QUÍM

ICA (10º Grado)

Ministerio de Educación División General de Currículo y Desarrollo Tecnológico

Serie Educativa: “Educación Gratuita y de Calidad, Derecho Humano Fundamental de los y las Nicaragüenses”

Nicaragua 2 010

MINISTERIO DE EDUCACIÓN

AUTORIDADES

Ministro Profesor Miguel De Castilla Urbina Vice Ministra Profesora Milena Núñez Téllez Secretaria General Profesora Marlene Valdivia Director General de Educación Básica y Media Regular Profesor Guillermo Martínez Directora General de Currículo y Desarrollo Tecnológico Profesora Eneyda Oviedo Plazaola

COORDINACIÓN GENERAL

Profesor Miguel De Castilla Urbina Profesora Eneyda Oviedo Plazaola

Profesor Guillermo Martínez Profesora María Elsa Guillén Lezama

COMITÉ EJECUTIVO

Mónica Genet Guerrero Giovanna Daly

Guillermo Martínez

AUTOR

Profesora Mariana Saborío Profesor Róger Amaya Picado

DIAGRAMADO Y LEVANTADO DE TEXTO

Javier Antonio González Manzanarez (Coordinador)

IMPRESIÓN

Proyecto PASEN

PRESENTACIÓN Estimado (a) Docente: El Ministerio de Educación del Gobierno de Reconciliación y Unidad Nacional, presenta a la Comunidad Educativa el Currículo Nacional Básico, a través de los nuevos Documentos Curriculares de la Educación Básica y Media, los cuales han sido construidos con los aportes de toda la población y en especial el de los docentes, producto de la Gran Consulta Nacional del Currículo realizada entre marzo de 2007 y marzo del 2008. En los documentos se plasman las Políticas Educativas de nuestra Institución y las demandas más sentidas del pueblo nicaragüense, con el propósito de formar al futuro ciudadano con las capacidades, principios y valores que demanda nuestra Patria. El Currículo Nacional Básico, junto a los Talleres de Evaluación, Programación y Capacitación Educativa (TEPCEs), los Núcleos Educativos de cada Municipio del país, integrados por una Escuela Base y un conjunto de Escuelas Vecinas en su alrededor, y el accionar decidido, comprometido y patriótico de Maestros y Maestras como usted, juntos somos la Revolución Participativa de la Educación Nicaragüense. El propósito fundamental de este documento normativo es apoyar su labor pedagógica y facilitar su planificación didáctica, la cual elabora primeramente en los TEPCEs y la concreta en el aula de clases, de acuerdo con su experiencia docente, las características de los estudiantes y tomando en consideración los recursos con que cuenta. Se espera que usted estimado (a) docente, con su entusiasmo, creatividad, dedicación y amor a nuestros niños, niñas, jóvenes, adolescentes y adultos, hará realidad el sueño de construir una Nicaragua más próspera y digna, con ciudadanos mejor educados y formados en Conocimientos, Principios y Valores.

Ministerio de Educación • Despacho del Ministro Centro Cívico Camilo Ortega, Módulo “J”, Planta Alt a • Apdo Postal: 108 Tel: 2651030 – 2650297 • Fax: 2651595 • http://www. mined.gob.ni

Índice pág

Introducción 1 Antecedendes históricos de la teoría atómica 2 Modelos atómicos 3 EL MODELO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA 8 Naturaleza eléctrica del átomo 9 Corteza electrónica y Números Cuánticos 11 TIPO Y NOMBRE DE LOS ORBITALES ATÓMICOS 12 FORMA ESPACIAL DE LOS ORBITALES ATÓMICOS 13 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 16 Configuraciones electrónicas de los átomos de difer entes elementos 17 Relación entre Configuración electrónica y Tabla Pe riódica 19 Configuraciones electrónicas para algunos Elementos 20 Ejercicios de teoría atómica 22 RADIOACTIVIDAD 23

Filtros y bloqueadores 26

REACCIONES QUÍMICAS 28 INTRODUCCIÓN 29 FORMA DE REPRESENTAR UNA REACIÓN QUÍMICA 32 TEORIA DE LAS COLISIONES EN LAS REACCIONES QUIMICAS 33 VELOCIDAD DE REACCIÓN 34 ESTADO FÍSICO DE REACTIVOS Y PRODUCTOS EN LAS ECUAC IONES 35 IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 36 TIPO DE REACCIONES QUÍMICAS 36 REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN 41 Ejercicios propuestos 45 Balanceo de las ecuaciones químicas 51 ESTEQUIOMETRÍA (CÁLCULOS QUÍMICOS) 60 OTROS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS utilizando otro procedimiento 67 SOLUCIONES 75 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES 76 CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN 77 REGLAS DE SOLUBILIDAD DE COMPUESTOS INORGÁNICOS EN AGUA 78 Efecto de la temperatura y la presión en la solubil idad de sólidos y gases 79 SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTO IÓNICOS 81 SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTOS COVALENTES 82 DILUCIÓN DE UNA SOLUCIÓN CONCENTRADA 83 PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES 84 Las propiedades coligativas más comunes son las sig uientes 84 COLOIDES 88 FORMA DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN 89 QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DEL CARBONO 95 Química orgánica 97 La química del carbono 98 GRUPOS FUNCIONALES 99 Isomería 102

Índice pág IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA 103 HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS Y ALICÍCLICOS 105 Compuestos orgánicos 106 Diversidad de los compuestos orgánicos 106 Grupos funcionales con enlaces sencillos entre 106 Carbono y átomos electronegativos 107 Compuestos alicíclicos o alifáticos 108 Hidrocarburos Alifáticos 109 NOMENCLATURA DE ALCANOS 111 Propiedades de los Alcanos 112 Clorofluorocarbonos y la capa de ozono 114 Ejercicios propuestos 116 Hidrocarburos Insaturados 117 Alquenos y Alquinos 117 Isomería Geométrica 119 Nomenclatura de Alquenos 120 Nomenclatura de Alquinos 121 Propiedades de los Alquenos y Alquinos 122 Practicas de Laboratorio 125 PRÁCTICA No. 1 125 SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS: POR DECANTACIÓN 125 PRÁCTICA NO 2 127 PRECIPITACIONES CORROSIVAS 127 PRÁCTICA No. 3 129 PROPIEDADES SORPRENDENTES de la pasta de maíz 1 29 PRÁCTICA No 4 130 COMO FABRICAR UN EXTINTOR CASERO 130 PRÁCTICA No 5 131 ¿ES POSIBLE HACER ARDER EL AZÚCAR? 131 PRÁCTICA No 6 132 UN "SACAPUNTAS" y la OXIDACIÓN DE LOS METALES 1 32 PRÁCTICA No 7 133 REACCIONES DE COMBUSTIÓN 133 PRÁCTICA No 8 134 REACCIÓN CON DESPRENDIMIENTO DE GASES 134 PRÁCTICA No 9 135 COMO DIFERENCIAR UN COLOIDE DE UNA DISOLUCIÓN 1 35 Experimento con gelatina 135 PRÁCTICA No 10 137 FABRICA UNA CREMA HIDRATANTE: PARA LAS MANOS 13 7 Experimentos con gelatina 137 PRÁCTICA No 11 138 PLÁSTICOS SOLUBLES 138 PRÁCTICA No 12 139 VOLCÁN EN ERUPCIÓN 139 PRÁCTICA No 13 141 FABRICA UN POLÍMERO 141 ACCIÓN BLANQUEADORA DE LA LEJÍA 144

Índice pág PRÁCTICA No 14 142 COMO FABRICAR UN JABÓN 142 PRÁCTICA No 15 144 PRÁCTICA No 16 145 OBTENCIÓN DE ALCOHOL por destilación 145 Bibliografía 148

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Introducción

Estimada (o) docente: El presente documento tiene como propósito de brindarle, algunas estrategias didácticas y metodológicas para abordar competencias y contenidos, contemplados en el Programa de Estudio de la disciplina de Química de décimo grado de Educación Secundaria. En el documento se plantean actividades cuya finalidad no es solo transmitir conocimientos, sino hacerlas vivir, ya que la enseñanza de las Ciencias es de comprobar y verificar hechos y fenómenos que ocurren en nuestro entorno. Para alcanzar el desarrollo de las competencias y la apropiación de los conocimientos, se orienta la realización de actividades colectivas e individuales, motivar al estudiantado de manera que sean activos constructores de sus propios conocimientos, a partir de sus experiencias previas, en un proceso de reflexión e investigación que favorezca las destrezas intelectuales, la autodisciplina, el respeto, la tolerancia, la responsabilidad, colaboración y de convivencia, el aprecio por la comprobación de los hechos, la resolución de problemas y la objetividad en la búsqueda de explicaciones razonables, indispensables para comprender la realidad personal y su ubicación en el contexto ambiental, para enfrentar con éxito su problemática personal y ambiental. Saber utilizar la tecnología sin detrimento de su condición de ser humano, ni de su entorno, capaces de apreciar su cultura y de respetar la pluriculturalidad, de tal manera que nos permita crear un ambiente de aula agradable y modificar algunos elementos de su estructura tradicional, propiciando entre el estudiantado, el intercambio de experiencias y la colaboración y ayuda mutua. Así mismo, en el desarrollo de cada temática, el docente encontrará algunas pautas para evaluar el aprendizaje de los contenidos desarrollados, de tal forma que rompe con la evaluación tradicional y permite implementar una evaluación autentica, basada en el desempeño de los estudiantes, donde ellos demuestran y aplican los conocimientos adquiridos. Esperamos que este modesto aporte, les sea de mucha utilidad en su diario quehacer, propiciando aprendizajes efectivos en nuestros educandos.

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NOMBRE DE LA UNIDAD : TEORÍA ATÓMICA MODERNA Competencia de Grado: Analiza e interpreta algunos principios básicos en que se fundamenta la teoría atómica moderna, para comprender características y propiedades de elementos químicos y su incidencia en el Medio Ambiente. Contenidos: � Antecedentes históricos de la teoría atómica. � Naturaleza eléctrica de los átomos. � Niveles, subniveles y Orbitales atómicos. � Números Cuánticos. � Configuración electrónica. � Principio de Aufbau. � Diagrama de Mouller. � Principio de exclusión de Pauli. � Principio de Hund. � Ejercicios. � Radiactividad: - Radiación Alfa. - Radiación Beta. - Radiación Gamma. � Vida media. ANTECEDENTES HISTÓRICO DE LA TEORÍA ATÓMICA: En este tema se estudiarán los distintos modelos atómicos que se han propuesto a lo largo de la historia de la Ciencia, historia que en este terreno es muy reciente, pues, desde un punto de vista rigurosamente científico, comienza en 1909 con el modelo atómico de Rutherford. Mucho antes, en el siglo V antes de J.C., algunos filósofos griegos (Leucipo, Demócrito, entre otros) sostenían que la materia era discontinua y estaba formada por pequeñas partículas indivisibles (átomos), pero su tratamiento fue puramente especulativo, no científico. Demócrito , filosofo griego, fue probablemente el primero en creer que la materia estaba constituida por partículas que denominaba átomos , palabra que significa "sin división" , ya que se consideraba el átomo como único e indivisible. Se basaba, no en pruebas experimentales, sino en un razonamiento que puede sintetizarse así: Un trozo de metal puede cortarse en 2 pedazos y cada uno de éstos en dos pedazos más, y estos pueden dividirse sucesivamente hasta llegar a un momento en que se obtenga una partícula que ya no sea posible dividirla, es decir, el átomo. Pensaba que los átomos tendrían formas y tamaños distintos: esféricos, cilíndricos, irregulares, etc.

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Empédocles , otro filósofo griego, no creía en tal teoría y postulaba la idea de que la materia estaba constituida por 4 elementos que se combinaban entre sí. Según él, la vida sólo era posible donde había humedad: una flor sin agua se muere; luego el primer elemento era el agua. Pero el agua no es sólida, se escapa de las manos. Una montaña no puede estar formada de agua y necesita, por tanto, otro elemento que le dé consistencia, solidez. La tierra fue el segundo elemento de que habló Empédocles, pues, a su juicio, daba consistencia al agua. Sin embargo, el barro que resultaba de esta mezcla era muy blando. Creyó entonces que quien le daba dureza era un tercer elemento, el aire, pues seca o evapora el agua que contienen las cosas. Por último, Empédocles consideró el fuego como 4° elemento. Posteriormente transcurre un largo período en la historia de la Química, surgiendo así la Alquimia , donde la preocupación primordial era tratar de convertir los metales conocidos en oro. 1. Modelos Atómicos:

En el año 1800 John Dalton profesor inglés, recogió la idea del átomo que dio el filosofo Demócrito, si bien esta vez basándose en métodos experimentales. Mediante el estudio de las leyes ponderales , concluye diciendo que: La materia está constituida por partículas indivisibles (átomos), todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales, pero, los átomos de elementos diferentes son también diferentes. En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En tubos de gases a baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a 10.000 voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se llamó electrones, y demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones. Thompson propuso, en 1898 , un modelo de átomo el cual fue abandonado rápidamente, ya que consideraba al átomo como una esfera cargada positivamente, en cuya superficie se encontraban los electrones neutralizando las cargas positivas. Dicho modelo es el siguiente:

Modelo atómico de Thompson

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Los trabajos posteriores de Rutherford, Bohr, Sommerfeld, Zeeman, Schrödinger, Heisenberg, Pauli y otros han permitido configurar las ideas actuales sobre el átomo. El átomo de Rutherford: El modelo atómico elaborado por Rutherford (físico inglés) surge como consecuencia de las experiencias realizadas bombardeando láminas finísimas de oro con partículas alfa (núcleos de helio), y observó que casi todas las partículas alfa atravesaban las láminas metálicas sin sufrir ninguna desviación, solo unas pocas sufrían pequeñas desviaciones y un número muy pequeño de ellas (aproximadamente 1 de cada 100,000) se reflejaban en la lámina. Esta experiencia implicaba. 1. que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban. 2. que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se

desviaban. Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones que de choques.

Esto le condujo a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas: � Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran

densidad a la que llamó núcleo . � Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga

negativa girando alrededor del núcleo. Dicho modelo es el siguiente:

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Sin embargo, el modelo de Rutherford presentaba algunas debilidades : Según la teoría clásica de electromagnetismo, una partícula eléctrica acelerada emite energía. Y el electrón girando en torno al núcleo está sometido a una aceleración centrípeta por lo que irradiaría energía, perdería velocidad y por fin, caería al núcleo desestabilizando el átomo. Pero como el átomo de hecho es estable, las cosas no pueden ocurrir según el modelo de Rutherford. El núcleo es la parte del átomo en la que se encuentra localizada casi toda la masa del átomo y toda la carga positiva. Alrededor del núcleo y a gran distancia, comparada con las dimensiones del mismo, gira el electrón, de forma que su fuerza centrífuga compensa la atracción electrostática que sufre por parte del núcleo. La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de Rutherford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los resultados de experimentos de dispersión, pero no la causa del por qué los átomos sólo emitan luz de determinadas longitudes de onda (emisión discreta). Bohr partió del modelo de Rutherford pero postuló además que los electrones sólo pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo explicaba ciertas características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros elementos. El modelo de Schrödinger , que no fija trayectorias determinadas para los electrones sino sólo la probabilidad de que se hallen en una región espacial, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo largo del siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales . El átomo de Bohr: Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de

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electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los "últimos" electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, son los que determinan el comportamiento químico del átomo. Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones. Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica. Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como "nube de probabilidad" ha sustituido al modelo de sistema solar.

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Modelo Atómico de Bohr El modelo de Bohr fue desarrollado esencialmente para el átomo más sencillo, el de Hidrógeno, el cual consta de un protón y un solo electrón. Sobre la base de sus postulados es posible determinar el radio de las órbitas permitidas, deducir la expresión de la energía que posee el electrón en ellas y explicar la fórmula de Rydberg de los espectros de líneas. El desarrollo de espectroscopios más potentes reveló que las líneas del espectro del hidrógeno no son sencillas, sino que constan de una serie de componentes muy próximas entre sí. A pesar de sus éxitos iniciales, el modelo de Bohr no pudo explicar esta estructura fina de las rayas espectrales del hidrógeno. Para conseguirlo Arnold Sommerfeld y Charles Thompson Rees y Wilson debieron modificar la descripción inicial admitiendo que las órbitas electrónicas eran elípticas cuya excentricidad, o grado de aplanamiento, podía variar, y con ella la energía del electrón. A pesar de este ajuste teórico, el modelo de Bohr no fue capaz de explicar satisfactoriamente los espectros de átomos complejos. Los físicos de la época tomaron entonces conciencia de que no podían eliminarse los defectos de este modelo introduciendo retoque tras retoque en la teoría. Era necesario renovar los propios fundamentos e idear una nueva mecánica capaz de describir el átomo y explicar completamente sus manifestaciones. Esa nueva teoría, que permite estudiar los sistemas microscópicos como el átomo y la molécula, se conoce como mecánica cuántica. PERFECCIONAMIENTO DE SOMMERFELD. Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de este. Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postula lo siguiente: que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo. Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las orbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas.

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ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO. Basándose en la hipótesis de Louis de Broglie y considerando que el movimiento del electrón es análogo a un sistema de ondas estacionarias, Schrödinger llegó por intuición a una ecuación matemática de onda para el átomo de hidrógeno.: Esta ecuación es puramente teórica y debe su validez a que sus resultados y conclusiones coinciden plenamente con hechos probados experimentalmente. Resolviendo la ecuación, Schrödinger obtuvo valores de E que estaban plenamente de acuerdo con los obtenidos experimentalmente. Si pudiéramos fotografiar el átomo, en cada fotografía el electrón aparecería como un punto y al superponer un número elevado de fotografías obtendríamos zonas oscuras con gran densidad de puntos y zonas claras con pocos puntos, en las primeras sería grande la probabilidad de encontrar el electrón, seria grande la densidad electrónica y pequeña la probabilidad de encontrar el electrón en un determinado instante. El modelo atómico de Schrödinger es el siguiente:

EL MODELO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA Electrones y ondas de materia. Las ideas de De Broglie sobre la dualidad onda-partícula sirvieron de base para el desarrollo de la mecánica cuántica y su aplicación al estudio de la organización interna del átomo. A partir del año 1925, físicos como Erwin Schrödinger por una parte y Werner Karl Heisenberg y Paul Adrien Maurice Dirac por otra, construyeron sendas formulaciones de

El modelo de Schrödinger abandonó la idea de órbitas precisas y las sustituyó por descripciones de las regiones del espacio a las que llamó ORBITALES, lugar

donde es más probable que se encuentren los electro nes.

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esa nueva mecánica que se conocen como mecánica ondulatoria y mecánica de matrices respectivamente. Ambas describen y explican con excelente aproximación los espectros atómicos y otros muchos fenómenos en el nivel microscópico y, aunque diferentes en su concepción matemática, pueden ser consideradas equivalentes. Aun cuando se trata de un átomo nuclear formado por un núcleo central y un enjambre de electrones a su alrededor, el modelo atómico que aporta la mecánica cuántica es, ante todo, un modelo formal o abstracto. En él una representación pictórica detallada, como la disponible en el modelo de Bohr, deja paso a una descripción que sólo es precisa en el plano estrictamente matemático. El comportamiento de un electrón en el interior de un átomo viene regido por la llamada ecuación de Erwin Schrödinger, una complicada ecuación matemática que describe para cada electrón la propagación de onda de materia asociada. A partir de la función de onda, obtenida al resolver la ecuación de Erwin Schrödinger, es posible determinar la probabilidad de encontrar al electrón en una posición dada y también los valores de energía que corresponden a los diferentes estados posibles del electrón. La interpretación probabilística de las ondas de materia, que es característica de esta nueva mecánica, hace que se tenga que renunciar en el nuevo modelo de átomo, a la noción de órbita como conjunto de posiciones precisas, para sustituirlo por la de orbital como una región del espacio que rodea el núcleo atómico en d onde es más probable encontrar al electrón. Naturaleza eléctrica del átomo: Como es sabido, la corteza del átomo está formada por unas partículas llamadas electrones y de masa 1/1836 UMA, por lo que al ser tan pequeñas se desprecian. Todo átomo es eléctricamente neutro debido a que tienen el mismo número de electrones que de protones, es decir, que el número de cargas positivas es igual al número de cargas negativas. Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con el número de orden en el sistema periódico y es igual al número de electrones por ser el átomo neutro. Como el átomo es eléctricamente neutro debe tener el mismo número de protones y de electrones. Al número de neutrones se llama N. La masa atómica o número másico (A de un átomo será entonces, la suma de los protones y de los neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia).Por tanto:

A = N + Z Sin embargo, todo átomo puede dejar de ser neutro si gana o pierde electrones y al hacerlo, da lugar a la formación de un ión : Si el un átomo pierde electrones deja de ser nutro, porque adquiere carga eléctrica positiva y el ión se llama catión . Si un átomo gana electrones también deja de ser neutro, porque adquiere carga eléctrica negativa y el ión se llama anión Aunque no vamos a resolver la ecuación de Schrödinger, porque exige un tratamiento matemático excesivo para el nivel de conocimientos del alumno, es conveniente indicar que la ecuación tiene infinitas soluciones de las que hay que escoger las que tengan sentido físico adecuado, y cuando se obtienen soluciones aceptables aparecen los números

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cuánticos n, l y m que como se vio en su momento, habían sido introducidos empíricamente por los espectroscopistas. El número cuántico de spin s no aparece en el desarrollo de Schrödinger, pero si en un tratamiento posterior de Dirac en el que combina la mecánica cuántica y la teoría de la relatividad. Los cuatro números cuánticos adquieren los mismos valores ya vistos. Números cuánticos: La situación de los electrones, su nivel de energía y otras características se expresan mediante los números cuánticos. Estos números cuánticos, que se fueron introduciendo como postulados a partir de las modificaciones introducidas en el modelo de Bohr. Los números cuánticos son cuatro y son los siguient es: El número cuántico principal se representa por la letra n (ene minúscula) y da idea de la distancia media que separa el electrón del núcleo, indica el nivel de energía, o sea, es el número que en una primera aproximación determina la energía de los posibles estados cuánticos del electrón. Toma valores enteros n =1, 2, 3, 4,5, 6, 7 El número cuántico secundario (Azimutal) se representa por la letra l (ele minúscula) y es el que determina en que subnivel se encuentra el electrón y la forma geométrica de los orbitales atómicos. Desde un punto de vista energético, el número cuántico l describe el estado del electrón en un segundo nivel de refinamiento. Así, cada nivel n se desdobla en otros tantos subniveles l definidos por los valores enteros comprendidos entre 0 y n-1. Este número cuántico permite explicar la llamada estructura fina de los espectros atómicos. En ausencia de campos magnéticos, la energía de un electrón queda determinada por los números cuánticos n y l. El número cuántico magnético se representa por la letra m (eme minúscula) y da cuenta del número de orbitales en cada subnivel y de las posibles orientaciones espaciales del movimiento orbital del electrón cuando se le somete a la acción de un campo magnético externo. En tales circunstancias el movimiento electrónico es perturbado por la influencia del campo y cada subnivel se desdobla en tantos otros como valores puede tomar ml , que son todos los números enteros, incluido el cero, comprendidos entre - l y + l; en total son 2 l + 1 valores. El número cuántico de espín se representa por la letra s (ese minúscula) y puede tomar dos únicos valores: +1/2 y -1/2. El electrón se comporta como si efectuase un movimiento de medio giro interno (en inglés spin = giro ) con dos posibles sentidos de rotación, a derecha y a izquierda; o más exactamente, el electrón se manifiesta como un minúsculo imán cuya orientación, al aplicar un campo magnético externo, sólo puede ser o paralela (s = + 1/2) o antiparalela (s = - 1/2) a la dirección del campo. ORBITALES ATÓMICOS Según la noción de átomo que aporta la mecánica cuántica, el electrón no gira a distancias fijas al núcleo, sino que se halla deslocalizado en ciertas regiones del espacio denominadas orbitales. La noción de nube electrónica o de carga, proporciona una idea gráfica de lo que representa un orbital. Si se pudiera fotografiar millones de veces un electrón, la

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representación conjunta de tales posiciones daría lugar a una imagen de puntos con unas zonas de mayor densidad que otras, reflejando así la diferente probabilidad de presencia del electrón. La nube electrónica así obtenida representaría un orbital. La forma geométrica de los orbitales viene determinada por el número cuántico secundario l cuyos valores se suelen representar, por razones históricas, mediante las letras s, p, d y f . Así l = 0 corresponde a un orbital s; l = 1 a uno p; l = 2 a uno d y l = 3 a un orbital f. Los orbitales s tienen forma esférica y son, por lo tanto, indiferentes a la orientación (ml = 0). Los orbitales p (l = 1) presentan unas superficies límites lobuladas, distinguiéndose en cada caso tres orbitales (px ,pz y pz) que corresponden a las tres orientaciones ml = - 1, 0, +1. Los orbitales d (l = 2) poseen cinco componentes (2 l + 1) orientadas en otras tantas direcciones del espacio que se representan en la forma dxy ,dyz , dxz , dx2 y2 ,dz2 y corresponden a los cinco valores del número cuántico magnético que son los siguientes: ml = -2, -1, 0, +1, +2. Esta notación suele emplearse también para definir los niveles energéticos que caracterizan la energía de los orbitales correspondientes.

