9 - Colegios Arquidiocesanos
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ARQUIDIÓCESIS DE CALI FUNDACIONES EDUCATIVAS ARQUIDIOCESANAS DISEÑO CURRICULAR COLEGIOS ARQUIDIOCESANOS GUÍA-TALLER Año lectivo: __________ ÁREA DE CIENCIAS NATURALES - QUÍMICA PRIMER PERIODO- GRADO NOVENO CONOCIENDO Y APLICANDO EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA 1 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali PRESENTACIÓN Colegio: Grado: Noveno Docente: Tiempo previsto: un periodo (primero) Área: Ciencias Naturales y Educación Ambiental. Horas: 36h/período PROPÓSITOS DEL PERIODO A NIVEL AFECTIVO Manifestemos mucho interés por: Construir macroproposiciones y graficarlas en mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Comprehender e interpretar textos relacionados con los grupos funcionales inorgánicos (óxidos, bases, ácidos y sales), la nomenclatura (stock, sistemática y tradicional), las reacciones y ecuaciones químicas. Plantear y argumentar hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las reacciones y ecuaciones químicas. A NIVEL COGNITIVO Comprehendamos los procedimientos para: Construir macroproposiciones y graficarlas en mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Interpretar textos relacionados con los grupos funcionales inorgánicos (óxidos, bases, ácidos y sales), la nomenclatura (stock, sistemática y tradicional), las reacciones y ecuaciones químicas. Plantear y argumentar hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las reacciones y ecuaciones químicas. A NIVEL EXPRESIVO Construyamos macroproposiciones y grafiquemos mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Comprendamos e interpretemos textos relacionados con los grupos funcionales inorgánicos (óxidos, bases, ácidos y sales), la nomenclatura (stock, sistemática y tradicional), las reacciones y ecuaciones químicas. Planteemos y argumentemos hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las reacciones y ecuaciones químicas. EVALUACIÓN: INDICADORES DE DESEMPEÑO 1. Desarrollo el pensamiento a través del uso adecuado de cromatizadores de la proposición, conceptos y precategorías con sus respectivos mentefactos. De igual manera potencio los operadores del M.L.O: inferir, construir macroproposiciones y estructurar textos relacionados con la química inorgánica. 2. Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con nomenclatura química, reacciones y ecuaciones químicas. 3. Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con nomenclatura química, reacciones y ecuaciones químicas. 2 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 4. Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con nomenclatura química, reacciones y ecuaciones químicas. 5. Produzco textos orales y escritos a partir de observaciones que me permiten plantear hipótesis y regularidades sobre nomenclatura química, reacciones y ecuaciones químicas. ENSEÑANZAS: COMPETENCIAS Y HABILIDADES Competencias Habilidades Desarrollar el pensamiento a través del uso adecuado de los cromatizadores de la proposición, conceptos y precategorías, con sus respectivas operaciones intelectuales y mentefactos. De igual manera potenciar los operadores del M.L.O. Observar. Plantear y argumentar hipótesis y regularidades. Seguir instrucciones. Relievar. Inferir. Construir macroproposiciones. Realizar lectura comprehensiva. Interpretar textos argumentales. Producir textos argumentales. Usar adecuadamente instrumentos de conocimiento; proposiciones, conceptos y precategorías. Establecer relaciones. Plantear y resolver problemas. Seguir instrucciones y utilizar flujogramas lineales, paralelos, de decisión y mixtos en el planteamiento y solución de problemas propio de las ciencias naturales, aplicando el método científico. Analizar y argumentar datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones. Comprehender e interpretar textos donde: - Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio químico. -Explico condiciones de cambio y conservación en diversos sistemas, teniendo en cuenta transferencia y transporte de energía y su interacción con la materia. EJES TEMÁTICOS NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA: Función química. Grupo funcional. Óxidos. Ácidos. Bases. Sales. Nomenclaturas: stock, sistémica y tradicional. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Sustitución. Descomposición. Doble sustitución. Combinación. Métodos: ensayo - error y óxido reducción. DIDÁCTICAS Didácticas proposicionales 3 Didácticas conceptuales Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Didácticas argumentales ARQUIDIÓCESIS DE CALI FUNDACIONES EDUCATIVAS ARQUIDIOCESANAS ÁREA DE CIENCIAS NATURALES PRUEBA DE DIAGNÓSTICA Propósito: Que yo resuelva problemas aplicados a todo lo relacionado con el enlace químico. 1. De acuerdo con la fórmula química del sulfato de aluminio Al 2(SO4)3, es válido afirmar que éste: A. tiene dos moléculas de Al B. está compuesto por tres clases de moléculas C. tiene cuatro átomos de O D. está compuesto por tres clases de átomos CONTESTE LAS PREGUNTAS 2 Y 3 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE TABLA La tabla presenta la electronegatividad de 4 elementos X, J, Y y L Elemento X J Y L Electronegatividad 4.0 1.5 0.9 1.6 2. De acuerdo con la información de la tabla, es válido afirmar que el compuesto con mayor carácter iónico es: A. LX B. JL C. YJ D. YX 3. De acuerdo con la información de la tabla, es válido afirmar que el compuesto de mayor carácter covalente es: A. LY B. JL C. YX D. YJ CONTESTE LAS PREGUNTAS 4 Y 5 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE TABLA 4. De acuerdo con la tabla anterior, la estructura de Lewis que representa una molécula de YW2 es: 4 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 5. De acuerdo con la información de la tabla, es válido afirmar que los números de masa de X y Y son respectivamente: A. 13 y 12 B. 11 y 6 C. 22 y 12 D. 23 y 14 CONTESTE LAS PREGUNTAS 6 A 8 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE GRÁFICA 6. 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 7. Si se pasa el contenido de la probeta a otra, es probable que: A. Q, P y R formen una solución B. Q quede en el fondo, luego P y en la superficie R C. P y Q se solubilicen y R quede en el fondo D. P, Q y R permanezcan iguales 8. Para obtener por separado Q, P y R el montaje experimental más adecuado es: 5 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 9. El siguiente esquema representa parte de la información que contiene la tabla periódica: Si se tiene en cuenta que los elementos que quedan ubicados en un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes, es válido afirmar que forman parte de un grupo los siguientes elementos: A. B, C y N B. N, S y Br C. Be, Mg y Ca D. Li, Na y Be 10. 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. 4g de ácido acético en 96g de solución B. 100g de soluto y 4g de ácido acético C. 100g de solvente y 4g de ácido acético D. 4g de ácido acético en 100g de solución 11. Teniendo en cuenta que el peso del Mg es 24.31g/mol y que una molécula de MgSO4 pesa 120.37g/mol. La composición porcentual correspondiente a Mg, S y O es: A. 20.20%, 26.63% y 53.17% B. 27.73%, 18.52% y 53.75% C. 55. 22%, 33.11% y 11.67% D. 29.14%, 54.22% y 16.64% 12. Un átomo de cloro posee 17 protones y 18 neutrones. Por lo tanto si añadimos un neutrón a su núcleo, su número atómico es: A. 15 B. 16 C. 17 D. 35 13. El sodio (Na) tiene número atómico 11, su configuración electrónica correspondiente es: A. 1s22s32p53s1 B. 1s22s22p63s1 C. 1s12s22p63s2 D. 1s23s22p63s1 6 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA- TALLER N° 1 FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPOS FUNCIONALES Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo comprehenda e interprete textos relacionados con las funciones químicas y los grupos funcionales inorgánicos (óxidos, bases, ácidos y sales). Grafique mentefactos proposicionales y conceptuales. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Comprehendo e interpreto ideas fundamentales de textos, estableciendo relación entre los diversos grupos funcionales. Modelo mentefactos proposicionales a partir de proposiciones seleccionadas del texto. FASE COGNITIVA: FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL Se llama función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y comportamientos comunes. Estas sustancias tienen un comportamiento propio y específico en los procesos químicos. Las funciones químicas se describen a través de la identificación de los grupos funcionales que las identifican. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química, sus propiedades principales. Teniendo en cuenta lo anterior: 1. Halla la diferencia entre función química y grupo funcional: ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 2. Grafica el respectivo mentefacto proposicional: 7 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Capacidad de actuar propia de los seres vivos, sustancias, máquinas o instrumentos. Funciones Es el conjunto de propiedades comunes que caracterizan una serie de sustancias, lo cual permiten diferenciarlas de las demás. Conjunto de propiedades comunes que integran los compuestos que contienen elementos y compuestos inorgánicos; es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno. Se realiza con el fin de mantener las condiciones de vida. FUNCIÓN QUÍMICA FUNCIÓN Q. INORGÁNICA Conjunto de propiedades comunes que componen los compuestos que contienen carbono. Función Biológica Función Química Orgánica Según la naturaleza del elemento O2 + elemento Resulta de la unión de óxidos básicos con el agua. ÓXIDOS Según la clase de elemento Unión del oxigeno con metal. 8 Óxidos básicos Unión del oxigeno con el no metal Óxidos ácidos Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali BASES Unión del H2 con un no metal Sustancias que se caracterizan por liberar + iones H Hidrácidos ÁCIDOSS Producto de reaccionar un ácido con una base Según su unión con el H2 Unión de oxido ácido con el agua Oxácidos SAL 3. Teniendo en cuenta el mentefacto conceptual, contesto F si es falso o V si es verdadero. ____ El H2 más un no metal es una clase de función. ____ Función química orgánica es una clase de función. ____ Función es una clase de funciones. ____ Los ácidos tiene algunas de las características de función. ____ Función matemáticas es una clase de función. ____ Función, función matemática, óxidos son conceptos. ____ Función químicas inorgánicas se diferencian de funciones químicas orgánicas y sales. ____ Las sales pertenecen a funciones y función química inorgánica pero no función matemática. ____ Todos los óxidos son una exclusión de ácidos. 4. La combinación de un metal con el oxígeno da origen a óxidos básicos. El Li2O es el producto de combinar el metal (Li) con el oxígeno. Entonces _______________________________________ Toda combinación del hidrogeno con los no metales produce hidráxidos. El HCl es la combinación de un hidrógeno con un no metal. Entonces, _____________________________________. La unión de un oxido básico con el agua produce bases. El NaOH es la unión de un óxido básico con el agua. Entonces, __________________________________ 5. El átomo o agrupación de átomos cuya presencia en la molécula determina las propiedades características de la función es: A. Función química B. Radical C. Ion D. Grupo funcional 6. Las combinaciones binarias de los elementos con el oxígeno son: A. Óxidos B. Bases C. Sales D. Hidróxidos 7. La unión de un oxígeno y un no metal forma A. Hidróxidos B. Bases C. Sales D. Óxidos ácidos 9 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Los óxidos son compuestos binarios que se forman por una reacción de combinación del oxígeno con otro elemento; si se trata de un metal al óxido se le llama óxido básico, en tanto que si se trata de un no metal se le denomina óxido ácido. Como ejemplo de óxido básico podemos mencionar el óxido de hierro, cuya fórmula química es y que lo vemos comúnmente, se trata de la herrumbre anaranjada que se forma cuando dejamos un pedazo de hierro o algún utensilio que lo contenga, por ejemplo, un machete, a la intemperie. Los ácidos son compuestos que resultan de la combinación del hidrógeno con otro elemento o grupos de elementos de mucha electronegatividad y que se caracterizan por tener sabor ácido, reaccionar con el papel tornasol azul y tornarse rosado. Se pueden dividir en hidrácidos si el hidrógeno se une con un no metal y en oxácidos si se da la combinación del hidrógeno con un no metal y oxígeno. Las bases o hidróxidos son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un óxido básico con agua. Ejemplo el LiOH, hidróxido de litio. Se caracterizan, entre otras cosas, por tener sabor amargo, ser jabonosos al tacto, cambiar el papel tornasol de rosado a azul, ser buenos conductores de la electricidad en soluciones acuosas y ser corrosivos. Las sales son sustancias de estabilidad relativa; su actividad y solubilidad están condicionadas a los elementos que la integran. Se forman a partir de la reacción de un ácido y una base; ellas pueden reaccionar entre sí y dar origen a compuestos de mayor estabilidad. Algunas sales se les llama sales ácidas o sales básicas, ello obedece a que pueden originarse de neutralizaciones parciales; por ejemplo, , carbonato ácido de sodio es una sal ácida, en tanto que Mg(OH)Cl (cloruro básico de magnesio), es una sal básica. 8. ¿Qué diferencia encuentras entre un óxido básico y uno ácido? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 9. Encuentro la relación y la diferencia entre un hidrácido y un oxácido ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 10. Es correcto afirmar que las sales se forman por la unión de un óxido acido con agua. Si _______ No _______ ¿por qué? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 11. De los anteriores compuestos ¿cuáles son buenos conductores de la electricidad? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 12. Aumentemos nuestro vocabulario buscando en el diccionario las palabras resaltadas y luego encuéntrales un sinónimo: ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 10 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA- TALLER N° 2. LOS ÓXIDOS Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s). FASE AFECTIVA Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo grafique mentefactos proposicionales sobre el tema. Que yo comprehenda e interprete textos relacionados con la función óxido. Que yo resuelva problemas relacionados con los óxidos. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Desarrollo del pensamiento a través del uso adecuado de la proposición y conceptos, con sus respectivos mentefactos. Comprehendo e interpreto textos relacionados con la función óxido. Resuelvo problemas relacionados con los óxidos. FASE COGNITIVA: FORMACIÓN DE LOS ÓXIDOS Los óxidos son combinaciones de un elemento con el oxígeno. Se agrupan en dos clases: óxidos ácidos y óxidos básicos. Óxidos ácidos: resultan de la unión del oxígeno con un no metal. Estos óxidos al reaccionar con agua nos producen ácidos. Ejemplos: Cl2O, N2O3, CO2, SO2, NO2. El oxígeno tiende a compartir sus electrones con los no metales. Óxidos básicos: resultan de la unión del oxígeno con un metal. Estos óxidos básicos al reaccionar con agua producen las bases. Ejemplos: RaO, Cu2O, CuO, Na2O, CaO, MgO. Algunos óxidos de uso general y sus aplicaciones: Óxido de titanio, TiO2, como pigmento blanco en porcelanas. Óxido de magnesio, MgO, como antiácido (leche de magnesia). Óxido de zinc, ZnO, en ungüentos medicinales y otros medicamentos. 11 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali FASE EXPRESIVA: 1. Localizo los siguientes elementos en la tabla periódica: Be, K, Fe, P, Cl, O. Identifico: A. El grupo al que pertenece cada uno. B. Los estados de oxidación y número de óxidos que puede formar cada elemento. C. El elemento mas electronegativo y el menos electronegativo. D. Represente el enlace entre el oxígeno y el berilio; entre el oxígeno y el cloro con los símbolos electrónicos de Lewis. Elemento Grupo Estados de oxidación Electronegatividad Representación de Lewis Para expresar la fórmula de los óxidos, se escribe primero el símbolo del elemento diferente al oxígeno y, luego, el símbolo de este, cada uno con su número de oxidación. Ejemplo: Be 2 O 2 BeO (óxido de berilio ) “La suma de los estados de 2 K 1 O 2 K 2 O (óxido de potasio ) oxidación siempre debe ser cero, 2 2 para compuestos neutros” Fe O FeO (óxido de hierro( II )) 2. Completo las siguientes reacciones para la formación de los óxidos correspondientes y escribo al lado de cada una si es un óxido básico o un óxido ácido: 2Fe 3 3O 2 5O 2 P2 O5 2Cl 3 Cl 2 O3 I 2 O7 Mg 2 12 MgO Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 3. De acuerdo con las siguientes fórmulas químicas. Indico la cantidad de átomos que posee cada uno, hallo los estados de oxidación de cada compuesto y digo si es un óxido básico o ácido: a. Al 2 O3 : ______________________________________________________________ b. P2 O5 : _______________________________________________________________ c. SO3 : ________________________________________________________________ d. Cl 2 O7 : ______________________________________________________________ e. Hg 2 O : ______________________________________________________________ f. Cr2 O3 : ______________________________________________________________ g. PbO : _______________________________________________________________ 4. Al comprehender e interpretar el texto anterior, respondo lo siguiente: a. ¿Qué tienen en común los óxidos básicos y los óxidos ácidos? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ b. ¿Cuál es la diferencia entre estos? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ c. ¿Cómo se forma un óxido? ______________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ d. Amplío mis conocimientos indagados sobre: los óxidos de titanio, magnesio y zinc. Explico por qué la importancia de estos. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ e. Grafico la siguiente proposición: Según la unión con el oxígeno, un óxido básico, que es el que se forma por la unión del oxígeno con un metal, difiere de un óxido ácido, que es el que se constituye por la unión del oxígeno con un no metal. 13 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali EL NO (OXIDO NÍTRICO)… HEROE Y VILLANO En nuestro alrededor, existen muchas sustancias que nos benefician diariamente y otras que, por el contrario, son nocivas y perjudiciales para el medio ambiente y para nuestra salud. En esta lectura, hablaremos de un gas que, en algunas situaciones, actúa de forma perjudicial y, en otras, por el contrario, es una pieza clave en la industria y en algunos procesos biológicos: El óxido nítrico. El óxido nítrico es un gas incoloro que se forma cuando el oxígeno y el nitrógeno, se combinan a altas temperaturas. Es uno de los primeros gases que se descubrieron; Joseph Priestley lo obtuvo en 1772 al hacer reaccionar ácido nítrico (HNO3) con diferentes metales: Hierro, cobre, estaño, plata, mercurio, bismuto y níquel. Este gas se empleó para determinar la cantidad de oxígeno que contiene el aire. El óxido nítrico es un compuesto que ha sido catalogado como héroe y villano en el mundo de la química. Como villano se encuentra dentro de proceso de formación de smog fotoquímico. La elevada temperatura que se genera en los motores de los autos hace que el nitrógeno y el oxígeno del aire reaccionen para formar dióxido de nitrógeno (NO2). Esta sustancia entra en un ciclo en el que se forma y se desintegra el ozono. La radiación ultravioleta del sol hace que el NO2 reaccione con el oxígeno del aire (O2) para formar óxido nítrico y ozono (O3) inmediatamente después, estos vuelven a reaccionar entre sí para regenerar el dióxido de nitrógeno y el oxígeno. El problema ocurre cuando hay una gran cantidad de hidrocarburos en el ambiente (por ejemplo, los componentes de la gasolina). Estas sustancias reaccionan con el óxido nítrico, así que el ozono ya no tiene con quien reaccionar, por lo que se acumula y, debido a sus propiedades oxidantes causa irritación en la nariz y la garganta, perdida de coordinación muscular y cansancio. Otro problema se presenta cuando el óxido nítrico se encuentra presente en la estratósfera. Los aviones supersónicos que vuelan a grandes alturas liberan oxido nítrico, este contenido adicional de NO disminuye la concentración de ozono en las capas superiores de la atmósfera. De otro lado, el óxido nítrico es un verdadero héroe en muchos procesos químicos industriales, por ejemplo, en la síntesis de sustancias como: ácido nítrico, fertilizantes y explosivos. También en la materia prima de los nitritos de sodio y potasio que se usan para conservar las carnes, debido a que inhiben el crecimiento de las bacterias que causan cierto tipo de intoxicación. Pero una de sus propiedades descubierta recientemente es su papel como mensajero celular. Se piensa que el óxido nítrico es una pieza clave en el almacenaje de la memoria en el cerebro. Todas las señales nerviosas se transmiten a través de un proceso llamado sinapsis. En este proceso, cada neurona envía a la siguiente una sustancia llamadas neurotransmisores. En el caso de la memoria aunque todavía continúan las investigaciones existe una hipótesis: la segunda neurona envía de regreso un mensajero a la primera para que aumente el envío de neurotransmisores, se sugiere que esta sustancia mensajera es la molécula de oxido nítrico. 5. En el proceso de formación de smog fotoquímico, ¿cómo puede reducirse la producción de óxido nítrico? 6. ¿Por qué el óxido nítrico es importante en la industria? 7. ¿Qué otros usos tiene el óxido nítrico? 8. ¿Cita tres ejemplos de sustancias que como el óxido nítrico, que en algunos procesos sean benéficas y en otros sean perjudiciales? 14 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA- TALLER N° 3. LOS ÁCIDOS Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo grafique mentefactos proposicionales sobre el tema. Que yo comprehenda e interprete textos relacionados con la función ácido. Que yo resuelva problemas relacionados con los ácidos. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Desarrollo del pensamiento a través del uso adecuado de la proposición y conceptos, con sus respectivos mentefactos. Comprehendo e interpreto textos relacionados con la función ácido. Resuelvo problemas relacionados con los ácidos. FASE COGNITIVA: Los ácidos son sustancias que ceden protones (H+) en medio acuoso, enrojecen el papel tornasol azul, presentan sabor agrio y presentan un pH inferior a 7. Se agrupan en dos clases: Hidrácidos: son compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con un no metal de los grupos VIA y VIIA. En ellos el hidrógeno trabaja con 1+. Ejemplos: H 2 Cl 2 2 HCl (ácido clorhídric o) H 2 Se H 2 Se (ácido selenhídri co) Estos compuestos son muy solubles en agua y forman en ella soluciones con propiedades ácidas. Oxácidos: además de ser combinaciones de hidrógeno con no metales, son compuestos ternarios que contienen en sus moléculas oxígeno. Resultan de la combinación de óxidos ácidos con agua. Su fórmula general es H X EY OZ . En donde E es el no metal. Ejemplos: 15 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali SO2 H 2 O H 2 SO3 (ácido sulfuroso) N 2 O5 H 2 O HNO3 (ácido nítrico ) 1. Escribo al frente de cada compuesto los estados de oxidación correspondiente y su clasificación como hidrácido u oxácido: A. HF : ________________________________________________________________ B. H 2 SO4 : _____________________________________________________________ C. H 3 PO3 : _____________________________________________________________ D. H 2 S : _______________________________________________________________ E. H 2 CO3 : _____________________________________________________________ F. HBr : _______________________________________________________________ 2. Grafico la siguiente proposición: Los ácidos, que son compuestos que se caracterizan por liberar iones H+ cuando se encuentran en solución acuosa, se clasifican en hidrácidos, que se forman por la unión del hidrógeno con un no metal y en oxácidos, son compuestos formados por la unión de un óxido ácido con agua. 3. ¿Qué propiedades presentan los ácidos? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 4. ¿Qué diferencias presentan los hidrácidos y los ácidos oxácidos, en cuanto a la composición molecular? ______________________________________________________________________ 16 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 5. Busco en el diccionario el significado de las siguientes palabras: a. Protón: _____________________________________________________________ b. Acuoso: ____________________________________________________________ c. pH: ________________________________________________________________ d. Solubles: ___________________________________________________________ e. Solución: ___________________________________________________________ FASE EXPRESIVA: 6. Los siguientes gráficos muestran el uso del ácido sulfúrico y del hidróxido de sodio en la industria. Los observo con atención y respondo las siguientes preguntas: Usos del ácido sulfúrico Usos del hidróxido de sodio 16% 29% 5% 5% 4% 40% 1% 19% 33% Fibras textiles: 18% Papel:Fibras 5% textiles Papel 5% Neutralización: Neutralización Detergentes: 4% Detergentes Aluminio: 1% Aluminio Productos químicos: 40% Productos químicos OtrosOtros usos: 29% usos 18% 1% 11% 13% 3% 2% Productos químicos Productos químicos: 19% Pinturas y pigmentos Pinturas y pigmentos: 18% Fibras sintéticas Fibras sintéticas: 11% Tintes Tintes: 2% Metalurgia Metalurgia: 3% Otros usos Otros usos: 13% Petróleo Petróleo: 1 Fertilizantes Fertilizantes: 33% a. ¿Cuáles son los usos más importantes del ácido sulfúrico y del hidróxido de sodio, exceptuando “otros usos”? b. Comparando ambos gráficos, ¿cuál de las dos sustancias, se utiliza en la fabricación de detergentes? ¿por qué? c. ¿Qué usos del ácido sulfúrico y del hidróxido sódico emplean un 1% de la producción? d. Doy un ejemplo de un uso del ácido sulfúrico que emplee más del 5% de su producción y que no sea un uso del hidróxido de sodio. 