ac) La sustancia está disuelta en agua (acuosa)

Se desprende una sustancia gaseosa

Se forma un precipitado

Simboliza energía calorífica

2.1.1 Balance de ecuaciones

Para realizar el balance de una ecuación química es necesario aplicar el principio de Conservación de la Materia que dice que durante un cambio químico, la materia no se crea ni destruye solo se transforma, por lo tanto la materia de reactantes y productos debe ser la misma. Ejemplo:

2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) Balancea las siguientes reacciones: PbO2(s) PbO(s) + O2(g) AgNO3 (ac) + Ni(s) Ni (NO3)3 (ac) + Ag(s)


1.2 Tipos de reacciones 1. Reacción de combinación o síntesis: cuando dos elementos ó compuestos se

combinan para formar un solo producto

A + B C

N2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)

MgO (s) + H2O (l) Mg(OH) 2 (s) 2. Reacción de descomposición: cuando un solo reactante se descompone para

formar dos o más productos. Muchas sustancias se comportan de esta forma cuando se calientan.

C A + B

2KClO 3 (s) 2KCl (s) + 3O 2 (g)

CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g) 3. Reacción de desplazamiento simple: cuando un elemento sustituye a otro

elemento que forma parte de un compuesto (con frecuencia los elementos desplazados son el hidrógeno ó un metal.)

A + BX AX + B

Fe (s) + 2HCl (ac) FeCl2 (ac) + H2 (g)

Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s) 3. Reacción de desplazamiento doble: es cuando se produce un intercambio de

iones entre dos compuestos.

AX + BY AY + BX

BaBr2 (ac) + K 2SO4 (ac) 2KBr (ac) + BaSO4(s) 5. Reacción de neutralización: es la reacción entre un ácido y una base para dar

como productos una sal y agua.

HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O (l)

H2SO4 (ac) + Ba (OH)2 (ac) BaSO4(ac) + H2O (l) 6. Reacciones de combustión:

Puede ser completa cuando un compuesto por lo general orgánico, reacciona con oxigeno y produce dióxido de carbono y agua. Ejemplo:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) Es incompleta cuando el producto es monóxido de carbono y agua. Ejemplo:

2 C3H8 (g) + 7 O2 (g) 6CO + 8H2O


ACTIVIDAD N° 1

1. Balancea las siguientes ecuaciones e indique el tipo de reacción en cada una:

H2O2(ac) H2O(l) + O2(g)

Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s)

KClO3(s) KCl(s) + O2(g)

CuSO4(ac) + Al(s) Al2(SO4)3(ac) + Cu(s)

Pb(NO3)2(ac) + H2SO4(ac) PbSO4(s) + HNO3(ac)

C5H12(g) + O2(g) CO2 (g) + H2O(l)

C4H10(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)

S8(s) + F2 (g) SF6(s)

NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

ACTIVIDAD N° 2

Ahora que ya sabes formular y nombrar sustancias representa las siguientes reacciones químicos en ecuaciones químicas. a. Cuando el magnesio metálico reacciona con oxígeno se obtiene oxido de magnesio sólido.

b. El óxido de plata sólido se descompone en plata metálica y oxígeno.


c. El hierro metálico reacciona con acido clorhídrico concentrado y produce cloruro férrico mas hidrógeno.

d. El gas natural (CH4) reacciona con oxigeno produciendo dióxido de carbono y agua.

e. La glucosa (C6H12O6), en solución se descompone produciendo alcohol etílico (C2H5OH) y dióxido de carbono.

f. Un antiácido que contiene hidróxido de aluminio reacciona con el ácido clorhídrico

estomacal para producir cloruro de aluminio y agua.

ACTIVIDAD N° 3 Complete las siguientes ecuaciones y balancee: a) Al(s) + O2 b) HCl (ac) + NaOH (ac) c) C3H8(g) + O2(g) d) CaCl2(ac) + KNO3 (ac)

a) KI (ac) + Pb (NO3)2(ac)


UNIDAD 2

2.2 REACCIONES REDOX

Las reacciones redox, son reacciones de oxido reducción, es decir aquellas reacciones

donde hay una transferencia de electrones entre los átomos.

La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. En los

seres vivos, ocurren una serie de reacciones redox en procesos vitales como: la

respiración celular, la combustión de nutrientes y otros. En la vida cotidiana estas

reacciones también son comunes, así tenemos a las pilas o baterías, que son

dispositivos donde ocurren reacciones redox y nos proporciona energía eléctrica para

el funcionamiento de determinados equipos.

Oxidación: Se define como perdida de electrones. La sustancia que se oxida se

conoce como agente reductor.

Reducción: Se define como la ganancia de electrones. La sustancia que se reduce se

conoce como agente oxidante.

2.2. 1 ¿Cómo sabemos que se trata de una reacción REDOX?

1. Colocando los estados de oxidación de los elementos y anotar quienes cambian.

2. Plantear ecuaciones o semirreacciones de oxidación y reducción.

Ejemplo:

¿La siguiente reacción será de oxido-reducción? Si es así plantee sus ecuaciones:

Ca(s) + Cl2 (g) CaCl2(ac)

Paso 1: Coloque los estados de oxidación de los elementos:

Ca(s) + Cl2 (g) CaCl2(ac)

Paso 2: Separe los elementos cuyos estados de oxidación cambiaron.

Ca o

Ca +2

Cl2o

2Cl-1

0 0 +2 -1


Si los estados de oxidación cambian se trata de una reacción redox y por lo tanto

puede plantear sus semirreacciones.

Paso 3: Plantee las ecuaciones (semirreacciones de oxido reducción)

Oxidación

Aumenta el Nº de oxidación, perdida de electrones.

Ca: se oxida, es el agente reductor

Cao Ca +2 + 2 e-

Reducción

Disminuye el Nº de oxidación, ganancia de electrones

Cl2ose reduce, es el agente oxidante

Cl2o+ 2e- 2Cl-1

En los procesos redox los electrones perdidos deben ser igual al número de

electrones ganados.