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estructura_atom ica/ap09_mecanica_cuantica.php Corteza Electrónica y Números cuánticos. Cada electrón dentro de un átomo viene identificado por 4 números cuánticos: El Número cuántico principal . Se representa por la letra n. Nos da idea del nivel de energía y el volumen real del orbital. Puede tomar los valores siguientes:

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, según sea el Nivel: K, L, M, N, O, P, Q, El Número cuántico secundario o azimutal. Se representa por la letra l. Determina el subnivel, el tipo de orbital y su forma. Puede tomar los valores:

l = 0, 1, 2, 3,...,n-1 según si el orbital es del tipo: s, p, d, o f,... Por ejemplo:

Valores de n Valore de l Para n =1 � l = 0 (s)

Para n = 2 � l = 0 (s) l = 1 (p)

Para n = 3 � l = 0 (s) l = 1 (p) l = 2 (d)

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Para n = 4 �

l = 0 (s) l = 1 (p) l = 2 (d) l = 3 (f)

El número cuántico magnético. Se representa por la letra m. Nos indica el número de orbitales en cada subnivel y la orientación que tiene el orbital al someterse el átomo a un campo magnético fuerte (efecto Zeeman). m puede tomar los valores: desde -l,.hasta +l incluyendo el cero. Por ejemplo:

Cada valor de m es un orbital y en cada orbital caben como máximo 2 electrones, por tanto, los valores para cada número cuántico son los siguientes:

NÚMEROS CUÁNTICOS VALORES

n Número cuántico principal

n = 1, 2, 3, ..., n l Número cuántico azimutal l = 0, 1, 2,.., (n-1)

m Número cuántico magnético m = -l, .., 0,.. ,+l s Número cuántico de spin s = + ½ y - ½

TIPO Y NOMBRE DE LOS ORBITALES ATÓMICOS Se debe recordar que un orbital atómico es el estado de energía correspondiente a una función de onda determinada por los números cuánticos n, l y m. En cada orbital el electrón se puede encontrar en dos formas distintas, según sea el valor del número cuántico de spin.

Valores de l Valores de m

Para l = 0 � m = 0

Para l = 1 � m = -1 m = 0

m = +1

Para l = 2 �

m = -2 m = -1 m = 0

m = +1 m = +2

Para l = 3 �

m = -3 m = -2 m = -1 m = 0

m = +1 m = +2 m = +3

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Los orbitales se nombran con un número que coincide con el valor del número cuántico n, y una letra que depende del valor del número cuántico l:

Valores de l Tipo de Orbital

Cuando l = 0 Orbital s

Cuando l = 1 Orbital p

Cuando l = 2 Orbital d Cuando l = 3 Orbital f

Nombre de los orbitales atómicos.

NÚMEROS CUÁNTICOS ORBITALES

n L m Tipo de orbital Nombre del orbital

1 0 0 s 1s

0 0 s 2s 2 1 -1, 0, +1 p 2py, 2pz, 2px

0 0 s 3s

1 -1, 0 ,+2 p 3py, 3pz, 3px

3

2 -2, -1, 0, +1, +2 d 3dxy, 3dyz, 3dz², 3dxz, 3dx²y²

FORMA ESPACIAL DE LOS ORBITALES ATÓMICOS Función de onda angular: la "forma" de los orbitales atómicos. La función angular que representa a un orbital de tipo s es independiente del ángulo, lo que supone que un orbital s presenta simetría esférica. Este orbital se representa normalmente mediante una superficie esférica centrada en el núcleo. Los límites de esta superficie esférica definen la región del espacio para la cual la probabilidad de encontrar al electrón es elevada, generalmente superior al 75%. Cualquier orbital de tipo s se representa con una superficie esférica.

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Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales s (probabilidad 75 %)

Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales p (probabilidad 75 %)

Todos los orbitales con l > 0 poseen amplitudes que varían con el ángulo. Las representaciones gráficas más comunes de los tres orbitales p son idénticas y consisten en dos esferas tangentes en un punto (núcleo). La única diferencia estriba en la orientación de las mismas (según los ejes x, y o z). Cada una de estas representaciones corresponde a un valor del número cuántico ml de los orbitales individuales. La forma de los orbitales d y f se muestran también en las figuras. En el caso de la parte angular de la función de onda, se denomina nodo o superficie nodal al plano del espacio en el que la función se hace cero. De forma general, un orbital caracterizado por un valor del número cuántico l posee l planos nodales. Como puede observarse en las mencionadas figuras, los orbitales de tipo p poseen un plano nodal (que pasa por el núcleo). Los orbitales d poseen 2 planos o superficies nodales perpendiculares entre sí y los orbitales f presentan 3 de estos planos nodales.

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Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales d (probabilidad 75 %).

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Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales f

(probabilidad 75 %) Hay que señalar que aunque los orbitales s son los únicos que presentan simetría esférica, la suma de la densidad electrónica de los 3 orbitales p, de los 5 orbitales d o de los 7 orbitales f también es esférica. Esto se conoce como teorema de Unsold. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo de los átomos. Para distribuir los electrones en los distintos niveles y subniveles de energía se aplican los principios y reglas siguientes: Principio de Aufbau . Los electrones en el átomo se distribuyen en los distintos orbitales de energía ocupando primero aquellos de menor energía. Para ello se muestra a continuación el orden de la energía de los orbitales según el diagrama de Mouller.

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DIAGRAMA DE MOULLER

En este iagrama se observa el orden en que se van llenando de electrones los diferentes subniveles, siguiendo la dirección de las flechas. Ejemplos: Configuraciones electrónicas de los átomos de difer entes elementos:

Elementos Z Configuraciones electrónicas Li 3 1s2, 2s1 Na 11 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Mg 12 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 Al 13 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1 Si 14 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2 P 15 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 S 16 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 Cl 17 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Ar 18 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 Cr 24 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 Fe 26 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 Cu 29 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d9 Zn 30 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10 Eu 63 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 5d1, 4f6 Bk 97 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14,

5d10, 6p6 , 7s2 , 6d1, 5f 8

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En esta forma de distribuir los electrones, el coeficiente representa el Nivel, la letra representa al subnivel y tipo de orbital y el exponente indica la cantidad máxima de electrones en cada subnivel. A esto es lo que se le llama: Configuración electrónica. Como se puede observar en estos ejemplos, hay configuraciones electrónicas que terminan en s, otras en p, otras en d y las últimas en f. Esa es la causa por la cual los elementos de la Tabla Periódica están ordenados y clasificados en cuatro grupos diferentes. Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las configuraciones de los lantánidos , aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d1 que entonces se vuelve más energético, y luego empieza a rellenar los 4f. Lo mismo sucede con los actínidos, el átomo coloca primero el 6d1 y a continuación el 5f. Es de mucha importancia recordar que en cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad alojar electrones de los distintos subniveles es la siguiente:

Subniveles: s, p, d, f, Capacidad : 2, 6, 10 14 electrones

El número de electrones que caben en cada subnivel se puede calcular también fácilmente mediante la fórmula 2(2l+1) y el de cada nivel mediante la fórmula 2n². Principio de exclusión de Pauli. En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Esto quiere decir, que dos electrones no pueden estar en el mismo lugar espacial al mismo tiempo. Por lo menos uno de los cuatro números cuánticos debe ser diferente. De acuerdo con este principio, el número máximo de electrones presentes en un orbital s es 2, 6 electrones para un orbital p ubicados de la manera siguiente: (2 en el px, 2 en el py, 2 en el pz), 10 electrones para un orbital d distribuidos también (2electrones en cada uno de los orbitales dxy, dxz, dyz, dy², dx²-y², dz²) y 14 en un orbital f. En un orbital no puede haber mas de dos electrones y estos deben tener spines opuestos o antiparalelos (+ ½, - ½) ya que los dos electrones ocupan el orbital tienen iguales los números cuánticos n, l y m. Energía en los orbitales. La energía en los orbitales depende de los números cuánticos n, l y aumenta a medida que aumenta la suma de estos (n +1). Cuando a dos orbitales les corresponde el mismo valor de esta suma el orbital que tiene menor energía es la que tiene un valor de n más pequeño. Para recordar este orden con más facilidad se puede seguir la regla representada en la siguiente tabla, en la que las flechas indican los orbitales en orden creciente de energías. En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental .

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Si el átomo recibe energía de algunos de sus electrones, sobre todo los más externos, pueden saltar a orbitales de mayor energía pasando el átomo a un estado excitado. Entre los orbitales de mayor energía las diferencias de energía son tan pequeñas que la regla representada en la tabla anterior a veces no se cumple de un modo riguroso, sobre todo para átomos con un número elevado de electrones. Regla de Hund. Es una regla empírica obtenida en el estudio de los espectros atómicos que dice: Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, separados. Lo que quiere decir esta regla es lo siguiente: Si se van a distribuir 5 electrones en los orbitales tipo p, se debe colocar primero un electrón en cada orbital y a continuación su pareja, hasta completar 5. De igual manera se debe hacer en los orbitales tipo d y en los orbitales tipo f. El átomo es más estable, tiene menor energía, cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o antiparalelos). Relación entre Configuración electrónica y Tabla Pe riódica La naturaleza 'periódica' de los elementos se debe a la configuración de los electrones en los átomos. Dicho en otras palabras, la manera en la cual los electrones de los átomos se organizan alrededor de su núcleo, afecta las propiedades del átomo. La teoría del átomo de Bohr postula que los electrones no están localizados arbitrariamente alrededor del núcleo del átomo, sino que ellos se organizan en envolturas de electrones específicas. Cada envoltura tiene una capacidad limitada de electrones. A medida que las envolturas más internas se llenan, electrones adicionales residen en envolturas más distantes. La capacidad de la primera envoltura del electrón es de dos electrones y la de la segunda envoltura es de ocho. Por consiguiente, en el ejemplo discutido con anterioridad, el oxígeno, con ocho protones y ocho electrones, contiene dos electrones en su primera envoltura y seis en su segunda envoltura. El flúor, con nueve electrones, contiene dos en su primera envoltura y siete en la segunda. El neón, con diez electrones, contiene dos en la primera envoltura y ocho en la segunda. Ya que el número de electrones en la segunda envoltura aumenta, podemos deducir por qué las propiedades químicas cambian gradualmente a medida que se va del oxígeno hacia el flúor y hacia el neón. El sodio tiene once electrones. Dos están en la primera envoltura, pero recordemos que la segunda envoltura sólo puede contener ocho electrones. El undécimo electrón del sodio no cabe ni en su primera envoltura ni en la segunda. Este electrón reside en una tercera envoltura del sodio. La razón por la cual hay un cambio drástico en las propiedades químicas cuando se va del neón al sodio, se debe a que hay un cambio dramático en la

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configuración de los electrones entre estos dos elementos. Grupo IA VIA VIIA VIIIA

Sodio Litio Oxígeno Flúor Neón Configuraciones electrónicas para algunos Elementos Tal como se puede apreciar en los modelos descritos arriba, mientras el sodio tiene tres envolturas de electrones, el litio solo tiene dos, pero tienen algo en común, y es que ambos átomos tienen un electrón en su envoltura más externa. Estas envolturas externas de electrones (se denominan: electrones de valencia ) y son importantes al determinar las propiedades químicas de los elementos. Las propiedades químicas de un elemento están determinadas por la manera en la cual sus átomos interactúan con otros átomos. Si imaginamos la envoltura externa (valencia) de un átomo como una esfera abarcando todo lo que está adentro, entonces es sólo la envoltura de valencia que puede interactuar con otros átomos - tal como sólo la pintura del exterior de una casa puede 'interactuar' con el agua de la lluvia y mojarse. La envoltura de valencia de un átomo cubre las envolturas internas del electrón. Por consiguiente la valencia de la envoltura de los electrones de un átomo determina su interacción con los átomos cercanos y, por tanto de sus propiedades químicas. Ya que ambos el sodio y el litio tienen un electrón de valencia, ellos comparten propiedades químicas similares. Para los elementos de los grupos clase A de la tabla periódica, el número de la valencia de electrones corresponde al número de grupo. Por consiguiente, Li, Na y otros elementos

Sodio Litio Oxígeno Flúor Neón

Litio Sodio

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del grupo IA tienen un electrón de valencia. Be, Mg y otros elementos del grupo IIA tienen dos electrones de valencia. B, Al y otros elementos del grupo IIIA tienen tres electrones de valencia, y así sucesivamente. Por otro lado, el número del período, que ocupa un elemento en la tabla es igual al número total de las envolturas que contienen los electrones dentro del átomo. Normalmente H y He ubicados en el primer período, tienen electrones sólo en la primera envoltura; Li, Be, B y otros elementos del período dos ocupan dos envolturas. Los científicos usualmente usan taquigrafía para escribir la configuración de los electrones de los elementos. En esta taquigrafía el símbolo del elemento está seguido por la envoltura del electrón del elemento como un signo de paréntesis - ). El número de electrones en cada envoltura se escribe después del signo). Estos son algunos ejemplos. Configuración Electrónica por nivel energético para átomos de diferentes elementos

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Ejercicios de teoría atómica: Resolver los siguientes problemas: 1. Dibujar de acuerdo al modelo atómico de Rutherford-Bohr, los átomos de los siguientes

elementos:

Elemento Z A Li Mg Ne F Na S He O P Cl

3 12 10 9 11 16 2 8 15 17

7 24 20 19 23 32 4 16 31 35

2. Indique cuáles de los átomos anteriores poseen una configuración estable y por qué. 3. Indicar sin usar la Tabla Periódica: el número de protones, neutrones y electrones, en

cada nivel de energía, subniveles de energía de los siguientes átomos: Nota: el número mayor es A y el menor es Z.

a) 23

11Na b) 12

6C c) 27

13Al d) 32

16S e) 56

26Ar f) 65

30Zn g) 80

35Br

4. Representar la estructura electrónica de los siguientes iones:

a) 73Li+

b) 3115P³-

c) 168O2-

Responder el siguiente cuestionario : 2. Un elemento tiene A = 80, puede poseer por lo tanto: a) 80 protones y 35 neutrones.

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b) 115 protones y 80 neutrones. c) 35 protones y 45 neutrones. d) 45 protones y 35 neutrones. 3. Un elemento posee 28 electrones y 31 neutrones, por lo tanto su número atómico y su

número de masa son respectivamente: a) 59 y 31. b) 3 y 28. c) 31 y 28. d) 28 y 59. http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estructura_atom ica/tp01_estructura_atomica.php 4. Completar las siguientes ecuaciones que representan la formación de iones, indicando el

número de neutrones, protones y electrones de cada una de las especies.

3216S + ? ─> ?? S

-2 35

?Cl + ? ─> ?? Cl- 27

13Al ─> ??Al +3 + ? RADIOACTIVIDAD. La Radioactividad es la propiedad que presentan los núcleos atómicos de ciertos isótopos de modificar espontáneamente su constitución, emitiendo simultáneamente una radiación característica. La radioactividad puede ser: natural o artificial La Radioactividad natural es la que manifiestan los isótopos que se encuentran en la naturaleza. La radiactividad artificial o inducida es la que ha sido provocada por transformaciones nucleares artificiales. Radioactividad natural En 1896 Antoine Henri Becquerel descubrió que ciertas sales de uranio emitían radiaciones espontáneamente, al observar que velaban las placas fotográficas envueltas en papel negro. Hizo ensayos con el mineral en caliente, en frío, pulverizado, disuelto en ácidos y la intensidad de la misteriosa radiación era siempre la misma. Por tanto, esta nueva propiedad de la materia, que recibió el nombre de radiactividad, no dependía de la forma física o química en la que se encontraban los átomos del cuerpo radiactivo, sino que era una propiedad que radicaba en el interior mismo del átomo. El estudio del nuevo fenómeno y su desarrollo posterior se debe casi exclusivamente a los esposos Marie Curie y Pierre Curie, quienes encontraron otras sustancias radiactivas como el torio, polonio y radio. La intensidad de la radiación emitida era proporcional a la cantidad de uranio presente, por lo que dedujo Marie Curie que la radiactividad era una propiedad atómica.

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El fenómeno de la radiactividad se origina exclusivamente en el núcleo de los átomos radiactivos. Y la causa que lo origina se cree que es debida a la interacción neutrón-protón del mismo. Al estudiar la radiación emitida por el radio se comprobó que era compleja, pues al aplicarle un campo magnético parte de ella se desviaba de su trayectoria y otra parte no, como en el gráfico siguiente: donde se observa que las partículas β se desvían hacia la parte positiva del campo, mientras que las partículas α se desvían hacia la parte negativa del campo y las partículas ץ no sufren desviaciones. Se comprobó que dicha radiación consta de 3 partes. Este fenómeno se muestra en el gráfico siguiente: - Radiación α: Identificada con núcleos de Helio (4

2He), constituidos por dos protones y dos neutrones. Por tanto, poseen dos cargas positivas y son desviadas por campos eléctricos y magnéticos. Es poco penetrante aunque muy ionizante.

- Radiación β: Son electrones resultantes de la desintegración de los neutrones del

núcleo:

neutrón + protón + electrón + neutrino Debido a su carga es desviada por campos eléctricos y magnéticos. Es más penetrante, aunque su poder de ionización no es tan elevado como el de la radiación α. - Radiación γ: No es corpuscular como las 2 anteriores, sino de naturaleza

electromagnética. Al no tener carga, los campos eléctricos y magnéticos no la afectan. Es la más penetrante, y muy peligrosa.

Las leyes de desintegración radiactiva, descritas por Sir Frederick Soddy y Fajans, son: - Cuando un átomo radiactivo emite una partícula α, la masa del átomo resultante

disminuye en 4 unidades y el número atómico en 2. - Cuando un átomo radiactivo emite una partícula β, la masa del átomo resultante no varía,

pero, su número atómico aumenta en una unidad.

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- Cuando un núcleo excitado emite una radiación γ no varía ni su masa ni su número atómico, solo pierde una cantidad de energía hv.

Las dos primeras leyes nos indican que cuando un átomo emite una radiación α o β se transforma en otro átomo de un elemento diferente. Este nuevo elemento puede ser radiactivo, transformándose en otro, y así sucesivamente, dando lugar a las llamadas series radiactivas . Radioactividad artificial Se produce la radiactividad inducida cuando se bombardean ciertos núcleos estables con partículas apropiadas. Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado penetran dentro del núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable, se desintegra después radiactivamente. Fue descubierta por los esposos Marie Curie y Pierre Curie, bombardeando núcleos de boro y aluminio con partículas a. Observaron que las sustancias bombardeadas emitían radiaciones después de retirar el cuerpo radiactivo emisor de las partículas a de bombardeo. El estudio de la radiactividad permitió un mayor conocimiento de la estructura del núcleo atómico y de las partículas subatómicas. Se abre la posibilidad de convertir unos elementos en otros. Incluso el sueño de los alquimistas de transformar otros elementos en oro se hace realidad, aunque no resulte rentable. http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estructura_atom ica/ap08_espectros_y_estructura_atomica.php http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estructura_atom ica/ap13_estructura_del_atomo.php

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NOMBRE DE LA UNIDAD : REACCIONES QUÍMICAS Competencia de Grado: Analiza y explica las causas y efectos de los cambios químicos que ocurren en su entorno. Contenidos. � Introducción � Reacciones Químicas. Concepto. - Características y forma de representación. - Manifestaciones de las reacciones químicas.

√ Formación de precipitado. √ Formación de gas. √ Cambio de color y olor.

� Clasificación. - Por el número de sustancias reaccionantes:

√ Combinación. √ Descomposición. √ Desplazamiento. √ Doble desplazamiento.

���� Por el desprendimiento y absorción de calor: - Exotérmica. - Endotérmica. � Factores que afectan la velocidad de una reacción química. - Naturaleza del soluto y solvente. - Concentración de reactivo. - Temperatura. - Superficie de contacto. - Presión. - Catalizadores. � Leyes Generales de la Química. - Ley de combinaciones química definidas. - Ley de las proporciones constantes. - Ley de la Conservación de la Masa.

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� Reacciones químicas que ocurren en nuestro organismo. Importancia. � Fabricación de productos útiles para la vida. � Reacciones de Oxidación-reducción. - Características.

√ Oxidación. √ Reducción. √ Agente oxidante. √ Agente reductor. √ Número de oxidación.

