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CARLOS GABRIEL LONDOテ前 cglbaby@gmail.com

TEXTO DE QUIMICA GRADO 9ツコ

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INTRODUCCIÓN El estudio de los procesos químicos es una aventura exploratoria, sobre los fenómenos cotidianos del mundo y sobre todos los procesos técnicos e industriales que se derivan a partir de sencillos procedimientos conocidos por el hombre desde tiempos inmemoriales.

La química está presente en todos los procesos biológicos, físicos y del entorno natural, como un pilar fundamental que soporta la esencia de la naturaleza y la composición misma de los seres vivos.

Este texto está planteado de forma tal que el alumno potencialice sus habilidades y destrezas cognitivas, poniendo en práctica las funciones y operaciones mentales; al tener que asumir frente a su aprendizaje una actitud investigativa y reflexiva. Para ello toma cuatro ejes fundamentales de la enseñanza de la química en cada grado y desarrolla un referente conceptual para cada uno de ellos. Posteriormente proporciona ejercitaciones sobre cada eje conceptual estudiado, que complementan el proceso de aprendizaje.

Esta obra no pretende ser un libro de texto de química, ni reemplazar el mismo como tal, tan solo constituye el resultado de varios años de trabajo docente en este campo y se publica con el deseo, que usted amigo lector, disfrute tanto de su lectura y actividades y poder así realizar un aporte al conocimiento global.

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UNIDADES TEMATICAS EJE TEMÁTICO MIDO LA MATERIA CON SISTEMAS DE PATRONES CONOCIDOS

UNIDAD 1  Sistema de unidades  Método del factor de conversión unitario o de análisis dimensional de unidades.  El Método Científico

EJE TEMÁTICO ANALIZO RELACIONES DE MEDICION

UNIDAD 2  Densidad  Calor y temperatura

EJE TEMÁTICO ESTUDIO LA COMPOSICION DE ELEMENTOS Y COMPUESTOS

UNIDAD 3  Moles y moléculas  Número de Avogadro  Composición porcentual.  Fórmulas empíricas y moleculares.

EJE TEMÁTICO ANALIZO LA CINETICA QUIMICA

UNIDAD 4  Cinética química y velocidad de reacción.  pH y pOH

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INDICADORES DE COMPETENCIA UNIDAD 1

UNIDAD 2

UNIDAD 3

UNIDAD 4

 Aplica los conceptos sobre magnitudes y factores de conversión, en la solución de ejercicios planteados.  Identifica las diferentes etapas del método científico y las aplica en la resolución de problemas planteados.  Establece relaciones entre los componentes de la densidad y las emplea en la solución de ejercicios propuestos.  Establece relaciones entre las diferentes escalas de temperatura y genera fórmulas que le permiten resolver situaciones planteadas como problemas.  Analiza y diferencia los diferentes conceptos relacionados con la medición de la materia y el número de Avogadro, empleándolos en la solución de problemas.  Calcula las formulaciones empíricas y moleculares de los compuestos, partiendo de su composición porcentual o estructura previa.  Reconoce los diferentes factores que modifican la velocidad de las reacciones químicas.  Identifica las características de los conceptos pH y pOH y los aplica en la solución de problemas.

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UNIDAD 1 1. UNIDADES DE MEDIDA Y FACTORES DE CONVERSION 1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES En la antigüedad, las medidas estaban basadas en cosas familiares. La gente usaba para medir las partes del cuerpo: los codos, las manos, los pies y los pulgares. Esto les causaba problemas pues no hay dos personas iguales y las medidas resultaban distintas cada vez. Para el comercio, la ciencia y el diario vivir era necesario un sistema de medidas confiable y que fuera igual para todo el mundo. Hoy en día la mayoría de los países emplean en Sistema Métrico para medir. En Estados Unidos, Gran Bretaña y Puerto Rico aún se usa el Sistema Inglés que emplea las libras, pulgadas, pies, yardas, millas, etc. Sin embargo, para realizar los trabajos de ciencia debes usar el Sistema Internacional de medidas (SI). El Sistema Internacional de medidas es el sistema que utilizan los científicos del mundo entero. Se adoptó por la Conferencia General de Pesos y Medidas celebrada en Paris en 1960. La idea era tener un sistema de medidas universal y único que permitiera a los científicos de todo el mundo comunicar y compartir sus hallazgos. En el Sistema Internacional hay siete unidades básicas para cada una de las categorías de medida: masa, longitud, tiempo, etc. Estas unidades básicas se multiplican por factores de 10 para formar unidades más grandes o pequeñas. Cada factor de 10 se le da el nombre de un prefijo. Por ejemplo, kilo es el prefijo que significa mil y por lo tanto, un kilómetro significa 1000 metros. De igual manera, mili significa una milésima y un miligramo es una milésima de gramo (.oo1g).

Unidades Básicas del Sistema Internacional Propiedad física

Nombre de la unidad

Símbolo

Longitud

Metro

m

Masa

Kilogramo

kg

Tiempo

Segundo

s

Corriente eléctrica

Amperio

A

Temperatura

Kelvin

K

Intensidad luminosa

Candela

cd

Cantidad de sustancia

Mol

mol

Todas las demás unidades de medida derivan de ellas. Por ejemplo:

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Unidades Derivadas Nombre de la unidad

Propiedad física

Símbolo

Área

Metro cuadrado

m2

Volumen

Metro cúbico

m3

Densidad

Kilogramo por metro cúbico

kg/m3.

Fuerza

Newton

N (kg.m/s2)

Presión

Pascal

Pa (N.m-2)

Energía

Julio

J (kg m2 s-2)

Carga eléctrica

Coulombio

C (A.s)

Diferencia de potencial

Voltio

V (J.C-1)

Resistencia

Ohmio

 (V.A-1)

Los sistemas métrico y SI son sistemas decimales, en los que se utilizan prefijos para indicar fracciones y múltiplos de diez. Con todas las unidades de medida se usan los mismos prefijos

Prefijos Utilizados Con Unidades SI Prefijo

Símbolo

Significado

Tera

T

1012

1 terametro(TM)=1x1012m

Giga

G

109

1 gigametro(Gm)=1x109m

Mega

M

106

1megametro(Mm)= 1x106m.

Kilo

K

103

1kilómetro(Km) = 1x103m.

deci

d

10-1

1decímetro(dm) = 1x10-1m

centi

c

10-2

1centímetro(cm)= 1x10-2m

mili

m

10-3

1milímetro(mm) = 1x10-3m.

micro



10-6

1micrómetro(m) =1x10-6m

nano

n

10-9

1nanómetro(nm) = 1x10-9m

pico

p

10-12

1picómetro(pm) = 1x10-12m 6

Ejemplo


Existen otros sistemas de medidas que son el cegesimal, inglés (libra, yarda, etc…), e incluso algunas unidades no pertenecen a ninguno de estos sistemas como por ejemplo la atmósfera (atm) (1 atm = 101,325 kPa), mmHg (760 mmHg = 1 atm = 101,325 kPa), caloria (cal) (1 cal. = 4,18 J), electrón-voltio (e.V) ( 1 e.V = 1,6022 x 10-19 J), que aún se usan en muchos textos. Las tablas para convertir a las unidades más representativas de estos otros sistemas se anexan a continuación: Unidades no métricas de uso permitido en el SI Magnitud

Nombre

Símbolo

Equivalencia SI

Ángulo

grado minuto segundo

Tiempo

minuto hora día

min h d

1 min = 60 s 1 h = 60 min = 3600 s 1 d = 24 h = 86400 s

Volumen

litro

loL

1 L = 1 dm = 10 m

Masa

tonelada

t

Área

hectárea

ha

º ' "

1º = ( / 180) rad 1' = (1/60)º = ( / 10800) rad 1" = (1/60)' = ( / 648000) rad

3

-3

3

3

1 t = 10 kg = 1 Mg 2

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1 ha = 1 hm = 10 m

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Nota. Los prefijos SI no son aplicables a las unidades de ángulo ni a las de tiempo con excepción del segundo