Sumando las dos semirreacciones:

Cao

Ca +2+ 2 e-

Cl2o+ 2e- 2Cl

-1

Ca + Cl2 CaCl2 (ac)

ACTIVIDADN°1

1. ¿Cuáles de las siguientes reacciones son de oxido reducción? ¿Por que?

a) BaCl2 (ac) + Na2CO3(ac) BaCO3(s) + 2NaCl(ac)

b) Na (s) + Cl2 (g) NaCl(s)

c) Pb(s) + O2(g) 2PbO(s)

d) NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O


2. En las siguientes reacciones identifica la sustancia que se oxida y la que se

reduce:

a) Li (s) + F2(g) LiF(s)

……………………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………………

b) Fe(s) + CuSO4(ac) FeSO4(ac) + Cu(s)

……………………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………………

c) AgNO3 (ac) + Cu(s) Ag(s) + Cu(NO3)2(ac)

..............................................................................................................................

..............................................................................................................................

..............................................................................................................................

ACTIVIDADN° 2

1. Escribe las semirreacciones de oxido reducción y balancea las siguientes

reacciones por el método del número de oxidación. Indica el agente oxidante y el

agente reductor

a) HCl(ac) + Fe(s) FeCl3(ac) + H2(g)

b) HNO3(ac) + K (s) KNO3(ac) + H2(g)


c) HNO3(ac) + Cu(s) Cu(NO3)2(ac) + NO2(g) + H2O

d) HCl(ac) + MnO2(s) MnCl2(ac) + Cl2(g) + H2O

e) Ag (s) + HNO3 (ac) AgNO3(ac) + NO2(g) + H2O


UNIDAD 2

2.3 UNIDADES DE MEDICION Como ciencia experimental la química determina sus resultados efectuando mediciones. La medición de la masa, el volumen, la presión y temperatura; son fundamentales. El sistema de medición que emplean la gran mayoría de científicos es el Sistema Internacional de Unidades (SI), basado en el sistema decimal y permite la conversión de una unidad en otra. Son siete las unidades fundamentales en el SI, el resto de las unidades se derivan de estas.

UNIDADES FUNDAMENTALES DEL SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI)

Cantidad Nombre de la unidad

Símbolo

Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Temperatura kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Corriente eléctrica ampere A Intensidad luminosa candela cd

PREFIJOS NUMERICOS COMUNES

Prefijo Expresión exponencial Abreviatura tera 10 12 T giga 10 9 G

mega 10 6 M kilo 103 k

hecto 10 2 h deca 10 da deci 10 -1 d centi 10 -2 c mili 10 -3 m

micro 10 -6 u nano 10 -9 n pico 10 -12 p

2.3.1 Mediciones químicas Masa: Indica la cantidad de materia que posee un cuerpo. Su unidad fundamental es el kg sin embargo el gramo es la unidad más usada. Se utilizan balanzas para su medición, siendo las de platillo, la semianalítica y la analítica las más comunes. Algunas unidades comunes y sus equivalencias son:

1 g = 1000 mg 1 kg = 2,2 lb 1 kg = 1000 g 1 lb = 454 g


Volumen: Es el espacio ocupado por la materia. Los materiales más comunes para medir volúmenes en el laboratorio son:

Probeta: Pipeta: fiola:

Algunas unidades comunes y sus equivalencias son: 1 L = 1000 mL = 1000 cm3 1 mL = 1 cm3 1 m3= 1000 L

Temperatura es una medida de la intensidad de la energía térmica. El instrumento para medir la temperatura es el termómetro, el valor de la temperatura se puede expresar en varias escalas. Las escalas mas empleadas son: la escala Kelvin (K), la escala Centígrada (ºC) y la escala Fahrenheit (ºF)

Comparación de las escalas más comunes

Presión: Se define como la fuerza por unidad de área. La masa de aire que rodea a la tierra es la atmósfera, esta compuesta de aproximadamente 78% de nitrógeno, 20% de oxigeno y otros gases en menores proporciones. Estos gases ejercen una presión que se conoce como presión atmosférica, la presión que ejerce un gas depende del número de moléculas, la temperatura y el volumen. La presión normal de la atmósfera a nivel del mar es 760 mmHg a esta unidad se le conoce como atmósfera. Sus equivalencias son:

K = ºC + 273 ºF = 1,8 ºC + 32

1 atmosfera (1atm) es equivalente a: 760 mmHg 760 torr 76 cm de H2O 101325 Pa 14,7 lb/pulg2

http://timesolar.googlepages.com/escalas.jpg/escala


2.3.2 Conversión de unidades: Es el cambio de una unidad de medida a otra, para ello tenemos que tener como datos las equivalencias. Trabajaremos con el método del factor de conversión:

1. Convierta 150 mL a L

150 mL x 1 L x = 0,15 L 1000 mL Factor de conversión

2. Convierta 2250 mg a kg

2250 mg x 1 g x 1 kg = 2,25 x 10 -3 kg 1000 mg 1000 g

3. Para calmar un proceso inflamatorio se recomienda Ibuprofeno. La dosis recomendada en niños es de 20 mg / kg.dia. ¿Cuánto ibuprofeno en gramos, deberá tomar un niño de 34 kg en un día?

20 mg x 34 kg = 680 mg de Ibuprofeno x 1g = 0,68 g de Ibuprofeno kg día día 1000 mg

ACTIVIDAD Nº1 Realiza las siguientes conversiones de unidad.

a) El volumen de sangre en un adulto, es aproximadamente 4,5 L Halle el volumen en ml y dL

b) Calcule la masa en kg y g de una persona si su masa corporal es de 135 libras.


d) El valor normal de presión arterial sistólica (máxima)es de 120 mm Hg Convierta este valor de presión arterial en atmósferas y Pa

e) Una persona con hipotermia presentaba 93,7 ºF de temperatura. Halle la temperatura en ºC

ACTIVIDAD Nº2 Realiza las siguientes conversiones de unidad de energía. a) 60 kcal a cal

b) 4,5 kcal a J

3. Una porción de sopa de bolsa contiene 7 gramos de proteína, 24 g de carbohidratos y 2 g de grasa. Si una mujer adolescente necesita aproximadamente 2200 kcal al día ¿qué porcentaje de calorías estaría cubriendo la sopa en bolsa? ¿Qué puede comentar?