� Métodos para balancear o ajustar las ecuaciones químicas: - Método de inspección simple o de tanteo. - Método Oxidación Reducción. - Beneficios de los antiácidos en el control de la acidez estomacal en la humanidad. � La combustión y su relación con el efecto Invernadero. � Desechos tóxicos de la agroindustria. - Efectos negativos que causa al Medio Ambiente. - Medidas que se deben tomar en cuenta para evacuar los desechos tóxicos. INTRODUCCIÓN: Para el alcance de la competencia orientada a las reacciones químicas, y consolidar todos los contenidos tratados, es fundamental que los estudiantes interioricen los contenidos al resolver ejercicios sencillos relacionados a las características y formas de representación y la clasificación de las reacciones químicas, base fundamental para que los estudiantes dominen todos contenidos en el programa de estudio del 10º grado. Tenga siempre presente, que al finalizar cada temática de estudio, realizar una sistematización de los conceptos abordados resaltando todos aquellos aspectos fundamentales. Muchas de las sustancias de los productos que utilizamos y consumimos en la vida diaria, son el resultado de reacciones químicas que ocurren, algunas veces de forma espontáneas, otras veces provocadas. Es por eso que decimos que los procesos químicos están relacionados con cambios en la naturaleza debido a que están vinculados a una extensa cantidad de fenómenos desde las explosiones hasta los procesos vitales, crecimiento de los seres vivos, su metabolismo, etc. A continuación se le presentan algunos ejemplos de reacciones químicas que ocurren en nuestra vida diaria:

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La precipitación de un sólido en una solución se puede deber a un cambio químico. En el agua dura el jabón produce un precipitado en forma de grumos porque reacciona químicamente con los iones que hay en el agua. En todos los cambios químicos se producen cambios de energía. Durante una reacción química se pueden liberar o absorber luz o calor, como sucede cuando la madera u otro combustible se combinan rápidamente con el oxígeno durante su combustión.

Los cambios de olor pueden indicar que una sustancia ha experimentado un cambio químico. Cuando el alimento se descompone, cambia su olor debido a los cambios químicos que sufrió.

A veces se libera gas como resultado de un cambio químico. Las emanaciones de gases tóxicos de los automóviles contienen es causado por la combustión de la gasolina, estos gases tienen como efecto la contaminación del medio ambiente:

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De la misma forma ocurre en nuestro cuerpo a cada instante ocurren reacciones químicas de oxidación-reducción, como es el caso de la respiración en nuestro organismo, es decir la oxigenación de la sangre en los pulmones, la combustión de los nutrientes en las células, etc., por lo que decimos que las reacciones químicas, constituyen parte importante de nuestras vidas. REACIÓN QUÍMICA: Una Reacción química es un proceso, en el cual una sustancia A reacciona químicamente con otra sustancia B y en ese proceso, ambas sustancias desaparecen para formar una o más especies nuevas, es decir, un producto nuevo con características físicas y químicas nuevas y diferentes a las que le dieron origen. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. En el Universo todo está sometido a cambio, es decir, a una evolución permanente. Desde los seres vivos hasta las montañas o las estrellas, todo obedece a una dinámica de cambio. La causa de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la relación que existe entre materia y energía, y por los efectos de esta relación podemos clasificar todos los cambios que ocurren en la naturaleza en dos categorías: � Cambios Físicos y; � Cambios Químicos. Los cambios físicos , no implican una alteración en la naturaleza atómico-molecular de la materia, como en el caso de la dilatación del mercurio en un termómetro, o el cambio de líquido a sólido en el caso del agua. En estos dos casos cada sustancia conserva sus propiedades físicas y químicas. Los cambios químicos implican una transformación de la estructura atómico-molecular, como en el caso del fraguado del cemento o en la oxidación del hierro, o la quema de un trozo de papel. A veces, la distinción entre ambas categorías no siempre resulta evidente y los estudios de los fenómenos físicos y químicos se superponen con frecuencia, tal es la situación de la disolución del cloruro de hidrógeno (HCl) en agua. Los cambios químicos ocurren mediante la existencia de reacciones químicas, pudiéndose definir una reacción química como un proceso en el que unas sustancias se transforman en otras por la reordenación de sus átomos mediante la rotura de unos enlaces que los mantienen unidos en los reactivos y la formación de otros nuevos enlaces en los productos.

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FORMA DE REPRESENTAR UNA REACIÓN QUÍMICA Una ecuación química es el modo de representar a las reacciones químicas. Por ejemplo, el hidrógeno es un gas (H2) que puede reaccionar con oxígeno que es otro gas (O2) para producir agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe de la manera siguiente:

El signo "+" se lee: "reacciona con" La flecha significa "produce". Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias reaccionantes denominadas reactivos . A la derecha de la flecha están las fórmulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos . Los números a la izquierda de las fórmulas son los coeficientes de las mismas (el coeficiente 1 se omite) e indica el número de veces de dichas fórmulas Otro ejemplo de reacción química es el caso del metano (CH4) o el gas natural que arde con el oxígeno (O2) formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la ecuación de esta reacción sería: Como los átomos se conservan en las reacciones químicas, a cada lado de la ecuación debe aparecer el mismo número de ellos. Por lo tanto, la reacción puede expresarse del siguiente modo:

Los químicos sustituyen ‘da’ por una flecha y borran todos los ‘1’, para obtener la ecuación química ajustada de la manera siguiente:

Una reacción muy estudiada es la que tiene lugar entre el yodo y el hidrógeno gaseoso para producir yoduro de hidrógeno, también en estado gaseoso, pudiéndose expresar la reacción química de la siguiente forma:

H2 + I2 → 2 Hl

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Todas las especies que intervienen en la reacción, son compuestos de naturaleza covalente, y la reacción consiste en un proceso de ruptura de unos enlaces y el establecimiento de otros nuevos. Para averiguar los enlaces rotos y formados, escribiremos la ecuación de la reacción siguiente:

H-H + I-I → 2H-I Los enlaces que se rompen son los de hidrógeno-hidrógeno (H—H) y yodo-yodo (I—I), para originar 2 moléculas de yoduro de hidrógeno, cada una de las cuales con un enlace hidrógeno-yodo (H—I). TEORIA DE LAS COLISIONES EN LAS REACCIONES QUIMICAS El modelo actual que explica cómo tiene lugar una reacción química es la teoría de las colisiones, desarrollada por Lewis y otros químicos en la década de 1920. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso que los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen. Dadas las dimensiones de los átomos, moléculas o iones, en una reacción química toman parte tal número de partículas que sería impensable un choque simultáneo (al mismo tiempo) y adecuado de todas las partículas de los reactivos. En la formación del Hl a partir de la reacción del Hidrógeno con el Yodo, cada molécula de hidrógeno existente debe chocar con una sola de yodo para originar dos moléculas de yoduro de hidrógeno. De esta forma, para que puedan reaccionar las cantidades existentes de reactivos, toda reacción química requiere un tiempo, que se denomina tiempo de reacción. Por otro lado, generalmente, no toda la masa de reactivos se transforma íntegramente en productos, porque no todos los choques que se verifican dan lugar a la ruptura de enlaces; puede ocurrir como en el juego del billar, que el choque de las bolas produzca únicamente el cambio de dirección de las mismas. Por eso para que tenga lugar una reacción química los choques deben ser eficaces y cumplir las dos condiciones siguientes: 1. Que los átomos, moléculas o iones de los reactivos posean suficiente energía (cinética),

para que al chocar, puedan romperse sus enlaces y formarse otros nuevos. 2. Que el choque se verifique con una orientación adecuada, pues aunque los átomos,

moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener lugar con una orientación desfavorable.

Por tanto, para que una reacción química tenga lugar, es necesario que los átomos, moléculas o iones existentes entren en contacto, es decir, choquen, y mediante la colisión, se rompan los enlaces de las sustancias reaccionantes y se establezcan los nuevos enlaces. Según la primera condición, a la energía mínima requerida para efectuar una reacción se la llama energía de activación. De esta forma, se puede imaginar que una reacción química transcurre por un cierto camino de reacción, parecido a la carrera de un atleta que debe efectuar un salto de pértiga. La

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altura de listón se asemeja a la barrera energética que constituye la energía de activación, y que debe superarse para que la reacción química tenga lugar. No se deben confundir los conceptos energía de reacción con energía de activación, pues hacen referencia a aspectos distintos de una reacción química. La energía de reacción proporciona el balance energético que acompaña a una reacción química, independientemente de cómo se verifique la reacción. La energía de activación se refiere a la barrera energética que hay que vencer para que tenga lugar la reacción química. Veamos un ejemplo: La combustión de un trozo de papel es una reacción exotérmica y pudiera parecer que, al ser el contenido energético de los productos menor que el de los reactivos, todas las reacciones exotérmicas deberían ocurrir de una forma espontánea. Pero, afortunadamente el papel no arde de forma espontánea en contacto con el oxígeno del aire. Todos sabemos que hace falta prender con una cerilla el papel para que éste se queme. De esta forma, el papel comienza a arder cuando la cerilla encendida comunica la energía de activación suficiente al papel y al oxígeno para iniciar la combustión. VELOCIDAD DE REACCIÓN Hemos visto que para que tenga lugar una reacción química se necesita un tiempo, y de esta forma puedan reaccionar las cantidades que existan de reactivos. Por ello, se define el tiempo de reacción como el tiempo en el que transcurre una reacción química. Según sea el valor del tiempo de reacción, las reacciones químicas se pueden dividir en: Reacciones rápidas y Reacciones lentas. Lo cual nos lleva a definir otro concepto, el concepto de velocidad de reacción, el cual se define como la cantidad de una sustancia que se transforma en otra por medio de una reacción química en la unidad de tiempo. Puesto que en una reacción química la cantidad de sustancia transformada de reactivos produce otra cantidad de productos, la velocidad de reacción se puede representar tanto por la cantidad de uno de los reactivos que desaparece en la unidad de tiempo, como por la cantidad de uno de los productos que se forman en la unidad de tiempo. En muchas reacciones, las distintas sustancias que intervienen (reactivos y productos) suelen formar una mezcla homogénea, por lo que como medida de la cantidad de sustancia se suele utilizar la concentración, expresada en unidades de Molaridad, la cual indica la cantidad de moles por cada litro de solución.

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¿CÓMO SE MIDE LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN? La determinación de la velocidad de una reacción química pasa por la medida de la variación de la cantidad o concentración de uno de los componentes en el tiempo. Para ello se acude normalmente a un método indirecto, mediante la medida de una propiedad física que guarde una relación directa con la variación de la cantidad o concentración del componente a estudiar de la reacción. Cualquier propiedad física que varíe durante el curso de la reacción sirve para hallar la velocidad de reacción, siempre que esté asegurada una proporcionalidad directa entre la propiedad física y la cantidad de sustancia transformada. ESTADO FÍSICO DE REACTIVOS Y PRODUCTOS EN LAS ECUAC IONES: El estado físico de los reactivos y de los productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente. Por ejemplo: Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe: Dónde ac significa disolución acuosa. Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar. El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr ) y el nitrato de plata (AgNO3) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr ). Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan. LA ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS La humanidad ha utilizado desde el principio de su existencia reacciones químicas para producir energía. En primer lugar mediante la combustión de madera o de carbón, pasando por las que tienen lugar en los motores de explosión de los automóviles y llegando hasta las

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más sofisticadas, que tienen lugar en los motores de propulsión de los aviones y de las naves espaciales. Las reacciones químicas van acompañadas en unos casos de un desprendimiento de energía y en otros, de una absorción de energía, pero ¿de dónde procede esta energía? Cada átomo y cada molécula de una sustancia posee una determinada energía química o energía interna característica, que depende de las energías cinética y potencial de las partículas constituyentes: átomos, electrones y núcleos. Por tanto, se puede afirmar que los reactivos de una reacción química poseen un determinado contenido energético propio (energía interna) y los productos otro diferente. Si en una reacción química disminuye la energía interna del sistema, se desprende energía. Si, por el contrario, aumenta la energía interna, se absorbe energía. La energía de una reacción es la energía que se pone en juego en la reacción y, por tanto, es igual al balance de energía interna entre los productos y los reactivos. Si existe desprendimiento de energía, la reacción se denomina exotérmica y, por el contrario, si para que se efectúe la reacción, se requiere el aporte de energía, la reacción se llama endotérmica. La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía luminosa, eléctrica, etc, pero habitualmente se manifiesta en forma de calor, por lo que el calor desprendido o absorbido en una reacción química, se llama calor de reacción y tiene un valor característico para cada reacción, en unas determinadas condiciones da presión y temperatura. Las reacciones químicas pueden entonces clasificarse en: exotérmicas o endotérmicas , según se dé desprendimiento o absorción de calor. IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS El estudio de las reacciones químicas es de vital importancia, debido a que en nuestra vida diaria estamos rodeados por numerosas reacciones; éstas tienen lugar en los laboratorios, pero también en fábricas, en los automóviles, en las centrales térmicas, en las cocinas en general, en la atmósfera, en el interior de la tierra. Incluso en nuestro cuerpo ocurren miles de reacciones químicas a cada instante, que determinan lo que hacemos y lo que pensamos. TIPO DE REACCIONES QUÍMICAS: La combustión La combustión es el proceso químico por el cual una sustancia, llamada combustible, reacciona con el oxígeno. En general, esta reacción es fuertemente exotérmica, desprendiéndose energía en forma de calor, luz o sonido.

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Esta reacción no tiene lugar de forma espontánea, sino que, para que comience, ha de aportarse energía a través de una llama o de una chispa eléctrica. Eso si, una vez empezada, continúa por sí sola hasta que se agote el combustible o el oxígeno. Es una reacción de gran importancia, tanto en la naturaleza como para la actividad humana, ya que es la forma en que los seres vivos y los artefactos humanos obtienen de forma muy mayoritaria su energía. Reacciones de combustión particularmente importantes son: � La combustión del carbono . Su ecuación química es la siguiente: C(s) + O2(g), CO2(g).

El producto es dióxido de carbono y se desprende energía lumínica y calorífica. Cuando esta reacción tiene lugar con poco oxígeno, la reacción es entonces: C(s) + ½O2(g), CO(g), formándose monóxido de carbono, un gas venenoso y muy peligroso.

� La combustión de hidrocarburos (compuestos cuya base es carbono e hidrógeno). En

esta reacción se forma CO2 y vapor de agua. Es la reacción que tiene lugar en la combustión de los combustibles fósiles (carbón y petróleo), fuente básica de obtención de energía en nuestra sociedad. Un ejemplo de esta reacción es la combustión del metano:

CH4(g) + 2O2(g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)

� La combustión de la glucosa en el cuerpo humano. La glucosa, procedente de la

digestión de ciertos alimentos o de la transformación de otras sustancias, reacciona con el oxígeno presente en las células, produciendo CO2, agua y liberando energía. Esta reacción es lo que se conoce como respiración , cuya importancia no es necesario recordar.

Es importante destacar, que los productos de la combustión y fundamentalmente el dióxido de carbono, tiene efectos de una gran incidencia cuando es liberado al medio ambiente, ya que este gas es el que produce el mayor efecto invernadero . Reacción Reversible e Irreversible. La combustión de un trozo de papel es una reacción exotérmica que proporciona CO2 y vapor de H2O, como productos más significativos. A alguien se le podría ocurrir aprovechar la energía desprendida y regenerar el papel a partir de los productos obtenidos. Pero, esto es imposible, porque la energía desprendida se gasta en calentar el aire circundante, volviéndose inaprovechable. Por otro lado, los gases producidos (CO2 y vapor de H2O) se dispersan, imposibilitando las colisiones entre sus moléculas para formar de nuevo papel. Por otro lado, el carbonato cálcico (CaCO3), que se encuentra en la naturaleza como piedra caliza, yeso o mármol, se puede descomponer mediante el calor, a una temperatura de 1200 0C, en óxido cálcico (cal) y dióxido de carbono, mediante la ecuación:

CaCO3 ─> CaO + CO2

Pero si la reacción se efectúa en un recipiente cerrado y se deja después enfriar, el óxido cálcico y el dióxido de carbono formados se vuelven a combinar entre sí, regenerando el carbonato de calcio.

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De esta forma, podemos afirmar que hay reacciones químicas, como la descomposición del carbonato de calcio, que una vez formados los productos de reacción, éstos pueden combinarse entre sí para dar nuevamente los reactivos primitivos. La transformación química será, en estos casos, incompleta. Denominan a este tipo de reacciones químicas reacciones reversibles y se presentan de la siguiente forma:

A + B → C + D que quiere decir que el reactivo A reacciona con el B para dar los productos C más D. Reacciones de de combinación o de síntesis. Son las reacciones en la que unos reactivos se combinan para dar lugar a un nuevo producto. De forma genérica se pueden representar mediante la ecuación general A+B─>AB Ejemplos: La reacción de síntesis del amoníaco es: N 2(g) + 3H2(g) ─> 2NH3(g) La reacción de síntesis del agua es: 2H 2(g) + O2(g) ─> 2H2O(l)

SÍNTESIS QUÍMICA La síntesis química consiste en obtener compuestos químicos a partir de sustancias más simples. Los objetivos principales de la síntesis química son la creación de nuevas sustancias químicas, así como el desarrollo de métodos más baratos y eficaces para sintetizar sustancias ya conocidas. Normalmente, basta con la purificación de sustancias naturales para obtener un producto químico o aprovechar el uso de ese producto como materia prima para otras síntesis. La industria farmacéutica, por ejemplo, depende con frecuencia de complejos compuestos químicos, que se encuentran en el petróleo crudo, para la síntesis de medicinas. Uno de los principales objetivos de la síntesis química es producir cantidades adicionales de sustancias que ya se dan en la naturaleza. Ejemplos de ello son la recuperación del cobre de sus menas y la síntesis de ciertas medicinas que se encuentran de modo natural (como la aspirina) y de vitaminas (como el ácido ascórbico o vitamina C). Otro de sus objetivos es la síntesis de materiales que no se dan de modo natural, como el acero, los plásticos y los adhesivos. Alrededor de once millones de compuestos químicos han sido catalogados por el Chemical Abstracts Service de Columbus, Ohio (Estados Unidos). Se calcula que cada día se sintetizan unos 2.000 nuevos compuestos. Se producen unos 6.000 con fines comerciales y unos 300 más se incorporan al mercado cada año Hoy es posible sintetizar hormonas, enzimas y material genético idéntico al de los sistemas vivos, aumentando la posibilidad de tratar las causas que originan enfermedades humanas a través de la ingeniería genética. Esto ha sido posible en los últimos años gracias a los diseños que se obtienen con la ayuda de modernos y potentes ordenadores.

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Reacciones de descomposición: Este es un tipo de reacción química es el caso contrario de la síntesis, en donde una sustancia reaccionante se descompone en dos o más productos. Genéricamente estas reacciones se pueden representar mediante: AB ─> B + C donde la sustancia AB da origen a los productos B y C. Ejemplos: La descomposición del agua por electrólisis es: 2H2O(l) ─> 2H2(g) + O2(g)

La descomposición de un óxido metálico es: 2HgO(s) ─> 2Hg(l) + O2(g)

La descomposición del clorato de potasio es: 2KClO3(s) ─> 2KCl (s) + 3O2(g) Reacciones de sustitución o desplazamiento. En este tipo de reacciones un elemento o grupo de elementos que forman parte de un compuesto son desplazados por otro elemento, y se pueden representar por:

AB + C ─> AC + B

Mediante este tipo de reacción, los elementos más reactivos toman el puesto de los que son menos. Ejemplos:

2H2O + 2Na ─> NaOH + H2(g) 2H2O + Ca ─> Ca(OH)2 + H2(g)

Reacciones de doble sustitución. En estas reacciones se da un intercambio entre los elementos o grupos de elementos de las sustancias que intervienen en la reacción, y se pueden representar mediante: AB+CD─>AD+CB Ejemplos: Formación del gas: sulfuro de hidrógeno (H2S(g)) con olor a huevo podrido:

H2SO4 + Na2S ─> H2S(g) + Na2SO4

Formación del gas: cloruro de hidrógeno

H2SO4 + NaCl ─> HCl(g) + NaHSO4 Las reacciones ácido-base. Son aquellas que se basan en la reacción química entre las especies químicas: H+ y OH- que provienen del ácido y de la base respectivamente y dan como producto H2O. La ecuación de esta reacción es:

H+ + OH- ─> H2O. Por tanto, la reacción de un ácido con una base se denomina reacción de neutralización. La ecuación química de la reacción entre un ácido y una base se representa de la manera siguiente:

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Ejemplos: Ácido + Base ─> Sal + Agua 2HCl + Ca(OH)2 ─> CaCl2 + 2H2O HCl + NaOH ─> NaCl + H2O

En la vida diaria nos vemos afectados por este tipo de reacciones, pues, cuando tenemos acidez, tomamos leche de magnesia Mg(OH)2; o Alumín Al(OH)3 como antiácido para neutralizar la acidez estomacal que es debida a la segregación del ácido HCl. Por eso se afirma que la reacción de neutralización entre un ácido y una base es una reacción en la cual se forma sal más agua. Para distinguir si una sustancia es ácida o básica, se utiliza el concepto de pH y la escala de pH con valores comprendidos de 0 a 14: � Si una sustancia tiene un pH igual a 7, se dice que es neutra. � Si una sustancia tiene un pH menor que 7, se dice que es ácida. � Si una sustancia tiene un pH mayor que 7, se dice que es básica. En los

laboratorios y aquellos otros lugares donde es necesario determinan esta propiedad (como en un análisis de agua potable, por ejemplo), se utiliza un indicador ácido-base , que es una sustancia que presenta un color distinto según sea el pH del medio. Algunos ejemplos se muestran en la tabla de arriba y en la siguiente:

Indicadores Color en medio ácido Color en medio básico

Naranja de metilo

Naranja Amarillo

Fenolftaleina Incoloro Rosa

Azul de bromotimol

Amarillo Azul

Tornasol Rojo Azul Para ahorrar tiempo y trabajo, se utiliza mucho el papel indicador universal , que es un papel impregnado con una mezcla de indicadores y que adquiere un color distinto según los distintos pH. Para medir el pH de un medio acuoso tambié se utilizan aparatos llamados pH metro (peachímetro).

