G24602

DATOS DE IDENTIFICACIÓN:

MATERIAL DE USO DIDÁCTICO PARA ESTUDIANTES DE LA UNIVERSIDAD TÉCNICA PARTICULAR DE LOJA, PROHIBI-DA SU REPRODUCCIÓN TOTAL O PARCIAL POR CUALQUIER MEDIO

DATOS DE IDENTIFICACIÓN:

MENCIÓN : Químico - Biológicas

ELABORADA POR : Lic. Kléver Matamoros Paz.

PROFESOR(A) : Ing. Jacqueline Rojas.

TELÉFONO : (07) 2 570 275 Ext. 2102

E-MAIL : [email protected]

TUTORÍA : Martes 16h00 - 18h00

Estimado Estudiante, dígnese confirmar la información aqui señalada llamando al Call Center 072588730, línea gratuita 1800 887588 o al mail [email protected]

Reciba asesoría virtual en: www.utpl.edu.ec

24602

UNIVERSIDAD TÉCNICA PARTICULAR DE LOJALa Universidad Católica de Loja

MODALIDAD ABIERTA Y A DISTANCIA

ESCUELA DE CIENCIAS DE LA EDUCACIÓN

Química General II

Guía Didáctica

CICLO

6

OCTUBRE 2009 - FEBRERO 2010

QUÍMICA GENERAL IIGuía DidácticaKléver Matamoros Paz

© 2006, UNIVERSIDAD TÉCNICA PARTICULAR DE LOJA

Diagramación, diseño e impresión:EDITORIAL DE LA UNIVERSIDAD TÉCNICA PARTICULAR DE LOJACall Center: 593 - 7 - 2588730, Fax: 593 - 7 - 2585977C. P.: 11- 01- 608www.utpl.edu.ecSan Cayetano Alto s/nLoja - Ecuador

Segunda ediciónCuarta reimpresión

ISBN - 978-9978-09-144-9Derecho de Autor No. 021034

Reservados todos los derechos conforme a la ley. No está permitida la reproducción total o parcial de esta guía, ni su tratamiento informático, ni la transmisión de ninguna forma o por cualquier medio, ya sea electrónico, mecánico, por fotocopia, por registro u otros métodos, sin el permiso previo y por escrito de los titulares del Copyright.

Agosto, 2007

ÍNDICE

DATOS INFORMATIVOS ............................................................................ 1 ÍNDICE ............................................................................................................ 3INTRODUCCIÓN. ......................................................................................... 5OBJETIVOS GENERALES ........................................................................... 6BIBLIOGRAFÍA .............................................................................................. 6ORIENTACIONES GENERALES ................................................................ 8

PRIMER BIMESTRE

OBJETIVOS ESPECIFICOS ........................................................................... 11CONTENIDOS ............................................................................................... 12DESARROLLO DEL A PRENDIZAJE. ....................................................... 13

UNIDAD 7 ESTADO GASEOSO. .............................................. 13

7.1 Introducción. ........................................................................................ 137.2 Generalidades de los gases ................................................................. 13 7.3 Relación presión – volumen. La ley de Boyle.. ................................ 157.4 Relación volumen – temperatura. La ley de Charles ...................... 157.5 Leyes de Boyle y Charles combinada ............................................... 167.6 Relación presión – temperatura. Ley de Gay Luzca. ...................... 167.7 Principio de Abogador y volumen ................................................... 167.8 Ecuación de estado para los gases ideales ....................................... 177.9 La ecuación de estado y la masa molécular de un gas ................... 177.10 Ley de Dalton de las presiones parciales ......................................... 177.11 Presión de vapor de agua ................................................................... 187.12 Difusión de los gases. L a ley de Graham ........................................ 187.13 Teoría Cinética molecular de los gases. ............................................ 18

UNIDAD 8 EL AGUA Y LAS SOLUCIONES ................................... 22

8.1 Introducción ......................................................................................... 228.2 Las soluciones ....................................................................................... 228.3 Clases de soluciones y factores de solubilidad ................................ 238.4 Formas de expresar la concentración y sus unidades .................... 248.5 Los coloides. ......................................................................................... 27

Guía Didáctica: Química General II

UTPLLa Universidad Católica de LojaMODALIDAD ABIERTA Y A DISTANCIA 61

SEGUNDO BIMESTRE

OBJETIVOS ESPECIFICOS ............................................................................................ 31CONTENIDOS ................................................................................................................ 32DESARROLLO DEL APRENDIZAJE .......................................................................... 33

UNIDAD 9 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS .................................. 33

9.1 Introducción ......................................................................................................... 339.2 Euaciones Químicas ............................................................................................. 339.3 Clases de reacciones químicas ............................................................................ 339.4 Ecuaciones químicas y cambio en el número de oxidación............................ 349.5 Ecuaciones estequiometrícas y no estequiometrícas ....................................... 349.6 Formas de balancear ecuaciones químicas ........................................................ 35

UNIDAD 10 INTERPRETACIÓN DE LAS ECUACIONES BALANCEADAS ............. 39

10.1 Introducción .......................................................................................................... 3910..2 Formas de interpretar ecuaciones ..................................................................... 3910.3 Concepto de razón molar .................................................................................... 3910.4 Reactivo Límite ..................................................................................................... 40

10.5 Rendimiento teórico y rendimiento real ........................................................... 4010.6 Rendimiento y pureza .......................................................................................... 40

SOLUCIONARIO ............................................................................................................ 43GLOSARIO....................................................................................................................... 44ANEXOS ........................................................................................................................... 47

EVALUACIONES A DISTANCIA

7Cr2O7K2 + 28H2SO4 + 3C2 H6 7SO4K2 + 7(SO4)3Cr2 + 37H2O + 6CO2

A B C D E F G

Cr = 14

K = 14

S = 28

O = 161

H = 74


UTPL La Universidad Católica de Loja MODALIDAD ABIERTA Y A DISTANCIA60



Como G = 2C

7 = F + 2 (2C)

7 = F + 4 C (1)

F = 7 - 4C

En la ecuación del H :

B + 3C = F

4 = F – 3C (2)

Multiplicando la ecuación 1 por -1 y la ecuación 2 por +1 eliminamos F y tenemos

C = 3/ 7

Reemplazando C en 1

7 = F + 4 (3 / 7)

F = 37 / 7

De donde:

A = 1

B = 4

C = 3 / 7

D = 1

E = 1

F = 37 / 7

G = 6 / 7 multiplicando x 7 cada coeficiente tenemos:

A = 7

B = 28

C = 3

D = 7

E = 7

F = 37

G = 6

INTRODUCCIÓN

La Química es una ciencia experimental que se relaciona con la naturaleza y la composición de las cosas que nos rodean; las rocas de la tierra, el agua y la sal del mar, el aire que respiramos, los alimentos que ingerimos, los remedios que tomamos, el papel que escribimos.

El químico a creado cosas nuevas que la naturaleza no pudo producir como los colorante artificiales, fibras sintéticas, o drogas mas potentes que cualquier extracto obtenido de minerales, vegetales o animales.

Los químicos han descubierto por vía experimental, un conjunto de leyes de la química que explican el comportamiento de las sustancias. Sobre la base de ellas se fue estructurando la química como ciencia.

La asignatura de química general II tiene igual o mayor importancia que la química general I; pues complementa a la primera. Esta materia se ha diseñado para que los estudiantes obtengan conocimientos sobre el estado gaseoso, el agua y las soluciones, reacciones y ecuaciones químicas y la interpretación de las ecuaciones balanceadas.

Las dos químicas a las que hacemos referencia se convierten en los cimientos en los cuales construiremos al futuro maestro de Química y Biología.

Con la finalidad de dar secuencia a la asignatura estudiaremos cuatro unidades del texto guía; la unidad 7 que trata del estado gaseoso, la unidad 8 el agua y las soluciones, la unidad 9 reacciones y ecuaciones químicas y finalmente la unidad 10 que trata de la interpretación de las ecuaciones balanceadas.

Por lo tanto le sugiero:

1. Leer con atención cada unidad correspondiente a cada sección del texto básico.

2. Ampliar sus conocimientos con bibliografía complementaria.

3. Resolver problemas numéricos relacionados con la ley de conservación de la materia, de las proporciones definidas y de las proporciones multiples.

4. Igualar un sinnúmero de ecuaciones químicas, por los métodos de simple inspección, redox, algebraico e ion – electrón, con la finalidad de adquirir la mayor destreza posible.





OBJETIVOS GENERALES

BIBLIOGRAFÍA

• Identificar las reacciones químicas como acontecimientos naturales, como parte de la transformación cotidiana de los seres que la pueblan y su manejo teórico práctico para el servicio racional a la sociedad y su entorno inmedia-to.

• Explicar el cambio de volumen de los gases frente a las variaciones de presión y temperatura, con base a las leyes establecidas.

• Aplicar comprensivamente expresiones matemáticas en la resolución de ejercicios relacionados con las soluciones

• Balancear ecuaciones por diferentes métodos.

• Comprender e Interpretar las relaciones que se presentan entre los reac-tivos y los productos en una reacción química.

TEXTO BÁSICO

• CARDENAS Y GELVEZ, Fidel y Carlos ( 1999), Química y Ambiente I, Edit. McGraw- Hill Interamerican

S.A Bogotá – Colombia.

Química y Ambiente constituye una propuesta pedagógica acorde con las expectativas del nuevo milenio. Múltiples estrategias permiten al estudiante construir, ampliar y reforzar los conocimientos en esta área y observar su re-lación con la vida cotidiana.

Es un texto autoinstruccional con el cual usted logrará los objetivos propuestos en la presente guía a través de las evaluaciones a distancia y en presencia.