7. El dióxido de azufre reacciona, lentamente con el oxígeno y forma el trióxido de azufre. Este óxido forma con la humedad del aire, ácido sulfúrico. Por otra parte, el dióxido de azufre se combina con el agua formando ácido sulfuroso. También los óxidos de nitrógeno producen con la humedad del aire ácido nítrico. 17 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Los ácidos mencionados anteriormente constituyen la llamada “lluvia ácida” que cae a la tierra y causa modificaciones en el suelo de las edificaciones y monumentos de origen calcáreo. Con base en el texto anterior: a. ¿Qué efectos produce la lluvia ácida sobre el suelo? b. ¿Cómo se relaciona el fenómeno anterior con la corrosión de los metales y el daño en los monumentos históricos de origen calcáreo? c. ¿Qué alternativas propondrías para disminuir la producción de lluvia ácida? d. El dióxido de azufre ¿qué tipo de óxido es? e. El ácido sulfúrico ¿qué tipo de ácido es? f. Consulto la fórmula de los reactivos y productos involucrados en la formación de la lluvia ácida y plantea las diferentes ecuaciones que tienen que ver con dicho proceso. g. La palabra “calcáreo” a que hace referencia en el texto. 8. Relaciono la columna A con la B para que todo tenga sentido: A 1. HCl 2. N 2 O3 H 2 O ( ) Oxácido ( ) Te H 2 3. Resulta de la unión de un óxido ácido ( con agua B ) Ácidos 4. H 2Te ( ) Ácido oxácido 5.Enrojecen el papel tornasol azul ( ) Ácido hidrácido 6. H 2 CO3 ( ) HNO2 7. SeO3 ? H 2 SeO4 ( ) I2 H2 8. 2HClO3 ( ) Br2 9. 2HI ( ) H 2O 10. ? H 2 2HBr ( ) Cl 2 O5 H 2 O 8. Con la ayuda de la tabla periódica busco 5 elementos de los grupos VA y VIA diferentes a los vistos en el taller, los uno de las formas vistas y creo mis propios ácidos clasificándolos. 18 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA- TALLER N° 4. LAS BASES Y SALES Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo grafique mentefactos proposicionales sobre el tema. Que yo comprehenda e interprete textos relacionados con las funciones bases y sales. Que yo resuelva problemas relacionados con las bases y las sales. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Desarrollo del pensamiento a través del uso adecuado de la proposición y conceptos, con sus respectivos mentefactos. Comprehendo e interpreto textos relacionados con las funciones bases y sales. Resuelvo problemas relacionados con las bases y las sales. FASE COGNITIVA: Estos compuestos resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. Ejemplos: K 2 O H 2 O 2 KOH ( Hidróxido de potasio ) Fe 2 O3 3H 2 O 2 FeOH 3 (hidróxido férrico ) Los hidróxidos están formados por un ión metálico y el grupo (OH-) llamado hidroxilo, anión negativo con número de oxidación (-1). Son sustancias iónicas formadas por un anión y un catión diferente de H+ y OH-. Resultan de la combinación de un ácido con una base. Ejemplos: 19 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali KOH HCl KCl H 2O cloruro de potasio NaOH HNO2 NaNO2 H 2O nitrito de sodio Ca (OH ) 2 H 2 SO4 CaSO4 2H 2O sulfato de calcio Las sales se clasifican en sales haloideas, si provienen de la reacción de un hidrácido con una base y sales oxisales si resultan de la combinación de un oxácido con una base. Sales neutras: cuando todos los hidrógenos del ácido han sido reemplazados por metales. Ejemplos: CaCl 2 (cloruro de calcio ) FePO 4 ( fosfato férrico ) KClO 4 ( perclorato de potasio ) Sales ácidas: contienen hidrógeno en sus moléculas pues el metal no ha reemplazado todos los hidrógenos del ácido. Ejemplos: NaHS ( sulfuro ácido de sodio) KHSO4 ( sulfato acido de potasio ) KH 2 PO4 ( fosfato diácido de potasio ) Sales básicas: son aquellas en que se ha reemplazado parcialmente los iones hidroxilos de una base por no metal o ión negativo. Ejemplos: ZnOHCl (cloruro básico de zinc) MgOHNO3 (nitrato basico de magnesio) Sales mixtas o dobles: es aquella en la que los hidrógenos de un ácido han sido reemplazados por dos metales diferentes. Ejemplos: KNaSO4 ( sulfato de sodio y potasio ) NH 4 MgPO4 ( fosfato de magnesio y amonio) 1. Encuentre las parejas que se correlacionan: 1. 2. 3. 4. 5. CaOH NaCl MgSO4 KHS BeOHNO3 ( ( ( ( ( ) Sal neutra ) Sal ácida ) Sal básica ) Hidróxido o base ) Mg (OH ) 2 H 2 SO4 FASE EXPRESIVA: 20 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 2. Teniendo en cuenta la información del texto anterior. Construyo un mentefacto proposicional que relacione las sales con su clasificación. 3. En la siguiente tabla aparecen algunos cationes y aniones importantes: Cationes Cu1+ (cuproso) Cu2+ (cúprico) Na1+ (sodio) K1+ (potasio) Mg2+ (magnesio) Fe2+ (ferroso) Fe3+ (férrico) Al3+ (aluminio) Aniones Cl1- (cloruro) NO21- (nitrito) NO31- (nitrato) S2- (sulfuro) SO32- (sulfito) SO42- (sulfato) PO33- (fosfito) PO43- (fosfato) Con base en la información anterior escribo en los espacios en blanco la fórmula o el nombre de la sal, según el caso: Ejemplo 1: Sulfuro de aluminio: Al3+ S2- , por lo tanto resulta Al2S3. Ejemplo 2: Na3PO4. (PO43- Na1+) Fosfato de sodio Siempre se escribe el catión primero seguido del anión 21 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Fosfato cúprico: _________________________________________________________ Sulfuro de magnesio:_____________________________________________________ K2CO3: ________________________________________________________________ CuNO2: _______________________________________________________________ Sulfito de aluminio: ______________________________________________________ Yoduro cúprico: _________________________________________________________ Fosfito de sodio: ________________________________________________________ Fe2(SO4)3: _____________________________________________________________ 4. Busco el significado de las palabras subrayadas en el texto anterior, aplicando DEFINIR, operador de inferir en el M.L.O: ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 5. Explico por qué las siguientes sales son neutras y digo de que ácido provienen: CuNO2, ZnSO4, Na2CO3 y K3PO4. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 6. Escribo el resultado de la reacción entre los siguientes pares de ácidos y sal o ácido y metal: a. NaOH y HCl: _________________________________________________________ b. H2SO4 y Ca (OH)2: _____________________________________________________ c. HNO3 y Cu: __________________________________________________________ 7. Determino para las siguientes sales, de qué ácidos provienen, cuántos hidrógenos se sustituyeron y cuántos quedan por sustituir: a. KHCO3: _____________________________________________________________ ______________________________________________________________________ b. NaHSO4: ____________________________________________________________ ______________________________________________________________________ c. CaHPO4: ____________________________________________________________ 22 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍAS - TALLER N° 5. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo nombre correctamente los compuestos inorgánicos por los diferentes tipos de nomenclatura (stock, IUPAC y tradicional). Que yo resuelva problemas relacionados con la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Comprehendo e interpreto textos relacionados con las funciones inorgánicas y doy nombre a ellas. Resuelvo problemas relacionados con la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. FASE COGNITIVA: Desde hace mucho tiempo, el hombre ha tenido la preocupación permanente de establecer algunas normas que faciliten la comunicación en sus diversas formas (oral, escrita, etc.). El campo específico de la química no ha sido ajeno a la necesidad de un lenguaje químico unificado, que permita identificar las fórmulas y nombres de las sustancias independientemente del lugar donde se utilicen. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha establecido normas para nombrar y escribir tanto los compuestos orgánicos, como los inorgánicos. En la actualidad se manejan tres tipos de nomenclatura: la establecida por la IUPAC, llamada funcional o sistemática; la STOCK, en honor del químico alemán Alfred Stock, que ha tenido gran aceptación por su sencillez, y la nomenclatura TRADICIONAL, la cual cada día se usa menos. La nomenclatura sistemática y Stock conforman un tipo de nomenclatura moderna y está orientada a dar, a los compuestos, nombres más acordes con la fórmula de la sustancia. 1. ¿Qué se entiende por nomenclatura química? 2. ¿Qué importancia representa el establecimiento de una nomenclatura universalmente aceptada para nombrar y escribir los compuestos? 23 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali En este sistema, se pronuncian o se escriben los nombres de los óxidos o hidróxidos así: “el nombre genérico óxido o hidróxido, seguido de la preposición de y el nombre del elemento. Adicionalmente, entre paréntesis, se escribe en números romanos el estado de oxidación del elemento unido al oxígeno o al grupo (OH-)”. Ejemplos: Al 2O3 Al 23 O32 óxido de alu min io Si el elemento presenta un solo estado de oxidación, se omite el paréntesis con el número romano correspondiente. NO N 2O 2 óxido de nitrógeno ( II ) Cl2O Cl21O 2 óxido de cloro ( I ) NaOH Na1OH 1 hidróxido de sodio Fe (OH ) 2 Fe 2 (OH )12 hidróxido de hierro ( II ) CuOH Cu1OH 1 hidróxido de cobre ( I ) Con este sistema, se utilizan los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, hexa, etc., para designar el número de oxígenos o grupos (OH-), seguido de la palabra óxido o hidróxido, y el número de átomos del otro elemento. Ejemplos: CaO óxido de calcio . Puesto que es un solo átomo se omite el prefijo mono PbO óxido de plomo Tl2 O3 trióxido de ditalio Bi 2 O5 pentóxido de dibismuto También puedes omitir los prefijos cuando escribas el nombre del elemento diferente al oxígeno o al OH PbO 2 dióxido de plomo Ba (OH ) 2 dihidróxid o de bario Pb (OH ) 4 tetrahidró xido de plomo De acuerdo con la nomenclatura tradicional, se escribe primero la palabra genérica óxido, hidróxido o ácido, luego se utilizan los sufijos ico y oso o los prefijos hipo y per y el nombre del elemento al inicio o en medio de los sufijo y prefijos según sea el caso. Teniendo en cuenta la siguiente tabla: Cantidad de estados de oxidación 1 2 3 4 24 Prefijo y sufijo ______ico ______ico (mayor) ______oso (menor) Hipo______oso (menor) ______oso (intermedio) ______ico (mayor) Hipo______oso (menor) ______oso (intermedio) ______ico (intermedio) Per ______ico (mayor) Grupo(s) IA, IIA y IIIA IIIA, IVA y metales de transición VA, VIA y metales de transición VIIA y metales de transición Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Ejemplos: Cl 2 O Cl 21 O 2 óxido hipocloros o (menor estado de oxidación grupo VIIA) I 2 O7 I 27 O72 óxido perclórico (mayor estado de oxidación grupo VIIA) CuOH Cu 1 OH 1 hidróxido cuproso (metal de transición grupo IB) Pb (OH ) 4 Pb 4 (OH )14 hidróxido plúmbico (mayor estado de oxidación grupo IVA) H 2 SO3 H 21 S 4 O32 ácido sulfuroso (int ermedio estado de oxidación grupo VIA) HNO3 H 1 N 5 O32 ácido nítrico (mayor estado de oxidación grupo VA) Estos compuestos se nombran anteponiendo la palabra ácido; luego, el nombre específico del no metal y el sufijo hídrico. Ejemplos: HCl : ácido clorhídric o HBr : ácido bromhídrico HCN : ácido cianhídric o Para las sales haloideas (formadas por un metal y un no metal): Se nombran anteponiendo el nombre del no metal con la terminación uro, seguido de la preposición de y por último el nombre del metal. Ejemplos: NaCl : cloruro de sodio HgBr : bromuro de mercurio ( I ) Si el metal presenta varios estados de oxidación, escribirlo al final en números romanos Para las oxisales (formadas por metal, no metal y oxígeno): Para darle nombre a estas, se cambian las terminaciones dependiendo del oxácido del cual provienen. Se cambia la terminación oso por ito e ico por ato. Ejemplos: NaClO : hipoclorit o de sodio CaSO4 : sulfato de calcio Cu 2 CO3 : carbonato cuproso Para sales ácidas y básicas: Se tiene en cuenta los criterios anteriores y se le adiciona la palabra ácido o básico en medio del no metal y el metal. Ejemplos: LiHCO3 : carbonato ácido de litio CaOHCl : cloruro básico de calcio 25 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali FASE EXPRESIVA: 3. Realizo un cuadro en donde nombres los siguientes compuestos utilizando los tres tipos de nomenclatura vistos: a. SO2 b. FeO c. Fe(OH)3 d. KOH e. P2O3 f. Ca(OH)2 g. Cr2O3 h. PbO2 i. Cu(OH)2 4. Doy el nombre correspondiente a los siguientes compuestos: a. H2SO4 b. NaCl c. HCl d. HNO3 e. H3PO4 f. HBr g. NaOH h. H2SO3 i. KMnO4 j. K2CrO4 k. H2CO3 l. KHSO3 m. FePO4 n. CuOHNO3 o. Cu(HS2) p. KClO q. HClO2 r. Ba(OH)2 5. Escribo la formula molecular de los siguientes compuestos: a. Carbonato cuproso b. Óxido de magnesio c. Sulfato cúprico d. Óxido de cobre (II) e. Óxido de plomo (II) f. Óxido de plomo (IV) g. Hidróxido de potasio h. Hidróxido de sodio i. Hidróxido ferroso j. Ácido fluorhídrico k. Fosfato férrico l. Ácido sulfuroso m. Ácido hipocloroso n. Ácido perclórico o. Ácido carbónico p. Sulfuro cúprico q. Ácido nítrico r. Ácido cloroso s. Ácido nitroso t. Ácido fosfórico 6. A partir de la información de la rejilla, preciso: 1. 2. NaOH 4. 3. Ba(NO3)2 5. BaSO4 Ba(OH)2 6. H2SO4 HCl A. Formulo la ecuación para obtener la sustancia de la casilla 4. B. ¿Qué sustancia falta en la rejilla que, mezclada con la sustancia de la casilla 3, produce el nitrato de la casilla 2? C. ¿Cuáles son los productos de la reacción entre las sustancias de las casillas 1 y 6? D. ¿Qué casillas contienen fórmulas que representan ácidos? E. Explico por qué la sal que se representa en la casilla 4 es neutra. 26 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA- EVALUABLE N° 6. PRE-EVALUACIÓN ICFES Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA: PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo resuelva problemas relacionados con los grupos funcionales y la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con los grupos funcionales y la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. FASE EXPRESIVA: PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA: Responda las preguntas 1 a 4 de acuerdo con el siguiente diagrama de las funciones inorgánicas: 1. La función hidróxido corresponde al número: a. b. c. d. 1 2 3 4 27 (base) 2. La función óxido ácido (anhídrido) corresponde al número: a. b. c. d. Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 1 3 4 5 3. La función sal haloidea (haluro) corresponde al número: a. b. c. d. 2 3 4 6 c. Hidróxido d. Sal 8. El hidrógeno reacciona con los no metales originando: a. b. c. d. 4. La función ácido oxácido corresponde al número: a. b. c. d. 9. La fórmula HBrO corresponde al compuesto denominado: 1 2 3 4 a. b. c. d. RESPONDA LAS PREGUNTAS 5 Y 6 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN: Elemento X Característica Muy electronegativo Grupo IIA Y 1. X O2 W 2. Y O2 Z 3. W H 2 O M 4. Z H 2 O L HX es un oxácido Z es un óxido ácido HX es un ácido Z es un hidróxido un oxácido un óxido un hidróxido una sal 7. Al hidratar un óxido básico se produce: a. Base b. Hidrácido 28 por a. HNO2 b. NH 3 c. HNO d. HNO3 11. Las bases en solución acuosa liberan: a. b. c. d. H+ H3O+ OHH+ OH- 12. La fórmula Hg 2 SO4 es usada para representar al compuesto denominado: a. b. c. d. 6. Si M se mezcla con L en un recipiente se formará: a. b. c. d. Ácido bromhídrico Ácido bromoso Ácido hipobromoso Ácido brómico 10. El ácido nítrico tiene fórmula molecular: 5. De HX y Z se puede afirmar que: a. b. c. d. Hidruros Hidrácidos Sales Hidróxidos Sulfito mercúrico Sulfuro mercúrico Sulfato mercúrico Sulfato mercurioso 13. Es un óxido ácido: a. b. c. d. Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali P2 O5 PbO2 Li2 O FeO 14. La fórmula que representa al ácido sulfhídrico es: a. b. c. d. HCl H2S H 2 SO3 HS a. b. c. d. 19. El compuesto H2SO4 es un ácido porque: 15. El nombre correcto del NaHCO es: a. Carbonato de sodio b. Carbonato ácido de sodio c. Bicarbonato de sodio d. a y b son correctas 16. Si el magnesio se combina con el oxígeno, el producto que resulta se clasifica como: a. b. c. d. Sales. Ácidos. Óxidos. Bases. a. Resulta de la unión de un no metal más metal. b. Resulta de la unión de un óxido ácido con agua. c. Resulta de la unión de un ácido más una sal. d. Resulta de la unión de una base mas agua. 20. El NaF es: Sal Óxido básico Base o hidróxido Óxido ácido a. b. c. d. 17. Teniendo en cuenta siguiente diagrama: el Un ácido Una base Una sal Un oxácido 21. El HCl es: a. b. c. d. Sal Oxido Hidróxido Ácido 22. Las sales provienen de la reacción entre: a. b. c. d. Óxido y ácido Base y ácido Hidruro y ácido Hidróxido y peróxido 23. El perclorato de proviene del ácido: Que palabra correctamente: a. b. c. d. lo a. b. c. d. completa Hidrógeno Oxígeno Carbono Ácido Percloroso Hipocloroso Perclórico Clórico 24. Una de las siguientes sustancias es un hidrácido: 18. El compuesto MgSO4 pertenece al grupo de las: 29 sodio Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali a. b. c. d. Ácido fosfórico Ácido hipoyodoso Ácido carbónico Ácido sulfhídrico 25. Los estados de oxidación de los elementos del compuesto K 2 Cr2 O7 son respectivamente: a. 1+, 6+, 2b. 2-, 6-, 1+ c. 1-, 6-, 2+ d. 1+, 6+, 2+ TENIENDO EN CUENTA LA SIGUIENTE TABLA RESPONDA LAS PREGUNTAS 26 A 30 1. NaOH 2. P2 O5 3. KOH 4. HCl 5. H 2O 6. HNO2 a. b. c. d. 26. El compuesto formado por la unión de 1 y 6 es: NaNO2 NaOH NaNO NaCl 27. Si unimos a 2 y 5 compuesto formado es: a. b. c. d. a. b. c. d. TENIENDO EN CUENTA LA SIGUIENTE TABLA RESPONDE LAS PREGUNTAS 31 A 35 1. K 2 CO3 2. Na 2 S 3. CO2 4. KHSO3 5. LiOH 6. MgO 7. HBr 8. H 2 SO4 31. El compuesto que representa una base o hidróxido es: a. b. c. d. Una base. Un oxácido Una sal Un hidrácido 29. De la unión de 1 y 4 que resulta: Una base. Un ácido Un óxido Una sal a. b. c. d. 8 7 4 1 33. Pertenece al grupo de las sales y está clasificado como oxisal: a. b. c. d. 2 6 7 1 34. ¿Cuál compuesto representa la unión de un metal más oxígeno? a. 8 b. 6 c. 5 d. 7 35. Indica en cual casilla encuentra una sal ácida: 30. Que casillas tenemos que mezclar para que su producto sea KNO2 : a. 3 y 2 30 2 5 6 7 32. Su fórmula indica que es un ácido oxácido: es 28. El producto formado por la unión de 3 y 4 es: NaOH KCl 2 KCl HKCl a. b. c. d. b. 3 y 6 c. 3 y 4 d. 3 y 5 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali a. b. c. d. 5 3 4 1 se GUÍA- PRÁCTICA N° 7. LABORATORIO N° 1- NOMENCLATURA QUÍMICA Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con los grupos funcionales y la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. Que yo siga instrucciones y procedimientos adecuados para realizar la práctica de laboratorio. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con los grupos funcionales y la nomenclatura química. Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con nomenclatura química. FASE COGNITIVA Por proceso o "método científico" se entiende aquellas prácticas utilizadas y ratificadas por la comunidad científica como válidas a la hora de proceder con el fin de exponer y confirmar sus teorías. Las teorías científicas, destinadas a explicar de alguna manera los fenómenos que observamos, pueden apoyarse o no en experimentos que certifiquen su validez. Sin embargo, hay que dejar claro que el mero uso de metodologías experimentales, no es necesariamente sinónimo del uso del método científico, o su realización al 100%. Por ello, Francis Bacon definió el método científico de la siguiente manera: Observación: Observar es aplicar atentamente los sentidos a un objeto o a un fenómeno, para estudiarlos tal como se presentan en realidad, puede ser ocasional o causalmente. 1. Inducción: La acción y efecto de extraer, a partir de determinadas observaciones o experiencias particulares, el principio particular de cada una de ellas. 31 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 2. Hipótesis: Planteamiento mediante la observación siguiendo las normas establecidas por el método científico. 3. Experimentación: Parte práctica del trabajo ya sea de campo o en el laboratorio, busca probar la hipótesis. 4. Demostración o refutación: Antítesis de la hipótesis. 5. Tesis o teoría científica: Conclusiones ¿Por qué crees que es importante utilizar el método científico al realizar un experimento? __________________________________________________________ ______________________________________________________________________ FASE EXPRESIVA: FLUJOGRAMA N° 1 PROCEDIMIENTO PARA APLICAR EL MÉTODO CIENTÍFICO 1. Observar el mundo en el que vivo. 2. Plantear preguntas a partir de una observación o experiencia y buscar posibles respuestas. 3. Proponer explicaciones provisionales dando respuesta a mis preguntas. (Hipótesis) 4. Buscar información en diversas fuentes (libros, internet, etc.) y seleccionar la información que da respuesta a mis preguntas 5. Diseñar y realizar experimentos para dar respuesta a las preguntas. ¿Las mediciones se hacen con instrumentos convencionales? 6. Realizar mediciones con instrumentos adecuados. SI NO Realice mediciones con instrumentos no convencionales como vasos, pipetas, etc. 7. Registrar las observaciones y resultados de manera organizada, utilizando esquemas, gráficos, tablas, escritos, etc. 8. Establezco relación entre la información y los datos recopilados. 9. Sacar conclusiones de los experimentos así no se den los resultados. 10. Argumentar las respuestas a las preguntas estudiadas 11. Comunicar oral y por escrito el proceso de indagación y resultado que obtuve. MÉTODO CIENTÍFICO REALIZADO 32 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Utilice regla, metro, termómetro, reloj, balanza, según el caso. Cada ciencia tiene un lenguaje propio y la química no es la excepción. En química inorgánica las sustancias han sido agrupadas en pocas funciones con el fin de poder ser reconocidas tanto por sus nombres como por sus propiedades. En las experiencias que se muestran a continuación se plantean algunas formas de preparar algunas sustancias químicas y como reconocerlas por su comportamiento frente a los indicadores. EXPERIMENTO 1: Reactivos: Fenolftaleína Potasio metálico Sodio metálico Materiales: No te olvides de dejar todo limpio al salir del laboratorio. Lleva siempre los implementos necesarios y sigue las reglas que te indique tu profesor (a) para que no tengas un accidente. Espátula Pinza para crisol Vaso de precipitado PROCEDIMIENTO: 1. Con la ayuda de la pinza para crisol, coloca un trozo de sodio metálico sobre una hoja de papel. 2. Realiza un corte sobre el sodio con ayuda de la pinza y la espátula. Observa por algunos segundos las paredes internas del corte. 3. Coge un pedazo de sodio del tamaño de una lenteja y deposítalo dentro de un vaso de precipitado que contenga 20mL de agua. Observa 4. Añade 2 gotas de fenolftaleína y agita suavemente. Guarda el contenido de este vaso para una experiencia posterior. 5. Repite el procedimiento anterior hasta el paso 4 utilizando potasio metálico. ANÁLISIS: 2. ¿A qué se debe el opacamiento de la superficie brillante del sodio y el potasio recién cortados? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 3. ¿Qué indica la coloración tomada por la solución en presencia de la fenoltaleína? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 4. Realizo el flujograma correspondiente del procedimiento anterior. 33 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 5. Investigo las fichas técnicas del sodio y el potasio EXPERIMENTO 2: Reactivos: Ácido clorhídrico Solución de NaOH Materiales: Busco siempre las fichas de seguridad de todos los reactivos antes de iniciar cada práctica. Cápsula de porcelana Mechero Pipeta Vaso de precipitado de 100mL PROCEDIMIENTOS: 1. Prepara una solución de HCl, disolviendo 2mL de ácido concentrado en 20mL de agua. 2. Añade 2 ó 3 gotas de fenolftaleína a la solución de hidróxido de sodio hasta que la coloración sea permanente. 3. Coloca el vaso con la anterior solución sobre una hoja de papel blanco y con la ayuda de una pipeta, agrega gota a gota la solución de HCl. Agita permanentemente el vaso que contiene la solución de NaOH, sigue agregando ácido hasta que con la adición de una gota desaparezca la coloración violeta de la solución. 4. Coloca en una cápsula de porcelana 5 gotas de la solución incolora y calienta suavemente hasta que la solución se evapore. ANÁLISIS 6. ¿Por qué desaparece la coloración de la solución? ________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 7. Escribo la ecuación química que ilustra lo que está ocurriendo. _____________ ______________________________________________________________________ 8. ¿Qué tipo de sustancia se formó? _______________________________________ ______________________________________________________________________ 9. ¿Cómo se llama el proceso realizado? Explica en que consiste ______________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 10. ¿Qué aplicaciones tiene dicho proceso? ________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 11. Realizo el flujograma correspondiente del anterior procedimiento. 34 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA- TALLER N° 8. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo comprehenda e interprete textos relacionados con las reacciones y ecuaciones químicas. Que yo plantee y resuelva problemas relacionados con el tema. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Comprendo e interpreto textos relacionados con las reacciones y ecuaciones químicas. Planteo y resuelvo problemas relacionados con el tema. FASE COGNITIVA: Una reacción química es una transformación química, en la cual se presenta un reacomodo de los átomos de las sustancias reaccionantes para formar unas nuevas sustancias o productos. Una reacción química se representa mediante una ecuación química, en la cual se utilizan los símbolos y las fórmulas de los compuestos para mostrar lo que sucede durante la reacción. Una reacción se diferencia de una función química en que la primera es una transformación química de una sustancia, mientras que la última es un conjunto de propiedades que diferencian una sustancia de otra. La reacción química se caracteriza por. Un cambio de las propiedades de los reaccionantes. Un cambio en la variación de energía durante todo el proceso de la reacción. Rompimiento de enlaces de los reaccionantes. Poseer una o mas sustancias llamadas reactivos que se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos. 35 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Las ecuaciones químicas son formas de describir las reacciones abreviadamente. Toda ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha, que indica el sentido de la reacción. Las fórmulas correspondientes a los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha, mientras que las fórmulas de los productos se escriben a la derecha. La flecha se interpreta como “se convierte en”. Ejemplo: en Re activos se convierten Pr oductos Si hay más de un reactivo o se forma más de un producto, las fórmulas de cada miembro de la ecuación irán separadas por signos de adición. Ejemplo: C3 H8 5O2 3CO2 4H 2O E El número que va antes de la fórmula química se llama coeficiente estequiométrico “Se llama ecuación química por que la cantidad de átomos en los reactivos es igual a la cantidad de átomos en los productos en una ecuación balanceada”. Las reacciones químicas se pueden clasificar desde varios puntos de vista: Teniendo en cuenta los procesos químicos ocurridos, se clasifican en reacciones de síntesis, de descomposición, de sustitución o de desplazamiento entre otras. Teniendo en cuenta el sentido en el que se lleva a cabo una reacción, se clasifican en reacciones reversibles o irreversibles. Teniendo en cuenta los cambios energéticos producidos, se clasifican en exotérmicas o endotérmicas. Son aquellas en las cuales una sustancia simple reacciona con una mas completa, desplazando o sustituyendo a uno de sus componentes. Ejemplos: 2HCl( g ) Zn( s ) ZnCl2( ac) H 2( g ) (1) O2( g ) HgS( s ) SO2( g ) Hg(l ) (2) Observa cómo el zinc desplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico, produciéndose cloruro de zinc e hidrógeno gaseoso (1) y cómo el oxígeno desplaza al mercurio del sulfuro de mercurio (II), produciéndose dióxido de azufre y mercurio líquido (2). 36 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali En estas reacciones los reactivos o reactantes se dividen en sustancias más sencillas, con lo cual el número de moléculas presentes en los productos es mayor que el número de moléculas en los reactivos. Ejemplo: 2KClO3( s ) calor 2KCl( s ) 3O2( g ) Según el texto anterior responde lo siguiente: 1. ¿Cuál es la diferencia entre una reacción química y una ecuación química? ___ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 2. ¿Qué caracteriza a una reacción química? ________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 3. ¿Cómo se llaman las sustancias que intervienen en una reacción química? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 4. Explique en qué se diferencia una reacción de sustitución y una reacción de descomposición. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ FASE EXPRESIVA: 5. Grafico los siguientes pensamientos: P1: Según las ciencias naturales, las reacciones o cambios químicos, que son la obtención de nuevos productos cambiando su composición difieren sustancialmente de los cambios físicos, que son todos reversibles y no alteran la composición de las sustancias. P2: Según el proceso químico, las reacciones químicas, que son procesos mediante el cual los reactivos se transforman en productos, se clasifican claramente en: reacciones de sustitución, que es el reemplazo de unos átomos por otros en un compuesto. Reacciones de neutralización, que son reacciones entre ácidos y bases, en las cuales se produce una sal y agua. Reacciones 37 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali descomposición, que es el desdoblamiento de un compuesto para producir sustancias más sencillas. Reacciones de doble descomposición, que es cuando las sustancias reactantes se disocian en solución acuosa. Finalmente, reacciones de oxido-reducción, que es la suma de dos procesos independientes (de oxidación y reducción) siendo estas reacciones de la naturaleza. 6. Clasifico las siguientes reacciones químicas según el tipo, ya sea en reacciones de descomposición o en sustitución: a. 2H 2 O2 2H 2 O O2 :___________________________________________________ b. 2H 2 O 2H 2 O2 : ____________________________________________________ c. Fe CuSO4 Cu FeSO4 : _______________________________________________ d. Zn H 2 SO4 ZnSO4 H 2 : ______________________________________________ e. CaSO4 .2H 2 O CaSO4 2H 2 O : ___________________________________________ f. Ca(OH ) 2 CaO H 2 O : _________________________________________________ 7. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa la descomposición del cloruro de potasio? a. K + Cl KCl b. 2KCl + F2 2KF + Cl2 c. d. KCl K + Cl e. 2KCl 2K + Cl2 8. Indago en qué consiste la Ley de la conservación de la materia. 9. Explico la Ley de Proust. 10. Busco el significado aplicando el operador definir del M.L.O de las palabras subrayadas en el texto anterior. 38 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA - TALLER N° 9. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Presente una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo comprehenda e interprete textos relacionados con las reacciones y ecuaciones químicas. Plantee y resuelva problemas relacionados con el tema. Interprete diferentes textos referentes a las reacciones y ecuaciones químicas. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Comprendo e interpreto textos relacionados con las reacciones y ecuaciones químicas. Planteo y resuelvo problemas relacionados con el tema. Analice y argumente datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con las reacciones y ecuaciones químicas. FASE COGNITIVA: Son las reacciones en las cuales dos ó más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva. Ejemplos: 2 H 2( g ) O2( g ) 2 H 2 O(l ) HCl( g ) NH 3( g ) NH 4 Cl ( s ) C( s ) O2( g ) CO2( g ) Se presentan cuando las sustancias reaccionantes se disocian en solución acuosa, dando lugar a pares de iones, los cuales a su vez, reaccionan entre sí para formar sustancias nuevas, más estables. Ejemplo: 2 NaCl( ac) CaSO4( ac) CaCl 2( ac) Na2 SO4( ac) En este proceso ocurren simultáneamente dos reacciones: 39 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali a. NaCl( ac) Na ( ac) Cl ( ac) , y b. CaSO4( ac) Ca 2 ( ac) SO42 ( ac) Luego, se realiza el intercambio de especies, resultando las especies señaladas en la primera ecuación. REACCIONES EXOTÉRMICAS: aquellas que se efectúan con desprendimiento de calor. (Energía calórica). Ejemplo: 2Mg O2 2MgO Calor REACCIONES ENDOTÉRMICAS: son aquellas reacciones en las cuales hay absorción de calor. Ejemplo: I 2 H 2 Calor 2HI Son aquellas reacciones que se realizan simultáneamente en los dos sentidos. Es decir, a medida que se forman los productos, éstos reaccionan entre sí para formar nuevamente los reactivos. Ejemplo: H 2( g ) Cl2( g ) 2HCl( g ) En este caso, los reactivos reaccionan completamente para convertirse en los productos, sin la posibilidad de que estos originen nuevamente los reactivos. Ejemplo: 2 Na 2H 2O 2 NaOH H ( 2) 1. Teniendo en cuenta lo anterior, clasifique las siguientes reacciones: a. Zn 2HCl ZnCl2 H 2 calor : __________________________________________ b. SO3 H 2 O H 2 SO4 : __________________________________________________ c. HCl NaOH NaCl H 2 O : _____________________________________________ d. 2H 2 O calor 2H 2 O2 : _______________________________________________ e. 2Ca O2 2CaO : _____________________________________________________ f. 2KI PbCrO4 K 2 CrO4 PbI : ___________________________________________ 40 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali FASE EXPRESIVA: CAMBIOS Procesos en los cuales hay variación de la materia Cambia la composición. Obtención de nuevos productos. Ruptura de enlaces. Distribución de átomos. Algunas reversibles. CAMBIOS EN LA NATURALEZA Transformación de pensamientos, idiosincrasia y estilos de vida. CAMBIO QUÍMICO No se obtienen nuevos productos. Cambio de forma y/o posición sin alterar la composición. Todos reversibles. CAMBIOS SOCIOCULTURALES CAMBIO FÍSICO SEGÚN SU GRADO DE CALOR SEGÚN SU TRANSFORMACIÓN Unión de dos o más sustancias para formar una nueva. Dos compuestos intercambian sus iones. 41 Absorción energética y de calor. DE COMPOSICIÓN O SÍNTESIS DE DOBLE SUSTITUCIÓN Elemento libre sustituye y libera al otro DE DESPLAZAMIENTO Reacción con oxígeno Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Producción de dos o más sustancias a partir de un compuesto DE COMBUSTIÓN REACCION ENDOTÉRMICA DE DESCOMPOSICIÓN Despren dimiento de calor (energía calórica) . EXOTÉRMICA 2. Aplicación de la lógica conceptual. a. ¿Cuál es el concepto principal del mentefacto? Lo explico. ______________________________________________________________________ b. ¿La reacción de síntesis y la de descomposición pueden ser exclusiones entre si? SI________ NO________ ¿Por qué? ______________________________________________________________________ c. Menciono los criterios de clasificación de las reacciones químicas. ______________________________________________________________________ d. ¿Qué tienen en común la reacción de sustitución y la reacción exotérmica? ______________________________________________________________________ e. Construyo un mentefacto proposicional utilizando el término reacciones químicas. f. ¿Una reacción de neutralización puedes ser una reacción social? SI________ NO_______ ¿Por qué? ______________________________________________________________________ g. Menciono y explico una tercera infraordinada de reacciones. ______________________________________________________________________ 3. Menciono el tipo de reacción según lo visto en clase: a. 2 H2 + O2 2H2O: ____________________________________________________ b. H2CO3 + 2Na Na2CO3 + H2 : ____________________________________________ c. Ba(OH)2 H2O + BaO : ________________________________________________ d. Ca(OH)2 + 2HCl 2H2O + CaCl2: _________________________________________ e. CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O : ______________________________________________ f. 2Na + Cl2 2NaCl : ____________________________________________________ g. Cl2 + 2LiBr 2 LiCl + Br2 : ______________________________________________ 42 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA - TALLER No 10. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Presente una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y resuelva problemas relacionados con el tema. Que yo siga instrucciones y utilice diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el balanceo de ecuaciones químicas. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Planteo y resuelvo problemas relacionados con el tema. Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con el balanceo de ecuaciones químicas. FASE COGNITIVA Una ecuación química debe equilibrarse, relacionando las cantidades de las sustancias que toman parte en la reacción; para ello es necesario igualar la ecuación de ambos miembros. Una ecuación se encuentra igualada o equilibrada cuando cumple dos leyes o principios químicos: 1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: El químico francés Lavoisier, empleando sistemáticamente la balanza comprobó que la cantidad de materia que intervienen en una reacción química permanece constante, antes, durante y después de producida la transformación. Esto quiere decir que en un sistema en reacción “La suma de las masas de las sustancias que intervienen como reactantes es igual a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos”. A este enunciado se le conoce como la ley de la conservación de la materia. 2. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (LEY DE PROUST): Las sustancias reaccionan según sus relaciones de peso fijas e invariables. Estas proporciones fijas vienen representadas en la ecuación química mediante unos números llamados coeficientes estequiométricos. 43 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali FLUJOGRAMA N° 2 PROCEDIMIENTO PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS POR MÉTODO DE TANTEO 1. Plantear la ecuación para los reactivos y productos 2. Verificar si el número de átomos de cada clase es igual en los reactivos y productos. 3. Ajustar la ecuación química colocando coeficientes delante de las fórmulas de reactivos y productos 4. Tantear los coeficientes estequiométricos de los elementos desbalanceados 5. Verificar si los reactivos y los productos están en cantidades iguales ECUACIÓN BALANCEADA POR TANTEO 44 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Tenga en cuenta los subíndices y coeficientes estequiométricos Compruebe si el numero de átomos de cada clase es igual en reactivos y productos. Tenga en cuenta que el orden para balancear es: 1. Metales 2. No metales 3. Hidrógenos 4. Oxígenos EJEMPLO: 1. HCl Ca(OH ) 2 CaCl 2 H 2 O 2. Reactivos: 3 átomos de H, 1 átomo de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O. Productos: 2 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 1 átomo de O. Vemos que la ecuación química no está balanceada. 3. 2HCl Ca(OH ) 2 CaCl 2 2H 2 O 4 y 5. Reactivos: 4 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de O. Productos: 4 átomos de H, 2 átomos de Cl, 1 átomo de Ca y 2 átomos de oxígeno. 6. Reactivos y productos en iguales cantidades. Ecuación balanceada. En las reacciones de redox, hay pérdida o ganancia de electrones. Se considera que un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación, o sea, hay una pérdida de electrones, mientras que en la reducción hay una disminución en el estado de oxidación, luego hay ganancia de electrones. Para balancear una ecuación química por el método de oxido – reducción (REDOX) seguimos los siguientes pasos: Paso 1: Determinar el número de oxidación para cada elemento, tanto en reactivos como en productos: H 1 N 5 O32 H 21 S 2 N 2 O 2 S O H 21 O 2 Paso 2: Observar cuáles fueron los elementos que experimentaron cambios en su estado de oxidación y con ellos plantear semirreacciones: N 5 3e N 2 S 2 S 0 2e se redujo 1 se oxidó 2 Para tener una ecuación más cómoda la reacomodamos de la siguiente manera N 5 3e N 2 S 2 2e S 0 se redujo gana e 1 se oxida pierde e 2 Paso 3: Igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados. Para ello, se multiplica la ecuación (1) por el número de electrones perdidos en la ecuación (2), y la ecuación (2) por el número de electrones ganados en la ecuación (1): 45 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 2( N 5 3e N 2 ) 3( S 2 2e S 0 ) ___________________ 2 N 5 6e 2 N 2 ) 3S 2 6e 3S 0 ) ___________________ 2 N 5 3S 2 2 N 2 3S 0 Paso 4: Los coeficientes obtenidos en el punto anterior, se adicionan en la ecuación inicial teniendo en cuenta los estados de oxidación 2H 1 N 5O32 3H 21 S 2 2 N 2O 2 3S O H 21O 2 Paso 5: Se verifica si las cantidades de átomos de cada elemento es igual en reactivos y productos: Reactivos: 2 átomos de N, 3 átomos de S, 8 átomos de H y 6 átomos de O. Productos: 2 átomos de N, 3 átomos de S, 2 átomos de H y 3 átomos de O. Paso 6: Si la ecuación está desbalanceada se terminar de cuadrar por tanteo. 2H 1 N 5O32 3H 21 S 2 2 N 2O 2 3S O 4H 21O 2 Se le agrega el coeficiente 4 al agua para terminar de balancear por tanteo. Se vuelve a verificar que los reactivos sean iguales a los productos: Reactivos: 2 átomos de N, 3 átomos de S, 8 átomos de H y 6 átomos de O. Productos: 2 átomos de N, 3 átomos de S, 8 átomos de H y 6 átomos de O. FASE EXPRESIVA 1. Amplío mis conocimiento indagando sobre Lavoisier: 2. ¿Qué son coeficientes estequiométricos? 3. ¿Cuándo un elemento se oxida y cuando se reduce? 4. Equilibro las siguientes reacciones por tanteo: a. Al (OH ) 3 Al 2 O3 H 2 O b. CS 2 Cl 2 CCl 4 S 2 Cl 2 c. H 3 PO4 Ca(OH ) 2 Ca3 ( PO4 ) 2 H 2O d. CaC2 H 2 O Ca(OH ) 2 C2 H 2 e. Al Cr2 O3 Al 2 O3 Cr f. KClO3 KCl O2 5. Balanceo las siguientes ecuaciones por oxido – reducción: a. KClO3 KI H 2 O KCl I 2 KOH b. HNO3 Zn NH 4 NO3 Zn( NO3 ) 2 H 2 O c. HNO3 H 2 S NO S H 2 O d. MnO2 HCl MnCl 2 H 2 O Cl 2 46 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA - TALLER N° 11. LABORATORIO N° 2- REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Presente una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las con reacciones y ecuaciones químicas. Siga instrucciones y procedimientos adecuados para realizar la práctica de laboratorio. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con las con reacciones y ecuaciones químicas. Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con reacciones y ecuaciones químicas. FASE COGNITIVA Las reacciones químicas son una forma de expresión de los fenómenos químicos. En las prácticas que vamos a realizar a continuación observaremos diferentes clases de reacciones químicas y algunas de sus manifestaciones químicas. 47 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali FASE EXPRESIVA EXPERIMENTO 3: Reactivos: Ácido clorhídrico diluido (HCl) Cinta de magnesio NO OLVIDES QUE EL HCl ES UN ÁCIDO FUERTE Y DEBES TENER CUIDADO AL MANIPULARLO. Materiales: Fósforos Pipeta Tubos de ensayo Pinza para tubo de ensayo Gradilla PROCEDIMIENTOS: 1. En un tubo de ensayo coloca 1 mL HCl diluido. 2. Corta un trozo de cinta de magnesio de 2 cm de longitud. 3. Deposita la cinta dentro del tubo con ácido. Determina si hay cambio de temperatura. 4. Mientras la reacción se lleva acabo pon un fósforo encendido sobre la boca del tubo y observa. ANÁLISIS: 1. Investigo las fichas de seguridad del magnesio (Mg) y del ácido clorhídrico (HCl). 2. Realizo el flujograma correspondiente del procedimiento anterior, teniendo en cuenta el método científico. 3. ¿Observo cambios en la temperatura del sistema? ¿cuál puede ser la causa? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 4. ¿Qué gas se desprende durante la reacción? ____________________________ ______________________________________________________________________ 5. Escribo la ecuación química que ilustra el proceso ______________________________________________________________________ 6. Balanceo correctamente la ecuación anterior. 48 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 7. ¿Cómo podrías clasificar esta reacción teniendo en cuenta el proceso ocurrido? Explico. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 8. Si se cambiara la cinta de magnesio por hidróxido de sodio (NaOH). ¿Qué crees que hubiera ocurrido? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 9. Planteo la ecuación correspondiente al caso anterior y la clasifico. EXPERIMENTO 4: Reactivos: Óxido de calcio (CaO) Óxido de mercurio (II) Ácido sulfúrico (H2SO4) 49 Azufre Granallas de zinc Sulfato de sodio (Na2SO4) Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Limadura de hierro Ácido clorhídrico (HCl) Cloruro de bario (BaCl2) Materiales: Termómetro Pipetas Gradilla PROCEDIMIENTOS. Mortero Tubos de ensayo Mechero Propipeta Pinza para tubo de ensayo Papel filtro a. Llevar 2.5 g de oxido de calcio (CaO) a un tubo de ensayo, introducir un termómetro y anotar la lectura. Retirar el termómetro. b. Adicionar 10 mL de agua. Tomar nuevamente la lectura de la temperatura. c. Pesar 1 g de azufre en polvo y 5 g de limadura de hierro; llevarlos a un mortero y triturarlos. d. Llevar esta mezcla a un tubo de ensayo y calentar fuertemente hasta la incandescencia. Retirar el mechero. Con cuidado romper el tubo de ensayo y observar el producto obtenido. e. Colocar en un tubo de ensayo un gramo de oxido de mercurio (II) y calentar. ¿Qué ocurre? f. Llevar a dos tubos de ensayo unas granallas de zinc y agregarle a un tubo 2mL de solución de HCL y al otro tubo 2mL de (H2SO4). ¿Qué ocurrió? g. En un tubo de ensayo, depositar 5 mL de solución diluida en sulfato de sodio y agregar unas gotas de solución de cloruro de bario al 10%. Observar. ANÁLISIS: 1. ¿Qué sustancia se forma en el punto 2? Escribe la ecuación de esta reacción. ______________________________________________________________________ 2. ¿Cómo se clasifica este tipo de reacción? ______________________________________________________________________ 3. Indago las propiedades físicas del azufre y el hierro 4. El producto obtenido en el paso 4 ¿cuál es? Explico la respuesta y escribo la ecuación de la reacción dada. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 5. ¿Qué reacciones se llevan a cabo y cómo se clasifican las producidas en el punto 6? Escribo e indago las propiedades físicas tanto de reactivos como de productos. 6. ¿Cómo explicas lo ocurrido en el punto 7? Escribo la ecuación correspondiente de dicha reacción. 50 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali GUÍA - TALLER N° 12 EVALUACIÓN FINAL DE PERIODO Tiempo previsto: Semana N___ del ____al ____ de ____________20___ (tres h/s) PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo resuelva problemas relacionados con las reacciones y ecuaciones químicas. CONTESTE LAS PREGUNTAS 1 Y 2 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 1. De acuerdo con lo anterior, la ecuación química que mejor describe el proceso de obtención de hidrógeno es: 2. 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 3. De acuerdo con la ecuación planteada si se cambia el hierro Fe por dos moles de sodio Na1+ probablemente se formará: A. 2NaCl + H2 B. NaCl + H2 C. 2NaH + Cl2 D. NaCl2 + H2 CONTESTE LAS PREGUNTAS 4 Y 5 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN: 51 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali La purificación de cobre generalmente se realiza por medio de electrólisis. La técnica consiste en sumergir en una solución de CuSO4 una placa de cobre impuro, la cual actúa como ánodo y una placa de cobre puro que actúa como cátodo y luego conectarlas a una fuente de energía, para generar un flujo de electrones a través de la solución y las placas como se observa a continuación 4. El ión Cu2+ cuenta con: A. B. C. D. 2 protones más que el átomo de cobre 2 protones menos que el átomo de cobre 2 electrones más que el átomo de cobre 2 electrones menos que el átomo de cobre 5. De acuerdo con la información, después de llevar a cabo la electrólisis, el cobre puro se encontrará adherido: A. al ánodo B. al cátodo y al ánodo C. al cátodo D. a la superficie del recipiente CONTESTE LAS PREGUNTAS 6 A 8 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE GRÁFICA 6. 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 B. aumenten la acidez y el pH C. el pH aumente y disminuya la acidez D. disminuyan la alcalinidad y el pH 7. Para disminuir el pH de la leche, se debe adicionar: A. bicarbonato de sodio B. plasma sanguíneo C. jugo de limón D. amoníaco 8. De la gráfica se puede concluir que: A. las sustancias alcalinas tienen pH neutro B. los detergentes se pueden neutralizar con amoníaco C. el limón es más ácido que el HCl D. en general los alimentos tienen pH ácido RESPONDA LAS PREGUNTAS 9 Y 10 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN 52 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali En un experimento de laboratorio se lleva a cabo el siguiente procedimiento: 1. Se hacen reaccionar Ca y TiO2 obteniéndose Ti puro y el óxido de calcio. 2. Se separa el óxido de calcio y se mezcla con agua, dando lugar a una reacción cuyo producto es un sólido blanco. 9. De acuerdo con el anterior procedimiento, los compuestos de calcio que se producen en el primero y segundo paso son respectivamente: A. CaTi2 y CaO B. CaO y CaH2 C CaO y Ca(OH)2 D CaTi y Ca(H2O)2 10. Al examinar la mezcla obtenida en el paso 2 utilizando papel tornasol rojo, se obtiene una coloración azul. De acuerdo con esta información, el compuesto de calcio formado en el paso 1 se clasifica como: A. una sal B. un óxido básico C. una base D. un óxido ácido LAS PREGUNTAS 11 A 13 SE RESPONDEN DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN En el laboratorio se puede obtener cloro oxidando el ácido clorhídrico mediante permanganato de potasio, según la ecuación: 16HCl 2KMnO4 5Cl 2 2KCl 2MnCl 2 8H 2 O El agente oxidante (sustancia reducida) se reduce, al ganar electrones. El agente reductor (sustancia oxidada) se oxida al perder electrones. 11. En la ecuación de la reacción, el agente oxidante y el agente reductor son, respectivamente: A. HCl y KMnO4 B. KMnO4 y HCl C. HCl y KCl D. KMnO4 y Cl2 12. La sustancia oxidada es el HCl, ya que contiene el elemento que: A. gana los electrones B. se reduce C. no pierde electrones D. pierde los electrones 13. De acuerdo con la ecuación, podemos concluir que el Mn es el elemento que se reduce porque gana: A. 5 electrones B. 7 electrones C. 3 electrones D.2 electrones Teniendo en cuenta la siguiente reacción: H 2 N 2 NH 3 14. Los coeficientes que balancean respectivamente la ecuación son: A. 1, 5 y 3 B. 3, 1 y 2 C. 2, 1 y 3 D. 5, 1 y 2 53 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Teniendo en cuenta la siguiente reacción: PbO2 HCl PbCl 2 Cl 2 H 2 O 15. El estado de oxidación del cloro es: A. -1 16. La ecuación: B.-2 C.0 D.+1 AB CD AC BD Representa la reacción de una: A. Síntesis B. Descomposición C. Desplazamiento D. Doble desplazamiento 17. En la ecuación: H 2 SO4 HBr SO2 Br2 H 2 O La sustancia oxidada es: A. bromo B. ácido sulfúrico C. ácido bromhídrico D. azufre 18. Balancee la siguiente ecuación e indique si se trata de una reacción de combustión, de combinación o de descomposición: aLi bN 2 cLi3 N A. a= 6; b= 1; c= 2; reacción de descomposición. B. a= 6; b= 1; c= 2; reacción de combinación. C. a= 1; b= 1; c= 3; reacción de descomposición D. a= 6; b=1; c= 2; reacción de combustión 19. Los coeficientes que se necesitan para balancear correctamente la ecuación siguiente son: Al(NO3)3 + Na2S Al2S3 + NaNO3 A. 1, 1, 1, 1 B. 2, 3, 1, 6 C. 2, 1, 3, 2 D. 4, 6, 3, 2 20. El coeficiente del HCl cuando la ecuación siguiente está balanceada correctamente es: CaCO3 + HCl CaCl2+ CO2 + H2O A. 1 B. 4 C. 3 D. 2 21. El nombre correcto para KMnO4 es: A. Permanganato de potasio B. Permanganito de potasio C. Óxido de manganeso y potasio D. Óxido de potasio y manganeso. 