LONGITUD: UNIDAD

Pie Pulgada Legua Milla (terrestre) Milla (naútica) Vara Yarda Metro

SIMBOLO

SISTEMA INTERNACIONAL

SISTEMA INGLES

ft in

0.3048 m 2.54 cm 4.8 km 1.609 km 1.85 km 5.029 m 0.9144 m 100 cm

12 in

mi nmi rd yd m

5280 ft 6076.11 ft 16.5 ft 3 ft 39.37 in

VOLUMEN: UNIDAD

Galón (US) Cuarto (US) Onza (US) Pinta (US) Litro

SIMBOLO

SISTEMA INTERNACIONAL

SISTEMA INGLES

gal qt Oz Pt Lól

3.785 l 0.946 l 0.02957 l 0.47312 l 0.001 m3

4 qt 2 pt 16 oz 1.056 qt

SIMBOLO

SISTEMA INTERNACIONAL

SISTEMA INGLES

oz oz tr lb lb mt sht g kg

0.028 kg 0.03 kg 500 g 0.0454 kg 1000 kg 908 kg 0.001 kg 1000 g

0.0625 lb 1.0971 oz

PESO: UNIDAD

Onza Onza troy Libra Libra (US) Tonelada métrica Tonelada (US) Gramo Kilogramo

16 oz 2204.6 lb 2000 lb 2.2 lb

Tomado y adaptado de http://www.proteccioncivil.org/vademecum/vdm017.htm

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NOTACION EXPONENCIAL Usamos notación científica o exponencial cuando tratamos con números muy grandes y muy pequeños, por ejemplo, 197g de Au (1mol) contienen aproximadamente: 602000000000000000000000 átomos y la masa de un átomo de Au es aproximadamente: 0,000000000000000000000327 gramos. Para evitar escribir tantos ceros se usa la notación científica dónde se escribe el número en forma exponencial y se coloca un dígito no nulo a la izquierda de la coma decimal. Así tenemos 6,02 x 1023 átomos en 197 g de oro y la masa de un átomo de oro es de 3,27 x 10-22 g. CIFRAS SIGNIFICATIVAS Generalmente los números obtenidos en mediciones en el laboratorio no son números discretos ó naturales sino números continuos. Un ejemplo de número discreto sería la cantidad de visitas de una página web: 5302 (no tendría sentido dar un número decimal 5302,10 visitas). Un ejemplo de número continuo podría ser la medida de una hoja de papel con una regla, cuya división mínima es de un milímetro. Si una persona nos da una medida de 351 mm ello no significa que la longitud de la hoja sea exactamente ese valor sino que es un valor como mínimo mayor que 351mm y menor que 352 mm. Entre esos dos valores hay un número infinito de números ( por ejemplo: 351,5; 351,001; 351,103,etc.) entre los cuáles estaría el valor real. También podríamos dar el valor de la medida cómo (351 ±1) mm. Es decir, toda medición implica una estimación lo que arrastra consigo un error inherente al sistema de medición empleado y a la propia persona que hace la medida. Así las cifras significativas se definen como los dígitos que la persona que hace la medición considera correctos. Podemos aplicar los siguientes principios: Cualquier dígito distinto de cero es significativo: 351mm tiene tres cifras significativas. 1124g tiene cuatro cifras significativas. Los ceros utilizados para posicionar la coma, no son cifras significativas: 0,00593, tres cifras significativas (en notación científica 5,93 x 103 ) Los ceros situados entre dígitos distintos de cero son significativos: 301mm tiene tres cifras significativas. 1004g tiene cuatro cifras significativas Si un número es mayor que la unidad, todos los ceros escritos a la derecha de la coma decimal cuentan como cifras significativas: 3,501m tiene cuatro cifras significativas. 9,050g tiene cuatro cifras significativas. Para números sin coma decimal, los ceros ubicados después del último dígito distinto de cero pueden ser o no cifras significativas: Así 23000 cm puede tener 2 cifras significativas (2,3 x 104), 3 (2,30 x 104) ó 4 cifras significativas (2,300 x 104). En la multiplicación y división el número resultante no tiene más cifras significativas que el número menor de cifras significativas usadas en la operación: Ejemplo: ¿Cuál es el área de un rectángulo de 1,23 cm de ancho por 12,34 cm de largo?. La calculadora nos da 15,1783 cm2 pero como el ancho sólo tiene tres cifras significativas escribiremos 15,2 cm2. En la adición y sustracción, el último dígito retenido en la suma o diferencia está determinado por la posición del último dígito dudoso: Ejemplo: 37,24 cm + 20,2 cm = 57,4 cm

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Por tanto, es necesario “redondear”, para lo que seguiremos las siguientes normas: si el número que se elimina es menor que 5, la cifra precedente no cambia (por ej., 7,34 se redondea a 7,3). Cuando es mayor que 5, la cifra precedente se incrementa en 1, por ejemplo 7,37 se redondea a 7,4. Cuando el número que se elimina es 5, la cifra precedente se sustituye por la cifra par más próxima, por ejemplo, 7,45 se redondea a 7,4 y 7,35 a 7,4.) Los números naturales obtenidos por definición o al contar varios objetos pueden considerarse formados por un número infinito de cifras significativas: Así si un sobre pesa 0,525 gramos, 8 sobres pesarán 0,525 x 8 = 4,20 gramos, porque por definición el número 8 es 8,0000000… ANALISIS DIMENSIONAL Como ya hemos visto es importante que las mediciones sean cuidadosas y un uso apropiado de cifras significativas para dar números exactos. Sin embargo, para que las respuestas tengan sentido deberán expresarse en las unidades correctas. Uno de los procedimientos que se utilizarán para resolver problemas que incluyan conversión de unidades se denomina método del factor unitario o de análisis dimensional. Esta técnica se basa en la relación que existe entre diferentes unidades que expresan la misma cantidad física. Se sabe, por ejemplo, que la unidad monetaria “euro” es diferente de la unidad “céntimo”. Sin embargo, se dice que un euro es equivalente a 100 céntimos porque ambos representan la misma cantidad de dinero. Esta equivalencia se puede expresar así: 1 euro = 100 céntimos. Dado que un dólar es igual a 100 céntimos, se infiere que su relación es igual a 1; esto es:

Esta relación se puede leer como un euro por cada 100 céntimos. Esta fracción se denomina factor unitario (igual a 1) porque el numerador y el denominador describen la misma cantidad de dinero. La relación también se podría haber escrito como 100 céntimos por un euro:

Esta fracción es también un factor unitario; es decir, el recíproco de cualquier factor unitario es también un factor unitario. La utilidad de los factores unitarios es que permiten efectuar conversiones entre diferentes unidades que miden la misma cantidad. Supóngase que se desea convertir 2,46 euros a céntimos. Dado que ésta es una conversión de euros a céntimos, elegimos el factor unitario que tiene la unidad “euro” en el denominador (para cancelar los “euros” en 2,46 euros) y se escribe:

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El factor unitario tiene números exactos, de modo que no se ve afectado el número de cifras significativas en el resultado final. Veamos otros ejemplos :  La distancia entre dos átomos de hidrógeno en una molécula de hidrógeno es de 74 picómetros. Conviértase esta distancia a metros.

 La densidad de la plata es 10,5 g /cm3. Conviértase la densidad a unidades de kg /m3. Por tanto se necesitan dos factores unitarios: uno para convertir g a Kg y el otro para convertir cm3 a m3. Se sabe que 1kg = 1000g y que 1cm= 1 x 10-2 m, por tanto se pueden generar los siguientes factores unitarios:

Tomado y adaptado de http://www1.ceit.es/asignaturas/quimica/Curso0/mediciones_en_qu%C3%ADmica.htm

1.2 REFERENTES http://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_de_medida http://www.superchicos.net/pesosymedidas.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Unidad_de_medida#Sistema_internacional_de_medidas http://es.wikipedia.org/wiki/Factores_de_conversi%C3%B3n

1.3 ACTIVIDADES Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas, revísalos con apoyo del docente y coloca las respuestas correctas en la tabla de resultados de cada serie: Parte 1. Ejercicios con única respuesta. Coloca la respuesta en la tabla final. 1. Exprese en m/seg la velocidad de un auto que se desplaza a 120 km/h. 2. Exprese en m3 el volumen de una botella de vino de ¾ litros. 3. A cuantas docenas de bananos equivalen 3156 bananos? 4. Cuál es la altura (en centímetros) de un extranjero que mide 5 pies y 7 pulgadas?

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5. Una persona compra un martillo y dos linternas en una ferretería, y por eso paga $14200 Otra, en el mismo lugar y circunstancias, compra un martillo y una linterna, pagando $13600 ¿Cuál es el precio del martillo, y cual el de cada linterna? 6. Una empresa telefónica factura un monto fijo mensual por el mantenimiento del servicio y un extra por cada minuto de comunicación. Un abonado que usó su teléfono durante 15 horas 30 minutos debió pagar $28000, mientras otro que lo usó 37 horas 30minutos, $50000. ¿De cuantos pesos es el monto fijo, y cuanto cobra la compañía por cada minuto de uso del teléfono? 7. Convierta 22.6 m a decímetros y kilómetros, empleando el método del factor unitario. 8. Convierta 68.3 cm3 a m3 y a litros, empleando el método del factor unitario. 9. El precio del oro en cierto día de 1989 fue de 327 dólares por onza. ¿Cuánto costó 1.00g de oro ese día? 10. Cuántos segundos hay en un año solar (365.24 días)? 11. Cuántos minutos le toma a la luz solar llegar a la Tierra? (la distancia del Sol a la Tierra es de unos 1,5 x 108 kilómetros; la velocidad de la luz es de 3.00 1010 cm/s). 12. Se estima que en una ciudad con tráfico automovilístico pesado como Los Ángeles o Nueva York se depositan cada día en las autopistas, o cerca de ellas, unas 9.0 toneladas de plomo de los gases de escape. ¿Cuál es la cantidad mensual en kilogramos? 13. La velocidad del sonido en el aire a temperatura ambiente es de unos 343 m/s. Calcule esta velocidad en kilómetros por hora (Km/h). RESPUESTAS 1 2 3 4 5

6 7 8 9 10

11 12 13

Parte 2. Ejercicios con múltiples respuestas. Coloca la respuesta en la tabla: 1) Exprese los siguientes números en notación científica: 0.000000027 47764.0 0.00100254 0,00000032 53,02

356.0 0.096 36500000000 4215 807000000

2) Exprese los siguientes números en forma decimal: 1.52 x10-2 2740 x104

7.78 x10-8 0.25 x106

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3) Exprese los resultados de las siguientes operaciones en notación científica: 145.75 + (2.3 x10-1) (7.0 x10-3) – (8.0 x10-4) 0.0095 + (8.5 x10-3) 850000 – (9.0 x105) 0,0095 + (8,5 x10-3) 850000 - (9,0 x105)

79500 / (2.5 x102) (1.0 x104) x (9.9 x106) 653 / (5.75 10-8) (3.6 x10-4) x (3.6 x106) 653 / (5,75 x10-8) (3,6x10-4) x (3,6 x106)

4) Efectúe las siguientes operaciones como si fueran cálculos de resultados experimentales, y exprese cada respuesta en las unidades correctas y con el número correcto de cifras significativas: 5.6792 m + 0.6 m + 4.33 m 4.51 cm x 3.6666 cm 3.26 10-3 mg - 7.88 x 10-5 mg (3,26 x10-3mg) - (7,88 x10-5mg)