Valor energético de algunos alimentos en kJ/g

Carbohidratos 17 Queso 20 Grasa 38 Huevos 6 Proteína 17 Leche entera 3 Manzanas 2,5 Maní 23 Pan 12 Judías 1,5


2.3.3 Densidad

Es una propiedad física de la materia. Se determina por la relación entre la masa de un cuerpo y su volumen. Para sólidos y líquidos la unidad es g/mL, en el caso de gases se utilizan g/L La densidad de los cuerpos depende de la temperatura. Por ejemplo para el agua, a 4 ºC su densidad es 1 g/mL, a 20 ºC es 1,029 g/mL y a 80 ºC es 0,9719 g/mL La densidad explica porque algunas sustancias flotan en otras o porque se hunden.

D = Masa Volumen

Ejemplo: Calcule el volumen en L de 50 g de alcohol etílico. Si se sabe que la densidad del alcohol etílico es 0,79 g/mL.

Despejando el volumen de la formula: Volumen = masa / densidad

V= 50 g = 63,3 mL 63,3 mL x 1L = 0,063 L

0,79 g/mL 1000 mL

ACTIVIDAD Nº 3: 1) Determine la densidad de las siguientes sustancias en g/mL a) 150 mL de una solución salina cuya masa es 3000 mg

b) Una muestra de 10 mL de orina cuya masa es 0,0224 lb

2) Se ha roto un termómetro que contenía 8000 mg de mercurio ¿Qué volumen de mercurio se ha derramado? Densidad Hg = 13,6 g/mL


UNIDADES DE MEDICION EVALUA TUS CONOCIMIENTOS

1. Si la temperatura de una persona decae a 30 ºC, por una hipotermia ¿En cuánto

equivale en ºF?

a) 303 °F b) 86 °F c) 243 °F d) 62 °F 2. Un vaso con limonada contiene 0.90 dL ¿a cuántos mL de limonada equivalen?

a) 900 b) 9 c) 90 d) 9000

3. Muchos jabones antibacterianos contienen como principio activo al “triclosan” un

fungicida y agente antibacteriano. Si un frasco de jabón desinfectante contiene 1% de triclosan. Halle la masa en kg de triclosan en un frasco de 400 gramos. a) 4000 b) 0, 0088 c) 4 d) 0.004

4. Durante una operación un paciente recibe 5 dL de sangre ¿a cuántos mL

equivalen? a) 0,5 b) 500 c) 50 d) 5

5. El oxígeno constituye aproximadamente el 46% de la corteza terrestre ¿Qué masa

de oxígeno hay en una muestra de 500 g de corteza terrestre? a) 0,23 g b) 23 g c) 0,23 kg d) 2,3 kg

6. La densidad de la sangre en promedio es 1500 kg/m3. Halle la densidad en g/cm3

a) 1,5 b) 1,5 x 10 3 c) 150 d) 1500

12. La dosis pediátrica de ibuprofeno (un antinflamatorio) es 10 mg/kg cada 6 horas. ¿Qué volumen de jarabe necesitara un niño de 20 kg de masa corporal, si los frascos tienen una presentación de 100 mg / 5 mL?

a) 20 ml b) 10 ml c) 100 mL d) 5mL

13. La densidad de un jarabe es 1,68g/cm3. Halle la masa en lb en 120 cm3 de jarabe a) 44 lb b) 201,6lb c) 0,44 lb d) 70 lb

14. El ovulo es la célula más grande, mide en promedio 125 nm, que en mm sería:

a) 125 000 b) 10 -6

c) 125 x 10 -4

d) 12 5000


UNIDAD 2

2.4 UNIDADES QUIMICAS DE MASA

2.4.1 Masa atômica La masa de un átomo es demasiado pequeña para ser medida por una balanza, por lo que los químicos han establecido una unidad llamada unidad de masa atómica (uma). En 1963, la IUPAC, estableció la unidad de masa atómica (uma), que corresponde a la doceava parte de la masa del isótopo de carbono-12. 12

1uma= Masa de un átomo de 6 C 12 Equivalencia de uma em gramos:

1 uma = 1,66 x 10 -24 g

Por ejemplo, cuando decimos que el Li tiene una masa de 6,94 queremos decir que un átomo de litio tiene la misma masa que 6,94 veces la masa de 1/12 parte de un átomo de carbono-12, o sea la masa del Li es 6,94 uma.

Las masas atómicas promedio de los elementos se encuentran en la tabla periódica y resultan de la suma promedio de los isótopos de cada elemento de la tabla periódica que existen en la naturaleza, comparada con el carbono C-12.

2.4.2 MASA FORMULA

Se define como la suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman parte de una formula química, su unidad es uma Para el caso de compuestos iónicos se llama masa formula.

http://es.wikipedia.org/wiki/Litio


Para el caso de compuestos covalentes se le llama masa molecular. Ejemplo: Halle la masa molecular para el H2SO4. 2 átomos de H = 2 (1,0 uma) = 2 uma 1 átomo de S = 1 (32 uma) = 32 uma 4 átomos de O = 4 (16 uma) = 64 uma

98 uma Masa molecular = 98 uma

2.4.3 Composición porcentual

Es el porcentaje en masa de un elemento presente en un compuesto. Ejemplo: Determine el % de de calcio y oxigeno en el carbonato de calcio (Na2CO3) 2 átomos de Na : 46 uma 1 átomo de C : 12 uma 3 átomos de O: 48 uma 106 uma Masa formula % de Na = 46 uma x 100 = 43,39% de Na % de C= 12 uma x 100 = 11,32 % de C 106 uma 106 uma % de O = 48 uma x 100 = 45,28 % de O 106 uma

