Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I Cátedra de Química General e Inorgánica Facultad de Ingeniería - UNJu Química I - 2019 Programa Analítico Bibliografía Régimen de cursada Condiciones para la acreditación Cronograma Cartilla de Seminarios (Primera Parte) DOCENTES: Ing. Patricia ARCE Ing. Alejandra ARDUINO Dra. Roxana CABANA Ing. Luciana CACHULLANI Ing. Elda CORMENZANA Lic. Lorena ENRIQUEZ Ing. Silvina MUHANA Ing.María A. RUGGERI Ing.Judith SINGH Ing. Norma WIERNA Ing. Walter VILLA MATERIAL ELABORADO POR LOS DOCENTES DE LA CÁTEDRA Página 1 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I QUÍMICA I PROGRAMA ANALÍTICO CONTENIDOS MÍNIMOS Principios de la Química. Materia: Propiedades. Leyes fundamentales de la Química. Estructura atómica. Sistema periódico. Estructura de la tabla periódica. Uniones químicas. Estados de la materia. Estado gaseoso. Estado líquido. Equilibrio líquido-vapor. Estado sólido. Soluciones: Componentes, solubilidad, propiedades coligativas. Termodinámica Química: primera Ley de la Termodinámica, termoquímica. Funciones de estado. Cinética química: velocidad de reacción, factores que afectan la cinética de una reacción. Equilibrio químico: la constante de equilibrio, factores que afectan el equilibrio, principio de Le Chatelier, equilibrio heterogéneo, equilibrio iónico. Teorías ácido base: hidrólisis de sales, autoionización del agua, pH. Electroquímica. Reacciones de óxido-reducción, electrólisis, conductividad eléctrica, celdas galvánicas, corrosión. CONTENIDOS I.- PRINCIPIOS DE LA QUÍMICA: Sistemas Materiales: Propiedades extensivas e intensivas. Clasificación según propiedades intensivas: homogéneos y heterogéneos. Sistemas dispersos: macroscópicos, microscópicos, coloidales, soluciones. Fases y componentes. Composición centesimal. Operaciones de separación y fraccionamiento. Diferencias entre mezclas y combinaciones. Sustancias puras simples y compuestas. Elemento químico. Nociones sobre abundancia relativa. Estados de agregación de la materia: sólido, líquido, gaseoso. Propiedades características. Cambios de estados. Nociones sobre teoría cinética de la materia. Estequiometria.Leyes ponderales de la química: Ley de conservación de la masa (Lavoisier). Principio de equivalencia masa-energía (Einstein); Ley de las proporciones definidas (Proust) y excepciones a la misma; Ley de las proporciones múltiples (Dalton); Ley de las proporciones recíprocas (Ritcher); equivalente gramo y noción de valencia; Leyes de los volúmenes de combinación (Gay Lussac). Teoría atómico-molecular (Dalton y Avogadro-Ampere). Atomicidad. Resultados cuantitativos de la Teoría atómico-molecular; masa atómica, peso atómico internacional, unidad de masa atómica, masa molecular, mol de átomos, mol de moléculas. Determinación de pesos atómicos y moleculares. Isótopos. Espectrógrafo de masa. Las reacciones químicas: Concepto y Clasificación. Fórmula: centesimal, mínima, molecular. Sistemas de nomenclatura. Estequiometría de las reacciones químicas. Reactivo limitante y en exceso, pureza, rendimiento. II. ESTRUCTURA ATÓMICA, TABLA PERIÓDICA.UNIONES QUÍMICAS Y ENLACES INTERMOLECULARES. Estructura atómica: partículas subatómicas. Electrones, protones y neutrones. Número atómico y número másico. Isótopos. Modelo atómico actual. Nociones sobre la teoría de Schrödinger y sus resultados. Números cuánticos. Principio de exclusión de Pauli. Regla de Hund. Principio de estructuración (aufbau). Tabla Periódica. Ley periódica de Mendeleiev. Ley periódica de Moseley: Tabla periódica moderna. Aplicación del principio de estructuración: configuración electrónica. Período y grupo. Propiedades periódicas seleccionadas: radio atómico, radio iónico, carácter metálico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. Uniones Químicas. Símbolos de Lewis y regla del octeto. Unión Iónica: Formación de un catión y un anión aislados. Atracciones electrostáticas entre iones; energía reticular de un cristal iónico. Propiedades generales de los compuestos iónicos. Unión Covalente: Estructuras de Lewis. Regla del octeto. Enlaces simples y múltiples. Resonancia. Geometrías electrónica y molecular, aproximación electrostática (TREPEV). Polaridad del enlace. Moléculas polares y no polares. Unión Metálica: Teorías del mar electrónico y de bandas. Conductores, semiconductores y aislantes. Influencia de las impurezas en las propiedades de los semiconductores. Semiconductores tipo n y p. Propiedades generales de los metales. Enlaces intermoleculares: El enlace de Van der Waals: London y dipolo–dipolo; relación entre fuerzas de Van der Waals y configuración electrónica. El enlace de hidrógeno. Teoría electrostática. Interacciones polares. Propiedades generales de los compuestos en función de los enlaces y otros parámetros. III ESTADOS DE LA MATERIA. Estado Gaseoso: Leyes de los gases ideales: Ley de Boyle-Mariotte. Ley de Charles. Ley de Gay-Lussac. Ley de Avogadro. Interpretación matemática y gráfica. Ecuación general del gas ideal. Ecuación de estado. Mezcla de gases: Ley de Dalton de las presiones parciales. Obtención de gases sobre agua. Teoría cinética de los gases. Difusión gaseosa: Ley de Graham. Distribución de velocidades moleculares (Maxwell-Boltzman).Gases reales: ecuación de Van der Waals. Factor de compresibilidad. Licuación de gases. Isotermas de Andrews. Condiciones críticas. Estado Líquido:Propiedades macroscópicas. Presión de vapor. Viscosidad. Tensión superficial. Punto de ebullición. Punto de fusión. Calor latente de vaporización y de fusión. Equilibrio de fases. Diagrama de fases del agua. Punto triple. Regla de las fases. Ecuación de Clausius Clapeyron. Estado Sólido: Propiedades Página 2 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I macroscópicas. Sistemas cristalinos. Isomorfismo, polimorfismo. Alotropía. Tipos de sólidos: iónicos moleculares - covalentes - metálicos. Propiedades. IV. SOLUCIONES. Soluto y solvente. Clasificación de las soluciones según el estado de agregación del soluto y del solvente. Solubilidad. Curvas de solubilidad. Soluciones saturadas, insaturadas, sobresaturadas. Formas de expresar la solubilidad del soluto en el solvente y la concentración de las soluciones. Solubilidad de gases: Ley de Henry. Soluciones ideales. Ley de Raoult. Propiedades coligativas: Descenso de la presión de vapor, ascenso ebulloscópico, descenso crioscópico y presión osmótica. Factor i de Van’t Hoff. Soluciones no ideales. Desviaciones del comportamiento ideal. Concepto de actividad. Fraccionamiento de soluciones: destilación simple y fraccionada. Mezclas azeotrópicas. V.- TERMODINÁMICA. Sistemas, estados y funciones de estado. Energía, calor y trabajo. Energía interna. Procesos isotérmicos, isobáricos y isométricos. Primer principio de la termodinámica. Entalpía. Relación entre variación de entalpía y variación de energía interna. Calorimetría. Calorimetría a volumen y presión constante. Entalpía de reacción. Diagrama de entalpía. Termoquímica. Ecuaciones termoquímicas. Leyes de la termoquímica. Condiciones estándar. Entalpía de formación estándar. Cálculo de entalpías de reacción a partir de las entalpías de formación estándar. Cambios de entalpía en transformaciones físicas. Calor sensible. Capacidad calorífica y calor específico. Calor latente. Calor latente o entalpía de fusión y ebullición. Curvas de calentamiento. Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Procesos reversibles e irreversibles. Procesos espontáneos. Entropía. Segundo principio de la termodinámica. Interpretación física de la entropía. Tercer principio de la Termodinámica. Entropías absolutas. Cálculo de la variación de entropía de reacción. Energía libre de Gibbs. Espontaneidad y variación de energía libre de Gibbs. Dependencia de la variación de energía libre con la temperatura. Criterios de espontaneidad. VI.- CINÉTICA QUÍMICA. Concepto de velocidad de reacción. Velocidad media e instantánea. Velocidad global. Factores que influyen en la velocidad de reacción. Ley de velocidad. Orden de reacción y constante de velocidad. Determinación de los órdenes de reacción: método de las velocidades iniciales. Leyes integradas de velocidad. Vida media. Determinación experimental del orden de reacción. Teorías de la velocidad de la reacción: de las colisiones y del complejo activado. Energía de activación. Ecuación de Arrhenius. Nociones de mecanismo de reacción: intermediarios de reacción. Procesos elementales. Molecularidad. Catálisis: catálisis homogénea y heterogénea. Catalizadores de contacto y de transporte, negativos y positivos. Activadores y venenos. VII.- EQUILIBRIO QUÍMICO. Concepto. Ley de la acción de las masas. Constante de equilibrio. Distintas formas de expresarla. Principio de Le Chatelier. Influencia de la temperatura, de la presión y de la concentración en el equilibrio químico. Cálculos con las constantes de equilibrio. Aspectos termodinámicos: equilibrio y cambio de energía libre. VIII.- EQUILIBRIO IÓNICO. Disociación iónica en las soluciones acuosas: Teoría de Arrhenius; limitaciones. Concepto sobre ácidos y bases: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Electrolitos fuertes y débiles. Grado de disociación. Constante de disociación de ácidos y bases débiles. Fuerza iónica. Disociación del agua. Producto iónico del agua. Potencial hidrógeno. Cálculos de pH. Indicadores. Neutralización. Soluciones reguladoras, amortiguadoras (Buffer). Ácido débil y base conjugada; Base débil y ácido conjugado. Hidrólisis: distintos casos. Equilibrio de solubilidad. Constante del producto de solubilidad. Efecto del ion común. Efecto salino. Cálculos de la solubilidad. IX.- ELECTROQUÍMICA: Reacciones de oxidación y reducción. Número de oxidación. Balance de ecuaciones redox: método del ion electrón. Mecanismo de la conducción eléctrica en electrolitos Transformación de energía química en energía eléctrica. Celdas galvánicas. Medición de la FEM de la celda. Potencial estándar de la celda. Potencial estándar de electrodo. Serie electroquímica. Energía libre y trabajo eléctrico. Ecuación de Nernst. Celdas de concentración. Corrosión. Fundamentos. Métodos de protección. Transformación de energía eléctrica en energía química. Electrólisis. Leyes de Faraday. Aplicaciones. Página 3 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I BIBLIOGRAFÍA General Autor Nombre de la Obra ATKINS, Peter – JONES, Principios de Química. Los Loretta caminos del descubrimiento Editorial Panamericana Edición 2009 ATKINS-JONES Principios de Química ATKINS, P.W. ATKINS, P.W. ATKINS Peter ANGELINI, M. BROWN T.L LEMAY H. E. y otros CHANG, Raymond; COLLEGE, Williams DICKERSON, Richard y otros GARRITZ RUIZ, Andoni y otros Química General Química Física Química Temas de química general Médica Panamericana Omega Omega OMEGA EUDEBA Química - La Ciencia Central Pearson Prentice-Hall 2009 Química McGraw-Hill 2002 Principios de Química Reverté 1992 Pearson educación 2005 LONGO Frederick Química general. Mc Graw-Hill México - 1975 SIENKO, Michell WHITTEN- DAVISPECK- STANLEY MC MURRY J. E.FAY R. C. ANGELINI M., Baumgartner E. y otros MOORE, STANITSKI, WOOD, KOLZ BABOR, J. GLASSTONE S. y LEWIS D. Principios y aplicaciones Química Octava Edición McGraw Hill 1990 CengageLearning 2008 Pearson AddisonWesley 2008 EUDEBA 1995 Química universitaria Química General Temas De Química General 2006 1992 1999 1998 1998 El mundo de la Química – Conceptos y Aplicaciones Química General Moderna Addison Wesley Longman Barcelona Elementos de Química Física Médico Quirúrgica 1962 GRAY; HAIGHT Principios básicos de Química Reverté 1979 MAHAN, B. Química Curso Universitario Fondo Educativo Interamericano 1968 Química McGraw Hill 1981 Química General Química teórica y descriptiva Química General Addison Wesley Aguilar Limusa 1986 1976 1976 MOORE, DAVIES, COLLINS PETRUCCI, R. SIENKO y PLANE SLABAUGH y PARSON Específica Autor Nombre de la Obra Editorial 2000 1979 Edición BENSON, S. BERMEJO MARTINEZ, Francisco; BERMEJO BARRERA, Adela; Cálculos químicos 1000 Problemas resueltos de química general y sus fundamentos teóricos LimusaWilley S.A. Paraninfo 1965 1996 IBARZ, J. Problemas de química general Marín S.A. 1981 MAHAN, B. Termodinámica química elemental Reverté 1972 ROSENBERG, J. Química General McGraw Hill 1973 SIENKO, M. Problemas de química Cómo resolver problemas de química general Reverté 1976 Paraninfo 1983 SORUM, C. Página 4 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I RÉGIMEN DE CURSADA En la materia se dictarán clases de Teórico Práctico (TP) y de Trabajos Prácticos de Laboratorio (TPL). Todas las clases son de ASISTENCIA OBLIGATORIA. 1. Las clases TP se dictarán, hasta el Primer Parcial, dos veces por semana con una duración de tres (3) horas cada una. Durante las clases de TP se desarrollarán los temas del programa, estimulando a los alumnos a acceder, explorar, construir y reconstruir el conocimiento en Química General. Se interpretarán gráficos, tablas, experiencias y se propondrán situaciones problemáticas. Además se razonarán y resolverán los problemas planteados en la Guía de Seminarios confeccionada por los docentes de la Cátedra. La resolución se realizará con la supervisión y ayuda del docente a cargo de cada Comisión. En total son 25 (veinticinco) clases de teórico – prácticos. Después del Primer Parcial, una de las clases de TP será reemplazada por una de Laboratorio (TPL). 2. Los TPL se desarrollarán después del Primer Parcial. Tendrán una duración de tres (3) horas cada uno. Las experiencias a realizar están establecidas en las Guías de Laboratorio confeccionadas por los docentes de la Cátedra. Se desarrollarán con los docentes a cargo quienes conducirán el aprendizaje de los estudiantes mediante preguntas y aclaraciones orientadoras que permitan relacionar la teoría con la práctica. El objetivo es desarrollar capacidades, habilidades y actitudes que permitan razonar y lograr el aprendizaje. Las prácticas se realizarán en los laboratorios de Química I y II de la Facultad de Ingeniería, por Comisión y en grupos de tres o cuatro alumnos. En total son 5 clases de prácticas de Laboratorios. EVALUACIÓN DEL PROCESO 1.- Trabajos Prácticos de Laboratorio: Por medio de un cuestionario individual (parcialito), previamente se evaluará los conocimientos teóricos del tema del laboratorio a realizar. Al aprobarlo el alumno quedará habilitado para su ejecución, caso contrario se considerará AUSENTE DESAPROBADO. Se evaluará el resultado del laboratorio mediante un informe grupal que los alumnos entregarán a la semana siguiente de realizado el laboratorio. El docente lo devolverá corregido en la clase siguiente a su entrega. Si el informe no estuviera aprobado, se deberá corregir o rehacer y entregarse nuevamente para su nueva corrección, cuando mucho en la siguiente clase luego de su recepción. Si así no lo hiciera, se considerará AUSENTE. 2.