3.70 g - 2.9133 g 7.310 Km. / 5.70 Km. 7,310km + 5,70km (4,02 x106dm) + (7.74 x107dm)

5) Busque los factores de conversión necesarios, y efectúe las siguientes conversiones: 1.42 años-luz a millas 3.0 x 105 cm/s a ft/s 7.2 m3 a litros

32.4 yardas a centímetros 71.2 cm3 a m3 4.5 ft3 a m3

6) Un corredor recorre al trote una milla en 13 minutos. Calcule la velocidad en: pulgada/segundo Km/h

m/min mi/mes

2. EL METODO CIENTIFICO 2.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES No existe una secuencia normativa de las etapas del método científico, ya que este al servir a distintas disciplinas, se adapta a las necesidades de cada una; por ejemplo no trabajan igual el químico y el biólogo; sin embargo ambos aplican variantes del método en sus investigaciones. A continuación se presentará en un lenguaje informal las etapas o “pasos” del método científico: Observación: Observar es distinto a mirar. Normalmente cuando miras ves muy poco. Si entras en una habitación y te dicen después que describas a las personas, vestidos, objetos, etc. que has visto, al tratar de hacerlo, verás qué poco has observado. Al observar se aprende. ¡Ejercítate! No todos observamos lo mismo. ¡Compruébalo! La curiosidad intelectual fomenta la observación y hace que nos planteemos cuestiones: ¿Por qué sucede esto así? ¿Cómo sucede? etc. Nuestra mente se "lanza" y ya tenemos planteado un problema ….

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Planteamiento del problema: Cuando tratamos de explicar lo observado surge un problema debido a la inquietud y a la necesidad del hombre de “entender” su entorno. Para resolverlo es esencial "estar al día", saber lo que ya se conoce sobre ese tema y qué partes del problema están ya resueltas y contrastadas por la Ciencia. Antes de empezar debe reunirse toda la información posible relacionada con el fenómeno. A veces, personas que sólo conocen los rudimentos de la Ciencia, tratan de resolver problemas como el del movimiento continuo (máquina que produce trabajo sin consumir energía), sin saber que esa cuestión ya ha sido resuelta hace más de 150 años y que hay un Principio de la Termodinámica universalmente contrastado que lo contradice. Humildad, preparación, inquietud, honestidad y tenacidad son fundamentales para actuar como un científico. Con un cerebro bien preparado, con curiosidad científica y con capacidad de observación, sentiremos deseos de “entender” lo que observamos. Así surgirán primero ciertas preguntas e hipótesis y después un “diseño mental” de cómo abordar las comprobaciones que nos conduzcan a enunciar las leyes. "Si monto la experiencia............. y voy modificando esto......., seguramente veré que esto otro............aumenta el doble". Hipótesis previas: Nadie sabe cómo aparecen las ideas, pero darle vueltas al problema y tenerlo muchas horas presente en la mente conducen a que de repente aparezca la solución (o hipótesis resolutoria). A las preguntas que desencadena la observación: ¿Por qué? ¿Cómo? ¿Qué factores o variables explican el fenómeno? etc…se responde con una hipótesis. Hipótesis es una respuesta anticipada, que se da como posible, a un problema que surge al tratar de explicar un fenómeno y que se debe verificar por medio de la experimentación. ¡Los hechos lo dirán (demostrarán)! Sin una hipótesis previa no puede surgir ningún plan de trabajo. Todas las hipótesis se construyen siguiendo el razonamiento de que toda causa origina un efecto. Las hipótesis previas son de dos tipos:  Hipótesis de cómo montar experiencias útiles o cómo diseñar aparatos apropiados para realizar las experiencias o para medir nuevas magnitudes del fenómeno estudiado.  Hipótesis de por qué y cómo unas variables influyen en el fenómeno y otras no. Experimentación: El ojo humano no ve todo lo que observa y la mente no capta todas las características significativas. Por eso la experimentación, recrear el fenómeno y repetirlo, ayuda a captarlas. Hay que abstraer lo esencial del fenómeno estudiado y diseñar una réplica simplificada del mismo, despojándolo así de los aspectos que pueden ocultar lo esencial. Las variables que intervienen en el fenómeno se modifican de una en una y se comprueba como influyen en él. Es esencial modificar una sola causa cada vez y ver el efcto que desencadena. Luego es necesario registrar todos los datos. A la variable que el científico modifica se la denomina variable independiente. La variable cambia como consecuencia de haber variado la variable independiente se denomina variable dependiente.

Registro, análisis e interpretación de datos:

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Los datos obtenidos en la experimentación se deben recoger en tablas y pasar a gráficas para poder estudiar mejor sus relaciones. Del análisis de los datos obtenemos una relación que se expresa en forma de fórmula matemática, de relación entre variables o en forma gráfica explícita. Las ecuaciones matemáticas y sus representaciones gráficas son de gran ayuda para la comprensión y el manejo de los conceptos. Confirmación o negación de de la hipótesis: Si las experiencias confirman las hipótesis, éstas son ciertas y los resultados se convierten en una teoría. En una teoría es posible obtener iguales resultados siempre y cuando se respeten las condiciones de la experiencia original. Si la teoría se comprueba en forma universal y su experiencia produce siempre los mismos resultados en diferentes lugares, entonces se habla de una ley. Si las hipótesis previas no se cumplen, deben formularse unas nuevas y replantear todas las experiencias para ver si se cumplen las nuevas hipótesis; lo que conlleva ala creación de un nuevo modelo experimental. Es de esta forma como se enriquece la ciencia. Tomado y adaptado de http://newton.cnice.mec.es/3eso/mcientifico/observacion.htm?2&0

2.2 REFERENTES http://www.studygs.net/espanol/scimethod.htm http://www.quepasa.cl/medio/articulo/0,0,38035857_152308969_147598961,00.html http://www.southlink.com.ar/vap/metodo%20y%20metodologia.htm http://biocab.org/Ciencia.html 2.3 ACTIVIDADES A. Toma una vela apagada y realiza 20 observaciones clasificándolas como 10 cualitativas y 10 cuantitativas. Registra tus observaciones en la siguiente tabla: CUALITATIVAS

CUANTITATIVAS

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B. Toma una vela encendida y realiza 20 observaciones clasificรกndolas como 10 cualitativas y 10 cuantitativas. Registra tus observaciones en la siguiente tabla: CUALITATIVAS

CUANTITATIVAS

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UNIDAD 2 1. DENSIDAD 1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES La densidad es la medida de cuánta masa hay contenida en una unidad de volumen ( D = m /v). Usualmente se representa como kg / m3. Puesto de manera sencilla, si la masa es la medida de cuánta ‘materia’ tiene un objeto, entonces la densidad es la medida de cuán compactada está esa ‘materia’. Una de las maneras cotidianas para ilustrar a la densidad, es a través de la observación de cualquier cosa que flote o se hunda en un líquido determinado, (por ejemplo, agua). Si un objeto es menos denso que el líquido en donde se encuentra, entonces flotará. Pero si es más denso, se hundirá. Por eso es que un ancla, la cual es muy densa (con gran cantidad de masa en poco volumen), se hunde tan rápidamente; mientras que un tubo plástico (poca masa y gran volumen), flota y le cuesta hundirse en el agua. Algunos elementos son, por naturaleza, muy densos; una de las demostraciones más sorprendentes de este concepto es la de un objeto menos denso flotando en un líquido más denso; esto es lo que ocurre cuando los objetos son puestos dentro de un envase con mercurio líquido (Hg). Este elemento es metal líquido a temperatura ambiente, y es muy denso. De hecho, es más denso que el plomo, y objetos metálicos como un tenedor, monedas, e inclusive balas, ¡flotarán sobre el líquido!. La densidad puede obtenerse de varias formas. Para objetos macizos de densidad mayor que el agua, se determina primero su masa en una balanza, y después su volumen; este se puede calcular a través del cálculo si el objeto tiene forma geométrica, o sumergiéndolo en un recipiente calibrado, con agua, y leyendo el aumento de volumen que experimenta el líquido. La densidad es el resultado de dividir la masa por el volumen. La densidad en líquidos puede ser medida con una herramienta llamada densímetro. Consiste en un tubo cerrado por los dos extremos; en uno de ellos tiene un lastre y en toda su longitud una escala graduada. Para medir la densidad se introduce el densímetro en el recipiente que contiene el líquido que se desea analizar y se lee directamente la densidad en la escala. Tomado y modificado de http://www.windows.ucar.edu/tour/link=/glossary/density_defn.sp.html

1.2 REFERENTES http://roble.pntic.mec.es/csoto/densidad.htm http://personal1.iddeo.es/romeroa/materia/Apartado4.htm http://www.educared.cl/e3_densidad.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Densidad 1.3 ACTIVIDADES Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas y coloca las respuestas correctas en la tabla de resultados de cada serie:

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Serie 1: 1. Una esfera de plata (Densidad 10.5 g/cm3) tiene 0.5 pulgadas de diámetro. Si el gramo de plata pura vale $ 15000, cuanto vale la esfera? 2. Una hoja de platino (Densidad 21.45 g/cm3) mide 10 pulgadas de largo por 5 de ancho y tiene un espesor de 5 milímetros. Cuantos kilos pesa esta hoja? 3. Un cilindro de plomo (Densidad 11.34 g/cm3) tiene forma de varilla , con 20 mm de diámetro y 0.5 metros de alto. Cuantos kilos pesa la varilla? 4. Un cubo compacto de un polímero liviano mide 10 pulgadas de lado y pesa 15 libras inglesas. Cual es su densidad (en g/cm3) ? 5. Se tienen 500 Kilos de aceite mineral con una densidad de 0.785 g/cm3 . Cuantas canecas de 55 galones se pueden envasar con este aceite? 6. Un cubo de marfil mide 5 pulgadas de lado y pesa 82 libras. Cual es su densidad? (en g/cm3) 7. Una esfera de platino ( densidad 21.45 g/cm3) tiene 4 pulgadas de diámetro. Si el gramo de platino vale $ 65.000; cuanto vale una esfera igual, de diámetro 10 veces menor? 8. Un cilindro de paladio (densidad 12.02 g/cm3) de 0.05 mm de alto y 0.005 mm de diámetro se usa como diodo conductor en un equipo científico. Que volumen ocupa el cilindro (en cm3) ? 9. Se desean fabricar lingotes de oro de 10 pulgadas de largo por 2 de alto y 3 cm de ancho. Si el oro tiene una densidad de 19.31 g/cm3, cuantos kilos pesa cada lingote? 10. Si la densidad del alcohol es 0.798 g/cm3, cuantos kilos pesan 100 L de alcohol? RESPUESTAS 1 2

3 4

5 6

7 8

9 10

Serie 2: 1. Dos líquidos contenidos en probetas idénticas de 2.3 cm de diámetro se sitúan en cada plato de una balanza de doble plato, hasta equilibrar sus masas. La primera contiene un líquido A (densidad 1.2 g/cm3) y la segunda un líquido B (densidad 0.8 g/cm3). Que altura alcanzará el líquido A en la probeta cuando el B alcance los 12 cm? 2. Si 15 ml de una sustancia A (densidad 1.2 g/cm3) pesan lo mismo que 20 ml de B; cual es la densidad de B? 3. El radio de la tierra mide 6.38 X 106 m y su masa es de 5.98 X 1024 Kg. Cual es su densidad en g/cm3? 4. Si 4 ml del líquido A pesan lo mismo que 3 ml de agua. Cual es la densidad de A? 5. Determine la densidad del granito, sabiendo que sus componentes se distribuyen así: 35 % del volumen es cuarzo ( densidad de 2.65 g/cm3), 50 % del volumen es feldespato ( densidad de 2.55 g/cm3) y 15 % del volumen es mica con una densidad de 3.15 g/cm3

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6. Para determinar la densidad del agua un estudiante toma un vaso de precipitados y lo pesa vacío. Adiciona varios cubos de hielo y mide el peso. Espera que el hielo se derrita y mide el volumen en el vaso. Procede a determinar la densidad del agua con cálculos. En que parte de su razonamiento falla el proceso empleado. Utilice un ejemplo de la vida diaria para soportar su explicación. 7. Se vierte agua y aceite en un tubo cilíndrico en forma de U y se observa que las alturas que alcanzan los líquidos son respectivamente 10,0 cm y 11,8 cm. Calcula la densidad del aceite sabiendo que la densidad del agua es 1,00 g/cm3. 8. Se sospecha de la autenticidad de un lingote de oro (D = 19.3 g/cm3), tal vez aleado con plata (D = 10.5 g/cm3). El lingote pesa 17.2 Kg. Cuando se sumerge totalmente en un baño de agua destilada desplaza 1.1 litros.. Hallar la densidad del lingote, el porcentaje de oro que contiene y los gramos de plata que se le adicionaron. 9. Cuantos m3 de aceite de densidad 0,85 g/cm3 hay en un tanque, si su masa es de 3850 kg. 10. Cual será el volumen, en litros, de un aceite de densidad 0,75 g/cm3, si su masa es la equivalente a la masa de 3 m3 de agua .

1 2

3 4

RESPUESTAS 5 6 EXPLICAR

7 8

9 10

2. CALOR Y TEMPERATURA 2.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES El Universo está hecho de materia y energía. La materia está compuesta de átomos y moléculas (que son grupos de átomos) y la energía hace que los átomos y las moléculas estén en constante movimiento - rotando alrededor de si mismas, vibrando o chocándose unas con otras. El movimiento de los átomos y moléculas crea una forma de energía llamada calor o energía térmica, que está presente en todo tipo de materia. Incluso en los vacíos más frío de espacio hay materia que posee calor, muy pequeño pero medible. La energía puede presentarse de muy diferentes formas y pude cambiar de una a otra. Muchos tipos de energía pueden convertirse en calor. La energía electromagnética (luz), la electrostática (o eléctrica), la mecánica, la química, la nuclear, el sonido y la térmica, pueden calentar una sustancia haciendo que se incremente la velocidad de sus moléculas. Si ponemos energía en un sistema éste se calienta, si quitamos energía se enfría. Por ejemplo, si estamos fríos podríamos ponernos a saltar para entrar en calor. Hay muchas formas de detectar el calor. El método a elegir depende de la fuente de calor; por ejemplo, no es lo mismo detectar el calor del aire, que el del fuego o el de un objeto en el espacio. Todos sentimos diferentes niveles de calor. Nuestra piel es un buen detector de calor que nos permite interpretar el movimiento molecular medio en un objeto como una sensación de frío o calor. Pero nuestra piel no siempre nos da medidas consistentes del calor. Para esto necesitamos instrumentos especiales que pueden medir de forma precisa el calor, como un termómetro. Los termómetros y los otros instrumentos para medir la temperatura se usan para obtener una medida cuantitativa del

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movimiento medio de las moléculas en la sustancia. Asignan a este movimiento molecular medio un número de grados a los que llamamos temperatura. Todos nosotros hemos usado termómetros para medir el calor, pero algunas veces necesitamos medirlo en sitios donde no podemos poner un termómetro, como por ejemplo en el espacio, en metales fundidos y en fuegos intensos. En estas situaciones necesitamos instrumentos que nos permitan medir el calor sin tocar la fuente de energía. Estos instrumentos miden la radiación térmica que es emitida por la fuente de calor. Ejemplos de estos tipos son las cámaras y detectores infrarrojos. En el sistema métrico el calor se mide en unidades llamadas julios, en el sistema británico se mide en Unidades Térmicas Británicas (BTU). El calor también se puede medir en calorías. Se requieren 4.186 Julios de trabajo para subir la temperatura de un gramo de agua un grado Celsius. Un BTU es la cantidad de calor necesaria para subir la temperatura de una libra de agua un grado Fahrenheit. 1 BTU = 1,000 Julios Una caloría es la cantidad de calor necesaria para subir la temperatura de un gramo de agua un grado Celsius. 1 caloría (cal) = 4.186 Julios La experiencia pone de manifiesto que la cantidad de calor tomada (o cedida) por un cuerpo es directamente proporcional a su masa y al aumento (o disminución) de temperatura que experimenta. La expresión matemática de esta relación es la ecuación calorimétrica. Q = Ce * m * (Tf - Ti) donde Q representa el calor cedido o absorbido, m la masa del cuerpo y Tf y Ti las temperaturas final e inicial respectivamente. Q será positivo si la temperatura final es mayor que la inicial (T f > Ti) y negativo en el caso contrario (Tf < Ti). El valor Ce representa la constante de proporcionalidad correspondiente y su valor es característico del tipo de sustancia que constituye el cuerpo en cuestión. Dicha constante se denomina calor específico: Ce = Q / m * (Tf - Ti) El calor específico de una sustancia equivale, por tanto, a una cantidad de calor por unidad de masa y de temperatura; o en otros términos, es el calor que debe suministrarse a la unidad de masa de una sustancia dada para elevar su temperatura un grado. Todos sabemos que cuando calentamos un objeto su temperatura aumenta. A menudo pensamos que calor y temperatura son lo mismo. Sin embargo este no es el caso. El calor y la temperatura están relacionadas entre si, pero son conceptos diferentes. El calor es la energía total del movimiento molecular en una sustancia, mientras temperatura es una medida de la energía molecular media. El calor depende de la velocidad de las partículas, su número, su tamaño y su tipo. La temperatura no depende del tamaño, del número o del tipo. Por ejemplo, la temperatura de un vaso pequeño de agua puede ser la misma que la temperatura de un cubo de agua, pero el cubo tiene más calor porque tiene más agua y por lo tanto más energía térmica total. El calor es lo que hace que la temperatura aumente o disminuya. Si añadimos calor, la temperatura aumenta. Si quitamos calor, la temperatura disminuye. Las temperaturas más altas tienen lugar cuando las moléculas se están moviendo, vibrando y rotando con mayor energía. Si tomamos dos