2.4.4 El mol

La magnitud cantidad de sustancia es considerada en el sistema internacional de unidades (SI) una magnitud fundamental y su unidad el mol por tanto se considera unidad fundamental. Se trata de una magnitud que mide el número de unidades elementales (Moléculas, iones, átomos,...) presentes en una masa dada de materia. Así como: 1 docena nos representa 12 unidades 1 centena nos representa 100 unidades

1 mol nos expresa 6.022 x 10 23 unidades de algo. Podemos decir entonces que:

En 1 mol de átomos hay 6.023 x 10 23 átomos En 1 mol de moléculas hay 6.023 x 10 23 moléculas

En 1 mol de iones hay 6.023 x 10 23 iones

2.4.5 Masa molar, La masa molar de una sustancia es la masa en gramos DE 1 MOL

de la sustancia. Numéricamente es igual a la masa molecular expresada en gramos/mol (g/mol)


Ejemplos: En 1 mol de O2 = 32 g de O2 En 1 mol de CO2 = 44 g de CO2 En 1 mol de NaCl = 58.5 g de NaClEn 1 mol de H2O = 18 g de H2O En 1 mol de HCl = 36,5 gl de HCl En 1 mol de CH4 = 16 g CH4

ACTIVIDAD N°1 Determine las masa formula y masa moleculares para los siguientes compuestos.

Compuesto químico Masa Formula/masa molecular CaCl2

CuSO4.5H2O

Al2 (SO4)3

ACTIVIDAD N°2 a) Determine la composición porcentual de la Lidocaína, un anestésico local

(C14H22N2O)

b) ¿En cual de las dos sustancias es mayor a cantidad de oxigeno: SO3 o Al2O3?


2.4.6 Calculo de los moles y átomos en elementos 1. Halle el número de moles de calcio en 100 g de calcio.

1 mol Ca NA átomos de Ca 40 g de Ca 100 g de Ca x 1 mol de Ca = 2,5 mol de calcio 40 g de Ca

2. Halle el número de átomos de sodio en 50 g de sodio 1 mol Na NA átomos de Na 23 g Na

50 g de Na x 1 mol de Na x 6,023 x 10 23 átomos de Na = 13,09 x 10 23 átomos de Na

23 g de Na 1 mol de Na 3. Halle la masa en gramos en 0,5 moles de Magnesio

1 mol Mg NA átomos de Mg 24 g Mg 0,5 moles Mg x 24 g Mg = 12 g de Mg 1 mol de Mg

ACTIVIDAD N°3 a) Halla la masa que hay en 0,025 moles de S

¿?


b) Convierte 25 g de Calcio a moles

c) Halla el Nº de moles y Nº de átomos en 100 g de Potasio

4.7 Calculo de los moles y moléculas

1. Determine los moles presentes en 200 g de H2O

1 mol de H2O NA moléculas de H2O 18 g H2O 200 g H2O x 1 mol H2O = 11,11 moles de H2O

18 g de H2O

2. Determine el número de moléculas en 10 g de CO2

1 mol CO2

NA moléculas de CO2 44 g CO2

10 g CO2 x NA moléculas = 1,36 x 10 23 moléculas de CO2 44 g CO2 3. Halla el número de átomos de azufre en 20 moles de H2S 1mol H2S--- 2mol H 1 mol S 20 moles de H2S x 1 mol S = 20 mol S x NA átomos S = 20x NA átomos de S 1 mol H2S 1 mol S

Que


ACTIVIDAD N°4 a. En 25 g de HCl ¿Cuantas moles de HCl hay?

c) En 50 mg de H2O halla los moles y el número de moléculas de agua

d) ¿Cuántos gramos de H3PO4 hay en 2,5 moles de acido?

e) Un vaso con agua contiene 45x1023 moléculas de agua. Determine la masa de

agua.

e) En 5 moles de glucosa (C6H12O6) Halle los átomos de C, H y O


EL MOL EVALUA TUS CONOCIMIENTOS

1) Determine la masa molar de las siguientes sustancias: Oxígeno (O2)

Cloruro de Calcio(CaCl2) Ácido fosfórico (H3PO4)

2) Usando el método de factores de conversión a la unidad determine lo siguiente:

La masa de 0,75 moles de Na

La masa de 5 moles de C2H6O

Las moles de Ca en 400mg de Ca

Las moléculas existentes en 0,25 moles de H3PO4

Los átomos existentes en 0,24g de C

La masa de 1,4x1022 moléculas de N2O4

3) Una cápsula de gel de un antiácido contiene 311 mg de CaCO3 y 232mg de MgCO3. En una dosis recomendada de 2 cápsulas de gel antiácido ¿Cuántas moles de CaCO3 y de MgCO3 hay?


4) ¿Cuántas gramos de C,H,O habrán en 1,5x1023 moléculas de glucosa (C6H6O6)?

5) El compuesto que tenga mayor masa molecular es:

a) CO2 b) C2H5OH c) H2S d) Mg(OH)2

6) Determine cuantos átomos están presente en 1 mol de C

a) 2x1025 b) 3x1021 c) 3x1024 d) 6x1023

7) Halle la masa en gramos en 5 moles de Nitrógeno

a) 5x NA b) 70 g c) 7 g d) d) 4 g 8) En 10 g de Na ¿Cuántas mol de sodio hay?

a) 0,23 mol b) 0,43 mol c)10 NA d)2,6 x 10 23 9) ¿Cuántos átomos hay en 0,5 gramos de Calcio? a) 0,0125 b) 0,075 x 10 23 c)6,023 x 10 23 d)40

10) ¿Cuántas moléculas de N2 hay en 10 moles de N2? a) 6,023 x 10 23 b) 60.23 x 10 23 c) 28 d) 280


UNIDAD 2 2.5 ESTEQUIOMETRIA

Se puede definir como: "Parte de la Química que trata sobre las relaciones

cuantitativas entre los elementos y los compuestos en las reacciones químicas"

Para comprender el estudio de toda reacción es necesario interpretar correctamente lo que esta representado en toda ECUACION QUÍMICA, la cual deberá estar correctamente balanceada. Recordemos: Reacción química: proceso por el cual una o más sustancias se combinan para formar otra u otras nuevas. Ecuación química: representación de las reacciones químicas, ejemplo:

Ecuación de reacción de combustión del gas metano:

Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química, solo se transforman.