54 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali ARQUIDIÓCESIS DE CALI FUNDACIONES EDUCATIVAS ARQUIDIOCESANAS DISEÑO CURRICULAR COLEGIOS ARQUIDIOCESANOS GUÍA TALLER Año lectivo: ____________ ÁREA: CIENCIAS NATURALES - QUÍMICA GRADO: NOVENO PERÍODO: SEGUNDO APRENDAMOS A REALIZAR CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 55 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali PRESENTACIÓN Colegio: Grado: Noveno Área: Ciencias Naturales y E. A- Química Docente: Tiempo previsto: un periodo (segundo) Horas: 36h/período PROPÓSITOS DEL PERIODO A NIVEL AFECTIVO Manifestemos mucho interés por: Construir macroproposiciones y graficarlas en mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Comprehender e interpretar textos relacionados con estequiometría (conservación de la materia, cálculos masa-masa, mol-masa), reactivo límite y los gases. Plantear y argumentar hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con la estequiometría y los gases. A NIVEL COGNITIVO Comprehendamos los procedimientos para: Construir macroproposiciones y graficarlas en mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Interpretar textos relacionados con estequiometría (conservación de la materia, cálculos masa-masa, mol-masa), reactivo límite y los gases. Plantear y argumentar hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con la estequiometría y los gases. A NIVEL EXPRESIVO Construyamos macroproposiciones y grafiquemos mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Comprendamos e interpretemos textos relacionados con estequiometría (conservación de la materia, cálculos masa-masa, mol-masa), reactivo límite y los gases. Planteemos y argumentemos hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con la estequiometría y los gases. EVALUACIÓN: INDICADORES DE DESEMPEÑO 1. Desarrollo el pensamiento a través del uso adecuado de cromatizadores de la proposición conceptos y precategorías con sus respectivos mentefactos. De igual manera potencio los operadores del M.L.O: inferir, construir macroproposiciones y estructurar textos relacionados con estequiometria y gases. 2. Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con estequiometria y gases. 3. Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con estequiometria y gases. 56 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali 4. Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con estequiometria y gases. 5. Produzco textos orales y escritos a partir de observaciones que me permiten plantear hipótesis y regularidades sobre estequiometria y gases. ENSEÑANZAS: COMPETENCIAS Y HABILIDADES Competencias Habilidades Desarrollar el pensamiento a través del uso adecuado de los cromatizadores de la proposición, conceptos y precategorías, con sus respectivas operaciones intelectuales y mentefactos. De igual manera potenciar los operadores del M.L.O. Observar Plantear y argumentar hipótesis y regularidades Seguir instrucciones Relievar Inferir Construir macroproposiciones Realizar lectura comprehensiva Interpretar textos argumentales Producir textos argumentales Usar adecuadamente instrumentos de conocimiento; proposiciones, conceptos y precategorías Establecer relaciones Plantear y resolver problemas. Seguir instrucciones y utilizar flujogramas lineales, paralelos, de decisión y mixtos en el planteamiento y solución de problemas propio de las ciencias naturales, aplicando el método científico. Analizar y argumentar datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones. Comprehender e interpretar textos donde: - Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio químico. - Utilizo modelos biológicos, físicos y químicos para explicar la transformación y conservación de la energía. EJES TEMÁTICOS ESTEQUIOMETRÍA Conservación de la materia Reactivo límite GASES o Volumen, presión, temperatura. o Ley de los gases ideales. Masa-masa Rendimiento y pureza o o Mol-masa Leyes de los gases: (Boyle, Charles, Dalton). Ley combinada de los gases y principio de Avogadro. DIDÁCTICAS Didácticas proposicionales 57 Didácticas conceptuales Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali Didácticas argumentales ARQUIDIÓCESIS DE CALI FUNDACIONES EDUCATIVAS ARQUIDIOCESANAS ÁREA DE CIENCIAS NATURALES PRUEBA DE DIAGNÓSTICA Propósito: Que yo resuelva problemas aplicados a todo lo relacionado con el enlace químico. 1. Determine el peso aproximado del compuesto: Ca(C2H3O2)2: a. b. c. d. molecular siguiente 92 152 94 158 2. Indique la fórmula empírica del compuesto siguiente si una muestra contiene 40.0% de C, 6.7% de H y 3.3% de O en masa: a. b. c. d. C4HO5 CH2O C2H4O2 C3H6O3 3. Estimar el número de moléculas presentes en una cucharada sopera de azúcar de mesa, C12H22O11: a. b. c. d. 6.02 x 1023 6.29 x 1024 1.85 x 1022 1.13 x 1023 4. ¿Cuál es la masa en gramos de 0.257 moles de sacarosa, C12H22O11?: a. b. c. d. 342 g 88.0 g 8.80 g 12.5 g 5. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto siguiente con fórmula empírica CH y masa molar 78 g/mol? a. b. c. d. CH C2H2 C4H4 C6H6 58 6. El elemento oxígeno se compone de tres isótopos cuyas masas son de 15.994915, 16.999133 y 17.99916. Las abundancias relativas de estos tres isótopos son de 99.7587, 0.0374 y 0.2049, respectivamente. A partir de estos datos calcule la masa atómica media del oxígeno: a. b. c. d. 15,9563 15,9994 16,00 15,9930 7. El elemento zinc se compone de cinco isótopos cuyas masas son de 63.929, 65.926, 66.927, 67.925 y 69.925 uma. Las abundancias relativas de estos cinco isótopos son de 48.89%, 27.81%, 4.110%, 18.57% y 0.62%, respectivamente. Con base en estos datos calcule la masa atómica media del zinc: a. b. c. d. 63.93 uma 66.93 uma 65.39 uma 65.93 uma 8. Con base en la fórmula estructural siguiente (CH2CO)2C6H3(COOH). Calcule el porcentaje de carbono presente: a. b. c. d. 64,70% 66,67% 69,25% 76,73% 9. Una muestra de glucosa C6H12O6, contiene 4.0 x 1022 átomos de carbono. ¿Cuántos átomos de hidrógeno y cuántas moléculas de glucosa contienen la muestra? a. 8.0 x 1022 átomos de H, 8.0 x 1022 moléculas de glucosa. b. 8.0 x 1022 átomos de H, 4.0 x 1022 moléculas de glucosa c. 4.0 x 1022 átomos de H, 4.0 x 1022 moléculas de glucosa d. 8.0 x 1022 átomos de H, 6.7 x 1021 moléculas de glucosa Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 10. Determine la fórmula empírica de un compuesto que contiene 52.9% de aluminio y 47.1% de oxígeno: a. b. c. d. a. AlO b. Al2O3 c. Al3O2 d. Al4O6 11. Teniendo en cuenta la siguiente reacción: Fe2(SO4)3 + KSCN K3Fe(SCN)6 + K2SO4 Los coeficientes que la balancean correctamente son: a. b. c. d. 1, 12, 2 y 3 1, 12, 3 y 2 12, 3, 2 y 1 2, 3, 1 y 12 12. Dos moles de oxígeno (O2 tienen 1.204 x 1024 moléculas), ¿cuántos átomos tendrán dos moles de mercurio (Hg)? a. b. c. d. 1,204 x 1024 6,022 x 1023 2,408 x 1023 3,011 x 1023 13. 1,5 moles de CO2, ¿cuántas moléculas son? a. b. c. d. 15. ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? Fe: 55.85g 23 9,033 x 10 6,022 x 1023 3,011 x 1023 4.023 x 1022 0. 448 moles de Fe 0. 557 moles de Fe 0. 484 moles de Fe 0. 844 moles de Fe 16. ¿Cuántos moles de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? Mg: 24.31g a. b. c. d. 0.602 moles de Mg 0.206 moles de Mg 0.026 moles de Mg 0.125 moles de Mg 17. ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua? H: 1.0g y O: 16g a. b. c. d. 1.59g de H2O 2.68g de H2O 90.1g de H2O 91.0g de H2O 18. ¿Cuántos moles de Hierro hay en 8.50 x 104 mg de hierro? Fe: 55.85g a. b. c. d. 1.52 moles de Fe 1.63 moles de Fe 1.25 moles de Fe 3.65 moles de Fe 19. ¿Cuántos gramos de cobre hay en 5.25 X 1022 Átomos de Cu? 23 1 Mol de Cu = 6.022 X 10 1 Mol de Cu = a. 5.65g de Cu b. 5.54g de Cu c. 5.58g de Cu d. 5.78g de Cu 14. ¿Qué masa en gramos son siete moles de CO2? Datos: C= 12g ; O = 16g a. b. c. d. 300g de CO2 308g de CO2 298g de CO2 208g de CO2 59 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Átomos de Cu 63.55 g Cu GUÍA - TALLER N° 13. ESTEQUIOMETRÍA Y LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo al comprehender, interprete textos relacionados con estequiometría y las leyes ponderales (Ley de la conservación de la masa, Ley de las proporciones definidas o constantes y Ley de las proporciones múltiples. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con estequiometría y las leyes ponderales (Ley de la conservación de la masa, Ley de las proporciones definidas o constantes y Ley de las proporciones múltiples. FASE COGNITIVA Estequiometria (del griego stoicheion, 'elemento' y métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. La estequiometria se refiere a las relaciones de peso y mol entre las sustancias que intervienen en una reacción química. El desarrollo de la química como una ciencia experimental se inició hacia el siglo XVII. El irlandés Robert Boyle escribió: “El verdadero hombre de ciencia debe efectuar ensayos, hacer observaciones y no formular teoría alguna sin haber comprobado previamente los fenómenos relacionados con ella”. La ciencia fue dejando de basarse en especulaciones puramente filosóficas y una serie de leyes cuantitativas fueron sentando las bases de la química moderna. Las mediciones en el laboratorio, empleando la balanza, llevaron a Lavoisier y otros científicos a enunciar las principales leyes estequiométricas de la química. 60 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. En química, la estequiometria (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida)) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría. El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremías Benjamín 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 que están implicados”. PRINCIPIO CIENTÍFICO: En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se modifican para dar lugar a los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes siguientes: 1. La conservación del número de átomos de cada elemento químico 2. La conservación de la carga total Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción. Las leyes ponderales son aquellas que rigen el comportamiento químico de la materia en cuanto a pesos de sustancias que intervienen en una reacción; ellas son: Respaldada por el trabajo del científico Antoine Lavoisier, esta ley sostiene que la materia (la masa) no puede crearse o destruirse durante una reacción química, sino solo transformarse o sufrir cambios de forma. Es decir, que la cantidad de materia al inicio y al final de una reacción permanece constante “En las reacciones químicas, la cantidad de materia que interviene permanece constante” 61 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Ejemplo: 32g de azufre se calientan con 56g de hierro, formando como producto único el sulfuro ferroso. ¿Qué cantidad de producto se obtiene de esta reacción? Solución: de acuerdo a la ley de la conservación de la masa, la masa de los reactantes debe ser igual a la masa de los productos. Por lo tanto, si 88g de reactantes (32g + 56g) se combinaron al inicio de la reacción, la misma cantidad de masa debe obtenerse en los productos. Dado que el único producto es el sulfato ferroso, la cantidad de éste obtenida debe ser de 88g. Enunciada por el científico Proust, esta ley mantiene que al combinarse dos o más elementos para hacer un compuesto determinado, las masas de las sustancias que intervienen son fijas. Es decir, que existe una proporción de combinación exacta e invariable y por lo tanto, la composición de un compuesto específico siempre es la misma. Por ejemplo, en la formación del agua (H2O) intervienen dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Relacionando sus masas, la proporción de H a O es de 1g de H por cada 8g de O. Si reaccionan 2g de H, se combinarán con 16g de O para formar el mismo compuesto. Así mismo, si intervienen 4g de H en la formación de agua, la cantidad de O será de 32g. La proporción 1g H:8g O es constante para cualquier muestra de agua, en un compuesto determinado. Si la proporción llegara a cambiar, se puede concluir que el compuesto no es el mismo y que se trata de otro compuesto diferente que contiene los mismos elementos. “En la formación de un compuesto, la cantidad de un elemento que se combina con una masa definida de otro es siempre la misma”. Ejemplo: una muestra de 100g de óxido de mercurio (II) contiene 92.6g de mercurio y 7.40g de oxígeno. ¿Cuánto oxigeno se encuentra en otra muestra del mismo compuesto que contiene 150g de mercurio? Solución: según la ley de las proporciones definidas o constantes, la proporción de mercurio a oxígeno en el óxido de mercurio (II) es constante. La proporción es de 92.6g Hg/7.40g O = 12.5g. Es decir que por cada gramo de oxígeno en el compuesto, hay 12.5g de mercurio. Si la muestra contiene 150g de Hg, la cantidad de O es de 150./12.5 = 12.0 Por lo tanto, hay 12.0g de oxígeno en la muestra. Afirmada por el trabajo científico de John Dalton, esta ley se aplica a compuestos diferentes que se conforman de los mismos elementos. La ley afirma que cuando existe la combinación de elementos en más de una proporción para formar diferentes compuestos, la relación entre las masas de uno de los elementos que reacciona con una misma masa de otro elemento se expresa en números enteros pequeños. 62 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno forman dos compuestos comunes que son el dióxido de carbono (CO2) y el monóxido de carbono (CO). El cuadro muestra las relaciones entre los compuestos, así: Compuesto CO2 CO Relación por masa molar 12g C: 32g O 12g C: 16g O Proporción 1:2 1:1 Al comparar la relación entre las masas de oxígeno que reaccionan con una misma masa de carbono (12g), se obtiene que esta proporción es de 32g O: 16g O, lo que es igual a 2:1 ó 2 (un número entero pequeño). “Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, las masas de uno de los elementos que se combinan con la misma masa de otro, están en relación de números enteros pequeños”. Ejemplo: un mol del compuesto “A” contiene 28g de nitrógeno por cada 16g de oxígeno y un mol del compuesto B contiene 48g de oxígeno por cada 28g de nitrógeno. Utilice la información acerca de los compuestos A y B para ilustrar la ley de las proporciones múltiples. Solución: comparando las masas de oxígeno que reaccionan con una misma cantidad de nitrógeno (28g), se obtiene que la relación es de 48g O: 16g O, lo que es igual a 3:1 ó 3 (un número entero pequeño). FASE EXPRESIVA: En mi cuaderno sustento: 1. ¿Qué es la estequiometría? 2. A qué se refiere el texto cuando dice “La ciencia fue dejando de basarse en especulaciones puramente filosóficas”. Sustento mi respuesta. 3. ¿Por qué es importante la estequiometría? 4. ¿Cómo se define una reacción química a escala microscópica? 5. Justifica con tus palabras cada una de las leyes ponderales. 6. ¿Qué similitudes y diferencias encuentras en ellas? 7. ¿Tendrá alguna relación la estequiometría con las leyes ponderales? Explico claramente. 8. Amplio mi vocabulario y busco el significado de las palabras subrayadas en el texto. 9. Investigo sobre los aportes más sobresalientes de: Robert Boyle, Jeremías Benjamín Richter, Antoine Lavoisier, Proust, John Dalton. 63 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER N° 14. CÁLCULOS MASA-MASA Y MOL-MASA Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con los cálculos masa-masa y mol-masa. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Planteo y argumento hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con los cálculos masa-masa y mol-masa. o Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con cálculos masa-masa y mol-masa. o FASE COGNITIVA Hay varios métodos para resolver este tipo de problemas en los cuales se utilizan las masas de las sustancias reactivas y las de los productos. 1. MÉTODO DEL FACTOR MOLAR: se basa en la relación del número de moles entre dos sustancias que participan en una reacción química. Ejemplo: calcular la masa de dióxido de azufre que puede ser preparada a partir de la combustión completa de 94g de azufre. a. Se escribe y equilibra la ecuación química para esta reacción: S8 8O2 8SO2 b. Se identifican los valores molares necesarios para resolver el problema: Debemos encontrar cuántas moles de SO2 pueden formarse a partir de X moles de S 8. De la ecuación podemos conocer que 1 mol de S8 produce 8 moles de SO2. c. Se determina el factor molar de la conversión: 64 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Factor molar número de moles de sus tan cia buscada indicados por la ecuación número de moles de sus tan cia conocida indicados por la ecuación 8 moles de SO2 Factormola r 1 mol de S 8 d. Se determina el número de moles de la sustancia problema: En este problema tenemos 94g de sustancia problema S 8. La masa molecular de S8 es 32.064 x 8= 256.51g. El factor de conversión es: 1 mole de S 8 256.51g de S 8 Multiplicamos este factor molar de conversión por la cantidad de sustancia problema: 1 mole de S 8 0.366 moles de S 8 x moles de S 8 94 g de S 8 256.51g de S 8 e. Se multiplica el número de moles de sustancia problema (paso 4) por el factor molar (paso 3): 8 mol de SO2 2.92 moles de SO2 x mol de SO2 0.366 mol de S 8 x 1mol de S 8 Ahora se tienen determinadas las moles de SO2 producidas por 94g de S8. f. Por último, convertimos el valor mol a las unidades solicitadas (g), con el factor de conversión apropiado: 1mol de SO2 32.064 2(16) 64.064 g El factor de conversión, es: 64.064 g de SO2 187.06 g de SO2 x g de SO2 2.92mol de SO2 1 mol de SO2 R//: La combustión de 94g de S8 produce 187.06g de SO2 2. MÉTODO DE LAS PROPORCIONES: Se fundamenta en la relación de la cantidad en gramos de las sustancias que intervienen en una reacción. Ejemplo: En la obtención de oxígeno, se descompone clorato de potasio por calentamiento. En una experiencia a partir de 30g de clorato ¿cuántos gramos de oxígeno se obtienen? 1. Se procede a escribir la ecuación química equilibrada: 2KClO3 → 65 2KCl + 3O2 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 2. Se indican las especificaciones del problema: 30g de KClO3 xg O2 3. Se escribe la relación molar que establece la ecuación equilibrada: 2 moles de KClO3 produce 3 moles O2 4. Se convierten las cantidades molares dadas en la ecuación química a los correspondientes valores en masa: 245.10 g de KClO3 producen 96g de O2 30g de KClO3 producirán Xg de O2 De acuerdo con la ecuación: xg de O2 30 g de KClO3 x96 g de O2 11.75g de O 2 245.10 g de KClO3 R//: A partir de 30g de clorato de potasio (KClO3) se producen 11.75g de O2 Los problemas estequiométricos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de moles de una sustancia, que han reaccionado con, o se producen a partir de un cierto número de moles de otra sustancia. EJEMPLO: ¿Cuántas moles de nitrógeno reaccionan con 0.75 moles de hidrógeno en la producción del amoníaco? La ecuación equilibrada para esta reacción es: N2 + 3H2 → 2NH3 La ecuación equilibrada nos indica: 1 mol N2 reacciona X moles N2 reaccionan con 3 moles H2 con 0.75 moles H2 X = 0.25 moles de N2 R//: 0.25 moles de N2 son necesarias para reaccionar con 0.75 moles de H2 para producir amoníaco. En esta clase de problemas se desea calcular, el número de moles de una sustancia producidos a partir de, o que reaccionan con, una masa dada de otra sustancia; o viceversa, dada una masa, calcular las moles. 66 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. EJEMPLO: el oxido de hierro (III) reacciona con coque (carbón) en un alto horno para producir monóxido de carbono y hierro fundido. ¿Cuántas moles de hierro se puede producir a partir de 22g de óxido de hierro (III)? Se escribe y se equilibra la ecuación correspondiente: Fe2O3 3C 2Fe 3CO El factor molar es: 2 moles de Fe 1 mol de Fe O 2 3 La masa molecular del Fe2O3 es 2(55.85) + 3(16) = 159.70g. Por lo tanto, el factor de conversión de gramos de óxido de hierro (III) a moles de Fe 2O3 es: 1 mol de Fe 2 O3 159.70 g de Fe 2 O3 1 mol de Fe 2 O3 2 moles de Fe 0.275 moles de Fe xmoles de Fe 22 g de Fe 2 O3 159.70 g de Fe 2 O3 1 mol de Fe 2 O3 R//: 22g de Fe2O3 producen 0.275 moles de Fe. FASE EXPRESIVA 1. Determino la masa en gramos de SO3 que se producen cuando se tratan 500g de oxígeno con exceso de SO2. 2SO2 O2 2SO3 2. Hallo la masa de oxígeno que se puede obtener por la descomposición de 72g de clorato de potasio. 2KClO3 2KCl 3O2 3. Hallo la cantidad de moles de ácido clorhídrico necesaria para reaccionar totalmente con 1.16 moles de Fe para formar FeCl2 y H2. Fe 2HCl FeCl 2 H 2 4. Por hidratación de 24g de tricloruro de fósforo, ¿cuántas moles de ácido clorhídrico se recogen? PCl 3 3H 2 O H 3 PO3 3HCl 5. ¿Cuántas moles de CuO son necesarias para obtener 0.38 moles de CO2? 4CuO CH 4 4Cu 2H 2 O CO2 6. Determino la cantidad de aluminio que se hizo reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico y se obtuvieron 5.4g de H2. ¿Cuántas moles de aluminio entraron en reacción? 2 Al 6HCl 2 AlCl 3 3H 2 67 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER N° 15. REACTIVO LÍMITE-RENDIMIENTO Y PUREZA Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con los cálculos del reactivo límite, el porcentaje de rendimiento y la pureza. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con cálculos del reactivo límite, el porcentaje de rendimiento y la pureza. FASE COGNITIVA El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determina, o limita, la cantidad de producto formado. Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada. Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso. La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción. El concepto de reactivo limitante permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose así al máximo. EJEMPLO: Considere la siguiente reacción: 68 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 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 de 2 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. 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, algunos de los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor insuficiente, reacciones laterales con diferentes productos o algunos de los productos que reaccionan para formar nuevamente los reactivos. En cualquier caso, se obtienen de la reacción menos producto que el esperado por los cálculos. El porcentaje de rendimiento o eficiencia de la reacción se define como sigue: producción real x100% porcentaje de ren dim iento producción teórica A mayor pureza en los reactivos mayor será el rendimiento. Rendimiento teórico: La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico o producción teórica. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad: 69 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Rendimiento de la reacción rendimiento teórico Razones de este hecho: Es posible que no todos los productos reaccionen Es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado La recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible Ejemplo: Por oxidación de 36g de amoniaco se obtienen 50.82g de óxido hiponitroso. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? a. Método del factor molar La ecuación equilibrada es: 4 NH 3 5O2 4 NO 6H 2 O La producción teórica se obtiene trabajando el problema estequiométrico estándar para encontrar cuantos gramos de monóxido de nitrógeno se obtienen a partir de 36g de amoníaco. 1 mol de NH3 = 14 + 3 (1) = 17g 1 mol de NO = 14 + 16 = 30g 4 moles de NO Factor molar 4 moles de NH 3 Los factores de conversión son respectivamente: 1 mol de NH 3 17 g de NH 3 1 mol de NO y 30 g de NO La producción teórica es: 1 mol de NH 3 4 moles de NO 30 g de NO 63.52 g NO xg de NO 36 g de NH 3 17 g de NH 3 4 moles de NH 3 1 mol de NO El porcentaje de rendimiento es: producción real x 100 % de ren dim iento producción teórica 50.82 g de NO x 100 80% % de ren dim iento 63.52 g de NO R//: El porcentaje de rendimiento de la reacción es del 80% b. Método de las proporciones: La ecuación equilibrada es: 4 NH 3 5O2 4 NO 6H 2 O 4 moles de NH3 = 68g 4 moles de NO = 120g 70 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. La ecuación equilibrada nos indica: 68g de NH3 36g de NH3 xg de NO producen 120g de NO producirán xg de NO 120 g de NO 36 g de NH 3 68 g de NH 3 El porcentaje de rendimiento: 63.52 g de NO 50.82 g de NO x100 80% 63.52 g de NO R//: El porcentaje de rendimiento de la reacción es del 80% % de ren dim iento FASE EXPRESIVA: 1. ¿Qué es el reactivo limitante? 2. ¿A qué se debe que la reacción alcance un mayor porcentaje de rendimiento? 3. En una experiencia al hacer reaccionar 29g de carbonato de sodio con exceso de hidróxido de calcio, se obtienen 25.7g de carbonato de calcio. ¿Cuál fue el rendimiento de la reacción? Na2 CO3 Ca(OH ) 2 CaCO3 2 NaOH 4. ¿Cuántas moles de PbI2 se pueden preparar al reaccionar 0.25 moles de Pb(NO 3)2 con 0.62 moles de NaI? Pb( NO3 ) 2 2 NaI PbI 2 2 NaNO3 5. Se hacen reaccionar 15g de NaOH con 17g de HCl para producir agua y cloruro de sodio. ¿Cuántos gramos de NaCl se obtienen? NaOH HCl NaCl H 2 O 6. La fosfina se obtiene al hidratar el fosfuro de calcio. Al combinar 60g de Ca 3P2 con 2.5 moles de H2O. ¿Cuántos gramos de PH3 se obtienen? Ca3 P2 6H 2 O 3Ca(OH ) 2 2PH 3 7. Al someter a la combustión fuerte 5.1 moles de propano se forman 14.1 moles de CO2. Determino la eficiencia o rendimiento de la reacción. C3 H 8 5O2 3CO2 4H 2 O 8. En la descomposición térmica de 42g de peróxido de bario, ¿cuántos gramos de óxido de bario se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 86%. BaO2 BaO O2 71 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA – PRÁCTICA N° 16. LABORATORIO N° 3 - ESTEQUIOMETRÍA Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con la estequiometría. Que yo siga instrucciones y procedimientos adecuados para realizar la práctica de laboratorio. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con estequiometria. Produzco textos orales y escritos a partir de observaciones que me permiten plantear hipótesis y regularidades sobre estequiometria. FASE COGNITIVA La estequiometría es el estudio de las relaciones de mol, masa, energía y volumen en las reacciones químicas; en otras palabras es la medición de las cantidades relativas de los reactantes y productos en una reacción química. Una reacción química completa y balanceada proporciona más información que el simple señalamiento de cuales sustancias son reactivos y cuales son productos. Las reaccione químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo: el hidrogeno (H2) gaseoso puede reaccionar con oxigeno (O2) gaseoso, para dar lugar al agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe así: 2H 2 O2 2H 2 O 72 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. FASE EXPRESIVA ANTES DE INICIAR LA PRÁCTICA NO TE OLVIDES DE BUSCAR LAS FICHAS TÉCNICAS DE LOS REACTIVOS EXPERIMENTO 5: Reactivos: Ácido clorhídrico. 1 M. Diluido. Líquido. Zinc metálico. Materiales: Dos soportes universales. Una balanza. Una probeta de 100 mL. Un anillo metálico. Una jeringa de plástico de 5 mL con aguja. Una pinza de tres dedos. Un recipiente de plástico. Un tubo de ensayo con tapón de hule horadado. Tubo de vidrio. Manguera de hule. PROCEDIMIENTOS: 1. Coloque 0.1 g de Zn metálico en el tubo de ensayo. 