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objetos que tienen la misma temperatura y los ponemos en contacto, no habrá transferencia de energía entre ellos porque la energía media de las partículas en cada objeto es la misma. Pero si la temperatura de uno de los objetos es más ala que la otra, habrá una transferencia de energía del objeto más caliente al objeto más frío hasta que los dos objetos alcancen la misma temperatura. La temperatura no es energía sino una medida de ella, sin embargo el calor sí es energía. La temperatura es una medida del calor o energía térmica de las partículas en una sustancia. Como lo que medimos en su movimiento medio, la temperatura no depende del número de partículas en un objeto y por lo tanto no depende de su tamaño. Por ejemplo, la temperatura de un vaso de agua hirviendo es la misma que la temperatura de una olla de agua hirviendo, a pesar de que la olla sea mucho más grande y tenga millones y millones de moléculas de agua más que el vaso. Nosotros experimentamos la temperatura todos los días. Cuando hace calor o cuando tenemos fiebre sentimos calor y cuando está nevando sentimos frío. Cuando estamos hirviendo agua, hacemos que la temperatura aumente y cuando estamos haciendo polos o paletas de helado esperamos que la temperatura baje. Se han inventado muchos instrumentos para medir la temperatura de forma precisa. Todo empezó con el establecimiento de una escala de temperaturas. Esta escala permite asignar un número a cada medida de la temperatura. Posteriormente se adaptaron los termómetros de mercurio a las escalas existentes. A principios del siglo XVIII, Gabriel Fahrenheit (1686-1736) creó la escala Fahrenheit (°F). Fahrenheit asignó al punto de congelación del agua una temperatura de 32 grados y al punto de ebullición una de 212 grados. Su escala está anclada en estos dos puntos. Unos años más tarde, en 1743, Andreas Celsius (1701-1744) inventó la escala Celsius (°C). Usando los mismos puntos de anclaje Celsius asignó al punto de congelación del agua una temperatura de 0 grados y al de ebullición una de 100 grados. La escala Celsius se conoce como el Sistema Universal. Es el que se usa en la mayoría de los países y en todas las aplicaciones científicas. Hay un límite a la temperatura mínima que un objeto puede tener. La escala Kelvin (K) está diseñada de forma que este límite es la temperatura 0. A la temperatura del cero absoluto no hay movimiento y no hay calor. Es cuando todo el movimiento atómico y molecular se detiene y es la temperatura más baja posible. El cero absoluto tiene lugar a 0 grados Kelvin, -273.15 grados Celsius o -460 grados Farenheit. Todos los objetos tienen una temperatura más alta que el cero absoluto y por lo tanto emiten energía térmica o calor. Las anteriores tres escalas son las de uso más común en el mundo. Sin embargo se han constituido dos escalas menos difundidas: Se denomina Rankine a la escala de temperatura que se define midiendo en grados Fahrenheit sobre el cero absoluto, por lo que carece de valores negativos. Esta escala fue inventada por William Rankine. El grado Rankine (°R) tiene su punto de cero absoluto a −460°F y los intervalos de grado son idénticos al intervalo de grado Fahrenheit. El grado Réaumur (°Re), es una unidad de temperatura en desuso. Nombrada en honor de René Antoine Ferchault de Réaumur que la propuso en 1731. Un valor de 0 Réaumur corresponde al punto de congelación del agua y 80 Reaumur al punto de ebullición del agua.

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A continuación se presentan algunas relaciones fundamentales entre escalas: EJE FUNDAMENTAL PUNTO DE EBULLICION DEL AGUA TEMPERATURA AMBIENTE PUNTO DE CONGELACION DEL AGUA CERO ABSOLUTO

ºC 100 23 0 -273

K 373 296 273 0

ºF 212 72 32 -460

ºR 672 532 492 0

ºRe 80 18.4 0 -218.4

Tomado y modificado de http://www.spitzer.caltech.edu/espanol/edu/thermal/index.html

2.2 REFERENTES http://newton.cnice.mec.es/4eso/calor/calor-indice.htm http://www.spitzer.caltech.edu/espanol/edu/thermal/index.html http://www.fcen.uba.ar/ecyt/agua/agua3.htm http://www.escolar.com/article-php-sid=20.html http://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura

2.3 ACTIVIDADES Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas y coloca las respuestas correctas en la tabla de resultados de cada serie Serie 1:

Pb 0.031 Zn 0.093

Tabla de Ce (cal/g °C ) Fe 0.113 Al 0.217 Cu 0.093 Hg 0.033

H2O 1.000 Hielo 0.500

1. Cuál es la temperatura a que llega una masa de hierro de 0,15 kg que está a 25 °C y absorbe 1,8 kcal?. 2. Cuál es la variación de temperatura que sufre una masa de 3200 g de cobre que absorbe 24 kcal? 3. Se colocan 200 g de agua a 20 °C en un congelador y se obtienen cubitos de hielo a -8 °C. Qué cantidad de calor cedió el agua? 4. Qué cantidad de calor absorbió una masa de 4 g de cinc al pasar de 20 °C a 180 °C? 5. Cuál es la variación de temperatura que sufre una masa de 200 g de aluminio que absorbe 1000 cal?. 6. Calcular la masa de mercurio que pasó de 20 °C hasta 100 °C y absorbió 5400 cal. 7. Una masa de 30 g de cinc está a 120 °C y absorbió 1,4 kcal. ¿Cuál será la temperatura final? 8. Una masa de plomo de 350 g absorbió 1750 cal. Calcular la variación de temperatura que sufrió.

21


9. Cuál es la capacidad calórica de un cubo de aluminio cuya masa es de 250 g? 10. Calcular la cantidad de calor absorbida por 20 g de plomo al ser calentado desde 30 °C hasta 420 °C. 11. Determinar la cantidad de calor que absorbe una masa de hielo de 250 g que está a -15 °C para pasar a 30 °C. 12. Determinar la temperatura final que alcanza la mezcla de 30 g de agua a 35 °C con 25 g de alcohol a 18 °C.

1 2 3

4 5 6

RESPUESTAS 7 8 9

10 11 12

Serie 2: Resuelva los ejercicios en su libreta de notas. 1. Los habitantes del planeta Monk (muy similar a la Tierra) tienen doce dedos y por ello su sistema de medida es docenal. En su escala de temperatura (Pashix = °P) el agua congela a 12°P y ebulle a 120°P. Escriba las ecuaciones que nos permitan relacionar las escalas de temperatura más comunes en la tierra ( K, °C y °F) con la escala Pashix de Monk ? 2. Un científico observa en su laboratorio que la temperatura de un experimento es de 95°F cuando lleva puesta su bata blanca y de 35°C cuando no la lleva. Explica a qué se debe el fenómeno ? 3. Una mezcla de acetona y ácido carbónico pueden enfriar el agua de un termo de 59 °F a – 77 °C. Basado en lo anterior a qué temperatura en K, empezó a formarse hielo en el termo ? 4. Se sabe que cierto compuesto aromático se evapora a la cuarta parte de la temperatura de ebullición del agua. Para medirlo se introducen termómetros con varias escalas de temperatura obteniéndose las siguientes lecturas: 28 °C, 93.25 K, 169 °R, 53 °F y 33 °Re. Qué termómetros se encuentran descalibrados, explique con cálculos. 5. Al ver las noticias del tiempo en la CNN, decían que en Nueva York la temperatura era de 77 ºF. ¿Hacía demasiado calor en Nueva York? 6. A qué temperatura la lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la marcada en un termómetro Fahrenheit? 7. Normalmente, el cuerpo humano puede soportar una temperatura de 105ºF por cortos periodos sin sufrir daños permanentes en el cerebro u otros órganos vitales. ¿Cuál es esa temperatura en grados Celsius? 8. El etilenglicol (compuesto orgánico líquido que se utiliza como anticongelante en los radiadores de los automóviles) se congela a -11.5°C. Calcule esta temperatura de congelación en grados Fahrenheit 9. La temperatura de la superficie del Sol unos 6.3 X 103 ºC. ¿Qué temperatura es ésta expresada en grados Fahrenheit, Kelvin y Ranking.

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10. En Gran Bretaña aún se usa la escala Rankine, en donde la relación con la escala Kelvin es t°R = t°K. Determine los puntos de fusión y ebullición del agua en la escala. 11. La temperatura de ebullición del oxígeno es de 90,19°K. Determine dicha temperatura en las escalas Celsius, Fahrenheit y Rankine. 12. El punto de ebullición normal del helio es 2,2°K; una temperatura ambiente confortable es 295°K; la superficie del Sol está a una temperatura en torno a los 6.000 °K; el interior de una estrella está a una temperatura de alrededor de diez millones de °K. Expresar estas temperaturas en: a) escala Celsius; b) escala Fahrenheit 13. Un día de verano se registra una temperatura mínima de 10º C y una máxima de 32ºC. Determine el intervalo de temperatura (variación térmica) de ese día en: a) grados Celsius, b) grados Kelvin, c) grados Fahrenheit. 14. Un objeto A tiene una temperatura de –20ºC y otro B tiene una temperatura de 40ºC, se ponen en contacto y luego de un tiempo llegan a un equilibrio térmico en 15ºC. Determine cuántos grados subió el objeto A y cuántos grados bajó el objeto B, en: a) grados Celsius, b) grados Kelvin, c) grados Fahrenheit. 15. La temperatura de un sistema aumenta 60 ºF durante un proceso de calentamiento. Exprese este aumento de temperatura en R, K y ºC. Si la temperatura inicial es de 80 ºC, exprese la temperatura final R, K y ºC. 16. Coloque los valores equivalentes en cada nivel de la escala: 380 131 323 348 -132 °C

°F

K

23

°R

°Re


UNIDAD 3 1. CANTIDAD DE MATERIA 1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio. Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno. De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno. Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma». De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro: NA = 6,022 x 1023 Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol. Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.). También puede definirse como: Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12. Este concepto de mol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,022 x1023 huevos, 6,022 x 1023 cigarrillos). La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol. Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el

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mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo. Moles 1 mol de S 1 mol de Cu 1 mol de N 1 mol de Hg 2 moles de K 0.5 moles de P

Átomos 23

6.022 x 10

23

6.022 x 10

átomos de S

32.06 g de S

átomos de Cu

63.55 g de Cu

23

6.022 x 10

23

6.022 x 10

Gramos (Masa atómica)

átomos de N

14.01 g de N

átomos de Hg

200.59 g de Hg

23

átomos de K

78.20 g de K

23

átomos de P

15.485 g de P

1.2044 x 10

3.0110 x 10

En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos: a) Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro? Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles. 25 g Fe * (1 mol Fe / 55.85 g Fe ) = 0.448 moles Fe

b) Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.0 g de magnesio? Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g y el NA 5 g Mg * (1 mol Mg / 24.31 g Mg ) * ( 6.022 x 1023 at- Mg / 1 mol Mg) = 1.239 x 1023 átomos Mg c) Cuál es la masa de 3.01 x 1023 átomos de sodio ? Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el NA 3.01 x1023 at- Na * (1 mol Na / 6.022 x 1023 at –Na ) * ( 22.99 g Na / 1 mol Na ) = 11.49 g Na Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos. A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca. Ejemplos: d) Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia? En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH Na 1 x 22.99 = 22.99 O 1 x 16.00 = 16.00 H 1 x 1.01 = 1.01 40.00 g NaOH por mol de compuesto 1.0 Kg NaOH * ( 1000 g NaOH / 1 Kg NaOH) * ( 1 mol NaOH / 40 g NaOH ) = 25 moles NaOH