- Parciales: Se tomarán en dos oportunidades y cada uno tendrá una Recuperación. Cada parcial integrará los conocimientos adquiridos en las actividades realizadas en las clases teórico – prácticas y prácticas de laboratorio cumplidas previamente a la evaluación. Los parciales son eliminatorios. EVALUACIÓN DE RESULTADOS: La integración de los conocimientos se realiza con: 1.-Examen Final para los alumnos que regularicen la materia, según lo dispuesto en la reglamentación vigente en la Facultad de Ingeniería en las fechas fijadas en el calendario académico. 2.-Una Evaluación Integradora de Teoría, para los alumnos que estén en condiciones de promocionar la materia. CONDICIONES PARA LA ACREDITACIÓN REGULARIZACIÓN 1. Asistir al 80 % (ochenta por ciento) de las clases teórico – prácticas. Sobre un total de 25 (veinticinco) clases sólo podrán faltar a 5 (cinco) durante todo el curso de la materia. 2. Asistir y aprobar (interrogatorio inicial, trabajo experimental e informe) el 80% (ochenta por ciento) de las prácticas de Laboratorio. Sobre un total de 5 (cinco) clases podrán faltar o desaprobar como máximo a 1 (una) clase de laboratorio. 3. Presentar la carpeta con los problemas resueltos y los informes aprobados cuando así se lo solicitaren los docentes de la cátedra. 4. Aprobar los dos Parciales con no menos del 50% (cincuenta por ciento) del puntaje total. PROMOCIÓN 1. Cumplir con las condiciones 1, 2 y 3 para regularizar Página 5 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 2. Aprobar los dos Parciales (en la primera fecha o en el recuperatorio) con no menos de 70% (setenta por ciento). 3. Aprobar la evaluación de teoría con una nota no inferior a 7 (siete). 4. La nota final de la promoción será el promedio de las notas obtenidas en los Parciales y en la evaluación de teoría. QUIMICA I - CRONOGRAMA 2019 Inicio: 12 de agosto FECHA SEM Nº Finalización: 22 de noviembre UNIDAD TEMA 07 al 09/08 0 --- 12 al 16/08 1 I 19 al 23/08 2 I 26 al 30/08 3 I 02 al 06/09 4 II 09 al 13/09 5 II 16 al 20/09 6 III S 4: Estado gaseoso 23 al 27/09 7 III S 5: Estado líquido y sólido 30/09 al 04/10 IV S 6: Soluciones 8 05/10 I a IV 07 al 11/10 9 I a IV 14 al 18/10 10 V 19 de Octubre 10 I a IV 21 al 25/10 11 V 28/10 al 01/11 12 VI 04 al 08/11 13 VIII 11 al 15/11 14 VIII 18 al 22/11 15 IX 25 al 28/11 Viernes 29/11 16 V a IX Viernes 06/12 17 V a IX FERIADOS INSCRIPCION EN LAS COMISIONES DE TEÓRICO PRÁCTICO . DICTADO DETALLER: NOMENCLATURA S 1: Principios de Química. S 1: Principios de Química S 2: Estructura atómica. TP y Propiedades periódicas S 2: Estructura atómica. TP y Propiedades periódicas S 3: Uniones Químicas y Enlaces intermoleculares. S 3: Uniones Químicas y Enlaces intermoleculares. S 4: Estado gaseoso 19/08: Feriado turístico (Muere S. Martín) 23/08: Éxodo Jujeño PRIMER PARCIAL (DE 9 A 12) S 6: Soluciones S 7: Termodinámica. S 7: Termodinámica. S 8: Cinética Química 07/10: Día de la Virgen de Río Blanco 14/10: Feriado turístico (del 12/10) RECUPERACIÓN DEL PRIMER PARCIAL (DE 9 A 12) S 9: Equilibrio Químico TPL 1: Material de Laboratorio TPL 2: Soluciones S 9: Equilibrio Químico TPL 3: Cinética Química S 10: Equilibrio Iónico. TPL 4: Equilibrio Químico S 11: Electroquímica TPL 5: Equilibrio Iónico S 11: Electroquímica TPL 6: Electroquímica 18/11: Feriado turístico (Sober. Nacional, del 20/11) REPASO SEGUNDO PARCIAL RECUPERACIÓN DEL SEGUNDO PARCIAL - COLOQUIO Página 6 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I SEMINARIO 1:Principios de la Química El universo del cual somos parte se encuentra formado por materia y energía. Se llama materia al componente común a todos los cuerpos. La porción de universo que se aísla para ser estudiada se denomina sistema material. La materia tiene propiedades que pueden clasificarse en propiedades químicas y físicas. La materia exhibe sus propiedades químicas cuando cambia de composición. Por ejemplo el magnesio tiene la propiedad química de poder reaccionar con oxígeno gaseoso para formar óxido de magnesio, un polvo blanco. Las propiedades físicas son las que pueden observarse sin que haya cambio alguno de composición. 1- A) ¿Cuáles de las siguientes propiedades de la materia son químicas y cuáles físicas? a) Encender un fósforo genera una llama; b) Un tipo de acero es muy duro y contiene el 95% de hierro, el 4% de carbono y el 1% de otros elementos. c) La densidad del oro es de 19,3 g/mL, d) El hierro se disuelve en ácido clorhídrico con desprendimiento de hidrógeno gaseoso. e) La lana de acero arde en aire. f) La refrigeración reduce la rapidez de maduración de la fruta. Las propiedades de la materia también pueden clasificarse teniendo en cuenta que dependan o no de la cantidad de sustancia presente en, propiedades intensivas y propiedades extensivas. Se llama propiedades intensivas a las que no dependen de la cantidad de materia. Por ejemplo la temperatura, el color, la dureza, el punto de fusión, la densidad, el olor, entre otras. Se llaman propiedades extensivas a las que sí dependen de la cantidad de materia presente. Son ejemplos de éstas propiedades el volumen, la masa, la longitud, el peso, entre otras. B) De acuerdo lo indicado, identifique en los siguientes enunciados las propiedades intensivas o extensivas: a) El brillo de un alambre de cobre. b) La dureza de un diamante. c) Un barra de hierro de 2 m. d) Una botella de soda de 2 L. e) La densidad del mercurio es de 13,6 g/mL. f) 3 kilogramos de pan. g) El punto de ebullición del agua. h) La velocidad de un auto de carrera. i) El sulfuro de hidrogeno tiene olor a huevo podrido. Los sistemas materiales pueden clasificarse según que sus propiedades intensivas sean constantes en todo el sistema en homogéneos; y en heterogéneos si sus propiedades intensivas varían por lo menos en dos zonas de ese sistema. En este caso, a cada una de las porciones del sistema heterogéneo en los que las propiedades intensivas son constantes se las denominan fases. 2- A) En los siguientes casos clasifique los sistemas materiales en homogéneos o heterogéneos. Indique número de fases, número de componentes e identifique cada componente. a) 200 mL de agua (densidad 1 g/mL) en los que se disolvieron 35 g de cloruro de potasio. b) 10 g de arena gruesa, 2,3 g de limaduras de hierro y 5,7 g de azufre en polvo. c) 12 g de cloruro de sodio y 3,5 gramos de arena. d) 30 mL de agua (densidad 1 g/mL) y 27 mL de kerosene (densidad 0,75 g/mL). B) Teniendo en cuenta cada sistema material de la parte A) indique la composición centesimal de cada uno. a) La composición centesimal, % de agua y % de cloruro de potasio, respectivamente es: i. 29,7 y 70,3 ii. 45,5 y 54,5 iii. 85,1 y 14,9 iv. 60 y 40 b) La composición centesimal, % de arena gruesa, % de limaduras de hierro y % de azufre en polvo, respectivamente es: i. 32,5, 10,3 y 57,2 ii. 12,0, 85,0 y 3,0 iii. 4,3, 93,5 y 2,2 iv. 55,5, 12,8 y 31,7 c) La composición centesimal, % de cloruro de sodio y % de arena, respectivamente es: i. 72,42 y 11,58 ii. 70,57 y 29,44 iii. 29,55 y 70,57 iv. 22,58 y 77,42 Página 7 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I d) La composición centesimal, % de agua y % de kerosene, respectivamente es: i. 42,34 y 57,66 ii. 59,70 y 40,30 iii. 57,66 y 42,34 iv. 40,30 y 59,70 Los sistemas materiales heterogéneos se separan en sus fases mediante métodos de separación, mientras que los sistemas materiales homogéneos se separan en sustancias (puras o compuestas) mediante métodos de fraccionamiento. SISTEMA MATERIAL HOMOGÉNEO SOLUCION Métodos de fraccionamiento Métodos de separación HETEROGÉNEO SUSTANCIA 3- A) Vincule cada columna donde se encuentra mezclados los nombres de los métodos de separación y de fraccionamiento con la columna de descripción y del esquema que le correspondaa cada método. Indique en cada caso si se trata de un método de separación o de un método de fraccionamiento. Método de Separación/ Fraccionamiento Tamización Separac/Fracc ………………… Filtración Separac/Fracc ………………… Decantación Separac/Fracc ………………… Levigación Separac/Fracc ………………… Descripción del método D1 -Adecuado para separar un líquido de las sales disueltas en él. D2 -Permite separar sólidos magnéticos de otros que no lo son. D3-Permite separar una fase solida dispersa en un medio líquido. D4-Se emplea para obtener un sólido disuelto en un líquido mediante la evaporación del líquido, siempre que el sólido tenga la propiedad de cristalizar. Esquema E1 E2 E3 E4 Página 8 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I Destilación Separac/Fracc ………………… Cristalización Separac/Fracc ………………… Flotación Separac/Fracc ………………… Imantación Separac/Fracc ………………… Disolución Separac/Fracc ………………… D5 -Se separan sistemas heterogéneos en reposo formado por sólidos de diferentes densidades. D6 -Se aplica cuando una de las fases es soluble en un determinado solvente, mientras que la otra no lo es. D7 -Se emplea para separar fases solidas de distinta densidad. D8 -Se emplea para separar fases de un sistema heterogéneo formado por líquidas no miscibles. D9 -Se emplea cuando el sistema heterogéneo está formado por partículas de diferente tamaño. E5 E6 E7 E8 E9 B) Para los sistemas materiales del punto 2) determine los métodos necesarios de separación y fraccionamiento para separar el sistema material en sus componentes. a) El sistema material formado por 200 mL de agua (densidad 1 g/mL) en los que se disolvieron 35 g cloruro de potasiopuede separarse por: i. Filtración ii. Decantación iii. Tamización iv. Destilación b) El sistema material formado por 10 g de arena gruesa, 2,3 g de limaduras de hierro y 5,7 g de azufre en polvo, puede separarse por los siguientes métodos: i. Destilación seguida de imantación ii. Decantación seguida de cromatografía iii. Imantación seguida de tamización iv. Imantación seguida de filtración c) El sistema material formado por 12 g de cloruro de sodio y 3,5 g de arena, puede separarse por: i. Disolución, filtración y luego cristalización ii. Decantación seguida de destilación iii. Tamización iv. Imantación seguida de flotación d) El sistema material formado por 30 mL de agua (densidad 1 g/mL) y 27 mL de kerosene (densidad 0,75 g/mL),puede separarse por: i. Filtración ii. Decantación iii. Flotación iv. Destilación Página 9 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 4- Las Leyes Ponderables de la Química constituyen el conjunto de leyes que permiten deducir la relación entre las masas con que se combinan los elementos para formar compuestos. Ellas son: Ley de Lavoisier o de conservación de la masa, Ley de Proust o de las proporciones definidas, Ley de Dalton o de las proporciones múltiples, Ley de Richter o de los pesos equivalentes. A) Complete el siguiente cuadro: Nombre de la Ley Ley de Lavoisier o de conservación de la masa Enunciado de la Ley “La masa de todo sistema material aislado permanece constante, cualesquiera sean las transformaciones físicas y químicas que se produzcan en el mismo.” “La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto definido es constante.” Expresión Matemática A+B C Si A+B y además A+B C Si D Ley de Dalton o de las proporciones múltiples siendo a y b números enteros y pequeños Ley de Richter o de los pesos equivalentes De su enunciado surge el concepto de peso equivalente o equivalente gramo como “La masa de una sustancia que se combina con 1,0008 g de hidrógeno u 8 g de oxígeno” B) Se han analizado tres muestras formadas por hierro y oxígeno con los siguientes resultados: Muestra 1 Muestra 2 Muestra 3 Masa de Fe (g) 56,0 168,0 56,0 Masa de O (g) 16,0 48,0 24,0 Masa de Producto (g) 72,0 216,0 80,0 Diga si las tres muestras corresponden al mismo compuesto o bien si corresponden a distintos compuestos. ¿En qué basa su respuesta? Seleccione la opción correcta: a) Las muestras 1, 2 y 3 corresponden al mismo compuesto porque cumplen la Ley de las Proporciones Definidas. b) Las muestras 2 y 3 corresponden al mismo compuesto porque cumplen la Ley de las Proporciones Definidas y la muestra 1 se trata de otro compuesto y cumple la Ley de las Proporciones Múltiples. c) Las muestras 1, 2 y 3 corresponden a distintos compuestos porque cumplen la Ley de las Proporciones Múltiples. d) Las muestras 1 y 2 corresponden al mismo compuesto porque cumplen la Ley de las Proporciones Definidas y la muestra 3 se trata de otro compuesto y cumple la Ley de las Proporciones Múltiples. La cantidad más pequeña de materia puede contener un enorme número de átomos. Para poder referirnos a estas cantidades de materia se definió el MOL como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas, iones u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g de átomos de carbono – 12. De esta forma la cantidad de partículas en un mol Página 10 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I es de 6,0221415 x 1023. Ese número suele redondearse a 6,02 x 10 23 y se denomina número de Avogadro (NA). La masa de un mol de partículas se denomina Masa Molar y se expresa en gramos. 