Reactantes Productos

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O

1 átomo de C 1 átomo de C 4 átomos de H 4 átomos de H 4 átomos de O 4 átomos de O

En toda reacción química se pueden hacer varias relaciones, como por ejemplo:

CH4(g)+ 2O2(g) CO2(g) + 2H2O

Reactantes Productos

CH4 + 2O2 CO2+ 2H2O En moles: 1 mol 2 mol 1mol 2mol

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O En moléculas: 6,O2x10

23 2(6,02x10

23) 6,023x10

23 2(6,023x10

23)

CH4+ 2O2 CO2 + 2H2O En masa 16 g 64 g 44 g 36 g

80 g 80 g

http://www.monografias.com/trabajos11/tdequim/tdequim.shtml#REACC


2.5.1 Relaciones usadas en estequiometria

1. Cálculos mol-mol: Es la relación en moles entre reactantes y/o productos.

Ejemplo: En la ecuación de combustión del metano. Calcule.

a) ¿Cuántas moles de O2 reaccionaran con 25 moles de metano?

Para resolver el ejercicio asegúrese de balancear la ecuación y luego realice la relación correcta:

Respuesta: reaccionaran 50 moles de O2

b) ¿Cuántas moles de agua se producirán a partir de 10 moles de CH4?

Respuesta: se producen 20 moles de O2

2. Cálculos masa- masa: Es la relación de las masas molares de los reactantes y/o

productos en una ecuación química.

Ejemplo: Utilizando la misma reacción de combustión del metano. Calcule:

¿Cuántos gramos de agua se producen a partir de 50 g de metano?

Respuesta: se producen 112,5 g de H2O

25 moles CH4 x 2 moles de O2 = 50 moles de O2 1 mol de CH4

10 moles CH4 x 2 mol de H2O = 20 moles de O2 1 mol de CH4

50 gramos CH4 x 36 gramos de H2O = 112,5 g de H2O 16 gramos de CH4

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 1 mol 2 mol 1mol 2mol

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 16 g 64 g 44 g 36 g


ACTIVIDAD N°1

1. A partir de la ecuación de combustión del butano (C4H10):

C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)

Calcule:

a) ¿Cuántas moles de O2 reaccionaran con 6 moles de butano?

b) ¿Cuántas moles de CO2 se producirán a partir de 0,25 moles de butano?

c) ¿Cuántas moles de H2O se formarán a partir de 4 mol de C4H10

2. La glucosa se metaboliza cumpliendo la siguiente reacción:

C6H12O6 + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

Si una barra de chocolate contiene 10 g de glucosa, C6H12O6, y una persona come una de estas barras: a) ¿Qué masa de oxígeno se consume en la reacción? b) ¿Cuántos gramos de dióxido de agua se produce por el metabolismo de 10 gramos de glucosa? c) Determine la masa de agua que se produce.


2.5.2 Reactivo limitante Es aquel reactante que reacciona completamente en una reacción química, de tal modo que se acaba primero, quedando los demás reactantes en exceso. En el momento en que se acaba uno de los reactantes la reacción se detiene. Ejemplo: Para la siguiente reacción, calcule el reactivo limitante y el exceso si: 100 g de N2 reaccionan con 100 g H2

N2(g) + H2(g) → NH3 (g)

Paso 1: balancee la ecuación:

N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3 (g)

Paso 2: Coloque las masas molares y datos: R.E: 28 g 6 g 34 g Dato: 100 g 100 g Paso 3: Aplique la siguiente relación: Dato/RE= 100/28 100/6 * 3,57 16,66 Paso 4: El menor valor dato/RE indica cual es el reactivo limitante. Para este caso el menor valor se obtuvo de N2, por lo tanto el reactivo limitante es el N2 y el exceso H2 El Reactivo Limitante es importante porque nos informa sobre la cantidad de productos formados. Así por ejemplo en la reacción anterior, una vez hallado el reactivo limitante sabremos cuanto producto (NH3) se ha formado.

Si el N2 es el limitante entonces reaccionan los 100 g de N2: 100 g N2x 34 g NH3 = 121, 4 g de N2 28 g N2 Por lo tanto se producen 121,4 g de N2


ACTIVIDAD N° 2

1. El cloro gaseoso (Cl2), provoca irritación en el sistema respiratorio, especialmente

en niños y personas mayores, en estado líquido produce quemaduras a la piel. Se usó como arma química en la Primera Guerra Mundial. Una exposición aguda a altas concentraciones de cloro puede provocar edema pulmonar . La ecuación de la reacción es:

HCl (g) + O2(g) Cl2(g) + H2O(l)

a) ¿Si 50 g de acido clorhídrico reaccionan con 50 g de oxigeno ¿Cuántos gramos de cloro se producen?

b) Halle el rendimiento de la reacción si experimentalmente se obtienen 70 g de Cl2

4. A partir de la siguiente ecuación de formación del agua :

H2 (g) + O2 (g) H2O (l)

a) Si 20 g de H2 reaccionan con 30 g de O2 Calcule el reactivo limitante y la masa de oxígeno que reacciona. b) Halle el rendimiento de la reacción si experimentalmente se forman 35 g de H2O.

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_respiratorio

http://es.wikipedia.org/wiki/Piel

http://es.wikipedia.org/wiki/Primera_Guerra_Mundial

http://es.wikipedia.org/wiki/Edema_pulmonar


UNIDAD 3 SOLUCIONES ACUOSAS

3.1 Dispersiones

La materia en la naturaleza no suele encontrarse como sustancia pura (elementos o compuestos), generalmente éstas se encuentran como mezclas. A esas mezclas se les suele denominar dispersiones. Una dispersión está formada por dos fases: fase dispersa y fase dispersante. La fase dispersante es la sustancia que se presenta en mayor cantidad que las otras. En la vida cotidiana encontramos innumerables ejemplos de dispersiones: el aire, el agua potable, el plasma sanguíneo, una gaseosa, y muchas más.