2. Introduzca un tramo de tubo de vidrio al tapón de hule horadado, de tal manera que lo atraviese (precaución: utilice una franela para realizar tal operación). Adapte el tapón, con el tubo de vidrio, al tubo de ensayo. 3. Llene el recipiente de plástico con agua hasta las tres cuartas partes de su capacidad, aproximadamente. 4. Llene la probeta con agua hasta el ras o inviértala para sumergirla en el agua del recipiente de plástico. Utilice el anillo metálico para apoyar la probeta. 5. Inserte un tramo de manguera de hule el tubo de vidrio, acoplado al tapón, e introduzca el otro extremo de la manguera a la probeta invertida. El dispositivo experimental se muestra a continuación. 6. Coloque 5 ml de ácido clorhídrico en la jeringa (precaución: el ácido clorhídrico genera gases tóxicos) y perfore con la aguja el tapón que sella el tubo. Oprima el émbolo para añadir el ácido al cinc metálico. Espere a que la reacción finalice. 7. Mida y anote el volumen de gas que se recolectó en la probeta. 73 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. MONTAJE BÁSICO ANÁLISIS 1. Realizo el flujograma correspondiente de la práctica. 2. Escribo la ecuación química que se lleva a cabo entre el zinc metálico y el ácido clorhídrico. 3. Indico mediante los cálculos necesarios ¿cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso? 4. Determino la masa teórica de hidrógeno que debería obtenerse en la reacción. 5. Calculo el rendimiento porcentual del hidrógeno. EXPERIMENTO 6: 74 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Reactivos: Nitrato de plomo II Agua destilada Yoduro de potasio Materiales: Balanza Matraz de 150mL Tapón de caucho Tubo de ensayo Hilo PROCEDIMIENTO: 1. Pon 0.5g de nitrato de plomo II en el matraz, agrega 10mL de agua destilada y agita hasta disolver la sal. 2. En el tubo de ensayo pon 0.5g de yoduro de potasio y 5mL de agua y agita. 3. Con la ayuda del hilo ubica el tubo dentro del matraz y tápalo. 4. Determina la masa del sistema en la balanza. 5. Deja mezclar los líquidos y pesa nuevamente. ANÁLISIS 1. Comparo los pesos obtenidos antes y después de mezclar los reactivos. ¿Se comprueba la ley de la conservación de la materia? 2. Escribo la ecuación que representa la reacción. 3. ¿Qué sucederá en el caso de que uno de los productos salga en estado gaseoso? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 75 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - EVALUABLE N° 17. PRE-EVALUACIÓN ICFES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo resuelva problemas relacionados con estequiometría, reactivo límite y rendimiento de pureza. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con estequiometría, reactivo límite y rendimiento de pureza. FASE EXPRESIVA: PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA: 1. 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? a. 9.11 g b. 8.81 g c. 7.74 g d. 3.33 g 2. ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.00g O2 en presencia de H2? según la ecuación: 2H2O 2H2 + O2 a. 36.03 g 76 b. 18.02 g c. 26.04 g c. 32.00 g 3. El CO2 que los astronautas exhalan se extrae de la atmósfera de la nave espacial por reacción con KOH: CO2 + 2KOH K2CO3 + H2O ¿Cuántos kg de CO2 se pueden extraer con 1.00kg de KOH? a. 0.392 kg b. 0.786 kg c. 0.500 kg d. 1.57 kg 4. ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.2g de nitrógeno? (No olvide balancear la reacción.) Mg + N2 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Mg3N2 8. El cloruro de calcio reacciona con nitrato de plata para producir un precipitado de cloruro de plata: a. 8.04 g b. 16.1 g c. 24.1 g d. 0.92 g CaCl2(aq) + 2 AgNO3(aq) Ca(NO3)2(aq) 5. El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: C2H5OH + 3O2 2CO2+ 3H2O ¿Cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de C2H5OH de esta manera? a. 3.00 mol b. 6.00 mol c. 2.00 mol d. 4.00 mol 2C2H5OH(ac) + 2CO2(g) ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0g de glucosa? a. 10.0 g b. 2.56 g c. 5.11 g d. 4.89 g 7. El octano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: 2C8H18 + 25O2 16CO2 + 18H2O ¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5.00g de C8H18? a. 40.0 g b. 0.351g c. 15.4 g d. 30.9 g 77 En un experimento se obtienen 1.864g de precipitado. Si el rendimiento teórico del cloruro de plata es 2.45g. ¿Cuál es el rendimiento en tanto por ciento? a. 58.6% b. 30.0% c. 76.1% d. 131.0% 9. En la reacción 6. La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono: C6H12O6(ac) AgCl(s) + 3NO2 + H2O 2HNO3 + NO ¿Cuántos gramos de HNO3 se pueden formar cuando se permite que reaccionen 1.00g de NO2 y 2.25g de H2O? a. 0.913g b. 0.667g c. 15.7g d. 1.37g 10. ¿Qué masa de cloruro de plata se puede preparar a partir de la reacción de 4.22g de nitrato de plata con 7.73g de cloruro de aluminio? (No olvide balancear la reacción). AgNO3 + AlCl3 Al(NO3)3 + AgCl a. 5.44g b. 3.56g c. 14.6g d. 24.22g 11. Calcular el rendimiento de un experimento en el que se obtuvieron 3.43g de SOCl2 mediante la reacción de 2.50g de SO2 con un exceso de PCl5, esta reacción tiene un rendimiento teórico de 5.64g de Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. SOCl2. SO2(l) + PCl5(l) SOCl2(l) + POCl3(l) a. 60.8% b. 72.9% c. 16.4% d. 44.3% 12. El vinagre (HC2H3O2) y la soda (NaHCO3) reaccionan produciendo burbujas de gas (dióxido de carbono): HC2H3O2(aq) + NaC2H3O2(aq) NaHCO3(s) Si 5.00g de vinagre reaccionan con 5.00g de soda. ¿Cuál es el reactivo limitante? a. NaHCO3 b. NaC2H3O2 c. H2O d. HC2H3O2 13. 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 SiO2 y C a temperaturas elevadas: SiO2(s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g) ¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00g de SiO2 y 4.50g de C? a. 2.00 g b. 3.00 g c. 5.01 g d. 15.0 g 14. En la reacción: Fe(CO)5 + 2PF3 + H2 3CO Fe(CO)2(PF3)2(H)2 + ¿Cuántos moles de CO se producen a 78 partir de una mezcla de 5.0mol de Fe(CO)5, 8.0mol PF3, y 6.0mol H2? a. 9 mol b. 24 mol c. 12 mol d. 16 mol 15. El metal sodio reacciona con agua para dar hidróxido de sodio e hidrógeno gaseoso: 2 Na(s) + 2 H2O(l) NaOH(aq) + H2(g) Si 10.0g de sodio reaccionan con 8.75g de agua: ¿Cuál es el reactivo limitante? a. NaOH b. H2O c. H2 d. Na RESPONDA LAS PREGUNTAS 16 Y 17 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN En un alto horno, el mineral de hierro, Fe2O3, se convierte en hierro mediante la reacción: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) -----> 2 Fe (l) + 3 CO2 (g) 16. ¿Cuántos moles de monóxido de carbono se necesitan para producir 20 moles de hierro? a. 30 moles de CO b. 20 moles de CO c. 15 moles de CO d. 25 moles de CO 17. ¿Cuántos moles de CO2 se desprenden por cada 10 moles de hierro formado? a. 30 moles de CO2 b. 10 moles de CO2 c. 15 moles de CO2 d. 5 moles de CO2 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 18. ¿Qué cantidad de gas cloro se obtiene al tratar 80g de dióxido de manganeso con exceso de HCl según la siguiente reacción? MnO2 + 4 HCl ---> MnCl2 + 2 H2O + Cl2 a. 62.24g de Cl2 b. 25.58g de Cl2 c. 65.84g de Cl2 d. 24.58g de Cl2 19. Cuando se calienta dióxido de silicio mezclado con carbono, se forma carburo de silicio (SiC) y monóxido de carbono. La ecuación de la reacción es: SiO2 (s) + 3 C (s) -----> SiC (s) + 2 CO (g) Si se mezclan 150g de dióxido de silicio con exceso de carbono, ¿cuántos gramos de SiC se formarán? a. 85g de SiC b. 75g de SiC c. 105g de SiC d. 100g de SiC 20. Calcular la cantidad de cal viva (CaO) que puede prepararse calentando 200g de caliza con una pureza del 95% de CaCO3. CaCO3 ---> CaO + CO2 a. 100g de CaO b. 107g de CaO c. 97g de CaO d. 102g de CaO 21. La tostación es una reacción utilizada en metalurgia para el 79 tratamiento de los minerales, calentando éstos en presencia de oxígeno. Calcula en la siguiente reacción de tostación: 2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2 La cantidad de ZnO que se obtiene cuando se tuestan 1500kg de mineral de ZnS de una riqueza en sulfuro (ZnS) del 65%. Datos: MZn = 65,4g. ; MS = 32,1g. ; MO = 16g. a. 814.8Kg de ZnO b. 715.5Kg de ZnO c. 587.5Kg de ZnO d. 725.6Kg de ZnO 22. ¿Cuál es la cantidad en gramos de óxido de litio necesarios para preparar 75g de hidróxido de litio añadiendo exceso de agua? La ecuación equilibrada es: Li2 O H 2 O 2LiOH a. 46.80g de Li2O b. 80.26g de Li2O c. 57.23g de Li2O d. 41.02g de Li2O 23. ¿Qué porcentaje de 6g de KClO3 debe descomponerse térmicamente para producir 1.70g de O2? 2KClO3 2KCl 3O2 a. 45.15% b. 72.16% c. 70.12% d. 65.25% Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 18. GASES – VOLUMEN - PRESIÓN Y TEMPERATURA Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo comprehenda e interprete textos relacionados con los gases, el volumen, la presión y la temperatura. Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con los gases, el volumen, la presión y la temperatura. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con los gases, el volumen, la presión y la temperatura. Produzco textos orales y escritos a partir de observaciones que me permiten plantear hipótesis y regularidades sobre los gases, el volumen, la presión y la temperatura. FASE COGNITIVA Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma ni volumen propio, adoptando así la forma de los recipientes que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras. PROPIEDADES DE LOS GASES: 1. Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas. 2. Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene. 3. Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene. 4. Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras. 80 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Son los que dan origen a multiplicidad de fenómenos en la naturaleza. Tendencia a ocupar todo el espacio disponible del recipiente que los contiene. Poseen volumen constante y adopta la forma del recipiente que los contiene. ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA GASES Tienen forma definida y son incomprensivos. Según su comportamiento Es aquel estado hipotético sobre el cual se aplican las leyes formuladas y se obtienen resultados matemáticos muy exactos. 81 GASES IDEALES LÍQUIDO Es aquel que verdaderamente existe y sobre el cual se puede observar su comportamiento. Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GASES REALES SÓLIDO COMPORTAMIENTO DE LOS GASES Para el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: presión, volumen, temperatura y masa de la muestra del material (o mejor aún cantidad de sustancia, medida en moles). Cualquier gas se considera como un fluido, porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal. Para explicar mejor el comportamiento de los gases, siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal, aunque éste en realidad nunca existe y las propiedades de este son determinadas por la teoría cinética de los gases: TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto: 1. Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre sí. Su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas. 2. Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe atracción intermolecular alguna. 3. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada. Chocan entre si y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la presión del gas. 4. Los choques de las moléculas son elásticos, no hay perdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan. 5. La energía cinética media de las moléculas, es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto. Los gases reales existen, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus moléculas. Además, pueden tener comportamiento de gases ideales en determinadas condiciones: temperaturas altas y presiones muy bajas. VARIABLES QUE AFECTAN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES 82 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente. P P: presión F: fuerza A: área Pascal: N/m2 F Pascal A Otras unidades usadas para la presión: gramos fuerza / cm2, libras / pulgadas2. La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor. Pr esión atmosférica 76cmHg 760mmHg 1 atmósfera 760torr 1033 g cm 2 Ejemplo: Hallar la equivalencia de 3.2atm en torr: 3.2atm x 760torr 2432 torr 1 atm Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa. La temperatura de los gases se expresa en kelvin: K C 273 Otras escalas de temperatura: 9 F C 32; 5 5 C F 32 9 Ejemplo: Encontrar la equivalencia de 102F en la escala centígrada: ºC 5 102 32 5 70 350 38.88º C 9 9 9 83 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Es el espacio ocupado por un cuerpo. Unidades de volumen: m3 = 1000L = 1000 cc (centímetros cúbicos) = 1mL Ejemplo: Un recipiente contiene 4300mL de alcohol. ¿A cuántos litros equivale este volumen? 1.0 x10 3 L 4300mL x 4.3L 1mL FASE EXPRESIVA: 1. Amplio mi vocabulario buscando en el diccionario las palabras subrayadas. 2. En un termómetro con escala centígrada se registra una lectura de 23ºC. a. ¿Cuánto debe marcar en un termómetro de grados Fahrenheit? b. ¿Cuánto en uno de escala Kelvin? 3. Encuentro las siguientes equivalencias: a. 249mL en litros b. 86L en cm3 c. 3.0x10-3mL en L 4. Las dimensiones de una caja son: largo 2.5m; ancho 0.3m y alto 1.9m. ¿Cuál es el volumen de la caja en mL? 5. ¿Qué cantidad es mayor: 5L o 5000mm3? 6. Determino la equivalencia de los siguientes valores de temperatura: a. b. c. d. 53F en ºC 36ºC en F -17ºC en K 140F en K 7. Hallo la equivalencia de: a. 348mmHg en torr b. 2560torr en atm c. 0.87atm en mmHg 8. ¿Existe alguna diferencia entre presión atmosférica y presión arterial? 84 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUIA- TALLER N° 19. LEYES DE LOS GASES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las leyes de los gases (Ley de Boyle y de Charles). INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con las leyes de los gases (Ley de Boyle y de Charles). Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con los gases (Ley de Boyle y de Charles). FASE COGNITIVA: Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte. 85 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. La ley de Boyle establece que: “La presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante”. El volumen es inversamente proporcional a la presión: •Si la presión aumenta, el volumen disminuye. •Si la presión disminuye, el volumen aumenta. Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión. Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es: Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá: Que es otra manera de expresar la ley de Boyle. Ejemplo: 4.0L de un gas están a 600.0mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 800.0mmHg? Utilizamos la ecuación: P1V1 = P2V2. 600mmHg4.0 L 800mmHgV2 V2 600mmHg4.0 L 3L 800mmHg 86 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación enEn 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.tre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía. El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas: • Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta. • Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye. Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior). Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor. Matemáticamente podemos expresarlo así: 87 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V 1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá: Que es otra manera de expresar la ley de Charles. Esta ley se descubre casi ciento cuarenta años después de la de Boyle debido a que cuando Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el volumen con la temperatura Celsius ya que aún no existía la escala absoluta de temperatura. Ejemplo: Un gas tiene un volumen de 2.5L a 25°C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10°C? Primero expresamos la temperatura en kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K T2 = (10 + 273) K= 283 K Ahora sustituimos en la ecuación: V 2.5L 2 298 K 283K ; 2.5L 283K V 298K 2 ; V2 2.37 L FASE EXPRESIVA: 1. A presión de 17 atm, 34 L de un gas a temperatura constante experimenta un cambio ocupando un volumen de 15 L ¿Cuál será la presión que ejerce? 2. ¿Qué volumen ocupa un gas a 980 mmHg, si el recipiente tiene finalmente una presión de 1,8 atm y el gas se comprime a 860 cc? 3. A presión constante un gas ocupa 1.500 (ml) a 35º C ¿Qué temperatura es necesaria para que este gas se expanda 2,6 L? 4. ¿Qué volumen ocupa un gas a 30º C, a presión constante, si la temperatura disminuye un tercio (1/3) ocupando 1.200 cc? 5. A una presión de 150 torr, una masa de nitrógeno ocupa un volumen de 2.5L. Hallo el volumen que ocupará el mismo gas a la presión de una atmósfera y temperatura constante. 6. Se tienen 5g de un gas ideal a presión constante en un recipiente de 8.5L a 27°C y calentamos el gas a 118°C. ¿Cuál será el nuevo volumen del gas? 7. Un globo de caucho se encuentra inflado con oxígeno y ocupa un volumen de 450mL a una temperatura de 20°C. si se somete al enfriamiento, su temperatura disminuye hasta -10°C. ¿Cuál será el nuevo volumen del gas? 88 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 20 LEYES DE LOS GASES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las leyes de los gases (Ley de Gay – Lussac y Dalton). INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con las leyes de los gases (Ley de Gay – Lussac y Dalton). Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con los gases. FASE COGNITIVA: Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante. La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura: • Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. • Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión. 89 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P 1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá: Que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac. Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin. Ejemplo: Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? Primero expresamos la temperatura en kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K Ahora sustituimos los datos en la ecuación: 970mmHg 760mmHg 298 K T2 760mmHg298K 233.5K 970mmHg La ley de las presiones parciales (conocida también como ley de Dalton) fue formulada en el año 1803 por el físico, químico y matemático británico John Dalton. Establece que: “La presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si solo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura”. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases. 90 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Se puede hacer una definición más formal de la teoría mediante la aplicación de matemáticas, la presión de una mezcla de gases puede expresarse como una suma de presiones mediante: o igual Donde , representan la presión parcial de cada componente en la mezcla. Se asume que los gases no tienen reacciones químicas entre ellos, el caso más ideal es con gases nobles. La presión ejercida por un gas es proporcional al número de moléculas presentes del gas e independiente de la naturaleza. Para hallar la presión parcial de cada gas en una mezcla se multiplica la presión total por la fracción molar respectiva así: Pparcial(1) X (1) x Ptotal ; X fracción molar La fracción molar se define como el número de moles del componente (1) dividido entre el número de moles totales: X (1) n(1) n( t ) Ejemplo: se quiere introducir una muestra de 1L de O2 a 350K y 1atm, y otra de 1L de N2 a 350K y 1atm, en un recipiente rígido de 1L a 350K. a. ¿Es posible introducir los gases? b. En caso afirmativo, ¿cuál será el volumen, la temperatura y la presión total de los gases? R//: a. Sí; éstos se expanden o se contraen según el tipo de recipiente que los contenga. b. El volumen total es el del recipiente, 1L. La temperatura es 350K, la cual se indica en el enunciado del problema. La presión total es la suma de las presiones parciales: Pt PO2 PN2 1 atm 1 atm 2 atm FASE EXPRESIVA: 1. Realizo un cuadro comparativo en la ley de Charles, la Ley de Dalton y la Ley de Gay – Lussac estableciendo semejanzas y diferencias. 2. Amplia tu conocimiento y busca la biografía de Gay – Lussac y John Dalton. 91 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 3. Un gas está en un recipiente de 2L a 20°C y 256mmHg. ¿A qué temperatura en °C llegará el gas si aumenta la presión interna hasta 760mmHg? 4. Los globos aerostáticos fueron las primeras aeronaves y las más sencillas de todas. Un globo aerostático es un recipiente de plástico o de tejido impermeabilizado que se mantiene suspendido en el aire, gracias a la expansión y la contracción del gas helio en su interior. Debido a los cambios de temperatura de la atmósfera, el helio se expande y ejerce una presión sobre las paredes internas del globo, logrando su elevación. Si la temperatura disminuye, el helio se contrae, permitiendo la entrada de aire desde el exterior, lo que hace que la aeronave pierda su altura. Este mecanismo de expansión y contracción del helio permite que el globo viaje a través del aire sin necesidad de usar combustible. Con base en el texto anterior, respondo: a. ¿Cuál de las variables, presión, temperatura o volumen permanece constante? b. ¿Cuál de las leyes de los gases se aplica en este caso? c. Escribe la expresión matemática que ilustra dicha Ley 5. Un gas está en un recipiente de 3.6L a 45°C y 56 torr. ¿A qué temperatura llegará el gas si aumenta la presión interna hasta 114 torr? 6. Se tiene en un recipiente 2.6g de O2 a 45 mmHg, 3.7g de N2 a 87 torr y 8.6 moles de H2 a 450 torr. Hallo la presión parcial de cada gas y la presión total ejercida por la mezcla de gases. 92 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 21. LEY DE LOS GASES IDEALES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las leyes de los gases (Ley de los gases ideales y reales). INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con las leyes de los gases (Ley de los gases ideales y reales). Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con los gases. FASE COGNITIVA: La ley de los gases ideales está determinada por la ecuación de estado, un gas ideal es aquel que está formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura. Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834. 93 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. LA ECUACIÓN DE ESTADO La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es: Donde: = Presión absoluta (medida en atmósferas) = Volumen (se expresa en litros) = Moles de gas atm x L = Constante universal de los gases ideales 0.082 mol x K = Temperatura absoluta En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y temperatura, la mayoría de los gases reales se comportan en forma cualitativa como un gas ideal. Condiciones normales: Presión: 1 atm; Temperatura: 0°C; Volumen: 22.4L Muchos gases tales como el aire, nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de una tolerancia razonable. Generalmente, el apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión), ya que el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante comparado con la energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas. Ejemplo: Un recipiente cerrado de 2.0L contiene oxígeno (O2) a 200ºC y 2 atm. Calcula: a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente. b) Las moléculas de oxígeno presentes en el recipiente. a) Aplicando la ecuación general de los gases PV = nRT podemos calcular los moles de oxígeno: 2 atm x 2.0 L n x 0.082 n 94 atm x L x 473K mol x K (2 atm ) (2.0 L) 0.10 moles de O2 atm x L 0.082 x 473K mol x K Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 0.10moles de O2 x 32 g de O2 3,2 g de O2 . 1 mol de O2 b) Utilizando el NA calculamos el número de moléculas de oxígeno: 0.10 moles de O2 x 6,023.10 23 moléculas de O2 6,023.10 22 moléculas de O2 1 mol de O2 Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de los gases ideales. CONCEPTO DE GAS IDEAL Y DIFERENCIA ENTRE GAS IDEAL Y REAL Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellos que no se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros. 1. Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas: Dependiendo del gas, cada molécula esta formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas. 2. Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento: Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. 3. El número total de moléculas es grande: La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. 4. El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas: Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. 5. No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas excepto durante los choques: En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente en los choques. 6. Los choques son elásticos y de duración despreciable: En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque. FASE EXPRESIVA: 1. ¿A qué se le denomina gas ideal? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 95 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 2. Indago los aportes, hechos por Émile Clapeyron. 3. ¿Qué representa la ecuación de estado? ______________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ 4. ¿A qué se hace referencia cuando se habla de condiciones normales? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 5. Realizo un cuadro comparativo en donde muestres las diferencias y semejanzas entre un gas ideal y uno real. 6. Tenemos 4,88g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver la duda, los introducimos en un recipiente de 1L y observamos que la presión que ejercen a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata? S = 32.0g y O = 16.0g. 7. Un mol de un gas ocupa 25L y su densidad es 1,25 g/L, a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales. Conociendo el volumen que ocupa 1 mol del gas y su densidad, calculamos la masa del mol con la siguiente ecuación: 96 m 1 .V1 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 22. LEY COMBINADA DE LOS GASES Y PRINCIPIO DE AVOGADRO Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las leyes de los gases (Ley combinada de los gases y principio de Avogadro). INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con las leyes de los gases (Ley combinada de los gases y principio de Avogadro). Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con los gases. FASE COGNITIVA: La ley combinada de los gases, es una ley de los gases que combina la ley de Boyle y la ley de Gay - Lussac. Estas leyes matemáticamente se refieren a cada una de las variables termodinámicas con relación a otra mientras todo lo demás se mantiene constante. La ley de Charles establece que el volumen y la temperatura son directamente proporcionales entre sí, siempre y cuando la presión se mantenga constante. La ley de Boyle afirma que la presión y el volumen son inversamente proporcionales entre sí a temperatura constante y finalmente, la ley de Gay - Lussac introduce una proporcionalidad directa entre la temperatura y la presión, siempre y cuando se encuentre a un volumen constante. 97 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. La interdependencia de estas variables se muestra en la ley de los gases combinados, que establece claramente que: LA RELACIÓN ENTRE EL PRODUCTO PRESIÓN-VOLUMEN Y LA TEMPERATURA DE UN SISTEMA PERMANECE CONSTANTE Esto matemáticamente puede formularse como: Donde: p = es la presión medida en atmósferas. V = es el volumen medido en L. T = es la temperatura medida en kelvin. atm x L K = es la constante de los gases ( 0.082 ). mol x K P1 V1 T2 P2 V2 T1 Ejemplo: Un gas ocupa un volumen de 2L en condiciones normales. ¿Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC? V2 V2 P1V1T2 P2T1 1atm x 2 L x 373K 1.37 L 2atm x 273K La Ley de Avogadro (a veces llamada hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que: "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas" Por partículas debemos entender aquí moléculas, ya sean éstas poliatómicas (formadas por varios átomos, como O2, CO2 o NH3) o monoatómicas (formadas por un solo átomo, como He, Ne o Ar). 98 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. ANTECEDENTES: La ley de Gay-Lussac no tenía una interpretación adecuada en relación con los postulados de la teoría atómica de Dalton. Para John Dalton y sus seguidores, las partículas que forman los elementos eran los átomos y según su hipótesis de máxima simplicidad, si dos elementos forman un solo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento. Así, para el agua suponía una fórmula HO. Según esto, un volumen de hidrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua, en contra de los datos experimentales. TEORÍA DE AVOGADRO: No fue hasta 1814 cuando Avogadro admitió la existencia de moléculas formadas por dos o más átomos. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula. Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre estas moléculas y las del producto. Según la ley de Charles y Gay-Lussac esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre estos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen. El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6,022212 × 1023 y es también el número de átomos que contiene la masa atómica o mol de un elemento. Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos. FASE EXPRESIVA: 1. De manera sintética digo en qué consiste la Ley combinada de los gases. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 99 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 2. El volumen de un gas a 10 °C y a 2 atmósferas de presión es de 125L. ¿Qué volumen ocupará el mismo gas a 40 °C y 1 atmósfera de presión? 3. Una masa gaseosa a 15°C y 756 mm de Hg ocupa un volumen de 300 cm³. ¿Cuál será su volumen a 48°C y 720 mm de Hg? 4. Se libera una burbuja de 25 mL del tanque de oxígeno de un buzo que se encuentra a una presión de 4 atmósferas y a una temperatura de 11°C. ¿Cuál es el volumen de la burbuja cuando ésta alcanza la superficie del océano, dónde la presión es de 1 atm y la temperatura es de 18 °C? 5. Un globo aerostático de 750 mL se infla con helio a 8°C y a una presión de 380 atmósferas. ¿Cuál es el nuevo volumen del globo en la atmósfera a presión de 0.20 atm y temperatura de 45°C? 100 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 23. LABORATORIO N° 4 - GASES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con los gases. Que yo siga instrucciones y procedimientos adecuados para realizar la práctica de laboratorio. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con los gases. Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con los gases. FASE COGNITIVA Los sistemas gaseosos se determinan teniendo en cuenta tres propiedades: la presión, la temperatura y el volumen. La energía cinética de las moléculas de un gas y la gran separación que existe entre ellas, hace que sus partículas se difundan con rapidez y que presenten propiedades como la compresibilidad, baja densidad y gran movilidad. 101 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. FASE EXPRESIVA: EXPERIMENTO 7: Reactivos: Agua Amoníaco Solución de fenolftaleína No te olvides de tener en cuenta los vapores del amoníaco Materiales: Agitador de vidrio Balón de fondo redondo Gotero Mechero Pinzas metálicas Pipeta Tapón con tubo de vidrio Vaso de precipitado de 250Ml PROCEDIMIENTO: 1. Llena el vaso de precipitado con agua hasta la mitad y agrégale unas gotas de solución de fenolftaleína. Agita la mezcla con el agitador. 2. En un balón deposita 5mL de amoníaco y tápalo con el tapón al cual se le ha adaptado un tubo de vidrio. 3. Toma firmemente el balón con las pinzas metálicas y caliéntalo hasta que veas que el tubo de vidrio se llena de vapor de amoníaco. 4. Invierte el balón sobre el vaso de precipitado, de tal forma que el tubo de vidrio quede sumergido en la solución. Anota tus observaciones. ANÁLISIS: 1. Describo brevemente lo ocurrido. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 2. ¿Qué ocurre con la presión del vapor de amoníaco en contacto con la solución fría? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 102 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 3. Explico: ¿por qué el agua sube a través del tubo con tanta fuerza? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 4. ¿Por qué luego de unos segundos, el efecto de la “fuente de agua” se detiene? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 5. ¿Qué propiedades de los gases están involucradas en el experimento? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 6. ¿A qué se debe la coloración del amoníaco? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ EXPERIMENTO 8: Reactivos: Solución concentrada de hidróxido de amonio Solución de fenolftaleína Materiales: Dos tubos de ensayo grandes con desprendimiento lateral Manguera Pipeta de 10mL Tapones de caucho 103 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. PROCEDIMIENTOS: 1. Echa en un tubo 5mL de solución concentrada de hidróxido de amonio y en el otro 10mL de solución de fenolftaleína (debe quedar incolora). 2. Conecta los dos tubos con una manguera y déjalos en reposo. ANÁLISIS: 1. ¿Qué propiedad de los gases se comprueba en este experimento? 2. Explico el fenómeno observado con base en la teoría cinética molecular. 3. ¿Cuál sustancia produjo el cambio en la solución del segundo tubo? 4. ¿Cuánto tiempo transcurrió antes de que se observara algún cambio? 104 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 24. EVALUACIÓN FINAL DE PERIODO Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo resuelva problemas relacionados con la estequiometría, reactivo límite, rendimiento de pureza y las leyes de los gases. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con la estequiometría, reactivo límite, rendimiento de pureza y las leyes de los gases. FASE EXPRESIVA: CONTESTE LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Dos recipientes de igual capacidad contienen respectivamente oxígeno (Recipiente M) y nitrógeno (Recipiente N), y permanecen separados por una llave de paso como se indica en la figura: de la presión (P) con el tiempo ( 2 ) en el recipiente M, es: 2. La fracción molar del oxígeno después de abrir la llave debe ser: A. menor que cero B. mayor que cero y menor que 1 C. mayor que 2 D. mayor que 1 y menor que 2 1. Si se abre completamente la llave, la gráfica que representa la variación 105 3. En el siguiente esquema se muestra un proceso de compresión en un cilindro que contiene el gas X: Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 6. Los cambios de estado de un material se pueden visualizar así: De acuerdo con la información anterior, si se disminuye la presión ejercida sobre el líquido X, es probable que éste se: A. solidifique B. evapore C. sublime D. licúe El diagrama de fase de una sustancia X es el siguiente: 4. A 100ºC y una presión P1 un recipiente rígido contiene una mezcla formada por 1 mol de cada uno de los gases X, Y y Z. Si se retira completamente el gas Y, la presión ejercida por los gases X y Z será: A. 2/3 de P1 B. el doble de P1 C. la mitad de P1 D. 3/2 de P1 5. 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 106 De acuerdo con el diagrama anterior, si la sustancia X pasa de las condiciones del punto 1 a las condiciones del punto 2, los cambios de estado que experimenta son: A. evaporación y fusión B. sublimación y condensación C. condensación y solidificación D. evaporación y sublimación inversa 7. 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 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 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 RESPONDA LAS PREGUNTAS 8 Y 9 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN: 8. Se analiza una muestra de la sustancia Q para determinar su punto de ebullición a 1 atm de presión. Para ello se emplean diferentes volúmenes de esta sustancia. Los resultados se muestran a continuación: A. B. C. D. Q es mayor que 1 atm P es igual a la de la sustancia Q P es menor que 1 atm P es mayor que la de la sustancia Q CONTESTE LAS PREGUNTAS 10 Y 11 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Uno de los procedimientos para producir nitrobenceno en el laboratorio es el siguiente: 1. Mezclar en un tubo de ensayo 5 ml de benceno, 3 ml de ácido nítrico y 3 ml de ácido sulfúrico. 2. 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. 10. En el laboratorio, un estudiante cuenta con los instrumentos que aparecen en el recuadro: A partir de estos resultados es correcto concluir que el punto de ebullición de la sustancia: A. es directamente proporcional volumen de la muestra B. no depende de la cantidad muestra C. es inversamente proporcional volumen de la muestra D. aumenta linealmente con cantidad de muestra al de al la Para realizar la práctica de acuerdo con el procedimiento, los instrumentos más adecuados son: 9. A 1 atm de presión y en recipientes diferentes, se deposita 1 ml de cada una de las sustancias P y Q, y se espera hasta que alguna de las sustancias se evapore completamente. La primera sustancia en hacerlo es P, lo que indica que la presión de vapor de la sustancia: 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. 107 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. D. un tubo de ensayo, un vaso de precipitado de 50 ml y un mechero. 11. De acuerdo con el procedimiento, la reacción que se debe llevar a cabo para la producción de nitrobenceno es: Se sabe que la presión, el volumen y la temperatura de un gas se relacionan de la siguiente manera: 12. El número de Avogadro, (6,023 x 1023) corresponde al número de átomos o moléculas presentes en 1 mol de sustancia. La tabla indica la masa de 1 mol de dos dustancias X y Z, y una característica física de cada una: De acuerdo con la información anterior, el dibujo que mejor representa 1 mol de cada sustancia, X y Z respectivamente es: De acuerdo con la información anterior, es válido afirmar que en la etapa 1 ocurre un cambio de: A. volumen a temperatura constante: B. volumen a presión constante. C. presión a volumen constante. D. presión a temperatura constante. 14. A una temperatura T1 y una presión P1, un gas ocupa un volumen V1. Si el gas se somete a un proceso en el cual la temperatura se duplica y la presión se disminuye a la mitad, la gráfica que representa correctamente el cambio en el volumen es: 13. Un recipiente de volumen variable contiene dos moles de gas Q. Este gas se somete a cierto proceso que se describe en la siguiente gráfica: 108 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. ARQUIDIÓCESIS DE CALI FUNDACIONES EDUCATIVAS ARQUIDIOCESANAS DISEÑO CURRICULAR COLEGIOS ARQUIDIOCESANOS GUÍA TALLER Año lectivo: ____________ ÁREA: CIENCIAS NATURALES - QUÍMICA GRADO: NOVENO PERÍODO: TERCERO PREPAREMOS SOLUCIONES Y COMPUESTOS QUÍMICOS 109 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. PRESENTACIÓN Colegio: Grado: Noveno Área: Ciencias Naturales y Educación Ambiental. Docente: Tiempo previsto: un periodo (tercero) Horas: 36h/período PROPÓSITOS DEL PERIODO A NIVEL AFECTIVO Manifestemos mucho interés por: Construir macroproposiciones y graficarlas en mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Realizar lectura comprehensiva e interpretar textos argumentales relacionados con las soluciones, los coloides, la cinética y el equilibrio químico. Plantear y resolver problemas sobre todo lo relacionado con las soluciones, los coloides, la cinética y el equilibrio químico. A NIVEL COGNITIVO Comprehendamos los procedimientos para: Construir macroproposiciones y graficarlas en mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Realizar lectura comprehensiva e interpretar textos argumentales relacionados con las soluciones, los coloides, la cinética y el equilibrio químico. Plantear y resolver problemas relacionados con las soluciones, los coloides, la cinética y el equilibrio químico. A NIVEL EXPRESIVO Construyamos macroproposiciones y grafiquemos mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Realicemos lectura comprehensiva e interpretemos textos argumentales relacionados con las soluciones, los coloides, la cinética y el equilibrio químico. Planteemos y resolvamos problemas relacionados con las soluciones, los coloides, la cinética y el equilibrio químico. EVALUACIÓN: INDICADORES DE DESEMPEÑO 1. Desarrollo del pensamiento a través del uso adecuado de cromatizadores de la proposición conceptos y precategorías con sus respectivos mentefactos. De igual manera potenciar los operadores del M.L.O: inferir, construir macroproposiciones y estructurar textos relacionados con soluciones y coloides, cinética y equilibrio. 2. Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con soluciones y coloides, cinética y equilibrio. 3. Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionado con soluciones y coloide, cinética y equilibrio. 110 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 4. Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con estequiometria y gases. 5. Produzco textos orales y escritos a partir de observaciones que me permiten plantear hipótesis y regularidades sobre soluciones y coloides, cinética y equilibrio. ENSEÑANZAS: COMPETENCIAS Y HABILIDADES Competencias Habilidades Desarrollar el pensamiento a través del uso adecuado de los cromatizadores de la proposición, conceptos y precategorías, con sus respectivas operaciones intelectuales y mentefactos. De igual manera potenciar los operadores del M.L.O. Seguir instrucciones y utilizar flujogramas lineales, paralelos, de decisión y mixtos en el planteamiento y solución de problemas propio de las ciencias naturales, aplicando el método científico. Analizar y argumentar datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones. Comprehender e interpretar textos donde: - Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su capacidad de cambio químico. - Utilizo modelos biológicos, físicos y químicos para explicar la transformación y conservación de la energía. Explico la diversidad biológica como consecuencia de cambios ambientales, genéticos y de relaciones dinámicas dentro de los ecosistemas. Observar Plantear y argumentar hipótesis y regularidades Seguir instrucciones Relievar Inferir Construir macroproposiciones Realizar lectura comprehensiva Interpretar textos argumentales Producir textos argumentales Usar adecuadamente instrumentos conocimiento; proposiciones, conceptos precategorías Establecer relaciones Plantear y resolver problemas. de y EJES TEMÁTICOS SOLUCIONES Y COLOIDES Solución, mezcla y compuesto puro. Concentración. Soluto y solvente. Saturado, sobre solubilidad. Porcentaje: en masa, masa a volumen, por volumen, partes por millón. Molaridad, molalidad, equivalente-gramo y normalidad. saturado y CINÉTICA Y EQUILIBRIO Tono térmico. Teoría de las colisiones. Principio de Le Chatelier. Entalpía. Concentración. DIDÁCTICAS Didácticas proposicionales 111 Didácticas conceptuales Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Didácticas argumentales ARQUIDIÓCESIS DE CALI FUNDACIONES EDUCATIVAS ARQUIDIOCESANAS ÁREA DE CIENCIAS NATURALES PRUEBA DE DIAGNÓSTICA Propósito: Resolver problemas aplicados a todo lo relacionado con las soluciones y coloides, cinética y equilibrio. Teniendo en cuenta la siguiente ecuación, responde las preguntas 1 a 5: 4. 40K en equivalen a: a. b. c. d. grados centígrados -213°C -200°C 233°C -233°C 5. -66°F en rankine equivalen a: a. b. c. d. 1. 30°C en kelvin equivalen a: a. b. c. d. 393°R 394°R 294°R 256°R CONTESTE LAS PREGUNTAS 6 A 8 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE GRÁFICA 300K 303K 203K 313K 2. -6°C en kelvin equivalen a: a. b. c. d. 200K 215K 267K 237K 3. 450K en equivalen a: a. b. c. d. 177°C 187°C 197°C 167°C 112 6. Al dejar caer la esfera en la probeta, lo más probable es que: grados centígrados 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. Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 7. Si se pasa el contenido de la probeta a otra, es probable que: A. Q, P y R formen una solución. B. Q quede en el fondo, luego P y en la superficie R. C. P y Q se solubilicen y R quede en el fondo. D. P, Q y R permanezcan iguales. 8. Para obtener por separado Q, P y R el montaje experimental más adecuado es: 10. 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. 11. Los picnómetros se emplean en el laboratorio para la determinación precisa de densidades. Se realizó un experimento para calcular la densidad de una solución desconocida. Los resultados se muestran en la siguiente tabla: 9. A una mezcla de los líquidos X y W, inmiscibles entre si, se agrega una sal que es soluble en los 2 líquidos. Posteriormente se separa la mezcla por decantación en dos recipientes. El líquido X se evapora completamente quedando en el recipiente la sal como sólido. De acuerdo con esta información, si se evapora completamente la mezcla inicial (X, W y sal) es probable que: A. quede una menor cantidad de sal en el recipiente. B. quede en el recipiente el líquido W y la sal disuelta. C. el recipiente quede vacío. D. quede una mayor cantidad de sal en el recipiente. 113 De acuerdo con la información de la tabla se puede obtener la densidad de la solución cuando se: A. suma el peso del picnómetro vacío con el peso del picnómetro lleno y se divide entre el volumen del picnómetro. B. resta el peso del picnómetro vació al peso del picnómetro lleno y se divide entre el volumen del picnómetro. C. divide el peso del picnómetro lleno entre el volumen del picnómetro. D. resta el peso del picnómetro lleno al peso del picnómetro vacío y se divide entre el volumen del picnómetro. Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 25 ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo construya macroproposiciones y grafique mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Que yo realice lectura comprehensiva e interprete textos argumentales relacionados con los estados de agregación de la materia. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Desarrollo del pensamiento a través del uso adecuado de cromatizadores de la proposición, conceptos y precategorías con sus respectivos mentefactos. Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con los estados de agregación de la materia. FASE COGNITIVA La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso. 114 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. ESTADOS Son los que dan origen a multiplicidad de fenómenos en la naturaleza. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Son la carga aparente de un átomo ESTADOS DE OXIDACIÓN Según las fuerzas de atracción entre las moléculas Tendencia a ocupar todo el especio disponible del recipiente que los contiene. GASES Poseen volumen constante y adopta la forma del recipiente que los contiene. LÍQUIDO Tienen forma definida y son incomprensivos. Según su comportamiento Es aquel estado hipotético sobre el cual se aplican las leyes formuladas y se obtienen resultados matemáticos muy exactos. 115 GASES IDEALES Es aquel que verdaderament e existe y sobre el cual se puede observar su comportamient o. Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. SÓLIDO Según su estructura. GASES REALES Son estructuras homogéneas, limitadas por superficies planas que se cortan formando ángulos. CRISTALINOS Son estructuras cuyas partículas poseen una distribución desordenada. AMORFOS 1. Según la fuerza de atracción entre las moléculas, los gases que tienden a ocupar todo el espacio disponible del recipiente que lo contiene, los líquidos que poseen un volumen constante y adopta la forma del recipiente que los contiene y los sólidos que tienen forma definida y son muy comprensivos, conforman potencialmente a los estados de agregación de la materia, que son los que dan origen a multiplicidad de fenómenos en la naturaleza. Que tienden a ocupar todo el espacio disponible del recipiente que lo contiene. Gases Que son los que dan origen a multiplicidad de fenómenos en la naturaleza. Potencialmente Que poseen volumen constante y adoptan la forma del recipiente que los contiene. Líquido Conformar Estados de agregación de la materia Que tienen forma definida y son muy comprensivos. Sólidos Según las fuerzas de atracción entre las moléculas FASE EXPRESIVA: 1. ¿Son los sólidos amorfos una clase de estado de oxidación? Si___ No____ ¿Por qué? ______________________________________________________________________ 2. Los gases ideales y los gases reales pueden ser exclusoras: Si______ No____ ¿Por qué? ______________________________________________________________________ 3. La tercera supraordinada de gases ideales es: ______________________________________________________________________ 116 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 4. ¿Qué tienen en común los líquidos, sólidos y gases? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 5. Mencione el criterio de clasificación de los estados de agregación de la materia. ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 6. ¿En qué se diferencian los estados de agregación de la materia de los estados de oxidación? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 7. ¿Qué son gases ideales? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 8. Formula y grafica mediante un mentefacto proposicional un pensamiento utilizando el relacionante diferir. 9. ¿En qué se diferencian los sólidos, los líquidos y los gases? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 117 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 26. SOLUCIONES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo realice lectura comprehensiva e argumentales relacionados con las soluciones. interprete textos INDICADORES DE DESEMPEÑO: Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con las soluciones. FASE COGNITIVA Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad, en comparación con la sustancia donde se disuelve el soluto denominado solvente. El solvente universal es el agua. La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente. Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan: Su composición química es variable. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste. 118 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES SOLUCIÓN Gaseosa Liquida Liquida Liquida DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS Gas Gas Aire Liquido Liquido Alcohol en agua Liquido Gas O2 en H2O Liquido Sólido NaCl en H2O SOLUBILIDAD La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura. Factores que afectan la solubilidad: a) b) c) d) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez (pulverizando el soluto). Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución. Temperatura: Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose. Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional. En química, una mezcla es un sistema material formado por dos o más sustancias puras pero no combinadas químicamente. En una mezcla no ocurre una reacción química y cada uno de sus componentes mantiene su identidad y propiedades químicas. No obstante, algunas mezclas pueden ser reactivas, es decir, que sus componentes pueden reaccionar entre sí en determinadas condiciones ambientales, como una mezcla aire-combustible en un motor de combustión interna. Los componentes de una mezcla pueden separarse por medios físicos como destilación, disolución, separación magnética, flotación, filtración, decantación o centrifugación. Si después de mezclar algunas sustancias, éstas reaccionan químicamente, entonces no se pueden recuperar por medios físicos, pues se han formado compuestos nuevos. Aunque no hay cambios químicos, en una mezcla 119 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. algunas propiedades físicas, como el punto de fusión, pueden diferir respecto a la de sus componentes. Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas. Los componentes de una mezcla pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. MEZCLA HOMOGÉNEA Es aquella en la que sus componentes no se perciben a simple vista, ni siquiera con la ayuda del microscopio. Su raíz "homo" significa semejanza de procrear de si mismo. Está formada por un soluto y un solvente. MEZCLA HETEROGÉNEA Una mezcla heterogénea es aquella que posee una composición no uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y está formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma desigual. Las partes de una mezcla heterogénea pueden separarse mecánicamente. Por ejemplo, las ensaladas, o la sal mezclada con arena. SUSPENSIÓN Suspensión se denomina a las mezclas que tienen partículas finas suspendidas en un líquido durante un tiempo y luego se sedimentan. En la fase inicial se puede ver que el recipiente contiene elementos distintos. Se pueden separar por medios físicos. Algunos ejemplos de suspensiones son el engrudo (agua con harina) o la mezcla de agua con aceite. 