5- A) Complete el siguiente cuadro: Sustancia A Ar M Mr Na Cl2 NH3 H2SO4 B) Para las siguientes oraciones seleccione la opción correcta: a. En 40,078 uma de Ca hay: i. 1 mol de átomos de Ca y 6,02 x 1023 átomos de Ca. ii. 1 átomo de Ca y 1,66 x 10 -24 moles de átomos de Ca. iii. 0,5 moles de átomos de Calcio y 3,02 x 1023 átomos de Ca. iv. 2 moles de átomos de Ca y 12,04 x 1023átomos de Ca. b. En 80 g de P hay: i. 2 átomos de P y 6,02 x 10 23 moles de átomos de P. ii. 12,04 x 10 23 átomos de P y 2 moles de átomos de P. iii. 1,55 x 10 23 átomos de P y 2,58 moles de átomos de P. iv. 9,36 moles de P y 2,58 x 10 47 átomos de P. c. En 56 g de H2O hay: i. 6,22 moles de H2O, 3,11 moles de H, 6,22 moles de O, 1,87 x 1024 átomos de H y 3,75 x 1024 átomos de O. ii. 3,11 moles de H2O, 6,22 moles de H, 9,33 moles de O, 5,61 x 1024 átomos de H y 2,81x 1024 átomos de O. iii. 1,55 moles de H2O, 3,11 moles de H, 1,55 moles de O, 1,87 x 1024 átomos de H y 3,75 x 1024 átomos de O. iv. 3,11 moles de H2O, 6,22 moles de H, 3,11 moles de O, 3,75 x 1024 átomos de H y 1,87 x 1024 átomos de O. d. 5,6 moles de SO2tienen: i. Una masa de 5,6 g, 2,5 moles de S, 5 moles de O, 8,43 x1024 átomos de azufre y 1,68 x 1025 átomos de O. ii. Una masa de 358,4 g, 5,6 moles de S, 11,2 moles de O, 3,37 x10 24 átomos de azufre y 6,74 x 1024 átomos de O. iii. Una masa de 179 g, 2,8 moles de S, 5,6 moles de O, 1,68 x10 24 átomos de azufre y 3,37 x 1024 átomos de O. iv. Una masa de 358,4 g, 8,4 moles de S, 4,2 moles de O, 5 x1024 átomos de azufre y 2,5 x 1024 átomos de O. iii) Complete el siguiente cuadro: Masa N° moles N° moléculas N° de átomos de H N° moles de H N° de átomos de Cl N° moles de Cl N° de átomos de O N° moles de O 3,5 g de HCl 5,6 x 1027 moléculas de HClO4 3,8 moles de H2O2 Página 11 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I Cuando se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química puede expresarse como la masa porcentual de cada elemento en el compuesto, esto se conoce como fórmula porcentual o composición porcentual. Una vez que se conoce la composición porcentual de un compuesto, puede determinarse su fórmula mínima. La fórmula mínima o empírica de un compuesto es la proporción más pequeña en números enteros de átomos presentes. En los compuestos moleculares, la fórmula molecularindica el número real de átomos presentes en una molécula de un compuesto. Puede ser igual al de la fórmula mínima o un múltiplo entero de ésta. 6- A) Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos y seleccione la opción correcta: a) La composición porcentual de la aspirina, C 9H8O4, es: i. 60,00% de C, 4,44% de H y 35,56% de O. ii. 35,56% de C, 4,44% de H y 60,00% de O. iii. 60,00% de C, 35,56% de H y 4,44% de O. iv. 75,64% de C, 5,21% de H y 19,15% de O. b) La composición porcentual de la vainillina, C 8H8O3, es: i. 31,58% de C, 5,26% de H y 63,16% de O. ii. 23,45% de C, 20,25% de H y 56,3% de O. iii. 63,16% de C, 5,26% de H y 31,58% de O. iv. 63,16% de C, 31,58% de H y 5,26 de O. c)La composición porcentual de la vitamina E, C29H50O2, es: i. 40,45% de C, 22,32% de H y 37,23% de O. ii. 80,93% de C, 7,44% de H y 11,63% de O. iii. 11,63% de C, 80,93% de H y 7.44% de O. iv. 80,93% de C, 11,63% de H y 7,44% de O. B) Durante el estrés se libera en el organismo humano la hormona norepinefrina, que provoca el aumento del ritmo metabólico. Al igual que muchos compuestos bioquímicos, la norepinefrina se compone de carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. La composición porcentual de esta hormona es de 56,8% de C, 6,56% de H, 28,4% de O y 8,28% de N. Determine la formula mínima de la norepinefrina. a) C8H11O2N2 b) C8H11ON6 c) C8H11O3N d) C5H22O5N3 7- Una muestra de 1 g de un alcohol se quemó en presencia de oxígeno y produjo 1.913 g de CO 2 y 1,174 g de H2O. El alcohol solamente contiene C, H y O. ¿Cuál es la fórmula mínima del alcohol? a) C2H6O b) C2H8O3 c) CH22O5 d) C2H6O2 8- A) La cafeína un estimulante del café y del té tiene una masa molar de 194,19 g/mol y composición porcentual de 49,49 % de C, 5,19% de H, 28,85% de N y 16,47 % de O. ¿Cuál es la fórmula molecular de la cafeína? a) C4H5N5O2 b) C4H5N2O c) C8H10N4O2 d) C8H10N2O2 B) La vitamina C (ácido ascórbico) ayuda a prevenir el resfriado común. Tiene en su composición 40,92% de carbono y 4,58% de hidrógeno, 54,50% de oxígeno en masa. Determine la formula empírica y la fórmula molecular del compuestosabiendo que su masa molar es 176,124 g/mol. a) La fórmula empírica es C3H4O3 y su fórmula molecular es C3H4O3. b) La fórmula empírica es CH2O2 y su fórmula molecular es C2H4O4. c) La fórmula empírica es C3H4O3y su fórmula molecular es C6H8O6. d) La fórmula empírica es C3H4O3 y su fórmula molecular es C9H12O9. Las ecuaciones químicas se utilizan para describir reacciones químicas. En ellas aparecen: las sustancias que reaccionan, llamadas reactivos, las sustancias que se forman llamadas productos, y las cantidades relativas de las sustancias que interviene indicadas en moles. Cuando en un sistema material se produce una reacción química, va generalmente acompañada de modificaciones en sus propiedades intensivas: densidad, punto de fusión, punto ebullición, sabor, Página 12 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I calor específico, conductividad eléctrica y térmica, entre otras, y/o de intercambios de calor apreciables. Las reacciones pueden clasificarse según diferentes criterios. I. Según el calor desprendido o absorbido: Termodinámico 1. Endotérmicas: cuando absorben calor N2(g) + O2(g) + Q 2NO(g) 2. Exotérmicas: cuando ceden calor CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O (g) +Q II. De acuerdo con el estado de agregación de los productos: 1. De precipitación: si a partir de sistemas líquidos, se obtiene un sólido que decanta.(Sólido insoluble) Pb(NO3)2(ac) + 2NaI (ac) PbI2(s) +NaNO3(ac) 2. De desprendimiento gaseoso: cuando uno o más de los productos es/son gas/es. Na(s) + H2O(liq)Na(OH) (ac)+ H2 (g) III. Según el reordenamiento atómico que se produzca entre los reactivos. 1. De desplazamiento o sustitución simple: si un elemento en un compuesto, es desplazado por otro: 2 HCI (ac) + Zn (s)ZnCl2 (ac) + H2 (g) 2. De doble sustitución o intercambio iónico: cuando los reactivos intercambian partículas o iones: NaCl (ac) + AgNO3 (ac) AgCl(s) + NaNO3 (ac) IV. Según el número de reactivos y productos 1.- De combinación: si a partir de dos o más reactivos se obtiene un solo producto: HCl (g) + NH3 (g) NH4Cl (s) 2.- De descomposición: si partiendo de un solo reactivo, se obtienen dos o más producto: CaCO3 (s) +Q CaO (s) + CO2 (g) V. De formación de complejos: cuando se forma un compuesto de coordinación: CrCl3 (s) + 6 NH3 (ac) [Cr(NH3)6]Cl3(ac) Cloruro de hexaamincromo(III) El criterio más moderno las clasifica en dos grupos: I. Reacciones sin cambio en el número de oxidación (no redox): dentro de las cuales se encuadrarían las reacciones de doble sustitución, las de formación de complejos, algunas reacciones de combinación y algunas de descomposición. +1 -1 +1 +5-6 +1-1 +1+5-6 NaCl(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + NaNO3 II. Reacciones con cambio de número de oxidación o rédox: generalmente, este tipo de proceso va acompañado de cambios visibles de coloración, estado de agregación y contenido calórico. +1-1 0 +2 -2 0 2 HCI (ac) + Zn (s) ZnCl2 (ac) + H2 (g) Normalmente una reacción puede ser clasificada según varios de los criterios expuestos. 9- Iguale las siguientes reacciones químicas y clasifíquelas teniendo en cuenta todos los criterios: i. ii. iii. iv. v. vi. HCl(ac) + Ca(OH)2(ac) CaCl2 (ac) + H2O (l) KClO3 (s)KCl (s) + O2 (g) NaCl (ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + NaNO3 (ac) N2 (g) + H2(g)NH3(g) + Q Mg (s) + CuSO4(ac) MgSO4 (ac) + Cu (s) C (s) + Al2O3(s) Al2C3(s) + CO (g) Página 13 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I vii. viii. Fe (s) + S8(s) + Q FeS (s) Pb(NO3)2(ac) +NaI (ac) PbI2(s) +NaNO3(ac) La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas que existen entre las sustancias que intervienen en una reacción química. Los cálculos que permiten establecer esta relación química se llaman cálculos estequiométricos. Las relaciones estequiométricas que se pueden establecer comúnmente involucran cálculos de masa, numero de moles y volúmenes. Siempre se debe verificar la igualación de la ecuación química. 10- La piedra caliza CaCO3, reacciona con ácido clorhídrico, para formar cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. a) Escriba la ecuación química igualada. b) ¿Cuántos moles de HCl se requieren para disolver 37 g de CaCO 3? c) ¿Cuántos gramos de agua se forman a partir de la masa de CaCO 3 indicada en b)? d) ¿Cuántos litros de CO2 se forman en CNPT? 11- Dada la siguiente reacción:NH3 (g) + O2 (g) NO (g) + H2O (l) a) Igualela ecuación. b) Por cada 6,4 moles de NH3: i. ¿Cuántos moles de O2 se necesitan? ii. ¿Cuántos gramos de agua se forman? iii. ¿Qué volumen, en litros, de NO se forma en CNPT? Una vez resuelto el ejercicio seleccione la opción correcta: Opción a) b) c) d) Coeficientesestequimétricos 2, 5/2 , 2 , 3 2, 5/2 , 2 , 3 2, 5/2 , 2 , 3 1, 3 , 5 , 1 Moles de O2 8 8 20 20 Masa de agua (g) 172,80 172,80 346,00 346,00 Volumen de NO (L) 143,36 234 125,67 125,67 En una reacción química los reactivos no siempre se colocan en las proporciones estequiométricas que la reacción lo requiere, por lo que la reacción transcurrirá hasta tanto se consuma el reactivo que se encuentre en menor proporción estequiométrica. Esto se puede razonar en primer lugar con una analogía: se tiene 4 rebanadas de jamón y 6 rebanadas de pan para preparar el mayor número de sándwiches posible utilizando una rebanada de jamón y dos rebanadas de pan por sándwich. Se puede preparar tres sándwiches y se termina el pan. (En una reacción química esto correspondería a que uno de los reactivos se hubiera consumido, por lo que la reacción se detendría). El pan del sándwich sería el reactivo limitante y la rebanada de jamón que queda el reactivo en exceso. La cantidad de producto, sándwiches de jamón queda determinada por el reactivo limitante, el pan en este caso. Entonces en una reacción química el reactivo limitante, es aquel que se encuentra en una proporción menor que la estequiométrica. Este reactivo se consume totalmente y determina la cantidad de producto formado. El reactivo en exceso, es aquel que en una reacción química se encuentra en una proporción mayor a la estequiométrica. Este reactivo no se consume totalmente. Por lo tanto, cuando se realizan cálculos estequiométricos y se dan las masas o moles de dos o más reactivos, es necesario establecer cuál es el reactivo límite, pues es la base para efectuar los cálculos correspondientes.Es bueno aclarar que no siempre el reactivo que está en menor cantidad, en masa, es el reactivo limitante. 12- A) El carburo de silicio, un abrasivo, se fabrica por reacción del dióxido de silicio con carbono grafito, según la siguiente ecuación: SiO2(s) + C (s) + Q SiC (s) + CO (g) Si se mezcla 300 g de SiO2 con 203 g de C y se deja reaccionar lo suficiente: a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual en exceso? b) ¿Qué masa se formará de carburo de silicio? c) ¿Cuántos moles de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? d) ¿Qué volumen de CO se formarán en CNPT? Página 14 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I B) Un reactor contiene 5,77 g de fósforo blanco, P4 y 5,77 g de oxígeno, O2, la primera reacción que tiene lugar es la formación de óxido de fósforo (III), P4O6: P4 (s) + 3 O2 (g) P4O6 (s) Si todavía queda suficiente cantidad de oxígeno, éste óxido continúa reaccionando produciendo óxido de fósforo (V), P4O10: P4O6 (s) + 2 O2 (g) P4O10 (s) a) ¿Cuál es el reactivo limitante para la formación de P 4O6? b) ¿Qué masa de P4O10 se produce? c) ¿Qué masa de reactivo en exceso quedan en el reactor? Seleccione la opción correcta: Opción i. ii. iii. iv. a) Reactivo Limitante O2 P4 P4 O2 b) Masa de P4O10 10,24 g 5,77g 5,77g 15,67 g c) Masa de reactivo en exceso 4,47 g 4,47 g 5,77 g 5,77 g Hasta ahora se ha supuesto que todos los reactivos que intervienen en una reacción química son sustancias puras. En la práctica esto no siempre es así ya que se emplean reactivos que no son puros, por ello y a los fines de obtener un resultado representativo es necesario tener en cuenta las impurezas presentes. Así, en un frasco de laboratorio que contenga NaCl, se puede leer en la etiqueta “cloruro de sodio al 90%”. Esto se interpreta como que cada 100g del contenido sólo 90g es de sal pura, los 10g restantes corresponden a impurezas. Esto es muy importante tener en cuenta al resolver un problema con datos de pureza. 13- Teniendo en cuenta lo enunciado resuelva los siguientes ejercicios: A) Calcule la masa decarbonato de sodio obtenida al calentar 100g de NaHCO 3 al 80% de pureza, suponiendo que la descomposición es total. a) b) c) d) NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O (l) La masa de Na2CO3 obtenida es de 200,23 g. La masa de Na2CO3 obtenida es de 50,48 g. La masa de Na2CO3 obtenida es de 80,86 g. La masa de Na2CO3 obtenida es de 100,95 g. B) Para determinar la pureza en CaCO3 de una muestra de piedra caliza, se hace reaccionar 500 g de muestra con exceso de ácido clorhídrico, HCl (ac). Se obtienen 98 L de CO 2 medidos en CNPT, según:CaCO3 (s) + HCl (ac) CaCl2 (s) + H2O (l) + CO2 (g) Calcule la pureza de la muestra y seleccione la opción correcta. a) La pureza de la muestra es 82,40%. b) La pureza de la muestra es 97,70%. c) La pureza de la muestra es 76,80%. d) La pureza de la muestra es 87,50%. En una reacción química no siempre se obtiene toda la masa de producto calculado por la estequiometría de la reacción, es decir, que la eficiencia de la reacción no es del100%. La cantidad de producto obtenida por la estequiometrÍa de la reacción se conoce con el nombre de rendimiento teórico. El hecho de que la masa obtenida sea menor se debe a varias razones, entre ellas se menciona: a) Muchas reacciones no se completan, es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos; b) en algunos casos, un conjunto particular de reactivos sufre dos o más reacciones simultáneas, formando productos no deseados junto con los deseados. Las reacciones que no son la deseada se denominan reacciones secundarias; c) algunas veces la separación del producto deseado de la mezcla de reacción es tan difícil que no todo el producto formado puede aislarse y por último las condiciones de operación de la reacción, temperatura, presión entre otras no son las adecuadas. La eficiencia de la reacción o porcentaje de rendimiento se emplea para indicar cuánto del producto deseado se obtiene en una reacción. Se usa la siguiente ecuación: Porcentaje de rendimiento o eficiencia(%) = x100 Página 15 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 14- A) La reacción de aluminio en polvo muy fino y óxido de hierro (III), Fe 2O3, recibe el nombre de reacción de la termita. En esta reacción se genera una cantidad enorme de calor, la cual permite, por ejemplo, soldar rieles de ferrocarril. Fe2O3(s) + Al (s) Fe (s) + Al2O3(s) + Q Si reaccionan 500 g de óxido de hierro (III) con un exceso de aluminio y la reacción tiene un rendimiento del 72%, determine: a) La masa de hierro que se formará; Seleccione la opción correcta: a) 252,80 g b) 349,72 g c) 1034,97 g d) 567,89 B) El nitrato de plata sólido experimenta la descomposición térmica para formar plata metálica, dióxido de nitrógeno y oxígeno. a) Escriba la ecuación química igualada de esta reacción. b) De la descomposición de 1,099 g de AgNO3 se obtiene una muestra de 0,665 g de plata metálica. Calcule el rendimiento porcentual de la reacción y seleccione la opción correcta. i. El rendimiento porcentual es 83,56%. ii. El rendimiento porcentual es 85,77%. iii. El rendimiento porcentual es 95,27%. iv. El rendimiento porcentual es 92,33%. 