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Las reacciones de formación de complejo. Son aquellas reacciones químicas en las cuales se forma como producto un compuesto complejo, de ahí su nombre, de composición definida. Ejemplos:

AgNO3(ac) + NaCN(ac) ──> Ag(CN)2-

Ag[Ag(CN)2]↓ + 4NH3 <──> 2Ag(NH3)2+ + 2CN-

Las reacciones químicas de precipitación Son aquellas reacciones que se basan en la formación de un precipitado, es decir, la formación de un sólido en el seno de una disolución. Ejemplo:

Pb(NO3)2(ac) + 2KI(ac) ──> PbI2(s)↓ + 2KNO3(ac) El compuesto formado PbI2(s) es un sólido de color amarillo canario, el cual al calentarse desaparece, y al enfriarse en agua con hielo reaparece en forma de una lluvia de escarchas doradas. Se puede hacer una demostración de esta reacción, pues le llamará mucho la atención a los estudiantes. Otra reacción muy interesante es la siguiente:

NaCl(ac) + AgNO3(ac) ──> NaNO3(ac) + AgCl (s)↓ El precipitado formado (AgCl(s)), es de color blanco, el cual, por efectos de la luz se va tornando lentamente a color gris. También se puede hacer una demostración de este fenómeno. REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN: Antes de abordar este tema es necesario hacernos esta pregunta: ¿Por qué son importantes las reacciones químicas de oxidación-reducción? Con esta pregunta de reflexión se pretende despertar interés en el estudio del tema. Se inicia introduciendo el concepto oxidación por ser el término con el que los y las estudiantes están más familiarizados, ya que son reacciones químicas que ocurren comúnmente en su medio y con las que están más familiarizados. Un ejemplo de la vida diaria: “Si comes despacio un manzana y la disfruta, observarás que en cierto tiempo empieza a cambiar de color, tornándose un color café”. La reacción que causa este cambio de color es debido a la acción las moléculas de oxígeno del aire sobre la fruta. Muchas de las reacciones de los procesos comunes son causadas por el oxígeno; pues es el más abundante en la corteza terrestre debido a que es muy reactivo y se puede combinar con casi todos los elementos del entorno. Por lo que produce muchas reacciones químicas al encontrarse frente a otras sustancias.

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Este mismo fenómeno le sucede a otras frutas o legumbres entre las que tenemos: el banano, la papa, pera, etc., de la misma manera sucede con los objetos constituidos de material metálico, en los que provoca la corrosión del metal ocasionando el deterioro en parte de los objetos que a diario se utiliza. Puedes además a partir de un conversatorio, cuestionar las

experiencias que sobre las reacciones químicas tienen. Las reacciones de oxidación-reducción: Son aquellas en las que se verifica un intercambio de electrones, lo cual implica una variación de los números de oxidación de los elementos que participan en el proceso. Hay que hacer saber que estas reacciones nunca ocurren solas siempre van acompañadas por reacciones de reducción. En toda reacción redox encontramos una sustancia que provoca la oxidación de otra y una sustancia que provoca la reducción. En el hogar utilizamos diferentes materiales, muchos de ellos son excelentes oxidantes o reductores. Se puede orientar al estudiante que elaboren un lista de materiales de uso común en la casa o comunidad que contenga sustancias que a su vez sean buenos oxidantes o reductores. La intención de esta actividad es lograr que los y las estudiantes relacionen los conceptos oxidantes y reductores con su vida diaria. Entre las soluciones caseras que pueden nombrar los estudiantes están la de agua oxigenada como poderoso oxidante que sirve para desinfectar heridas ya que evita el desarrollo de microorganismos. Otro producto casero, también agente oxidante es la disolución del hipoclorito de sodio (NaClO) utilizada como desinfectante del agua y blanqueadora de la ropa. El hidrógeno es un poderoso agente reductor, se utiliza en la elaboración de margarina. En un principio se definió oxidación como toda reacción de combinación de cualquier sustancia con el oxígeno, y reducción como la reacción inversa, de pérdida de oxígeno de una sustancia. Pero estas definiciones no eran completas. Pero en la actualidad, se considera que la oxidación es un proceso de pérdida de electrones y la reducción es el proceso inverso, es decir, de ganancia de electrones y en este proceso, cuando reaccionan dos sustancias con estas características, una de ellas se oxida reduciendo a la otra, mientras que la otra sustancia se reduce oxidando a otra. La oxidación es por tanto, un proceso en el cual un elemento al combinarse con otro pierde electrones. Ejemplo: Cuando el hierro reacciona con el oxígeno del aire, éste pierde tres electrones y aumenta su número de oxidación de 0 a + 3

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4Fe + 3O2 →→→→ 2 Fe2O3

La forma de representar el proceso de oxidación del hierro es:

Fe →→→→ Fe+3 + 3e- La sustancia que se oxida se denomina agente reductor y la sustancia que se reduce se denomina agente oxidante . Observemos las ecuaciones de los procesos siguientes:

Cu —> Cu2+ + 2e- es una oxidación, pues el Cu pierde 2 electrones (2e -) 2 Ag+ + 2 e- —> 2 Ag es una reducción, pues cada ion plata gana un electrón (e -)

Ambos procesos no existen de forma independiente, de forma que todo proceso de oxidación va unido necesariamente a otro de reducción, por tanto: Por tanto, una reacción de oxidación-reducción es una reacción en la que hay transferencia de electrones desde la sustancia que se oxida a la que se reduce. De esta forma se tendrá que la ecuación neta de este proceso es la siguiente:

Cu + 2 Ag +~ —> Cu2+ + 2 Ag Agente oxidante : es la sustancia que se reduce al oxidar a otra, gana electrones. Agente reductor : es la sustancia que, se oxida al reducir a otra, pierde electrones. En el ejemplo anterior el agente oxidante es el ion plata ( Ag+) y El agente reductor es el cobre ( Cu ). En el ejemplo siguiente:

2Fe2+ + Br2 ⇄ 2Fe3+ + Br –

El Fe2+ se oxida a Fe3+; el agente oxidante es el Bromo Br2

0 y gana un electrón El Br 2 se reduce a Cl- ; el agente reductor es el hierro II Fe2+ y pierde un electrón Así, en una reacción de oxidación-reducción, un reactivo se oxida (pierde uno o más electrones) y el otro se reduce (gana uno o más electrones). Como ejemplos de reacciones redox en las que interviene el oxígeno pueden citarse la oxidación de los metales como el hierro (el metal se oxida por la acción del oxígeno de la atmósfera), la combustión y las reacciones metabólicas que se dan en la respiración. Un caso de reacción redox en la que no interviene el oxígeno atmosférico es la reacción química que genera la electricidad en las baterías de plomo usadas por los automóviles:

Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42- ⇄⇄⇄⇄ 2PbSO4 + 2H2O.

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También la unión de dos sustancias diferentes se denomina adición, y mientras que su separación, se llama descomposición. Una adición múltiple de moléculas idénticas se conoce como polimerización. En el gráfico que se presenta a continuación se puede observar el proceso de transferencia de electrones desde un elemento hacia otro. En la siguiente escala de oxidación-reducción , los números a la derecha del cero son positivos y los de la izquierda son negativos. En esta se puede observar y concluir lo siguiente: � Todo incremento (según la flecha) de izquierda a derecha de la escala, es una oxidación .

Ejemplo: al pasar de -7 a -5 o de 0 a +1 o de +2 a +6 hay pérdida de electrones y por tanto, esto es una oxidación.

.

� Toda disminución (según la flecha) de derecha a izquierda de la escala, es una reducción . Ejemplo: al pasar de +7 a +4 o de +2 a 0 o de 0 a -2 o de -3 a -6 hay ganancia de electrones y por tanto, esto es una reducción.

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I II II

Proceso de la reacción entre el cinc y el sulfato d e cobre

Ejercicios propuestos � Determine el Nº de oxidación que corresponda a cada elemento de los compuestos

siguientes:

a. KMnO4 d. H2SO4 b. H2O e. H2S c. KBr f. HNO3

� Determine el elemento que se oxida y el que se reduce, el agente oxidante y el agente

reductor mediante el cambio del Nº. de oxidación en las ecuaciones siguientes:

2CO + O2 → 2CO2 3Mg + KClO3 → 3MgO + KCl Cu + 2HNO3 → CuO + 2NO2 + H2 O

HgS + O2 → Hg + SO2

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761573235/Re acci%C3%B3n_qu%C3%ADmica.html Actividades de laboratorio Práctica de laboratorio. Tema: Reacción química entre l cinc metálico y una disolución de CuSO4.H2O Para que sus estudiantes interioricen y consoliden la relación teoría-práctica acerca de las reacciones de oxidación reducción. Puede realizar actividades experimentales como la que se muestra en las figuras arriba señaladas, esta trata de la reacción química que ocurre entre el Cinc y el sulfato de Cobre II penta hidratado en disolución. Esta actividad consiste en introducir una lámina de Cinc en una solución de Sulfato de Cobre (II) penta hidratado, gradualmente observar el comportamiento en el tiempo que transcurre. Pasado cierto tiempo se puede ver que el Sulfato de Cobre de color azul va desapareciendo en la medida en que se va formando una capa esponjosa de color pardo rojizo sobre el Cinc.

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La sustancia esponjosa es el cobre metálico, notándose un cambio en la intensidad del color azul de la sal de cobre. Observen y anoten el fenómeno y establezcan la relación causa-efecto que lo gobierna. Con esta actividad se pretende reforzar en los estudiantes los conocimientos que se han interiorizado en relación a las reacciones redox. Puede proponer la realización de otras prácticas sencillas, donde se observe la ocurrencia de una reacción de oxidación reducción; de la misma forma puede proponer la resolución de problemas sencillos con la finalidad de continuar con la familiarización en la ocurrencia de reacciones redox a partir de ecuaciones químicas. Además se pretende crear un ambiente familiar donde sea evidente que podemos aprender Química con aquellos materiales que utilizamos en nuestra cotidianidad hogareña, además es nuestra intención despertar actitudes positivas hacia el aprendizaje de la Química. Otro ejemplo del que partimos de una experiencia de laboratorio es el caso de la práctica que podemos realizar para la obtención del Cloro. A continuación se presenta el proceso en el que se combina lo teórico con la práctica. Práctica de laboratorio Tema: Obtención del cloro En esta experiencia obtendremos cloro por medio de la acción de un oxidante fuerte como es el permanganato de potasio (KMnO4), frente a un ácido que contiene cloro en su molécula, reduciéndolo a cloro libre según la ecuación de la reacción que ocurre.

16 HCl + 2KMNO4 ���� 2MnCl2 + 2KCl + 8H2 O + 5Cl2

¿Qué necesitamos para realizar este experimento?

MATERIALES REACTIVOS � Soporte universal � Embudo de separación � Espátula � Matraz Kitasato de 250ml � Matraz erlenmeyer de 250ml � Nuez doble � Pinzas para un embudo de separación � Tubos acodados largos � Tubo de goma � Varilla de soporte � Vaso de precipitado de 250ml

� Ácido clorhídrico � Permanganato de potasio � Hidróxido de sodio

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Observa la ilustración y efectúa el montaje . Este experimento se puede hacer de forma demostrativa colocar en el matraz de filtración al vacío (kitasato) unos 5 g de Permanganato de potasio y en el embudo de separación 10 mL de ácido clorhídrico. En el vaso de precipitado depositar 50 mL de disolución de hidróxido sodio al 10%. Abrir la llave del embudo de separación y dejar caer el líquido gota a gota. Inmediatamente se desprende un gas que al llegar al primer frasco desaloja el aire contenido en él por ser el cloro 2 veces y media más pesado que el aire. Cuando el frasco esté lleno de gas cloro, empezará éste a pasar al segundo donde será absorbido por el hidróxido de sodio. Esta actividad tiene como finalidad de consolidar los conocimientos teóricos de los estudiantes.

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Combustión, Bióxido de Carbono y el Efecto Invernad ero

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Balanceo de las ecuaciones químicas: Balanceo de ecuaciones por el método por tanteo Balanceo de ecuaciones por el método de oxidación-reducción ----------------------------------------------------- Escritura de las ecuaciones químicas ajustadas: Una ecuación química es la representación de una reacción química. Cuando se habla de una ecuación química "ajustada", equilibrada o balanceada, se está diciendo, que debe haber el mismo número y tipo de átomos tanto en los reactivos como en los productos. Es importante que las ecuaciones químicas estén ajustadas, ya que esto nos permitirá saber cuántas moléculas intervienen en la reacción. Después que se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en las fórmulas de los reactivos y de los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. Para ajustar, equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos ellos el objetivo que se persigue es, que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la masa. Ley de conservación de la masa: Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la ley de la conservación de la masa, la cual establece lo siguiente: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos. Por lo tanto, una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada, como en el caso siguiente:

2H2 + O2 2H2O Reactivos Productos

4H Y 2O = 4H + 2O Otro ejemplo, es la reacción de la formación del dióxido de carbono a partir de carbono y oxígeno. Esta reacción ya está ajustada (C + O 2 CO2). En la parte superior de la tabla podemos ver el ajuste a nivel molecular: un átomo de carbono reacciona con una molécula de oxígeno y se forma una molécula de dióxido de carbono.

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BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS: Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo. El método de tanteo consiste en garantizar que cada fórmula de la ecuación tenga la misma cantidad de átomos a ambos lados de la flecha. Pasos que son necesarios para escribir una reacción química ajustada: 1. Se determina cuales son los reactivos y los productos. 2. Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los

productos. 3. Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada

tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente se usan números enteros.

Ejemplo 1: Consideración de la reacción de combustión del metano gaseoso (CH4) con el oxígeno del aire. Paso 1: Se sabe que en esta reacción se consume (O2), se produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). En este caso particular: los reactivos son: CH4 y O2, y los productos son: H2O y CO2 Paso 2: la ecuación química sin ajustar se escribe así:

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Paso 3: Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos: Conclusión: una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono. Ejemplo 2: Se procede de la misma manera que en el ejemplo 1 Ecuación balanceada

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Ejemplo 3:

Se ajusta primero la molécula mayor

Ahora se ajusta el O.

Se multiplica por dos:

Ejemplo 4: Descomposición de la urea:

Para balancear únicamente se duplica el NH3 y así:

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Ejemplo 5:

Se necesita mas cloro en la derecha:

Se necesita más C en la izquierda, se duplica el CH3OH.

Ya está ajustada. Balanceo de ecuaciones por el método de Oxido-reduc ción Para balancear una ecuación por el método redox se debe conocer y aplicar el concepto de número de oxidación. El número de oxidación de un elemento es el número de la carga que posee un átomo de ese elemento cuando se combina con el átomo de otro elemento. Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos, según la tendencia del átomo a perder o a ganar electrones. Los elementos metálicos siempre tienen número de oxidación positivo; mientras que los números de oxidación de los elementos no metálicos pueden ser positivos o negativos. Igual a lo que ocurre con la valencia, un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación. En una reacción química, si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Entonces es importante recordar, que una reacción redox implica transferencia de electrones de una sustancia a otra, es decir, que en ese proceso hay pérdida y ganancia de electrones. Proceso para balancear una ecuación por el método d e oxidación – reducción. Primero se identifica el número de oxidación para cada uno de los elementos participantes en la reacción, escribiendo el valor en la parte superior del símbolo, tomando en cuenta que la suma algebraica de los números de oxidación en un compuesto debe ser cero. Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se debe tener en cuenta lo siguiente:

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� En una fórmula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos

� El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a excepción los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1

� El Oxigeno casi siempre trabaja con -2 � Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene número de oxidación 0 Una vez determinados los números de oxidación, se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación. 1+ 1- 0 1+ 1- 0

KI + Cl2 →→→→ KCl + I2

Se identifican los átomos de los elementos que participan en la reacción que sufren cambios en su número de oxidación. ¿Cuál de ellos se oxida y cuál se reduce? En este caso, el yoduro se oxida a yodo; el cloro se reduce a cloruro así: Se identifica el agente oxidante y el agente reductor. Agente oxidante es el cloro : Cl2 + 2 e- →→→→ 2Cl- reducción Agente reductor es el cloruro: 2I- →→→→ I2 + 2e- oxidación Se busca el mínimo común múltiplo correspondiente al número de electrones ganados o perdidos. El mínimo común múltiplo, resulta de la división entre los electrones perdidos o ganados y el valor resultante es el coeficiente del elemento que lo perdió; así como el elemento que lo ganó. El último paso es el balanceo de la ecuación, por el método de tanteo, tomando como base los coeficientes de oxidación y reducción. Para este ejemplo resulta:

2 KI + Cl2 →→→→ 2 KCl + I 2

Por la variación en el número de oxidación, se puede identificar la reducción y la oxidación en la ecuación de una reacción. Ejemplos:

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Es evidente que Es importante tener presente que las reacciones de oxidación-reducción no pueden ocurrir de forma aisladas, se pueden considerar como la suma de dos procesos independientes simultáneos, uno de oxidación y otro de reducción. Cabe señalar que la oxidación y reducción por ser fenómenos simultáneos, se denominan conjuntamente procesos redox. Para la interpretación de los cambios que ocurren en este tipo de reacciones es necesario mencionar algunas reglas del número de oxidación, que nos facilitan la interpretación de las mismas. Normas para calcular el número de oxidación en comp uestos En la formulación de un compuesto conviene tener en cuenta las siguientes normas: � El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado) es siempre

cero.

Ejemplo: 0 0 0 0 0 0

H2 , O2 , Ca, Fe, Cl2 , K � El Hidrógeno actúa siempre con número de oxidación 1+, excepto en los compuestos

hidruros donde presenta un número de oxidación de 1-. � El Oxigeno actúa con número de oxidación 2-, excepto en los peróxidos, donde se

presenta 1-. En el caso del Fluoruro de Oxígeno (F2O), donde tiene un número de oxidación atípico de 1+, debido a la gran electronegatividad del Flúor (4,0).

� Los elementos metálicos de los grupos I, II y III, siempre tienen números de oxidación de

1+, 2+ ,3+, respectivamente. � En la formación de los compuestos sulfuros, el número de oxidación del Azufre es 2-.

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� En todo compuesto la suma algebraica de los números de oxidación de sus elementos

multiplicados por los subíndices correspondientes de estos, debe ser igual a cero. Ejemplo: En la fórmula del compuesto Óxido de Aluminio Al2 O3, el Aluminio tiene número de oxidación 3+ y el Oxígeno 2- , de manera que 2(3+) +3(2-) = 0 � Los elementos que tienen varios números de oxidación, pueden formar diferentes

compuestos. Ejercicios propuestos: 1. Determine el Nº de oxidación que corresponda a cada elemento de los siguientes

compuestos:

a. KMnO4 d. H2SO4 b. H2O e. H2S c. KBr f. HNO3

2. Determine el elemento que se oxida y el que se reduce mediante el cambio del Nº. de

oxidación.

a. CO + O2 → CO2 b. Mg + KClO3 → MgO + KCl c. Cu + HNO3 → CuO + NO2 +H2 O

d. HgS + O2 → Hg + SO2

3. Balancea las siguientes ecuaciones por el método de oxidación-reducción.

a. FeCl3 + SnCl2 → SnCl4 + FeCl2 b. Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu c. MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 d. Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Balanceo de ecuaciones por el método matemático. Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes pasos:

58

� A cada fórmula de la ecuación se le asigna una letra y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O2 → Fe2O3 a b c

� Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica. Para el Hierro a = 2c Para el Oxígeno 2b = 3c

� Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la

mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C Por lo tanto, si c = 2 � Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos: 2b = 3c 2b = 3(2) b = 6/2 b = 3

� Los resultados obtenidos por este método algebraico son: a = 4 b = 3 c = 2 � Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a

cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación: 4Fe + 3O2 → 2 Fe2O3

Otros ejemplos: HCl + KMnO4 → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 a b c d e f H: a = 2e Cl: a = c + 2d + 2f K: b = c Mn: b= d O: 4b = e Si b= 2 4b = e 4(2) = e e = 8 b = c c = 2

59

b = d d = 2 a = 2e a = 2 (8) entonces: a = 16 a = c + 2d + 2f 16 = 2 + 2(2) + 2f f = 10/2 entonces: f = 5 La ecuación balanceada es: 16HCl + 2KMnO4 → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 http://html.rincondelvago.com/balanceo-de-ecuaciones-quimicas.html

60

NOMBRE DE LA UNIDAD : ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA Competencia de Grado: Reconoce la importancia de la estequiometria en los cambios químicos que ocurren en el entorno y comprueba las leyes y las causas que rigen su comportamiento. Contenidos � Cálculos estequiométrico de las relaciones: - Relación mol mol. - Relación Masa - masa. - Relación masa – volumen - Relación - volumen-masa - Relación volumen–volumen

� Importancia de los cálculos químicos en los procesos de fabricación de productos de consumo.

INTRODUCCIÓN Ahora estudiaremos la estequiometría, es decir, los cálculos químicos. Para ello se debe tener presente que las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la masa, la cual establece lo siguiente: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química, solo se transforman. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción, por tanto, los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos. Entonces una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice ahora que la ecuación está ajustada o balanceada. Estequiometría (Cálculos químicos) Para el alcance de la competencia orientada a las reacciones químicas y consolidar todos los contenidos tratados, es fundamental que los estudiantes interioricen los contenidos al resolver ejercicios sencillos relacionados a los métodos de balanceo; así como la interpretación de las leyes generales de la química que fundamentan los cambios químicos, base elemental para que los estudiantes dominen la estequiometría como la interpretación cuantitativa de la ocurrencia de una reacción química que se convierte en un resultado esperado.

61

Debe tenerse siempre presente, que al finalizar cada temática de estudio se debe realizar una sistematización de los conceptos abordados, resaltando todos aquellos aspectos fundamentales. Antes de iniciar el estudio de la estequiometría, es importante realizar una exploración de los conocimientos previos que tienen los estudiantes a continuación te proponemos ejemplos de preguntas de reflexión en torno al tema. ¿Tienen los cálculos estequiométricos alguna aplicación en la vida diaria? Con esta pregunta de reflexión se pretende despertar interés en el estudio del tema. Se inicia introduciendo aspectos de la estequiometría, destacando la importancia; podría ser otra. ¿De qué manera se pueden emplear los cálculos estequiométricos en la vida diaria y en los procesos industriales? Con esta reflexión, se pretende despertar en el estudiante del tema en estudio contextualizando éste y de momento relacionar la estequiometría con los cambios y procesos que ocurren de forma natural en nuestro medio, aportando importantes beneficios al ser humano. De igual manera motivarlos para la preparación de su laboratorio de trabajo y conocer las ideas previas que ellos tienen; es importante hacer saber que se pueden realizar prácticas sencillas de laboratorio con materiales sencillos del medio. Después de haber realizado un diagnóstico de los conocimientos previos con los estudiantes, es oportuno hacer una síntesis del contenido de la estequiometría, ya que es elemental para interpretar los fenómenos del ¿por qué? de los cambios en nuestro entorno; así como del desarrollo socioeconómico de la humanidad. En la búsqueda de las respuestas a estas interrogantes está la de aplicar los principios estequiométricos; por eso cada vez que los químicos trabajan con sistemas de reacciones químicas, se preguntan que cantidad de cada reactivo debe utilizarse para producir la porción deseada. ¿Qué ocurre si en el sistema de reacción se coloca una cantidad mayor de un reactivo que de otro?, para responder a todas interrogantes en torno a lo que puede ocurrir, es necesario realizar distintos cálculos químicos. Por eso se dice que la estequiometría es la parte de la química que trata de la composición de la sustancia en masa y volumen; es decir de las relaciones de combinación; del estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. La estequiometría es el término utilizado para designar el cálculo de cantidades de sustancias que participan en las reacciones químicas. De tal manera que si se la cantidad de una sustancia que participa en una reacción química y si se dispone de la ecuación balanceada de la reacción, es posible calcular las cantidades de los demás reactivos y productos. Estas cantidades pueden estar dadas en moles, en masas (gramos) o en volúmenes (litros).