Para cada unidad el libro presenta una visión general de la misma mediante los conocimientos previos, términos, claves los diagramas conceptúales, los cuales incentivan al estudiante a desarrollar su capacidad de relación entre conceptos y su habilidad de interpretación.

El texto presenta también cuadros, ejercicios guía, ejercicios propuestos, talleres, auto evaluaciones, proyectos; así como también las respuestas de los ejercicios propuestos y la auto evaluaciones, para que el estudiante califique por si mismo su nivel de aprendizaje.

• La guía didáctica es un instrumento metodológico, que le facilita el es-tudio a distancia. Espero que le resulte muy favorable para poder lograr los objetivos propuestos.

EJERCICIO NRO. 13

Igualar la siguiente ecuación por l método algebraico.

Para poder resolver las ecuaciones por el método algebraico el número de ecuaciones

matemáticas tiene que ser igual al número de compuestos meno 1.

Anotamos los elementos a la izquierda y procedemos a sacar los coeficientes:

Cr2O7K2 + H2SO4 + C2 H6 SO4K2 + (SO4)3Cr2 + H2O + CO2

A B C D E F G

Cr : 2 A = 2E

A = E

O : 7 A + 4B = 4D + 12E + F + 2G

K : 2 A = 2D

A = D

H : 2 B + 6C = 2F

B + 3C = F

S : B = D +3E

C : 2C = G

Condición: A= 1

De donde tenemos:

E = 1

D = 1

B = 1 + 3(1)

B = 4

Reemplazando en

O = 7(1) + 4 (4) = 1(1) + 12(1) + F + 2G

7 + 16 = 4 + 12 + F + 2G

7 = F + 2G





Condición: A= 1 E = 1 D = 1/ 2 B= D + E = 1/2 + 1 = 3/2

En la ecuación del oxígeno

4(1) + 4 (3/2) = 4 (1/2) + 4 (1) + F

De donde: F = 4

En la ecuación del H:

2B + 2C = 2F B + C = F (3/2) + C = 4

De donde C = 5 /2En conclusión tenemos:

A = 1B = 3/2C = 5/2D = 1 / 2E = 1F = 4G = 5 / 2, multiplicando x 2 cada coeficiente tenemos:

A = 2B = 3C = 5D = 1E = 2F = 8G = 5

Colocando los coeficientes correspondientes a cada letra, la ecuación nos quedará:

2 KMnO4 +3 H2SO4 +5 H2O2 K2 SO4 + 2Mn SO4 +8 H2O +5 O2 A B C D E F G

De esta manera tenemos:

Mn = 2K = 2S = 3O = 30H = 16, en cada miembro.

TEXTOS COMPLENTARIOS

• GUZMÁN SÁNCHEZ, Nora y Martha (1995) , Química general e Inorgánica, Edit. Santilla S. A Bogotá – Colombia.

• Guillermo Garzón, Química General, Segunda edición (1997).





En el sistema de estudios a distancia la estrategia metodológica es seguir el estudio de cada uno de los temas en forma secuencial asegurándose del do-minio de los conceptos básicos.

El estudiante como parte activa y en proceso de aprendizaje, aporta con su experiencia, creatividad y deseo de asimilación, en el proceso de ínter apren-dizaje.

De ésta manera como estudiante universitario investigador, las actividades a realizarse en su domicilio, se convierten en una demostración de seriedad y responsabilidad.

Actualmente el sistema de evaluación consiste en desarrollar obligatoriamente un trabajo a distancia por bimestre en base a los contenidos analizados que tienen un valor de seis puntos y una evaluación presencial que tiene un va-lor de 14 puntos, como mínimo el alumno debe obtener 14 puntos en cada bimestre. Las evaluaciones a distancia son obligatorias para presentarse a la presencial.

Para obtener el éxito del aprendizaje el estudiante debe tomar en cuenta los siguientes puntos:

• Tener una actitud positiva, voluntad e interés• Desea aprender y no obtener una nota• Planifique un tiempo diario o semanal a la materia• Recuerde las trampas no las hace el profesor , se las hace usted mismo• Procure que el lugar de estudio este limpio y ordenado• Trabaje paralelamente con el texto básico y la guía• No se limite a desarrollar únicamente el trabajo a distancia, resuelva las

actividades recomendadas y las auto evaluaciones• No dude en comunicarse con su profesor, usted tiene el horario de atención

• No espere el último minuto para desarrollar la evaluación a distancia• Recuerde que el éxito de sus estudios dependerá de la dedicación, mo-

tivación y su autodisciplina.

Como su profesor guía estaré a su disposición para llevar con éxito su asigna-tura. Los contenidos se han estructurado de acuerdo al texto guía; las primeras seis unidades están dirigidas a Química general I y de las siete restantes he tomado 4 unidades para la asignatura que nos compete. Las unidades 7 y 8 serán abordadas en el primer bimestre y las unidades 9 y 10 para el segundo bimestre.

Cada unidad se inicia con un mapa conceptual de los contenidos específi-cos, es preciso que tenga una idea global, a continuación se le presentan los

ORIENTACIONES PARA EL ESTUDIO3. Luego por tanteo igualamos primero los metales, luego los no metales; pos-

teriormente el oxígeno y finalmente el hidrógeno.

2Ag0 + 2 H2 +1 S +6O4-2 1Ag2+1 S +6 O4-2 + 1S+4 O2-2 + 2 H+1 2O-2

4. El número de átomos en cada miembro es igual por lo tanto la ecuación queda balanceada.

Ag = 2 S = 2 O = 8 H = 4

Cabe indicar que la igualación se la realiza del primero al segundo miembro, porque sumamos los subíndices de los elementos que se oxidan y se reducen, así en este ejemplo la Ag tiene subíndice 2 y el S subíndice 1 en el segundo miembro por lo tanto tenemos 3; mientras que en el primer miembro la Ag tiene subíndice 1 y el S subíndice 1 lo que es dos, por lo que 2 3 por lo que empezamos a igualar de derecha a izquierda. Este es otro método que le presento para igualar ecuaciones por el método oxido – reducción, usted puede hacerlo como se lo realiza en el texto básico.

EJERCICIO NRO 12.

Igualar la siguiente ecuación por el método algebraico:

KMnO4 + H2SO4 + H2O2 K2 SO4 + Mn SO4 + H2O + O2

Para poder resolver las ecuaciones por el método algebraico el número de ecuaciones matemáticas tiene que ser igual al número de compuestos meno 1.

Anotamos los elementos a la izquierda y procedemos a sacar los coeficientes:

KMnO4 + H2SO4 + H2O2 K2 SO4 + Mn SO4 + H2O + O2 A B C D E F G

Mn = A = EO = 4A + 4B + 2C = 4D + 4E + F + 2GK = A = 2DS = B = D + EH = 2B + 2C = 2F

Para solucionar el problema descomponemos la ecuación del oxígeno en 2 ecuaciones, tomando en cuenta que O2 proviene del H2O

O = 4 A + 4 B = 4 D + 4E + FO = 2C = 2G

De donde: C = G





3. Luego por tanteo igualamos primero los metales, luego los no metales en caso de haber; posteriormente el oxígeno y finalmente el hidrógeno.

2Na Cr +3 O2 + 3 H2O2-1 +2 Na OH 2Na2 Cr+6O4 + 4H2 O-2

4. El número de átomos en cada miembro es igual por lo tanto la ecuación queda balanceada.

Cr = 2 Na = 4 O = 12

H = 8

Primer Método

b. Ag + H2SO4 Ag2 SO4 + SO2 + H2O

1. Sacamos las semireacciones de los elementos que se oxidan y se reducen en este caso son:

b. Ag0 + H2 +1 S +6 O 4 -2 Ag2+1 S +6 O4 -2 + S +4 O2 –2 + H2 +1 O-2

2Ag0 –2e Ag2+1

S+6 +2e S+4

2. Multiplicando ambas ecuaciones por uno tenemos:

2Ag0 + S+6 Ag2+1 + S+4

3. Finalmente igualamos por tanteo.

2Ag + 2 H2SO4 Ag2 SO4 + SO2 + 2 H2O

Segundo Método

b. Ag + H2SO4 Ag2 SO4 + SO2 + H2O

1. Observamos el elemento que se oxida y se reduce

Ag0 + H2 +1S +6O4-2 Ag2+1 S +6 O4-2 + S +4O2-2 + H+1 2O-2

La Ag se reduce en 1 x 2 de subíndice = 2 El S se oxida en 2 unidades de valencia

2. Intercambiamos las valencia el 2 colocamos al elemento que se reduce y el 2 al elemento que se oxida.

2Ag0 + 2 H2+1 S +6O4-2 1Ag2+1 S+6 O4-2 + 1S+4 O2-2 + 2 H+1 2O-2

términos clave, logros o objetivos que serán evaluados con la evaluación presencial. De igual manera los conocimientos previos deben ser estudiados, ya que responden cientí-ficamente a un principio de los aprendizajes, que se relaciona con la mas aperceptiva, es decir los conocimientos nuevos solamente se almacenan cuando existen los anteriores, que funcionan como bases.

Cada tema es abordado con una síntesis inicial, luego si amerita se presenta un ejercicio guía, para luego plantearle uno llamado propuesto.

Al término de cada unidad Ud. encontrará un taller de ejercicios para su realización y ejercicios de auto evaluación, algunos de los cuales se los planteará para evaluarlos a distancia. Espero que resuelva las auto evaluaciones de la guía no por simple curiosidad y buscando las respuestas textuales del libro, sino como fruto de su estudio global. No se sienta solo usted puede, debe y quiere aprobar esta asignatura.