120 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica. Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de 2 a 1 (en número de átomos). Un compuesto está formado por moléculas o iones con enlaces estables y no obedece a una selección humana arbitraria. Por este motivo el bronce o el chocolate son denominados mezclas o aleaciones, pero no compuestos. Los elementos de un compuesto no se pueden dividir o separar por procesos físicos (decantación, filtración, destilación, etcétera), sino sólo mediante procesos químicos. FASE EXPRESIVA 1. Formulo y grafico mediante un mentefacto proposicional un pensamiento utilizando el relacionante diferir y clasificar. 2. Indago las técnicas de separación de mezclas. 3. Explico las diferencias entre una mezcla homogénea y una heterogénea: ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 4. Defino con mis palabras las siguientes palabras: a. Solución: ___________________________________________________________ b. Mezcla: _____________________________________________________________ c. Compuesto: _________________________________________________________ d. Solubilidad: _________________________________________________________ e. Elemento: ___________________________________________________________ 5. Estructuro el concepto de solución articulando: elemento, compuesto, mezcla. 121 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 27. CONCENTRACIÓN – SOLUTO Y SOLVENTE Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo realice lectura comprehensiva e interprete textos argumentales relacionados con la concentración, el soluto y el solvente. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con la concentración, el soluto y el solvente. FASE COGNITIVA La concentración de una disolución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el disolvente la sustancia que disuelve al soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada ésta. Estos vasos, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las soluciones más concentradas de la derecha. 122 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Se llama soluto a la sustancia minoritaria (aunque existen excepciones) en una disolución, esta sustancia se encuentra disuelta en un determinado disolvente. En lenguaje común también se le conoce como la sustancia que se disuelve, por lo que se puede encontrar en un estado de agregación diferente al comienzo del proceso de disolución. Lo más habitual es que se trata de un sólido en un disolvente líquido, lo que origina una solución líquida. Una de las características más significativas de una disolución suele ser su concentración de soluto, o sea una medida de la cantidad de soluto contenida en ella es una solución química Otra característica a considerar sería la facilidad o solubilidad que pueda presentar en el disolvente. La solubilidad de un compuesto químico depende en gran medida de su estructura molecular. En general, los compuestos iónicos y moleculares polares son solubles en disolventes polares como el agua o el etanol; y los compuestos moleculares apolares en disolventes apolares como el hexano, el éter o el tetracloruro de carbono. Un disolvente es una sustancia que permite la dispersión de otra en su seno. Es el medio dispersante de la disolución. Normalmente, el disolvente establece el estado físico de la disolución, por lo que se dice que el disolvente es el componente de una disolución que está en el mismo estado físico que la misma. Usualmente, también es el componente que se encuentra en mayor proporción. Los disolventes forman parte de múltiples aplicaciones: adhesivos, componentes en las pinturas, productos farmacéuticos, para la elaboración de materiales sintéticos, etc. Las moléculas de disolvente ejercen su acción al interaccionar con las de soluto y rodearlas este proceso se conoce como solvatación. Solutos polares serán disueltos por disolventes polares al establecerse interacciones electrostáticas entre los dipolos. Los 123 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. solutos apolares disuelven las sustancias apolares por interacciones entre dipolos inducidos. El agua es habitualmente denominada el disolvente universal por la gran cantidad de sustancias sobre las que puede actuar como disolvente. Moléculas de agua (disolvente polar) solvatando un ion de sodio CLASIFICACIÓN DE LOS DISOLVENTES: Disolventes polares: Son sustancias en cuyas moléculas la distribución de la nube electrónica es asimétrica; por lo tanto, la molécula presenta un polo positivo y otro negativo separados por una cierta distancia. Hay un dipolo permanente. El ejemplo clásico de solvente polar es el agua. Los alcoholes de baja masa molecular también pertenecen a este tipo. Los disolventes polares se pueden subdividir en: o Disolventes polares próticos: contienen un enlace del O-H o del N-H. Agua (H-O-H), etanol (CH3-CH2-OH) y ácido acético (CH3-COOH) son disolventes polares próticos. o Disolventes polares apróticos: son disolventes polares que no tiene enlaces O-H o N-H. Este tipo de disolvente que no dan ni aceptan protones. La acetona (CH3-CO-CH3) y THF o Tetrahidrofurano son disolventes polares apróticos. Disolventes apolares: En general son sustancias de tipo orgánico y en cuyas moléculas la distribución de la nube electrónica es simétrica; por lo tanto, estas sustancias carecen de polo positivo y negativo en sus moléculas. No pueden considerarse dipolos permanentes. Si los momentos dipolares individuales de sus enlaces están compensados, la molécula será, en conjunto, apolar. Algunos disolventes de este tipo son: el dietiléter, cloroformo, benceno, tolueno, xileno, cetonas, hexano, ciclohexano, tetracloruro de carbono. 124 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. FASE EXPRESIVA 1. Busco el significado de las palabras subrayadas en el texto anterior. 2. Explico la diferencia entre soluto y solvente: ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 3. Enumero 5 ejemplos en donde explico el concepto de concentración. a. ____________________________________________________________________ b. ____________________________________________________________________ c. ____________________________________________________________________ d. ____________________________________________________________________ e. ____________________________________________________________________ 4. Busco las características de los siguientes solventes polares y apolares: a. b. c. d. e. f. g. Agua Ácido acético Etanol Acetona Cloroformo Benceno Tolueno Y contesto lo siguiente: 4.1 ¿Afectan el medio ambiente? 4.2 ¿Qué cuidados se deben tener al manipularlos? 4.3 En caso de contaminar el medio ambiente ¿qué se debe hacer para disminuir la contaminación al utilizarlos? 5. Escribo un texto en donde explico la importancia del agua 125 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 28. CLASES DE SOLUCIONES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Presente una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo construya macroproposiciones y grafique mentefactos proposicionales, conceptuales y precategoriales. Que yo realice lectura comprehensiva e interprete textos argumentales relacionados con las clases de soluciones. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Desarrollo del pensamiento a través del uso adecuado de cromatizadores de la proposición, conceptos y precategorías con sus respectivos mentefactos. Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con las clases de soluciones. FASE COGNITIVA Cualquier sustancia, sin importar el estado de agregación de sus moléculas, puede formar soluciones con otras. Según el estado físico en el que se encuentren las sustancias involucradas se pueden clasificar en sólidas, liquidas y gaseosas. También puede ocurrir que los componentes de la solución se presenten en diferentes estados. Las soluciones también se pueden clasificar según la cantidad de soluto que contiene, como: Diluidas: cuando contienen una pequeña cantidad de soluto, con respecto a la cantidad de solvente presente Saturadas o concentradas: si la cantidad de soluto es la máxima que puede disolver el solvente a una temperatura dada. Sobresaturadas: si la cantidad de soluto es mayor de la que puede disolver el solvente a una temperatura dada. 126 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Expresa la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución. Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, posee masa y tiene energía. MATERIA SOLUCIONES INSATURADAS CONDUCTORAS O ELECTROLÍTICAS SOBRESATURADAS SATURADAS O CONCENTRADAS Cuando contienen una máxima cantidad de soluto que puede disolver al solvente a una temperatura dada. 127 MEZCLA SEGÚN LA CONDICIÓN ELÉCTRICA SEGÚN LA CANTIDAD DE SOLUTO Cuando contienen una pequeña cantidad de soluto, con respecto a la cantidad de solvente Se presenta en forma físicamente heterogénea formada por dos o más sustancias. Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Cuando contiene una cantidad de soluto mayor de la que puede disolver al solvente a una temperatura dada. Son todas aquellas en las que el soluto se encuentra disuelto en el solvente formando iones. Son sustancias que cuando se disuelven en agua se separan en sus moléculas, pero son eléctricamente neutras (no tienen carga). NO CONDUCTORAS O NO ELECTROLÍTICAS 1. Las soluciones, que son mezclas homogéneas formadas por dos o más sustancias difieren físicamente de las mezclas, que se presentan en forma heterogénea formada por dos o más sustancias. Según la química. Que son mezclas homogéneas formadas por dos o más sustancias. SOLUCIONES FISICAMENTE Que se presentan en forma heterogénea formada por dos o más sustancias. DIFERIR MEZCLAS Que hace parte de la materia FASE EXPRESIVA APLIQUEMOS LÓGICA CONCEPTUAL 1. Menciono los criterios de clasificación de las soluciones. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 2. ¿Cuántas infraordinadas tiene el concepto soluciones? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 3. ¿En que se diferencian las soluciones y las mezclas? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 4. ¿La solución electrolítica puede ser una exclusora de solución saturada? ¿Por qué? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 128 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 5. Grafica mediante un mentefacto proposicional el siguiente pensamiento: P1. Según la cantidad de soluto, las soluciones pueden ser: saturadas, pues es cuando contienen una máxima cantidad de soluto que puede disolver al solvente a una temperatura dada, sobresaturadas, ya que contiene una cantidad de soluto mayor de la que puede disolver al solvente a una temperatura dada y también diluidas cuando contienen una pequeña cantidad de soluto, con respecto a la cantidad de solvente. 1. Formula y grafica un pensamiento utilizando el relacionante diferir. 2. Formula y grafica un pensamiento utilizando el concepto molaridad. 3. 6. ¿Qué tienen en común una solución diluida y una solución no electrolítica? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 7. Realizo un cuadro comparativo entre las diferentes clases de soluciones teniendo en cuenta el criterio según la cantidad de soluto: SEGÚN LA CANTIDAD DE SOLUTO DILUIDA 129 SATURADA Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. SOBRESATURADA GUÍA - TALLER No 29. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y resuelva problemas relacionados con las unidades de concentración (% masa/masa, % masa/volumen, % volumen/volumen y ppm). INDICADORES DE DESEMPEÑO: Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionado con las unidades de concentración (% masa/masa, % masa/volumen, % volumen/volumen y ppm). FASE COGNITIVA A diferencia de las concentraciones expresadas de una manera cualitativa o empírica, las concentraciones expresadas en términos cuantitativos o valorativos toman en cuenta de una manera muy precisa las proporciones entre las cantidades de soluto y disolvente que se están utilizando en una disolución. Este tipo de clasificación de las concentraciones es muy utilizada en la industria, en los procedimientos químicos, en la farmacia, la ciencia, etc, ya que en todos ellos es necesario realizar mediciones muy precisas de las concentraciones de los productos. Hay diferentes maneras de expresar la concentración cuantitativamente. Los más métodos más comunes, se basan en la masa, el volumen, o ambos. Dependiendo en lo que están basados no es siempre trivial convertir una medida a la otra. En términos cuantitativos (o valorativos), la concentración de la disolución puede expresarse como: 130 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Se define como los gramos de soluto (sustancia que se disuelve) contenidos en cada 100 gramos de solución (masa de soluto + masa de solvente): % masa / masa masa de soluto x 100 masa total de la solución Ejemplo: si se disuelven 20g de azúcar en 80g de agua, el porcentaje en masa será: 20 g x 100 (20 g 80 g ) 20 g x 100 20% m / m 100 % masa / masa Expresa el volumen de soluto por cada cien mililitros de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse simplificadamente como «% v/v». % volumen / volumen volumen de soluto x 100 volumen de la solución Si se tiene una solución del 20% en volumen (20% v/v) de alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL de alcohol por cada 100 mL de disolución. La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de 12 grados (12°) tiene un 12% (V/V) de alcohol. Ejemplo: hallar el porcentaje en volumen (% V/V) para un licor que contiene 55mL de etanol en 500mL de solución. % volumen / volumen 55mL de e tan ol x 100 500mL de solución 11% V / V 131 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Significa la cantidad en gramos de soluto por cada 100mL de solución. Se expresa como «% m/V». Ejemplo: ¿Cuál es el porcentaje m/V de una solución que contiene 20g de KOH en 250mL de solución? 20 g de KOH x 100 % masa / volumen 250mL de solución 8% m / V Es un método comúnmente usado para expresar concentraciones de soluciones diluidas en partes por millón, o ppm. Esta unidad se define como el número de miligramos de soluto presentes en un kilogramo de solución. Para las soluciones acuosas, donde un kilogramo de solución tiene un volumen aproximado de un litro, se puede emplear la relación: mg de soluto ppm ( partes por millón ) L de solución Ejemplo: en el análisis químico de una muestra de 350mL de agua se encontró que contiene 1.50mg de ión magnesio, Mg2+. ¿Cuál es la concentración del Mg2+ en ppm? 1.50mg de Mg 2 1mL ppm 3 350 mL de H O 1 . 0 x 10 L 2 mg 4.28 L 4.28 ppm 132 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. FASE EXPRESIVA: 1. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 120cc de una solución al 15% m/V? 2. Encontrar el porcentaje masa a volumen (% m/V) para una solución que contiene 65g de glucosa en 880mL de solución 3. Se requiere preparar 85g de solución al 55% m/m de KMnO 4 en agua. ¿Cuántos gramos de KMnO4 son necesarios? 4. Determinar el % V/V para una solución que contiene 30mL de HCl y 82mL de agua. 5. ¿Cuántos litros de H2SO4 están contenidos en 950mL de solución al 31.25% V/V? 6. Explico con mis palabras los siguientes términos: a. ppm: _____________________________________________________________ b. % m/m: __________________________________________________________ c. % m/V: ___________________________________________________________ d. % V/V: ___________________________________________________________ 133 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 30 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y resuelva problemas relacionados con las unidades de concentración (molaridad, molalidad y normalidad). INDICADORES DE DESEMPEÑO: Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionado con las unidades de concentración (molaridad, molalidad y normalidad). FASE COGNITIVA Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar (3M) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución. La molaridad es la unidad de concentración que se encuentra con mayor frecuencia en la química. M moles de soluto Litro de solución Ejemplo: ¿Cuántos gramos de AgNO3, se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M? Previamente sabemos que: Peso molecular de AgNO3 = 170g 100 cm3 de H20 = 100 mL de H20 M 134 moles de AgNO3 1 mol de AgNO3 Litro de H 2O 1000 mL de H 2O Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que: 1 mol de AgNO3 170 g de AgNO3 17 g de AgNO3 100 mL de H 2O 1000 mL de H O 1 mol de AgNO 2 3 Se necesitan 17g de AgNO3 para preparar una solución 1M Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5g de ácido clorhídrico, HCl, y 1000g de agua es una solución 1 molal (1 m). m moles de soluto Ki log ramo de solvente Ejemplo: ¿Cuántos gramos de AgNO3, se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m? m moles de AgNO3 1 mol de AgNO3 Kg de H 2O 1000 g de H 2O Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que: 1 mol de AgNO3 170 g de AgNO3 17 g de AgNO3 100 g de H 2O 1000 g de H 2O 1 mol de AgNO3 Se necesitan 17g de AgNO3 para preparar una solución 1m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma. Puede definirse de dos formas, dependiendo que la reacción sea de óxido-reducción o de neutralización ácido-base. Para una reacción de óxido-reducción, el equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que reacciona con una mol de electrones o produce ésta. Para una reacción ácido-base, un equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que reacciona con una mol de iones hidrógeno o iones hidroxilo o produce ésta o éstos. 135 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. En las reacciones de óxido-reducción, la masa de un equivalente-gramo de cada reactivo equivale a su masa molecular dividida por el cambio en el número de oxidación o de electrones de sus elementos. En las reacciones de neutralización, ácido más base, se determina la masa de un equivalente-gramo de un compuesto dividiendo su masa molecular por la carga total positiva o negativa, sin tener en cuenta el signo. Ejemplo: Equivalente-gramo de ácidos: hallar la masa de 1 equivalente-gramo de H3PO4; 1 mol de H3PO4 tiene masa de 98g y su número total de hidrogeniones es 3: 1mol de H 3 PO4 98 g de H 3 PO4 32.66 g 1 eq g de H 3 PO4 3 1mol de H 3 PO4 Equivalente-gramo de bases: el hidróxido de calcio, Ca(OH)2, tiene una masa de 74.1g; el número total de cargas negativas es -2. 1mol de Ca(OH ) 2 74.1g de Ca(OH ) 2 37.05 g 1 eq g de Ca( HO) 2 2 1mol de Ca(OH ) 2 Equivalente-gramo de las sales: determinar la masa para 1 eq-g de sulfato de sodio Na2SO4. El sulfato de sodio tiene una masa total de 142.02g y la carga total del catión Na es 2+. 1mol de Na 2 SO4 142.02 g de Na 2 SO4 71.01g 1 eq g de Na 2 SO4 2 1mol de Na 2 SO4 Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. N número de eq g de soluto Litro de solución Ejemplo: ¿Cuál es la normalidad de una solución de KCL que contiene 6 eq-g en un volumen de 5L? N 6 eq g de KCl eq g 1.2 ó 1.2 N 5L L FASE EXPRESIVA: 136 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 1. ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio se necesitan para preparar 3.5L de solución 1.5M? 2. ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio son necesarios para preparar 548mL de solución 0.944M? 3. Se tienen preparados 380cc de solución 3.2M de Ca(OH)2. Determino la cantidad de soluto contenida en la solución expresándola: a. En moles de Ca(OH)2 b. En gramos de Ca(OH)2 4. ¿Qué diferencia existe entre una solución molar y una solución molal? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 5. ¿En una solución diluida la concentración molal podrá ser igual a la concentración molar? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 6. Determino la molalidad (m) de una solución, si se disuelven 150g de Al(OH)3 en 680g de agua. 7. ¿Cuál es el número de eq-g por mol de HCl? 8. Determino la masa para un eq-g de las siguientes sustancias: a. H2SO4 b. KOH c. Al(OH)3 d. K2CO3 9. Se disuelven 28.5g de CuSO4, en agua hasta obtener 860cc de solución. ¿Cuál será la normalidad de la solución? 137 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 31 LABORATORIO N°5 -SOLUCIONES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las soluciones. Que yo siga instrucciones y procedimientos adecuados para realizar la práctica de laboratorio. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con las soluciones. Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con las soluciones. FASE COGNITIVA Se le da el nombre de soluciones a las mezclas homogéneas formadas por 2 o más componentes. Las soluciones pueden ser sólidas, liquidas o gaseosas, de ellas las comunes y de especial importancia son las liquidas (acuosas) donde el componente que se halla en mayor proporción es el agua (el solvente o disolvente), el otro que esta en menor cantidad es el soluto. Las propiedades físicas y químicas de una solución son una combinación de las propiedades de sus componentes, llamados soluto y solvente. En algunos casos estos dos componentes se pueden separar de manera muy sencilla. Así por ejemplo, en una solución de cloruro de sodio en agua bastaría con evaporar el agua (solvente) y condensar los vapores de esta para recuperarla, quedando separada del cloruro de sodio (soluto) en el recipiente donde se esté realizando la evaporación. 138 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Un aspecto que se tiene muy en cuenta en una solución es su concentración, entendiéndose por esta la cantidad de soluto que se encuentra disuelto en un volumen determinado de solución. Para expresar la concentración de las soluciones los químicos utilizan unidades como son: porcentaje en peso (% p/p), porcentaje peso a volumen (%p/v), partes por millón (ppm), Molaridad (M), Normalidad (N), molalidad (m), etc. Cuando se prepara una solución generalmente se guarda en un frasco (protegido de la luz, si es posible) bien tapado y de un tamaño adecuado, con una etiqueta donde se especifica claramente el tipo de sustancia y la concentración en las unidades adecuadas, allí se conserva hasta el momento de ser usada. FASE EXPRESIVA: EXPERIMENTO 9 Reactivos: Cloruro de Sodio, NaCl Carbonato de Sodio, Na2CO3 Hidróxido de Potasio, KOH Materiales: 1 Erlenmeyer de 250 mL 1 Vaso de 250 mL (Beaker) 1 Espátula 1 Balanza 1 probeta de 100 mL 1 Varilla agitadora 1 Balón volumétrico de 100 ml, con tapa. 1 Embudo. PROCEDIMIENTOS: 1. Pesar en una balanza un vaso de precipitado de 20 mL y luego adicionar con una espátula sal (NaCl) hasta completar 2g. 2. Medir 198 mL de agua y adicionar al vaso que contiene la sal y agitar hasta cuando todo el sólido se encuentre disuelto. 3. ¿Determine cuál es la concentración expresada en %p/p? Preparación de 100 mL de una solución 0,1M de carbonato de Sodio: 1. Pesar 1.06g de Na2CO3 en un vaso de precipitado pequeño. 2. Añadir una porción de agua para disolver completamente la sal. 3. Transferir la solución a un balón volumétrico de 100 mL con la ayuda de un embudo para no derramarla. El vaso se lava dos veces con porciones de 2mL de agua y dichas porciones se pasan al balón volumétrico. 4. Continuar lentamente la adición de agua hasta completar el volumen de 100mL. 5. Tape el balón y agite, invirtiéndolo varias veces. 6. Haga los cálculos con el fin de rectificar la concentración. 139 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. ANÁLISIS: 1. Preparación de 100 mL de una solución 1N de Hidróxido de Potasio: a. Empleando hidróxido de potasio puro, diseñe un método para preparar 100mL de solución 1 N. b. Escribo el procedimiento a seguir, discútalo con el profesor y luego proceda a la preparación de la solución. 2. Investigo las fichas técnicas de los siguientes reactivos: a. NaCl b. Na2CO3 c. KOH 140 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 3. ¿Cómo prepararía 200 mL de una solución 2N de NaHCO3? 4. ¿Qué le pasaría a la concentración de una solución 1M de HCl si se dejara largo tiempo en un recipiente destapado? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 5. ¿Qué entiende usted cuando le ordenan preparar un litro de una solución de NaCl con una concentración de 20 partes por millón (ppm)? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 6. ¿Qué peso de NaOH se necesita para preparar 500mL de una solución 0.1M? 7. ¿Qué es una solución? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 8. ¿Qué es la concentración de una solución? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 9. ¿Cuáles son las unidades de concentración? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 141 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 32 PRE-EVALUACIÓN ICFES Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo resuelva problemas relacionados con las soluciones y su forma de expresarla en las diferentes concentraciones. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con las soluciones y su forma de expresarla en las diferentes concentraciones. FASE EXPRESIVA: PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA: RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN En la siguiente tabla se describen algunas propiedades de dos compuestos químicos a una atmósfera de presión 1. Para cambiar la concentración de la solución de ácido butanóico indicada en el punto 1 al 2 lo más adecuado es Tres mezclas preparadas con ácido butanoíco y agua, se representan en una recta donde los puntos intermedios indican el valor en porcentaje peso a peso (% p/p) de cada componente en la mezcla. Mezclas de ácido butanóico en agua. 142 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 100mL, 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 2. A una atmósfera de presión, para cambiar la concentración de la solución de ácido butanóico, indicada en el punto 2 al 3 el procedimiento más adecuado es 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 de la solución patrón. D. a la concentración en la solución patrón. 5. Cuatro tubos de ensayo contienen cada uno 5 ml de soluciones de diferente concentración de metanol a temperatura ambiente (20ºC), como se muestra en la siguiente tabla 3. 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. 4. 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 143 Si en cada tubo se deposita 1g de parafina líquida (C6H34) insoluble en metanol, de densidad 0,7733g/cm3, se espera que ésta quede en la superficie de la solución alcohólica del tubo A. B. C. D. 1 2 3 4 6. 