62

22

11

2

1

Mn

Mn

m

m

⋅⋅

=22

1121

mn

mnmm

⋅⋅⋅

=

22

11

2

1

vmn

mn

v

m

⋅⋅=

22

11

2

1

mn

vmn

m

v

⋅⋅=

22

11

2

1

vmn

vmn

v

v

⋅⋅=

22

1121

mn

Mnvm

⋅⋅⋅

=

22

1121

mn

vmnmv

⋅⋅=

22

1121

vmn

vmnvv

⋅⋅⋅=

Los cálculos de este tipo son de mucha importancia en el estudio y aplicaciones de la química, pues, se emplean en los trabajos de rutina de los análisis químicos y en la producción en general. Métodos para resolver problemas de cálculos basados en ecuaciones químicas. Relaciones estequiométricas: • Relación masa - masa. • Relación masa - volumen. • Relación volumen - masa. • Relación volumen - volumen. A continuación se te proporcionan las fórmulas generales y específicas que puedes utilizar en la resolución de problemas.

Sustancia desconocida

Sustancia conocida

Fórmula General

Fórmula Específica

m1

m2

m1

v2

v1

m2

v1

v2

Descripción: Las unidades de medidas: mg, kg, t, en donde: m1 = masa desconocida m2 = masa conocida n1 = número de moles de la sustancia desconocida. n2 = número de moles de sustancia conocida, donde la unidad es el mol. M 1 = masa molar de la sustancia desconocida. La unidad es el g/mol -1 M 2 = masa molar de la sustancia conocida. Vm1 = volumen molar del gas desconocido. Vm2 = volumen molar del gas conocido. La unidad es l/mol -1 • El volumen molar (Vm), es una constante. • Todos los gases tienen un volumen molar de 22,4 l/mol-1

1g = 1000 mg 1kg = 1000 g 1 t = 1000 000 g

63

)()(

)()(

)(

)(

22

11

2

1

MgOMMgOn

MgMMgn

MgOm

Mgm

⋅⋅=

)()(

)()()()(

22

1122

MgOMMgOn

MgMMgnMgOmMgm

⋅⋅⋅

=

V1 = volumen del gas desconocido. Las unidades ml, l, m3 V2 = volumen del gas conocido. 1l = 1000 ml.

1 m3 = 1000 l

Para una mejor comprensión de éstos elementos les proponemos ejemplos de cada relación, que sirvan para aclararle y consolidar lo asimilado por los estudiantes: Relación masa – masa ¿Calcular cuántos gramos de Magnesio se necesitan para la obtención de 10g de Óxido de Magnesio? Para resolver este tipo de problemas, se le recomienda realizarlo de acuerdo al siguiente procedimiento: Se escribe la ecuación y se balancea:

2Mg + O2 ���� 2MgO Se determina la masa molecular de las sustancias problemas. Masa atómica de: Mg = 1 x 24 = 24

O = 1 x 16 = 16 40 g/mol-1

Se escriben los datos del problema. Datos: m1 (Mg) = desconocida m2 (MgO) = 10g n1 (Mg) = 2mol n2 (MgO) = 2mol M1 (Mg) = 24 g/mol-1 M2 (MgO) = 40 g/mol -1 Se escribe la proporcionalidad y se despeja la incógnita.

64

Se sustituyen por los valores que orienta el problema, para encontrar la respuesta. Respuesta: Para la obtención de 10 g de Oxido de Magnesio (MgO), se necesitan 6g de Magnesio (Mg). Para comprender y aplicar la estequiometría, se puede orientar a los alumnos la realización de prácticas sencillas, pues los cálculos son parte medular de toda práctica experimental y por ende de las reacciones químicas que ocurren en el proceso, ya que de la medición correcta que se realiza en todo proceso, se obtendrán los resultados deseados. De manera que puedes realizar las prácticas de acuerdo a tu realidad con materiales del medio y de los resultados proponer los ejercicios sencillos, donde se destaque la importancia del cálculo químico; de la misma forma, se pretende crear un ambiente familiar donde se evidencie que podemos aprender Química con aquellos materiales que utilizamos en nuestra cotidianidad hogareña; así mismo despertar actitudes positivas hacia el aprendizaje de la Química. Continuaremos con el desarrollo de ejemplos de ejercicios sencillos. A continuación se le proponen algunos ejercicios sencillos que puedes orientar, a los estudiantes lo realicen de forma organizada en equipos de trabajo, donde cada uno de sus miembros desempeñe un rol, fortaleciendo la práctica de valores y la convivencia pacífica en los estudiantes, en lo que respecta a: solidaridad, respeto, disciplina, orden cooperación, etc. Relación: masa – volumen Ejemplo: ¿Calcular cuántos gramos de Cinc se necesita para la obtención de 200ml de Hidrógeno? 1. Se escribe la ecuación balanceada.

Zn + 2HCI →→→→ ZnCl2 + H2 ↑↑↑↑ 2. Se determina la masa molecular de las sustancias problemas.

Masa atómica

Zn = 65g/mol -1

6/402

/242101

1

1 =⋅

⋅⋅= −

−

molgmol

molgmolgm

gm 61 =

65

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2222

11

22

1

HvmHn

ZnMZnn

Hv

Znm

⋅⋅

=

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2222

11221

HvmHn

ZnMZnnHvZnm

⋅⋅⋅

=

3. Se escriben los datos del problema. m1(Zn) = desconocido v2(H2) = 200ml n1(Zn) = 1 mol n2(H2) = 1 mol M1(Zn) = 65g/mol-1 vm2(H2) = 22.4 1/mol-1 4. Se escribe la proporcionalidad y se despeja la incógnita. 5. Se sustituyen los valores para encontrar el valor buscado. 6. Respuesta : Para la obtención de 200ml de Hidrógeno, se necesitan 0.58g de Cinc. Relación: volumen-masa ¿Cuántos ml de Hidrógeno se pueden obtener de 0.58g de Cinc? 1. Se escribe la ecuación balanceada

Zn + 2HCI →→→→ ZnCl2 + H2 ↑↑↑↑

2. Se determina la masa molecular de las sustancias problemas.

Masa atómica

Zn = 65g/mol -1

1

1

1

1

1/41.221

/65121.0

/41.221

/651200−

−

−

−

⋅⋅⋅=

⋅⋅⋅=

molmol

molgmol

molmol

molgmolmlm

gm 58.01 =

66

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22

221221

ZnMZnn

HvmHnZnmHv

⋅⋅⋅

=

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22

2121

2

21

ZnMZnn

HvmHn

Znm

Hv

⋅⋅

=

1

1

21/651

/41.22158.0)( −

−

⋅⋅⋅=molgmol

molmolgHv

3. Se escriben los datos del problema. v1(H2) = desconocido m2(Zn) = 0.58g n1(H2) = 1 mol n2(H2) = 1 mol n2(Zn) = 65g/mol-1 vm1(H2) = 22.4 1/mol-1 4. Se escribe la proporcionalidad y se despeja la incógnita. 5. Se sustituyen por los valores para encontrar el valor buscado.

V1(H2) = 0.199 1; equivalente a 200 ml 6. Respuesta : Por medio de este proceso, se pueden obtener 200 ml de Hidrógeno. Relación: Volumen – volumen ¿Cuántos litros de Hidrógeno se necesitan para una adición de Hidrógeno al Eteno, para la obtención de 500 ml de Etano? 1. Se escribe la ecuación balanceada.

CH2 = CH + H2 →→→→ CH3 – CH3

2. Se escriben los datos del problema. v1(H2) = desconocido v2(C2H6) = 500ml n1(H2) = 1 mol n2(C2H6) = 1 mol vm1(H2) = 22.4 1/mol-1 vm2(C2H6) = 22.4 1/mol-1

67

)()(

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)(

62622

221

622

21

HCvmHCn

HvmHn

HCv

Hv

⋅⋅

=

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62622

22162221

HCvmHCn

HvmHnHCvHv

⋅⋅⋅

=

vmM /=ρ

3. Se escribe la proporcionalidad y se despeja la incógnita. 4. Sustituir por los valores y encontrar el valor buscado. 5. Respuesta: Para la obtención de 500 ml de Etano, se necesitan 500 ml de Hidrógeno. Cálculo de la densidad . Densidad: Es la relación entre la masa de un cuerpo sólido o líquido y una masa de agua a una temperatura de 4ºC, que ocupe el mismo volumen. Densidad de los gases: Es la relación entre la masa de un gas y la del aire, en iguales condiciones de temperatura y presión. Cada tipo de gas tiene una densidad determinada. Esta se calcula por medio de la fórmula. ρρρρ = Densidad. Su unidad de medida es: g/l. M = Masa molar. Su unidad de medida es: g/mol -1 vm = Volumen molar. Su unidad de medida es: l/mol -1 Todos los gases tienen un volumen molar constante de 22.4 1/mol-1 Ejemplos: 1 mol de Oxígeno = 32 g/mol-1 = 22.4 mol-1 1 mol de Hidrógeno = 2 g/mol-1 = 22.4 mol-1 1 mol de Cloro = 70 g/mol-1 = 22.4 mol-1 1 mol de Metano = 16 g/mol-1 = 22.4 mol-1

1

1

2114,221

/14.221500)(

−

−

⋅⋅⋅

=molmol

molmolmlHv

mlHv 500)( 21 =

68

Otros ejemplos: ¿Calcular la densidad del Dióxido de Carbono? 1. Escribir los datos del problema. ρ(CO2) = densidad desconocida M(CO2) = masa molar 44 g/mol-1 vm(CO2) = volumen molar 22.4 mol-1 2. Sustituir por los valores y encontrar el valor buscado. 3. Respuesta : La densidad del Dióxido de Carbono ρ(CO2) es de 1.96 g/l. A continuación se proponen algunos ejercicios sencillos que puedes orientar, donde los estudiantes los realicen de manera organizada en equipos de trabajo, donde cada uno de sus miembros desempeñe un rol de tal manera que fortalezcan la práctica de valores y la convivencia pacífica en los estudiantes, en lo que respecta a: solidaridad, respeto, disciplina, orden cooperación, etc.

EJERCICIOS PROPUESTOS DE CÁLCULO QUÍMICO 1. ¿Qué masa de Carbonato de Calcio se necesita para la obtención de 10 g. de Óxido de

Calcio?

CaCO3 →→→→ CaO + CO2 2. ¿Qué volumen de Hidrógeno es necesario para la obtención de 5 litros de Cloruro de

Hidrógeno?

H2 + Cl2 →→→→ 2HCI 3. ¿Cuántos gramos de Cinc se necesitan para la obtención de 1 litro de Hidrógeno?

Zn + H2SO4 →→→→ ZnSO4 + H2 ↑↑↑↑

)(

)()(

2

22

COVm

COMCO =ρ

1

1

2/14.22

/44)( −

−

=mol

molgCOρ

69

4. ¿Cuántos gramos de Carbono se necesitan para la obtención de 2 litros de CO2?

C + O2 -------------→→→→ CO2

5. Calcular ¿cuántos litros de gas propano se pueden obtener de un tanque donde se

encuentran 25 libras?

C3H8(l) →→→→ C3H8(g) 6. Calcular la densidad de: O2 ; N2 ; CO2 ; NH3 ; CH4 ; Cl2 Este tipo de actividad, permite evidenciar aprendizajes y a la vez fomentar la creatividad y el interés por el tema tratado. Podemos evaluar además los aprendizajes logrados ya que puede ser una recapitulación si la desarrollas como una actividad de evidencia de los conocimientos asimilados por los estudiantes hasta el momento. Recuerda que la evaluación es un instrumento de ayuda, en el proceso de enseñanza-aprendizaje. Puedes elaborar guías y realizar experimentos sencillos, que permita aplicar los conocimientos adquiridos relacionado a las reacciones de oxidación - reducción y estequiometría, destacando su importancia para la vida.

Estas actividades tienen como finalidad que los estudiantes sean conscientes de los progresos que han tenido hasta ahora, así como del cambio en sus concepciones iniciales. También sirve para que se den cuenta por donde vamos en el hilo conductor y qué es lo que vamos a desarrollar a continuación. Se trata pues de hacer una reflexión acerca de lo que se ha realizado hasta ahora, así como de orientar y clarificar el camino a seguir. OTROS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS utilizando otro procedimiento. Problema No 1) ¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de azufre 98 % de pureza?. Solución al problema No, 1 Desarrollo La ecuación de formación del trióxido de azufre es la siguiente:

2.S + 3.O2 ─> 2.SO3

2.32,064 g 64,128 g

+ +

3.(2.15,9994 g) 95,9964 g

= =

2.(32,064 g + 3.15,9994 g) 160,1244 g

70

Mediante regla de tres simple calculamos que masa de azufre puro interviene:

Para: 100 % ─> 250 g de S

Luego: 98 % ─> m azufre = (98 %).(250 g de S):(100 %) m azufre = 245 g de azufre puro . Con éste resultado y mediante regla de tres simple calculamos la masa de trióxido de azufre obtenido:

Para: 64,128 g de S ─> 160,1244 g de SO3

Luego: 245 g de S ─> m trióxido de azufre = (245 g de S).(160,1244 g de SO3):(64,128 g de S) m trióxido de azufre = 611,7527 g de SO3 puro. Luego la ecuación de formación del ácido sulfúrico es la siguiente:

SO3 + H2O ─> H2SO4

32,064 g + 3.15,9994 g

80,0622 g

+ +

2.1,00797 g + 15,9994 g

18,01534 g

= =

2.1,00797 g + 32,064 g + 4.15,9994 g

98,07754 g Con el valor de m trióxido de azufre y mediante regla de tres simple calculamos la masa de ácido sulfúrico obtenido:

Para: 80,0622 g de SO3

─> 98,07754 g de H2SO4

Luego: 611,7527 g de SO3

─> m ácido sulfúrico = (611,7527 g de SO3).(98,07754 g de H2SO4):(80,0622 g de SO3)

m ácido sulfúrico = 749,4074 g de H2SO4 puro.

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estequeometria/ resueltos/tp01_estequeometria_pr

oblema01.php

71

Problema No 2) ¿Qué masa de óxido resulta necesaria para obtener 3150 g de ácido nítrico?, ¿cuántos moles de agua reaccionan? Solución del ejercicio n° 2 Desarrollo La ecuación de formación del ácido nítrico es la siguiente:

N2O5 + H2O ─> 2.HNO3

2.14,0067 g + 5.15,9994 g

108,0104 g

+ +

2.1,00797 g + 15,9994 g

18,01534 g

= =

2.(1,00797 g +14,0067 g + 3.15,9994 g) 126,0257 g

Mediante regla de tres simple calculamos que masa de óxido nítrico necesaria:

Para: 126,0257 g de HNO3

─> 108,0104 g de N2O5

Luego: 3150 g de HNO3 ─> m óxido nítrico = (3150 g de HNO3).(108,0104 g de N2O5):(126,0257 g de HNO3)

m óxido nítrico = 2699,7085 g de N2O5 Para calcular los moles lo hacemos de igual manera:

Para: 126,0257 g de HNO3

─> 1 mol de H2O

Luego: 3150 g de HNO3 ─> mol agua = (3150 g de HNO3).(1 mol de H2O):(126,0257 g de HNO3)

mol agua = 25 moles de agua .

_problema04.php Problema No 3) Se quieren obtener 15 litros de dióxido de carbono (CNPT) según la reacción:

Na2CO3 + 2HCl ─> CO2 + H2O + 2.NaCl Calcular: a) Volumen de solución de HCl 38 % p/p (δ = 1,19 g/cm ³) necesario. b) Masa de Na2CO3 necesaria. c) Masa de NaCl que se forma.

72

Solución del ejercicio n° 5 Desarrollo La ecuación estequiométrica es la siguiente:

Na2CO3 + 2.HCl ─> CO2 + H2O + 2.NaCl

2.23 g + 12 g + 3.16 g

106 g

+ +

2.(1 g + 35,5 g)

73 g

= =

12 g + 2.16 g

44 g

+ +

2.1 g + 16 g

18 g

+ +

2.(23 g + 35,5 g)

117 g a) Para calcular el ácido clorhídrico:

Para: 22,4 litros de CO2 ─> 73 g de HCl

Luego: 15 litros de CO2 ─> m HCl = (15 litros de CO2).(73 g de HCl):(22,4 litros de CO2) m HCl = 48,88 g de HCl puro . Para calcular el volumen de solución de HCl 38 % p/p:

Para: 38 % ─> 48,88 g

Luego: 100 % ─> m solución = (100 %).(48,88 g):(38 %) m solución = 128,63 g Si δ = m/V ─> V = m/ δ V = (128,63 g)/(1,19 g/cm ³) V = 108,1 cm ³ b) Para calcular la masa de Na2CO3:

Para: 22,4 litros de CO2

─> 106 g de Na2CO3

Luego: 15 litros de CO2

─> m carbonato de sodio = (15 litros de CO2).(106 g de Na2CO3):(22,4 litros de CO2)

m carbonato de sodio = 71 g de Na2CO3

c) Para calcular la masa de NaCl:

Para: 22,4 litros de CO2

─> 117 g de NaCl

Luego: 15 litros de CO2 ─> m cloruro de sodio = (15 litros de CO2).(117 g de NaCl):(22,4 litros de CO2)

m cloruro de sodio = 78,35 g de NaCl

73

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estequeometria/resueltos/tp01_estequeometria_problem

a05.php

h ttp://www.fisicanet.com.ar/quimica/estequeometria/resueltos/tp01_estequeometria_problema

06.php Problema No 4) El ácido bromhídrico y el ácido sulfúrico reaccionan según la ecuación:

H2SO4 + 2HBr ─> SO2 + Br2 + 2H2O

Si reaccionan 3 moles de H2SO4, calcular: a) Masa de HBr necesaria. b) Número de moles de Br2 formados, sabiendo que la reacción tiene un rendimiento del 90 %. c) Volumen de SO2 que se desprende simultáneamente (medidos en CNPT). Solución del ejercicio n° 7 Desarrollo La ecuación estequiométrica es la siguiente:

H2SO4 + 2.HBr ─> SO2 + Br2 + 2.H2O

2.1 g + 32 g + 4.16 g 98 g

+ +

2.(1 g + 80 g) 162 g

= =

32 g + 2.16 g 64 g

+ +

2.80 g 160 g

+ +

2.(2.1 g + 16 g) 36 g

a) La masa de HBr será:

Para: 1 mol de H2SO4

─> 162 g de HBr

Luego: 3 mol de H2SO4

─> m ácido bromhídrico = (3 mol de H2SO4).(162 g de HBr):(1 mol de H2SO4)

m ácido bromhídrico = 486 g de HBr b) El número de moles de Br2 formados al 100 %:

Para: 1 mol de H2SO4 ─> 1 mol de Br2

Luego: 3 mol de H2SO4 ─> mol bromo = (3 mol de H2SO4).(1 mol de Br2):(1 mol de H2SO4) mol bromo = 3 mol de Br2 al 100 % de rendimiento. mo l bromo 90 % = mol bromo .0,90 = 0,9.3 mol de Br2 = 2,7 mol de Br 2

74

c) El volumen de dióxido de azufre es:

Para: 1 mol de H2SO4

─> 64 g de SO2 = 22,4 litros de SO2

Luego: 3 mol de H2SO4

─> V dióxido de azufre = (3 mol de H2SO4).(22,4 litros de SO2):(1 mol de H2SO4)

V dióxido de azufre = 67,2 litros SO 2

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estequeometria/resueltos/tp01_estequeometria_problema07.php Problema No 5) uando se trata el cobre con ácido nítrico se produce una reacción según la ecuación:

8HNO3 + 3Cu ─> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Calcular: a) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico reaccionarán con 200 g de cobre. b) ¿Qué peso de sal cúprica se obtendrá?. Solución del ejercicio n° 8 Desarrollo La ecuación estequiométrica es la siguiente:

8.HNO3 + 3.Cu ─> 3.Cu(NO3)2 + 2.NO + 4.H2O

8.(1 g + 14 g + 3.16 g) 504 g

+ +

3.63,5 g

190,5 g

= =

3.(63,5 g + 2.(14 g + 3.16 g)) 562,5 g

+ +

2.(14 g + 16 g)

60 g

+ +

4.(2.1 g + 16 g)

72 g a) La masa de ácido nítrico será:

Para: 190,5 g de Cu ─> 504 g de HNO3

Luego: 200 g de Cu ─> m ácido nítrico = (200 g de Cu).(504 g de HNO3):(190,5 g de Cu) m ácido nítrico = 529,13 g de HNO3

b) La masa de nitrato cúprico será:

Para: 190,5 g de Cu

─> 562,5 g de Cu(NO3)2

Luego: 200 g de Cu ─> m nitrato cúprico = (200 g de Cu).(562,5 g de Cu(NO3)2):(190,5 g de Cu)

m nitrato cúprico = 590,55 g de Cu(NO 3)2

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estequeometria/resueltos/tp01_estequeometria_problema08.php

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NOMBRE DE LA UNIDAD : SOLUCIONES Competencia de Grado: Reconoce la importancia de uso y aplicaciones de las soluciones en el mejoramiento de la calidad de Vida. Contenidos: � Soluciones - Importancia. - Características. - Componentes. - Clases de soluciones. - Factores que afectan la solubilidad. � Importancia de las soluciones en la vida diaria. � Elaboración de proyectos. � Pruebas de Solubilidad. � Concentración de las Soluciones: - Físicas.

√ % Masa-Masa. √ % Masa-Volumen. √ %Volumen-Volumen. √ ppm (partes por millón).

- Químicas.

√ Molaridad. √ Molalidad. √ Normalidad. √ Fracción molar.

� Concentración de las Soluciones: � Preparación de soluciones.

SOLUCIÓN: Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias las cuales forman una sola fase. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente o disolvente. COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN: Toda solución consta de dos componentes, uno llamado soluto y el otro llamado solvente.

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El soluto es la sustancia que está disuelta en el solvente. El solvente es la sustancia que disuelve al soluto. Son ejemplos de solución los siguientes: Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos. La sustancia presente en mayor cantidad se llama solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente también puede ser un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente. Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida. El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación. CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES:

PÒR SU ESTADO DE AGREGACIÓN

POR SU CONCENTRACION

SÓLIDAS: Sólido- líquido Sólido- gas Sólido- sólido

SOLUCIÓN DILUIDA: Es aquella solución que contiene una cantidad muy pequeña de soluto. SOLUCION NO-SATURADA ; es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

LIQUIDAS: Líquido – gas Líquido – sólido Líquido – líquido

SOLUCION SATURADA: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC.

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GASEOSAS: Gas – líquido Gas – Sólido Gas - Gas

SOLUCION SOBRE SATURADA: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS

Gaseosa Gas Gas Aire

Líquida Líquido Líquido Alcohol en agua

Líquida Líquido Gas O2 en H2O

Líquida Líquido Sólido NaCl en H2O CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN. La concentración se refiere a la composición de una solución Por concentración se entiende la cantidad de soluto contenida en una cantidad del solvente o de disolución. Solución diluida es aquella que contiene pequeñas cantidades de soluto. Solución concentrada es aquella que contiene gran cantidad de soluto Solubilidad La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este. La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de volumen de solvente a una determinada temperatura. Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución.