DISPERSIONES

Estado de la dispersión

Estado de la fase dispersa

Estado de la fase dispersante

Ejemplo

Gas Gas Gas Aire (O2 – N2)

Líquido Gas Líquido Gaseosa (CO2 – agua)

Liquido Líquido Líquido Vino (etanol – agua)

Líquido Sólido Líquido Suero salino (NaCl – agua)

Sólido Sólido Sólido Acero (C – Fe )

El tamaño de las partículas de la fase dispersa puede variar desde átomos, iones o moléculas muy pequeñas hasta conglomerados visibles a simple vista. Las propiedades de las dispersiones varían de acuerdo al tamaño de las partículas. Desde este punto de vista del tamaño de las partículas dispersadas, las dispersiones se pueden clasificar en: a) Soluciones o disoluciones verdaderas. Las partículas dispersas son de tamaño

molecular o iónico (menor de 1 nm ), por lo que prácticamente es imposible observarlas a simple vista. Son transparentes y no dispersan la luz (sin efecto Tyndall). Puede ser incoloras o coloreadas. Son mezclas homogéneas muy estables a la gravedad por lo que no sedimentan aún al cabo de un prolongado reposo. Los componentes de una solución no se pueden separar por filtración. Ejemplo: solución acuosa de NaCl

b) Dispersiones coloidales o coloides. Las partículas dispersas van de 1 nm hasta

100nm. Las dispersiones coloidales pueden ser opacas o transparentes como las soluciones verdaderas, pero a diferencia de ellas presentan el fenómeno de Tyndall. No sedimentan y no se puede separar sus componentes por filtración. Ejemplo: solución acuosa de almidón.


Fenómeno de Tyndall: Si se hace incidir un rayo de luz sobre una dispersión coloidal, éste es reflejado y refractado por las partículas coloidales, lo que permite observar la trayectoria del haz de luz.

c) Suspensiones, el tamaño de las partículas dispersadas son mayores de 100 nm,

razón por la cual se sedimentan luego de cierto reposo. Por filtración las partículas dispersadas se separan fácilmente y generalmente son visibles a simple vista. Ejemplo: algunos jarabes medicinales a las que se debe agitar antes de ser ingeridas.

ACTIVIDAD N° 1

1. En base a la lectura completa el siguiente cuadro:

Suspensión Dispersión coloidal Solución verdadera

Tamaño de partícula

Homogeneidad

Sedimentación

Filtrabilidad

Dispersión de la luz

Ejemplo

2. Clasifica las siguientes dispersiones:

Suspensión Dispersión coloidal

Solución verdadera

Agua oxigenada Sangre Leche de magnesia Jugo de piña Gelatina Inca cola Yogurt Champú


ACTIVIDAD N° 2 Marque la respuesta correcta 1. Mezcla en la cual se distinguen sus componentes a simple vista. Es inestable y

sedimenta al dejarse en reposo. a) coloide b) dispersión c) suspensión d) solución

2. Tamaño de las partículas coloidales a) De 0.1 a 1.0 nm b) De 1.0 a 100 nm c) Mayor de 100 nm d) De 100 a 1000 nm

3. Estado físico del medio dispersante en la gaseosa

a) gas b) sólido c) acuoso d) líquido

4. Tipo de dispersión a la que pertenece el yogur.

a) coloide b) dispersión c) suspensión d) solución

5. Estado físico de las partículas dispersadas en el agua azucarada.

a) gas b) sólido c) acuoso d) líquido

6. Ejemplo de suspensión: a) Gelatina b) Plasma sanguíneo c) Sangre d) Formol

7. Presenta el efecto Tyndall a) coloides b) soluciones c) suspensiones d) dispersiones

8. Tipo de dispersiones que pasan a través del papel filtro ordinario.

a) coloides b) soluciones c) suspensiones d) dispersiones

9. Tipo de dispersiones que sedimentan después del reposo.

a) coloides b) soluciones c) suspensiones d) mezclas homogéneas


3.2 Disoluciones

Una disolución o solución es una mezcla homogénea formada por un solvente y uno o más solutos. Es importante distinguir el soluto, el disolvente y la propia disolución

Soluto: es la sustancia que se disuelve Solvente es la sustancia que disuelve al soluto. Disolución, es el conjunto formado por el soluto y el disolvente

Soluto Solvente = Disolución Generalmente el solvente se encuentra en mayor cantidad. El estado de soluto y solvente puede ser cualquiera: sólido, líquido o gaseoso. La solución tiene el estado físico del solvente. Las soluciones más comunes son las acuosas (tiene como solvente agua).

3.2.1 Proceso de disolución La disolución de un soluto es un proceso que implica la rotura de las fuerzas intermoleculares implicadas. Al mezclar un disolvente con un soluto, se establecen las siguientes interacciones: soluto-soluto, disolvente-disolvente y disolvente-soluto. El proceso de disolución se dará cuando la interacción disolvente soluto es igual o mayor que las dos primeras. Sólo así las partículas de soluto abandonarán las posiciones más o menos fijas que ocupan en sus estructuras y se incorporarán a la disolución.

Por ejemplo:

Na Cl en Agua Soluto : Fuerzas electrostáticas Agua : Puentes de hidrógeno Solución : ión - dipolo

Alcohol – Agua Soluto : Puentes de hidrógeno Agua : Puentes de hidrógeno Solución : Puentes de hidrógeno

“Lo similar disuelve a lo similar”

ACTIVIDAD N° 3

1. ¿Cuáles de las siguientes sustancias serán solubles en agua? ¿por qué?