ANEXO NRO 3

EJERCICIOS RESUELTOS UNIDAD NRO 9

En esta unidad les presento ejercicios relacionados con la igualación de ecuaciones por el método del oxido – reducción y algebraico

EJERCICIO NRO 11

Igualar por el método oxido – reducción la siguiente ecuación:

Primer Método

1. Na+1 Cr+3 O2-2 + H2+1 O2-1 + Na+1 O -2H +1 Na2+1 Cr +6 O-2 + H2+1 O-2

Cr+3 -3e Cr+6

O-1 +2e O-2

2. En donde multiplicando la primera ecuación por 2 y la segunda por 3 nos queda:

2Cr+3 + O2-1 2Cr+6 + 6 O 2 –2

3. Finalmente igualamos la ecuación por tanteo.

2 Na Cr O2 + 3 H2O2 + 2 Na OH 2 Na2 CrO4 + 4 H2 O

Segundo método

a. Na Cr O2 + H2O2 + Na OH Na2 CrO4 + H2 O

1. observamos el elemento que se oxida y se reduce

Na Cr +3 O2 + H2O2-1 + Na OH Na2 Cr+6O4 + H2 O-2

El Cr se oxida en 3 unidades de valencia El O se reduce en 1x 2 = 2 unidades de valencia ( porque el oxígeno tiene un

subíndice de 2).

2. Intercambiamos las valencia el 3 colocamos al elemento que se reduce y el 2 al elemento que se oxida.

2Na Cr +3 O2 + 3 H2O2-1 + Na OH Na2 Cr+6O4 + H2 O-2





El ácido sulfúrico de laboratorio tienen una riqueza de 40% calcule la molalidad y la fracción molar.

RECUERDE QUE:

m = nro moles del soluto/ Kg solvente XA = nA/ ( nA + nB)Datos: R = 40 % Pm = 98 g / mol En 100 g de solución hay: 40 g de soluto y 60 g de agua 60 g equivalen a 0,06 Kg de aguaReemplazando: m = W / ( Pm x Kg solvente) m = 40g / ( 98g / mol x 0,06 Kg de agua) m = 6,8m del H2SO4

Para calcular la fracción molar lo hacemos de la siguiente manera:

N de moles H2SO4 = 40g / 98 g/ mol N de moles H2SO4 = 0,41 mol N de moles del H2O = 60 g / 18 g/ mol N de moles del H20 = 3,33 mol

Aplicando fórmula tenemos:

X del H2SO4 = 0,41 mol / ( 0,41 + 3,33) X del H2SO4 = 0.11 X del H2O = 3,33 mol / ( 0,41 mol + 3,33 mol) X del H2O = 0,89

Nótese que X del H2SO4 + X del H2 O = 1

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

• Identificar los principios de la teoría cinética molecular

• Explicar el comportamiento de los gases ideales

• Establecer la diferencia entre los gases ideales y los reales

• Aplicar las leyes de Charles, Boyle y Dalton para resolver problemas de presión, volumen y temperatura.

• Explicar algunas de las propiedades de las soluciones

• Determinar las concentraciones de algunas soluciones aplicando los conceptos de molalidad, normalidad y molaridad.

• Diferenciar las soluciones de los coloides según sus propiedades.

RIMER

BIMESTRE

P





CONTENIDOS

UNIDAD 7 ESTADO GASEOSO.

7.1 Introducción7.2 Generalidades de los gases7.3 Relación presión – volumen. La ley de Boyle7.4 Relación volumen – temperatura. La ley de Charles7.5 Leyes de Boyle y Charles combinada7.6 Relación presión – temperatura. Ley de Gay Luzca Taller 7.17.7 Principio de Abogador y volumen molar7.8 Ecuación de estado para los gases ideales7.9 La ecuación de estado y la masa molécular de un gas7.10 Ley de Dalton de las presiones parciales Taller 7.27.11 Presión de vapor de agua7.12 Difusión de los gases. L a ley de Graham7.13 Teoría Cinética molecular de los gases Taller 7.37.14 La licuación del aire7.15 Actividad propuesta7.16 Autoevaluación

UNIDAD 8 EL AGUA Y LAS SOLUCIONES

8.1 Introducción8.2 Las soluciones8.3 Clases de soluciones y factores de solubilidad Taller 8.18.4 Formas de expresar la concentración y sus unidades8.5 Los coloides Taller 8.28.6 Un hueco en la capa de ozono8.7 Actividad propuesta8.8 Autoevaluación

ANEXO NRO 2


EJERCICIO NRO 8.

Calcule los gramos de HCl presentes en 500 ml de un solución 1,1 M del ácido.

RECUERDE QUE:

M = n / litro de soluciónDatos: Litro de solución : 500 ml = 0,5 L M = 1,1 mol/ litro633 Pm HCl = 36,5 g/ molComo: n = W / PmReemplazando tenemos: M x litro de solución = W / PmDespejando W = (M x litro de solución x Pm) W = (1,1 mol / litro x 0,5 L x 36,5 g / mol ) W = 20,075 gHCl.

EJERCICIO NRO 9.

Una solución de HNO3 de laboratorio tiene una concentración de 65% por masa y una densidad de 1,40 g / ml. Calcule su normalidad.

RECUERDE QUE:

N = nro- eq – g del soluto / litro de soluciónDatos: R = 65 % D = 1,40 g/ ml

A partir de La densidad podemos calcular la masa por litro de solución

D = m/ vDespejando M = D x v M = 1,40 g / ml x 1000 ml = 1.400 g.Por regla de tres: En 100 g de solución hay 65 g de HNO3 En 1400g x =De donde tenemos: X = 910 g de HNO3 puro

En 1 litro de esta solución hay 910 g de HNO3. A partir de este ácido se calcula el número de equivalentes por litro de solución, el número de equivalente coincide con el número de moles. N = W/ M N = 910 / 63 = 14,44 N del HNO3.EJERCICIO NRO 10.





EJERCICIO NRO 7.

Cuál será el volumen que ocuparía 2 g de O2 A 20 º c y 728 mmHg.

RECUERDE QUE: La ecuación general de los gases es PV = n RT.Datos: W = 2 g Pm O2 = 32 g / mol T = 20 + 273 = 293 P = 728 mmHg = 0,96 atm R = es constante = 0,08206 L x atm / mol º K

Como: n = W / Pm

Reemplazando en la ecuación tenemos:

PV = (W x R x T ) / PmDespejando: V = (W x R x T ) / Pm x PReemplazando: V = (2 g x (0,08206 L Atm/ mol ºK) x 293) / (32 g / mol x 0,96

Atm) V = 1,57 Litros.

UNIDAD 7 ESTADO GASEOSO

7.1 INTRODUCCION

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir que las moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho más grandes que el diámetro real de las moléculas. Resulta entonces, que el volumen ocupado por el gas depende de la presión, temperatura y la cantidad o número de moles.

• Los gases se dejan comprimir fácilmente, razón por la cual se dice que son muy comprensibles.

• Los sólidos presentan una forma definida, mientras que los líquidos toman la forma del recipiente que los contiene y los gases tienden a expandirse indefinidamente.

• El volumen de los sólidos y líquidos es definido, mientras que los gases ocupan el volumen del recipiente que los contenga.

• Los sólidos se difunden más lentamente que los líquidos, los gases lo hacen mas rápidamente. Esta propiedad depende de la densidad del gas.

• Los gases se mezclan rápidamente. Algunos líquidos son bastante misci-bles.

• La densidad de los sólidos es alta; la de los líquidos es menor y la de los gases es bastante baja

7.2 GENERALIDADES DE LOS GASES.

Las propiedades que caracterizan a los gases se pueden explicar partiendo del principio según el cual la materia esta formada por átomos y moléculas indivi-duales, que se encuentra relativamente separadas y se encuentran en constante movimiento. La distancia de las moléculas en un gas varía con la temperatura y la presión a las cuales se someten.

DESARROLLO DEL APRENDIZAJE





PRESION

la presión se define como la fuerza por la unidad de área

P = F / A

F: Fuerza que actúa perpendicularmente a una superficieA: Área en la que está distribuida la fuerza

La presión se puede expresar en dinas/ cm2 o Newton/ m2. Esta última unidad se conoce como pascal. La presión no es uniforme en todos los sitios de la tierra, depende de la cantidad de gases presentes en la atmósfera y está a su vez es variable.

1 atmósfera = 760 mmHg = 760 torr = 1,013 Pa.(N/m2)

En los gases se distinguen tres clases de presiones:

1 Atmosférica2 Manométrica3 Absoluta

Presión atmosférica o barométrica (P.B) Es aquella que ejerce la masa gaseosa que rodea a la tierra, sobre todo lo que existe en la superficie terrestre. El valor de esta presión varía con la altitud.

La presión atmosférica se mide con el barómetro, por eso se llama Presión barométrica. La presión sobre la superficie o a nivel del mar es la unidad atmosférica de presión y se llama «Una atmósfera de presión».

Presión manométrica o presión relativa (P.m) Es la presión del gas que se manifiesta aumentando o disminuyendo el valor de la presión atmosférica del gas encerrado en un recipiente, se mide con el manómetro por eso se llama «presión manométrica».

Presión absoluta ( P. A) o normal.- Es la presión total que soporta un recipiente que contiene el gas.

TEMPERATURA

La temperatura de los gases generalmente s mide en grados centígrados (ºC). Cu8ando se usan las leyes de los gases ideales la temperatura se debe convertir a la escala absoluta o temperatura Kelvin, de acuerdo con la siguiente relación:

°K = 273 + ° C

Al disminuir la temperatura, disminuyó el volumen; cumpliéndose de esta manera la ley de Charles.