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e) Cuál es la masa de 5.0 moles de agua? Calculamos la masa molar del H2O. H 2 x 1.01 = 2.02 O 1 x 16 = 16 18.02 g de H2O por mol de compuesto 5.0 mol H2O * ( 18.02 g H2O / 1 mol H2O ) = 90.1 g H2O f) Cuántas moléculas de HCl hay en 25.0 g? Calculamos la masa molar del HCl. H 1 x 1.01 = 1.01 Cl 1 x 35.45 = 35.45 36.46 g de HCl por mol de compuesto 25.0 g HCl * ( 6.022 x 1023 moléculas HCl / 36.46 g HCl ) = 4.13 x 1023 moléculas HCl Tomado y modificado de http://genesis.uag.mx/edmedia/material/QIno/T7Molycalculosquim.cfm

1.2 REFERENTES http://www.superchicos.net/moles.htm http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_de_Avogadro http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_01000.html http://encina.pntic.mec.es/~jsaf0002/p42.htm http://teleformacion.edu.aytolacoruna.es/EQUIMICA/document/calcmol/calcmolares.htm

1.3 ACTIVIDADES Serie 1: Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas y coloca las respuestas correctas en la tabla de resultados al final de los mismos.

1. El bronce se considera una aleación (mezcla de metales) entre un 65% de cobre y un 35% de estaño. Cuantos átomos en total se encuentran en 25 g de bronce 2. El límpido comercial contiene un 5% de hipoclorito de sodio líquido (NaClO), con una densidad de 1.160 g/ml. Calcule la cantidad de moléculas de hipoclorito presentes en una garrafa de 1 galón. 3. Un cálculo de la cantidad de átomos de fósforo consumidos en el encendido de una cerilla (fósforo) determinó que eran 9.71 X 10 21 átomos. Cuantos gramos pesa la cabeza del fósforo? 4. Para fabricar herramientas resistentes se usa una aleación (mezcla de metales) de acero cromado que contiene un 95% de hierro, un 3% de cromo y un 2% de carbono. Una llave inglesa elaborada en esta aleación pesa 250 g; cuantos átomos en total contiene.

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5. El whisky contiene un 40% de etanol (C2H6O) el cual tiene una densidad de 0.789 g/ml. Cuantas moléculas de etanol hay en una botella de 1 L de whisky. 6. Un horno de gas propano (C3H8) consume 8.5 X 1023 moléculas. Cuantos Kg de propano consume? 7. El vinagre contiene 5% de ácido acético ( C2H4O2 ) diluido en agua; con una densidad de 1.04 g/ml. Un frasco de vinagre comercial contiene 375 ml, cuantas moléculas de ácido acético hay en el frasco ? 8. El motor de un coche futurista funciona con metanol ( CH4O ) de densidad 0.895 g/ml. Si el automóvil consume diario 1.27 x 1027 moléculas de alcohol, cuantos litros de metanol consume ? 9. El oro blanco es una aleación que contiene 70% de Oro, 20% de Cobre y 10% de platino. Si un anillo pesa 5 g, cuantos átomos de cada metal contiene? 10. El alcohol antiséptico para que sea eficaz debe tener 70% de etanol ( C2H7O ) por lo que se completa el volumen restante con agua pura. Cuantas moléculas tiene un recipiente de 375 ml, que dice contener 56 g de etanol por 100 ml de solución?

1 2 3

4 5 6

RESPUESTAS 7 8 9

10

Serie 2: Evaluación de selección múltiple con respuesta única. Marque sobre la correcta con una X: 1.

Una mol de O2 pesa 32 gramos. Cuantos átomos hay en una mol de O ? 23 a) 3.01 x 10 átomos. -23 b) 5.3 x 10 átomos. -23 c) 2.66 x 10 átomos. 23 d) 6.023 x 10 átomos. e) Ninguna de las anteriores.

2.

Si el nitrógeno pesa 14 g/mol, cuánto pesa una molécula de nitrógeno ? -23 a) 2.32 x 10 gramos. 23 b) 6.023 x 10 gramos. c) 3.01 x 1023 gramos -23 d) 4.65 x 10 gramos. e) Ninguna de las anteriores.

3.

Cuantas moléculas hay en 4 gramos de Helio ? 23 a) 3.01 x10 moléculas. 23 b) 6.64 x 10 moléculas. 23 c) 1.32 x 10 moléculas. 23 d) 6.023 x 10 moléculas. e) Ninguna de las anteriores.

4.

Cuantos gramos de hidrógeno se necesitan para tener 3.01 x 10 a) 2 gramos. -23 b) 6.023 x 10 gramos. -23 c) 3.01 x 10 gramos. d) 4 gramos. e) Ninguna de las anteriores.

27

23

moléculas ?


5.

Cuál es la diferencia en peso entre un átomo y una molécula de oxígeno ? -23 a) 2.66 x10 gramos. b) Pesan lo mismo. -23 c) 5.31 x 10 gramos. 23 d) 6.023 x 10 gramos. e) Ninguna de las anteriores.

6.

Cuál es la diferencia en peso entre una mol de O2 y una de N2 ? a) 4.0 gramos. 23 b) 3.01 x 10 gramos. c) 2.0 gramos. 23 d) 6.023 x 10 gramos. e) Ninguna de las anteriores.

7.

En un recipiente cerrado se tienen una mol de O2 y 2 moles de N2. Cuantas moléculas se tienen en el recipiente ? 23 a) 2.0 x 10 moléculas. 24 b) 1.8 x 10 moléculas. 23 c) 6.023 x 10 moléculas. 23 d) 3.01 x 10 moléculas. e) Ninguna de las anteriores.

8.

Se necesitan 2 átomos de hidrógeno por uno de oxígeno para formar una molécula de agua. Cuantas moléculas de agua se pueden formar con 2 moles de hidrógeno y una mol de oxígeno ? 23 a) 1.8 x 10 moléculas. 23 b) 6.023 x 10 moléculas. 23 c) 2.0 x 10 moléculas. 23 d) 3.01 x 10 moléculas. e) Ninguna de las anteriores.

9.

El número de Avogadro hace referencia a moles de ? a) Átomos. b) Moléculas. c) Átomos y moléculas. d) Elementos. e) Ninguna de las anteriores.

10. Un globo se infla con 8.0 gramos de helio. Cuantos átomos de helio hay dentro del globo inflado ? 23 a) 6.023 x 10 átomos. 24 b) 4.8 x 10 átomos. 24 c) 1.2 x 10 átomos. 24 d) 2.4 x 10 átomos. e) Ninguna de las anteriores.

2. FORMULAS Y COMPOSICION PORCENTUAL 1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES COMPOSICIÓN PORCENTUAL Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto. % A = masa total del elemento A / masa molar del compuesto X 100% Ejemplo: Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 Calculamos la masa molar del compuesto Ni 2 x 58.69 = 117.38 C 3 x 12.01 = 36.03 O 9 x 16 = 144

297.41 g / mol

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Calculamos el porcentaje de cada elemento. % Ni = 117.38 / 297.41 x 100% = 39.47% % C = 36.03 / 297.41 x 100% = 12.11% % O = 144 / 297.41 x 100% = 48.42 % Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano.

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR  La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.  La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real. Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica. A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto. Ejemplos: 1. El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. Cuál es su fórmula empírica? Cuál es su fórmula molecular?  Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos: En 100 g de propileno hay: 14.3 g de H y 85.7 g de C  Convertir los gramos a moles: 14.3 g H * ( 1 mol de H / 1.01 g H ) = 14.16 mol H 85.7 g de C ( 1 mol de C / 12.01 g C ) = 7.14 mol C  Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero. Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano. H 14.6 / 7.14 = 2.04

C 7.14 / 7.14 = 1.0

FÓRMULA EMPÍRICA: CH2

 Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular. Fórmula empírica CH2 C 1 x 12.01 = 12.01

H 2 x 1.01 = 2.02

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CH2 = 14.03


n = 42.00 / 14.03 = 2.99

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

2. Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y 1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, cuál es la fórmula molecular del compuesto? 2.233 g Fe ( 1 mol Fe / 55.85 g Fe ) = 0.0399 = 0.04mol Fe 32.06 g S ( 1.926 g S / 1 mol S ) = 0.06 mol S Fe 0.04 / 0.04 = 1

S 0.06 / 0.04 = 1.5

Las fracciones de 0.5 no se pueden redondear. El número más pequeño que multiplicado por 1.5 da un entero es 2. Fe 1 x 2 = 2

Fe2S3

S 1.5 x 2 = 3

Fe 2 x 55.85 = 111.7

n = 208 / 207.88 =1

FÓRMULA EMPÍRICA: Fe2S3 S 3 x 32.06 = 96.18

Fe2S3 = 207.88 g

FÓRMULA MOLECULAR: Fe2S3

Tomado y modificado de http://genesis.uag.mx/edmedia/material/QIno/T7Molycalculosquim.cfm

1.3 REFERENTES http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/f%C3%B3rmulas_qu%C3%ADmicas.htm http://www.iocd.unam.mx/qo1/16marz1.htm http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1tp01/tpq1_03b_materia.php