15- El óxido de sodio se obtiene preferentemente por reacción del nitrito de sodio con el metal, según: 2 NaNO2 (s) + 6 Na (s) 4 Na2O (s) + N2 (g) Calcular la masa de sodio elemental necesaria para producir 500 g de óxido, si el rendimiento es del 90%. a) 250 g b) 308 g c) 426 g d) 178 g 16- Una mena de hierro que contiene 43,2% de Fe 2O3 se emplea para obtener hierro metálico mediante reacción con exceso de monóxido de carbono, según la siguiente ecuación que ocurre con un rendimiento del 86%: Fe2O3 (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g) a) Balancee la reacción química. b) ¿Qué masa de hierro se obtendrá a partir de 2,5 kg de esta mena? c) ¿Qué volumen de CO2 medidos en CNPT se producen? Una vez resuelto seleccione la opción que contenga todas las respuestas correctas: Opción a) Coeficientes estequiométricos i. 1 , 3 , 2 , 3 ii. 1 , 3 , 2 , 3 iii. 1 , 3 , 2 , 3 iv. 3 , 4 , 2 , 1 b) Masa de Fe (g) 543,78 649,63 649,63 723,43 c) Vol. de CO en CNPT (L) 420,76 390,84 245,5 320,98 PROBLEMAS ADICIONALES 1- El hierro es un sólido duro, cuya densidad a 20°C es de 7,874 g/cm 3. Un cubo del mismo de 10 cm3 de volumen tiene una masa de 78,74 g. La temperatura ala cual pasa del estado sólido al líquido es de 1535 °C. Cuando se coloca a la intemperie o en ambiente húmedo es presencia de oxigeno reacciona con este y se oxida. A) Identifique en el párrafo anterior las propiedades que son QUÍMICAS y seleccione la opción correcta: a) Dureza b) Densidad de 7,874 g/cm 3 c) Masa de 78,74 g d) Reacciona con oxígeno B) Identifique en el párrafo anterior las propiedades que NO son intensivas y seleccione la opción correcta: a) Dureza b) Densidad de 7,874 g/cm 3 c) Masa de 78,74 g d) Temperatura de pasaje del estado líquido al sólido 1535°C Página 16 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 2- A) Dado los siguientes sistemas materiales, seleccione el sistema homogéneo: a) agua y aceite c) aire filtrado b) agua de mar y arena d) agua con sal disuelta y hielo B) Dado el sistema material formado por azufre en polvo, cloruro de sodio y limaduras de hierro:clasifíquelo en homogéneo o heterogéneo, indique número de fases y componentes y determine los métodos necesarios de separación y fraccionamiento para separar el sistema material en sus componentes, luego seleccione la opción correcta: Opción a) b) c) d) Clasificación Heterogéneo Heterogéneo Homogéneo N° fases 3 4 1 N° componentes 3 3 3 Heterogéneo 3 3 Métodos necesarios Imantación, tamización y flotación. Tamización, flotación y cristalización. Destilación Imantación, disolución, filtración y cristalización. 3- A) ¿Cuantos átomos de nitrógeno hay en 25 g de N2O4? B) ¿Cuantos moles de gas N2 produciría esta cantidad si el compuesto se disociase en N2 yO2? Seleccione la opción correcta: Opción a) b) c) d) Respuesta A) 3,271 x 10 23 átomos de N 3,271 x 10 23 átomos de N 6,542 x 10 23 átomos de N 6,542 x 10 23 átomos de N Respuesta B) 0,542 moles de N2 0,272 moles de N2 0,272 moles de N2 0,542 moles de N2 4- A) ¿Cuántos átomos totales tiene una molécula de HNO 3? B) Cuántos átomos de O y de H?C) ¿Cuántos átomos totales tiene un mol de moléculas de HNO 3? D) Cuántos átomos de O y de H hay en el mismo mol? Seleccione la opción correcta: Opción a b Respuesta A) 5 átomos 3,01 x 10 24 átomos Respuesta B) átomos de H átomos de O 6,02 x 10 23 1,806 x 10 24 1 3 c 5 átomos 1 3 d 3,01 x 1024 átomos 1 3 Respuesta C) 5 átomos 5 átomos 3,01 x 10 24 átomos 3,01 x 10 24 átomos Respuesta D) átomos de O átomos de H 3 1 1,806 x 1024 6,02 x 1023 1,806 x 1024 6,02 x 1023 3 1 5- La alicina es un compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis del mismo compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: 44,4% de C, 6,24% de H; 39,5% de S; 9,86% de O. Determine su fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es alrededor de 162 g? Seleccione la opción correcta: Opción a b c d Fórmula empírica C6H12SO2 C6H8SO C8H11S2O C6H10S2O Fórmula Molecular C12H24S2O4 C6H8SO C16H22S4O2 C6H10S2O 6- Para las siguientes reacciones químicas, seleccione el criterio de clasificación que sea CORRECTO: A) H2SO4 (ac) + Zn (s) H2 (g) +ZnSO4 (ac) a) no redox b) de formación de complejos c) de desprendimiento gaseoso d) de doble sustitución B) NaCl (ac) + AgNO3 (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac) a) de precipitación b) redox c).de desprendimiento gaseoso d).sustitución simple Página 17 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I C) C (s) + O2 (g) CO2 (g) + calor a) de descomposición b) endotérmica c) no redox d) exotérmica 7- Los camellos almacenan en su giba la grasa llamada triestearina, C 57H110O6. Además de una fuente de energía, esta grasa es también una fuente de agua, pues cuando se utiliza, la reacción que tiene lugar es: 2 C57H110O6 +163 O2 (g) 114 CO2 (g) + 110 H2O (g) a) Que masa de agua se obtiene por oxidación de 2,5kg de esta grasa? b) Qué volumen de oxígeno, medido en CNPT se precisa para oxidar 3,57 g de triestearina? Seleccione la opción correcta: Opción Masa de agua Volumen de oxígeno a 2,78 kg 3,58 L b 1,98 kg 7,325 L c 1,98 kg 3,58 L d 2,78 kg 7,325 L 8- El vino se agria cuando el etanol, C2H5OH, se convierte en ácido acético por oxidación: C2H5OH(ac) + O2 (g) CH3COOH (ac) + H2O (l) Se cierra una botella de vino en la que había 2,00 g de etanol y 1,00 g de oxígeno. a) ¿Cuál es el reactivo limitante de la reacción?; b) Cuál es la masa del reactivo en exceso que queda sin reaccionar? c) que masa de ácido acético se obtiene? Seleccione la opción que contenga la respuesta correcta: Opción a b c d Reactivo limitante C2H5OH O2 C2H5OH O2 Masa de reactivo en exceso 0,56 g 1,50 g 1,50 g 0,56 g Masa de ácido acético 1,87 g 3,75 g 3,75 g 1,87 g 9- La nitroglicerina es un explosivo muy potente. Su descomposición se puede representar por: C3H5O9N3 (l) CO2 (g) + N2 (g)+ O2 (g) + H2O (g) a) Iguale la ecuación. b) Calcule la máxima masa de oxígeno que se obtendrá a partir de 40 g de nitroglicerina. c) ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción si se encuentra que la masa de oxigeno producida fue de 0,85 g? Opción a b c d 10- Coeficientes estequiométricos 2 , 6 , 3 , 1/2 , 5 2 , 6 , 3 , 1/2 , 5 4 , 5 , 2 , 2 ,3 4 , 5 , 2 , 2 ,3 Masa de oxígeno 1,41 g 1,41 g 2,34 g 2,34 g Rendimiento (%) 56,87 % 60,41% 67,78% 45,78% El hierro se obtiene mediante reducción con carbono según la siguiente reacción química: Fe3O4 (s) + 2C (s) 3 Fe (s) + 2 CO2 (g) a) Si se parte de una mena de hierro que contiene 56% de Fe3O4, ¿cuántos gramos de hierro metálico se obtendrán por cada tonelada de mineral que se emplee? b) ¿Cuántos gramos de mineral deberán emplearse para obtener 5 toneladas de hierro? Seleccione la opción correcta: Opción a b c d Gramos de Fe metálico 405210 gramos 1675 gramos 1675 gramos 405210 gramos Gramos de mineral 3,57 x 10 6 gramos 3,57 x 10 6 gramos 1,23 x 10 7 gramos 1,23 x 10 7 gramos Página 18 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I ESTRUCTURA ATÓMICA Página 19 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Página 20 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I SEMINARIO N° 2:ESTRUCTURA ATÓMICA - TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS Estructura atómica En la antigüedad se creía que la materia estaba formada por partículas indivisibles llamadas átomos. El modelo atómico fue evolucionando desde el modelo de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld hasta el modelo de la Mecánica Cuántica. En el modelo de Bohr los electrones giran alrededor del núcleo en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía. Los electrones giran en esas órbitas estacionarias sin emitir energía En la actualidad el átomo se define como la partícula más pequeña de un elemento, divisible, formado por partículas subatómicas (electrón, neutrón, protón), un núcleo atómico que concentra la masa atómica, en el que se encuentran los protones y los neutronesy niveles de energía u orbitales en el que los electrones se mueven con energía especifica. Recibe el nombre de orbital la región del espacio donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón. 1. Señale la proposición incorrecta, respecto al modelo atómico actual a) A cualquier partícula puede asociarse una onda determinada por una ecuación matemática llamada función de onda. b) No considera la dualidad onda-partícula c) W. Heisemberg establece la imposibilidad de determinar con toda precisión la posición y la velocidad de las partículas. d) El cuadrado de la función de onda nos da idea de la probabilidad de encontrar el electrón en una determinada zona del espacio que se llama orbital. e) La función de onda depende de unos parámetros que toman valores enteros llamados números cuánticos. Al determinar la solución de la ecuación de onda de Schrödinger surgen naturalmente tres números llamados números cuánticos. - Número cuántico principal (n) - Número cuántico secundario (ℓ) - Número cuántico magnético (m) Para átomos polielectrónicos es necesario introducir un cuarto número cuántico. Dirac define un número cuántico llamado spin (m s). Este puede tomar dos valores + ½ y – ½ y tiene el primer valor para el primer electrón que ocupa el orbital. 2. a) Analice si es posible que existan en un átomo electrones con los números cuánticos listados a continuación y marque la opción correcta: i- (1,1,1,1/2) ii- (2,-1,1,1/2) iii- (2,1,-1,1/2) iv- (0,1,1,-1/2) v- (2,1,2,1/2) b)-¿A qué orbitales corresponden los conjuntos permitidos? Marque la opción correcta. i- 2 py ii- 3 dz2 3. En el nivel de energía n = 2 tenemos: I. orbitales s, p. II. capacidad para 10 electrones. III. tres subniveles. Son correctas: a) Solo I b) Solo II iii- 2 px c) Solo III iv-3 dyz d) I y II e) I y III Página 21 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 4. El elemento carbono, tal como se encuentra en la naturaleza, está formado por dos isótopos, 126C de masa 12,00000 uma y 136C de masa 13,00335 uma. El peso atómico del carbono que aparece en las tablas de pesos atómicos es 12,011. La abundancia relativa de los isótopos del C en la naturaleza, de 136C y 126C, respectivamente, es: (seleccione la opción correcta) a) 1,9 y 98,1 b) 1,1 y 98,9 c) 98,9 y 1,1 d) 45,5 y 54,5 5. a) En la siguiente tabla subraye las partículas A, B o C si es que tienen carga B ¿Qué carga tienen? Marque la opción correcta: a) A+2, B+2, C0 b) A+2, B-1, C0 c) A-2, B+1, C0 d) A+2, B-2, C+1 6-Complete La configuración electrónica del átomo de un elemento muestra la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Para escribirla se tienen que respetar algunos principios: Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, Página 22 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de las diagonales. El principio de exclusión de Pauli: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos. La regla de Hund: establece que si hay más de un orbital en un mismo subnivel, los electrones están lo más desapareados posibles, ocupando el mayor número de ellos. La configuración electrónica de un átomo puede ser fundamental o basal cuando es la de menor energía, es excitada cuando el electrón ocupa orbitales de mayor energia que en estado fundamental y es prohibida cuando se viola algún principio de llenado de los orbitales. 7. a) Escriba la configuración electrónica completa y abreviada de las siguientes especies y señale además cuales son isoelectrónicas: Ne Al O= ClK+ Ti Ar –2 b) Identifique el elemento cuyo anión X es isoelectrónico con un elemento cuya configuración electrónica es [Ne] 3s23p6. Marque la opción correcta. i) P ii) Si iii) S iv) O c) Indique si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en el estado fundamental, excitado o prohibido: 1s22s22p73s2 1s22s22p63s23p64s13d1 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s1 1s22s32p63s23p1 8. Considere la siguiente configuración electrónica para un átomo neutro: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 De su análisis se puede afirmar correctamente que: a) el átomo tiene 4 niveles energéticos con electrones. b) sólo 2 de sus electrones se encuentran desapareados. c) el átomo tiene en total 5 orbitales con electrones. d) en el último nivel de energía hay 2 electrones. e) el átomo tiene 10 protones en el núcleo. Tabla periódica y propiedades periódicas 9-Sobre la Ley periódica moderna, señale la proposición incorrecta: a-Tiene como sustento el trabajo de Moseley b-Se basa en el número atómico de los elementos c-Tuvo como antecedentes los trabajos de Meyer y Mendeleiev. d-Las propiedades de los elementos son una función periódica de los pesos atómicos. Las propiedades periódicas son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la tabla periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y períodos de esta. Por la posición de un elemento podemos predecir qué valores tendrán dichas propiedades así como a través de ellas el comportamiento químico del elemento. RADIO ATOMICO: Se define como la media de la distancia que existe entre dos núcleos de átomos iguales unidos por enlace químico. CARACTER METALICO: Está dado por la tendencia del átomo a perder electrones. ELECTRONEGATIVIDAD: Es la tendencia a atraer los electrones de un enlace. ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION: Es la energía necesaria para arrancar un electrón a una especie al estado gaseoso. X0 (g) + I1 X+ (g) + e– AFINIDAD ELECTRONICA: Es la energía puesta en juego para transformar un átomo neutro en un ion negativo, al estado gaseoso. Mide la tendencia de un átomo a retener electrones externos. X0 (g) + e– (g) X– + A Página 23 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 10. a) Escriba sobre las líneas las propiedades periódicasque se incrementan en el sentido que señalan las flechas; b) En la tabla delimite la zona de metal, no metal y semimetal; c) Señale los distintos bloques (s, p, d y f); d) Ubique en la tabla los distintos tipos de elementos. + + + 11. La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 corresponde a un ión X+3. Marque la opción correcta para los ítems a y b. a- El número atómico de X, grupo y período al que pertenece i) Z=10, 13, 3 ii) Z= 10, VIII A, 2 iii) Z=13, IIIA, 3 iv) Z=7, 18, 2 b- Electrones de valencia, tipo de elemento y bloque al que pertenece i) 8, representativo, p ii) 3, representativo, p iii) 6, transición, s iv): 1 , representativo, p c- Escriba la configuración electrónica de Zn, Rb, P, Ar. Señale grupo, período y bloque. 12. Dados los elementos de configuración electrónica: i- 1s2 2s2 2p4 ii- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 iii-1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 Indique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Pertenecen al mismo período b) Pertenecen al mismo grupo c) Pertenecen al 4º período 13-Considere la siguiente tabla incompleta: Elementos Radios atómicos Na(Z=11) ¿ ? Al(z=13) ¿ 136 ? S(Z=16) 110 ? ¿ 99 a) Complete la tabla situando los valores 125 pm, 104 pm y 157 pm y los elementos P (Z= 15), Cl (Z=17) y Mg (Z=12) en los lugares que correspondan. Marque la/s opción/es que justifica/n su elección. a) Ley periódica b) variación del radio en un grupo c) variación del radio en un período 14. a) Dados los siguientes átomos: cloro, sodio y neón subraye aquel al que será más fácil arrancarle un electrón b) Subraye el más grande de los pares dados: i) K+ o Ca+2 ii) Co+2 o Co+3 iii) Cl– o F iv) S o S–2 v) Ba o Ba+2 15-Considerando el siguiente esquema de la TABLA y sólo los elementos que aparecen en ella responda: Página 24 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I Son elementos alcalinos Elemento halógeno del período 4 Elemento de mayor carácter metálico Elemento más electronegativo Gas noble del período 5 Elemento lantánido Elemento de mayor radio atómico del grupoVIII B Elemento de menor radio del período 2 Elemento alcalinotérreo de menor energía de ionización Elemento de mayor energía de ionización del período 5 Elemento de menor afinidad electrónica del grupo VI A Elemento de mayor afinidad electrónica del período 2 Elemento del bloque P con 5 electrones de valencia Elemento de transición interna del período 7 Elemento representativo del bloque s con menor carácter metálico Problemas adicionales 1. Si el conjunto de números cuánticos de un electrón de un átomo es (3, 2,-2,1/2) ¿En qué orbital se encuentra? Marque la opción correcta. a) 3dxy b) 3s c) 3p d) 3dyz 2. a)-Escriba las configuraciones electrónicas en su estado fundamental de: nitrógeno, argón, magnesio, hierro, ión hierro (II) e ión hierro (III). b)-Indique y escriba el conjunto de los números cuánticos de los electrones desapareados que existen en cada uno de los átomos e iones del ítem anterior. 