EJERCICIO NRO 5.

Un gas contiene gas a 27º C a una presión de 7000 mmHg. Calcular su presión en lib / pulg2 cuando la temperatura sube a 50º C.

RECUERDE QUE: Permaneciendo el volumen constante, las presiones y las tem-

peraturas son directamente proporcionales P2 7T2=P1/ T1

Datos: T1 = 27 + 273 = 300 P1 = 7000 mmHg T2 = 50 + 273 = 323

Por transformación: P1 = 7000 mmHg x ((14,7 lib/pulg2 ) / 760 mmHg) = 135,39 lib/pulg2

Despejando: P2 = ( P1 x T2 ) / T1 P2 = (135,39 lib/pulg2 x 323) / 300 P2 = 145,77 lib / pulg2.

De acuerdo con la ley de Gay – Lussac, al aumentar la temperatura debe también aumen-tar la presión.

EJERCICIO NRO 6.

Calcular el peso molecular de un gas si 455 cm3 del gas en CN, pesa2,48 g.

RECUERDE QUE:

Un mol de una sustancia cualquiera siempre ocupa un volumen de 22,4 litros.

Datos: V = 455 cm3 equivalen a 0,455 L W = 2,48 g Así como 22,4 litros es una constante que se emplea para

calcular el peso de sustancias en condiciones normales, así también, el peso molecular de una sustancia es constante para ese compuesto; por lo tanto:

0,455 L de la sustancia pesan 2,48 g 22,4 L / mol x = g / molDe donde : X = 122 g / mol, por regla de tres simple.

El gas tiene un peso molecular de 122 g / mol.





h agua = (200 cm) ( 0,793 g / cm3) / ( 1 g / cm3) h agua = 158, 6 cm

EJERCICIO NRO 3.

Una muestra de hidrógeno gaseoso ocupa un volumen de 400 ml a una presión de 760 mmHg. ¿Cuál es el volumen de la muestra a una presión de 740 mmHG, si la temperatura permanece constante?

RECUERDE QUE:

P1. V1 = P2 . V2Datos: V1 = 400 ml

P1 760 mmHgP2 = 740 mmHg

Despejando tenemos: V2 = P1. V1 / P2Reemplazando: V2 = ( 760 mmHg x 400 ml) / ( 740 mmHg)

V2 =410, 81 ml

EJERCICIO NRO 4.

Una masa gaseosa ocupa un volumen de 0,2 litros a 212 º F, hallar el volumen que ocu-pará en pies3 a 0o C.

RECUERDE QUE: Permaneciendo constante la presión el volumen es directamente

proporcional con la temperatura V2/T2 =V1/ T1 En la resolución de problemas debe trabajarse con la tempera-

tura absoluta. 1 m3 = 35,35 pie3 = 1000LitrosDatos: V2 = 0,2 litros T2 = 2120F T1 = 00 C

Trabajando con temperaturas absolutas:

T2 = 2120F equivalen al unto de ebullición es decir 1000 C T2 =100 + 273 = 373 T1 = 0 + 273 = 273Por regla de tres: 0,2 litro equivalen a 0,00707 pie3

Despejando V2 tenemos: V1 = (V2x T1) / T2 V2 = (=,000707 pie3 x 273) / 373 V2 = 0,0052 pie3.

DENSIDAD Y CANTIDAD DE MATERIA DE LOS GASES

La densidad se expresa como la relación entre la mas y el volumen.

Generalmente se expresa en g/ cm3; para los gases se acostumbra indicarlo en g / L o Kg/L. La masa en un gas se expresa en gramos o el número de moles

7.3 RELACIÓN PRESIÓN VOLUMEN. LEY DE BOYLE.

Relaciona los cambios de volumen debidos a cambios de presión cuando la temperatura es constante, se pede expresar:

En donde P es la presión; V el volumen y K es una constante, un número que no cambia y es característico de los gases.

Este producto se puede expresar como V = K/P y significa que el volumen de una can-tidad fija de gas a una temperatura constante es inversamente proporcional a la presión ejercida sobre él..

Cuando se analiza el comportamiento de los gases, es necesario considerar el volumen como mínimo de dos momentos.

En un momento 1 se tiene un volumen 1 (V1) a una presión 1(P1), a una temperatura 1 (T1), constante; y en un momento 2 se tiene un volumen 2 (V2), a una presión 2 (P2) a la misma temperatura constante. Según la relación P.V = K tenemos :

7.4 RELACIÓN VOLUMEN TEMPERATURA. LEY DE CHARLES

Relaciona los cambios de volumen debidos a cambios de temperatura cuando la presión

es constante se expresa de la siguiente manera:

D = W / V

P. V = K

P1. V1 = P2.V2

V = K .T





La ley de charles establece una relación de proporcionalidad directa entre el volumen de un gas y el cambio de temperatura en la escala kelvin, siempre y cuando la presión y la cantidad de gas se mantengan fijas.

Matemáticamente se expresa así: K = V/ T

Para T1 se tendrá V1, y para una T2 se tendrá V2; K es una constante entonces tendremos:

7.5 LEYES DE BOYLE Y CHARLES COMBINADA.

La ecuación combinada se deriva de las leyes de Boyle y de Charles, expresadas como: P1.V1 = P2.V2; y V1/V2 = T1/T2; por igualación obtendremos:

La misma que se conoce como la ecuación combinada de los gases.

7.6 RELACION PRESIÓN – TEMPERATURA. LA LEY DE GAY LUSSAC.

La ley de Gay Lussac relaciona cambios de presión debidos a cambios de temperatura cuando el volumen es constante se expresa de la siguiente manera:

Y significa que la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura.

Revisar Taller 7.1 dl texto guía página 167

7.7 PRINCIPIO DE AVOGADRO Y VOLUMEN MOLAR

El principio de Avogadro establece que en condiciones normales el volumen de un mol de un gas es de 22,4 litros.

El volumen molar es de 22,4 litros; se interpreta como el volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales, es decir a 273ºK y a 1 atmósfera de presión.

V1 / T1 = V2 / T2

V1 . P1 / T1 = V2 . P2 / T2

P1 / P2 = T1 / T2

ANEXO NRO 1


EJERCICIO NRO 1.

Un manómetro indica 42 lib / pulg2 en un tanque de aire comprimido. A cuántas pulgadas de mercurio corresponde la presión absoluta?.

RECUERDE QUE :

1atm equivale a 29,8 pulg de Hg 1 atm equivale a 14,7 lib/ pulg2

la presión final debe ser absolutaDato: P = 42 lib / Pulg2

Por transformación : 42 lib/ pulg2 x 1 atm / (14,7 lib/ pulg2) x (29,8 pulg de Hg) / 1 atmTenemos: 85,14 pulg de HgComo está es una presión relativa, se hace necesario transformarla a presión absoluta, por lo tanto tenemos que sumarle la presión atmosférica del lugar. Cómo este dato no se indica en el problema, consideramos la presión atmosférica normal que es 1 atm.

P = 85 pulg. de Hg + 29,8 pulg. de HgP = 114,94 pulg. de Hg.

EJERCICIO NRO 2.

Qué altura de agua se requiere para equilibrar una columna de 2m de alcohol cuya den-sidad es 0,793 g / cm3.

RECUERDE QUE:

La presión que ejerce una sustancia se la puede calcular me-diante la siguiente fórmula: P = H x D

Datos: Altura de alcohol = 2 m D del alcohol = 0,793 g/cm3

D del agua = 1 g/ cm3

Por transformación: H de alcohol = 2m x (100cm)/ 1m = 200 cmPor fórmula: P alcohol = h alcohol x D alcohol P agua = h agua x D agua

Por igualación de ecuaciones y despejando tenemos:

h alcohol x D alcohol = h agua x D agua h agua = h alcohol x D alcohol / D agua



7.8 ECUACIÓN DE ESTADO PARA LOS GASES IDEALES

La ecuación de estado se deriva de las leyes de Boyle, Charles y el principio de Avogadro, según las cuales se expresa:

V _ 1/P ( n, T son constantes) V _ T ( n, P son constants) V _ n ( P, T son constantes)

Se tiene que V _ Tn /P; esta proporcionalidad se puede expresar en forma de igualdad, así:

En donde R es la constante de los gases ideales y tiene un valor de 0,82 atm. Litros / mol K.

7. 9 LA ECUACIÓN DE ESTADO Y LA MASA MOLECULAR DE UN GAS

Como la ecuación de estado relaciona el número de moles n, y la masa molecular es la masa de un mol de gas, entonces también es posible hallar la masa molecular de un gas a partir de la siguiente ecuación:

En donde W es la masa y Pm es la masa molecular de un gas. En la ecuación de estado también se puede relacionar la masa molecular con la densidad.

Revisar Taller 7.2, del texto básico página 174.

7.10 LEY DE DALTON O DE LA PRESIONES PARCIALES.

John Dalton, al trabajar con mezclas de gases, pudo observar que cada uno se comportaba independientemente. Además observó que la presión total ejercida por la mezcla de gases era igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales.

Se entiende por presión parcial la presión que ejerce un gas, si fuese el único en el reci-piente. Esta ley cumplen la mayoría de los gases siempre y cuando no reaccionen.

PV = nRT

PV = (W /Pm) RT

PT = P1 + P2 + P3



7.11 PRESIÓN DE VAPOR DE AGUA.

La presión que ejerce un gas recogido sobre el agua es igual a la presión atmosférica menos la presión de vapor del agua a esa temperatura; expresada así :

7.12 DIFUSION DE LOS GASES. LEY DE GRAHAM.

El químico inglés Thomas Graham, en 1829, reportó sus investigaciones acerca de la difusión de los gases.