1.3 ACTIVIDADES Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas y coloca las respuestas correctas en la tabla de resultados de cada serie Serie 1: Completa la tabla calculando la composición porcentual de los siguientes compuestos: COMPUESTO Al2(SO4)3 MgCO3 H3PO4 Na2S Ca3(PO4)2 K2Cr2O7 HCl H2SO4 NaOH Ca2SiO4

COMPOSICION PORCENTUAL

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Serie 2: Completa la tabla calculando la fórmula empírica a partir de la composición porcentual: F. EMPIRICA

COMPOSICION PORCENTUAL Aluminio 36.00% - Azufre 64.00% Cobalto 71.05% - Oxígeno 28.95% Cobre 79.90% - Oxígeno 20.10% Mercurio 53.50% - Yodo 33.90% - Oxígeno 12.80% Potasio 26.60% - Cromo 35.30% - Oxígeno 38.00% Sodio 21.59% - Cloro 33.33% - Oxígeno 45.08% Carbono 42.30% - Hidrógeno 3.50% - Nitrógeno 16.50% - Oxígeno 37.70% Azufre 50.05 % - Oxígeno 49.95% Sodio 29.10% - Azufre 40.50% - Oxígeno 30.40% Nitrógeno 63.60% - Oxígeno 36.40%

Serie 3: Completa la tabla calculando la fórmula molecular a partir de la empírica y la masa molecular: FORMULA EMPIRICA CH2 HO CH2O HgCl HF CH2O

MASA MOLECULAR ( g ) 84 34 150 472 80 180

FORMULA MOLECULAR

Serie 4: Completa la tabla calculando la fórmula empírica y molecular a partir de los datos proporcionados: %C

% Cl

MASA MOLECULAR ( g )

7.79 10.13 25.26 11.25

92.21 89.87 74.74 88.75

154 237 285 320

FORMULA EMPIRICA

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FORMULA MOLECULAR


UNIDAD 4 1. CINETICA QUIMICA 1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Este campo estudia la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de la concentración de las especies que reaccionan, de los productos de reacción, de los catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios disolventes, de la temperatura, y de todas las demás variables que pueden afectar a la velocidad de una reacción. Cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta, por ejemplo el hierro en presencia de aire; otras reaccionan rápidamente, como por ejemplo el sodio también en presencia de aire; y hay sustancias como el papel en presencia de aire que no reaccionarían jamás sin el auxilio del fuego, pero una vez comenzada la reacción ésta se desarrolla rápidamente. Entonces, tanto para que una reacción ocurra, como para modificar su velocidad, se deberán tener en cuenta varios factores. Velocidad de reacción: La cinética química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción. La velocidad de reacción se expresa de la siguiente forma: Velocidad = moles o gramos de sustancias que reaccionan por litro / tiempo en segundos Velocidad = moles o gramos de sustancias obtenidas por litro / tiempo en segundos Para la reacción: HCl + NaOH = NaCl + H2O Reactivos: Moles o gramos de HCl o de NaOH por litro y por segundo. Productos : Moles o gramos de NaCl o de H2O por litro y por segundo. Los moles o gramos de sustancia por litro de solución es la concentración, expresada como molaridad o simplemente en g/l. Por lo tanto, la velocidad de reacción se puede expresar como: Velocidad = Concentración / tiempo o V = [ ] / t Naturaleza de los reactantes: La naturaleza de los reactantes involucrados en una reacción determina el tipo de reacción que se efectúa. Las reacciones en las cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones con cargas opuestas. En una reacción iónica no hay transferencia de electrones. Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que las iónicas a causa de la transferencia electrónica y redistribución de enlaces. La mayor parte de las colisiones moleculares son elásticas, por lo tanto, las moléculas simplemente rebotan y se apartan sin cambios. Sin embargo, algunas colisiones tienen la suficiente energía para ocasionar cambios en las nubes electrónicas de las moléculas que chocan. Cuando ocurre el cambio, las moléculas que chocan pueden formar el complejo activado. La energía

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requerida para formar este se conoce como energía de activación. Si esta es pequeña pocas de las colisiones tienen la suficiente energía para formar el complejo activado. Por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que no es detectable. Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden mantenerse durante años en el mismo recipiente sin reaccionar. Aunque hay colisiones entre las moléculas, no se alcanza la energía de activación. Sin embargo, si la mezcla se calienta a 800 °C, o se introduce una llama o una chispa en el recipiente, el hidrógeno y el oxígeno reaccionan violentamente. El calor, la llama o la chispa suministran la energía de activación. Factores que modifican la velocidad de las reacciones: Para que dos sustancia reaccionen, sus moléculas, átomos o iones deben chocar. Estos choques producen un nuevo ordenamiento electrónico y, por consiguiente un nuevo ordenamiento entre sus enlaces químicos, originando nuevas sustancias.  Temperatura : Según la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual, aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos, aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en desarrollo. Sin embargo, el incremento de la velocidad de la reacción no depende tanto del incremento del número de colisiones, cómo del número de moléculas que han alcanzado la energía de activación. La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura. Por ejemplo, el cloruro de sodio reacciona lentamente con el ácido sulfúrico. Si se le proporciona calor aumenta la velocidad de reacción dando sulfato de sodio (Na2SO4) y ácido clorhídrico: 2.NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2.HCl Recordemos que los combustibles para ser quemados, primero deben alcanzar su punto de combustión, luego, por ser reacciones exotérmicas (liberan calor) y la combustión continúa sola.  Superficie de contacto : Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz. Un ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera, que se quema más rápido que un tronco de un kilo de masa. Para comprender mejor esto realicemos el siguiente cálculo: un cubo de un metro de lado (de cualquier material), tiene una superficie de: S cubo = 6 L2 6.(1 m)2 = 6 m2 Si a este cubo lo dividimos en 1000 cubitos de 0,10 m de lado, tendremos para un cubito una superficie de: S cubo = 6 L2 6.(0.10 m)2 = 0.06 m2 El total de la superficie de los 1000 cubitos es: (0.06 m2) * 1000 = 60 m2

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 Agitación: La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos.  Luz: Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo, la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva: H2 + Cl2 = 2.HCl Lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a partir del agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismo con la descomposición de sustancias poco estables, por tal motivo se envasan en recipientes que impidan el paso de la luz, como por ejemplo, el peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) : 2 H2O2 + luz = 2 H2O + O2  Concentración: La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes. Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o soluciones) reaccionan: A + B = C + D La velocidad de la reacción es: V = [A].[B] En la que los corchetes señalan concentraciones en moles por litro. Observemos que si duplicamos la concentración, de A, la velocidad de la reacción se duplica: 2V = 2.[A].[B] Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las mismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión.  Catalizadores: Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores. Son características de los catalizadores: a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias que reaccionan y la pequeña masa del catalizador. b) El catalizador se halla igual al final del proceso, que al comienzo de él. c) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza, solo modifica la velocidad de la misma. d) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un cierto grupo de reacciones. Resumiendo: para aumentar la velocidad de una reacción, se debe aumentar la posibilidad de choque entre las moléculas, iones o átomos de las sustancias reaccionantes, modificando las variables enumeradas que el proceso permita. Tomado y adaptado de http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap03/apq1_14a_Cinetica_Quimica.php

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1.2 REFERENTES http://www.monografias.com/trabajos14/cinetica-quimica/cinetica-quimica.shtml http://es.wikipedia.org/wiki/Cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html http://cuhwww.upr.clu.edu/~inieves/macrotema/CINETICA_macrotema.htm 1.3 ACTIVIDADES En tu libreta de notas, elabora un mapa conceptual que muestre la estructura de los conceptos vistos sobre cinética química en forma teórica y en las experiencias de laboratorio.

2. pH Y pOH 1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés, originalmente Sorensen. En el año de 1909. La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos. A nivel de procesos químicos en los seres vivos (bioquímica) y de procesos industriales, la medición y mantenimiento del pH son vitales para asegurar que los procesos se realicen adecuadamente. De ahí la importancia de su conocimiento y medición. Adicional a estos conceptos se asocian las nociones de acidez y basicidad, de vital importancia en las reacciones químicas. Ácido: Sustancia que en agua libera iones hidrógeno (H+). Ejemplo: El ácido clorhídrico: HCl, por ionización da iones hidrógeno e iones cloruro: HCl → H+ + ClBase: Sustancia que por ionización da iones hidroxilo (OH-). Por ejemplo: el hidróxido de sodio es una base porque da por ionización: NaOH → Na+ + OHp es un operador matemático que significa – log. Su utilidad consiste en nuestro caso en expresar concentraciones de ácidos bajo una forma numérica más simple y práctica. Para calcular el pH se tiene en cuenta que:

pH = - log [ H+]

Su valor puede calcularse conociendo la concentración molar en H+ de soluciones de ácidos. Ejemplo: Si se tiene una solución de H2SO4 que tiene una concentración 0,05 M, sabiendo que disocia en: H2SO4 → 2 H+ + SO4-2 A partir de un mol de H2SO4 se obtienen 2 moles de H+, por lo tanto, a partir de una solución 0,05 M de ácido se obtendrá una concentración del doble en H+. Su pH será: pH = - log [ H+] = - log (2 * 0,05) = - log 0,1 = 1 De igual forma a partir de un valor de pH se puede calcular la concentración en moles de H+, usando la expresión: [ H+] `= antilog – pH

