reacción química - Expreso Sideral SA
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“Comienza a manifestarse la madurez cuando sentimos que nuestra preocupación es mayor por los demás que por nosotros” mismos. A. Eienstein PGF03-R03 El presente módulo de química pretende servir como herramienta de apoyo en el proceso enseñanza aprendizaje, de el estudiante del colegio franciscano Agustín Gemelli para que adquiera paulatinamente una actitud investigativa frente a su entorno educativo, familiar y social, no se busca formar investigadores ó científicos, sino jóvenes con un pensamiento más crítico, capaz de sacar sus propias conclusiones y comprender mejor el mundo que lo rodea, partiendo del hecho de que cualquier aspecto de nuestro bienestar material depende de la Química en cuanto a que esta ciencia proporciona los medios adecuados que lo hacen posible y así, por ejemplo, ¿podemos pensar en la Cirugía sin anestésicos y antisépticos?, ¿en los aviones sin aleaciones ligeras ni gasolinas especiales, en los vestidos sin colorantes?, en los puentes sin hierro y cemento, y en los túneles sin explosivos...?. El avance prodigioso de nuestra civilización en los últimos doscientos años, muchísimo mayor que en los, cuatro mil años anteriores, es el resultado del desarrollo y aplicación de la ciencia química, por la que el hombre ha adquirido un control sobre el medio exterior y aumentado su independencia respecto de él. Pero todos estos progresos químicos, con ser enormes, son únicamente un comienzo, pues los más intrigantes y prometedores secretos de la Naturaleza permanecen aún impenetrables. El químico ha llegado a resolver el misterio del átomo y dispone hoy de métodos para liberar las enormes reservas de energía dentro de él, pero nada sabemos acerca de las fuerzas químicas que distinguen la materia viva de la no-viviente. Así, por ejemplo, ¿cómo utiliza la hoja verde la luz solar para convertir el dióxido de carbono y el agua en alimentos?, y ¿por qué mecanismo las mínimas trazas de vitaminas y hormonas producen en el cuerpo humano los sorprendentes efectos conocidos? Contrariamente a lo que podría suponerse, no ha llegado la Ciencia química a su culminación. A cada nuevo avance suceden nuevas preguntas cuya respuesta exige, más que la intuición de grandes genios, el trabajo en colaboración de sus cultivadores, tal como se ha puesto de manifiesto en los últimos años y descubrimientos sobre la estructura íntima de la materia. La historia de la Química, uno de los más bellos capítulos de la historia del espíritu humano, es en realidad la historia del lento desarrollo del pensamiento científico y de los rápidos resultados conseguidos después en la aplicación sistemática y progresiva del método científico al estudio de la materia. El estudio de la historia de la Química es muy provechoso puesto que nos familiariza con las reflexiones especulativas de los grandes químicos del pasado y nos permite valorar exactamente el progreso actual de esta ciencia y contribuir a su desarrollo constante. En el largo curso del esfuerzo humano para interpretar y, en cierto modo, dirigir los fenómenos de la Naturaleza, las ideas han sido siempre más potentes que la simple habilidad técnica. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 2 PGF03-R03 Tabla de Contenido UNIDAD I: ESTEQUIOMETRIA ................................................................................................ 5 LA QUÍMICA DE LA MEDICINA ............................................................................................ 6 REACCIÓN QUÍMICA ........................................................................................................... 7 LA ECUACIÓN QUÍMICA...................................................................................................... 8 TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS .................................................................................. 9 RELACIONES ESTEQUIOMETRÍCAS ............................................................................... 10 LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS .............................................................................................. 10 REACTIVO LÍMITE ................................................................................................................. 19 RENDIMIENTO Y PUREZA DE UNA REACCION. ............................................................. 20 UNIDAD II : EQUILIBRIO IÓNICO .......................................................................................... 28 NUESTRO CUERPO UN VERDADERO LABORATORIO .................................................. 29 ÁCIDOS Y BASES .............................................................................................................. 31 PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ÁCIDOS ................................................................... 33 FORMACIÓN DE ÁCIDOS .................................................................................................. 34 PROPIEDADES QUÍMICAS DE LAS BASES ..................................................................... 35 FORMACIÓN DE UNA BASE ............................................................................................. 36 INDICADORES ÁCIDO- BASE ........................................................................................... 36 ESCALAS DE PH ................................................................................................................ 39 POH .................................................................................................................................... 41 UNIDAD III : GASES ............................................................................................................... 47 EL ESTADO GASEOSO ..................................................................................................... 48 TEORÍA CINÉTICA DE GASES .......................................................................................... 50 PROPIEDADES DE LOS GASES ....................................................................................... 52 LEYES DE LOS GASES IDEALES. .................................................................................... 53 LEY DE BOYLE .................................................................................................................. 53 LEY DE CHARLES.............................................................................................................. 55 LEY DE GAY LUSSAC........................................................................................................ 57 LEY COMBINADA DE LOS GASES ................................................................................... 59 ECUACIÓN DEL GAS IDEAL ............................................................................................. 60 UNIDAD IV: SOLUCIONES .................................................................................................... 72 LAS SOLUCIONES ............................................................................................................. 73 CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES........................................................................... 79 EFECTO DE TYNDALL....................................................................................................... 80 SOLUBILIDAD .................................................................................................................... 81 UNIDADES DE CONCENTRACION ................................................................................... 83 BIBLIOGRAFÍA ................................................................................................................... 92 CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 3 PGF03-R03 WEBGRAFIA ....................................................................................................................... 92 CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 4 PGF03-R03 UNIDAD I ESTEQUIOMETRIA Propósito: Identificar las principales características de una ecuación química, realizando cálculos estequiométricos con base en la información que se puede obtener a partir de esta balanceada. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 5 PGF03-R03 LA QUÍMICA DE LA MEDICINA Uno de los grandes avances que ha marcado un hito en el siglo XX y que evidentemente seguirá avanzando en el XXI, ha sido el espectacular desarrollo de la medicina. La investigación, las nuevas técnicas, y también el talento y dedicación de profesionales como los médicos, farmacéuticos y otros investigadores, han dado lugar a cotas de esperanza y calidad de vida que no podían ni imaginarse hace tan sólo un siglo. La aportación de la industria química ha sido fundamental en muchos campos, pero especialmente en el ámbito de la salud. Sin la química, la medicina y la cirugía se hubieran estancado en prácticas propias del siglo XIX. En España, según datos de la Asociación Nacional de Cardiología, 125.000 personas disfrutan de una mejor calidad de vida gracias a un marcapasos fabricado con plástico. Además, otros productos del área sanitaria tienen el plástico como principal componente: jeringuillas, lentillas, prótesis, cápsulas, envases de productos farmacéuticos, bolsas de sangre y suero, guantes, filtros para hemodiálisis, válvulas, tiritas, gafas, e incluso el acondicionamiento de cada una de las salas de un hospital se construye con materiales plásticos. El sector hospitalario en España consumió en 2001 más de 83.000 toneladas de plásticos. Un ejemplo sencillo es un “catéter” para, por ejemplo, introducir por una arteria y solucionar una obstrucción, tiene que ser desechable, flexible pero firme y, sobre todo, higiénico. En este sentido, el material que, hoy por hoy, ofrece más garantías en esta función es el PVC. Los productos de limpieza, los gases para la respiración asistida, las fibras de la ropa de quirófano, los guantes de látex, constituyen tan sólo un mínimo ejemplo de los múltiples objetos de origen químico que podemos encontrar en un hospital. Si toda la vida es química, la medicina lo es más aún. 1. ¿Qué aporte ha tenido la química en la medicina? 2. ¿Por qué el plástico se ha convertido en un recurso de gran importancia para la industria farmacéutica y sanitaria? 3. Realiza una lista de implementos empleados en un hospital y que requieren de la química para su fabricación. 4. Construye un mentefacto conceptual sobre la lectura. 5. Elabora un ensayo mínimo de una página en donde vas a describir cómo te imaginas la medicina en el mundo actual (2010), si esta no dependiera de la química. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 6 PGF03-R03 REACCIÓN QUÍMICA Forma de representar matemáticamente el proceso en el que una o más sustancias —los reactantes— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio. Reacciones Químicas Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 7 PGF03-R03 EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O. Las sustancias iniciales se llaman reactivOs o reactantes y las que resultan se llaman productos. LA ECUACIÓN QUÍMICA En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas. Reactivos Productos Características de la ecuación: 1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución)) 2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. EJEMPLO: 6 CO2 + 12H2O → C6H12O6 + 6O2 + 6H2O 3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen. EJEMPLO: 2H(g) + O2(g) → 2H2O (l) + 136 kcal CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 8 PGF03-R03 1. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción; EJEMPLO: KClO3 KCl + O2 TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Desde un punto de vista general se pueden postular dos grandes modelos para las Reacciones Químicas: Reacciones ácido-base (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos estudiarlas teniendo en cuenta que ellas pueden ser: Nombre Descripción Representación Elementos o compuestos sencillos se Reacción de síntesis unen para formar un compuesto más B+C → BC complejo. Reacción descomposición de Un compuesto se fragmenta en BC → B+C elementos o compuestos más sencillos. Reacción desplazamiento simple de Un elemento reemplaza a otro en un C + AB → AC + B compuesto. Los iones en un compuesto cambian Reacción de doble AB + CD → CB + lugares con los iones de otro compuesto desplazamiento AD para formar dos sustancias diferentes. En el cuaderno y con base en lo visto en clase desarrolle los siguientes ejercicios de afianzamiento. 1. ¿Qué es una reacción química? 2. ¿Qué es una ecuación química? 3. ¿Qué tipo de reacciones químicas existen? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 9 PGF03-R03 4. Formar los posibles compuestos entre cloro y oxígeno, teniendo en cuenta los números de oxidación de estos elementos en la tabla periódica. 5. Relacione las dos columnas, según corresponda la definición de la reacción química: COLUMNA A COLUMNA B 1. Son aquellas que absorben energía. ( ) Descomposición 2. Son aquellas en que se desprende energía ( ) Combinación 3. Cuando un elemento desplaza o sustituye a compuesto. otro 4. Cuando dos compuestos reaccionan intercambiando átomos. en cualquier átomos, o grupo de ( ) Endotérmicas ( ) Exotérmica 5. Cuando un compuesto se descompone en otro más sencillo. ( ) Desplazamiento simple 6. Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja ( ) Desplazamiento doble 6. Clasifique las siguientes ecuaciones, según correspondan a reacciones de combinación, descomposición, doble descomposición o desplazamiento. a. N2 + 3H2 2NH3 b. CaCl2+ 2NaOH Ca(OH)2 + 2NaCl c. 2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 d. 2NO + O2 2NO2 e. 2FeCl3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + 6 HCl f. C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2 RELACIONES ESTEQUIOMETRÍCAS En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"=métron, (medida)) es el calculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica aunque históricamente fueron enunciadas sin hacer referencia a la composición de la materia según distintas leyes y principios El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremías Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió: La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos están implicados LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 10 PGF03-R03 Ley de la conservación de la masa de Lavoisier En una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma). Ley de Proust o de las proporciones constantes En 1808, J.L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos. Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792) "Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos." Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas Los coeficientes de una ecuación ajustada representan: el número relativo de moléculas que participan en una reacción el número relativo de moles participantes en dicha reacción. Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 11 PGF03-R03 La producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H 2 un mol de O2. Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O" son cantidades estequiométricamente equivalentes. Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos. Ejemplo: ¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O 2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra? El cociente: Es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta reacción. Ejemplo: Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de C4H10. Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es: Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra: de manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es: por lo tanto: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 12 PGF03-R03 Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO 2 producida, por ello debemos convertir los moles de CO2 en gramos (usando el peso molecular del CO2): De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc. Las etapas esenciales Ajustar la ecuación química Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto Convertir las masas a moles Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios Reconvertir las moles a masas si se requiere Cálculos Cálculos de moles La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción. Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos. Conversión de moles a gramos: Ejemplo: N2 ¿Cuántos PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol moles hay en 14,0 g? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 13 PGF03-R03 Cálculos de masa Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares Los pasos son: Ajustar la ecuación química Convertir los valores de masa a valores molares Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las proporciones de reactivos y productos Reconvertir los valores de moles a masa. Para la reacción: Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más. Nótese que por cada Ca producimos 1 H2 1) Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción. 2) 10 g de Ca son 0,25 moles, como tenemos 0,25 moles de Ca, únicamente se producirán 0,25 moles de H2. ¿Cuántos gramos produciremos? gramos de H2 = moles obtenidos x peso molecular del H2 = 0,25 moles x 2,016 (g/mol) = 0,504 g ¿Cuántos g de CaCl2 se formaron? También serán 0.25 moles. Y entonces: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 14 PGF03-R03 gramos de CaCl2 = moles obtenidos x peso molecular del CaCl2 = 0,25 moles x 110,98 (g/mol) = 27,75 g Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. Factores para calcular Moles-Moles Cuando una ecuación está ajustada, basta un cálculo simple para saber las moles de un reactivo necesarias para obtener el número deseado de moles de un producto. Se encuentran multiplicando las moles deseada del producto por la relación entre las moles de reactivo y las moles de producto en la ecuación ajustada. La ecuación es la siguiente: Ejemplo: Cual de las siguientes operaciones es correcta para calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH3 según la siguiente ecuación? a) 6 moles NH3 x 2 b) 6 moles NH3 x 3 c) 6 moles NH3 x 3 d) 6 moles NH3 x 2 moles H2 / 3 moles NH3 En este caso, el La respuesta correcta es c reactivo moles moles moles es H2, NH3 NH3 H2 y / / / el 3 2 2 producto moles moles moles es H2 H2 NH3 NH3. a) FALSA: la relación aquí es [moles de producto / moles de reactivo], pero debe ser [moles de reactivo / moles de producto]. b) FALSA: la relación aquí es [moles de producto / moles de reactivo], pero debe ser [moles de reactivo / moles de producto]. c) VERDADERA: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 15 PGF03-R03 d) FALSA: la relación aquí es [2 moles de reactivo / 3 moles de producto], pero debe ser [3 moles de reactivo / 2 moles de producto]. Factor para Cálculos Mol-Gramos Para encontrar la masa de producto, basta con multiplicar las moles de producto por su peso molecular en g/mol. Ejemplo: ¿Cuál de las siguientes operaciones calcula correctamente la masa de oxígeno producida a partir de 0,25 moles de KClO3 según la siguiente ecuación? (Pesos Atómicos: K = 39,1, Cl = 35,45, O = 16,00). a) 0,25 moles KClO3 x 2 moles KClO3/3 moles O2 b) 0,25 moles KClO3 x 3 moles O2/2 moles KClO3 c) 0,25 moles KClO3 x 2 moles KClO3/3 moles O2 d) 0,25 moles KClO3 x 3 moles O2/2 moles KClO3 x 1 mol O2/32 g En este caso, el La respuesta correcta es b reactivo es KClO3, y x x x el 32 g/1 mol O2 32 g/1 mol O2 1 mol O2/32 g producto O2 a) FALSA: la relación usada aquí es [moles de reactivo / moles de producto], pero debe ser moles de producto / moles de reactivo]. b) VERDADERA: c) FALSA: la relación usada aquí es [moles de reactivo / moles de producto], pero debe ser [moles de producto / moles de reactivo]. Además, la expresión correcta para el peso molecular es g/mol, y no mol/g. d) FALSA: el número de moles de producto se multiplica por mol/g, pero lo correcto es por g/mol. Factor para Cálculos Gramos-Gramos CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 16 PGF03-R03 En la cuestión correspondiente a este apartado, es muy importante estar seguros de usar la relación correcta de reactivos y productos de la ecuación ajustada. Ejemplo: ¿Cuál de las siguientes operaciones es la correcta para calcular el número de gramos de carburo de calcio (CaC2) necesarios para obtener 5,2 gramos de acetileno (C2H2)? (Pesos Atómicos: Ca = 40,01, C = 12,01, O = 16,00, H = 1,008). a) 5.2 g C2H2 x (1 mol C2H2/26 g C2H2) x (1 mol CaC2/1 mol C2H2) x (64.1 g CaC2/1 mol) b) 5.2 g C2H2 x (26 g C2H2/1 mol) x (1 mol CaC2/1 mol C2H2) x (1 mol/64.1 g CaC2) c) 5.2 g C2H2 x (1 mol/26 g C2H2) x (1 mol C2H2/1 mol CaC2) x (1 mol/64.1 g CaC2) d) 5.2 g C2H2 x (26 g C2H2/1 mol) x (1 mol C2H2/1 mol CaC2) x (64.1 g CaC2/1 mol) Escribiendo la ecuación en su forma estequiométricamente correcta la respuesta es a a) forma estequiométricamente correcta. b) forma estequiométricamente incorrecta. c) forma estequiométricamente incorrecta. d) forma estequiométricamente incorrecta. Problemas de estequiometría - Moles a Moles. Ejemplo: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 17 PGF03-R03 Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno (NO 2) obtenidas cuando se producen 3 moles de oxígeno en la descomposición del ácido nítrico por la luz? En esta reacción, se obtiene 1 mol de O2 y 4 moles de NO2 cuando se descompomen 4 moles de ácido nítrico. Por tanto, cuando se forman 3 moles de O2 se forman también 3 x 4 = 12 moles de NO2. Problemas de estequiometría - Moles a Masa. Ejemplo: ¿Cuantos moles de dióxido de azufrepueden obtenerse quemando 16 gramos de azufre? (Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00). En esta reacción, 1 mol de S8 reacciona para dar 8 moles de SO2. Por tanto: Problemas de estequiometría - Masa a Masa. Ejemplo: ¿Que masa de H2, que reacciona con exceso de O2, produce 11.91 g de H2O? (Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00). en esta reacción, 2 moles de H2 reaccionan para dar 2 moles de H2O. De acuerdo con la estequiometría de la reacción: 1. ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.00 g O2 en presencia de H2, según la ecuación 2H2 + O2 2H2O? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 18 PGF03-R03 2. Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la reacción 2NaN3 2Na + 3N2 ¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno gaseoso? 3. Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción 10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2 ¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na? 4. ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? (No olvide balancear la reacción.) Mg + N2 5. El alcohol etílico se quema C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O de Mg3N2 acuerdo con la siguiente ecuación: ¿Cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de C2H5OH de esta manera. REACTIVO LÍMITE Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante. Reactivo limitante Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 19 PGF03-R03 Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada. Ejemplo 1: Considere la siguiente reacción: Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán? 1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles: 637,2 g de NH3 son 37,5 moles 1142 g de CO2 son 26 moles 2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos: a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO 3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad: a partir de37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO 4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea. 5) Y ahora hacemos la conversión a gramos: 18,75 moles de (NH2)2CO son 1125 g. RENDIMIENTO Y PUREZA DE UNA REACCION. La cantidad de producto que se obtiene en una reacción química generalmente es menor que la cantidad de producto calculado a partir de las relaciones estequiométricas. El menor rendimiento puede deberse a diferentes causas. Por ejemplo alguno de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor insuficiente, reacciones laterales con diferentes productos o algo de los productos que reaccionan para formar de nuevo los reactivos. En cualquier caso se obtiene de la reacción menos producto que el esperado por los cálculos. El porcentaje de una reacción se obtiene: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 20 PGF03-R03 Producción real Porcentaje de rendimiento = --------------------- X 100 Producción teórica EJEMPLO: La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00). En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S. 1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S. (6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g 2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100. (8,2/9,6) x 100 = 85,4% 1. Para la siguiente ecuación: FeS2+ O2 a. b. c. d. e. 2. En Fe2O3 + SO2 ¿Cuántos moles de FeS2 se requieren para producir 4,3 moles de Fe2O3? ¿Cuántos moles de FeS2 se requieren para producir 5,9 moles de SO2? ¿Cuántos gramos de O2 se requieren para producir 7 moles de Fe2O3? ¿Cuántos moles de O2 se requieren para producir 10 gramos de SO2 ? ¿Cuántos gramos de FeS2 se requieren para producir 0,56 moles de Fe2O3? la reacción: Fe(CO)5 + 2PF3 + H2 Fe(CO)2(PF3)2(H)2 + 3CO a. ¿Cuántos moles de CO se producen a partir de 5.0 mol de Fe(CO)5 y 6.0 mol H2? b. ¿Cuántos gramos de Fe(CO)5 se requieren para producir 0,9 moles de Fe(CO)2(PF3)2(H)2? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 21 PGF03-R03 3. El carburo de silicio, SiC, se conoce por el nombre común de carborundum. Esta sustancia dura, que se utiliza comercialmente como abrasivo, se prepara calentando SiO 2 y C a temperaturas elevadas: a. b. c. d. SiO2(s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g) ¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00 g de SiO2? ¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 4.50 g de C? ¿Cuántos gramos de CO se pueden formar cuando reaccionan 1.3 g de SiO2? ¿Cuántas moles de SiC se producen cuando reaccionan 0,7 gramos de C? 4. VERIFICACION DE CONCEPTOS Establezca si son verdaderos o falsos los siguientes enunciados, justifique los falsos ___ En una reacción química el reactivo límite es el que se encuentra en defecto ___ El rendimiento de una reacción se define como la cantidad de producto obtenido, calculado a partir del reactivo límite. ___ La estequiometria es la parte de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas entre los átomos que constituyen una sustancia. ___ En una reacción química balanceada, únicamente se puede realizar cálculos estequiométricos. ___ Los coeficientes en una reacción indican el número de gramos de cada sustancia presentes en la reacción. ___ En una reacción química siempre están presentes el reactivo límite y el reactivo en exceso. ___ En un proceso químico los reactivos se pueden consumir en su totalidad 5. Cuántas moles de PbI2 se pueden preparar al reaccionar 0,25 moles de Pb(NO 3)2 con 0,62 moles de NaI? 6. Se hacen reaccionar 15 g de NaOH con 17 g de HCl para producir agua y cloruro de sodio. ¿Cuántos gramos de NaCl se obtienen? 7. Por oxidación de 36g de amoniaco se obtienen 50,82 g de óxido nítrico. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? 8. En una experiencia se somete al calentamiento 7,4 g de carbonato de calcio.¿Cuántos gramos de óxido de calcio se obtiene si el rendimiento de la reacción fue del 78% . CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 22 PGF03-R03 9. En la reacción del hidruro de calcio con el agua se produce hidróxido de calcio e hidrógeno. En una experiencia se hacen reaccionar 2,3 g de CaH 2 de pureza al 91 % con exceso de agua. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se obtienen? Rta. 0,19 g de H 2 CONTESTE LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACION 1. Teniendo en cuenta que hay suficiente cantidad de ambos reactivos es válido afirmar que para producir 8g de CH4 se necesitan A. 16 gramos de C B. 2 gramos de H C. 12 gramos de C D. 4 gramos de H 2. De acuerdo con la ecuación representada, es válido afirmar que A. se conservó la cantidad de materia B. se conservó el número de moles C. aumentó el número de moléculas D. aumento el número de átomos de cada elemento 3. Ca + 2 H2o Ca (OH)2 + H2 (vapor) De acuerdo con la ecuación anterior, si reaccionan 10 moles de agua con 3 moles de calcio probablemente A. los reactivos reaccionarán por completo sin que sobre masa de alguno B. el calcio reaccionará completamente y permanecerá agua en exceso C. se formarán 13 moles de hidrógeno D. se formará un mol de hidróxido de calcio 4. En la etiqueta de un frasco de vinagre aparece la información: «solución de ácido acético al 4% en peso». El 4% en peso indica que el frasco contiene A. 4 g de ácido acético en 96 g de solución B. 100 g de soluto y 4 g de ácido acético C. 100 g de solvente y 4 g de ácido acético CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 23 PGF03-R03 D. 4 g de ácido acético en 100 g de solución 5. Utilizando 1 mol de la sustancia J y agua, se prepara un litro de solución. Si a esta solución se le adicionan 200 ml de agua, es muy probable que A. permanezca constante la concentración molar de la solución B. se aumente la concentración molar de la solución C. se disminuya la fracción molar de J en la solución D. permanezca constante la fracción molar de J en la solución 6. Se preparó medio litro de una solución patrón de HCl 1M; de esta solución, se extrajeron 50 ml y se llevaron a un balón aforado de 100 ml, luego se completó a volumen añadiendo agua. Teniendo en cuenta esta información, es válido afirmar que el valor de la concentración en la nueva solución será igual A. al doble de la concentración en la solución patrón B. a la cuarta parte de la concentración en la solución patrón C. a la mitad de la concentración en la solución patrón D. a la concentración en la solución patrón CONTESTE LAS PREGUNTAS 7 Y 8 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN La reacción básica para la obtención del amoníaco es: N2 + 3H2 Masas molares (g/mol) N2 : 28 H2 : 2 NH3: 17 2NH3 7. Si se tiene 12 gramos de H2 y 12 gramos de N2, la cantidad de amoniaco que se puede obtener es A. 24 gramos B. 14.57 gamos C. 20.57 gamos D. 24.57 gramos 8. La cantidad de átomos de hidrógeno que reaccionan son A. 2 B. 6 C. 12 D. 3 CONTESTE LAS INFORMACIÓN PREGUNTAS 9 A 11 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE Se inyecta 1 mol de X y 1 mol de Y en un recipiente rígido de 1 litro, según la siguiente ecuación y relación estequiométrica CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 24 PGF03-R03 En la tabla se relacionan las temperaturas de ebullición a diferentes presiones para cada una de las sustancias que intervienen en la reacción: 9. Se permite que el sistema alcance el equilibrio, con lo cual se determina que la concentración de W es 0,5 M. Si a continuación se adicionan 0,2 moles de X, la figura que representa la evolución de la concentración de W con respecto al tiempo es 10. De acuerdo con la información, las condiciones de presión y temperatura adecuadas para que se lleve a cabo la reacción son A. 1 atm y 180ºC B. 1 atm y 290ºC C. 10 atm y 180ºC D. 10 atm y 290ºC 11. Si la reacción se lleva a cabo a presión constante, la figura que describe el cambio de temperatura del sistema en el tiempo es CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 25 PGF03-R03 CONTESTE LAS PREGUNTAS 12 INFORMACIÓN A 14 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE En la tabla se muestran algunas soluciones disponibles en el laboratorio Al mezclar las soluciones, reaccionan de acuerdo con las siguientes ecuaciones 12. Si se hacen reaccionar 1 litro de la solución de RQ y 8 litros de la solución de SP, es muy probable que se obtengan A. 2 moles de S2Q B. 1,5 moles de S2Q C. 0,5 moles de S2Q D. 2,5 moles de S2Q 13. Si se utilizan 3 litros de solución de SP con 0,5 L de la solución 1 de KM en la reacción 3, es muy probable que queden sin reaccionar A. 1,5 moles de SP B. 1,0 moles de SP C. 0,5 moles de SP D. 0,8 moles de SP CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 26 PGF03-R03 14. La reacción 1 se lleva a cabo empleando la totalidad del volumen disponible de las soluciones 1 y 4 en forma independiente, con exceso de solución de RQ. De acuerdo con lo anterior, es correcto afirmar que el número de moles de KM empleados en la reacción utilizando la solución 1, con relación al número de moles empleando la solución 4 es A. el doble B. la mitad C. el triple D. igual CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 27 PGF03-R03 UNIDAD II : EQUILIBRIO IÓNICO Propósito: Identificar las características de los compuestos inorgánicos que presentan características acidas y básicas. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 28 PGF03-R03 NUESTRO CUERPO UN VERDADERO LABORATORIO El organismo humano es un verdadero laboratorio. Allí se llevan a cabo numerosas reacciones químicas de todo tipo. El estómago como muchos otros órganos es prueba de ello. Durante el siglo XVIII, muchos investigadores afirmaban que el estómago tenía una actividad meramente física, otros decían que su función era química. El investigador italiano Lázaro Spallanzani realizó los primeros ensayos para dar fin a esta polémica. Uno de sus ensayos consistió en construir una pequeña jaula de alambre, dentro de la cual colocó un trozo de carne. Luego, ató la canasta a un cordón y la deglutió, dejándola durante algún tiempo en el estómago. Posteriormente, sacó la jaula tirando del hilo, encontrando que la carne se había disuelto; confirmando que un proceso químico estaba involucrado en la digestión. Sin embargo, Spallanzani deseaba obtener el jugo gástrico para sus investigaciones; pero, ¿cómo obtenerlo? Simplemente efectuó el mismo ensayo, pero remplazó el trozo de carne por una esponja. Una vez recuperada la esponja, extrajo el jugo gástrico de ella y lo puso en un recipiente de vidrio; luego lo calentó bajo su axila para lograr la misma temperatura del cuerpo, observó entonces cómo la carne se disolvía debido a la acción del jugo gástrico. ' En otro ensayo hizo ingerir a unas gallinas, pequeñas bolas de plomo que extraía posteriormente del estómago de los animales, observando que la forma de estas esferas había cambiado, eran ahora más achatadas. Esto lo llevó a pensar que habían sufrido una presión considerable y que por lo tanto en la digestión se presentaban fenómenos físicos y químicos. Estos experimentos se convirtieron en el camino que tomaron posteriores investigadores y que aclararon los procesos de la digestión. Gracias a estos estudios sabemos hoy en día que el estómago posee numerosas glándulas localizadas en la mucosa que lo tapizan interiormente y que producen el jugo gástrico. El ácido clorhídrico es un ácido inorgánico y tiene gran importancia en el proceso de la digestión. Es el encargado de ablandar las proteínas e iniciar el proceso de inversión de la sacarosa y de la leche coagulada. Favorece la acción de la pepsina, enzima que sólo actúa en medio ácido. La alta acidez que llega a alcanzar en el estómago un pH entre 1-2, ejerce una acción bactericida sobre los numerosos microorganismos ingeridos en la comida y de esta forma son destruidos en el estómago. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 29 PGF03-R03 Debido a la fuerte acción del ácido clorhídrico, el estómago está recubierto por una capa de mucus que lo protege de su acción. Cuando este mucus sufre algún daño, el ácido actúa directamente sobre la pared produciendo una herida difícil de cicatrizar, que en ocasiones se infecta formando la úlcera gástrica. Para tratar esta enfermedad existen algunos medicamentos, llamados antiácidos, que evitan la irritación de la úlcera y alivian el dolor. Este efecto se basa en una reacción de neutralización. Es decir, el medicamento contiene sustancias de carácter básico que neutralizan el ácido clorhídrico del jugo gástrico, llevando el contenido gástrico hasta un pH de 3.5 o más en un tiempo de aproximadamente 15 minutos. Para tal efecto se utilizan carbonatas, bicarbonatos, citratos, fosfatos ¡pero el hidróxido de aluminio y magnesio son los que se usan con más frecuencia. Si alguna vez has tomado uno de estos antiácidos (Al(OH)} ó Mg(OH)2, habrás notado que deja sequedad en la boca; esto se debe principalmente al ion aluminio de Al(OH) 3, que contribuye al aumento en la producción de mucus. Al (OH)3 + Hidróxido de aluminio + 3HCI ———> Ácido clorhídrico ———> Mg (OH)2 + 2 HCl -------> AlCl3 + 3H20 Cloruro de Aluminio + Agua MgCl2 + 2 H2O Hidróxido de magnesio (Mylanta) ¿la conoces? Estos hidróxidos tienen además las ventajas de formar un gel que produce una capa protectora sobre el sitio ulcerado. También se ha usado el bicarbonato de sodio pero este tiene inconveniente de liberar dióxido de carbono en el estomago provocando eructos y distensión gástrica molesta, además de alcalinizar la orina. Los antiácidos son un grupo de medicamentos que se usan no siempre de la mejor manera. La publicidad desmedida ha hecho que muchas personas a la mas mínima señal de una molestia gastrointestinal consuman estos productos que solo deben ser utilizados en los casos que se requieran y prescritos por un médico. 1. Resume a manera de opinión personal el contenido de esta lectura, ¿qué importancia tiene en tu vida cotidiana? 2. ¿Qué importancia tienen los aportes de Spallanzani? 3. ¿Qué compuestos traen beneficios para la salud del ser humano? justifica. 4. ¿Qué se entiende por neutralización? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 30 PGF03-R03 5. ¿Conoces otras sustancias que se empleen para evitar la ulcera? ¿Cuáles? 6. ¿Qué factores son los que ocasionan enfermedades gástricas? 7. La lectura no tiene un título como puedes observar ¿qué título le darías tu y por qué? 8. Realizar un mentefacto conceptual donde se explique esta lectura. ÁCIDOS Y BASES A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera: H2O H+(aq) + Cl-(aq) HCl Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH): H2O NaOH Na+(aq) + OH-(aq) La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por que todos los ácidos sueltan H + ia la solución (y todas las bases sueltan OH-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamada neutralización. La Neutralización CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 31 PGF03-R03 Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H+ en la solución y las bases sueltan OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H+ se combinaría con el ión OH- ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua: H+(aq) + OH-(aq) H2O La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo: Ácido Base Agua Sal HCl + NaOH H2O + NaCl HBr + H2O + KOH KBr Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO 3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno. En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases. La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un ión- hidrógeno H+ menos su electrón - es simplemente un protón). Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, segruirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H+ de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo, actua como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra siguientemente: Acido HCl Base + NaHCO3 Sal H2CO3 + NaCl CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 32 PGF03-R03 En este ejemplo, el ácido carbónico formado (H2CO3) pasa por descomposición rápida a agua y dióxido de carbono gaseoso, y también las burbujas de solución como el gas CO2 se liberan. PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ÁCIDOS El comportamiento químico de los ácidos se resume en las siguientes propiedades: 1) Poseen un sabor agrio. La palabra ácido procede, precisamente, del latín (acidus = agrio) y recuerda el viejo procedimiento de los químicos antiguos de probarlo todo, que fue el origen de un buen número de muertes prematuras, por envenenamiento, dentro de la profesión. 2) Colorean de rojo el papel de tornasol. El tornasol es un colorante de color violeta en disolución acuosa (tintura de tornasol) que puede cambiar de color según el grado de acidez de la disolución. Impregnado en papel sirve entonces para indicar el carácter ácido de una disolución. Es, pues, un indicador. 3) Sus disoluciones conducen la electricidad. La calidad de una disolución ácida como conductor depende no sólo de la concentración de ácido, sino también de la naturaleza de éste, de modo que, a igualdad de concentración, la comparación de las conductividades de diferentes ácidos permite establecer una escala de acidez entre ellos. 4) Desprenden gas hidrógeno cuando reaccionan en disolución con cinc o con algunos otros metales. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta iones H+ pero no los recoge. El ejemplo anterior (ácido clorhídrico) es un ácido fuerte. Otros son el ácido sulfúrico o el ácido nítrico, para estos ácidos el pH de una disolución con 0,1 mol de ácido por litro (0,05 mol/L en el caso del ácido sulfúrico que libera 2 protones) será de un cifra en torno a 1. Un ácido débil aporta iones H+ al medio, pero también es capaz de aceptarlos, formando un equilibrio ácido-base. La mayoría de los ácidos orgánicos son de este tipo, y también algunas sales, como el fosfato de amonio ((NH4) H2PO4). HAc <=> H+ + Ac- (en disolución acuosa) CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 33 PGF03-R03 En este caso (HAc equivale a ácido acético) la doble flecha indica el equilibrio. En relación al pH para estos ácidos se generan valores entre 4 y 7 para disoluciones con las mismas concentraciones que en el caso anterior. FORMACIÓN DE ÁCIDOS Al reaccionar un no metal con el hidrógeno se forma un hidrácido. Ejemplo: Cloro + Hidrógeno = Ácido Clorhídrico Cl2 + H2= 2HCl Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido. Ejemplo: Trióxido de Azufre + Agua = Ácido Sulfúrico. SO3 + H2O =H2SO4 Algunos ácidos Ácido acético Acido Ascórbico Ácido aspártico Ácido bórico Ácido carbónico Ácido cítrico Ácido clorhídrico Ácido fólico Ácido fórmico Ácido graso Ácido láctico Acido Nicotínico Ácido nítrico Ácido oxálico Acido Pantoténico Ácido salicílico Ácido sulfúrico Ácido tánico Ácido tartárico Ácido úrico Aminoácido EDTA Fenol Glutamato CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 34 PGF03-R03 Realizar una consulta sobre la respectiva formula y su uso de cada uno de los anteriores ácidos. BASE: Una base es, en primera aproximación, cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH- al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH: KOH → OH- + K+ (en disolución acuosa) Los conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que pH + pOH = pKw, (pKw en CNPT es igual a 1.10e-14). Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases. PROPIEDADES QUÍMICAS DE LAS BASES Las bases, también llamadas álcalis, fueron caracterizadas, en un principio, por oposición a los ácidos. Eran sustancias que intervenían en aquellas reacciones en las que se conseguía neutralizar la acción de los ácidos. Cuando una base se añade a una disolución ácida elimina o reduce sus propiedades características. Otras propiedades observables de las bases son las siguientes: 1) Tienen un sabor amargo característico. 2) Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen la electricidad. 3) Colorean de azul el papel de tornasol. 4) Reaccionan con los ácidos para formar una sal más agua. FUERZA DE UNA BASE Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta el máximo número de iones OH-. El ejemplo anterior (hidróxido potásico) es de una base fuerte. Una base débil también aporta iones OH- al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 35 PGF03-R03 Al(OH)3 ←→ 3 OH- + Al+ En este caso, el hidróxido de aluminio está en equilibrio (descomponiéndose y formándose) con los iones que genera. FORMACIÓN DE UNA BASE Una base se forma cuando un óxido de un metal reacciona con agua: MgO + H2O ---> Mg(OH)2 O también: AlO3 + H2O ---> Al(OH)3 INDICADORES ÁCIDO- BASE Un indicador de pH es un instrumento que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Uso de sustancias CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 36 PGF03-R03 Su uso es amplio: se utilizan sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica, y para medir el pH de una disolución, aunque de forma cualitativa, ya que es impreciso. Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de 3,1 - 4,4, de un color rojo a uno naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la sustancia resultante de hervir con agua repollo colorado, pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina. Los indicadores de pH tienen una constante de protonación, K, que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador. Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente. ≥10, ≥10 Cuando la concentración de la especie ácida del indicador es igual a la concentración de la forma básica del indicador, la constante de protonación es igual a la inversa de la concentración de protones. En este punto del pH, el color del indicador es una mezcla entre el color de la forma ácida y el color de la forma básica. Para obtener solamente el color de la forma básica, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma básica respecto a la de la ácida, según lo dicho antes, y para obtener el color de la forma ácida, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma ácida respecto a la de la básica. Con esto se tiene que el cambio de color de una forma a otra equivale a un factor de 100. Hablando en términos logarítmicos, equivale a 2 unidades de pH. Por tanto, la zona de viraje de un indicador suele estar entre una unidad por arriba y una por abajo de su logK. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 37 PGF03-R03 1. Teniendo en cuenta lo estudiado sobre ácidos y bases, responde las siguientes preguntas. PREGUNTAS a) ¿Qué es un Acido? b) ¿Cuáles son las propiedades químicas de los ácidos? c) ¿Qué es un Acido Fuerte? d) ¿Qué es un Acido Débil? e) ¿Qué es una Base? f) ¿Cuáles son las propiedades químicas de las bases? g) ¿Qué es una base Fuerte? h) ¿Qué son los indicadores? i) ¿Qué es el PH? j) ¿Qué es un indicador de PH? k) ¿Cómo se mide el PH de una sustancia? 2. Completar la siguiente tabla Químico Arrhenius Definición de acido Definición de base Bronsted y Lowry Lewis 3. Desarrolla el siguiente mentefacto conceptual con base en lo aprendido en clase. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 38 PGF03-R03 PH ESCALAS DE PH En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno. En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula: pH = -log [H+] Nota: la concentración es comúmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H+] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H+]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor [H+]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H+] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana. [H+] pH Ejemplo CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 39 PGF03-R03 1 X 100 0 HCl 1 x 10-1 1 Äcido estomacal 1 x 10-2 2 Jugo de limón 1 x 10-3 3 Vinagre 1 x 10-4 4 Soda 1 x 10-5 5 Agua de lluvia 1 x 10-6 6 Leche Neutral 1 x 10-7 7 Agua pura 1 x 10-8 8 Claras de huevo 1 x 10-9 9 Levadura Ácidos Bases 1 x 10-10 10 Tums®antiácidos 1 x 10-11 11 Amoníaco 1 x 10-12 12 Caliza Mineral - Ca(OH)2 1 x 10-13 13 Drano® 1 x 10-14 14 NaOH MEDIDA DEL PH La Hortensia (Hydrangea) posee flores rosas o azules dependiendo del pH del suelo. En suelos ácidos las flores son azules, mientras que en suelos alcalinos son rosas. El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion hidrógeno.También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 40 PGF03-R03 Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico El pH de disoluciones concentradas de ácidos sí puede ser negativo. Por ejemplo, el pH de una disolución 2,0M de HCl es –0,30. POH Se dice que el pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido: En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación del agua: H2O ↔ H+ + OHo también, 2H2O ↔ H3O+ + OHPor ejemplo, una concentración de [OH-] = 1×10-7 M (0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que : pOH = -log[10-7] = 7 CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 41 PGF03-R03 Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7. Por lo tanto, pH + pOH = 14 1. 2. 3. 4. 5. Realiza una lista con las principales propiedades de los ácidos y las bases. ¿A qué se le denomina indicador de PH? En la práctica de laboratorio realizada que función cumplió el extracto de repollo. Si una solución tiene un PH de 4 ¿Cuál será su POH? Construya una escala de PH con los valores correspondiente a una sustancia acida, básica y neutra. 6. Mencione 5 ejemplos de ácidos y 5 ejemplos de bases de uso comercial e industrial. 7. En la siguiente gráfica se muestra la relación entre [H+] y pH para varias sustancias. 8. a. b. c. 9. De acuerdo a lo anterior responde: ¿Qué sustancia emplearía para neutralizar una solución de amoniaco? ¿Cuál será el POH de una concentración de 1 x 10 -6? ¿Cuál es la solución que presenta mayor acidez y cual mayor basicidad? Justifica. Calcular la concentración de H+(ac) en: a) una solución en que la concentración de [OH -] es 0,020 M b) una solución en la cual [OH -] es 5,0 · 10 -11 M. 10. El pH del agua lluvia colectada en cierta región de Chile fue de 4,98. Calcule la concentración de iones de esa agua lluvia 11. Calcular los valores de pH en a) una muestra de jugo de limón, cuya concentración de [H+] es 3,2 · 10 -4 M b) una solución utilizada para limpiar vidrio, que tiene una [OH -] de 1,89 · 10 -6 M 12. ¿Cuál es el pH de una solución 0,012 M de HCl? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 42 PGF03-R03 13. Determinar el pH de una solución del HCl de concentración 1,0 · 10 -7 14. Si una solución de HNO3 tiene un pH de 2,25 ¿Cuál es la concentración del ácido? 15. ¿Cuál es el pH de una solución 0,012 M de NaOH? 16. Completar la siguiente tabla, mostrar el proceso para cada caso. Compuesto Concentración HNO3 0,001 M KOH 1x 10-5 M HI 0,2 M Mg (OH)2 0,005 M HClO4 3x 10 -4 M H2SO4 5 x 10-7 M Ca (OH)2 8 x 10 -5 M H3PO4 4 x 10-7 M NaOH 2x 10 -9 M HBr 0,003 M Clasificación Disociación PH POH PRUEBA TIPO ICFES 1, En la tabla se muestran los valores de pH para las soluciones P, Q, R y S La solución de mayor basicidad es A. P B. Q C. R D. S CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 43 PGF03-R03 2. Si la acidez de una solución aumenta al disminuir su pH, la gráfica que representa la acidez en función del pH es: 3. La siguiente tabla presenta el pH para diferentes concentraciones de H2SO4 Para una solución de H2SO4 que tiene una concentración de 50g/L, es muy probable que su pH sea A. mayor que 2,1 B. 1,2 C. menor que 0,3 D. 2,1 Conteste las preguntas 4 al 6 de acuerdo con la siguiente gráfica 4. De acuerdo con la gráfica, al adicionar bicarbonato sódico a la cerveza lo más probable es que A. disminuya la alcalinidad y el pH aumente CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 44 PGF03-R03 B. aumenten la acidez y el pH C. el pH aumente y disminuya la ácidez D. disminuyan la alcalinidad y el pH 5. Para disminuir el pH de la leche, se debe adicionar A. bicarbonato de sodio B. plasma sanguíneo C. jugo de limón D. amoníaco 6. El pH de una solución acuosa disminuye al aumentar la concentración de iones hidronio. En la tabla se indican las concentraciones de iones hidronio en las soluciones M, N, O y P. Es válido afirmar que el pH de la solución A. M es mayor que el de la solución O B. O es menor que el de la solución P C. N es mayor que el de la solución M D. P es menor que el de la solución N Responda las pregunta 7 de acuerdo con la siguiente información Al examinar en el laboratorio tres muestras utilizando extracto de repollo, se obtiene una coloración: Roj o Morado Verd e 7. De acuerdo con esta información, el compuesto de coloración verde se clasifica como: A. una sal B. un ácido C. una base CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 45 PGF03-R03 D. un óxido ácido Responda las preguntas 8 a 10 de acuerdo con la siguiente información En la siguiente gráfica se muestra la relación entre [H+] y pH para varias sustancias. 8. Se requiere neutralizar una solución de NaOH, para ello podría emplearse A. amoníaco. B. agua. C. leche de magnesia. D. jugo gástrico. 9. Si el NaOH 1 M (hidróxido de sodio) es una base fuerte y el agua una sustancia neutra, es probable que la leche agria sea A. una base débil. B. una base fuerte. C. un ácido débil. D. un ácido fuerte. 10. Un tanque contiene agua cuyo pH es 7. Sobre este tanque cae una cantidad de lluvia ácida que hace variar el pH. De acuerdo con lo anterior, el pH de la solución resultante A. aumenta, porque aumenta [H+]. B. aumenta, porque disminuye [H+]. C. disminuye, porque aumenta [H+]. D. disminuye, porque disminuye [H+]. 11. Se tienen 1000 ml de una solución 0,5 M de KOH con pH = 13,7. Si a esta solución se le adiciona 1 mol de KOH es muy probable que A. permanezca constante la concentración de la solución. B. aumente la concentración de iones [OH-]. C. permanezca constante el pH de la solución. D. aumente la concentración de iones [H+] CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 46 PGF03-R03 UNIDAD III : GASES Propósito: Conocer las principales propiedades generales de los gases ideales y los gases en condiciones controladas. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 47 PGF03-R03 EL ESTADO GASEOSO El estado gaseoso es junto con el sólido y el líquido uno de los tres principales estados de la materia. Se diferencia de ellos en que las fuerzas de cohesión entre las partículas que constituyen un gas, sean átomos o moléculas, son muy débiles. Esa debilidad es la responsable de que los gases no mantengan ni una forma ni un volumen definidos, tendiendo siempre a llenar todo el volumen del recipiente que los contiene. La densidad de un gas es por tanto muy variable, pudiéndose comprimir o expandir con facilidad según la presión aplicada. También la temperatura a la que está sometido un gas influye sobre su densidad, ya que a mayor temperatura, un gas contenido en un volumen dado aumentará su presión y su densidad. Aunque prácticamente todas las substancias podrían ser convertidas en gas simplemente sometiéndolas a la temperatura adecuada (excepto, claro está, aquéllas que se descompusieran antes), en condiciones normales de presión y temperatura son numerosas las sustancias que podemos considerar como gases: Por ejemplo, los atmosféricos, como el oxígeno, el nitrógeno, el anhídrido carbónico o los gases nobles. También son gases el hidrógeno, el helio, el flúor, el cloro, el amoníaco, el cloruro de hidrógeno, los óxidos de azufre y nitrógeno, el monóxido de carbono, el metano y otros hidrocarburos de bajo peso molecular, algunos freones etcétera. El así llamado gas natural, por último, es una mezcla de hidrocarburos gaseosos cuyo componente principal es el metano. Desde un punto de vista físico los vapores son asimismo gases, pero se denomina así a aquellas substancias en estado gaseoso que, aun siendo líquidas en condiciones normales, son muy volátiles, es decir, se evaporan con mucha facilidad. El ejemplo más conocido es sin duda el vapor de agua, pero muchas otras substancias como el alcohol etílico, la acetona, el bromo, el yodo, o algunos hidrocarburos se transforman fácilmente en vapor. Los gases constituyen las atmósferas de los distintos astros del Sistema Solar. Además de la atmósfera terrestre, constituida principalmente por nitrógeno y oxígeno, en otros casos éstas están compuestas por nitrógeno o anhídrido carbónico. Un caso especial es el de los planetas gigantes (Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno), a los que se puede considerar como inmensas bolas de hidrógeno, helio y otros gases menores, comprimidas hasta valores tales que estos gases acaban licuados (es decir, transformados en líquido) o solidificados. Cuando las moléculas o los átomos de un gas se ionizan, es decir, cuando se descomponen las partículas neutras en los iones correspondientes, se define a este gas con el nombre de plasma. La principal fuente de plasma está en el interior de las estrellas, y también en el denominado viento solar. Aunque se ha obtenido plasma en el laboratorio, ya que éste CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 48 PGF03-R03 resulta ser un componente fundamental en los procesos de fusión nuclear, éste es sumamente difícil de manejar, razón por la que hoy por hoy todavía no es explotado industrialmente. Una vez realizada la lectura sobre el estado gaseoso desarrollar la siguiente actividad con la finalidad de mejorar su lectura comprensiva. 1. Selecciona tres párrafos los cuales creas que señalan la idea central de texto 2. ¿Qué otro título le darías a la lectura anterior, por qué? 3. ¿Dónde podemos encontrar gases? 4. ¿A qué se le denomina plasma y en donde se puede encontrar? 5. Mencione 5 características de los gases. 6. Desarrolla un mentefacto conceptual acerca de los gases CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 49 PGF03-R03 TEORÍA CINÉTICA DE GASES Este estado físico de la naturaleza es muy importante para nosotros, puesto que cuando el viento toca nuestro rostro o nos llega la fragancia de un perfume, percibimos la materia en estado gaseoso. En el desarrollo histórico de la química, los gases han tenido gran importancia y han proporcionado una clave tanto para los problemas químicos como para los físicos. En efecto, las investigaciones de los gases fueron un aspecto fundamental para el desarrollo de la teoría atómica. Como se verá en este tema, las partículas constituyentes (moléculas o átomos) de los gases se desplazan a altas velocidades; a este movimiento se deben algunas propiedades interesantes. Los modelos mecánicos de los gases han sido uno de los mayores incentivos hacia la nueva experimentación. El estudio elemental de los gases o substancias en estado gaseoso nos permite determinar que estas substancias no poseen una determinada forma geométrica y que, además, ocupan completamente el recipiente que los contiene; los gases son fácilmente compresibles y presentan la característica de ejercer presión sobre las paredes del recipiente en que se encuentran, lo cual les permite expandirse con facilidad. También se ha encontrado que al aumentar la temperatura de un gas que está dentro de un recipiente cerrado, aumenta considerablemente la presión. A continuación se realiza un estudio más exhaustivo de la influencia de la presión y la temperatura sobre el volumen de un gas. La TEORÍA CINÉTICA DE GASES expresa que las moléculas de un gas están totalmente libres, sin ninguna interacción entre ellas. Dichas moléculas se mueven con un movimiento rectilíneo, chocando entre sí y con las paredes del recipiente con choques elásticos. Las CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 50 PGF03-R03 moléculas se consideran puntuales, y el volumen que ocupan dichas moléculas es totalmente despreciable con respecto al volumen del recipiente que se encuentra ocupando dicho gas. Entonces, un gas ideal es el que cumple con la teoría cinética de gases y por lo tanto con la ecuación general de un gas ideal. No siempre los gases cumplen con esta ecuación, un gas real puede no cumplirla El comportamiento y las propiedades de los gases son realmente sorprendentes. Y Qué es un gas? ¿Cómo ejerce presión? ¿Cómo ocupa todo el volumen de cualquier recipiente que lo contenga? ¿Cómo se expande tan automáticamente cuando se elimina cualquier presión externa? ¿Por qué es posible comprimir los gases? ¿Cómo se difunden, los gases en otros gases? Sus volúmenes se ven afectados por la temperatura y la presión de modo tan uniforme, que pueden expresarse estos efectos como leyes científicas. ¿Puede explicarse ésta? ¿Cómo se expande un gas cuando se calienta? ¿Por qué todos los gases se expanden la misma cantidad?,¿Cuál es la diferencia entre un líquido y un gas? ¿Por qué un líquido puede convertirse en un gas y el gas convertirse nuevamente en un líquido cambiando la temperatura o la presión? La teoría cinética molecular de los gases trató de dar respuesta a estas preguntas proponiendo que los gases constaban de moléculas en movimiento. Esta idea puede llamarse modelo, o teoría. Debido a lo que propone, se llama teoría cinética molecular. Ha resultado muy útil para explicar el comportamiento de los gases, los cambios de estado y otros fenómenos importantes. Las ideas principales de la teoría cinética molecular son las siguientes: 1. Los gases están formados de partículas extremadamente pequeñas llamadas moléculas. 2. Las distancias entre las moléculas son muy grandes, comparadas con el tamaño de las moléculas en sí. 3. Las moléculas están en movimiento continuo en línea recta y en todas direcciones 4. La energía cinética de las moléculas en movimiento es proporcional a la temperatura absoluta del gas. Esta energía aumenta cuando el gas se calienta, y disminuye cuando el gas se enfría. La energía cinética promedio de las moléculas de todos los gases es la misma a una temperatura dada. 5. Las moléculas chocan entre sí, y con las paredes del recipiente. Los choques de las moléculas entre sí mismas o con las paredes del recipiente que las contiene son perfectamente elásticos. Cualquier molécula que choca con las paredes del recipiente que la contiene rebota a una velocidad que es exactamente igual a la velocidad que tenía antes del choque. Cuando las moléculas chocan entre sí, rebotan con velocidades cuya suma es la misma que antes del choque. Estos choques, en los que no hay pérdida de velocidades o momentum total, se llaman elásticos. La razón para creer que los choques moleculares son elásticos es que. 93 Los gases pueden existir indefinidamente, sufriendo choques todo el tiempo. 94 Si las moléculas gradualmente se desaceleraran, el gas, tal y como lo conocemos, dejaría de existir. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 51 PGF03-R03 Un Modelo Científico Las suposiciones anteriores de la teoría cinética molecular proporcionan un modelo que nos ayuda a comprender el comportamiento de un gas. Estos modelos son muy útiles y los científicos los emplean con frecuencia como una ayuda para formarse una imagen mental de cómo "trabaja" un sistema dado. Con frecuencia, un modelo es una simplificación, y lo que presenta se denomina "perfecto" o "ideal". Teoría cinética molecular simplifica el comportamiento de los gases al ignorar la atracción entre las moléculas. No obstante, pueden aplicarse las' premisas de la teoría a gases reales, especialmente a presiones bajas y temperaturas elevadas, cuando la atracción intermolecular es en verdad despreciable. Explicación del comportamiento de los gases mediante la teoría cinética molecular. La verdadera prueba de una teoría exitosa es su capacidad para explicar los hechos. Vamos a ver cómo explica la teoría cinética molecular los hechos del comportamiento de los gases. PROPIEDADES DE LOS GASES Expansión La expansión de un gas se debe al movimiento en línea recta de las moléculas, el cual hace que "llenen" cualquier volumen, sin importar lo grande que sea. Al expandirse el gas, los espacios entre las moléculas se vuelven más grandes. Compresibilidad La compresibilidad de un gas se debe a los grandes espacios que existen entre las moléculas. 106 Cuando se aplica una presión externa, las moléculas simplemente se acercan ocupando un volumen menor; las distancias entre ellas Se reducen. Presión La presión de un gas es causada por el bombardeo molecular de las paredes de un recipiente por el gas que está encerrado en él. Puesto que cada molécula tiene masa y velocidad, proporciona un impulso a la pared al chocar. El efecto total de todos los choques de todas las moléculas contra la pared tiene como resultado una presión. Difusión La difusión de los gases también puede explicarse mediante el movimiento molecular. Tan pronto como se abre el recipiente que contiene al gas, algunas moléculas escapan a la atmósfera que las rodea. Al mismo tiempo, las moléculas del aire adyacente empiezan a CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 52 PGF03-R03 volar hacia el recipiente abierto. De esta forma, el movimiento molecular causa difusión y la entremezcla de los gases. Esta teoría sin embargo no solo explica el comportamiento de los gases sino que también nos ayuda a explicar algunas propiedades de los líquidos y sólidos mediante este modelo se puede explicar también los cambios de estado. LEYES DE LOS GASES IDEALES. Ley de Boyle En 1662, Robert Boyle colocó mercurio en un tubo en forma de U cerrado por un extremo, con el propósito de atrapar una cantidad de aire que quedaba entre el mercurio y las paredes del tubo; encontró que al ejercer una presión el volumen del gas disminuía y al eliminar la presión el volumen aumentaba. Esta es la ley de Boyle la cual se enuncia de la siguiente manera " El volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante varia de manera inversamente proporcional a la presión". Matemáticamente se expresa de la siguiente forma: Donde: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 53 PGF03-R03 V = volumen P = presión Sin embargo esta expresión debe ser transformada para poder trabajar con ella. Para cambiar el signo de proporcionalidad por la igualdad es necesario introducir una constante ( k ), así: Esta ecuación se aplica agrupando las variables ( P y V ) en un lado de la ecuación y la constante en el otro lado de la ecuación: PV = k Generalmente los gases pasan de un estado inicial ó 1 y un estado final ó 2. De manera que tendríamos una ecuación para el estado 1 y otra para el estado 2. P1V1= k1 y P2V2= k2 Si k1 = k2 entonces: P1V1= P2V2 Esta es la expresión matemática de la Ley de Boyle P1V1= P2V2. Aplicaciones de la ley de Boyle 1. Un gas que pesa 5 g, ocupa un volumen de 4 litros y se encuentra sometido a una presión de 0.76 atmósferas. ¿Cuál será el volumen que ocupa, en litros, si lo sometemos al doble de la presión mencionada, si se mantiene la temperatura constante? Despeje Datos M= 5g Fórmula P1 V1 = P2 V2 P1 = 0.76 atm P2 = 2P1 = 2 X 0.76 = 1.52 atm V1 = 4 L Substitución Solución CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 54 PGF03-R03 0.76atm 1.52 atm x 4L V2= 2L 2. Una muestra de gas fue recogida en un recipiente de 200 mL, a una presión de 730 mm Hg. ¿Qué volumen ocupará la muestra de gas a 760 mm Hg? Datos Fórmula P1 =730 mm Hg V1= 200 ml P2 =760 mm Hg V2 = ? P1 V1 = P2 V2 Sustitución Despeje V2 = Solución V2 = 0.192 L LEY DE CHARLES. En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante; observó que cuando la temperatura de esta muestra de gas se incrementaba, el volumen aumentaba, y cuando la temperatura disminuía, se reducían el volumen y la temperatura, por lo tanto, el enunciado de esta ley dice: "EL volumen de una muestra de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura". Matemáticamente se expresa de la siguiente forma: V T Donde: V = volumen T = temperatura absoluta °K = signo de proporcionalidad CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 55 PGF03-R03 Sin embargo esta expresión debe ser transformada para poder trabajar con ella. Para cambiar el signo de proporcionalidad por la igualdad es necesario introducir una constante ( k ), así: V=kT Esta ecuación se aplica agrupando las variables ( T y V ) en un lado de la ecuación y la constante en el otro lado de la ecuación: Generalmente los gases pasan de un estado inicial ó 1 y un estado final ó 2. De manera que tendríamos una ecuación para el estado 1 y otra para el estado 2. = k1 y = k2. Si k1 = k2 entonces: Esta es la expresión matemática de la Ley de Charles APLICACIONES DE LA LEY DE CHARLES 1.