Sustancia Solubilidad /H2O

Fundamento

KCl (s)

Etanol (CH3-CH2-OH)

O2


Es importante aclarar que la solubilidad tiene un límite. Si vamos añadiendo poco a poco soluto al solvente, observamos que al principio se disuelve sin dificultad, pero si seguimos añadiendo llega un momento en que el disolvente no es capaz de disolver más; si se añade mas, el exceso de soluto no se disolverá, sino que se depositará en el fondo del recipiente, entonces: ¿Cuánto soluto se puede disolver en una cantidad dada de disolvente?

La cantidad máxima de soluto que se puede disolver recibe el nombre de solubilidad

3.3 Solubilidad La solubilidad expresa la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de solvente a una temperatura dada. Ejemplo: Solubilidad del NaCl a 20 ºC 36 g/100 g H2O (A la temperatura de 20°C , por cada 100 g de agua la máxima cantidad de NaCl que se podrá disolver es 36 g) La solubilidad se suele expresar en:

gramos de soluto/litro de solvente

gramos de soluto / 100 g de solvente

ACTIVIDAD N° 5

1. Observa los siguientes gráficos y contesta

Solutos : Sólidos Solutos : Gases

¿Cómo es la relación: solubilidad y temperatura en sólidos y en gases? …………………………………………………………………………………………… ………………………………………..………………………………………………… …………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………


2. Observa el siguiente gráfico y contesta:

a. A 20°C ¿Cuánto de bromuro de potasio se podrá disolver como máximo en 100 mL de agua? …………………………………………………………………………………………….

b. A 20°C ¿Quién podrá disolverse más el nitrato de potasio o el sulfato de cobre

(II)? ¿cuánto más?

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

c. A 20°C ¿Cuál es la solubilidad del CuSO4? y a 40°C ¿su solubilidad aumenta

o disminuye? ¿en que cantidad? ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..

d. A 20°C ¿Cuánto de CuSO4 se podrá disolver como máximo en 250 g de agua?

………………………………………………………………………………

e. A 20°¿Se podrá disolver totalmente 40 g de CuSO4 en 100 mL de agua? De no ser así ¿ que cantidad no se disuelve?

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

f. A 20° ¿Se podrá disolver totalmente 100 g de KNO3 en 200 mL de agua?

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….


3.3.1 Clasificación de las soluciones según su solubilidad De acuerdo a su solubilidad las soluciones pueden ser saturadas e insaturadas. Una solución saturada es aquella que contiene tanto soluto como pueda disolver el solvente a una presión y temperatura determinada, si se añade mas soluto este ya no se puede disolver. Solución insaturada es aquella que contiene menos cantidad de soluto que la que se requiere para saturar dicha solución.. Solución sobresaturadaEs aquella en la que el soluto es mayor que la de una solución saturada. Estas soluciones se suelen obtener subiendo la temperatura de la solución y dejándola enfriar lentamente.. Esta solución es inestable y cualquier cambio por pequeño que sea, provocará que el exceso de soluto se cristalice, separándose de la solución. Además, relativamente las soluciones se pueden expresar como diluidas o concentradas. Se denominan diluidas cuando contienen una cantidad relativamente baja comparada con el límite de solubilidad y es concentrada cuando contiene una cantidad relativamente cerca al límite de solubilidad. ACTIVIDAD N°6 1. Se prepara una solución de NaCl a 20 ºC, disolviendo 72 g de la sal en 500 mL de

agua. ¿Se trata de una solución saturada? ¿Por qué? (Dato Solubilidad NaCl = 36g/100 g H2O)

2. Se han disuelto 45 g de nitrato de potasio en 250 mL de agua ¿Qué tipo de

solución se formará saturada o insaturada? ¿por qué?


3.4 Concentración de las soluciones

La relación cantidad de soluto disuelto por unidad de peso o volumen de solución se denomina concentración La concentración de las soluciones se pueden expresar mediante unidades físicas y unidades químicas.

UNIDADES FÍSICAS UNIDADES QUÍMICAS % masa/masa Molaridad % masa/volumen Normalidad % volumen/volumen ppm

3.4.1 Unidades Físicas

Porcentaje en masa (%m/m): indica la masa de soluto por cada 100 g de solución, se puede calcular con la siguiente expresión: Sto: soluto Sol: solución Ejemplo: Calcule el % en masa de una solución que se preparo disolviendo 50 g de carbonato de sodio Na2CO3 en 250 g de agua. Soluto: carbonato de sodio Solvente: H2O Solución: soluto + solvente % masa= 50 x 100 = 16.66 % Hay 16.66g de Na2CO3 por cada 100 g de solución

300 Porcentaje masa-volumen (%m/v): indica la masa de soluto por cada 100 mL de solución, se puede calcular con la siguiente expresión: Masa de soluto: expresada en gramos Volumen de solución: expresado en mL Ejemplo:El suero fisiológico es una solución salina extensamente usada con fines medicinales. Si una bolsa de 500 mL de este suero contiene 4,5 g de NaCl ¿Cuál es su concentración en porcentaje masa volumen (m/v)? % m/v = 4,5 g x 100 = 0,9 % Es decir hay 0,9 g de NaCl por cada 100 mL de 500 mL solución.