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Por lo que para el anterior ejemplo se tiene: [ H+] `= antilog – 1 = 10-1 = 0.1 Si desea calcularse pH de soluciones de bases, aquí no se sabe en forma directa la [ H+]. Debemos recurrir a la expresión de disociación del agua o autoprotólisis del agua, en donde: H2O ↔ H+ + OHEl sistema, representado por una doble flecha, expresa un equilibrio entre moléculas de agua y sus iones. Este equilibrio es dinámico, no estático. En forma permanente moléculas de agua disocian (hacia la derecha) a la vez que iones H+ y OH- se asocian para formar moléculas de agua (hacia la izquierda). Se sabe experimentalmente, que a 25 ºC, la concentración de iones H+ y OH- es de 1x10-7 M respectivamente, lo que indica que muy pocas moléculas de agua estarán disociadas (una de cada 500 millones aprox.), pero las suficientes como para poder contarlas. El producto de las concentraciones molares de estos iones se define como producto iónico del agua, Pi o Kw. Este valor es constante a esa temperatura: Kw = [ H+] * [ OH-]

10-7 * 10-7 = 1 *x 10-14

Si ahora operamos con logaritmos sobre esta expresión se obtiene: [ H+] * [ OH-] = 1x 10-14

log ([ H+] * [ OH-]) = log (1x 10-14)

log [ H+] + log [ OH-]) = log 10-14 = -14 (multiplicando por -1 ) - ( log [ H+] + log [ OH-] ) = - ( -14)

- log [ H+] - log [ OH-] ) = 14 (como p = -log )

pH + pOH = 14 De este modo en una solución de un hidróxido podemos calcular primero el pOH conociendo la concentración molar de oxidrilos y luego calcular el pH por diferencia con 14. Por ejemplo: Si se cuenta con una solución de NaOH 1,2 x 10-4 M, qué pH tendrá? La disociación de la base en agua es: NaOH → Na+ + OHPor cada mol de NaOH se obtiene un mol de OH-. Entonces por cada 1,2 x 10-4 M en NaOH, tendremos una concentración de 1,2 x 10-4 M en OH-. El pOH será: pOH = - log [ OH-] = - log (1,2 x10-4) = 3,92 Como pH + pOH = 14, el pH será: pH = 14 - pOH = ( 14 - 3,92 ) = 10,08 Algunas observaciones acerca de la escala de pH: Se piensa que la escala de pH va de 0 a 14. No es así. Supongamos que contamos con una solución concentrada de HCl, que es 3 M. Su pH será: pH = - log [ H+] = - log 3 = - 0,48 El pH es inferior a cero. Lo mismo ocurre con soluciones fuertemente alcalinas, por ejemplo la de la soda cáustica concentrada. En este caso el pH será superior a 14.

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Así como existe una escala de pH, hay otra de pOH igual pero vista al reverso: [ H+] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

EJEMPLO

ESTADO

ACIDO DE BATERIA JUGO GASTRICO VINAGRE JUGO DE NARANJA AGUA SODA (CON GAS) CAFÉ NEGRO ORINA AGUA PURA AGUA DE MAR BICARBONATO DE SODIO JABON DE TOCADOR DETERGENTES LIMPIADORES CON AMONIACO LIMPIADORES DE HORNOS DESTAPACAÑERIAS

ACIDEZ ACIDEZ ACIDEZ ACIDEZ ACIDEZ ACIDEZ ACIDEZ NEUTRALIDAD BASICIDAD BASICIDAD BASICIDAD BASICIDAD BASICIDAD BASICIDAD BASICIDAD

pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

[ OH-] 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100

Esto significa que en una solución ácida tendremos tanto pH como pOH, o sea, tanto H+ como OH-. ¿De donde provendrán estos iones OH-? En una solución de HCl por ejemplo, habrá iones H+ y Clprovenientes de la ionización del ácido: HCl → H+ + ClPor otro lado, la solución es acuosa, por lo que habrá también ionización de moléculas de agua: H2O ↔ H+ + OHEs decir: en la solución del ácido habrá: H+, Cl-, OH- y H2O sin ionizarse. Siendo una solución ácida habrá mucha mayor cantidad de H+ que de OH-. Para soluciones de pH neutro y por encima de 7, estas relaciones serán: Soluciones ácidas: [ H+] > [ OH-] Soluciones neutras:[ H+] = [ OH-] Soluciones básicas: [ OH-] > [ H+] Los ejemplos que hemos visto hasta ahora corresponden a ácidos y bases que se disocian totalmente en agua. Estos son los denominados fuertes. Algunos ejemplos de esta clase, son: Ácido clorhídrico (HCl), Hidróxido de sodio (NaOH), Ácido sulfúrico (H2SO4), Hidróxido de litio (LiOH), Ácido nítrico (HNO3), Hidróxido de potasio (KOH), Ácido perclórico (HClO4), Hidróxido de bario Ba(OH)2 . Gran parte de ellos se utilizan comúnmente en la industria como reactivos químicos básicos, de muy extendida aplicación en todas las ramas. Los llamados ácidos minerales: el clorhídrico, el sulfúrico y el nítrico, y la soda cáustica (NaOH). Tomado y adaptado de http://72.14.209.104/search?q=cache:NGfw4IcbNZwJ:www.cam.educaciondigital.net/pbs3/qi3pbs/Calculos%2520de %2520pH%2520en%2520soluciones%2520acuosas%25202004.doc+pH+pOH+calcular&hl=es&gl=co&ct=clnk&cd=33

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1.3 REFERENTES http://www.lacienciaentuescuela.amc.edu.mx/quimica/qe-7.htm http://html.rincondelvago.com/determinacion-del-ph.html http://www.telepolis.com/cgi-bin/web/DISTRITODOCVIEW?url=/1489/doc/ph/ph.htm http://es.wikipedia.org/wiki/PH http://soko.com.ar/quimica/Acidos.htm

1.3 ACTIVIDADES Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas y coloca las respuestas correctas en la tabla de resultados de cada serie. Considerar a todas las sustancias como totalmente ionizadas. Serie 1: Completa la tabla calculando el pH de las siguientes soluciones: COMPUESTO HNO3 HCl H2SO4 HCl H3PO4 NaOH Ca(OH)2 KOH Al(OH)3 Ba(OH)2

CONCENTRACION (M) 2.25 x10-3 3.2 x 10-4 1.15 x 10-2 1.5 x 10-1 4.8 x 10-2 3.5 x 10-3 2 x 10-2 4.8 x 10-4 3 x 10-1 1.25 x 10-2

pH

Serie 2: Completa la tabla calculando la concentraci贸n molar (M) de las siguientes soluciones: COMPUESTO HNO3 HCl H2SO4 HCl H3PO4 NaOH Ca(OH)2 KOH Al(OH)3 Ba(OH)2

CONCENTRACION (M)

Serie 3: Completa la tabla calculando los valores requeridos:

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pH 1.5 5.0 2.0 4.5 3.5 10.4 8.7 12.9 9.2 13.1


SOLUCION

CONCENTRACION MOLAR ( M)

HNO3 H2SO4 H3PO4 Ba(OH)2 NaOH

2.5 x 10-4 3.75 x 10-2 1.1 x 10-2 3.9 10-2 5.8 x 10-3

pH

[ H+]

pOH

[OH-]

Serie 4: Evaluación de selección múltiple con respuesta única. Marque sobre la correcta con una X: +

1)

Una solución del ácido fuerte H2X contiene n moles de H2X / litro. La concentración molar de H es: a) n/2 b) n n c) 10 d) 2n

2)

El pH de una solución 0.001 M de HNO3 es: a) 1 b) 3 c) 7 d) 13

3)

Una solución del ácido fuerte HX contiene n moles de HX / litro. La concentración molar de H es: a) n b) 14 - n c) 2n n d) 10

4)

El pH de una solución 0.05 M de Ca(OH)2 es: a) 13 b) 2.3 c) 2 d) 13.3

5)

Una solución del ácido fuerte HZ contiene x moles de HZ / litro. Su pH está dado por la relación: a) – log (14-x) b) – log (1 / x) c) – log (x) d) – log (2x)

6)

Una solución del ácido fuerte H2X contiene n moles de H2X / litro. Su pH está dado por la relación: a) – log (n) b) – log (2n) c) – log ( 14 – 2n) n d) – log (2 )

7)

Una solución de la base fuerte MOH tiene una concentración x de MOH / litro. Su pH está dado por la relación: a) 14- log (x) b) – log (x) c) – log (14 – x) d) 14 + log (x)

8)

Una solución del ácido fuerte HY contiene x moles de HY / litro. Su pOH está dado por la relación: a) 14 + log (x) b) – log (x) c) 14- log (x) d) – log (14 – x)

+

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BIBLIOGRAFIA AUSTIN, George T. Manual de Procesos Químicos en la Industria. Editorial McGraw Hill. 1990 FERNANDEZ, R. Myriam S. Spin Química 10. Editorial Voluntad. 1997. GARCIA, Arcesio y otros. Hacia la Química 1. Editorial Temis. 1985 GARZON, G. Guillermo. Fundamentos de Química General. Editorial McGraw Hill. 1991 JARAMILLO, Maria E. y otros. Ciencia Experimental 8. Editorial Educar. 2005. JARAMILLO, Maria E. y otros. Ciencia Experimental 9. Editorial Educar. 2005. MANCO, L. Félix A. Química 10. Editorial Migema. 1997. MICROSOFT CORPORATION. Microsoft ® Encarta ® 2006 [DVD]. MONDRAGON, M Cesar H. y otros. Química I. Editorial Santillana. 2002. MORA, Luís M. Química Recreativa. Editorial Magisterio. 1999 MORA, P. William M. y otros. Molécula I. Editorial Voluntad. 2003. PARGA, L. Diana L. y otros. Ingenio Químico I. Editorial Voluntad. 2006. PEDROZO, P Julio A y otros. Exploremos la Química 10. Editorial Prentice Hall. 2001 POVEDA, V. Julio C. Química 10. Editorial Educar. 2003. RESTREPO, M. Fabio y otros. Hola Química I. Editorial Susaeta. 2003.

40

Texto de quimica 9°  
Texto de quimica 9°  

texto para la enseñanza de la Química

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