3. Marque la opción que corresponde a la característica mencionada: a) Su configuración electrónica es 1s22s22p63s23p4: i) Te; ii) S; iii) N b) Es el elemento alcalino de mayor tamaño es: i) Li; ii) H; iii) Fr c) Es el elemento del grupo 15 que posee la mayor energía de ionización: i) N; ii) P; iii): O d) Un elemento del grupo 2ª que tiene 38 electrones en el átomo neutro: i)Ca; ii) Sr; iii) Ba; iv):Rb e) Un elemento no reactivo con 36 protones en el núcleo: i)Ar; ii) Kr; iii) Rb; iv)Br f) Un elemento con masa atómica entre 80 y 90 que tenga tendencia a formar iones con carga -1: i) B; ii) Se ; iii) Br; iv) Kr g) Un ión que tenga 28 electrones y forme iones con carga +2: i) Zn; ii) Fe; iii) Ni; iv) Kr Página 25 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 4-Complete 5. Marque si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones sobre dos especies: A2+ (1s 2 2s 22p 6 3s 23p 63d 3) y B (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10): a) B es del grupo 2. b) A y B son del mismo periodo. c) son no-metales. d) A es metal de transición. e) A y B son del mismo grupo 6. En la tabla siguiente se indica la composición de diferentes átomos o iones, las letras no corresponden a sus símbolos reales Indique cuál representa: a) un catión; b) un anión; c) el que tiene la misma masa atómica relativa que Q; d) a un ión de un isótopo de M. 7. Seleccione, justificando, el ion más pequeño en cada uno de los siguientes pares: a) K + o Li+ b) Au+ o Au3+ c) P3- o N3- d) Rb+ o Sr2+ 8. Ordene de mayor a menor según sus electronegatividades a los siguientes átomos (Justifique): a ) N, Na, Al y P b ) Be, C, O y Mg c ) F, Si, Cl y K d) Ca, Mg, Sr y Ba 9. Tomando como base sus posiciones en la tabla periódica subrayecuál átomo de los pares siguientes tendrá la energía de ionización más grande. i) O, Ne; ii) Mg, Sr; iii) K, Cr; iv) Br, I; v) Ga, Ge. Página 26 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I UNIONES QUÍMICAS Y ENLACES INTERMOLECULARES Página 27 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I SEMINARIO N° 3: UNIONES QUÍMICAS – ENLACES INTERMOLECULARES Una unión química (o enlace químico) se forma entre dos átomos si la disposición resultante de los dos núcleos y sus electrones tiene una energía menor que la energía total de los átomos separados. Al unirse químicamente los átomos alcanzan, generalmente, la configuración electrónica de gas noble. El tipo de unión química depende de la diferencia de electronegatividades de los átomos que intervienen. Lewis representó cada electrón de valencia por un punto y colocó los puntos alrededor del símbolo del elemento, teniendo en cuenta la configuración electrónica externa. 1- Escriba los símbolos de Lewis de: a) F; b) Al; c) B; d) Na; c) Ca; d) S; e) He. El enlace iónico es resultado de la atracción electrostática entre iones de cargas opuestas. En un compuesto iónico, todos los aniones interactúan en mayor o menor medida con todos los cationes, todos los cationes se repelen entre sí y todos los aniones se repelen entre sí. La energía reticular es una medida de la fuerza del enlace iónico. 2. (Seleccione la afirmación correcta) La condición más favorable para que dos átomos formen un enlace iónico es que: a) Se encuentren a la derecha en el sistema periódico b) Tengan ubicaciones distantes en la tabla periódica c) Pertenezcan a un mismo grupo d) Posean tamaños muy diferentes e) Tengan una diferencia de electronegatividad pequeña 3. (Seleccione la afirmación correcta) Los factores que rigen la formación de un enlace predominantemente iónico son a) baja energía de ionización del metal y alta afinidad electrónica del átomo no metálico b) alta energía de ionización del metal y alta afinidad electrónica del átomo no metálico c) baja energía de ionización del átomo metálico y baja afinidad electrónica del átomo no metálico d) alta energía de ionización del metal y baja afinidad electrónica del átomo no metálico 4. De los elementos A de Z = 20 y B de Z = 17 se puede predecir que: i) A tendrá menor electronegatividad que B ii) B tendrá tendencia a ceder electrones iii) El compuesto que forman será iónico iv) La fórmula del compuesto formado será AB2 Son correctas: a) i y iii b) ii y iv c) i, iii y iv d) ii, iii y iv e) Todas 5. Escriba las estructuras de Lewis de: a) KF; b) Na 2S; c) CaF2; d) BaO. 6. a) Defina energía reticular (UR); b) ¿de qué variables depende?; c) ordene en forma creciente, (sin calcular) las energías reticulares de los compuestos del punto anterior; d) ordene los compuestos anteriores en forma creciente de: i) dureza; ii) puntos de fusión; iii) solubilidad en agua. Lewis propuso que un enlace covalente es un par de electrones compartidos entre dos átomos. 7. A) Escriba las estructuras de Lewis de: a) F2; b) O2; c) N2; d) CCl4 e) NH3; f) H2O; g) CO2; h) CO; i) NO; j) BCl3, k) NH4+; l) H3O+ B) Señale los enlaces simples, dobles y triples de todas las especies anteriores. Los elementos que disponen de orbitales d vacíos pueden expandir el octeto. La carga formal es la carga eléctrica de un átomo en una molécula (o ion), asignada suponiendo que el enlace es covalente no polar. Cuando pueden escribirse dos o más estructuras de Lewis aceptables de una molécula o ion, se dice que existe resonancia. 8. Escriba las estructuras de Lewis de: a) PCl5; b) SF6; c) O3; d) SO2; d); SO3; d); CO32–; e) NO3–; f) NO2–. Escriba las estructuras resonantes en los casos que sean posibles. 9. Empleando la TREPEV, determine las geometrías electrónicas y moleculares de las especies poliatómicas de los puntos (7) y (8). Página 28 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 10. ¿Cuál de los siguientes pares tienen igual geometría electrónica? (a) SO2 y CO2 (b) SO2 y H2O (c) BCl3 y CHCl3 (d) NH3 y CH4 11. ¿Cuál de los siguientes pares tienen igual geometría molecular? (a) SO2 y CO2 (b) SO2 y H2O (c) BCl3 y CHCl3 (d) NH3 y CH4 12. (Selecciones la afirmación correcta) Considere las fórmulas: H2O - NH3 - CH4 y BeH2. Las geometrías moleculares de estas moléculas son, respectivamente: a) tetraédrica, tetraédrica, tetraédrica, angular. b) angular, piramidal, tetraédrica, angular. c) angular, piramidal, tetraédrica, lineal. d) angular, angular, piramidal, trigonal. e) trigonal, trigonal, piramidal, angular. 13. (Selecciones la afirmación incorrecta) Con respecto a las moléculas de disulfuro de carbono (CS2) y el gas sulfuro de hidrógeno (H2S), podemos afirmar que: a) CS2 es lineal. b) CS2 es polar c) H2S es polar. d) H2S tiene la misma geometría molecular que el H2O. e) CS2 tiene la misma geometría molecular que el CO2. 14. Ordene los siguientes enlaces según polaridad creciente, indicando sobre qué átomo está desplazado el par electrónico de enlace: a) O–H; b) H–F; c) O–Cl; d) C–H. 15. En base a las geometrías moleculares y la polaridad de los enlaces, determine si las especies moleculares poliatómicas de los puntos (7) y (8) presentan o no momento dipolar. 16. Una molécula de CO2 contiene dos enlaces polares, pero el momento dipolar neto es cero. Es porque (a) la molécula tiene geometría molecular lineal simétrica (b) la molécula no es lineal (c) la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es demasiado grande (d) la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es demasiado pequeña 17. Entre BeF2, BF3, NH3 y CCl4, la molécula con momento dipolar distinto de cero es: (a) BeF2 (b) BF3 (c) NH3 (d) CCl4 18. Empleando la teoría del mar de electrones, ordene en forma creciente de puntos de fusión a los siguientes metales: a) Al, Na y Mg ; b) Li, K y Na. Justifique. 19. Según la teoría de bandas, A) Indique qué gráfica corresponde a un conductor, cuál a un semiconductor y cuál a un aislante: B) Cite ejemplos de conductores, semiconductores y aislantes. Diga cómo influye el aumento de temperatura sobre la conductividad en los conductores y en los semiconductores. Explique. Página 29 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 20. ¿Cuál de los siguientes elementos permite obtener con el silicio, semiconductores tipo “n” y cuál tipo “p”: B, As o Ge? 21. Para los compuestos moleculares del punto (7) determine qué enlaces intermoleculares presentan. 22. ¿Cuál de las siguientes sustancias tiene las fuerzas de dispersión (London) como su única fuerza intermolecular? a) CH3OH b) Ne c) H2S d) NH3 e) H2O 23. ¿Cuáles de las siguientes sustancias tiene el punto de ebullición más alto? a) H2 b) Br2 c) N2 d) Cl2 e) He 24. Un estudiante escribe: “El punto de ebullición del CF 4 es más alto que el del CCl4 porque el enlace C―F es más fuerte que el enlace C―Cl”. Desde un punto de vista científico ¿qué error hay en esta explicación? Enúnciela correctamente. 25. Explique, en términos de fuerzas, intermoleculares porqué: a. El punto de ebullición del Ne es mayor que el del He b. el cloro es gaseoso, el bromo es líquido y el yodo es sólido a temperatura ambiente. c. el azufre (S8) es sólido a temperatura ambiente mientras que el oxígeno (O 2) es gaseoso. d. el HF tiene punto de ebullición más alto que el HBr; e. el punto de ebullición del H2S es mayor que el de la PH3 f. el alcohol etílico (CH3-CH2OH), a pesar de tener mayor peso molecular que el agua, tiene menor punto de ebullición 24. De los siguientes compuestos ¿cuál presenta mayor punto de fusión? Justifique a) CO2 b) Cl2 c) KCl d) HBr PROBLEMAS ADICIONALES 1- La regla del octeto es (a) la tendencia de los átomos a tener ocho electrones en la capa más externa (b) la tendencia de los átomos a tener ocho pares de electrones en la capa de valencia (c) la tendencia de la molécula a tener un total de ocho electrones (d) la tendencia de los átomos a tener ocho electrones no unidos 2- Se forma un enlace iónico entre (a) dos átomos metálicos (b) dos átomos no metálicos (c) un átomo metálico y un átomo no metálico (d) un átomo metálico y un átomo metaloide 3- Al comparar los iones K+ y F– con los respectivos átomos neutros que los originaron, puede comprobarse que: a) no hubo cambios de la carga nuclear de ambos iones. b) el número de electrones permanece inalterado. c) el número de protones ha cambiado en su cantidad. d) ambos iones provienen de átomos que perdieron electrones. e) el catión se originó del átomo neutro a partir de la recepción de un electrón. 4- En un compuesto, siendo A el catión, B el anión y A 3B2 la fórmula, probablemente los átomos A y B, en el estado normal, tenían, respectivamente, los siguientes números de electrones periféricos: a) 3 y 2 b) 3 y 6 c) 2 y 3 d) 5 y 6 e) 2 y 5 5- (Seleccione la afirmación incorrecta) En general, los compuestos que poseen enlaces iónicos: a) son solubles en solventes polares, como el agua. b) se encuentran en la naturaleza en estado sólido. c) presentan puntos de ebullición elevados y puntos de fusión bajos. d) son duros y quebradizos. e) presentan alta conductividad eléctrica en solución acuosa. Página 30 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 6- Considere los iones: Ca2+, PO43– y OH-. La combinación de estos iones puede resultar en la hidroxiapatita, mineral presente en huesos y dientes. La fórmula química puede ser representada por Cax(PO4)3OH. El valor de x en esta fórmula es: a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5. 7- La energía reticular es la cantidad de energía que a) se libera cuando un catión se combina con un anión b) se libera cuando un mol de cationes se combina con un mol de aniones c) se libera cuando se forma un mol de un compuesto iónico a partir de sus cationes y aniones d) se absorbe cuando se forma un mol de un compuesto iónico a partir de su catión y aniones 8- Las condiciones más favorables para la formación de un compuesto iónico es a) baja carga de iones, catión pequeño y anión pequeño b) carga alta en iones, catión grande y anión grande c) carga nula en iones, catión grande y anión grande d) baja carga de iones, catión grande y anión pequeño e) alta carga de iones, catión pequeño y anión grande 9- Consultando la tabla periódica, se puede afirmar que, entre las moléculas siguientes, la más polar es: a) O2 (g). b) LiBr (g) c) NO (g) d) HBr (g) e) Li2 (g) 10- Indique, justificando, cuál es la afirmación correcta: Se comparan los momentos dipolares de las siguientes moléculas: BF3 y PF3 y: a) ambas tienen momento dipolar (µ) igual a cero; b) ambas tienen momento dipolar (µ) distinto a cero; c) µ (BF3) =0 ; µ (PF3)≠0 ; d) µ (BF3) ≠0 ; µ (PF3)=0 11- A) Entre las siguientes propiedades, ¿cuál no corresponde a los metales?: a. alta conductividad térmica y eléctrica; b. son gases a temperatura ambiente; c. son dúctiles y maleables; d. tienden a ceder electrones; e. sus iones tienen menor radio que los átomos neutros. B) Explique las propiedades metálicas. PF3 12- Las temperaturas siguientes: -101 °C 151 °C 993 °C 1695 °C, son los valores de las temperaturas de fusión (Tfus) y de ebullición (Teb), a la presión de 1 atm, de las sustancias PF3 y NaF no necesariamente en ese orden. ¿En cuál de las alternativas estas temperaturas están correctamente asociadas a las Tfus y Teb de cada sustancia? e) NaF Tfus (°C) Teb (°C) Tfus (°C) Teb (°C) a 993 –101 1695 –151 b –101 –151 993 1695 c –151 –101 993 1695 d –151 –101 1695 993 –151 993 –101 1695 13- ¿Cuál de las siguientes sustancias puede no ser covalente? a. b. c. d. BN: Punto de ebullición superior a 3.000 ºC; fundido no conduce la electricidad; Benceno: Punto de ebullición = 80 ºC; líquido no conduce la electricidad; AgCl: Punto de ebullición = 1550 ºC; fundido conduce la electricidad; WC: Punto de ebullición = 6.000 ºC; fundido no conduce la electricidad; Página 31 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I ESTADOS DE LA MATERIA Calor lat. de solidif<0 (libera) SÓLIDO Calor lat. de licuefacción<0 (libera) LÍQUIDO Calor lat. de fusión>0 (absorbe) GASEOSO Calor lat. de vaporiz.