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En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar a las del solvente. La solubilidad de las sustancias varía, algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve. REGLAS DE SOLUBILIDAD DE COMPUESTOS INORGÁNICOS EN AGUA Se consideran solubles: � Las sales de sodio, potasio y amonio, con algunas excepciones. � Los nitratos, acetatos y cloratos. � Los sulfatos, excepto los de calcio, estroncio, bario, plata, plomo y mercurio. � Los cloruros y bromuros, excepto los de plata, plomo y mercuriosos. � Los yoduros, excepto los de tres cationes mencionados, el mercúrico, y el cuproso. � Los carbonatos, fosfatos, y silicatos del grupo 1A de la tabla periódica, y de amonio. � Los cianuros de los grupos 1A , 2A y del mercurio. Con gran numero de metales de

transición forman complejos solubles. � Los sulfuros del grupo IA y 2A y el amonio. � Los hidróxidos y los óxidos del grupo IA de la tabla periódica. � En algunos casos, a menor estado de oxidación, menor solubilidad. � Algunas sales, especialmente las de metales pesados en agua, tienden a hidrolizarse

dando lugar a sales básicas. Esto se evita agregando unas gotas de ácido correspondientemente al anión.

� Los fluoruros son insolubles, excepto los del grupo IA, y los de la plata, bismuto, hierro, y estaño.

� Los cromatos son insolubles, excepto los del grupo IA, y los del Zinc, magnesio y calcio. ALGUNAS REGLAS DE SOLUBILIDAD DE COMPUESTOS ORGÁNIC OS � Agua. La solubilidad de los compuestos orgánicos en el agua se debe exclusivamente a

los grupos polares que contengan. � Los compuestos oxigenados con tendencia formar hidratos suelen ser solubles, y a mayor

estabilidad de dichos hidratos, mayor solubilidad. � Los compuestos anfóteros de bajo peso molecular son bipolares y, por lo tanto, son

solubles en agua. � Ácido clorhídrico diluido. Las alifáticas, ya sean primarias, secundarias o terciarias son

solubles en ácido clorhídrico al 5% debido que se forman clorhidratos polares. � Los grupos aromáticos disminuyen la basicidad del nitrógeno y, a causa de ello las

aminas aromáticas primarias son solubles en ácido clorhídrico diluido, pero las secundarias y terciarias no.

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� Hidróxido de sodio. Los ácidos carboxílicos, sulfónicos y sulfínicos, fenoles, y minas, nitrocompuestos, arilsulfonamidas sin sustituir, oximas tiofenoles son solubles en soluciones diluidas de hidróxido de sodio 5%.

� Bicarbonato de sodio. Los ácidos carboxílicos sulfónicos y sulfílicos son solubles en soluciones de bicarbonato de sodio al 5%. Los demás compuestos son solubles en soluciones de hidróxido de sodio no son solubles en soluciones de bicarbonato. Esto se debe a que la acidez de dichos compuestos es demasiado baja y la basicidad del bicarbonato también es relativamente baja, por lo que no alcanza a disolverlos.

� Ácido sulfúrico. Concentrado y frió disuelve los compuestos hidrocarburos, y aquellos compuestos que contengan un grupo funcional con oxigeno. Los compuestos con dobles ligaduras se sulfonan fácilmente, con la consecuente disolución. Además de la sulfonación pueden existir reacciones de polimerización y deshidratación. Las parafinas y ciclo parafinas son insolubles en ácido sulfúrico, y lo mismo pasa con sus derivados halogenados.

� Los hidrocarburos aromáticos y sus derivados halogenados son insolubles, pero si tienen sustituciones de grupos alquilos en el anillo, el compuesto se sulfona con facilidad y por lo tanto se solubiliza.

� Los éteres de alto peso molecular son insolubles en ácido sulfúrico diluido. � Los alcoholes secundarios y terciarios se deshidratan con facilidad formando olefinas las

cuales a su vez se polimerizan dando lugar a compuestos insolubles en ácido sulfúrico. La solubilidad en disolventes orgánicos depende de la polaridad tanto del soluto como del disolvente, y no existen reglas de clasificación ya que la variación de ambos es grande. Algunos de los disolventes orgánicos mas usados son: alcohol etílico, éter etílico, acetona, cloroformo, tetracloruro de carbono, hexano, benceno, acetonitrilo, etc. Efecto de la temperatura y la presión en la solubil idad de sólidos y gases Se comienza planteando las preguntas siguientes: ¿Por qué un refresco pierde más rápido el gas cuando esta caliente que cuando esta frió?, o ¿por qué el chocolate en polvo se disuelve más fácilmente en leche caliente? La respuesta a estas preguntas está relacionada con la existencia de varios factores que influyen a estos fenómenos, entre ellos está la temperatura, la presión, la interacción soluto-solvente y la agitación, como causantes de la solubilidad. Por lo general, la solubilidad varía con la temperatura. En la mayoría de las sustancias, un incremento de la temperatura causa un aumento de la solubilidad. Por eso el azúcar se disuelve mejor en café caliente, y la leche debe de estar en el punto de ebullición. Los cambios de presión no modifican la solubilidad de un sólido en un líquido. Si un sólido es insoluble agua, no se disolverá aunque se aumente bruscamente la presión ejercida sobre él. La solubilidad de los gases disueltos en líquidos es diferente de la que poseen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua aumenta con la presión del gas sobre el disolvente, si la presión disminuye, la solubilidad disminuye también. Se dice que la solubilidad de los gases es directamente proporcional a la presión.

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Cuando se destapa una botella de bebida gaseosa, la presión sobre la superficie del líquido se reduce y cierta cantidad de burbujas de dióxido de carbono suben a la superficie. La disminución de la presión permite que el CO2 salga de la disolución. En relación con la temperatura, los gases disueltos en líquidos se comportan de forma inversa a como lo hacen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua decrece a medida que aumenta la temperatura; esto significa que la solubilidad y la temperatura son inversamente proporcionales. Los gases disueltos en agua potable (oxigeno, cloro y nitrógeno) son las pequeñas burbujas que aparecen cuando él liquido se calienta y aún no llega al punto de ebullición. Cuando el agua hierve queda totalmente desgasificada, por lo cual su sabor es distinto del que posee el agua sin hervir, por ello se recomienda airear esta agua antes de beberla.

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SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTO IÓNICOS

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SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

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DILUCIÓN DE UNA SOLUCIÓN CONCENTRADA: Las soluciones concentradas se pueden convertir en soluciones diluidas si se le añade más disolvente, al hacer esto, aumenta el volumen y disminuye la concentración. Este proceso recibe el nombre de DILUCIÖN y para calcular el nuevo valor de concentración se utiliza la fórmula:

V1C1 = V2C2

Donde V1 = volumen inicial C1 = concentración inicial V2 = volumen final después de añadir más solvente C2 = concentración final después de añadir más solvente. Para calcular la nueva concentración solo se despeja V2 de la ecuación, así:

V2 = V1C1 / V2 PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SOLUCIONES: Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente. Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones: Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas. Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas. Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se observa sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente. Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz.

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PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES: Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:

1. Su composición química es variable.

2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

3.

Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro. La adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación. La adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.

Se llaman propiedades coligativas a las propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración molal (es decir, de la cantidad de partículas de soluto por cada kilogramo de solvente) y no de la naturaleza o tipo de soluto. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico. Esto es cuando la cantidad de moléculas del vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor. Las propiedades coligativas más comunes son las sig uientes: Descenso de la presión de vapor. Cuando se prepara una solución con un disolvente "puro" y un soluto no volátil (que se transformará en gas —vapor—) y se mide su presión de vapor, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro —medidas a la misma temperatura— se observa que la presión de vapor de la solución es menor que la presión de vapor del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. A su vez, cuando compara las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, veremos que aquella solución más concentrada tiene menor Presión de vapor. ¿Por qué se produce entonces el descenso de la Pv(presión de vapor)?, por dos razones: 1. Por probabilidad: pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el

límite de cambio. 2. Por cohesión: pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta

más el cambio.

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Nota: recuerda que la Pv es la presión a la cuál moléculas de un disolvente pasan del estado Líquido al de Gas. Descenso crioscópico Ya que el soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, como por ejemplo el liquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuber ías y no resultaría útil en lugares fríos. Entonces se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación. Ecuación: ∆Tf = Kf · m � m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kg de disolvente (mol/kg). � ∆Tf es el descenso del punto de congelación y es igual a T - Tf donde T es el punto de

congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro. � Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua

es 1,86 ºC kg/mol Aplicación Cuando desea enfriar algo rápidamente haga una mezcla de hielo con sal o si tiene precaución alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor. El punto de congelación es la temperatura a la cual un líquido comienza a congelarse -transformarse en sólido-. Su valor coincide con el punto de fusión -cambio opuesto, pero en lugar de entregar energía para "congelarse", el sistema recibe energía para "fundirse" y volverse líquido- Para una solución se confirma que, su punto de congelación es MENOR que el de su solvente puro. Por ejemplo el agua se congela a partir de los 0°C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve). Descenso Crioscópico= Temperatura Congelación del solvente - Temp Congel Solución. Aumento ebulloscópico Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados Celsius.

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Ecuación: ∆Tb = Kb · m � m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kg de disolvente (mol/kg). � ∆Tb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto de

ebullición de la solución y Tb es el punto de ebullición del disolvente puro. � Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es

0,52 ºC kg/mol Aplicación Cuando un mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aún mayor, pues la sal hará un efecto tal que será el total de las partes que se disuelven. Por ejemplo NaCl, será disuelto en 1 mol de Na y 1 mol de Cl: un total de dos moles en solución. El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la Presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas. Por ejemplo: A presión externa de 1 atm, el agua hierve a 100°C mientras que, para una solución acuosa -de algo- a 100°C las presiones ext ernas y de vapor no se han igualado -y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso- Cuando la Presión de vapor iguale la presión externa la temperatura de la solución será mayor que 100°C y consecuentemente, comprobamos que su punto de ebullición es, efectivamente, mayor que el punto de ebullición de su solvente puro -agua- medido a una misma presión externa. Presión osmótica La presión osmótica es una propiedad coligativa y es una de las principales características que deben tener en cuenta en las relaciones de los líquidos intersticiales e intravasculares que constituyen el medio interno. La membrana celular determina un comportamiento que contiene soluciones de distinta concentración al medio extracelular que la rodea, creando una barrera de control de solutos. Cuando una solución se pone en contacto con el solvente a través de una membrana semipermeable que deja pasar a las moléculas de solvente pero no las de soluto, las moléculas de solvente, que están en mayor concentración en el disolvente puro, difunden hacia la solución, donde su concentración es más pequeña. Se puede llegar a una situación de equilibrio contrarrestando esa tendencia mediante la aplicación de una cierta fuerza sobre la disolución, aumentando la presión (aplicación de fuerza en una determinada área, lo que se conoce como presión osmótica de la solución y representada con la letra griega Π. Al aumentar la presión osmótica, es posible detener el flujo de solvente (en general agua) a través de la membrana semipermeable en incluso revertirlo (hacer pasar solvente desde la solución al solvente puro, por ejemplo, transformando agua con algún soluto en agua pura). Al considerar como semipermeable a la membrana plasmática, las células de los organismos pluricelulares deben permanecer en equilibrio osmótico con los líquidos tisulares.

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Esta viene dada en osmoles. Para calcular la osmolaridad de una solución se debe multiplicar el peso molecular de ésta por la cantidad de elementos en los que la misma se disocia. Ejemplos:

En el caso del cloruro sódico (NaCl) en una concentración de 1 mol%:

Peso molecular del sodio (Na) = 23 g/cel Peso molecular del Cloro (cloro) = 35,5 g/mol (cualquiera) Peso molecular del Na + Cl = 58,5 g/cel

Para el CaCl2 en una concentración de 1 mol%: Peso molecular del Calcio (Ca) = 40 g/mol Peso molecular del Cloro (Cl) = 35,5 g/mol, en este caso X2 ya que es CL_2 Peso molecular del CaCl2 = 111 g/mol.

La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable Ecuación:

(También: π = (nRT) / V) en donde: n es el número de moles de partículas en la solución. R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J · K-1 · mol-1 T es la temperatura en kelvin Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:

Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.

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Aplicación El experimento típico para observar el fenómeno de ósmosis es el siguiente: � Se colocan dos soluciones con distinta concentración (por ejemplo una consta de agua

con sal común o azúcar y la otra de agua sola). � Ambas soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable que

permite el movimiento del agua a través de la membrana. Es decir, que permite que el solvente pase y las partículas no. El papel celofán suele funcionar, pero debe ser verdadero papel celofán y no sus sustitutos.

� Al cabo de un tiempo se podrá observar que el solvente ha pasado de la solución diluida

hacia la solución concentrada y los niveles de líquido han cambiado. Otra aplicación. Las membranas celulares son semipermeables. La observación al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmólisis) en función de que el medio exterior sea hipertónico o hipotónico respecto al medio interno celular. De Wikipedia, la enciclopedia libre COLOIDES Los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones de 10 a 10.000 Aº se llaman micelas). Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio. Clase de coloides según el estado físico

NOMBRE EJEMPLOS FASE DISPERSA MEDIO DISPERSANTE

Aerosol sólido Polvo en el aire Sólido Gas

Geles Gelatinas, tinta, clara de huevo Sólido Liquido

Aerosol liquido Niebla Liquido Gas

Emulsión leche, mayonesa Liquido Liquido

Emulsión sólida Pinturas, queso Liquido Sólido

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Espuma Nubes, esquemas Gas Liquido

Espuma sólida Piedra pómez Gas Sólido

PROPIEDADES DE LOS COLOIDES Las propiedades de los coloides son : � Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza

por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.

� Efecto de Tyndall Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de

los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias. � Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las

partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.

� Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se

trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/soluciones.htm FORMA DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN : La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente o de solución. Por concentración se entiende la cantidad de soluto contenida en una cantidad de volumen de solvente o de disolución. Los criterios para expresar cuantitativamente una concentración son, principalmente: masa, volumen y cantidad de sustancia (moles). La concentración de las soluciones suele expresarse en términos de: � Porcentaje masa ⁄ masa : % m ⁄ m � Porcentaje masa ⁄ volumen: % m ⁄ v � Porcentaje volumen ⁄ volumen: % v ⁄ v � ppm o sea, miligramo ⁄ litro � Molaridad: M � Molalidad: m � Normalidad � Fracción molar

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El porcentaje masa en masa: % m/m indica la cantidad de masa de soluto por cada 100 gramos de masa de solución. Así, una solución al 15% m/m tendrá 15 gramos de soluto en cada 100 gramos de solución. Si se desea convertir los gramos de solución a mL, se deberá conocer la densidad de la solución. El porcentaje masa en volumen: % m/v indica la cantidad de masa de soluto por cada 100 millitros de solución; así una solución al 15% m/v tendrá 15 gramos de soluto en cada 100 mL de solución. El porcentaje volumen en volumen: % v/v indica la cantidad de volumen de soluto por cada 100 mililitros de volumen de solución; así en una solución al 15% v/v se tendrán 15 mL de soluto en cada 100 mL de solución. Fórmula para calcular el porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución. Fórmula para calcular el porcentaje volumen a volum en (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. Fórmula para calcular el porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. Partes por millón: ppm es aquella solución que contiene un número de miligramos de soluto por cada litro de disolución.

Ciencias de la Tierra II

• Ppm (partes por millón).

• La Concentración en ppm se define como el número de mg por L de solución

ppm = mg de soluto L de solución

• Una solución al 5 ppm de Na2SO4 contiene 5 miligramos de Na2SO4 en 1 L de solución.

En esta forma de expresar la concentración no impor ta el PM, es decir no importa si se conoce la naturaleza química del soluto.

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En el análisis químico son de particular importancia las "unidades" de concentración, y en particular dos de ellas: la molaridad y la normalidad. La Molaridad expresa la concentración como la cantidad de moles de soluto contenido en cada litro de solución . Se representa por la letra M: M = (moles de soluto)/(Litro de solución) Un concepto parecido a la molaridad y que no debe confundirse con ella es la molalidad (m) , que expresa la concentración como la cantidad de moles de soluto contenido por cada kilogramo de solvente : m = (moles de soluto)/(kilogramo de solvente) La molalidad tiene la ventaja de no variar con la temperatura contrariamente a lo que pasa con la molaridad o cualquier otra expresión que incluya un volumen de liquido o gas, en estos casos, al con la variación de temperatura el volumen puede aumentar o disminuir lo que lleva a una disminución o aumento de la concentración. La Normalidad expresa la concentración como la cantidad de pesos equivalentes gramos de soluto contenido por cada litro de solución. N = (número de pesos equivalentes)/(Litro de solución) Pero el número de equivalentes ═ gramos de soluto/equivalente gramo Pero el valor de un equivalente gramo de una sustancia se calcula de la manera siguiente: Para un ácido : un Equivalente = masa molar del ácido /# de H desplazados Para una base : un Equivalente = masa molar de la base /# de OH Para una sal: Un Equivalente = masa molar de la sal /# de cargas + o - intercambiables Para una sustancia oxidante o reductora : Un Equivalente = masa molar de la sustancia /# de e- transferidos Obtenido de: "http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica_/_C%C3%A1lculos_de_concentraci%C3%B3n_y_preparaci%C3%B3n_de_soluciones" http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica_/_C%C3%A1lculos_de_concentraci%C3%B3n_y_preparaci%C3%B3n_de_soluciones

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d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

Xsto + Xste = 1

EJERCICIOS La Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución. EJEMPLO: * Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M? Previamente sabemos que: El peso molecular de AgNO3 es: 170 g = masa de 1 mol AgNO3 y Que 100 cm3 de H20 equivalen a 100 mL. H20 Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M hay 1 mol de AgNO3

por cada Litro (1000 mL ) de H2O (solvente) es decir: Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

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Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M f) Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m) EJEMPLO: * Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m? Previamente sabemos que: El peso molecular de AgNO3 es: 100 de H2O cm3

170g equivalente a: = Masa de 1mol AgNO3 y que 100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m hay 1 mol de AgNO3

por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir: Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que: Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma.

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g) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. EJEMPLO: * Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1N? Previamente sabemos que: El peso molecular de AgNO3 es: 100 de H2O cm3

170g equivalente a: = Masa de 1mol AgNO3 y que 100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N hay 1 mol de AgNO3

por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir: Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa. Formalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos. http://www.monografias.com/trabajos14/soluciones/soluciones.shtml

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NOMBRE DE LA UNIDAD : QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DEL CARBONO Competencia de Grado: Reconoce el átomo de carbono como elemento esencial en la constitución de las Moléculas de la vida. Contenidos: � El átomo de Carbono. - Estructura y propiedades del átomo de carbono. � Teoría de Valencia. - Formación de enlaces en las cadenas carbonadas. � Tipos de fórmulas en los compuestos orgánicos. � Tipos de compuestos orgánicos. � Compuestos orgánicos

- Grupo funcional. - Clasificación. � Isómeros estructurales. � Tipos de Isómeros. ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DEL ÁTOMO DE CARBONO El átomo de carbono, debido a su configuración electrónica, presenta una importante capacidad de combinación. Los átomos de carbono pueden unirse entre sí formando estructuras complejas y enlazarse a átomos o grupos de átomos que confieren a las moléculas resultantes propiedades específicas. La enorme diversidad en los compuestos del carbono hace de su estudio químico una importante área del conocimiento puro y aplicado de la ciencia actual. Durante mucho tiempo la materia constitutiva de los seres vivos estuvo rodeada de no pocas incógnitas. Frente a la materia mineral presentaba, entre otras, una característica singular, su capacidad de combustión. Parecía como si los únicos productos capaces de arder hubieran de proceder de la materia viviente. En los albores de la química como ciencia se advirtió, además, que si bien la materia procedente de organismos vivos podía degradarse en materia mineral por combustión u otros procesos químicos, no era posible de ninguna manera llevar a cabo en el laboratorio el proceso inverso. Argumentos de este estilo llevaron a Berzelius, a comienzos del siglo XIX, a sugerir la existencia de dos tipos de materia en la naturaleza, la materia orgánica o materia propia de los seres vivos, y la materia inorgánica .