- Si tenemos 16 litros de un gas a 15 °C ¿Cuál será el nuevo volumen en litros, cuando aumentamos su temperatura hasta 27°C, manteniendo constante la presión. Datos Fórmula Despeje Sustitución V2 = ? V1 = 16 L Resultado 16.6 L 2. ¿Cuál será el volumen de una muestra de gas a 27 °C, si su volumen es de 400 mL a 0°C y la presión permanece constante? Datos Sustitución Fórmula Despeje Solución V2 =439.56 mL CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 56 PGF03-R03 LEY DE GAY LUSSAC Otra relación importante de los gases es la que existe entre la presión y la temperatura de una muestra de gas a volumen constante. En este caso, se observa que si la temperatura de dicho gas aumenta, la presión también aumenta y si la temperatura disminuye, se reduce la presión, por lo tanto, el enunciado de esta ley dice: "La presión de una muestra de gas en un volumen constante, varia directamente proporcional a la temperatura". Matemáticamente se expresa de la siguiente forma: P T Donde: P = presión T = temperatura absoluta = signo de proporcionalidad Sin embargo esta expresión debe ser transformada para poder trabajar con ella. Para cambiar el signo de proporcionalidad por la igualdad es necesario introducir una constante ( k ), así: P=kT Esta ecuación se aplica agrupando las variables ( P y T ) en un lado de la ecuación y la constante en el otro lado de la ecuación. Generalmente los gases pasan de un estado inicial ó 1 y un estado final ó 2. De manera que tendríamos una ecuación para el estado 1 y otra para el estado 2. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 57 PGF03-R03 Si k1 = k2 entonces: Esta es la expresión matemática de la Ley de Gay Lussac Aplicaciones de la ley de Gay – Lussac Como ejemplo práctico de esta ley, véase lo que sucede cuando un recipiente de aerosol, lleno de gas, se calienta en el fuego. El volumen del recipiente es fijo, por eso, al aumentar la temperatura se incrementa la presión del gas; cuando la temperatura es lo bastante alta, la presión del gas es tan grande que el recipiente se rompe y se produce una explosión, razón por la cual, este recipiente jamás se debe poner cerca del fuego. Ejemplos: 6. En un tanque se almacenan 20 litros de oxigeno a la presión de 2 atmósferas, es necesario transportarlo desde un lugar que tiene una temperatura de -10°C, hasta otro de 30 0°C. ¿Qué presión en mm Hg debe soportar el tanque? Datos Sustitución Fórmula Despeje Solución P2 = 2.3 atm CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 58 PGF03-R03 LEY COMBINADA DE LOS GASES (Cambios simultáneos de presión, volumen y temperatura) Cuando varían al mismo tiempo la presión y la temperatura, el nuevo volumen variara en manera proporcional a la variación de temperatura e inversamente proporcional a la variación de la presión. Las relaciones entre P, V y T para una masa dada de cualquier gas, de hecho se pueden expresar como una sola ecuación, después de haber introducido una constante y ubicar a las variables en un lado de la ecuación: Está Ecuación combina a las leyes de Boyle y Charles, y hacen uso de las mismas consideraciones de relaciones correctas tanto de presión como de temperatura que se deben usar en los cálculos. Para la resolución de problemas, está ecuación se expresa generalmente como: Donde P1,T1 y V1 son las condiciones iniciales, y P2V2 y T2 son las condiciones finales. Esta ecuación es útil para calcular cualquiera de las seis variables, relacionadas con comportamiento de los gases. Ejemplos: 1.- Dados 20L de amoniaco gaseoso a 5°C y 730 torr, calcula el volumen cuando las condiciones cambian a 50°C y 800 torr. DATOS SUSTITUCIÓN FORMULA DESPEJE RESULTADOS CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 59 PGF03-R03 V2 = 21.2L 2.- ¿A qué temperatura deben calentarse 10 L de nitrógeno que se encuentran a 25°C y 700 torr para tener un volumen de 15 L y una presión de 760 torr? DATOS SUSTITUCIÓN FORMULA DESPEJE RESULTADOS T2 = 485 ° K ECUACIÓN DEL GAS IDEAL Hemos empleado tres variables en los cálculos relacionados con los gases: el volumen V, la presión P, la temperatura absoluta T, existe otra variable que relacionar y está es la cantidad de sustancia o el número de moles. 61 Para poder entender como se relaciona está con las demás variables tenemos que estudiar primero el Principio de Avogadro, las Condiciones normales y el Volumen molar de un gas Principio de Avogadro A principios del siglo En 1811 Amadeo Avogadro, utilizo los estudios hechos por Gay Lussac sobre los gases y propuso una generalización sobre los gases la cual se expresa de la siguiente manera: Volúmenes iguales de distintos gases a la misma presión y temperatura, contiene el mismo número de moléculas. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 60 PGF03-R03 Este principio descubrió la naturaleza diatomica de los gases elementales como el hidrógeno y el oxígeno, proporciono el concepto de molécula y el concepto de mol. Volumen molar Se ha calculado experimentalmente que el volumen ocupado por un mol de cualquier gas a temperatura y presión normales es igual a 22.4 L , a este volumen se le llama Volumen molar de un gas. Recordaras de la unidad I que una mol de cualquier sustancia contiene 6.023 x 1023 moléculas por lo tanto 6.023 x 10 23 moléculas de cualquier gas ocuparan un volumen de 22.4L En la Ecuación del gas ideal se relaciona ahora también el número de moles el cual se designa con la letra n, esta ecuación expresa que el volumen de un gas varia de manera proporcional con el número de moles y con la temperatura, e inversamente proporcional a la presión. Matemáticamente se expresa Siendo: V = Volumen, T = Temperatura absoluta, P = Presión y n = número de moles. Introduciendo la constante para quitar el signo de proporcionalidad. En este caso la constante es R y es llamada constante universal de los gases. La ecuación se escribe normalmente: PV= nRT Y se le llama ecuación del gas ideal. Esta ecuación afirma en una sola expresión lo que se describe para cada una de las leyes de los gases. El volumen de un gas varía directamente con el número de moléculas y la temperatura absoluta, e inversamente con la presión. El CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 61 PGF03-R03 valor y las unidades de R dependen de las unidades de P, V y T. 75 Podemos calcular uno de los valores de R tomando 1mol de un gas en condiciones normales. Despejando a R de la ecuación Las unidades de R es en este caso litros - atmósferas (L -atm ) por mol -K. Cuando cl valor de R es 0:0821 L atm/mol K, P está en atmósferas, n está en moles, V está en litros, y T en kelvin. Se puede usar la ecuación del gas ideal para cualquier ecuación de las cuatro variables cuando se conocen las otras tres. Ejemplo: 1.- ¿Que presión ejercerán 0.400 mol de un gas en un recipiente de 5.00 L a 17.0ºC? DATOS FORMULA DESPEJE PV = nRT SUSTITUCIÓN SOLUCIÓN P = 1.9 atm 2.- ¿Cuál será el volumen de a mol de hidrogeno a 25 ºC y 0.8 atm? DATOS FORMULA DESPEJE PV = nRT SUSTITUCIÓN SOLUCIÓN CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 62 PGF03-R03 V = 30.5 L 1. Desarrolla el siguiente con base en lo aprendido en clase GASES 2. Responde las siguientes preguntas ¿Qué diferencia hay a nivel de cómo se encuentran esas moléculas cuando el agua está en estado sólido, líquido o gaseoso? ¿En qué condiciones un gas real se comportará como ideal? ¿Por qué el agua a 1 atm. y 150 ªC no se comporta como gas ideal? ¿Qué es un choque elástico? 3. En el siguiente cuadro describa las características de los gases: CARACTERISTICAS DESCRIPCIÓN DENSIDAD CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 63 PGF03-R03 VOLUMEN DIFUSIÓN EXPANSIBILIDAD 4. “Has aprendido bastante” responde en tu cuaderno el siguiente cuadro de preguntas PREGUNTAS a) Explica cómo afecta la presión a los gases. b) Explica cómo afecta la temperatura a los gases. c) Explica cómo afecta el volumen a los gases. d) Explica en qué consiste la ley de Boyle. e) Explica en que se basa la ley de Charles. f) Explica de que trata la ley de Gay Lussac. g) Explica la ley combinada de los gases. h) Cuál es el enunciado del principio de avogadro. i) Como afecta el volumen molar el comportamiento de los gases. j) Cuál es el principal postulado de la teoría cinética molecular. k) Que es la expansión de un gas. l) Como se explica la comprensibilidad de los gases. m) Como se explica la difusión de los gases. 5. Resolver los siguientes ejercicios: Se tienen 12 litros de gas a 2,5 atmósferas, ¿cuál será el volumen si la presión fuese de 5 atmósferas y la temperatura se mantiene constante? 340 ml de gas metano se encuentra a una temperatura de 80º C ¿Cuál será la nueva temperatura del gas si su volumen varia a 1,3 L? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 64 PGF03-R03 6. Completa las siguientes tablas averiguando el valor de la incógnita representada con una letra mayúscula, teniendo en cuenta acuerdo con las leyes vistas. (MUESTRA LOS CALCULOS EN CADA CASO). V1 P1 V2 P2 3L 690mmHg 400 ml S mmHg 4500ml 7atm CL 1200 mmHg 4L M atm 3,2 L 1,9 atm 400 ml F mmHg 2L 340 mmHg 0,2 L 3 atm JL 900 mmHg V2 T2 380ml 33°C YL 340°K 3L X °k 4L 60°C 380°K 2020L 21°C 20 ml Z °K 0.3 L 300°K 0,5 L 409 °K 300 ml N°C V1 T1 V1 P1 T1 V2 P2 0,5L 130mmHg 30°C AL 560mmHg 400°K 3100ml 4atm 231°k 1L B mmHg 2L 3atm D °K 1890ml 402mmHg 303°K 0,9 L 300 mmHg 290 °K 200 ml 1.8 atm T2 200°K G°K 1. Una cantidad determinada de gas se comprime a temperatura constante de un volumen de 638 mL a 208 mL. Si la presión inicial era de 522 mm de Hg. ¿Cuál es la presión final? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 65 PGF03-R03 2. Cuál es el volumen final de un gas si una muestra de de 1.50 L se calienta de 22ºC a 450ºC a presión constante? 3. Lleve a cabo las siguientes conversiones: a) 100.8 kPa a atm; b) 0.430 atm a mmHg; c) 745 torr a mmHg c) 23 mmHg a atm 4. Una cantidad fija de gas se expande a temperatura constante de 2.45 L a 5.38 L. Si la presión original era de 0.950 atm, ¿cuál es la presión final? 5. Originalmente un gas está a 15ºC y con un volumen de 82.mL, si se reduce a en ¼ el volumen, mientras se mantiene constante la presión. ¿cuál es su temperatura final? 6. El cloro se usa ampliamente para tratar el agua. Suponga que el volumen de una muestra en particular es 6.18 L a 740 torr y 33ºC a) ¿Qué volumen ocupará el Cl2 a 107ºC 6 atm? 7. Una cantidad determinada de gas se comprime a temperatura constante de un volumen de 30 mL a 100 mL. Si la presión inicial era de 1520 mm de Hg. ¿Cuál es la presión final? 8. Cuál es el volumen final de un gas si una muestra de 0,5 L se calienta de 22ºC a 110ºC a presión constante? 9. Calcular el valor faltante en cada conjunto de datos en el siguiente cuadro para un gas ideal P1 1.2 atm 710 torr 560 mmHg V1 1L 220 ml 2.8 L 720 ml T1 273ºK 43ºC 12ºC P2 2.3 atm 1 atm 760 torr 280 mmHg V2 1.8 L 0.640 L 1.9 L T2 100ºC 82ºC 20ºC CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 66 PGF03-R03 PRUEBA TIPO ICFES Responde las preguntas 1 y 2 de acuerdo con la siguiente información: 1. Un recipiente como el que se ilustra en el dibujo, contiene 0,2 moles de hidrógeno En la gráfica se describe la variación del volumen del gas cuando aumenta la temperatura 1. Si se ubica otra masa de un kilogramo sobre el émbolo del recipiente es muy probable que A. la temperatura disminuya a la mitad B. se duplique el volumen del gas C. se duplique la temperatura D. el volumen del gas disminuya a la mitad 2. Si por la válvula del recipiente se adicionan 0,8 moles de H2 es muy probable que CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 67 PGF03-R03 A. disminuya la presión B. disminuya la temperatura C. aumente el volumen D. aumente la temperatura 3. La presión de vapor de un líquido es la presión que ejerce el vapor de ese líquido a una Temperatura determinada. A 20°C se tienen iguales cantidades de cuatro líquidos P, Q, R, S cada uno en un recipiente Cerrado conectado a un manómetro como se muestra en el siguiente dibujo. De acuerdo con la información anterior, es correcto afirmar que el líquido con mayor presión De vapor es A. P B. Q C. R D. S 4. Dos recipientes de igual capacidad contienen respectivamente 1 mol de N2 (recipiente 1) y 1 mol de O2 (recipiente 2). De acuerdo con esto, es válido afirmar que A. la masa de los dos gases es igual B. los recipientes contienen igual número de moléculas C. la densidad de los dos gases es igual D. el número de moléculas en el recipiente 1 es mayor 5. Un recipiente de 10 litros de capacidad contiene 0,5 moles de nitrógeno, 2,5 moles de hidrógeno y 1 mol de oxígeno. De acuerdo con esto, Es correcto afirmar que la presión A. total en el recipiente depende únicamente de la presión parcial del hidrógeno B. parcial del oxígeno es mayor a la presión parcial del hidrógeno C. total en el recipiente es igual a la suma de las presiones del nitrógeno, del oxígeno y del hidrógeno D. parcial del nitrógeno es igual a la presión parcial del hidrógeno 6. La descomposición de 4 muestras de carbonato de calcio, CaCO3, se lleva a cabo en cuatro recipientes rígidos cerrados, tal como se ilustra en la siguiente tabla. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 68 PGF03-R03 La ecuación que representa el proceso es Calor CaCO3(s) ===== CaO(s) + CO2(s) Un material contiene 50% CaCO3. Si se deposita igual cantidad de material en cada uno de los cuatro recipientes, es muy probable que: A. las presiones internas sean iguales, ya que se produce igual cantidad de CO2 B. se produzca mayor cantidad de CO2 en los recipientes 2 y 3, ya que el volumen es mayor. C. las presiones internas sean diferentes, ya que el volumen de los recipientes es diferente D. la presión interna en los recipientes 2 y 3 sea mayor que en los recipientes 1 y 4 7. A 273 °K y 1 atm de presión (condiciones normales) el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es 22,4 L. Cuatro globos idénticos (de paredes elásticas y volumen variable) se inflan, con cada uno de los gases que se enuncian en la siguiente tabla. Para que el volumen de los globos sea igual en todos los casos es necesario que a condiciones normales, la cantidad de gas en gramos, de N2, O2, CH3CH2CH3 y CH4 sea respectivamente PV = nRT A. 16, 44, 32 y 28 B. 44, 28, 32 y 16 C. 28, 32, 44 y 16 D. 44, 32, 28 y 16 CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 69 PGF03-R03 8. Un gas ideal ocupa un volumen V a una temperatura T y a una presión P. Si la presión se triplica y la temperatura se reduce a la mitad, el volumen ocupado por el gas en estas condiciones es: A. V/6 B. 2V/3 C. 3V/2 D. 6V PV = nRT Responde las preguntas 9 y 10 de acuerdo con la siguiente información Cuando un soluto no volátil y que no disocia se disuelve en un solvente puro líquido, la presión de vapor del solvente disminuye proporcionalmente a la cantidad de soluto disuelto, a una temperatura constante, esto se relaciona según la expresión: P = Po X1 donde: P = Presión de vapor de la solución Po = Presión de vapor del solvente puro X1 = Fracción molar del solvente 9. Al preparar una solución con 2 moles de A (soluto no volátil) que no disocia y 98 moles de B (solvente), es correcto afirmar que: A. 98% de las moléculas que escapan de la superficie de la solución son de A B. la presión de vapor del solvente puro disminuyó 2% C. la presión de vapor de la solución es 98% menor que la del solvente D. 98% de las moléculas de la solución son de soluto no volátil 10. En la tabla se presenta la presión de vapor del agua a diferentes temperaturas. En una solución 1 molal de un soluto no volátil y que se disocia en agua, al pasar de 100°C a 50°C, es de esperarse que la presión de vapor de la solución disminuya. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 70 PGF03-R03 A. a la mitad de la inicial B. en 50 mmHg C. en 667 mmHg D. a menos de 93 mmHg 11. A temperatura constante y a 1 atmósfera de presión, un recipiente cerrado y de volumen variable, contiene una mezcla de un solvente líquido y un gas parcialmente miscible en él, tal como lo muestra el dibujo Si se aumenta la presión, es muy probable que la concentración del gas en la fase A. líquida aumente B. líquida permanezca constante C. gaseosa aumente D. gaseosa permanezca constante 12. En la siguiente gráfica se ilustra el cambio en la presión en función de la temperatura. De acuerdo con el diagrama anterior, si la sustancia L se encuentra en el punto 1 a temperatura T1 y presión P1, y se somete a un proceso a volumen constante que la ubica en el punto 2 a temperatura T2 y presión P2, es correcto afirmar que en el proceso A. la temperatura se mantuvo constante B. aumentó la temperatura C. la presión se mantuvo constante D. disminuyó la presión CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 71 PGF03-R03 UNIDAD IV SOLUCIONES Propósito: Reconocer cómo se clasifican las soluciones de acuerdo con el estado en que se encuentran tanto el soluto como el solvente. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 72 PGF03-R03 LAS SOLUCIONES Las soluciones son importantes en la química y en la industria y las utilizamos todos los días en nuestra vida. La mayoría de los productos alimenticios son soluciones, así como los productos domésticos, tales como los líquidos limpiadores y el alcohol medicinal. La gasolina que usamos en los automóviles es una solución, y el agua que sale de la llave es otra solución. Se separan soluciones especiales para usos específicos. Las soluciones son pues mezclas homogéneas. Una solución compuesta por dos sustancias se llama solución binaria. Una solución terciaria tiene tres componentes y es posible tener una solución formada y es posible tener una solución formada por numerosas sustancias. Sin embargo, no todas las sustancias se mezclan entre sí para formar soluciones. El azúcar y la sal se disolverán en agua, pero los aceites vegetales y el tiner no lo harán. Una mezcla es un material formado por dos o más sustancias en proporciones variables que conservan sus propiedades; las sustancias intervienen en cantidades variables; sus componentes pueden separarse por medios físicos (destilación, evaporación, cristalización, etc.), generalmente no hay absorción o desprendimiento de energía al hacerlo (interacción química); las sustancias no están químicamente combinadas, es decir, no se forman nuevas sustancias. Las disoluciones son aquellas en las que sus componentes se encuentran distribuidos uniformemente. Un tipo de mezcla puede ser la arena, el cemento, etc. Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas, según estén constituidas por una fase o más. Una fase es la porción de materia que tiene las mismas características y que es físicamente diferente de la otra porción de materia con la cual está en contacto. Mezclas Homogéneas (llamadas también soluciones) Tienen apariencia uniforme y solo se ven como una sola fase. Presentan iguales propiedades en todos sus puntos. Se separan por cristalización, extracción, destilación y cromatografía. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 73 PGF03-R03 Estas mezclas se conocen más genéricamente como soluciones. Una solución está constituida por un “solvente”, que es el componente que se halla en mayor cantidad o proporción y uno o más “solutos”, que son las sustancias que se hallan dispersas homogéneamente en el solvente. El solvente universal es el agua, puede estar a una proporción de 40/60 y el agua continua siendo el solvente en esa mezcla. Las partículas del soluto son tan pequeñas (moléculas, átomos o iones) que no se pueden ver ni siquiera con un ultramicroscopio. El tamaño de estas partículas es aproximadamente la cienmillonésima parte de un centímetro. Por esto no se sedimentan y, además, atraviesan un papel filtro. Mezclas Heterogéneas Presentan un aspecto no uniforme. Se separan por filtración, decantación y por separación magnética. Están formadas por dos o más sustancias puras que se combinan, conservando cada una sus propiedades particulares, de tal manera que podemos distinguir las sustancias que la componen. En las Mezclas heterogéneas podemos distinguir cuatro tipos de mezclas: Coloides: son aquellas formadas por dos fases sin la posibilidad de mezclarse los componentes (Fase Sol y Gel)Entre los coloides encontramos la mayonesa, gelatina, humo del tabaco, el detergente disuelto en agua, etc. Sol: Estado diluido de la mezcla, pero no llega a ser líquido, tal es el caso de la mayonesa, las cremas, espumas, etc. Gel: Estado con mayor cohesión que la fase Sol, pero esta mezcla no alcanza a ser un estado solido como por ejemplo la jalea. Suspensiones: Mezclas heterogéneas formadas por un sólido que se dispersan en un medio líquido. SIMULACIÓN 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. ¿Qué es una solución? ¿Qué es una mezcla? ¿qué tipos de mezclas existen? ¿Qué métodos se emplean para separar mezclas? ¿Cuál es la importancia de las soluciones en la vida real? ¿Qué tipo de mezcla son las soluciones? ¿en qué se diferencia un coloide, un gel y una suspensión? Menciona tres ejemplos de sistemas materiales heterogéneos frecuentes en la vida diaria. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 74 PGF03-R03 8. Menciona tres ejemplos de sistemas materiales homogéneos frecuentes en la vida diaria. 9. Desarrolla en tu cuaderno de química un mentefacto conceptual sobre las soluciones y otro sobre mezclas. 10. ¿Cómo se pueden separar las mezclas Heterogéneas? 11. ¿Cuántos componentes tiene una solución? 12. Marca con una X cuando corresponda a una mezcla homogénea o a una mezcla heterogénea en cada sustancia 13. En la siguiente sopa de letras encontraras términos relacionados con las unidades de concentración de las soluciones. 14. Desarrolla en Tu cuaderno de química un mentefacto conceptual sobre las soluciones. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 75 PGF03-R03 LAS SOLUCIONES Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 76 PGF03-R03 Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida. El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación. Sin embargo, en la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química-física. Este trabajo cuenta con una introducción general del tema que habla un poco acerca de lo básico que se debe saber para poder adentrarse en el tema de las soluciones, este habla acerca de lo que son las soluciones, de lo que es un disolvente y un soluto, también explica acerca de lo que hace diferente a una solución coloide o de las suspensiones. PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SOLUCIONES Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente. Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones: o Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas. o Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas. o Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se observa sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente. o Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 77 PGF03-R03 o Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración La cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente, depende de los siguientes factores: Naturaleza del soluto y del solvente Una regla citada en química es: lo semejante disuelve lo semejante. En otras palabras, la solubilidad es mayor entre sustancias cuyas moléculas sean análogas, eléctrica y estructuralmente. Cuando existe semejanza en las propiedades eléctricas de soluto y solvente, las fuerzas intermoleculares son intensas, propiciando la disolución de una en otra. De acuerdo con esto, en el agua, que es una molécula polar, se pueden disolver solubles polares, como el alcohol, acetona y sale inorgánicas. Así mismo la gasolina, debido al carácter apolar de sus moléculas disuelve solutos apolares como aceite, resinas y algunos polímetros. Temperatura En general, puede decirse que a mayor temperatura mayor solubilidad. Así, es frecuente usar el efecto de la temperatura para obtener soluciones sobresaturadas. Sin embrago, esta regla no se cumple en todas las situaciones. Por ejemplo, la solubilidad de los gases suele disminuir al aumentar la temperatura de la solución, pues, al poseer mayor energía cinética, las moléculas del gas tienden a volatilizarse. De la mima manera, algunas sustancias como el carbonato de litio (Li2CO3) son menos solubles al aumentar la temperatura Presión La presión no afecta demasiado las solubilidades de sólidos y líquidos, mientras que tiene un efecto determinante en las de los gases. Un aumento en al presión produce un aumento en la solubilidad de gases en líquidos. Esta relación es de proporcionalidad directa. Por ejemplo, cuando se destapa una gaseosa, la presión disminuye, por lo general el gas carbónico disuelto en ella escapa en forma de pequeñas burbujas. Estado de subdivisión Este factor tiene especial importancia en la disolución de sustancias sólidas en solvente líquidos, ya que, cuando más finamente dividido se encuentre el solidó, mayor superficie de contacto existirá entre las moléculas del soluto y el solvente. Con ello, se aumenta la eficiencia de la solvatacion. Es por eso que en algunas situaciones la trituración de los solutos facilita bastante la disolución. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 78 PGF03-R03 CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN POR SU CONCENTRACION SÓLIDAS Solucion insaturada; es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación. Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada. LIQUIDAS Solucion saturada: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC. GASEOSAS Solucion sobre saturada: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 79 PGF03-R03 EFECTO DE TYNDALL El Efecto Tyndall es el fenómeno que ayuda por medio de la dispersión de la luz a determinar si una mezcla homogénea es realmente una solución o un sistema coloidal, como suspensiones o emulsiones. Recibe su nombre por el científico irlandés John Tyndall. Por ejemplo, el efecto Tyndall es notable cuando los faros de un coche se usan en la niebla. La luz con menor longitud de onda se dispersa mejor, por lo que el color de la luz esparcida tiene un tono azulado. La luz que reciben las partículas es desviada de la trayectoria inicial y se hacen visibles las partículas. También por este mismo efecto el cielo se percibe azul. La luz del sol es dispersada por la atmósfera, en mayor medida por la región del espectro electromagnético que corresponde al azul. Movimiento browniano El movimiento browniano es el movimiento aleatorio que se observa en algunas partículas nanoscópicas que se hallan en un medio fluido (por ejemplo polen en una gota de agua). Recibe su nombre en honor a Robert Brown quien lo describe en 1827. En 1785, el mismo fenómeno había sido descrito por Jan Ingenhousz sobre partículas de carbón en alcohol. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 80 PGF03-R03 El movimiento aleatorio de estas partículas se debe a que su superficie es bombardeada incesantemente por las moléculas del fluido sometidas a una agitación térmica. Este bombardeo a escala atómica no es siempre completamente uniforme y sufre variaciones estadísticas importantes. Así la presión ejercida sobre los lados puede variar ligeramente con el tiempo provocando el movimiento observado. Tanto la difusión como la ósmosis son fenómenos basados en el movimiento browniano. La descripción matemática del fenómeno fue elaborada por Albert Einstein y constituye el primero de sus artículos del "año mirabilis" de 1905. La teoría de Einstein demostraba la teoría atómica, todavía en disputa a principios del siglo XX, e iniciaba el campo de la física estadística. El modelo matemático Fue Norbert Wiener en 1923 quien dio la primera definición matemática rigurosa del movimiento. Él y Paul Lévy elaboraron el modelo que supone una partícula que en cada instante se desplaza de manera independiente de su pasado: es como si la partícula «olvidara» de dónde viene y decidiese continuamente, y mediante un procedimiento al azar, hacia dónde ir. O sea que este movimiento, a pesar de ser continuo, cambia en todo punto de dirección y de velocidad. Tiene trayectoria continua, pero no tiene tangente en ningún punto. Las dos propiedades básicas que Wiener supuso son: Todas las trayectorias deben ser continuas. Una vez que fue observada la posición de la partícula en el instante t=0 (posición por tanto conocida), su posición (aleatoria) en un instante posterior t´ debe estar regido por la ley de Gauss, cuyos parámetros dependen del tiempo t transcurrido. SOLUBILIDAD La solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido. Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto; en algunas condiciones se puede sobrepasarla, denominándose solución sobresaturada. Además la solubilidad es la propiedad que tienen unas sustancias de disolverse en otras,a temperatura determinada . CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 81 PGF03-R03 La sustancia que se disuelve se llama (soluto) y la sustancia donde se disuelva se llama (solvente). No todas las sustancias se disuelven en un mismo solvente, por ejemplo en el agua, se disuelve el alcohol y la sal. El aceite y la gasolina no se disuelven. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a estos la sustancia será más o menos soluble, por ejemplo: Los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico. Entonces para que sea soluble en éter etílico ha de tener poca polaridad, es decir no ha de tener más de un grupo polar el compuesto. Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad como son: las parafinas, compuestos aromáticos y los derivados halogenados. El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación. La solubilidad varía con la temperatura. En la mayoría de los casos: a mayor temperatura del solvente, mayor solubilidad del soluto. FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD La solubilidad depende de factores que son naturaleza de los del soluto y del solvente, la temperatura y la presión. Efecto de la Temperatura: la solubilidad de los gases en agua decrece usualmente al aumentar la temperatura de la solución. Los gases en agua fría tienden a abandonar las soluciones en forma de burbujas cuando se calienta el agua. Si el proceso es rápido hay efervescencia. La mayoría de los sólidos se disuelven mejor en un líquido al aumentar la temperatura. En los líquidos, la solubilidad tiende a incrementarse al aumentar la temperatura. Efecto de la Presión: La presión tiene un efecto mayor en lo que se refiere a la solubilidad de los gases, pues en lo concerniente a líquidos y sólidos no tiene mayor importancia. La solubilidad de todos los gases aumenta cuando se incrementa la presión. Un ejemplo bien conocido es el de las bebidas gaseosas, en las cuales el bióxido de carbono esta disuelto a presión, cuando se destapa la botella la presión cae y el CO2 se hace menos soluble, por lo cual se escapa de la botella y forma burbujas. Efecto de la naturaleza del soluto y del Solvente: Como regla general, se tiene que es mas fácil que una sustancia se disuelva en otra, cuanto mas semejantes sean entre si. Por ejemplo, el agua y el alcohol se disuelven mas fácilmente, que el alcohol en benceno; el benceno no contiene oxigeno en sus moléculas por lo tanto se disuelve mas fácil el alcohol en agua que en el benceno. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 82 PGF03-R03 UNIDADES DE CONCENTRACION Porcentaje peso / peso (o masa / masa) m solución = m soluto + m solvente (soluciones binarias ) Donde: m solución: masa de la solución medida en [ g ] m soluto : masa del soluto medida en [ g ] m solvente : masa del solvente medida en [ g ] ( P / P ) soluto 100 × m soluto = ——————– m solución Donde: ( % P / P ) soluto : porcentaje peso / peso o masa / masa de soluto m soluto : masa del soluto medida en [ g ] m solución : masa de la solución medida en [ g ] 100 × m solvente ( P / P ) solvente = ——————–– m solución Donde: ( % P / P ) solvente : porcentaje peso / peso o masa / masa de solvente m solvente : masa del solvente medida en [ g ] m solución : masa de la solución medida en [ g ] ( P / P ) soluto + ( P / P ) solvente = 100 ( soluciones binarias ) Donde: ( % P / P ) soluto : porcentaje peso / peso o masa / masa de soluto ( % P / P ) solvente : porcentaje peso / peso o masa / masa de solvente Ejemplo: Calcula el porcentaje peso / peso de soluto y de solvente de una solución formada por 30 [ g ] de soluto y 170 [ g ] de solvente. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 83 PGF03-R03 100 × 30 = ————– = 15 % 30 + 170 ( P / P ) soluto 100 × 170 ( P / P ) solvente = ————– = 85 % 30 + 170 Porcentaje peso / volumen ( masa / volumen) 100 × m soluto ( P / V ) soluto = ——————– V Donde: ( % P / V ) soluto : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de soluto m soluto : masa del soluto medida en [ g ] V : volumen de la solución medido en [ ml ] ( P / V ) solvente 100 × m solvente = ——————–– V Donde: ( % P / V ) solvente : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de solvente m solvente : masa del solvente medida en [ g ] V : volumen de la solución medido en [ ml ] ( P / V ) soluto + ( P / V ) solvente = 100 × D ( solución binaria ) Donde: ( % P / V ) soluto : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de soluto ( % P / V ) solvente : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de solvente D : densidad de la solución medida en [ g / ml ] CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 84 PGF03-R03 1. Desarrollar el siguiente mentefacto conceptual SOLUCIONES 2. Teniendo en cuenta que ya has aprendido michas cosas sobre las soluciones, responde con tus propias palabras en tu cuaderno las siguientes preguntas: a) Que es una Solución. b) Cuáles son las propiedades físicas de las soluciones c) Como se clasifican las soluciones d) Que es un coloide. e) Que características presenta un estado sol. f) Que características presenta un estado gel. g) Cuáles son las características del efecto tyndall. h) Como se presenta el movimiento browniano. i) Que es solubilidad. j) Cuáles son los factores que afectan la solubilidad. k) Cuáles son las unidades de concentración. 3. Cuando se disuelve azúcar (sacarosa) en el café y se agita: a) el azúcar desaparece “de nuestra vista” en el líquido ( ) b) el azúcar se ha transformado en una nueva sustancia al pasar al estado líquido ( ) c) el azúcar mantiene su identidad pero ahora se ha disuelto en el líquido ( ) d) el azúcar reacciona con el agua para formar otro compuesto que da el sabor al café ( ) CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 85 PGF03-R03 e) el azúcar está presente en el café pero ahora en menor cantidad ( ) 4. Señale con cruces las dos opciones correctas-Cuando se disuelve un soluto (sólido) en un disolvente (líquido) : a) se produce una reacción química (se originan nuevas sustancias) ( ) b) la formación de la solución es un proceso físico (se mantiene la identidad de las sustancias) ( ) c) el n° de moles de soluto disuelto no influye en la masa final de la solución obtenida d) el soluto “desaparece” en el disolvente) ( ) e) la masa de la solución formada es igual a la sumatoria de la masa de sus componentes (masa de soluto + masa de disolvente) ( ) 5. Señale con una cruz la opción correcta en cada caso- Cuando diluimos con agua una solución concentrada, el n° de moles de soluto: el n° de moles de solvente: a) aumenta ( ) a) aumenta ( ) b) disminuye ( ) b) disminuye ( ) c) permanece igual ( ) c) permanece igual ( ) Explique el por qué de cada respuesta dada 6. Señale con una cruz la opción correcta- En el siguiente par, ¿cuál de las soluciones está más diluida? a) 4 g. de NaCl disueltos en 100 ml. de solución ( ) b) 2 g. de NaCl disueltos en 25 ml. de solución ( ) 7. Señale con una cruz la opción correcta - Una solución acuosa de NaCl al 15% P/P contiene: a) 15 g de NaCl + 100 g de agua ( ) b) 15 g de NaCl + 85 g de agua ( ) FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN a) Calcule el porcentaje peso a peso de soluto en una solución que se prepara disolviendo 40 gr de NaCl en 67 gramos de H2O? b) ¿Cuántos gramos de NaOH se requieren para preparar 320 gr de solución al 5 % por masa? c) ¿Cuántos gramos de agua se requieren para disolver 32 gramos de KCl y obtener una solución al 26% en peso? d) ¿Cuántos mililitros de alcohol se requieren para preparar 300 ml de solución acuosa al 10 %? e) Si se mezclan 15 ml de alcohol en 140 ml de agua ¿Cuál es el porcentaje por volumen de agua y alcohol? f) ¿Cuántos g de agua y de sal deberán tomarse para preparar 108 g de solución al 7 %m/m? CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 86 PGF03-R03 g) disuelven 15 g de azúcar en 80 g de agua. Calcular la concentración de la solución. PRUEBA ICFES Contesta las preguntas 1 y 2 de acuerdo con la siguiente información El dibujo muestra el montaje utilizado para una destilación a presión constante, y a continuación se describen en la tabla las características de los componentes de la mezcla que se destila 1. De acuerdo con lo anterior, es válido afirmar que a la composición inicial, la temperatura a la cual la mezcla comienza a hervir A. es mayor de 100ºC B. es menor de 78ºC C. es igual a 100ºC D. está entre 78 y 100ºC 2. Los cambios de estado que tienen lugar durante la destilación, teniendo en cuenta el orden en que suceden, son. A. condensación-evaporación B. solidificación-fusión C. evaporación-condensación D. fusión-evaporación Conteste las preguntas 3 al 5 de acuerdo con la siguiente información En el laboratorio se realizó el procedimiento que se describe en el diagrama, para identificar los cationes Plata (Ag+), Plomo (Pb2+), Mercurio (Hg+) en una muestra problema CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 87 PGF03-R03 3. Es correcto afirmar que el sólido 1 formado está compuesto de: A. HgCl y PbI2 B. AgCl y PbCI2 C. AgCl y HgI D. PbI2 y AgI 4. Es correcto afirmar que el NH4OH adicionado al sólido 2 se utiliza para: A. solubilizar los cationes Hg+ y no los Ag+ B. separar como sólido los cationes Hg+ y Ag+ C. disolver completamente el sólido 2 D. precipitar los cationes Ag+ 5. Durante el procedimiento se realizó una prueba de pH para cada uno de los filtrados. Es correcto afirmar que el pH del filtrado A. 1 es básico, 2 es neutro, 3 es ácido B. 1 es neutro, 2 es básico, 3 es ácido C. 1 es ácido, 2 es neutro, 3 es básico D. 1 es básico, 2 es ácido, 3 es neutro 6. Una muestra de ácido clorhídrico puro, HCl, necesita 100 g de NaOH de 80% de pureza para neutralizarse. La masa de la muestra de ácido clorhídrico es A. 73 g. B. 80 g. C. 40 g. CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 88 PGF03-R03 D. 36,5 g. Conteste las preguntas 7 de acuerdo con la siguiente información 7. Uno de los procedimientos para producir nitrobenceno en el laboratorio es el siguiente: a. Mezclar en un tubo de ensayo 5 ml de benceno, 3 ml de ácido nítrico y 3 ml de ácido sulfúrico b. En un baño de agua caliente, aumentar la temperatura de la mezcla hasta que expida un fuerte olor y en aquel momento, suspender el calentamiento. En el laboratorio, un estudiante cuenta con los instrumentos que aparecen en el recuadro. Para realizar la práctica de acuerdo con el procedimiento, los instrumentos más adecuados son A. tres tubos de ensayo, una pipeta de 5 ml y un mechero B. un tubo de ensayo, una probeta de 5 ml, un mechero con trípode y placa y una pipeta de 5 ml C. un tubo de ensayo, un mechero con trípode y placa, una pipeta de 5 ml y un vaso de precipitado de 50 ml D. un tubo de ensayo, un vaso de precipitado de 50 ml y un mechero Conteste las preguntas 8 y 9 de acuerdo con la siguiente información Un método para obtener hidrógeno es la reacción de algunos metales con el agua. El sodio y el potasio, por ejemplo, desplazan al hidrógeno del agua formando hidróxidos (NaOH ó KOH). El siguiente esquema ilustra el proceso CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 89 PGF03-R03 8. De acuerdo con lo anterior, la ecuación química que mejor describe el proceso de obtención de hidrógeno es 9. De acuerdo con la información anterior, el número de moles de potasio necesarias para producir ocho moles de hidrógeno es A. 1 B. 2 C. 8 D. 16 Conteste las preguntas 10 a 12 de acuerdo con la siguiente gráfica 10. Al dejar caer la esfera en la probeta, lo más probable es que: A. flote sobre la superficie de Q por ser esférica B. quede en el fondo, por ser un sólido C. flote sobre P por tener menos volumen D. quede suspendida sobre R por su densidad 11. Si se pasa el contenido de la probeta a otra, es probable que: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 90 PGF03-R03 A. Q, P y R formen una solución B. Q quede en el fondo, luego P y en la superficie C. P y Q se solubilicen y R quede en el fondo D. P, Q y R permanezcan iguales 12. Para obtener por separado Q, P y R el montaje experimental más adecuado es: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 91 PGF03-R03 BIBLIOGRAFÍA Química 2 Editorial Santillana, México 1997 Enciclopedia Microsoft Encarta 2008 Enciclopedia Hispánica WEBGRAFIA www.relaq.mx www.chemedia.com http://www.pdf-search-engine.com/guia-ejercicios-quimica-pdf.html http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema4/index4.htm CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 9 92