100xm

m=masa%

solucion

sto

100xV

m=

Vm%

solucion

sto


Porcentaje volumen-volumen (%v/v): expresa el volumen en mL se soluto por cada 100 ml de solución, se puede calcular con la siguiente expresión: Volumen de soluto: mL Volumen de solución: mL Ejemplo: Se requiere preparar 500 mL de una solución de etanol en agua al 25 % v/v ¿Que masa de etanol se necesita? Densidad etanol= 0,78 g/mL Soluto: etanol Solvente: agua 25 = volumen soluto x 100 volumen soluto= 125 mL 500 mL (solución) Piden masa de etanol: masa= densidad x volumen Reemplazando datos: masa= 0,78 g x125 mL = 97,5 g de etanol mL Partes por millón (ppm): se aplica para concentraciones muy bajas. Se usan distintas unidades siempre que mantengan una relación de 106, siendo las más comunes las siguientes expresiones: Ejemplo:.Los niveles altos de plomo en sangre, sobre los 70 µg/dL pueden ocasionar encefalopatías y muerte. Los sobrevivientes de encefalopatías pueden ser víctimas permanentes de convulsiones y retardo mental. ¿A cuánto equivale este valor en ppm? Recuerde que : 1 µg = 10 -6 g 1 dL = 10 -1 L ppm= mg L Por lo tanto: 70x10-6 g x 103 mg = 0,7 mg = 0,7 ppm 10-1 L 1 g L El valor equivale a 0,7 ppm Modo de preparar una solución:

100xV

V=volumen%

solucion

sto

6

(g)sol

(g)sto

10xm

m=ppm

(kg)sol

(mg)sto

m

m=ppm

(L)sol

(mg)sto

V

m=ppm


ACTIVIDAD N° 1 1. Calcule el porcentaje en masa de las siguientes soluciones, e indique cual es el

soluto y cual el solvente. Indique como prepararía las soluciones.

a) 15 g de NaOH mas 150 g de agua

b) 60 g de NaCl en 200 mL de agua(d=1g/mL)

c) 500mg de glucosa + 150 g de H2O

d) 0,050 moles de I2 en 150 g de CCl4

2. Calcular el % V/V de las siguientes soluciones:

a) 30 mL de etanol disuelto en 750 g de agua.

b) 10 g de KCl (densidad 1,12 g/mL) disuelto en agua hasta completar 40 mL de

solución.

3. Calcule la masa de soluto presente en las siguientes soluciones y explique como

han sido preparadas estas soluciones.

a) 200 g de una solución 10 % m/m en glucosa


b) 150 mL de cloruro de sodio 0,9 % m/v

c) 500 mL de hidróxido de Magnesio 5% m/m Densidad solución=1,05 g/mL

4. ¿Cuántos gramos de azúcar deberán disolverse en 315 mL de agua para darnos

una solución del 25% m/m?

5. Las soluciones de ácido acético se suelen usar para visualizar las lesiones pre-

cancerígenas y cancerígenas del cuello uterino. En el laboratorio de Farmacología se

tiene un frasco de ácido acético al 5% m/v.

Si para teñir dichas células se necesita 0,2 g de ácido acético ¿cuántos mL de la solución se deberá usar?


3.4.2 Unidades Químicas: Molaridad (M): expresa la relación entre el número de moles de soluto de una solución y el volumen de la solución en litros. Matemáticamente se expresan como: Normalidad(N): expresa la relación entre el número de equivalentes de soluto y el volumen de la solución en litros. Se debe tener en cuenta que el número de equivalentes se expresa como: A su vez el peso equivalente se expresa como:

Actividades: 1. Determine la molaridad de las siguientes soluciones que se prepararon

disolviendo:

a) 0,15 moles de NaCl en agua, hasta formar 250 mL de solución.

b) 50 g de glucosa (C6H12O6), en agua hasta formar 500 mL de solución.

N = Equivalentes de soluto Volumen litros

M = Nº de moles de soluto Volumen en litros

M = masa (g) de soluto/ masa molecular Volumen en litros

# de equivalentes = Masa (g) de soluto / peso equivalente

Peso equivalente= masa molecular / carga


c) 40 mL de alcohol etílico (d= 0,8 g/mL) en 150 g de agua.

2. Halle la masa de soluto en las siguientes soluciones:

a) 250 mL de NaCl 0,75 M

b) 25 mL de Na2CO3 0,5 M

3. Halle la molaridad de 150 mL de un jarabe que contiene 15 % en masa de

sacarosa (C12H22O11) Densidad del jarabe (1,06 g/mL)

4. Calcule la molaridad de 1 litro de solución de HCl que contiene 35% de HCl en masa

y cuya densidad es 1, 17 g/mL


SOLUCIONES REFUERZA TU APRENDIZAJE

1. Calcule el porcentaje en masa de las siguientes soluciones, e indique cual es el

soluto y cual el solvente. Indique como prepararía las soluciones.

a) 15 g de NaOH mas 150 g de agua

b) 60 g de NaCl en 200 mL de agua(d=1g/mL)

c) 500mg de glucosa + 150 g de H2O

d) 0,050 moles de I2 en 150 g de CCl4

2. Calcule la masa de soluto presente en las siguientes soluciones y explique

como han sido preparadas estas soluciones.

a) 200 g de una solución 10 % m/m en glucosa

b) 150 mL de cloruro de sodio 0,9 % m/v

c) 500 mL de hidróxido de Magnesio 5% m/m Densidad solución=1,05 g/mL

d) 250 mL de acido clorhídrico 1,5 % m/m Densidad solución=1,08 g/mL

3. Calcule la molaridad de las siguientes soluciones:

a) 2.5 mol de sacarosa en medio litro de solución

b) 0,25 moles de HCl en 100 mL de solución

c) 50 g de glucosa (C6H12O6) en un litro de solución

d) 100 mg de glucosa en 500mL de solución

4. Calcule el volumen del reactivo mas concentrado que necesita para

preparar las siguientes soluciones diluidas y explique como las prepararía:

a) 25 mL de NaCl 5% a partir de NaCl 20%

b) 250 mL de HCl 6 M a partir e HCl 12 M

c) 50 mL de NH4OH 2 N partir de NH4OH 10 N

d) 100mL de una solución de 50 ppm de NaCl a partir de NaCl 200ppm


REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS

1. Brown Theodore (2009) Química: la Ciencia Central. México D.F.

Pearson Educación.

2. Chang Raymond (2010) Química. Mexico D.F. Mc Graw-Hill

3. Hill John (1999) Química para el nuevo milenio. Naucalpan de Juárez.

Pearson Educación.

4. Mc Murry John (2009) Química general. México D.F. Pearson

educación.

5. Timberlake Karen (2008) Química. México. Pearson.

curso: nivelacion de quimica (ma 228) area: ciencias

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