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Para justificar las diferencias entre ambas se admitió que la materia orgánica poseía una composición especial y que su formación era debida a la intervención de una influencia singular o «fuerza vital» exclusiva de los seres vivos y cuya manipulación no era posible en el laboratorio. La crisis de este planteamiento, denominado vitalismo, llevó consigo el rápido desarrollo de la química de la materia orgánica en los laboratorios, al margen de esa supuesta «fuerza vital». En la actualidad, superada ya la vieja clasificación de Berzelius, se denomina química orgánica a la química de los derivados del carbono e incluye el estudio de los compuestos en los que dicho elemento constituye una parte esencial, aunque muchos de ellos no tengan relación alguna con la materia viviente. CONFIGURACIÓN ELETRÓNICA DEL ATOMO DE CARBONO El átomo de carbono constituye el elemento esencial de toda la química orgánica, y dado que las propiedades químicas de elementos y compuestos son consecuencia de las características electrónicas de sus átomos y de sus moléculas, es necesario considerar la configuración electrónica del átomo de carbono para poder comprender su singular comportamiento químico. El número atómico del carbono es: Z = 6, por tanto, tiene 6 electrones . Su configuración electrónica en el estado fundamental, no excitado es: 1s² 2s² 2p². La existencia de cuatro electrones en la última capa sugiere la posibilidad bien de ganar otros cuatro convirtiéndose en el ion C4- cuya configuración electrónica coincide con la del gas noble Ne, pero si los perdiera pasaría a ion C4+ de configuración electrónica idéntica a la del He. En realidad, una pérdida o ganancia de un número tan elevado de electrones indica una dosis de energía elevada, y el átomo de carbono opta por compartir sus cuatro electrones externos con otros átomos mediante enlaces covalentes. Esa cuádruple posibilidad de enlace que presenta el átomo de carbono se denomina tetravalencia, por eso, se dice que el átomo de carbono es tetravalente. Los cuatro enlaces del átomo de carbono se orientan simétricamente en el espacio, de modo que, considerando su núcleo situado en el centro de un tetraedro, los enlaces están dirigidos a lo largo de las líneas que unen dicho punto con cada uno de sus vértices. La formación de enlaces covalentes puede explicarse, recurriendo al modelo atómico de la mecánica cuántica, como debida a la superposición de orbitales o nubes electrónicas correspondientes a dos átomos iguales o diferentes. Así, en la molécula de metano (CH4), combustible gaseoso que constituye el principal componente del gas natural), los dos electrones internos del átomo de C, en su movimiento en torno al núcleo, dan lugar a una nube esférica que no participa en los fenómenos de enlace; es una nube pasiva . Sin embargo, los cuatro electrones externos de dicho átomo se mueven en el espacio, formando una nube activa de cuatro lóbulos principales dirigidos hacia los vértices de un tetraedro y que pueden participar en la formación del enlace químico. Cuando las nubes

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electrónicas de los cuatro átomos de hidrógeno se acercan suficientemente al átomo de carbono, se superponen o solapan con los lóbulos componentes de su nube activa, dando lugar a esa situación favorable energéticamente que denominamos enlace. Todos los enlaces C—H en el metano tienen la misma longitud 1,06 Å (1 Å == 10-10 m) y forman entre, sí ángulos iguales de 109°. Tal situa ción define la geometría tetraédrica característica de los enlaces del carbono. La propiedad que presentan los átomos de carbono de unirse de forma muy estable no sólo con otros átomos, sino también entre sí a través de enlaces C — C, abre una enorme cantidad de posibilidades en la formación de moléculas de las más diversas geometrías, en forma de cadenas lineales, cadenas cíclicas o incluso redes cúbicas. Este es el secreto tanto de la diversidad de compuestos orgánicos como de su elevado número. Comparación del átomo de carbono frente al átomo de silicio Cabe preguntarse si la situación del carbono es singular o si por el contrario algún otro elemento participa de sus mismas propiedades. Observando el sistema periódico se advierte que el silicio está situado en el mismo grupo justo debajo del carbono y con idéntica configuración electrónica externa. ¿Por qué razón la vida se ha desarrollado sobre los compuestos del carbono y no sobre los del silicio? ¿Por qué los derivados del silicio son tan poco numerosos frente a los del carbono? La existencia en el silicio de ocho electrones internos adicionales respecto del carbono hace que los electrones externos o de valencia responsables del enlace químico estén más alejados del núcleo y, por tanto, atraídos por él más débilmente. Ello se traduce en que la fuerza de los enlaces del silicio es comparativamente menor; particularmente lo es el enlace Si-Si (cuya energía de enlace es aproximadamente la mitad de la del enlace C—C), lo que le convierte en más reactivo, es decir, menos estable químicamente. No obstante, el silicio cristaliza formando una red tridimensional semejante a la del diamante, y sus derivados constituyen el 87 % de la composición de la corteza terrestre. Su combinación con el oxígeno origina la sílice o cuarzo (SiO2). El carácter francamente polar de esta unión da lugar a estructuras reticulares o redes cristalinas que por sus propiedades se parecen enormemente a las de los sólidos iónicos. Química orgánica La Química orgánica o Química del carbono es la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que contienen carbono formando enlaces covalentes: carbono-carbono o carbono-hidrógeno, también conocidos como compuestos orgánicos. Friedrick Wohler y Archibald Scott Couper son conocidos como los "padres" de la química orgánica. Historia . La química orgánica se constituyó como disciplina en los años treinta del siglo XIX. El desarrollo de nuevos métodos de análisis de las sustancias de origen animal y vegetal,

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basados en el empleo de disolventes como el éter o el alcohol, permitió el aislamiento de un gran número de sustancias orgánicas que recibieron el nombre de "principios inmediatos". La tarea de presentar la química orgánica de manera sistemática y global se realizó mediante una publicación surgida en Alemania, fundada por el químico Friedrich Konrad Beilstein (1838-1906). Su Handbuch der organischen Chemie comenzó a publicarse en Hamburgo en 1880 y consistió en dos volúmenes que recogían información de unos quince mil compuestos orgánicos conocidos. Cuando la Deutsche chemische Gessellschat trató de elaborar la cuarta re-edición, en la segunda década del siglo XX, la cifra de compuestos orgánicos se había multiplicado por diez. Treinta y siete volúmenes fueron necesarios para la edición básica, que aparecieron entre 1916 y 1937. Un suplemento de 27 volúmenes se publicó en 1938, recogiendo información aparecida entre 1910 y 1919. En la actualidad, se está editando el Fünfes Ergänzungswerk (quinta serie complementaria), que recoge la documentación publicada entre 1960 y 1979. Para ofrecer con más prontitud sus últimos trabajos, el Beilstein Institut ha creado el servicio Beilstein Online, que funciona desde 1988. Recientemente, se ha comenzado a editar periódicamente un CD-ROM, Beilstein Current Facts in Chemistry, que selecciona la información química procedente de importantes revistas. Actualmente, la citada información está disponible a través de Internet. La química del carbono Los hidrocarburos son los derivados del carbono más sencillos. Resultan de la unión únicamente de átomos de carbono con átomos de hidrógeno y de átomos de carbono entre sí formando cadenas que pueden ser abiertas o cerradas y cuyos «eslabones» pueden estar unidos por enlaces simples o por enlaces múltiples. Los hidrocarburos los podemos clasificar en: � saturados : con enlaces simples, alcanos . � insaturados , con enlaces dobles (alquenos ) o triples (alquinos ). � aromáticos : estructura cíclica. Aquellos hidrocarburos que presentan únicamente enlaces simples reciben el nombre de hidrocarburos saturados (alcanos). El representante más sencillo de los hidrocarburos saturados es el metano CH4; no obstante, el etano C2H6 da una mejor idea de las características de este tipo de hidrocarburos. La molécula de etano está compuesta por dos átomos de carbono y seis átomos de hidrógeno que se unen entre sí mediante enlaces covalentes sencillos. Desde un punto de vista puramente geométrico se puede representar la molécula de etano mediante dos tetraedros contiguos y opuestos por uno de sus vértices, en donde los dos átomos de carbono ocupan los centros de los respectivos tetraedros, y los de hidrógeno los vértices libres. Todos los enlaces C—H tienen la misma longitud igual a 1,06 Å, mientras que

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el enlace C—C, de características electrónicas diferentes, presenta un valor superior e igual a 1,54 Å. El resto de los compuestos de esta serie de hidrocarburos de cadena abierta puede obtenerse intercalando en el etano sucesivamente grupos — CH2 —. Las cadenas de los hidrocarburos saturados pueden también cerrarse formando estructuras cíclicas. El ciclohexano es un ejemplo. Los enlaces C—C forman una estructura hexagonal, no plana. Pueden presentarse dos posibles disposiciones geométricas de sus átomos en el espacio respetando la geometría tetraédrica de los enlaces del carbono: una en forma de silla y otra en forma de barco. En cada uno de los vértices, los enlaces correspondientes se dirigen hacia los vértices de un tetraedro imaginario, es decir, formando ángulos de 109° aproximadamente. Si la estructura molecular fuera plana como en un hexágono, los ángulos CCC serían iguales a 120°, lo que no es compatible con la geometría te traédrica de los enlaces del carbono en los hidrocarburos saturados. Dicha geometría explica entonces la conformación de la molécula. Los hidrocarburos no saturados se caracterizan, desde el punto de vista de su estructura molecular, por la presencia de enlaces dobles (alquenos) o triples (alquinos). La molécula de eteno o etileno está formada por dos átomos de carbono unidos por un enlace doble; mediante sus otros dos enlaces restantes cada átomo de carbono se une a otros tantos átomos de hidrógeno. La existencia de un doble enlace modifica considerablemente la geometría de la molécula de eteno respecto de la de etano, ahora los ángulos HCH y HCC son iguales a 120° como corresponde a una estructur a plana. Además la longitud de enlace C — C se acorta pasando de los 1,54 Å en el etano a 1,34 Å en el eteno, indicando con ello que la unión es más fuerte. A diferencia de lo que sucede con un enlace sencillo, un enlace múltiple impide la rotación de la molécula en torno a él y le confiere, por tanto, una cierta rigidez. Ya que el carbono puede enlazarse de diferentes maneras, una cadena puede tener diferentes configuraciones de enlace dando lugar a los llamados isómeros, moléculas con la misma fórmula química pero con distintas estructuras y propiedades. GRUPOS FUNCIONALES Los hidrocarburos presentan propiedades físicas y químicas que se derivan de su estructura. Así, los hidrocarburos saturados, debido a la ausencia de dobles enlaces, se caracterizan por su escasa reactividad. En condiciones ambientales los cuatro primeros miembros de la serie son gases incoloros, pero a medida que aumenta el número de grupos CH2 adicionales los hidrocarburos aumentan su punto de fusión, lo que les hace ser líquidos y sólidos en esas mismas condiciones. La gasolina, por ejemplo, contiene, entre otros componentes, una mezcla de hidrocarburos líquidos, y la parafina (en latín parum = poca, affinis = afinidad, es decir, poca capacidad de reacción química) es, en esencia, una mezcla de hidrocarburos sólidos a temperatura ambiente. Sin embargo, junto con los enlaces C — C y C—H de los hidrocarburos saturados, que se caracterizan por su estabilidad, otros diferentes grupos atómicos pueden estar presentes en las cadenas hidrocarbonadas, dando lugar a distintos tipos de moléculas orgánicas. Estos grupos atómicos que incrementan y modifican, de acuerdo con su composición, la capacidad

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de reacción de los hidrocarburos se denominan grupos funcionales . En ellos figuran elementos tales como el oxígeno, el nitrógeno o el azufre, que hacen de los grupos funcionales auténticos centros reactivos de la molécula. Los principales grupos funcionales son los siguient es. Grupo hidroxilo - OH Es característico de los alcoholes , compuestos constituidos por la unión de dicho grupo a un hidrocarburo. El carácter polar del enlace O —H les confiere sus propiedades químicas características, algunas de las cuales son parecidas a las de la molécula de agua. Al igual que ésta, pueden ceder o aceptar iones H+ y actuar, por tanto, como ácido o como base. El alcohol puede neutralizar a un ácido de forma parecida a como lo hace una base inorgánico. Grupo carbonilo >C=O Su presencia en una cadena hidrocarbonada (R) puede dar lugar a dos tipos diferentes de sustancias orgánicas: los aldehídos y las cetonas . En los aldehídos el grupo CO, estando unido por un lado a un carbono terminal de una cadena hidrocarbonada y por otro a un átomo de hidrógeno, ocupa una posición extrema en la cadena. En las cetonas, por el contrario, el grupo carbonilo se une a dos cadenas hidrocarbonadas, ocupando por tanto una situación intermedia. El enlace C = O del grupo carbonilo está fuertemente polarizado, pues el oxígeno atrae la carga compartida hacia sí más que el carbono. Dicha polarización es responsable de la actividad química de este grupo, que se hace más destacada en los aldehídos debido a la posición extrema, y por tanto más accesible, que ocupa dicho grupo en la cadena hidrocarbonada. Tanto los aldehídos como las cetonas se pueden obtener mediante la oxidación suave de alcoholes. Inversamente, la hidrogenación del grupo carbonilo reproduce el grupo alcohólico.

Grupo carboxilo Es el grupo funcional característico de los ácidos orgánicos . En ellos el enlace O — H está polarizado, pero ahora más intensamente que en el grupo hidroxilo, debido a que la proximidad del grupo +C=O- contribuye al desplazamiento del par de electrones del enlace O — H hacia el átomo de oxígeno. Por tal motivo, el átomo de hidrógeno se desprende del grupo carboxilo, en forma de ion H+, con una mayor facilidad, comportándose como un ácido.

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Etanol CH3CH2OH

Ácido etanoico o acéticol CH3COOH

Un ácido orgánico puede obtenerse por oxidación de los alcoholes según la reacción: Los ácidos orgánicos reaccionan con los alcoholes de una forma semejante a como lo hacen los ácidos inorgánicos con las bases en las reacciones de neutralización. En este caso la reacción se denomina esterificación y el producto análogo a la sal inorgánico recibe el nombre genérico de éster : CH3COOH + CH3CH2OH ® H2O + CH3 - COOC2H5 ácido acético etanol acetato de etilo Los ácidos orgánicos son, en general, ácidos débiles.

Grupo amino Puede considerarse como un grupo derivado del amoníaco (NH3) y es el grupo funcional característico de una familia de compuestos orgánicos llamados aminas .Al igual que el amoníaco, el grupo amino tiene un carácter básico, de modo que aceptan con facilidad iones H+:

metil amina CH3NH2 ion metilamonio CH3NH3+

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ISOMERIA El término isomería procede del griego (isos = igual; meros = parte) y se refiere a la propiedad que presentan algunos compuestos, particularmente los orgánicos, de poseer la misma fórmula molecular, pero características diferentes. Los compuestos isómeros poseen la misma composición en lo que se refiere al tipo de elementos y a su proporción; dicho de otro modo, tienen los mismos átomos componentes y en igual número, pero organizados de diferente manera; son por tanto compuestos distintos. Isomerías planas El butano, por ejemplo, es un hidrocarburo saturado cuya fórmula empírica o molecular es C4H10. Pero a esa misma fórmula empírica se ajustan dos compuestos diferentes que pueden distinguirse, desde el punto de vista de la organización de sus átomos, escribiendo su fórmula desarrollada o incluso semidesarrollada: Para diferenciarlos se utilizan los nombres de n-butano (butano normal) e isobutano (isómero del butano). Este tipo de isomería, que afecta a la disposición de los diferentes eslabones de la cadena hidrocarbonada, recibe el nombre de isomería de cadena . Otro tipo de isomería denominada isomería de posición , es la que presentan los compuestos que teniendo la misma fórmula molecular e idéntica función química (alcohol, ácido, aldehído, etc.), se diferencian en la posición que el grupo funcional correspondiente ocupa en la molécula. Así, por ejemplo, el grupo alcohol - OH en el propanol puede situarse unido, bien a un átomo de carbono extremo, o bien al átomo de carbono central. En ambos casos la fórmula molecular es C3H8O,pero se trata de dos compuestos diferentes:

n-butano

isobutano

n-propanol iso-propanol

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Un tercer tipo de isomería fácil de reconocer es la que afecta a la función (isomería de función) . La presentan los compuestos con igual fórmula molecular, pero diferente función química. Tal es el caso, por ejemplo, de los aldehídos y las cetonas y, particularmente, del propanol frente a la propanona:

(C3H6O) (C3H6O) IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA A pesar de su aparición tardía en la historia de la química, la química de los compuestos del carbono es en la actualidad la rama de las ciencias químicas que crece con mayor rapidez. La variedad de productos derivados del carbono puede resultar prácticamente ilimitada debido a las propiedades singulares de dicho átomo y, por tanto, constituye una fuente potencial de nuevos materiales con propiedades especiales, de medicamentos y productos sanitarios, de colorantes, de combustibles, etc. Algunos de estos ejemplos son considerados a continuación. La materia viviente es, en parte, materia constituida por derivados del carbono. Las transformaciones que sufren los seres vivos, y que observamos a simple vista, se corresponden, desde un punto de vista submicroscópico o molecular, con cambios o reacciones químicas de las sustancias biológicas. Azúcares, grasas, proteínas, hormonas, ácidos nucleicos, son algunos ejemplos de sustancias, todas ellas compuestos del carbono, de cuya síntesis y degradación en el interior de los organismos vivos se ocupa la bioquímica. Medicamentos El mundo de los medicamentos ha constituido en el pasado y constituye en la actualidad una parte importante de la investigación y el desarrollo de productos derivados del carbono. Su importancia en orden a mejorar la esperanza de vida de los seres humanos y sus condiciones sanitarias hace de esta área del conocimiento científico una herramienta imprescindible para la medicina. Pero, ¿por qué los medicamentos son, por lo general, compuestos orgánicos? ¿Cuál es el origen de este hecho? Los fármacos actúan en el organismo a nivel molecular y es precisamente el acoplamiento entre la molécula del fármaco y el receptor biológico, es decir, el sitio de la célula o del microorganismo sobre el cual aquél actúa, el último responsable de su acción curativa. Pero para que ese acoplamiento sea posible ambos agentes, fármaco y receptor, tienen que presentar una cierta complementariedad tal y como sucede con una cerradura y su

Propanol y propanona

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correspondiente llave. Los receptores biológicos suelen ser moléculas de gran tamaño y por este motivo son las cadenas carbonadas de los compuestos orgánicos las que pueden poseer una estructura geométrica que mejor se adapte a la porción clave del receptor; tal hecho, junto con la presencia de grupos funcionales con acciones químicas definidas, son responsables de la abundancia de sustancias orgánicas entre los productos farmacéuticos. Polímeros orgánicos Los polímeros orgánicos son compuestos formados por la unión de dos o más unidades moleculares carbonadas idénticas que reciben el nombre de monómeros . La unión de dos monómeros da lugar a un dímero , la de tres a un trímero , etc. Los polímeros pueden llegar a contener cientos o incluso miles de monómeros, constituyendo moléculas gigantes o macromoléculas . Existen en la naturaleza diferentes sustancias que desde un punto de vista molecular son polímeros, tales como el caucho o las proteínas; pero en el terreno de las aplicaciones los más importantes son los polímeros artificiales. Su síntesis en los laboratorios de química orgánica ha dado lugar a la producción de diferentes generaciones de nuevos materiales que conocemos bajo el nombre genérico de plásticos . La sustitución de átomos de hidrógeno de su cadena hidrocarbonada por otros átomos o grupos atómicos ha diversificado las propiedades de los plásticos; la investigación en el terreno de los polímeros artificiales ha dado como resultado su amplia implantación en nuestra sociedad, sustituyendo a materiales tradicionales en una amplia gama que va desde las fibras textiles a los sólidos resistentes. http://www.fisicanet.com.ar/quimica/organica/ap01_carbono.php

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NOMBRE DE LA UNIDAD : HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS Y AL ICÍCLICOS Competencia de Grado: Reconoce el uso y aplicaciones de los Hidrocarburos Alifáticos y Alicíclicos; su contribución al mejoramiento de la calidad de vida y promueve acciones de protección y conservación de la biosfera. Contenidos: � Hidrocarburos Alifáticos y Alicíclicos. � Hidrocarburos saturados y no saturados.

� Alcanos - Características de alcanos - Formulación y Nomenclatura química según la IUPAC - Grupos Alquilo. - Reacciones de los alcanos � Alquenos - Características de los alquenos. - Nomenclatura IUPAC. � Reacciones de alquenos � Alquinos - Características de los alquenos. - Nomenclatura IUPAC. - Reacciones de los alquinos. � Hidrocarburos cíclicos: - Cicloalcanos, ciclo alquenos y Cicloalquinos. - Características. - Estructura y nomenclatura.

� Importancia del uso de los hidrocarburos en la vida diaria. - Hogar - Escuela - Comunidad

� Impacto económico y ambiental del uso inadecuado de hidrocarburos. � Acciones de protección y conservación y preservación de la Biosfera.

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Compuestos orgánicos En todas las moléculas orgánicas se puede identificar una estructura básica: un armazón, constituido por una cadena o un anillo de carbono, soporta un cierto número de átomos de otros elementos.

Diversidad de los compuestos orgánicos

Los compuestos orgánicos se clasifican en funciones químicas, que comparten ciertas características estructurales y un comportamiento físico – químico particular. Fue posible llegar a esta clasificación tras comparar un elevado número de compuestos del carbón y observar que sustancias con propiedades químicas muy diferentes contenían el mismo número de átomos de carbono. Algunas de ellas son el metano, CH4; el metanol, CH3OH, y el metanal, HCHO. Asimismo, varios compuestos con propiedades químicas muy similares podían contener un número diferente de átomos de carbono. Por ejemplo, el metanol, CH3OH; el etanol, CH3CH2OH, y el propanol, CH3CH2CH2OH, contienen respectivamente uno, dos o tres átomos de carbono, aún cuando todos son alcoholes.

Grupos funcionales Un grupo funcional es un átomo o un conjunto de átomos que forman parte de una molécula más grande y que le confieren un comportamiento químico característico. El comportamiento químico de toda molécula orgánica, sin importar su tamaño y su grado de complejidad, está determinado por el o los grupos funcionales que contiene.

Grupos funcionales con enlaces carbono – carbono El enlace carbono – carbono se encuentra en un conjunto de compuestos, conocidos como hidrocarburos . Los hidrocarburos son tal vez el grupo más amplio y diversificado de todos los compuestos orgánicos. Se denominan alcanos si están formados por cadenas de carbonos, unidos a través de enlaces sencillos, con hidrógenos unidos a esta cadena. Por la presencia de enlaces dobles o triples, los hidrocarburos se dividen en alquenos y alquinos , respectivamente. Un tercer grupo, los arenos , muestran enlaces intermedios entre dobles y simples en anillos de átomos de carbono. Ejemplo: En los alcanos, el carbono tiene sus cuatro posibilidades de enlaces ocupadas por hidrógenos. Por ello, se conocen como hidrocarburos saturados , a diferencia de alquenos, alquinos y arenos, que son insaturados .

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Grupos funcionales con enlaces sencillos entre carb ono y átomos electronegativos

Si a una cadena sencilla de carbonos e hidrógenos se encuentra unido un átomo electronegativo, por ejemplo, un halógeno, se tiene un grupo funcional conocido como haluros o haloganuros de alquilo . Si a esta cadena se une un grupo OH2, se tiene el grupo de los alcoholes . Ahora, si se trata de un átomo de oxígeno, uno de nitrógeno, un grupo NH2 o S2, se habla de éteres, nitrilos, aminas o sulfuros , respectivamente. En todos los grupos nombrados, un átomo de carbono se encuentra unido, a través de un enlace sencillo, a un átomo más electronegativo. Estos son algunos ejemplos de las diferentes funciones.

Series homólogas Se denomina series homólogas el conjunto de compuestos que tienen el mismo grupo funcional, pero difieren en el número de átomos de carbono de sus moléculas, más específicamente en el número de unidades –CH2. Por ejemplo, la siguiente es una serie homóloga de hidrocarburos: CH3-CH3, CH3-CH2-CH3-CH2-CH3.

Compuestos aromáticos

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Clasificación de los compuestos orgánicos

Clasificación según la estructura Dentro de algunos grupos funcionales, los compuestos orgánicos se pueden subdividir; de acuerdo con la estructura que presenten, en compuestos acíclicos o de cadena abierta y compuestos cíclicos o de cadena cerrada. Sin embargo, los límites entre unos y otros no son claros, de tal forma que se pueden estudiar paralelamente al establecer, en forma permanente, comparaciones entre unos y otros.

Compuestos acíclicos o alifáticos Los compuestos acíclicos pueden ser de cadena lineal o ramificada.

Compuestos alicíclicos COMPUESTOS CÍCLICOS: Compuestos isocíclicos . Son sustancias en las que los ciclos están formados únicamente por uniones de carbono. Dentro de este grupo, se encuentran compuestos aromáticos y alicíclicos. - Aromáticos . Corresponden a una clase muy especial de sustancias. Se caracterizan por

presentar invariablemente una molécula de benceno como base. Como derivados del benceno se conocen múltiples sustancias de importancia bioquímica e industrial.

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- Alicíclicos . Pertenecen a este grupo varios compuestos que,

a pesar de tener una estructura cíclica, no presentan una molécula de benceno. Poseen propiedades físico – químicas muy similares a las de los compuestos alifáticos.