Graham observó que las moléculas de los gases mas livianos se difunden más rápida-mente que las moléculas de los gases más pesados. Así por ejemplo el H2 se difunde más rápidamente que el O2.Con base a estas observaciones se formuló el principio de difusión de los gases en los siguientes términos: La velocidad de difusión de los gases varía en razón inversa a la raíz cuadrada de sus densidades.

La ley de Graham para la difusión de los gases, establece que la velocidad de difusión depende la masa de los gases así tenemos:

v1 / v2 = √d2 / √d1

De donde: V1 es la velocidad de un gas 1 V2 es la velocidad de un gas 2 d1 densidad de un gas 1 d2 densidad de un gas 2

7.13 TEORIA CINÉTICA MOLECULAR DE LOS GASES.

El comportamiento d un gas ideal se apoya en los siguientes tres supuestos básicos de la teoría cinética molecular:

1. Los gases están formados por pequeñas partículas esféricas, cuyo tamaño es muy reducido comparado con la distancia que hay entre ellas. La mayor parte ocupada por un gas es espacio vacío.

2. Las partículas que forman los gases se encuentran en continuo movimiento en línea recta y al azar.

3. La energía cinética media de las moléculas del gas es proporcional a la temperatura absoluta.

P.gas = P. Atmosférica - P. v H2O

Anexos

El presente material ha sido reproducido con fines ne-tamente didácticos, cuyo objetivo es brindar al estu-diante mayores elementos de juicio para la compren-sión de la materia, por lo tanto no tiene fin comercial



La teoría cinética se presenta como postulados válidos para los gases ideales en los gases reales, las moléculas no son totalmente independientes, tienen un volumen propio la incorporación de estos dos postulados a una ecuación de estado conduce a la ecuación de Van der Walls.

LOS GASES REALES Y LA TEORIA CINÉTICA MOLECULAR.

Un gas que posea todas las propiedades descritas en la teoría cinética molecular se llama gas ideal

La ley de los gases ideales predice con bastante exactitud el comportamiento de muchos gases ordinarios; sin embargo al estudiar la ley de Boyle, estudios realizados acerca del comportamiento llevan a la formulación de algunas observaciones que contradicen lo expresado en la ley:

• Las moléculas de un gas no son masas al extremo diminutas, aunque su volumen es pequeño comparado con el del recipiente

• Las partículas de un gas, contrario a lo formulado en la teoría, presenta fuerzas de atracción entre sí.

El físico Van der Walls experimentó con la presión, volumen y temperatura de los gases, logró demostrar que cuando se comprime un gas, con cierta presión el volumen se reduce un poco más de lo esperado por la ecuación de estado, PV = nRT.

Van der Walls explicó dicho comportamiento debido a que las moléculas, al aproximarse unas a otras, ejercen entre cierta atracción, generada por las cargas positivas del núcleo de una molécula frente a las cargas negativas de los electrones de otra molécula.

A fin de tener en cuenta las desviaciones de los gases reales del comportamiento ideal, predicho por la ley de Boyle y la ecuación de estado van der Walls propuso modificar la ecuación así:

En esta ecuación a y b son valores constantes determinados experimentalmente para cada gas en particular.

Revisar Taller 7.3 del texto básico, página 181.

7.1 LICUACION DEL AIRE.

Realice lectura del tema en el texto básico. Página 185.

(P + (an2 / V2))(V - nb) = nRT





7.15 ACTIVIDAD PROPUESTA

Luego de estudiar el contenido de la unidad 7 del texto guía, desarrolle las siguientes actividades:

1. ¿A cuántos milímetros de mercurio equivalen 2,5 atmósferas?

2. ¿A cuántos Pascales equivalen 1520 mmHg?.

3. ¿Qué se mide con la temperatura?

4. ¿Qué se mide con la densidad?

5. ¿Con qué cociente calcula el número de moles en determinado número de gramos de una sustancia?

6. ¿Porqué la expresión PxV = K no se cumple con exactitud?

7. ¿Qué variable considera la ley de Boyle sobre los gases?

8. ¿Cuál es la diferencia entre un gas real y un ideal?

9. ¿Cómo debe permanecer la temperatura para que se cumpla la ley de boyle?

10. ¿Qué relación mantienen las magnitudes en la leyes combinadas de Boyle y Charles?

11. ¿Cuál es la ecuación que expresa la unión de las dos leyes en estudio?

12. ¿En qué circunstancias vivénciales se puede observar la vigencia de las dos leyes?

13. ¿ Qué relación guarda la temperatura y la presión cuando el volumen permanece constante?

14. ¿Porqué un balón de futbol bien inflado, puesto al sol, tiende a reventarse?

15. ¿A cuánto equivale el cero absoluto?

16. ¿Qué ocurre con las partículas de un gas encerrado en cilindro de hierro, que recibe un incremento en su temperatura y por ende en la del gas?

17. ¿Qué diferencia existe entre el número de moles y moléculas?

18. ¿En que valores se establece las condiciones normales de un gas?

19. ¿Qué leyes y principios intervienen en la ecuación de estado?

20. ¿Qué expresa la ley de Daltón?

21. ¿De qué depende la velocidad de difusión de un gas?

22. ¿Cuáles son en síntesis los tres supuestos básicos de la teoría cinética molecular?

Reacción química:� Cual a partir de una o más sustancias se originan otra u otras distintas a las iniciales:. En una reacción química los átomos de los elementos o compuestos químicos iniciales son los mis-mos que los átomos de los elementos químicos finales, pero la reordenación de los átomos iniciales y finales de dichos.

Reacciones de óxido reducción

Son aquellas en las cuales unos reactantes ganan electrones, y otros los pierden. En ellas debe existir un cambio en el estado de oxidación de algunos elementos o todos los elementos de los compuestos reaccionantes.

Solubilidad Cantidad de una sustancia que se disuelve en una cantidad específica de disolución saturada a una presión y temperatu-ra dada.

Solución Mezcla homogénea formada por soluto en una pequeña can-tidad de solvente.

Solución concentrada Aquélla que contiene muy poca cantidad de soluto en una gran cantidad de solvente.

Soluciñon diluida Solución que contiene una concentración menor de soluto que una solución saturada a temperatura dada.

Solución no saturada Las relaciones entre número mínimo de moles entre reacti-vos y productos de las reacciones químicas..

Solución saturada Es la máxima cantidad de soluto que a presión y temperatura determinada se disuleve en una cantidad dada de solvente.

Solución sobresaturada Solución que contiene mayor concentración de soluto que una solución saturada a temperatura dada.

Soluto Es aquel componente de una solución que se encuentra en menor cantidad y corresponde al componente que se disuelve en el solvente.





GLOSARIO

Agente Oxidante Especie que produce oxidación, lo que quiere decir que hace que otra especie pierda electrones.

Agente reductor Especie que libera electrones, con lo cual hace posible que la otra especie que los gane reduce su estado de oxidación.

Catalizador Sustancia química que permite acelerar o retardar una reac-ción química sin experimentar cambio después de ello.

Coloi de Mezcla que contiene macro partículas que son lo bastante pe-queñas como para permanecer en suspensión.

Concentración de una solución

Relación entre la cantidad de soluto y solvente de una solu-ción.

Ecuación Química Es la representación formal de una reacción química en tér-minos de símbolos de los elementos y fórmulas de los com-puestos involucrados en una transformación química.

Estequiometría Las relaciones entre número mínimo de moles entre reacti-vos y productos de las reacciones químicas..

Estado de oxidación o número de oxidación

Número de cargas que tendrían un átimo con una moléculas (o en un compuessto iónico) si los electrones fueran transfe-ridos completamente.

Estado gaseoso Estado de la materia que no posee volumen ni forma fija.

Fuerzas de van der Waals Fuerza de atracción entre móleculas apolares o poco polares.

Hidrólisis Es un proceso mediante el cual se descompone el agua en sus elementos constituyentes hodrógeno y oxígeno, por acción de la corriente eléctrica, o se rompe una molécula por la ac-ción del agua.

Ión Átomo o molécula cargada que ha perdido o ganado electrones.

Mol Unidad utlizada en química, que corresponde a la cantidad de: átomos, iones, moléculas, electrones, protones u otras en-tidades específicas cuyo valor es 6 * 10 23 unidades.

Molécula Unión de 2 o más átomo que pueden ser iguales o distintos Ej. H2 y H2O.

Oxidación Proceso en el cual se liberan electrones.

Productos Sustancias finales que se forman en una reacción química.

Propiedades químicas Propiedades que determina aspectos de la materia sin cam-bio en la composición de ella.

Propiedades físicas Propiedades que determina aspectos de la materia con cam-bio en la composición de ella.

Reacción endotérmica Reacción que absorbe energía del medio ambiente.

Reacción exotérmica Reacción que libera energía al medio ambiente.

ESCRIBA (V) O (F) SEGÚN SEA VERDADERO O FALSO

1. ( ) Las partículas en los gases tienen mayor poder de movimiento.

2. ( ) La presión atmosférica es uniforme en todos los lugares de nuestro planeta.

3. ( ) En la ley de Boyle, la presión actúa como un valor constante?

4. ( ) La presión y el volumen de un gas son magnitudes inversas y proporciona-les.

5. ( ) La presión es la fuerza por unidad de volumen

6. ( ) A la temperatura absoluta de –273º C el volumen de un gas es nulo.

7. ( ) El volumen de una cantidad fija de gas, guarda proporción directa con la temperatura e inversa con la presión.

