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TRBAJO FINAL QUIMICA

Nombre Alex chito Curso segundo Paralelo A Esp electricidad

2017 2018


INTRODUCCION

La palabra quĂ­mica proviene de una variable del latĂ­n y de raĂ­ces ĂĄrabes que son chimica, chimia, alkimya, referencia de alquimia, para posteriormente pasar por una nueva forma de definir a la quĂ­mica del tipo moderno que empezĂł a diferenciarse de la alquimia refiriĂŠndose a la variedad de los componentes y composiciones definiendo las propiedades de una o sobre una materia y las posibles transformaciones que surjan o experimentes sin causar ningĂşn cambio, alteraciones o modificaciones sobre la misma o sus elementos, de la cual una materia es conformada. La QuĂ­mica es la ciencia que estudia la estructura, la composiciĂłn y las propiedades de la materia, asĂ­ como las transformaciones que ĂŠsta experimenta durante las reacciones quĂ­micas. Es una de las ciencias bĂĄsicas porque numerosos campos de conocimiento, como por ejemplo la biologĂ­a, la medicina, la geologĂ­a o la astronomĂ­a, se apoyan en ella para desarrollar sus contenidos. ReducciĂłn por tanteo Se oxida, agente reductor Se reduce, agente oxidante 6đ??śďż˝2+12ďż˝(đ?‘‚ďż˝) 10ďż˝đ?‘Žđ??śďż˝+2ďż˝đ?‘Žđ??śďż˝đ?‘‚3+6ďż˝2đ?‘‚ 12 Cl 12 12 Na 12 12 O 12 12 H 12 Densidades Numero atĂłmico, nĂşmero total de protones que tiene cargas positivas Masa atĂłmica, nĂşmero total de protones y neutrones que tiene un ĂĄtomo


Gramos-Moles-Ă tomos Nitrato de calcio đ??śđ?‘Ž (ďż˝đ?‘‚3)2

Ca = 1x40.08 gr = 40.08 gr/mol N = 2x14.00 gr = 28 gr/mol O = 6x16 gr = 96 gr/mol 164.08gr/mol ReducciĂłn por tanteo Se oxida, agente reductor Se reduce, agente oxidante 6đ??śďż˝2+12ďż˝(đ?‘‚ďż˝) 10ďż˝đ?‘Žđ??śďż˝+2ďż˝đ?‘Žđ??śďż˝đ?‘‚3+6ďż˝2đ?‘‚ 12 Cl 12 12 Na 12 12 O 12 12 H 12 GASES 500mmHg x 1 đ?‘Žđ?‘Ąďż˝760 ����=0,65đ?‘Žđ?‘Ąďż˝ ďż˝=đ?‘Ą+273=100+273=373ďż˝ ďż˝(đ??śďż˝4)=12,01ďż˝+(4ďż˝1ďż˝)=16,01 ďż˝=đ?‘ƒďż˝đ?‘&#x;đ?‘…ďż˝ ďż˝=(0,65 đ?‘Žđ?‘Ąďż˝)ďż˝(16,01ďż˝đ??śďż˝1ďż˝đ?‘œďż˝ đ??śďż˝(0.08206 đ?‘Žđ?‘Ąďż˝ďż˝đ??żďż˝ďż˝ďż˝đ?‘œďż˝ )ďż˝ (373ďż˝)=0,33 ďż˝đ??śďż˝đ??ż Metales de valencia fija Monovalentes đ??żďż˝2O+ ďż˝2đ?‘‚ Li O ďż˝2 2Li (OH) HidrĂłxido de litio Divalentes

đ??śđ?‘Ž2đ?‘‚2+ďż˝2đ?‘‚ đ??śđ?‘Žđ?‘‚2ďż˝2 đ??ś(đ?‘‚ďż˝)2 HidrĂłxido de calcio


Trivalentes đ??´ďż˝2đ?‘‚3+ďż˝2đ?‘‚ đ??´ďż˝2đ?‘‚6+ďż˝6 2đ??´ďż˝ (đ?‘‚ďż˝)3 HidrĂłxido de aluminio Tetravalentes

��2�4+2�2� ���2�2 �� (��)4 Hidróxido de osmio Oxisales neutras

Clorato de Magnesio 2HCLđ?‘‚3 +�� đ?‘‚ �� đ?‘‚ �� (đ??śďż˝đ?‘‚3)2 ďż˝2đ?‘‚

Ac. Clorico Oxido de magnesio Clorato de magnesio Agua

Molaridad: Ejercicio 1: Calcular la molaridad de una disolución de 250 ml en la que estå disueltos 30 gramos de cloruro sódico (NaCl). Datos: pesos atómicos Na=23, Cl=35,45. Solución:  Peso molecular del NaCl = 23 + 35,45 = 58,45 gramos / mol 

Moles de NaCl = masa soluto / peso molecular = 30 / 58,45 = 0,51 moles



Molaridad = moles NaCl / volumen de disoluciĂłn = 0,51 / 0,25 litros = 2,04 M

Ejercicio 3: Calcular la molaridad de 5 gramos de åcido sulfúrico (H 2SO4) en una disolución de 200 cm3. Datos: pesos atómicos S=32,1, O=16, H=1. Solución:  Peso molecular del H2SO4 = 2 ¡ 1 + 32 + 4 ¡ 16 = 98 gramos / mol 