>0 (absorbe) Calor latente de sublimación<0 (libera) Calor latente de sublimación>0 (absorbe) Regla de las fases: DIAGRAMA DE FASES L=C–F+2 Fluido supercrítico ln P P 2 1 Hv 1 1 R T 2 T 1 Ec. de Clausius-Calpeyron T1: temperatura de fusión a la presión P T2: temperatura de ebullición a la presión P Si P es 1 atm, T1 y T2 son los puntos de fusión y ebullición normal. Página 32 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I ESTADOS DE LA MATERIA GASEOSO Comportamiento real (Palta,T baja) Comportamiento ideal (P baja, T moderada) Teoría Cinética de los gases POSTULADOS Choques elásticos Volumen propio despreciable No hay fuerzas atractivas ni repulsivas Presión debida a choques con las paredes Energía cinética función de la temperatura exclusivamente Boyle: PV=cte Charles, Gay-Lussac : P/T=cte V/T=cte Gral: PV/T=cte De estado: PV=nRT Avogadro : N1=N2 (a PTV cte) Dalton: pA+pB+...=Ptotal; pA=xAPtotal (mezclas) Graham: v1 v2 M2 M1 2 1 Equipartición de la energía Ec. de van der Waals: n2a P 2 V nb nRT V (½RT)x Factor de compresibilidad: Ec PV ZnRT 3 RT 2 (½RT)y (½RT)z Licuefacción Distribución de velocidades moleculares de Maxwell-Boltzmann Diagrama de Andrews (para CO2) Baja temperatura Número de moléculas Fluido supercrítico G L+V V alta velocidad Página 33 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I ESTADOS DE LA MATERIA LÍQUIDO PROPIEDADES Pf (punto de fusión): temperatura a la cual coexisten en equilibrio las fases sólida y líquida a determinada presión. Pv (presión de vapor): presión que ejerce el vapor en equilibrio sobre la superficie del líquido Pe (punto de ebullición): temperatura a la cual la presión del vapor del líquido es igual a la presión externa (atmosférica). Viscosidad: resistencia a fluir. Tensión superficial: energía por unidad de superficie necesaria para extender la superficie expuesta de un líquido. SÓLIDO AMORFO CRISTALINO Cationes en mar de electrones Cationes y aniones METÁLICO IÓNICO PROPIEDADES Buenos conductores de calor y electricidad. Dúctiles y maleables. Poseen brillo. pf y pe variables PROPIEDADES pf y pe altos. Duros y frágiles Malos conductores en estado sólido. Conducen fundidos o en solución. Solubles en agua. átomos moléculas RED COVALENTE MOLECULAR London PROPIEDADES pf y pe muy altos Muy duros Malos conductores de la electricidad Insolubles Dipolo-dipolo Puente H PROPIEDADES pf y pe bajos Malos conductores del calor y la electricidad Volátiles Solubles en solventes no polares Idem London, pero solubles en solventes polares Página 34 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I SEMINARIO 4: ESTADOS DE LA MATERIA: GASES Los gases son fluidos que no tienen forma fija, no presentan superficie de contorno, su volumen tampoco es fijo ya que adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. El comportamiento físico de un gas es independiente de su composición química y se define por medio de las variables: volumen, presión, temperatura y el número de moles de la sustancia. El conjunto de las propiedades de los gases, particularmente la variación de la presión con el volumen y la temperatura, se conocen como Leyes de los gases. 1. Los siguientes enunciados corresponden a las leyes de los gases ideales. Identifique cada una y escriba su expresión matemática. a) El volumen ocupado por una muestra de gas a presión y temperatura constantes es directamente proporcional al número de moles de moléculas presentes b) El volumen de una determinada cantidad de gas ideal, cuando la temperatura se mantiene constante, es inversamente proporcional a la presión que se ejerce sobre el gas. c) A presión constante, el volumen de una determinada masa dada de gases directamente proporcional a la temperatura absoluta. d) A volumen constante, la presión de una determinada masa de un gas, la presión es directamente proporcional a la temperatura. 2. Un globo con gas tiene un volumen de 3.500 mL a 23°C. ¿Qué volumen ocupará si se lo coloca en un freezer a 263K? Considere que la presión permanece constante. 3. Es peligroso que los envases de aerosoles se expongan al calor. Si una lata de fijador para el cabello a una presión de 4 atmósferas y a una temperatura ambiente de 27 °C se arroja al fuego y el envase alcanza los 402 °C ¿Cuál será su nueva presión? Las leyes de Boyle y de Charles-Gay Lussac pueden combinarse en una expresión que se conoce como ley combinada o Ecuación general de los gases. para dos estados del mismo gas se puede expresar como: Para aplicar esta ecuación, los volúmenes y presiones deben estar en las mismas unidades en ambos miembros y la temperatura necesariamente en la escala absoluta o Kelvin 4. a) Calcule la presión en atmósferas de un gas medido a 760 mmHg y -20 ºC para comprimirlo hasta 0,5 L cuando la temperatura cambia a 40 ºC. b) Los neumáticos de un coche deben estar, a 20 ºC, a una presión de 1,8 atm. Con el movimiento, se calientan hasta 50 ºC, pasando su volumen de 50 a 50,5 litros. ¿Cuál será la presión del neumático tras la marcha? La ecuación de Estado o ecuación del gas ideal, describe la relación entre las variables P, V, T y n. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente por la ecuación del gas ideal: PV = nRT Donde n es el número de moles y la constante R = 0,082 atm L/(K mol) 5. a) Determine la cantidad de un gas, en moles, si 6,38 L del mismo a 358°C tienen una presión de 955 mmHg. b) Un recipiente de 10 L estalla si la presión interna es mayor de 50 atm. ¿Cuál es la máxima cantidad de He que se puede introducir en el recipiente a 19°C? 6. a) ¿Cuál es la densidad (en g/L) del hexafluoruro de uranio (UF 6) a 779 mmHg y 62 °C. b) Un recipiente de 2,10 L contiene 4,65 g de un gas a 1 atm y 27° C. i) Calcule la densidad del gas en gramos por litro. ii) ¿Cuál es la masa molar del gas? Suponga un comportamiento ideal. 7. Un compuesto empleado en la fabricación del film para envasar alimentos contiene 24,7% C, 2,1% H y 73,2% Cl por masa. El almacenamiento de 3,557 g del compuesto en estado gaseoso en Página 35 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I un recipiente de 755 mL a 0ºC produce una presión de 1,1 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 8. Una muestra de CaCO3(s) se descompone en CaO(s) y CO2 (g) y el gas se recoge en un matraz de 250mL. Cuando la descomposición se completa el gas recogido tiene una presión de 1,3 atm y una temperatura de 31°C. ¿Cuántos moles de CO2 gaseosos se generaron? La mayoría de los gases que encontramos en química y en la vida diaria son mezclas. La atmósfera, por ejemplo, es una mezcla de nitrógeno, oxígeno, argón, dióxido de carbono y muchos otros gases. John Dalton fue el primero que estudió como calcular la presión de una mezcla de gases y estableció que en una mezcla de gases que no reaccionan químicamente, la presión total es la suma de las presiones parciales. Definió a la presión parcial de un gas en una mezcla como la presión que dicho gas ejercería si ocupara el recipiente él solo. La presión parcial de cada componente es independiente de las presiones parciales de los otros componentes. Esta ley se conoce como la Ley de Dalton de las presiones parciales y se expresa matemáticamente: Pt pA + pB + pC + donde pA = XA PT Donde el subíndice A se refiere al componente A y X es la fracción molar. Recordemos que la fracción molar se calcula como el número de moles de un componente dividido por el número total de moles de la mezcla gaseosa. XA 9. Una muestra de KClO3(s) se descompone parcialmente en KCl(s) y O 2(g). Si se producen 250 mL de O2 gaseoso que se recogen sobre agua a 26°C y 765 torr de presión total. a) ¿cuántos moles de O2 se recolectaron?; b) ¿cuántos gramos de KClO3 se descompusieron? Dato Pv H2O= 25 torr (26°C). 2 KClO3 (s) 2KCl (s) + 3 O2 (g) 10. En un recipiente de 5 L se introducen 8 g de He, 84 g de N 2 y 90 g de vapor de agua. Si la temperatura del recipiente es de 27 ºC, calcule: a) La presión que soportan las paredes del recipiente; b) la fracción molar y presión parcial de cada gas. La difusión puede definirse como la tendencia de toda sustancia a distribuirse uniformemente a través del espacio que encuentra a su disposición. La ley de difusión de los gases o Ley de Graham se expresa: Donde representa la velocidad de difusión del gas y d la densidad. Como las masas moleculares (M) de los gases son proporcionales a sus densidades a cualquier temperatura y presión, la ecuación anterior puede escribirse: 11. El Cloro difunde por una abertura pequeña a una velocidad seis veces menor que la del hidrogeno bajo condiciones similares. Dado que un litro de hidrógeno pesa 0,0899 g. Calcule la densidad del cloro. 12. Un gas se difunde 5 veces más rápido que otro. Si la masa molar del primero es 20, ¿cuál es la masa molar del segundo? Decimos que un gas se comporta idealmente cuando cumple les leyes de los gases ideales. Cuando esto no ocurre hablaremos de gases reales. Un gas puede ser considerado como real, a elevadas presiones y bajas temperaturas, es decir, con valores de densidad bastante grandes. En estas condiciones las moléculas de gas están más cerca unas de otras, de modo que en los gases reales se manifiestan fuerzas de atracción entre ellas, impidiendo su libre movimiento. Esto hace Página 36 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I que se produzcan desviaciones respecto del comportamiento ideal,y en estos casos deben aplicarse correcciones a la ecuación general del gas ideal. Una de las ecuaciones más simple y útil para adaptar la ley de un gas ideal al comportamiento de los gases reales se conoce como Ecuación de Van der Waals: Los parámetros a y b son únicos para cada gas y se determinan experimentalmente. El parámetro a representa el efecto de las atracciones, de modo que es relativamente grande para las moléculas que se atraen fuertemente unas con otras. El parámetro b es indicador del volumen de una molécula individual. 13. Calcule la presión que ejerce un mol de metano gaseoso (CH 4) en un recipiente de 500 mL a 25°C suponiendo: a) comportamiento ideal; b) comportamiento no ideal. Justifique la diferencia. En estas condiciones, ¿cómo estima será el comportamiento del gas? Datos: a (CH4) = 2,25 L2atm/mol2 b (CH4) = 0,0428 L/mol 14.a) En la siguiente gráfica se representa la distribución de velocidades [Número de moléculas vs. Velocidad molecular] a 300 K para tres gases diferentes. El pico de cada curva representa la velocidad promedio a la que se mueve cada gas. Analice la gráfica y diga a qué conclusión/es puede llegar. b). En la siguiente gráfica se representa la distribución de velocidades [Número de moléculas vs. Velocidad molecular] para el N2 (g) a tres temperaturas diferentes. El pico de cada curva representa la velocidad promedio a la que se mueve el gas. Analice la gráfica y diga a qué conclusión/es puede llegar. Página 37 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 15. En el siguiente diagrama de Andrews señale: a)Fase líquida; b) Isoterma crítica; c) Temperatura crítica; d) Fase vapor; e) Mezcla líquido vapor; f) Presión crítica g) Fluido supercrítico; h) gas PROBLEMAS ADICIONALES 1. Una muestra de aire ocupa un volumen de 3,8 L cuando la presión es de 1,2 atm. a) ¿Qué volumen ocuparía a 6,6 atm? b) ¿Cuál es la presión requerida para comprimirlo a 0,075 L?.La temperatura se mantiene constante. 2. Un globo lleno de gas que tiene un volumen de 2,50 L a 1,2 atm y 25°C se eleva en la estratosfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra), donde la temperatura y la presión son de -23°C y 3 x 10-3 atm respectivamente. Calcule el volumen final del globo. 3. El oxígeno comprimido se vende en el comercio en cilindros metálicos. Si un cilindro de 120 L se llena con oxígeno a una presión de 132 atm a 22 °C a) ¿Cuál es la masa de O 2 presente? b) ¿Cuántos litros de este gas a 1,00 atm y 22 °C produciría el cilindro? (Suponga un comportamiento ideal del gas) 4. Cuando se calienta nitrilo de amonio (NH 4NO2), éste se descompone para formar nitrógeno gaseoso. Esta propiedad se utiliza para inflar algunas pelotas de tenis. a) Escriba una ecuación balanceada para la reacción. b) Calcule la cantidad (en gramos) de NH 4NO2 necesaria para inflar una pelota de tenis a un volumen de 86,2 mL a 1,20 atm y 22°C 5. Un recipiente de 2,10 L contiene 4,65 g de un gas a 1 atm y 27° C. a) Calcule la densidad del gas en gramos por litro. b) ¿Cuál es la masa molar del gas? Suponga un comportamiento ideal. 6. Un cierto anestésico contiene 64,9% de C, 13,5% de H y 21,6% de O en masa. A 120 °C y 750 mmHg, 1 L del compuesto gaseoso pesa 2,30 g ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 7. Setiene una mezcla de 6.55 g de O 2, 4.92 g de N2 y 1.32 g de H2. (a) Determine la fracción molar de cada componente. (b) Calcule la presión parcial en atm de cada componente de esta mezcla si se encierra en un recipiente de 12.40 L a 15ºC. 8. Un trozo de sodio metálico reacciona completamente con agua del modo siguiente 9. El hidrogeno gaseoso generado se recoge sobre agua a 25 °C. El volumen del gas es de 246 mL medido a 1 atm. Calcule el número de gramos de sodio consumidos en la reacción (La presión de vapor del agua a 25 °C = 0,0313 atm) 10. Calcule la presión ejercida por 2,50 moles de CO 2 confinados en un volumen de 5 L a 450 K (Las constantes de Van der Waals de dicho gas son a = 3,59 atm L 2/mol2 y b = 0,0427 L/mol). Compare la presión con la que predice la ecuación de gas ideal. Página 38 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I SEMINARIO 5 - ESTADOS DE LA MATERIA: LÍQUIDOS Y SÓLIDOS Los líquidos existen gracias a las fuerzas intermoleculares, estas fuerzas también determinan las PROPIEDADES FISICAS de los mismos. 1- ¿Qué tipo de fuerza de atracción intermolecular están presentes en: a) todas las moléculas; b) las moléculas polares; c) las moléculas que tienen el átomo de hidrógeno unido a un átomo electronegativo (F,N,O) Las fuerzas intermoleculares son responsables de los diferentes estados de agregación de la materia. Cada una de las porciones del sistema heterogéneo en los que las propiedades intensivas son constantes se las denomina fase. 2- Identifique el cambio de estado en cada una de las situaciones siguientes e indique el tipo de enlace intermolecular involucrado. a) Vapor de bromo se convierte en bromo líquido al enfriarse. b) Cristales de yodo desaparecen de un vidrio colocado en una campana de laboratorio. c) Alcohol etílico desaparece gradualmente de un recipiente abierto. d) Una vela de cera encendida que se consume. 3- Respecto al cambio de fase líquido a gaseoso, marque la opción correcta. a) Para pasar O2líquido a gaseoso se rompen fuerzas puente de hidrogeno. b) Para pasar HCl líquido a gaseoso se rompen solo fuerzas de London. c) Para pasar H2S líquido a gaseoso se rompen fuerzas Dipolo-Dipolo. d) Para pasar NH3 líquido a gaseoso se rompen fuerzas London, Dipolo-Dipolo y Puente de Hidrogeno. e) Para pasar CO2liquido a gaseoso se rompen fuerzas covalentes. La presión de vapor de un líquido a una temperatura dada es la presión que ejercen las moléculas del vapor sobre la superficie del líquido en equilibrio a esa temperatura. Debido a que la velocidad de evaporación aumenta conforme lo hace la temperatura, la presión de vapor de los líquidos siempre aumenta a medida que la temperatura aumenta. Los líquidos que se evaporan con facilidad reciben el nombre de líquidos volátiles y su presión de vapor es relativamente alta. Cuando la presión de vapor del líquido se iguala con la presión externa se produce la ebullición del líquido. La temperatura a la que ocurre este proceso se conoce como Punto de Ebullición. Cuando la presión externa es de 1 atm, el punto de ebullición se denomina Punto de Ebullición Normal. 