8. ( ) La presión de vapor de agua varía en forma directamente proporcional con la temperatura

SELECCIONE ENCERRANDO LA LETRA QUE ANTECEDE A LA RESPUESTA CORRECTA PARA CADA ENUNCIADO

9. La compresión intramolecular de los gases es:

a. alta b. mediana c. baja

10. 22.8 en pascales equivalen a:

a. 2 b. 3 c. 4

11. La presión atmosférica se mide con el:

a. pluviómetro b. termómetro c. barómetro

AUTOEVALUACIÓN





12. Al sumar 273 al valor de los grados centígrados, obtenemos un valor en grados:

a. Reammur b. Kelvin c. Fahrenheit

13. 20 0C en grados Kelvin equivalen a:

a. 293 b. 273 c. 32

14. En condiciones normales el volumen molar en litros de un gas es de:

a. 6,023 b. 16 c. 22.4

15. La densidad más alta corresponde al:

a. oxígeno b. etanol c. aire

16. Una atmósfera tiene una valencia que no le corresponde:

a. 780 torr b. 760 mmHg c. 1,013 x 103 Pascales

UNIDAD 8 EL AGUA Y LAS SOLUCIONES.

8.1 INTRODUCCIÓN

El agua es la sustancia más difundida sobre la tierra. Si seguimos los pasos del ciclo del agua, comprobaremos que esta sustancia es la que más se intercambia entre el ambiente y los seres vivos. Es imprescindible para la mayoría de las funciones corporales y uno de los alimentos más importantes. Además, todos los alimentos contienen agua.

8.2 LAS SOLUCIONES

Las soluciones son mezclas homogéneas de uno o varios solutos en un solvente. Por ejemplo si agregas al agua azúcar, tendrás una solución de agua azucarada; en donde el azúcar es el soluto y el agua el solvente.

SOLUCIONARIO

A Continuación le presento las respuestas de las auto evaluaciones que se han presentado en cada unidad.

ENUNCIADO NRO UNIDAD 7 UNIDAD 8 UNIDAD 9 UNIDAD 10

1 (V) (V) (V) (V)

2 (F) (F) (F) (F)

3 (F) (V) (V) (V)

4 (F) (V) (V) (V)

5 (F) (F) (V) (F)

6 (V) (V) (V) b

7 (V) (V) (V) b

8 (V) (V) (V) c

9 a a (F) a

10 b c (V) a

11 c b a

12 b a c

13 a b

14 c a

15 b b

16 a

17

18

19





7. Si al combinar H2 y Cl2 para obtener HCl sobra Cl2; el reactivo limitante es:

a. H2 b. Cl2 c. HCl

8. De acuerdo a la ecuación : Fe + O2 Fe2O3 qu deberá igualarse, para obtener 2 moles de trióxido de hierro se precisan de las siguientes moles de oxígeno

a. 1 b. 2 c. 3

9. El factor de conversión para calcular los gramos de Al requeridos para producir 0,4 moles de H2 es el siguientes:

a. 27 g Al / 1 mol b. 1 mol Al / 27 g Al c. 1 mol H2 / 1 mol Al

10. Según la ecuación : Mg + 2 HCl Mg Cl2 + H2 cn 8 moles de HCl se pueden ob-tener la siguiente cantidad de gramos de hidrógeno en forma muy aproximada:

a. 8 g b. 4 g c. 1g

Las soluciones se clasifican según su estado físico; condición eléctrica y cantidad de so-luto.

Según el estado físico pueden ser sólidas, líquidas y gaseososSegún la condición eléctrica como conductoras llamadas electrolíticas y no conductoras llamadas no electrolíticas.Según la cantidad de soluto en saturadas, insaturadas y sobresaturadas.

8.3 CLASES DE SOLUCIONES Y FACTORES DE SOLUBILIDAD

De los tres estados de la materia, por lo menos teóricamente existen nueve tipos de solu-ciones con base en su estado físico. Véase tabla 8.1 del texto básico clases de soluciones según el estado físico.

Solubilidad Es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de solvente a una temperatura previamente establecida. Generalmente la solubilidad de una sustancia se expresa n gramos de soluto por cada 100 gramos de disolvente.

El proceso de solubilidad. Cuando un sólido iónico se pone en contacto con el agua, los iones que lo forman se separan, puesto que las moléculas del agua son polares, los cationes son rodeados por los polos negativos del agua y los aniones son rodeados por los polos positivos. Observar figura 8.2 página 191.

El proceso de solubilidad frecuentemente esta asociado con absorción o emisión de calor, por lo tanto hay procesos de solubilidad endotérmicos y exotérmicos.

Factores de solubilidad Un factor determinante de la solubilidad es la naturaleza del soluto y del solvente; la temperatura y la presión también influyen en la solubilidad de una sustancia

Temperatura la temperatura afecta la rapidez y el grado de solubilidad. Cuando el soluto es un gas, al aumentar la temperatura la solubilidad disminuye, ya que las moléculas del gas se escapan de la solución.

Presión El efecto de la variación de la presión es nulo sobre la solubilidad de sólidos y líquidos, pero es grande sobre la solubilidad de los gases.

Solución saturada Se dice que una solución esta saturada cuando a una temperatura determinada en una cantidad dada de solvente se tiene disuelta la máxima cantidad de soluto.

Solución Insaturada Cuando a una temperatura determinada en una cantidad dada de solvente se tiene disuelto menos soluto del que se puede disolver.

Solución sobresaturada A una temperatura dada tienen disuelta una cantidad mayor de soluto.

Soluciones diluidas y soluciones concentradas Cuando se trata de comparar cu-alitativamente varias soluciones del mismo soluto en el mismo disolvente, se emplean





las expresiones soluciones diluidas y soluciones concentradas para indicar que unas tienen más soluto que otras en la misma cantidad de solvente.

Revisar Taller 8.1 del texto guía página 194.

8.4 FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN Y SUS UNIDADES

Las unidades físicas de concentración son: porcentaje peso a peso; % peso a volumen; % volumen a volumen; partes por millón.

Las unidades químicas de concentración son: molaridad (M), pesos equivalente (eq); normalidad (N), molalidad (m), y fracción molar (x). Revise diagrama 8.4 Unidades de concentración del texto básico.

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN

Porcentaje peso a peso

Describe la cantidad de gramos de soluto en 100 gramos de solución:

% de solvente = (gramos de solvente / gramos de disolución) x 100

Por ejemplo;

¿Cuál es el porcentaje de soluto y de solvente en un solución de KOH que se prepara adicionando 2 gramos de KOH a 20 gramos de agua?

% soluto = (2gramos KOH / 2 gramos KOH + 20 gramos de H2O) x 100 % soluto = 9 % % de solvente = ( 20gramos/ 2 gramos + 20 gramos) x 100 % solvente = 91 %

Porcentaje peso – volumen

Es una forma de expresar los gramos de soluto que existen en un volumen de 100 ml de solu-ción.

% de masa = a fracción de masa x 100

% soluto = (gramos de soluto / gramos de solución) x 100

3. ¿Qué indican los coeficientes y los subíndices en los compuestos de una ecuación estequimétrica?

4. ¿Cuántas moléculas de CO2 se forman con los reactivos: C + O2?

5. ¿Cuántos gramos de NH3 se obtienen con los siguientes reactivos : 3H2 + N2?

6. ¿ Cuántos gramos de Fe se combinan con 3º2 para dar como resultado 2Fe2O3?

7. En la reacción anterior. ¿Cuántas moléculas de Fe se necesitan para oxidar 4 átomos de hierro?

8. ¿En qué parte del factor de conversión se escribe lo que se requiere?

9. ¿Cuál es el resultado de la siguiente operación con factor de conversión?

mol CaCo3 x (1mol CO2) / (1 mol CaCO3) = ..................

10. ¿Qué constituye la razón molar en la solución de un problema estequimétrico?

ESCRIBA UNA (V) O UNA (F) SEGÚN SEA EL ENUNIADO VERDADERO O FALSO

1. ( ) El reactivo límite es el que determina la cantidad máxima de un producto a obte-nerse.

2. ( ) El rendimiento teórico en base a una ecuación química se determina experi-mentalmente

3. ( ) Una ecuación es considerada estequiométrica cuando a ambos lados existen el mismo número de átomos.

4. ( ) Las ecuaciones químicas suponen combinación de sustancias puras

5. ( ) Las primeras moléculas de oxígeno aparecieron en el aire.

SELECCIONE ENCERRANDO LA LETRA QUE ESTA ANTES D LA RESPUESTA CORRECTA DE CADA ENUNCIADO

6. En la ecuación de combustión del metano Ch4 + 2O2 CO2 + 2H2O. Un mol de metano da lugar a la siguiente cantidad de moles de agua.

a. 1b. 2c. 3

AUTOEVALUACIÓN





1mol CO2 / 2 moles de H2O ; 1mol CH4 / 1 mol CO2; 2moles O2 / 2moles de H2O

Revisar Taller 10.2 del texto básico.

10.4 REACTIVO LIMITE

Es el que determina la cantidad máxima de un producto que se puede obtener a partir de una mezcla de reactivos

10. 5 RENDIMIENTO TEORICO Y RENDIMIENTO REAL

El rendimiento puede ser teórico y real . El rendimiento teórico corresponde a la máxi-ma cantidad de un producto que se puede obtener a partir de una cantidad del reactivo límite.

El rendimiento real se determina experimentalmente y es la cantidad de un producto que se obtiene a partir de una cantidad del reactivo límite.

10.6 RENDIMIENTO Y PUREZA

Están estrechamente relacionados si un reactivo es puro se puede calcular el rendimien-to; si el reactivo no es puro se requiere calcular la cantidad de reactivo puro, ya que las ecuaciones químicas suponen combinación de sustancias puras.