Moles de H2SO4 = masa H2SO4 / peso molecular = 5 / 98 = 0,051 moles



Molaridad = moles H2SO4 / volumen disoluciĂłn = 0,051 / 0,2 = 0,255 M

LEYES DE GASE A presión de 17 atm, 34 L de un gas a temperatura constante experimenta un cambio  ocupando un volumen de 15 L ¿Cuål serå la presión que ejerce? Solución: Primero analicemos los datos: Tenemos presión (P 1 ) = 17 atm Tenemos volumen (V 1 ) = 34 L


Tenemos volumen (V 2 ) = 15 L Claramente estamos relacionando presión (P) con volumen (V) a temperatura constante, por lo  tanto sabemos que debemos aplicar la Ley de Boyle y su ecuación (presión y volumen son  inversamente proporcionales):

Reemplazamos  con los valores conocidos

Colocamos a la izquierda de la ecuación el miembro que tiene la incógnita (P 2 ) y luego la  despejamos:

Respuesta: Para que el volumen baje hasta los 15 L, la nueva presión será de 38,53 atmósferas.

Ejemplos de Composición Porcentual: Ejemplo 1: Calcular la composición porcentual del H y O en el agua (H2O) si el peso molecular del agua es 18 y los pesos atómicos del H y del O son 1 y 16 respectivamente: 1·2 Composición Porcentual del ·100 = 11,11% de Hidrógeno H= 18 16 · 1 ·100 = 88,88% de Composición Porcentual del O= 18 Oxígeno . Ejemplo 2: Calcular la composición porcentual del H, S y O en el ácido sulfúrico (H2SO4) si su peso molecular es 98 y los pesos atómicos del H, S y del O son 1, 32 y 16 respectivamente:

1· 2 = 2 % de Hidrógeno 98 32 · 1 Composición Porcentual del S = = 32,6% de Azufre 98 16 · 4 Composición Porcentual = 65,3% de Oxígeno del O = 98 Composición Porcentual del H =

Verificamos que la suma da 100%: 2 + 32,6 + 65,3 = 99,9 ≈ 100%

Ejemplos de Anfóteros:


 Metales anfóteros: algunos metales propiedades anfóteras como los siguientes:

forman

óxidos

e

hidróxidos

con

Óxido de zinc (ZnO) puede actuar de diferente manera si el medio es ácido o

o básico:  ZnSO4 + H2O

Con ácidos → actúa como base neutralizándolos: ZnO + 2H2SO4 →

 → Na2[Zn(OH)4]

Con bases → actúa como ácido neutralizándolos: ZnO + H2O + 2NaOH Hidróxido de aluminio (Al(OH)3):

o  AlCl3 + 3H2O

Con ácidos → actúa como base neutralizándolos: Al(OH)3 + 3HCl →

 Na[Al(OH)4]

Con bases → actúa como ácido neutralizándolos: Al(OH)3 + NaOH →

Teoría de Ácidos y Bases: Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Anque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección introduciremmos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases. En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases alcalis) de acuerdo a las siguientes características: Los Ácidos tienen un sabor ácido,corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases. Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después. Afinales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que


contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera: HC l

H2O

H+

+

(aq)

Cl(aq)

Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH): NaO H

H2O

Na+

+

(aq)

OH(aq)

La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por que todos los ácidos sueltan H+ ia la solución (y todas las bases sueltan OH-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamada neutralización.

La Neutralización Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H+ en la solución y las bases sueltan OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H+ se combinaría con el ión OH- ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua: H+

+

(aq)

OH-

H2 O

(aq)

La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo: Ácid o HCl

+

Bas e

Agu a

NaO H

H2 O

Sal

+

NaC l


HBr

+

KOH

H2 O

+

KBr

Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno. En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases. La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un iónhidrógeno H+ menos su electrón - es simplemente un protón). Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, segruirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H+ de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo, actua como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra siguientemente: Aci d HCl

Base

+

NaHC O3

Sal t H2CO 3

+

NaC l

En este ejemplo, el acido carbónico formado (H2CO3) pasa por descomposición rápida a agua y dióxido de carbono gaseoso, y también las burbujas de solución como el gas CO2 se liberan.


pH En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno. En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula: pH = -log [H+]

Nota: la concentración es comúmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución

Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H+] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H+]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor [H+]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H+] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

Ácido s

[H+]

p H

Ejemplo

1

0

HCl

1

Äcido estomacal

X

10

0

1x 10-1


Resumen

1x 10-2

2

Jugo de limón

1x 10-3

3

Vinagre

1x 10-4

4

Soda

1x 10-5

5

Agua de lluvia

1x 10-6

6

Leche

Neutr al

1x 10-7

7

Agua pura

Bases

1x 10-8

8

Claras de huevo

1x 10-9

9

Levadura

1x 10-10

10

Tums®antiácidos

1x 10-11

11

Amoníaco

1x 10-12

12

Caliza Mineral Ca(OH)2

1x 10-13

13

Drano®

1x 10-14

14

NaOH


Desde que los ácidos y bases se etiquetaron y describieron en el siglo XVII, la definición ha sido refinada a través de los siglos para reflejar el incremento en entendimiento de sus propiedades químicas, incluyendo reacciones de naturalización. Esta relación entre la concentración de iones de hidrogeno y el pH es mostrado junto con ejemplos diarios de ácidos y bases. 

NGSS

TRABAJO FINAL química  
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