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. 4g de ácido acético en 100g de solución B. 100g de soluto y 4g ácido acético Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. C. 100g de solvente y 4g de ácido acético D. 4g de ácido acético en 96g de solución 7. 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. 9. Si se desea obtener una solución 0.3M de hidróxido de potasio (KOH) disolviendo 60g de hidróxido. Teniendo en cuenta la siguiente ecuación: M El volumen de solución que se obtendrá es A. B. C. D. Si se aumenta la presión, es muy probable que la concentración del gas en la fase moles de soluto Litro de solución 2.57L 3.57L 1.57L 4.57L 10. Teniendo en cuenta que el punto de ebullición es una propiedad intensiva, al graficar el punto de ebullición (Tb) de diferentes masas de un mismo líquido, la gráfica que se obtiene es A. líquida aumente. B. líquida permanezca constante. C. gaseosa aumente. D. gaseosa permanezca constante. 8. Una muestra de ácido clorhídrico puro, HCl, necesita 100g 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. D. 36,5 g. 144 11. Un recipiente tiene la siguiente etiqueta PENTANO 1 LITRO Los datos que sirven para determinar la masa del líquido en ese recipiente son A. la solubilidad y punto de fusión B. el volumen y el punto de ebullición Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. C. la densidad y el volumen D. el volumen y la solubilidad 12. La siguiente tabla muestra los valores de densidad de tres sustancias. solución se le adiciona 1 mol de KOH es muy probable que A. B. C. D. En cuatro recipientes se colocan volúmenes diferentes de cada líquido como se muestra en el dibujo. permanezca constante la concentración de la solución aumente la concentración de iones [OH-] permanezca constante el pH de la solución aumente la concentración de iones [H+] 15. La siguiente tabla muestra información sobre las soluciones I y II moles soluto De acuerdo con lo ilustrado es válido afirmar que A. el recipiente IV es el que contiene menor masa. B. los recipientes II y IV contienen igual masa. C. el recipiente III es el que contiene mayor masa. D. el recipiente III contiene mayor masa que el recipiente I. 13. 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 A. la solución I tiene mayor de moles de soluto concentración es mayor solución II B. la solución II tiene menor de moles de soluto concentración es mayor solución I C. la solución I tiene menor de moles de soluto concentración es mayor solución II D. la solución II tiene mayor de moles de soluto concentración es mayor solución I 14. Se tienen 1000 ml de una solución 0,5 M de KOH con pH = 13,7. Si a esta 145 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. número y su que la número y su que la número y su que la número y su que la GUÍA - TALLER No 33 CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo realice lectura comprehensiva e interprete textos argumentales relacionados con los la cinética y el equilibrio químico (termodinámica, tono térmico y entalpía). INDICADORES DE DESEMPEÑO: Realizo lectura comprehensiva e interpreto textos relacionados con los la cinética y el equilibrio químico (termodinámica, tono térmico y entalpía). FASE COGNITIVA La termodinámica (del griego termo, que significa "calor" y dínamis, que significa "fuerza") es la rama de la física que describe el comportamiento de sistemas macroscópicos, en lugar de moléculas individuales. Es un sistema lógico basado en unas pocas generalizaciones conocidas como las leyes de la termodinámica. Sistema termodinámico típico mostrando la entrada desde una fuente de calor (caldera) a la izquierda y la salida a un disipador de calor (condensador) a la derecha. El trabajo se extrae en este caso por una serie de pistones. 146 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. También conocida como principio de conservación de la energía, establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará. Visto de otra forma, esta ley permite definir el calor como la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna. Fue propuesta por Nicolás Léonard Sadi Carnot en 1824. La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente: Cuando se especifica el estado de un sistema material, éste posee una energía determinada, conocida como energía interna (U). Si el sistema absorbe o cede calor (Q), o cualquier trabajo (W), con lo cual ha de variar la energía interna del sistema (∆U), esta variación se determina así: ∆U = Q + W Sistema: se refiere a la porción de materia que se investiga. Donde U es la energía interna del sistema (aislado), Q es la cantidad de calor aportado al sistema y W es el trabajo realizado por el sistema. Ejemplo: calcular el cambio de energía en un sistema si se agregan al mismo 500J de calor y 200J de trabajo ∆U = Q + W ∆U = 500J + 200J = 700J Como el valor de ∆U positivo, hay más energía en el sistema después de los cambios que antes de estos. Esencialmente el tono térmico es la diferencia que existe entre la energía calórica de un compuesto y de los elementos que la conforman. Se expresa en calorías o kilocalorías por mol para los compuestos y en mol-átomos para elementos. Ejemplo: H 2( g ) O2( g ) 2H 2 O( g ) 57800 calorías El tono térmico es: 57800 cal/mol ó 57.80Kcal/mol Entalpía (del prefijo en y del griego "enthalpos" calentar) es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H, cuya variación expresa una medida de la 147 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. La entalpía no puede medirse directamente, pero el calor que se consume o se produce en una reacción sí, estableciendo la diferencia entre la entalpía de los productos y la entalpía de los reaccionantes. El símbolo de este cambio de entalpía es (∆H). Donde: ΔH es la variación de entalpía. Hfinal es la entalpía final del sistema. En una reacción química, Hfinal es la entalpía de los productos. Hinicial es la entalpía inicial del sistema. En una reacción química, Hinicial es la entalpía de los reactivos. En una reacción endotérmica se absorbe calor y por consiguiente, la entalpía de los productos es mayor que el de los reactantes; el signo de ΔH es positivo. El caso contrario es la reacción exotérmica, en la que se libera calor durante el proceso y la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes; por lo tanto ΔH es negativo. ΔH > 0 (reacción endotérmica) ΔH < 0 (reacción exotérmica) La entalpía de formación de un compuesto es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a partir sus elementos, medida, normalmente, en unas condiciones de referencia estándar, 1 atm de presión y una temperatura de 298 K (25 °C). Esta entalpía es negativa cuando se trata de una reacción exotérmica, que desprende calor, mientras que es positiva cuando es endotérmica, y resulta nula para los compuestos diatómicos. La teoría de las colisiones propuesta por Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918. Esta teoría está basada en la idea de que las partículas reactivas deben colisionar para que una reacción ocurra, este choque es el resultado del movimiento continuo y desordenado de las partículas de los reactivos. Al producirse las colisiones, las distancias entre las partículas que reaccionan son mínimas, con lo cual puede producirse rotura y creación de enlaces, de modo que se originan los productos de la reacción. La cantidad mínima de energía necesaria para que esto suceda es conocida como energía de activación. Cuanto mayor es la energía de activación, más lenta es la reacción porque aumenta la dificultad para que el proceso suceda. 148 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Cuanto menor es la energía de activación, menor la barrera de energía, más colisiones efectivas y por tanto una reacción más rápida. La energía de activación varía de acuerdo con el tipo de reacción química. En las reacciones endotérmicas ella es mayor que en las exotérmicas. La teoría de las colisiones está íntimamente relacionada a la cinética química. Los átomos de las moléculas de los reactivos están siempre en movimiento, generando muchas colisiones (choques). Parte de estas colisiones aumentan la velocidad de reacción química. Cuantos más choques con energía y geometría adecuada exista, mayor la velocidad de la reacción. Hay dos tipos de colisiones: Horizontal – Colisión más lenta Vertical – Colisión más rápida, colisión efectiva Veamos los dos modelos de colisiones para la formación de dos moléculas de HCl: Colisión Horizontal: Colisión Vertical Observemos que luego de la primer colisión existe formación de apenas una molécula de HCl. La segunda molécula se formará en la segunda colisión. Observe que la molécula de H2 se aproxima de la molécula de Cl2 con mucha velocidad. Enseguida, se chocan violentamente formando dos moléculas de HCl que se alejan enseguida. FASE EXPRESIVA 1. ¿A qué se le llama termodinámica? 2. Escribo con mis palabras ¿cuál es la base de la primera ley de la termodinámica? 3. ¿Qué es un sistema? 4. Cuando hablamos de tono térmico ¿a qué hacemos referencia? 5. ¿Cómo se simboliza la entalpía y qué indica? 6. Con respecto a la entalpía ¿qué pasa cuando la reacción es exotérmica y endotérmica? 7. Explico ¿en qué consiste la teoría de las colisiones? 149 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 34 EQUILIBRIO QUÍMICO Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con el equilibrio químico. Que yo plantee y resuelva problemas relacionados con el equilibrio químico. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con el equilibrio químico. FASE COGNITIVA Es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando el proceso químico evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como: Pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones 150 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan S y T son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos. La posición de equilibrio en la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reactivos. La constante de equilibrio para cualquier sistema, es igual al cociente del producto de las sustancias del segundo miembro de la ecuación, entre el producto de las concentraciones de las sustancias del primer miembro de la ecuación, teniendo en cuenta que cada concentración estará elevada a una potencia igual al coeficiente de la respectiva sustancia en la ecuación química igualada. S T K A B Ke 1 : La concentración de los productos es mayor que la concentración de los reactivos, de manera que el cociente [productos]/[reactivos] es mayor a la unidad. Esto significa que la reacción es favorable en el sentido de formación de los productos. K e 1 : La concentración de los productos es menor que la de los reactivos. En este caso, se presenta una situación desfavorable en la formación de productos, pues predomina la formación de reactivos. K e 1 : Significa que la proporción de reactivos y productos es similar, sin que se favorezca la formación de ninguno de los dos. El Principio de Le Châtelier (1884) es un útil principio que da una idea cualitativa de la respuesta de un sistema de equilibrio ante cambios en las condiciones de reacción. Si un equilibrio dinámico es perturbado por cambiar las condiciones, la posición de equilibrio se traslada para contrarrestar el cambio. Por ejemplo, al añadir más S desde el exterior, se producirá un exceso de productos, y el sistema tratará de contrarrestar este cambio aumentando la reacción inversa y empujando el punto de equilibrio hacia atrás (aunque la constante de equilibrio continuará siendo la misma). Si se agrega un ácido mineral a la mezcla de ácido acético, el aumento de la concentración del ion hidronio, la disociación debe disminuir a medida que la reacción 151 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. se desplaza hacia a la izquierda, de conformidad con este principio. Esto también se puede deducir de la expresión de la constante de equilibrio para la reacción: Aunque las concentraciones de equilibrio macroscópico son constantes en el tiempo las reacciones se producen en el nivel molecular. Por ejemplo, en el caso de ácido acético disuelto en el agua y la formación de acetato e iones hidronio, CH CO H O K 3 2 3 CH 3CO2 H Si [H3O+] aumenta [CH3CO2H] debe aumentar y [CH3CO2−] debe disminuir. El H2O se queda fuera ya que es un líquido puro y su concentración no está definida. 1. En el sistema en equilibrio representado por la ecuación: 2C( s ) O2( g ) 2CO( g ) Una vez establecido el equilibrio se encontró que el valor de K e = 1.7x102. Es decir Ke > 1, indicando que en el estado de equilibrio hay predominio de productos, es decir, la reacción es favorable para obtener CO(g). 2. Se colocan en un recipiente de vidrio, de 1L, 0.02mol de PCl 5(g) y se llevan a una temperatura de 200°C, con lo cual el PCl5(g) se descompone de acuerdo con la ecuación: PCl 5( g ) PCl 3( g ) Cl 2( g ) Al medir las concentraciones de equilibrio, se encontraron los siguientes valores: [PCl5] = 0.01076 mol/L [PCl3] = 0.00924 mol/L [Cl2] = 0.00924 mol/L Con esta información, calcula la constante de equilibrio (Ke): Ke PCl3 Cl2 PCl5 Ke 0.009240.00924 7.93x103 0.01076 152 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. FASE EXPRESIVA 1. Con base en la información contenida en la tabla, escribo la expresión de equilibrio y deduzco en qué sentido están desplazadas las reacciones indicadas: Constantes de equilibrio Sistema en equilibrio Valor de Ke Temperatura (°C) H 2( g ) I 2( g ) 2HI ( g ) 66.9 350 H 2( g ) I 2( g ) 2HI ( g ) 54.4 425 N 2( g ) 3H 2( g ) 2 NH 3( g ) 2.66x10-2 350 N 2( g ) 3H 2( g ) 2 NH 3( g ) 6.59x10-3 45 2CO( g ) O2( g ) 2CO2 ( g ) 2.24x10-2 727 2H 2O( g ) 2H 2 ( g ) O2( g ) 5.31x10-10 1.717 N 2( g ) 2 N ( g ) 1.31x10-31 1.000 2. En la estratosfera el ozono (O3) se convierte constantemente en oxígeno molecular (O2), según la reacción: 2O3( g ) 3O2 ( g ) La constante de equilibrio para esta reacción, a 2300°C es 2.5x10 12. ¿En qué sentido está desplazado el equilibrio químico? Justifico mi respuesta. 3. La constante de equilibrio para la reacción: H 2( g ) Cl2( g ) 2HCl( g ) Es 2.4x1033, a 25°C. ¿Cuál sería la constante de equilibrio para la descomposición del HCl(g) a la misma temperatura? 4. ¿En qué consiste el principio de Le Châtelier? 5. ¿A qué se le denomina equilibrio químico? 153 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 35 LABORATORIO N°10 – EQUILIBRIO QUÍMICO Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo plantee y argumente hipótesis y regularidades sobre todo lo relacionado con las soluciones. Que yo siga instrucciones y procedimientos adecuados para realizar la práctica de laboratorio. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Sigo instrucciones y utilizo diferentes procedimientos en flujogramas lineales y de decisión en el planteamiento y solución de problemas relacionados con las soluciones. Analizo y argumento datos, tablas y gráficos como resultado de la interpretación de situaciones y establecimiento de condiciones relacionados con las soluciones. FASE COGNITIVA En toda reacción química se forman y se rompen enlaces. La velocidad con que estos hechos suceden, depende de los enlaces particulares que en cada caso intervienen. En la práctica que se realizará a continuación se observaran los diferentes factores que pueden modificar la velocidad de una reacción química. 154 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. FASE EXPRESIVA: EXPERIMENTO 10 Reactivos: Ácido sulfúrico, H2SO4 Permanganato de potasio, KMnO4 Puntillas de hierro Materiales: Balón aforado de 100mL Malla de asbesto Mechero Termómetro Trípode Tubos de ensayo Vaso de precipitado de 400mL PROCEDIMIENTOS: 1. Prepara una solución de KMnO4 acidulada con H2SO4 disolviendo 10mL de ácido sulfúrico en agua destilada hasta completar 100mL (No olvides adicionar poco a poco el ácido sobre el agua). 2. Añade a la solución anterior 0.10g de KMnO4 y agita hasta que se disuelva completamente. 3. Prepara un baño maría a una temperatura de 90°C. 4. Coloca 5mL de solución acidulada de KMnO4 en cada uno de los cinco tubos de ensayo, márcalos adecuadamente y llévalos al baño maría. 5. Cuando el baño esté casi en ebullición saca el primer tubo y tómale la temperatura, regístrala y simultáneamente coloca dentro del tubo una puntilla de hierro y con un cronómetro registra el tiempo de reacción lo cual sucede cuando la solución se vuelve incolora. 6. Apaga el mechero y espera que la temperatura descienda 10°C y saca el segundo y añade otro clavo de igual tamaño. De la misma forma registra el tiempo de reacción. 7. Repite el procedimiento con los tubos restantes cada vez a una temperatura diez grados más baja que en el caso anterior. ANÁLISIS: 1. Investigo las fichas técnicas de los reactivos utilizados en la práctica. 2. Construyo un flujograma que indique el procedimiento antes mencionado. 3. ¿Qué factor influyó en la velocidad de la reacción? 155 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 4. Con los datos obtenidos en el experimento elabora una gráfica de tiempo contra temperatura. 5. ¿Qué importancia tiene este fenómeno en las reacciones química? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ El equilibrio en una reacción puede ser alterado por efectos de la concentración de las sustancias o la presión y la temperatura, si se trata de reactivos en estado gaseoso. Al modificar cualquiera de estos factores el punto de equilibrio se desplaza en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto de dicha alteración. EXPERIMENTO 11 Reactivos: Cloruro férrico, FeCl3 Tiocianato de potasio, KSCN Agua destilada. Cloruro de sodio, NaCl Cloruro cúprico, CuCl2 Sulfato de magnesio, MgSO4. Materiales: Gradilla Espátulas Tubos de ensayo Vaso de precipitado 156 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. PROCEDIMIENTOS: 1. Prepara 50mL de solución diluida de tiocianato de potasio y adiciónale 3 gotas de solución de cloruro férrico. Registra las observaciones. 2. Vierte 10mL de la solución anterior en 4 tubos de ensayo. 3. Toma otros 3 tubos para preparar soluciones diluidas de cloruro de sodio, cloruro cúprico y sulfato de magnesio. 4. Vierte 2mL de cada una de estas soluciones en tres de los tubos que contienen el tiocianato. El otro tubo se deja como patrón. 5. Observa cada tubo cuidadosamente a la luz, en sentido vertical y lateral. 6. Envuelve la base de cada tubo con papel de filtro y añade 2mL más de las soluciones del numeral 3. Registra las observaciones. ANÁLISIS: 1. La reacción ocurrida entre el cloruro férrico y el tiocianato es la siguiente: FeCl 3 KSCN KCl Fe(SCN )Cl 2 ¿Qué puedes deducir de esta ecuación respecto a los cambios observados en el procedimiento? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 2. ¿Cómo se comporta cada una de las sales que añadiste a la solución de tiocianato con cloruro férrico? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 3. ¿Son iguales los colores observados en sentido vertical y lateral? ¿Se observa lo mismo cuando se envuelven en el papel de filtro? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 4. ¿Cuándo añades más cantidad de solución, observas algún cambio? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 5. ¿Qué aplicación práctica le encuentras a este comportamiento? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 157 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. GUÍA - TALLER No 36 EVALUACIÓN FINAL DE PERIODO Tiempo previsto: Semana No___: del ___al ___ de ____________ de 20___ tiempo: 3 horas/ semana. FASE AFECTIVA: Actividad de motivación: Se presenta una motivación corta y pertinente a la enseñanza. PROPÓSITO EXPRESIVO: Que yo resuelva problemas relacionados con las soluciones y el equilibrio químico. INDICADORES DE DESEMPEÑO: Resuelvo problemas relacionados con las soluciones y el equilibrio químico. FASE EXPRESIVA: PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA: 1. En la gráfica se muestra la dependencia de la solubilidad de dos compuestos iónicos en agua, en función de la temperatura. Se preparó una mezcla de sales, utilizando 90g de KNO3 y 10g de NaCl. Esta mezcla se disolvió en 100g de H2O y se calentó hasta 60ºC, luego se dejó enfriar gradualmente hasta 0ºC. Es probable que al final del proceso A. se obtenga un precipitado de NaCl y KNO3 158 B. se obtenga un precipitado de NaCl C. los componentes de la mezcla permanezcan disueltos D. se obtenga un precipitado de KNO3 2. Se preparó medio litro de una solución patrón de HCl 1M; de esta solución, se extrajeron 50mL 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 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. D. a la concentración en la solución patrón CONTESTE LAS PREGUNTAS 3 Y 4 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN A cuatro vasos que contienen volúmenes diferentes de agua se agrega una cantidad distinta de soluto X de acuerdo con la siguiente tabla. En cada vaso se forman mezclas homogéneas 3. De acuerdo con la situación anterior, es válido afirmar que la concentración es A. B. C. D. mayor en el vaso 3 igual en los cuatro vasos menor en el vaso 1 mayor en el vaso 2 4. Si se evapora la mitad del solvente en cada uno de los vasos es muy probable que al final de la evaporación A. los cuatro vasos contengan igual masa de la sustancia X B. la concentración de las cuatro soluciones sea igual C. disminuya la concentración de la solución del vaso dos D. aumente la masa de la sustancia X en los cuatro vasos CONTESTE LAS PREGUNTAS 5 A 7 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN 159 La solubilidad indica la máxima cantidad de soluto que se disuelve en un solvente, a una temperatura dada. En la gráfica se ilustra la solubilidad del soluto X en el solvente Y en función de la temperatura 5. La solubilidad de X en Y a 20ºC es A. B. C. D. 15 g de X en 100 g de Y 10 g de X en 100 g de Y 5 g de X en 100 g de Y 25 g de X en 100 g de Y 6. Es válido afirmar que al mezclar 15 g de X con 100 g de Y se forma una A. B. C. D. solución a 10ºC mezcla heterogénea a 20ºC solución a 40ºC mezcla heterogénea a 30ºC 7. A 40ºC una solución contiene una cantidad desconocida de X en 100g de Y; se disminuye gradualmente la temperatura de la solución hasta 0ºC, con lo cual se obtienen 10g de precipitado, a partir de esto es válido afirmar que la solución contenía inicialmente A. B. C. D. 25 g de X 20 g de X 15 g de X 10 g de X RESPONDA LAS PREGUNTAS 8 Y 9 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. Un estudiante realizó un experimento de laboratorio con diferentes sustancias determinando el tiempo que tardaba una esfera de acero en llegar al fondo de cada recipiente. Los datos obtenidos se presentan en la siguiente tabla. B. disminuye al aumentar la temperatura. C. aumenta al aumentar la temperatura. D. disminuye al disminuir la temperatura. 10. La siguiente gráfica relaciona el número de moles de soluto disuelto en distintos volúmenes de una misma solución. 8. Teniendo en cuenta que la viscosidad es la resistencia que tiene un fluido a desplazarse, el líquido de mayor viscosidad es A. B. C. D. De acuerdo con la gráfica, es correcto afirmar que en 200 y 400 mL, las moles de soluto disuelto en la solución son respectivamente N. Q. R. P. 9. Con las sustancias R y P se realiza el experimento anterior a diferentes temperaturas y se registra el tiempo que tarda la esfera en llegar al fondo del recipiente. Los resultados se muestran en la siguiente gráfica. Es correcto afirmar que la viscosidad A. permanece constante aumentar la temperatura. 160 A. B. C. D. 0,5 y 1. 0,5 y 2. 1 y 2. 1,5 y 1. RESPONDA LAS PREGUNTAS 11 Y 12 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN El aumento en el punto de ebullición y la disminución en el punto de congelación de una solución, son propiedades que dependen de la cantidad de soluto no volátil disuelto. En el laboratorio se prepararon 4 soluciones de igual volumen y diferente concentración; para cada solución se determinó el pH. Los resultados obtenidos se presentan en la siguiente tabla al Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. 13. Si se mezclan agua, etanol, tetracloruro de carbono y ácido nítrico es probable que se forme A. B. 11. De acuerdo con la información anterior, es correcto afirmar que la solución de mayor punto de congelación es A. B. C. D. C. D. X. Y. J. K. 12. Si a la solución J se le adicionan 0,5 moles más de soluto, es probable que A. disminuya el pH de la solución. B. permanezca constante el punto de ebullición de la solución. C. permanezca constante el pH de la solución. D. aumente el punto de ebullición de la solución. una solución, porque el agua disuelve los demás componentes. una mezcla heterogénea, porque todos los componentes tienen diferente polaridad. una solución, porque todas las sustancias son polares. una mezcla heterogénea, porque el tetracloruro de carbono no es soluble en los demás componentes. 14. Es probable que se forme una solución si se mezclan A. B. C. D. agua y tetracloruro de carbono. etanol y tetracloruro de carbono. éter y tetracloruro de carbono. ácido nítrico y tetracloruro de carbono. 15. RESPONDA LAS PREGUNTAS 13 Y 14 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Los solventes polares disuelven sustancias de tipo polar y los no polares disuelven sustancias de tipo no polar. En el siguiente diagrama se muestran algunos solventes organizados según su polaridad. Dos recipientes contienen dos mezclas distintas. El recipiente 1 contiene agua y aceite y el recipiente 2 contiene metanol y gasolina. Al combinar los contenidos de los dos recipientes, el número de fases que se obtiene de acuerdo con los datos de la tabla es A. 1 B. 2 C. 3 161 Equipo Académico-Pedagógico. Área Ciencias Naturales y Educación Ambiental: Química Colegios Arquidiocesanos de Cali. ARQUIDIÓCESIS DE CALI FUNDACIONES EDUCATIVAS ARQUIOCESANAS REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS GUIAS TALLER ÁREA: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL: Química GRADO: Noveno GUÍAS TALLER DE LA 1 A LA 36 BIBLIOGRAFÍA. CÁRDENAS S. Fidel A, GÁLVEZ. S. Carlos A. 2001. Química y ambiente 1. 2 ed. Santa Fé de Bogotá. Ed. Mc Graw Hill. HERRERA V. Severiano, BARRETO C. Aura, TORRES D. Ignacio. 1984. Química 1. Ed. Norma. 2ed. Bogotá. Ed. Norma. MONDRAGÓN M. César H, PEÑA G. Luz Yadira, SANCHEZ Martha, ARBELÁEZ E. 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