En la práctica las reacciones químicas no siempre dan la cantidad de producto calculado teóricamente. El rendimiento de una reacción es la relación entre la cantidad de producto obtenido y la cantidad de producto esperado según la ecuación estequiométrica.

% rendimiento = rendimiento real / rendimiento teórico x ( 100)

10.7 ORIGEN DEL OXIGENO EN LA ATMÓSFERA

Realice la lectura el origen del oxígeno en la atmósfera del texto guía página 266.


1. ¿Cómo debe estar una ecuación química al momento de resolver problemas?

2. ¿Por qué las cargas eléctricas a cada lado de una ecuación química deben ser equi-valentes?

Por ejemplo:

¿Cuál es el porcentaje de una solución de NaOH si en 60 mililitros de ella hay 3 gramos de NaOH?

% soluto = (3 gramos / 60 ml) x 100 % soluto = 5 %

Porcentaje volumen – volumen

Se expresar para concentraciones de líquidos y expresa el volumen de un soluto en un volumen de 100 mililitros de disolución.

Por ejemplo:

¿Cuál es el % de soluto de una solución que contiene 3 mililitros de metanol en 220 mi-lilitros de agua.

Mililitros de disolución = 3 ml + 220 ml Mililitros de disolución = 223 ml % volumen de soluto = (3 ml / 223 ml) x 100 % volumen de soluto = 1,34 %

Partes por millón

Para hablar de soluciones muy diluidas se emplean las partes por millón. Significa partes de soluto por cada millón de partes de solución.

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN.

Molaridad

La molalidad corresponde al número de moles de soluto por cada litro de solución. Se la representa con la letra M.

% soluto = (gramos de soluto / milimetros de solución) x 100

% volumen = (milimetros de soluto / milimetros de disolución) x 100

Ppm = mg de soluto / Kg. de solución





Ejemplo:

¿Cuál es la Molalidad de una solución que tiene 0,4 moles de NH3 en 750 ml de solu-ción.

M = 0,4 moles / 0,75 Litros de solución M = 0.53 M de NH3

Peso equivalente

El peso equivalente depende del tipo de reacción que se considere, y se plantea de tal manera que un equivalente de un reactivo se combine exactamente con un equivalente de otro. Se representa por eq.

1 equivalente = peso molecular / C

Donde C depende de la clase de reacción.

En las reacciones redox C es el número de electrones tomados o liberados por la sustancia y coincide por el número de eq para la misma especia.

Ejemplo:

¿Calcule el peso de un equivalente del ClNa.?

El estado de oxidación del Na es 1 por tanto tenemos:

1eq NaCl = 58,5 g / 1 eq peso de 1 eq = 58, 5 gramos de NaCl

Normalidad

Se representa por N y se define como el número de equivalente gramos de soluto / litro de solución.

Fracción molar

Se denomina fracción molar al cociente entre el número de moles de un componente de una

mezcla y el número total de moles de todos los componentes. Se la representa por X.

M = moles de soluto / litro de solución

N = Nro. Equivalente - gramo de soluto / L. De solución

14. En el KClO3 el Cl tiene número de oxidación equivalente a :

a. 5 b. 7 c. 1

15. La especie química que n una reacción pierde electrones se le llama agente:

a. oxidante b. reductor c. catalizador

UNIDAD 10 INTERPRETACIÓN DE LAS ECUACIONES BALANCEADAS ESTEQUIOMETRÍA

10.1 INTRODUCCIÓN

Las ecuaciones balanceadas son la base para realizar cálculos y resolver ejercicios numéri-cos acerca de cantidades de productos que pueden obtenerse a partir de una cantidad dada de reactivos. Cada símbolo y cada fórmula en una ecuación significa una cantidad específica de elementos y compuestos.

10.2 FORMAS DE INTERPRETAR ECUACIONES ESTEQUIOMETRÍCAS

Los cálculos requieren saber interpretar cuantitativamente las ecuaciones en términos de número de moles y número de gramos. Cuando en las reacciones están involucrados los gases, los cálculos estequiométricos implican también relaciones de volumen.

10.3 CONCEPTO DE RAZÓN MOLAR

La razón molar relaciona una cantidad nueva, que se requiere con una cantidad dada y se puede generalizar así:

Cantidades y unidades dadas (x) factor de conversión = cantidad y unidades requeridas

Así tenemos la ecuación : CH4 +2 O2 CO2 + 2 H2O, se puede relacionar los moles de los reactivos entre sí, los moles de los reactivos con los moles de los productos usando los coeficientes de la ecuación. También se pueden relacionar los moles de los productos entre sí.





ESCRIBA (V) O (F) SEGÚN SEA VERDADERO O FALSO EL ENUNCIADO

1. ( ) Las reacciones químicas solamente se dan en el laboratorio.

2. ( ) En una ecuación química la cantidad de átomos es equivalente en ambos miembros.

3. ( ) Reacción y ecuación químicas, representan la misma magnitud.

4. ( ) Un triángulo pequeño en una ecuación química significa generación de calor.

5. ( ) La reacción BaO + SO3 BaSO4 es redox

6. ( ) Las ecuaciones estequiometrícas son las no balanceadas

7. ( ) La reducción en procesos de igualación de ecuaciones químicas se le llama reducción.

8. ( ) En la ecuación: H2 + O2, el hidrógeno se oxida y el oxígeno se reduce.

9. ( ) En una ecuación química, un aumenta su oxidación cuando gana elec-trones.

10. ( ) El CF2Cl2 destruye la capa de ozono

ENCIERRE LA LETRA QUE SE ENCUENTRA ANTES DE LA RESPUESTA CORRECTA PARA CADA ENUNCIADO.

11. Una flecha en dirección descendente, en una ecuación química significa:

a. precipitadob. desprendimientoc. catalizador

12. El elemento que desplaza con mayor facilidad al hidrógeno del HCl es :

a. Agb. Pbc. Na

13. La reacción HCl + FeS Fe Cl2 + H2S es de:

a. desplazamientob. doble desplazamientoc. descomposición

AUTOEVALUACIÓN

Molalidad

La molalidad de una solución esta definida por el número de moles por Kg. De soluto . Esta unidad se representa por m y es independiente de la temperatura.

Ejemplo:

Calcule la molalidad de 0,3 moles de HCl en 0,1 Kg de agua.

m = 0,3 moles de HCl / 0,1 Kg. De H2O m = 1m

8.5 LOS COLOIDES

Se define a los coloides como sustancias que cristalizan difícilmente, se difunden muy lentamente y no dializan, se presentan generalmente en estado amorfo o gelatinoso.

Los coloides se clasifican en soles, geles, aerosoles y emulsiones. Obsérvese tabla 8.3 Tipos de coloides.

Realice el Taller 8.2 del texto básico, página 208.

8.5 UN HUECO EN LA CAPA DE OZONO.

Realice lectura un hueco en la capa de ozono; página 212 del texto básico.


1. ¿Cuál es el compuesto más abundante de la naturaleza?

2. ¿Cuáles son los agentes causantes de la contaminación del agua.?

XA (solvente) = na / nA + nB

XB (solvente) = nB / nA + nB

m = Nro de moles soluto / K. de solvente





3. ¿Cómo se produce la lluvia ácida?

4. ¿ Qué tipo de partículas tiene una solución?

5. ¿Cómo se llama la sustancia que se disuelve?

6. ¿Qué sustancia de la solución se halla en menor cantidad?

7. ¿Cómo se clasifican las soluciones en relación a su estado físico?

8. ¿Cómo se clasifican las soluciones en relación con la cantidad de soluto?

9. ¿Qué entiende por solubilidad?

10. ¿Cuáles son los cuatro factores de los cuales depende la solubilidad?

11. ¿Qué es una solución saturada?

12. ¿Qué entiende por una solución insaturada?

13. ¿Qué son las soluciones diluidas y concentradas?

14. ¿Por qué la solución de alcohol en agua no es equivalente en volumen a la suma de las sustancias por separado?

15. ¿Cómo se conceptualiza a la molaridad y cuál es su fórmula?

16. ¿Qué unidad química de concentración utiliza pesos equivalentes?

17. ¿Qué entiende por normalidad, fracción molar y molalidad?

ESCRIBA (V) O (F) SEGÚN CORRESPONDA EL ENUNCIADO

1. ( ) La solución es una mezcla homogénea, de dos o más componentes.

2. ( ) La solubilidad es la cantidad mínima de soluto que puede disolverse en una cantidad de solvente.

3. ( ) El factor determinante de la solubilidad es la naturaleza del soluto y solven-te.

4. ( ) La temperatura afecta la rapidez y el grado de solubilidad.

5. ( ) El efecto de la presión es grande en la solubilidad de sólidos y líquidos.

AUTOEVALUACIÓN

5. ¿Porqué una ecuación puede tener dos flechas en sentido contrario?

6. ¿Cómo se llaman las sustancias que participan en la reacción y las que se forman?

7. ¿Cuáles son los estados gaseosos en los que se hallan los siguientes compuestos químicos de la ecuación siguiente?. Escriba debajo de cada sustancia.

K + H2o H2 + KOH

8. ¿Qu´e significado tieen un compuesto químico sobre una flecha en la ecuación química?

9. ¿Cómo se consideran las reacciones de descomposición en relación con las de sín-tesis?

10. ¿ Qué tipo de ecuación es la siguiente y por qué? Zn + HCl ZnCl2 + H2

11. ¿Cómo se llaman las reacciones, en las cuáles se intercambian los iones positivo y negativo para formar compuestos?