4- La gráfica siguiente muestra la variación de la presión de vapor con la temperatura de: agua (H2O); tetracloruro de carbono (CCl4); cloroformo(CHCl3) y éter dietílico (H3C–CH2–O–CH2–CH3) a) ¿Cuál de los cuatro líquidos es más volátil? Justifique b) ¿Cuál es el valor del punto de ebullición normal de cada sustancia? c) La presión atmosférica en la cumbre del Kilimanjaro es 350 mmHg, ¿a qué temperatura hierve el agua en ese lugar? d) ¿El cloroformo puede hervir a 40 °C? En caso afirmativo, ¿qué valor aproximado tendría la presión externa? e) La presión de vapor de la acetona (H 3C–CO–CH3) a 25 °C es 185 mmHg. ¿Esta sustancia es más o menos volátil que las cuatro del gráfico? Si tuviera que trazar la curva de Pv en función de T para la acetona ¿dónde la ubicaría en el gráfico? Realice un trazado estimado. f) ¿A qué presión exterior los cuatro líquidos hierven a 30 °C? Página 39 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 5- Los siguientes compuestos: CH4, CCl4, H2S, H2O y KCl se han ordenado según punto de ebullición creciente .Marque la opción correcta. a) H2O, CH4, CCl4, H2S, KCl b) H2S, CH4, CCl4, H2O, KCl c) CCl4, CH4, KCl, , H2S, H2O d) KCl, CH4, CCl4, , H2S, H2O 6- a) Para las propiedades siguientes, indique si la premisa es verdadera (V) o si es falsa (F). I) El punto de ebullición del HF es mayor que el del HCl debido a la presencia de enlaces puente de hidrogeno, además de dipolo - dipolo y London, por lo tanto requiere mayor energía para el cambio de estado. II) El punto de ebullición del CHCl3 es mayor que el del CHBr3 debido a que la molécula de CHCl3 es menos polarizable, por lo que presenta enlaces London más débiles. III) El punto de ebullición del Br2 es mayor que el del ICl debido a la presencia de fuerzas de London y dipolo – dipolo. IV) El punto de ebullición de la PH3 es mayor que el del NH3 debido a la presencia de enlaces de London exclusivamente. La tensión superficial es una medida de las fuerzas internas que se deben vencer para expandir la superficie de un líquido. Como la formación de una superficie requiere energía, los líquidos minimizan su área expuesta respecto al entorno que los rodea. La viscosidad es la resistencia de un líquido a fluir. Para que un líquido fluya, las partículas deben ser capaces de deslizarse unas sobre otras venciendo las fuerzas que las unen. Por lo tanto, cuanto más grandes sean las fuerzas de atracción, tanto más viscoso será el líquido En base a ello explique los siguientes hechos I) La superficie de los lagos y mares en calma es plana mientras que las gotas de agua son esféricas. II) Algunos insectos pueden flotar en el agua a pesar de ser más densos que ella. III) Al aumentar la temperatura, el aceite fluye con mayor rapidez a través de un tubo delgado IV) La miel y la pasta dental pueden extenderse sobre superficies planas. Los diagramas de fase son gráficos Presión vs Temperatura que muestran las relaciones de equilibrio entre fases diferentes de una sustancia para un sistema cerrado. 7- En el siguiente diagrama de fase hipotético, de un solo componente, usando las reglas de las fases, indique con V si la premisa es verdadera o con F si es falsa. a) El punto A tiene dos grados de libertad T y Py corresponde a una única fase. b) El punto B representa dos fases en equilibrio y un grado de libertad. T o P. c) El punto M no presenta ninguna fase en equilibrio y tiene dos grados de libertad. Página 40 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I d) C corresponde al punto crítico con Tc y Pc,a partir del mismo no se pueden distinguir fase liquida de gaseosa. C Pv A M B T 8- ¿Podría existir el CO2 (l) a la presión atmosférica de Jujuy (aproximadamente 0,95 atm)? Justifique. a) Qué fase del CO2 existe a la presión de 1,25 atm y a las siguientes temperaturas I) –90°C II) –60°C III) 0°C. b) ¿Qué fases del CO2 están presentes I) a una temperatura de –78°C y una presión de 1 atm, II) a -57°C y una presión de 5,2 atm? c)¿Qué representa el punto indicado con la letra A? ¿Qué nombre recibe? d)¿Qué fases observaría si una muestra de CO 2 a 10 atm de presión se calentara desde – 80°C a 40°C?e)¿Cómo cambia el punto de fusión del CO 2 con la presión? . Cuando la temperatura de un líquido cambia de T 1 a T2, la presión de vapor del líquido cambia de P1 a P2. Estos cambios se relacionan con el calor latente de vaporización del líquido (ΔH vap) mediante la ecuación de Clausius-Clapeyron. 9- La presión de vapor del SiCl4 es de 100 mm Hg a 5,4 °C y el punto de ebullición normal es de 56,8 °C. Calcule la entalpia de vaporización y marque la respuesta correcta. a) 28,05 kJ/mol b) 56,05kJ/mol c) 36,05kJ/mol d) 100,05kJ/mol e) 18,05kJ/mol 10- El agua hierve a nivel del mar a 100 °C (760 mmHg), su entalpia de vaporización es 40,79 kJ/mol. ¿A qué temperatura hervirá en La Quiaca donde la presión atmosférica es de 672 hPa? (1 hPa = 0,75mmHg). Marque la respuesta correcta. a) 70 °C b) 135°C c) 89°C d) 59°C e)30°C 11- A) ¿Qué tipos de fuerzas de atracción existen entre las partículas de a) sólidos moleculares; b) sólidos covalentes;c) sólidos iónicos; d) sólidos metálicos? B) Para los siguientes enunciados referidos a clasificación de sólidos marque V si la premisa es verdadera y F si es falsa a) El CaCO3 es un sólido covalente b) El Pt es un sólido metálico c) El SiO2es un sólido iónico Página 41 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I d) El I2es un sólido covalente e) El carbono diamante es un sólido metálico f) El NaCl es un sólido iónico 12- Para todos los siguientes casos considere temperatura ambiente 25°C y 1 atm de presión. Indique las opciones verdaderas y falsas a-Los sólidos moleculares se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares b-Los sólidos metálicos son dúctiles y maleables c-Los sólidos iónicos son duros, quebradizos y tienen puntos de fusión altos d-Los sólidos de red covalente son buenos conductores de la electricidad e-Los sólidos iónicos tienen puntos de fusión mucho mayores que los sólidos moleculares porque las fuerzas electrostáticas son mucho más fuertes que las intermoleculares f-Los sólidos metálicos conducen la electricidad debido a la movilidad de los electrones de valencia que rodean a los cationes de la estructura g-Todos los sólidos moleculares son rígidos, duros y tienen bajos puntos de fusión 13- a) ¿Cuál de los siguientes sólidos no es molecular? i) P4 ii) S8 iii) I2 iv) C (diamante) v)H2O b) ¿Cuál de los siguientes sólidos no es iónico? i) K2SO4 ii) Ca CO3 iii) MgO iv)CCl4 v) CaF2 c) ¿Cuál de los siguientes sólidos es molecular? i) CaBr2 ii) SiC iii) CO2 iv)Cu v)MgSO4 d) ¿Cuál de los siguientes sólidos no es metálico? i) SiO2 ii) Ti iii) Au iv) Na v)Cu PROBLEMAS ADICIONALES 1- Para los siguientes enunciados referidos a las características de los líquidos indique “V” si se trata de Verdadero o “F” si se trata de Falso. a) No tiene forma definida sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene. b) Tienen una densidad baja. c) No tiene volumen propio d) Son compresibles e) No fluyen f) Se difunden en otros líquidos g) Se componen de agrupaciones desordenados de partículas que están muy cerca unas de otras; el movimiento de sus partículas es aleatorio en tres dimensiones 2- Para los siguientes enunciados referidos a las características de los líquidos y/o sólidos indique “V” si se trata de Verdadero o “F” si se trata de Falso. a) La temperatura de ebullición del agua es más elevada que otros compuestos de formula semejante (H2S, H2Se),debido a que el agua forma enlaces puentes hidrogeno además de dipolo dipolo y London. b) Para fundir sodio metálico solo se necesita vencer los enlaces covalentes. c) Para fundir I2 se requiere energía para vencer las fuerzas London y dipolo dipolo. d) El NaCl tiene un punto de fusión mayor que el del H2O 3- El alcohol isopropílico se expende en el mercado como “alcohol para frotar”. Su presión de vapor es de 100 torr a 39,5°C y de 400 torr a 67,8°C. El calor molar de vaporización del alcohol isopropílico, en kJ/mol, es: a) 56,80 b) 26,50 c) 42,47 d) 89,80 4- La localidad de La Quiaca se encuentra a 3442 msnm. Si la presión atmosférica es de 67300 Pa, ¿a qué temperatura hierve el agua ahí? a)96°C b) 120°C c) 45°C d)86°C Página 42 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 5- Para los siguientes enunciados referidos a las características de los líquidos indique “V” si se trata de Verdadero o “F” si se trata de Falso. a) Las partículas que forman la celda unitaria de un sólido iónico son cationes y aniones, estos sólidos son duros, quebradizos, buenos conductores de la electricidad fundidos o en solución. b) Los sólidos covalentes se encuentran unidos por fuerzas electrostáticas entre cationes y el mar de electrones. c) Los sólidos moleculares son solubles en solventes no polares d) Los sólidos metálicos conducen la corriente y el calor en estado solido 6- Marque la opción correcta a) El punto de fusión del KF es mayor que el del KBr, debido a que la energía reticular es mayor en el primer compuesto. b) La energía reticular del CaCl2 es menor que la del CaO c) NaCl y AlCl3 tienen igual punto de fusión d) Los sólidos covalentes forman redes con bajos puntos de fusión 7- Para los siguientes pares de compuestos marque con una V las premisas verdaderas, con una F las falsas. a) CH3F puede formar puentes hidrógeno con otras moléculas de la misma especie. b) CH3OH puede formar puente hidrógeno con otras moléculas de la misma especie. c) CH3NH2 puede formar puente hidrógeno con el CH 3OH con otras moléculas de la misma especie. d) CH3Br puede formar puentes hidrógenos con .CH3 8- Los siguientes sólidos iónicos CaO, NaCl, AlCl3 están ordenados según punto de fusión creciente. Elija la opción correcta. a) AlCl3 NaCl CaO b) CaO AlCl3 NaCl c) NaCl CaO AlCl3 d) AlCl3 CaO NaCl 9- ¿Cuál de los siguientes compuestos presentan fuerza puente hidrogeno en fase solida? a) HF b) C6H6 c) ácido fórmico HCO2H d)Ca(OH)2 10- Indique si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas a) El agua en un tubo capilar de polietileno forma menisco convexo semejante al mercurio en un tubo de vidrio. b) Cuando se eleva a temperatura de un aceite lubricante escurre fácilmente c) La densidad del agua en estado sólido es mayor que la del agua en estado líquido d)El N2 molecular no puede disolverse en agua e) La sal de cocina se disuelve en agua, pero no en aceite. Página 43 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I Página 44 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I SEMINARIO N° 6: SOLUCIONES Las soluciones de gases, líquidos y sólidos forman parte del mundo que nos rodea y de nosotros mismos, son esenciales para todas las formas de vida. Una solución es una mezcla homogénea fraccionable de dos o más sustancias, en cualquiera de los tres estados de la materia, que no reaccionan entre sí. Una de ellas, la que se encuentra en mayor proporción, se denomina solvente o disolvente ya que es el medio en el cual las otras sustancias llamadas solutos se disuelven. Este sistema se caracteriza por poseer las mismas propiedades intensivas y composición en todos sus puntos. Las soluciones donde el solvente es el agua son las más comunes y se denominan soluciones acuosas. 1- En base al concepto de solución indique cuales de los siguientes enunciados no corresponden a una solución a) Una solución es un sistema material con una o más fases b) Una solución posee una sola fase en estado sólido, líquido o gaseoso c) Los componentes de una solución reaccionan químicamente entre si d) El proceso de disolución es un fenómeno físico e) Al fraccionar una solución, la fracción de menor volumen es la más concentrada. f) El solvente de una solución puede ser un sólido 2- Clasificación de las soluciones: a) Complete la siguiente tabla, en función del estado físico de soluto y solvente Nombre y estado de agregación soluto solvente solución Aire filtrado (21% de O2 y 79% de N2) Arrabio (aleación hierro –carbono) Alcohol -agua Azúcar- agua Según la cantidad de soluto disuelto las soluciones se clasifican en: Solución saturada: contiene la máxima cantidad de soluto disuelto a una determinada condición de presión y temperatura. Solución insaturada: contiene menos cantidad de soluto disuelto con respecto al valor de saturación, pudiendo ser a su vez diluidas o concentradas, según se alejen o se acerquen al valor de saturación. Solución sobresaturada: contiene mayor cantidad de soluto disuelto que el valor de saturación, son generalmente inestables. 3- La solución saturada de una sal en agua se obtiene disolviendo 25 g de ella en 100 g de agua. Si se agregan 50g de soluto, y luego solvente hasta alcanzar los 300g de solución, indiquesi el sistema final será: a) Una solución insaturada porque la proporción de soluto por cada 100g de solvente es menor al valor de saturación. b) Una solución sobresaturada porque la proporción de soluto por cada 100g de solvente es superior al valor de saturación. c) Una solución saturada porque la proporción de soluto y solvente coincide con el valor de saturación. La Solubilidad es una medida de cuánto soluto se puede disolver como máximo en una determinada cantidad de solvente en condiciones predeterminadas de presión y temperatura. La unidad de solubilidad más usada es gramos de soluto por cada 100 gr de solvente. Si los valores de concentración de una solución están próximos al valor de saturación la solución será concentrada; si los valores de concentración de la solución están alejados del valor de saturación la solución será diluida. Página 45 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 4- Dadas las siguientes curvas de solubilidad en función de la temperatura a) Indique las coordenadas de una solución diluida, concentrada y saturada para el nitrato de sodio a 40°C. b) Indique la solubilidad a 30 °C de cada sal. c) ¿La solubilidad del cloruro de sodio aumenta significativamente con la temperatura? ¿Por qué? d) ¿A qué temperatura se obtiene una solución saturada al disolver 3,7 g de cloruro de sodio en 10 g de agua? e) ¿Qué masa de nitrato de potasio se necesita para obtener una solución saturada a 35°C si se disuelve en 500 g de agua? f) ¿A qué temperatura la solubilidad del nitrato de potasio es igual a la solubilidad del nitrato de sodio? Justifique g) ¿Para cuál de las sales es mayor la influencia de la temperatura en la solubilidad? Justifique h) ¿Para la solubilidad de qué sal no es favorable el aumento de la temperatura? Justifique La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto disuelto en una masa o volumen de solución o solvente. Las formas más utilizadas para expresar la concentración de una solución son Nombre Expresa Rep. simbólica M Molaridad Moles de soluto disueltos en un litro de solución Molalidad Moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente Gramos de soluto disueltosen 100 g de solución % p/p Gramos de soluto disueltosen 100 mL de solución % p/v Mililitros de soluto disueltosen 100 mL de solución % v/v Partes de soluto por cada millón de partes de solución N° de moles de cada componente en un mol de solución ppm Porcentaje en masa Porcentaje masa / volumen Porcentaje en volumen Partes por millón Fracción molar m xst o xsv 5- A) Calcule el porcentaje en masa(% m/m) de los solutos en cada una de las siguientes soluciones a) 1 g de cloruro de sodio en 50 g de agua Página 46 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I B) C) D) E) F) b) 14 g de benceno “C6H6” en 25 g de tetracloruro de carbono Suponga que se encuentra trabajando en un laboratorio y que le proporcionan sacarosa sólida (C12H22O11)y agua para que prepare 250 mLde una solución 0,15 M. ¿Qué masa de sacarosa necesita? Marque la opción correcta a) 14,250 g b) 11,000g c) 12,825 g d) 16,125 g Una solución blanqueadora comercial es una solución acuosa de hipoclorito de sodio, cuya concentración es de 8,42% m/m ¿Cuál es la fracción molar del soluto y la molalidad de la misma? Marque la opción correcta a) xst= 0,2; m= 2,1 b) xst = 0,04; m= 2,5 c) xst = 0,02; m= 1,2 d) xst =0,02; m= 1,8 En un control sanitario se detectan 5 mg de mercurio (Hg) en un pescado de 1,5 kg. Calcule la concentración de mercurio en ppm. Marque la opción correcta a) 3,3 ppm b) 0,33 ppm c) 2,33 ppm d) 3,03 ppm Se cuenta en el laboratorio con una solución acuosa de H 2SO4 cuya densidad es 1,84 g/cm3y de concentración 98% m/m. ¿Qué volumen en mL de dicha solución serán necesarios para preparar medio litro de una solución 3 M? Marque la opción correcta a) 84,2 mL b) 81,5 mL c) 82,4 mL d) 94,2 mL Un vino típico contiene 12% de alcohol en porcentaje masa/volumen. Siendo sus principales componentes agua y etanol (C 2H5OH), exprese su concentración en molalidad (densidad de la solución al 12%, 0,983 g/mL). Marque la opción correcta a)4 m b) 2 m c) 6m d) 3 m 6- A) Una muestra de 1 gramo que contiene cobre y zinc es tratada con un exceso de ácido clorhídrico, desprendiéndose 24,6 mL de hidrógeno medidos a 300°K y 10 atm. Calcule la fracción molar del cobre en la mezcla. (Solo el cinc reacciona con el ácido clorhídrico) Marque la opción correcta XCu = 0,45 b) x Cu = 0,35c) xCu = 0,53 d) x Cu = 0,25 B) Si 25 mL de una solución de Na 2SO4 (sulfato de sodio) se tratan con un exceso de BaCl2 (cloruro de bario) y se obtienen 1,756 g de BaSO 4(sulfato de bario)¿Cuál es la molaridad de la solución de sulfato de sodio? Na2SO4 (ac) + BaCl2(ac) BaSO4(s)+ 2 NaCl (ac) La presión prácticamente no tiene efecto en la solubilidad de líquidos y sólidos, pero sí en la de los gases. De acuerdo con la Ley de Henry, “La solubilidad de un gas en un líquido a una tempera tura dada es proporcional a la presión parcial del gas sobre la solución”. Esta proporcionalidad se puede escribir de dos formas diferentes Concentración del gas = KHx pgasdonde KH constante de Henry ypgas presión parcial del gas Presión parcial del gas = K’H x concentración De acuerdo a las unidades en que se expresa la concentración del gas y para presión parcial en atmósferas (atm), las unidades de la constante de Henry son Concentración del gas Moles por litro (M) Fracción molar KH moles/L atm K’H atm/ M 1/ atm atm 7- La constante de la Ley de Henry del bromuro de metilo (CH3Br) un gas usado como agente fumigador, es k=0,159 mol/(L atm) a 25 °C. ¿Cuál es la solubilidad en mol/L del bromuro de metilo en agua a 25 °C y una presión parcial de 125 mm Hg? Marque la opción correcta a) 0,036 M b) 0,063 M c) 0,026 M d) 0,015 M Sabemos que un líquido puro, por ejemplo, el agua, tiene presión de vapor, punto de ebullición, punto de congelación, entre otras propiedades. Las soluciones acuosas (soluto + agua) también tienen estas propiedades, pero algo diferentes comparadas con las del agua pura. Estas diferencias están determinadas por la concentración de partículas que hay en la solución, sin importar el tipo de partículas de que se trate (átomos, iones o moléculas) Las propiedades físicas de las soluciones que dependen de la concentración de las partículas presentes en la solución y no del tipo de partícula se denominan “Propiedades coligativas”. Las Página 47 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I propiedades coligativas son: Disminución de la presión de vapor, Ascenso del punto de ebullición, Descenso del punto de congelación y Presión osmótica. Ley de Raoult: “La presión de vapor de un solvente se reduce por la presencia de un soluto no volátil, esa presión es proporcional a la fracción molar del solvente” (válida para soluciones ideales quecumplen con la ley de Raoult, calor de disolución es cero, volúmenes aditivos) La expresión matemática de la Ley de Raoult es PV(sn) = xsvP°sv 8- ¿Cuántos gramos de sacarosa(C12H22O11) deben agregarse a 320 g de agua para disminuir la presión de vapor en 1,5 mmHg a 25°C? La presión de vapor del agua a 25°C es de 23,8 mm Hg. Marque la opción correcta. a) 450 g b) 430 g c) 410 g d) 400 g 9- Al disolver 3 g de azufre en 60 g de naftaleno se obtiene una disolución que congela a 1,28°C por debajo del punto de fusión del naftaleno puro. La constante crioscópica del naftaleno es 6,8 °C/molal. Calcule la masa molar del azufre disuelto y deduzca su fórmula molecular. 10- Considere los datos de la siguiente tabla Solvente Agua Benceno C6H6 Tetra cloruro de carbono CCl4 Etanol C2H5OH Cloroformo HCCl3 Pto. eb. normal (°C) 100,0 80,1 76,8 Keb (°C/m) 78,4 61,2 1,22 3,63 0,52 2,53 5,02 Pto. cong. Normal (°C) 0,0 5,5 - 22,3 -114,6 -63,5 Kc (°C/m) 1,86 5,12 29,8 1,99 4,68 A) Calcule el punto de congelación de la solución que resulta al disolver 3,5 g de CCl 4 en 123 g de benceno B) Calcule el punto de ebullición de la solución de glucosa 1,2 molal en etanol. 11- Una disolución de un no electrolito no volátil fue preparada disolviendo 0,250 g del mismo en 40 g de CCl4. El punto de ebullición normal de la disolución resultante se incrementó en 0,357 °C. Calcule la masa molar del soluto(Kc del CCl4 5,02 °C / m). Marque la opción correcta a) 87,88 g/mol b) 80,88 g/mol c)70,25 g/mol d) 100,32 g/mol 12- La ósmosis es un proceso involucrado en el transporte de nutrientes y agua desde el suelo hasta a las partes superiores de los árboles. La presión osmótica requerida para este proceso es aproximadamente 18,6 atm. ¿Cuál debería ser la concentración molar de la savia del árbol para alcanzar esta presión si la temperatura ambiente es de 34ºC? a) 0,21 M b) 0,42 M c) 0,74 M d) 0,98 M El azúcar (sacarosa) como la sal de mesa (cloruro de sodio) se disuelve en agua. No obstante, las disoluciones que resultan son muy diferentes. Cuando la sacarosa, que es una sustancia molecular se disuelve en agua, la disolución resultante contiene moléculas de sacarosa neutras rodeadas de agua, las interacciones entre ellas pueden ser dipolo-dipolo, puente hidrógeno Cuando el NaCl (compuesto iónico) se disuelve en agua, la disolución contiene iones Na + y Clrodeados de moléculas de agua. Debido a la presencia de estos iones, la disolución de NaCl conduce la electricidad, en cambio la disolución de sacarosa no lo hace. Las sustancias que al disolverse en agua se disocian en iones y por lo tanto producen disoluciones conductoras, se denominan electrolitos. Aquellas sustancias que al disolverse en agua no producen iones y por lo tanto no conducen la corriente eléctrica, reciben el nombre de no electrolitos. Para el cálculo de las propiedades coligativas de soluciones electrolíticas, las ecuaciones deben modificarse incluyendo en las mismas un factor de corrección conocido como“i”Factor de Van’tHoff, siendo i = número de moles de partículas disueltas a partir de un mol de soluto Página 48 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 13- a) Clasifique los siguientes solutos como electrolitos y no electrolitos: ácido nítrico – hidróxido de sodio - oxígeno molecular – sulfato de potasio – óxido de sodio – etanol – azúcar (C12H22O11). b) Determine de manera aproximada el factor “i” Factor de Van’tHoff en los casos que correspondan. 14- Si se supone disociación completa ¿cuál es la molalidad de una disolución acuosa de KBr cuyo punto de congelación es – 2,95°C? (Kc= 1,86 °C. kg /mol). Marque la opción correcta a) 0,123 m b) 0,793 m c)1,569 m d) 0,050 m 15- A) Utilice el diagrama de presión de vapor siguiente para estimar (a) la presión parcial del A, (b) la presión parcial de B, (c) la presión de vapor total de la solución en la cual la fracción molar del A es de 0,30, suponiendo un comportamiento no ideal. Presión (mmHg) 40 30 20 10 A B Composición B) En la siguiente gráfica indique: (a) ¿Cuál corresponde a una desviación positiva, ¿cuál a una desviación negativa, y cuál a ninguna desviación de la ley de Raoult? Explique su conclusión. 30 20 10 40 Presión (mmHg) 40 Presión (mmHg) Presión (mmHg) 40 30 20 10 A Composición (XB) (a) B 30 20 10 A Composición (XB) (b) B A Composición (XB) B (c) PROBLEMAS ADICIONALES 1- A 20°C se prepara una solución con 2 g de clorato de potasio y 50 g de agua. ¿Cuánto clorato de potasio se debe adicionar para obtener una solución saturada a esa temperatura? Solubilidad del clorato de potasio a 20°C 7,4 g de soluto por cada 100 g de agua. Página 49 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I 2- Utilizando los datos de la siguiente tabla, calcule la masa de nitrato de plata que precipitará cuando 100g de una solución saturada de nitrato de plata se enfríe desde 30°C hasta 0°C La solubilidad está dada en g de soluto por cada 100 g de agua Sustancia KCl AgNO3 AgC2H3O2 O°C 27,6 122 0,72 10°C 31,0 170 0,88 20°C 34,0 222 1,04 30 °C 37,0 300 1,21 40 °C 40,0 376 1,41 50°C 42,6 455 1,64 3- Se encuentra en el laboratorio una botella cuyo rótulo dice “solución saturada de cloruro de potasio”. Si la información del rótulo es correcta, analice los siguientes ítems, coloque verdadero (V) o falso (F) según corresponda, en ambos casos justifique su respuesta. (Considere los datos de la tabla del punto anterior) a) Al agregar cristales adicionales de sal, los mismos se disuelven b) Al aumentar la temperatura se observa un precipitado blanco c) Al disminuir la temperatura se observa un precipitado blanco d) Al agregar cristales adicionales de sal, se observa un precipitado blanco 4- Analizando la composición de cierta agua mineral se obtuvieron los siguientes resultados Iones (HCO3)SO4-2 Ca+2 K+1 Mg+2 Concentración (mg/L) 118 19 29 1 9 Determine el número total de iones presentes en cada mL de agua analizada. Marque la opción correcta a) 1,96 x 1018 b) 3 x 1018 c) 1 x 1018 d) 2 x 1017 5- ¿Cuántos moles y gramos de ácido ortofosfórico hay en 322 mL de una solución 4M? Marque la opción correcta. a) 3 moles y 126g b) 5 moles y 130g c) 1,29 moles y 126 g d) 1,29 moles y 280 g 6- Qué volumen de solución de ácido clorhídrico de densidad 1,16 g/mL y concentración 32% m/m se necesita para atacar 10 g de una aleación cuya riqueza en Zinc es del 80%. Marque la opción correcta a) 27,58 mL b) 7,70 mL c) 24,05 mLd) 12,04 mL e) 30,06 mL 7- Un producto comercial utilizado para limpiar piletas contiene 7% de cloro en masa y su densidad es 1,10 g/mL. El nivel de cloro ideal para una pileta es de una parte por millón, ¿qué volumen de producto se requiere para producir un nivel de cloro de 1 ppm en una pileta de 68000 litros? Densidad del agua: 1 g/mL Marque la respuesta correcta a) 1,20 L b) 883 mL c) 4,50 L d) 187 mL 8- Se mezclan 1L de solución de ácido nítrico densidad 1,42 g/mL y concentración 70% m/m con 0,5 L de solución de ácido nítrico densidad 1,15 g/mL y 24,4% m/m.Calcule en % m/m la concentración de la solución resultante. Marque la opción correcta a) 40,00 % b) 75,20 % c) 67,15 % d) 57,86 % 9- El cloruro de hidrógeno (gas) es muy soluble en agua. Si en 500 gr de agua disolvemos 150 L de cloruro de hidrógeno medidos a 10°C y 1,02 atm, la densidad de la solución obtenida es 1,16 g/ml. En estas condiciones puede afirmar que la concentración de la solución expresada en porcentaje m/m es de: a) 32,51 %b) 48,07 % c) 73,12% d) 37,80% e) 27,62 % 10- ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono gaseoso se disuelven en una botella de 1 L de soda si el fabricante utiliza una presión de 2,4 atm en el proceso de embotellado a 25°C? La Página 50 La cátedra de Química I -2019 Cátedra de Química General e Inorgánica - Facultad de Ingeniería - UNJu – 2019- QUIMICA I constante de Henry KH de CO2 en agua es 29,76 atm/(mol/L) a 25°C. Marque la opción correcta. a) 8,25 g b) 6,98 g c) 5,72 g d) 3,52 g 11- Calcule la presión de vapor de agua sobre una disolución preparada al añadir 46,5 g de glicerina (C3H8O3) a 148 g de agua a 338 K (Presión de vapor del agua a 65 °C 187,54 mmHg). Marque la opción correcta a) 189,00 mmHg b) 162, 86 mmHg c) 200,00 mmHg d) 176,66 mmHg 12- En base a las propiedades coligativas de una solución, coloque verdadero o falso según corresponda. Para los ítems que considere falso escríbalos de manera correcta. a) Las propiedades físicas de una solución que dependen del tipo de soluto y de su concentración se denominan propiedades coligativas b) La cantidad de moléculas del solvente que pueden evaporarse en la solución es mayor que en el solvente puro. c) Las partículas de soluto en el seno de la solución atraen a las moléculas de superficie del solvente haciendo más difícil que se evaporen. d) Al ser la presión de vapor de la solución mayor que la presión de vapor del solvente puro se produce un ascenso ebulloscópico. e) Cuanto menor sea la concentración de la solución menor será el punto de congelación de la solución. f) El ascenso ebulloscópico es siempre un valor positivo. g) El descenso crioscópico es siempre un valor positivo. 13- ¿Cuál es la presión de vapor en mmHg de una disolución que se prepara disolviendo 5 g de ácido benzoico (C7H6O2) en 100g de alcohol etílico (C2H6O) a 35°C? La presión de vapor del alcohol etílico a 35°C es de 100,5 mmHg. 14- Considere dos soluciones de almidón, una al 4% y otra al 10%, separadas por una membrana semipermeable. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta? a. Ninguna de las dos soluciones ejerce presión osmótica porque se trata del mismo soluto. b. La solución al 4% disminuirá en volumen a medida que ocurra la ósmosis. c. Ambas soluciones ejercen igual presión osmótica y el volumen se mantendrá constante en el tiempo. d. La solución al 10% disminuirá en volumen a medida que ocurra la ósmosis. Página 51 La cátedra de Química I -2019