12. Qué tipo de reacción ocurre, cuando se aplica corriente eléctrica al agua?

13. Ordene de menor a mayor grado de reactividad de los siguientes elementos quími-cos:

Zn – Fe – Hg – Na – K – Au – Mg

14. ¿En la reacción de descomposición térmica del clorato de potasio : 2KClO3

2KCl + 3 O2 en qué valores cambia las valencias +5 y –2 del Cl y O?

15. ¿En la ecuación CaCO3 CO2 + CaO no existe cambio de oxidación?

16. Porqué en la reacción Hg + H2SO4 no hay productos

17. ¿Cuándo se dice que ha sucedido una reacción química?

18. ¿Cuándo se dice que una ecuación cumple con la ley de la masa?

19. ¿Cuándo se dice que la ecuación está de acuerdo con la experiencia?

20. Porqué la suma de las cargas eléctricas de un compuesto químico es igual acero?





BALANCE DE ECUACIONES POR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN

Es el método más importante para ajustar ecuaciones, que todo estudiante a de esforzarse por dominar. A continuación se dan algunos pasos generales para balancear ecuaciones mediante este método.

1. Al escribir la ecuación sin balancear es necesario tener presente que las fórmulas estén bien.

2. Asignar a todos su valor de oxidación.

3. Determinar y escribir las dos semireacciones con los átomos de los elementos que varíen su estado.

4. Igualar con coeficientes, los átomos de los elementos cuyos estados de oxidación varían.

5. Calcular el número de electrones ganados y perdidos por átomos.

6. Igualar el número de electrones ganados y perdidos.

7. Sumar término a término las semireacciones

8. Colocar los coeficientes que resulten de este proceso a las fórmulas de los compuestos que tienen los elementos cuyo estado de oxidación varía con la ecuación inicial

9. Terminar el balance de la ecuación por tanteo.

Revisar Taller 9.2 del texto básico.

9.7 LOS CLOROFLUORCARBONADOS DESTRUYEN LA CAPA DE OZONO

Realizar lectura sobre el tema en el texto básico página 244.

9.8 ACTIVIDADES PROPUESTAS

1. ¿Qué entiende por reacción química?

2. ¿Qué diferencia existe entre reacción y ecuación química?

3. ¿Qué compuesto se forman al combinarse el gas carbónico con las sales minerales que van del suelo hasta la hoja?

4. ¿Cuál es la ecuación química que se produce entre el jugo gástrico (HCl) y una tableta antiácida (CaCO3)?

6. ( ) Una solución es sobresaturada cuando contiene disuelta una cantidad mayor de soluto a una temperatura establecida.

7. ( ) La fracción molar es el cociente entre el número de moles de un componente de una mezcla y el número total de moles de todos los compuestos

8. ( ) En las soluciones verdaderas, se emplean los términos soluto y solvente.

SELECCIONE ENCERRANDO LA LETRA QUE ANTECEDE A LA RESPUESTA CORRECTA PARA CADA ENUNCIADO

9. La normalidad es unidad:

a. Química de concentración b. Física de concentración

10. 30gramos de NaOH en 250 ml de solución le corresponde una molaridad de:

a. 5 b. 8 c. 3

11. El peso equivalente del ClNa es:

a. 36,5 b. 58,5 c. 40

12. La molalidad de una solución de 7 gramos de NaOH en 250ml de agua es:

a. 0,7 m b. 04 m c. 0,8 m



Como podemos observar no cumple con la conservación de la masa, ya que en la primera hay dos átomo de oxígeno como reactivo y uno solo como producto.

9.6 FORMAS DE BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS

Método del tanteo o simple inspección

Se utiliza para balancear ecuaciones sencillas en las cuales el número de elementos que intervienen en la reacción no es muy grande.

Ejemplo:

En los reactivos observamos que están dos átomos de cloro y potasio y seis átomos de oxígeno y la misma cantidad en los productos.

Oxido reducción

Son dos procesos que ocurren al mismo tiempo y el número de electrones ganados es igual al número de electrones perdidos en el proceso.

La oxidación corresponde a la pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación la especie química que pierde electrones es el agente reductor.

La reducción significa ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación la especie química que gana electrones es el agente oxidante.

Así tenemos la siguiente reacción:

El HCl es el agente oxidante o sustancia reducida pues gana un electrón y el Zn es el agente reductor o sustancia oxidada pues pierde dos electrones.

Número de oxidación y reacciones redox.

Al partir del número de oxidación, es posible, en forma sintética estudiar las reacciones redox. Así en la ecuación : H2 + O2 H2O, los estados de oxidación para los elementos son: H20 + O20 H2+1º-2, el hidrógeno es elemento que se oxida y el oxígeno es elemento que se reduce.

Nótese que el hidrógeno aumenta su estado de oxidación de 0 a +1, mientras que el oxí-geno se reduce de 0 a –2.

En las ecuaciones, mientras un elemento s oxida el otro se reduce; no se dan por separado los fenómenos de oxidación y reducción, sino que el uno implica al otro.

2 KCLO3 r 2KCl-12 + 3O2

2H+1Cl-1 + Zn0 r Cl-12Zn+2 + HO2





c. De desplazamiento simple.Por ejemplo:

d. De doble desplazamiento Por ejemplo:

9.4 ECUACIONES QUÍMICAS Y CAMBIO EN EL NÚMERO DE OXIDACIÓN

Al establecer el estado de oxidación de los elementos en los reactivos y productos si hay variación, entonces la ecuación es REDOX, si no existe variación entonces la reacción no es REDOX.

Por ejemplo: en la ecuación

Revisar Taller 9.1 del texto básico, página 227.

9.5 ECUACIONES ESTEQUIOMETRÍCAS Y NO ESTEQUIOMETRÍCAS.

Una ecuación es estquiométrica cuando esta de acuerdo cn la experiencia y cumple con las leyes de conservación de la masa y de la carga.

Ejemplo:

observamos que el Cu reemplaza al H del ácido sulfúrico.

observamos que se presentan dos reem-plazos la Ag sustituye al Na y el Na sustituye a la Ag.

Cu + H2SO4 ↔ Cu SO4 + H2 ,

NaCl + Ag NO3 ↔ Ag Cl + Na NO3 ,

Ca+2 C+4 O3 -2 r C+4 O2

-2 + Ca+2 O-2; observamos que no existe variación en los estados de oxidación de los elementos, por tanto no es REDOX.

2K+1Cl+5 O3 -2 r 2K+1 VL-1 + 3 O2

0, observamos que existe variación en el número de oxidación del cloro y el oxigeno.

BaO + SO3 r Ba SO4

Una ecuación es estquiométrica cuando estando de acuerdo con la experiencia no cumple con las leyes de conservación.

Ejemplo

H2 + O2 u H2O

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

• Expresar algunos cambios químicos de la materia a través d ecuaciones químicas.

• Balancear ecuaciones químicas por diferentes métodos.

• Desarrollar la capacidad de abstracción y establecer relación lógico matemática.

• Interpretar correctamente una ecuación estequiometría

• Convertir moles a gramos y número de átomos en una muestra dada.

• Resolver ejercicios de estequiometría empleando el concepto de razón molar.

egundo

BIMESTRE

S





CONTENIDOS

UNIDAD 9 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

9.1 Introducción 9.2 Ecuaciones Químicas9.3 Clases de reacciones químicas9.4 Ecuaciones químicas y cambio en el número de oxidación9.5 Ecuaciones estequiometrícas y no estequiometrícas9.6 Formas de balancear ecuaciones químicas9.7 Los clorofluorcarbonados destruyen la capa de ozono9.8 Actividades propuestas Auto evaluación

UNIDAD 10 INTERPRETACIÓN DE LAS ECUACIONES BALANCEADAS

10.1 Introducción10.2 Formas de interpretar ecuaciones estequiometrícas10.3 Concepto de razón molar10.4 Reactivo Límite10.5 Rendimiento teórico y rendimiento real10.6 Rendimiento y pureza10.7 Origen del oxígeno en el universo10.8 Actividades propuestas Auto evaluación

DESARROLLO DEL APRENDIZAJE

UNIDAD 9 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

9.1 INTRODUCCIÓN

A nuestro alrededor continuamente están sucediendo cambios en la materia que implican la transformación de unas sustancias en otras de naturaleza diferen-te. El proceso mediante el cual se producen estos cambios químicos se conoce como reacción química. Así por ejemplo tenemos la combustión de la gasolina; la transformación de los alimentos en sustancias asimilables

9.2 ECUACIONES QUÍMICAS

Son expresiones abreviadas de las reacciones químicas en términos de los ele-mentos y compuesto que forman los reactivos y los productos. Se llama ecuación porque la cantidad de átomos en los reactivos es igual a la cantidad de átomos en los productos en una ecuación balanceada.

9.3 CLASES DE REACCIONES QUIMICAS

Las reacciones químicas pueden clasificarse en:

a. Simple adición o combinación

Elemento + elemento => compuesto. Ejemplo:� 2Fe + O2 --> 2FeO Elemento + compuesto => compuesto. Ejemplo:� 2O2 + Ag2 --> Ag2SO4Compuesto + compuesto => compuesto. Ejemplo:� FeO + Fe2O3

b. Descomposición: disociación de un compuesto

R:�Q :� H2SO4 + KNO3 => K2 SO4 + HNO3E.Q :� H2SO4 + 2KNO3 => K2 SO4 + 2HNO3

Compuesto --> elemento + elemento. Ejemplo:� 2Li2O --> 4LI + O2 Compuesto --> elemento + compuesto. Ejemplo:� 2KclO3 -> 3O2 + 2KClCompuesto - compuesto => compuesto. Ejemplo:� Pb2O3 -> PbO+ PbO2

G24602

Documents

Transcript of G24602