- Compuestos heterocíclicos . Se diferencian de los isocíclicos

en que al menos uno de los átomos que conforman la estructura cíclica es diferente del carbono.

Hidrocarburos

Los hidrocarburos son los compuestos orgánicos básicos más sencillos. Se componen principalmente de carbono e hidrógeno, cabe señalar que existe una gran cantidad de compuestos que se obtienen al sustituir uno o más hidrógenos de una cadena hidrocarbonada por átomos de otros elementos como cloro, oxígeno, flúor, etc. En diferentes arreglos estructurales. Existen hidrocarburos de cadenas larga (simples o con ramificaciones), de cadena cerrada a manera de anillo. Hay moléculas en las que una misma unidad se repite muchas veces. Estos compuestos se conocen como polímeros (poli = muchos y mero = miembros). Los hidrocarburos existen en la naturaleza como petróleo, gas natural o resinas vegetales. Algunos plásticos se fabrican con unidades de hidrocarburos.

Hidrocarburos Alifáticos

El término alifático proviene del griego aleiphas, que significa grasa y se relaciona con una propiedad característica de estos compuestos: su insolubilidad en agua.

Hidrocarburos saturados. Alcanos

Los alcanos son hidrocarburos de cadena abierta (acíclicos), su fórmula general es Cn H2n + 2, en donde n es un número entero, presentan solamente enlaces sencillos, por lo que se conoce como hidrocarburos saturados; son de cadenas abiertas, ya sea sencilla o ramificada, de carbono e hidrógeno, en ellas los carbonos están unidos a través de enlaces covalentes simples.

Los alcanos de mayor número de carbonos pueden verse como unidades tetraédricas. El primer compuesto de esta serie y su fórmula molecular es CH4. Tiene cuatro enlaces sigma carbono - hidrógeno, que se forman por el solapamiento de un orbital s del hidrógeno y un orbital sp3 del átomo de carbono, este compuesto presenta geometría tetraédrica.

Compuestos heterocíclicos

Representación de la molécula del metano

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CH3 CH2 CH2 CH3

CH3 C CH3

H

CH3

Isobutano n-butano

El segundo miembro de esta serie es el etano cuya fórmula molecular es C2 H6, se caracteriza por tener un enlace sigma carbono - carbono debido al solapamiento de dos orbitales sp3 y seis enlaces carbono - hidrógeno, tipo sigma

Isomería estructural

La gran diversidad de compuestos orgánicos se debe, en gran parte, a la posibilidad de encontrar compuestos con la misma fórmula molecular, pero que no son iguales ni en estructura ni en propiedades físicas y químicas. Esta característica se denomina isomería . La estructura del compuesto orgánico queda definida, según su fórmula empírica o molecular, por el orden en que están Constituidos los átomos y por su disposición en el espacio. Los compuestos que pertenecen a algunas de las categorías anteriores se conocen como isómeros. Hay varios tipos de isómeros. Los tres primeros compuestos de los alcanos no tienen isómeros estructurales; la fórmula C4 H10, tiene dos formas estructurales distintas. Ejemplo: Otro ejemplo es el caso del n-hexano (C6H14) y el 2,2-dimetilbutano (C6H14) son isómeros de cadena y sus propiedades físicas son diferentes.

Representación de la estructura del etano. Las estructuras tridimensionales dan una mayor información sobre la geometría de la molécula. En la práctica, se utilizan más las fórmulas bidimensionales.

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NOMENCLATURA DE ALCANOS Gracias a las reglas de nomenclatura, todos los científicos del mundo pueden nombrar a los compuestos orgánicos de la misma manera sin importar el idioma. A principios del siglo XX, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC: Internacional Union of Pure and Applied Chemistry) desarrolló el sistema de nomenclatura, el cual relaciona el nombre de los compuestos con su estructura molecular. El sistema usado para nombrar los alcanos es el IUP AC; se deben tener en cuenta los siguientes aspectos: √ Prefijo o raíz : met, et, prop – y but-, para los cuatro primeros miembros de la serie; a

partir del quinto término se utilizan los correspondientes numerales griegos que indican el número de carbonos presentes en la molécula: pent-,hex-, hept-, etc. Al nombre de los alcanos normales se les antepone la letra n.

√ La terminación o sufijo característicos para los alcanos es – ano. √ Cuando se trata de alcanos ramificados se identifica la cadena más larga de átomos de

carbono en la molécula; esta corresponde al alcano principal y al nombre de éste, junto con las ramificaciones, conforman el derivado del alcano principal.

√ Se numera la cadena principal empezando por el extremo al cual está más cerca una

ramificación o grupo sustituyente. √ Para dar el nombre al compuesto, se escribe en primer lugar el nombre de los radicales o

grupos sustituyentes en orden de complejidad al número de carbonos. A estos nombres se les antepone un número que indica su posición o relación a la cadena principal y separa del nombre por un guión.

√ Cuando se tienen varias ramificaciones idénticas, se indica el número de veces que se

repite colocando el prefijo numérico: di, tri, tetra, etc., antes del nombre del grupo sustituyente

El orden secuencial para el nombre completo es:

Número expresa la posición

+ Nombre de los radicales + Raiz que indica número de carbonos de la cadena

principal

+ Sufijo - ano

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H+ H+ CH4 →→→→ CH3 ; CH3 CH3 →→→→ CH3 CH2 metano metal etano etilo

- CH3 Metil o Metilo - CH2 CH3 Etil o Etilo - CH2 CH2 CH3 Propil o Propilo

Grupos Alquílicos

Un grupo sustituyente alquílico es el radical que resulta al perder un hidrógeno un alcano. Se nombra con el prefijo que indica el número de carbonos más la terminación – il o – ilo. Ejemplo:

Propiedades de los Alcanos

Propiedades Físicas: En estado puro, los alcanos son incoloros, presentan una densidad menor que la del agua y debido a su naturaleza apolar, son insolubles en agua, pero solubles en solventes orgánicos como el tetracloruro de carbono o benceno. Los cuatro primeros alcanos son gaseosos; del pentano al heptadecano son líquidos, mientras que las cadenas mayores se encuentran como sólidos.

En general a medida que aumenta el número de carbonos presentes y que crece el peso molecular, se observa un incremento gradual en el valor de constantes físicas como los puntos de fusión y de ebullición y la densidad. Sin embargo la presencia de ramificaciones en la cadena se relaciona con un descenso de esos puntos. Por ejemplo, el pentano hierve a 36ºC, el isopentano (e-metil butano), con una ramificación hierve a 27,85ºC, mientras que el neopentano (2,2-dimetil propano), con dos ramificaciones, hierve a 9,5ºC.

A continuación se le presenta un gráfico del aumento progresivo de los puntos de ebullición y fusión en los alcanos. Propiedades Químicas Los alcanos son poco reactivos químicamente. Esto se debe a que las moléculas están constituidas por enlace sigma, entre carbonos y entre carbonos e hidrógenos es muy

El gráfico muestra el aumento progres ivo de los puntos de ebullición y de fusión en los alcanos con respecto a un creciente número de carbonos en la cadena hidrocarbonada .

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∆ C3 C8 + 502 →→→→ 3CO2↑↑↑↑ + 4H2O + calor ∆ 2C4H10 + 1302 →→→→ 8CO2↑↑↑↑ + 10H2O + calor

Luz o calor R – H + X2 → R – X + H - X

Luz o calor CH3 – CH3 + Br 2 → CH3 – CH2 – Br + HBr

Luz o calor CH3 – CH3 + Cl2 → CH3 – CH2 – Cl + HCl

fuerte, difícil de rompe, por ello las reacciones suelen ser lentas; frecuentemente deben llevarse a cabo temperaturas y presiones elevadas y en presencia de catalizadores. Las dos reacciones más importantes son: la combustión y la halogenación. Combustión: En este proceso, los alcanos reaccionan con el oxígeno, para producir dióxido de carbono y agua y se libera gran cantidad de de energía, como calor y luz. Ejemplo:

A continuación se presenta ejemplos de utilización de hidrocarburos saturados. Halogenación: Los alcanos reaccionan con el cloro para producir derivados clorados, con el bromo para producir derivados bromados; con el flúor reaccionan de manera violenta. Ejemplo: La reacción es de sustitución , por cuanto un hidrógeno es reemplazado por cloro o bromo, a continuación de presenta la ecuación general. Donde X2 = Cl2 o Br y R – X, es un derivado halogenado o halogenuro de alquilo.

Aplicando la fórmula general tenemos como ejemplo: El efecto que causan los clorofluorocarbonos a la capa de ozono.

La parafina, mezcla de hidrocarburos saturados, se emplea para fabricar velas. La luz y el calor que proporcionan se debe a la combustión de los alcanos constituyentes

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Clorofluorocarbonos y la capa de ozono

Los clorofluorocarbonos, CFC, son pequeñas moléculas gaseosas que contienen cloro, flúor y carbono. Se desarrollaron debido a la búsqueda de nuevos agentes refrigerantes no tóxicos. Su uso en lavanderías, equipos de refrigeración y latas de aerosoles (desodorantes, fijadores, crema batida) ha creado un problema de contaminación en el ambiente ya que ellos no se biodegradan ni se destruyen químicamente con facilidad. Gracias a su alta volatilidad, estos compuestos se elevan lentamente hacia la capa superior de la atmósfera y se ubican a nivel de la capa de ozono. Aquí los rayos ultravioleta provenientes del Sol son absorbidos por los CFC y se producen radicales libres que reaccionan a su vez con el ozono, consumiéndolo lentamente. Recordemos que el ozono (O3) es muy importante pues constituye un filtro de los rayos ultravioleta, de esta manera el ozono garantiza la existencia de vida sobre la superficie terrestre. La radiación ultravioleta causa, entre otros daños, cáncer de piel, quemaduras y afecciones oculares. El siguiente esquema muestra el efecto que causan los clorofluorocarbonos a la capa de ozono.

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A continuación se presenta un mapa de conceptos de los hidrocarburos saturados e insaturados: A continuación se proponen algunos ejercicios sencillos que puedes orientar, donde los estudiantes los realicen de manera organizada en equipos de trabajo, donde cada uno de sus miembros desempeñe un rol de tal manera que fortalezcan la práctica de valores y la convivencia pacífica en los estudiantes, en lo que respecta a: solidaridad, respeto, disciplina, orden cooperación, etc.

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Ejercicios propuestos

Utiliza palillos de dientes, gomas de mascar en forma de pelotas, piezas de madera de plástico, y otros materiales que se puedan sugerir para elaborar modelos que permita visualizar las distintas conformaciones de alcanos y nombrar las estructuras utilizando correctamente la nomenclatura. Puedes hacer planteamientos de reflexión y análisis de estudio de casos de la vida diaria, en donde los estudiantes puedan debatir y consensuar de ejemplos como el que se te presenta a continuación

El encendedor desechable contiene compuestos hidrogenados que son lo suficientemente inflamables para encenderse mediante chispa. ¿Qué tipo de compuestos utiliza el encendedor? ¿Qué beneficios obtenemos del encendedor? ¿Para qué nos sirve en la vida diaria? Figura que ilustra un encendedor.

Este tipo de actividad, permite evidenciar aprendizajes y a la vez fomentar la creatividad y el interés por el tema tratado. Podemos evaluar además los aprendizajes logrados ya que puede ser una recapitulación si la desarrollas como un sondeo de lo logrado hasta el momento. Recuerda que la evaluación es un instrumento de ayuda. Elabora guías y realice experimentos sencillos, que permita identificar las características y propiedades de los compuestos alcanos y su importancia para la vida.

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H H H H ..

..

C C ; C = C ; CH2 = CH2 .. ..

H H H H

A continuación se le propone una actividad demostra tiva sencilla:

Estas actividades tienen como finalidad que los estudiantes sean conscientes de los progresos que han tenido hasta ahora, así como del cambio en sus concepciones iniciales. También sirve para que se den cuenta por donde vamos en el hilo conductor y qué es lo que vamos a desarrollar a continuación. Se trata pues de hacer una reflexión acerca de lo que se ha realizado hasta ahora, así como de orientar y clarificar el camino a seguir.

Hidrocarburos Insaturados

Alquenos y Alquinos

Alquenos y Alquinos Como se ha comentado anteriormente, dos átomos de carbono pueden unirse a través de un enlace sencillo o a través de enlaces múltiples, dobles o triples, para los cuales los átomos involucrados

asumen una hibridación sp2 o sp, respectivamente. Los ejemplos más sencillos están representados por las moléculas de eteno, al que también se conoce como etileno (perteneciente a la familia de los alquenos), y de etino, cuyo nombre común es acetileno (perteneciente a la familia de los alquinos). A los hidrocarburos que presentan estos enlaces se les denomina “insaturados”.

Los alquenos se conocen también como olefinas, presentan como fórmula general Cn H2 n,

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Los alquenos abundan en la naturaleza. Por ejemplo, el etileno (H 2CCH2) es una hormona vegetal que induce la maduración de las frutas.

El etileno (H2C = CH2) es a menudo empleado para acelerar la maduración de frutos ejemplos como: el tomate, la piña, etc. La siguiente figura es un ejemplo de la utilidad de este tipo de compuesto.

El acetileno (HC = CH) es un gas que arde con llama muy calorífica (3 500 °C) y por ello se emplea como fue nte de calor muy intensa en sopletes oxiacetilénicos usados para soldar y cortar metales. Antes del uso de la electricidad para el alumbrado público, el acetileno era el gas que ardía en los faroles, los cuales se alimentaban con carburo de calcio que al mojarse con agua producía el acetileno que el “farolero” encendía. El acetileno es materia prima importante en la fabricación de ácido acético y plásticos.

Como para los alcanos, los alquenos con un solo doble enlace tienen como fórmula general CnH2n; la fórmula general de los alquinos con un solo triple enlace es CnH2n-2. Los hidrocarburos insaturados pueden contener más de un enlace múltiple. Aquéllos en cuya estructura se alternan varios enlaces simples y múltiples se conocen como hidrocarburos conjugados .

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Isomería Geométrica

A diferencia de los alcanos donde los enlaces sencillos permiten la rotación del enlace que conecta los carbonos, los alquenos presentan un tipo de isomería que depende de las posiciones ocupadas por los sustituyentes alrededor del plano del enlace, esto como consecuencia de la rigidez del doble enlace.

Los isómeros geométricos son esteroisómeros, porque difieren únicamente en el arreglo espacial de los grupos sustituyentes. Estas diferencias estructurales se ven reflejadas en el comportamiento físico y químico de cada isómero Los átomos unidos a los dos carbonos que forman el doble enlace pueden tener dos orientaciones relativas diferentes: estar del mismo lado o en el lado contrario, lo que se conoce como isomería cis-trans. El isómero cis de un determinado alqueno difiere en sus propiedades del isómero trans, aunque presenten la misma fórmula molecular. Es interesante destacar la isomería de los alquenos en los

seres vivos, en la figura que se le presenta los conos y bastones que se encuentran en la retina poseen una proteína responsable del proceso de la visión llamada rodopsina, la cual contiene un fragmento de cisretinal, un compuesto conjugado con un doble enlace cis. Durante el proceso de la visión hay un cambio, activado por la absorción de luz, de cis-retinal a trans-retinal.

Isomería geométrica del 2-buteno. a) Cis-2- butano: los grupos metilo

(-CH3) están del mismo lado. b) trans-2-buteno: los grupos metilo

se encuentran en lados opuestos.

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Otro ejemplo de la vida cotidiana donde se encuentran los isómeros es en la estructura de beta-caroteno. El color de los compuestos orgánicos está asociado con la presencia de varios enlaces conjugados. Las moléculas como el retinal o el beta-caroteno tienen la característica de ser coloreada. El beta-caroteno es de color naranja y se encuentra en naranjas, zanahorias y melocotones; el licopeno, otro compuesto altamente conjugado, es de color rojo y se encuentra en tomates y toronjas. En el caso de los alquinos presentan isomería estructural de posición, presentan la misma fórmula molecular, pero difiere la fórmula estructural en la posición del grupo funcional dentro de la cadena. Los alquinos no presentan isomería geométrica por ser sus moléculas lineales

Nomenclatura de Alquenos Todo compuesto de carbono e hidrógeno con cadena abierta que contiene además de enlaces carbono-carbono sencillo, un doble enlace C=C, se denomina alqueno. Las reglas de la IUPAC para nombrar alquenos son ampliaciones y ajustes de las reglas para nombrar alcanos. � Se busca una cadena continua más larga que contenga el enlace doble o los enlaces

dobles. � Se nombra la cadena como si fuera un alcano, cambiando la terminación “ ano” por “eno”. � Se enumeran los carbonos de la cadena empezando en el extremo que está más cerca

del doble enlace. � Se indica la posición del doble enlace, colocando el número del primer carbono al cual

está unido el doble enlace inmediatamente antes del nombre de la raíz.

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H – C ≡ C – H CH ≡ C – CH3 Etino Propino

Nomenclatura de Alquinos La nomenclatura utilizada para indicar sus nombres sigue las mismas reglas utilizadas para alquenos. Según la IUPAC se cambia el sufijo “ano” de los alcanos por “ino”.

� Se determina la cadena contínua más larga que contenga el triple enlace o los triples

enlaces.

� Se nombra la cadena, cambiando el sufijo “ano” por “ino”. � Se enumera la cadena iniciando por el extremo donde se halle más cerca el triple enlace. � Se indica la posición del triple enlace (si es necesario), escribiendo el número del

primer carbono al cual está unido el triple enlace , antes del nombre de la raíz. � Se completa el nombre, nombrando e indicando al comienzo la posición de los grupos

susituyentes.

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CH2 = CH2 + HBr ──> CH2 – CH2 │ │ H Br Bromo etano

H H H H CCl4 C = C + X2 → R – C – C – R R R X X

Propiedades de los Alquenos y Alquinos

El enlace insaturado le brinda a los hidrocarburos características físicas y químicas específicas. Propiedades Físicas: Los alquenos con compuesto no polares ligeramente solubles en el agua. Esta propiedad es resultado de los electrones pi del doble enlace. A temperatura ambiente son gases los que tienen de dos a cuatro átomos de carbono, los de 5 a 18 carbonos son líquidos y los que tienen más de 18, son sólidos. En relación a los Alquinos; son compuestos débilmente polares, aunque su polaridad es un poco mayor en relación con los alcanos y alquenos, ésta propiedad la determina la presencia de los enlaces pi del triple enlace. Son insolubles en agua, pero se disuelven en solventes orgánicos como éter, tetracloruro de carbono y benceno. Los tres primeros compuestos de la serie son gases en condiciones normales; del 2-butino hasta el tetradecino son líquidos y de ahí en adelante se encuentran en estado sólido.

Propiedades Químicas La diferencia más notable entre los alcanos y los alquenos es que los primeros reaccionan por sustitución, mientras que los segundos por adición. La característica fundamental de la estructura de los alquenos, es la de presentar un enlace pi carbono - carbono, el cual es fácil de romper en comparación con los sigma, la concentración de los electrones en los enlaces pi les confiere un comportamiento de anión, por esta razón, las reacciones más comunes en las que intervienen es la de adición. En ellas ocurre la adición de especies catiónicas en el enlace múltiple que se satura total o parcialmente. En consecuencia la adición de átomos de cloro o de hidrógeno aun doble enlace se formará un alcanos sustituido. Ejemplo: Halogenación: Los halógenos bromo y cloro se combinan rápidamente a alquenos para formar un derivado de dihalogenuro de acuerdo con la siguiente ecuación general.

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Ni CH3 C = - H + H2 ──> CH3 – CH = CH2 Propino Propeno

Ejemplo: La reacción del bromo con propeno, cuando se burbujea el gas por una solución de bromo en tetracloruro de carbono es: Hidrogenación Ejemplo: Propiedades Químicas: Las reacciones de adición de alquinos guardan paralelismo con las de los alquenos. Sin embargo hay que tener en cuenta que los alquinos son más reactivos que los alquenos, presentan reacciones comunes con estos y específicas de serie acetilénica. Hidrogenación: En forma semejante que en los alquenos, los alquinos se adicionan con el hidrogeno lentamente en presencia de catalizadores metálicos adecuados como níquel, platino para formar un alqueno o un alcano, según sea la cantidad de hidrógeno adicionado: La reacción se puede detener en la primera etapa, originando un alqueno. La reacción completa de una alcano es: Existen otras propiedades químicas de los alcanos, alquenos y alquinos, que puedes ampliar, en el presente documento se presentan algunas, tú puedes ampliar este tema con tu basta experiencia.

CCl4 CH3 CH = CH2 + Br 2 ──> CH3 – CH – CH2 │ │ Br Br 1, 2 – dibromo propano

Ni CH3 = CH – CH2 CH3 ──> CH3 – CH2 – CH2 - CH3 Butano

Pt CH3 C = - C - H + 2H2 ──> CH3 – CH2 – CH3 Propino Propano

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A continuación se proponen algunos ejercicios sencillos que puedes orientar, donde los estudiantes los realicen de manera organizada en equipos de trabajo, donde cada uno de sus miembros desempeñe un rol de tal manera que fortalezcan la práctica de valores y la convivencia pacífica en los estudiantes, en lo que respecta a: solidaridad, respeto, disciplina, orden cooperación, etc. Utiliza palillos de dientes, gomas de mascar en forma de pelotas, piezas de madera de plástico, y otros materiales que se puedan sugerir para elaborar modelos que permita visualizar las distintas conformaciones de alquenos y alquinos y nombrar las estructuras utilizando correctamente la nomenclatura. Elabora guías y realice experimentos sencillos, que permita identificar las características y propiedades de los compuestos alquenos y alquinos; así como su importancia para la vida. Puedes hacer planteamientos de reflexión y análisis de estudio de casos de la vida diaria, en donde los estudiantes puedan debatir y consensuar de ejemplos como el que se te presenta a continuación: Los alquenos promueven la creación de moléculas gig antes Si al mirar a tu alrededor te detienes a observar los materiales y te preguntas de qué están hechos en su mayoría, ¿cuál es la primera palabra que dices? ¡Plástico! Un plástico o polímero es una molécula gigante que se forma a partir de unidades pequeñas o monómeros, mediante un proceso conocido como polimerización . La naturaleza es un gran productor de polímeros, uno de ellos es la celulosa que constituye el algodón, materia prima de la industria textil. La mayoría de los polímeros que se usan en la actualidad son de origen sintético. Éstos se obtienen a partir de reacciones de adición. Los factores que han favorecido el mercado de los plásticos son los precios competitivos y a veces, inferiores a los de los productos naturales y el hecho de que el petróleo ofrece una mayor disponibilidad de materiales sintéticos que otras fuentes naturales. Los alquenos constituyen el producto de partida para muchos procesos de polimerización por adiciones sucesivas a dobles enlaces. La preparación del policloruro de vinilo (PVC) es un buen ejemplo de polimerización que se lleva a cabo usando radicales libres como iniciadores del proceso. El policloruro de vinilo se utiliza en la realización de tubos hidráulicos, películas delgadas de uso en la fabricación de ropa, bolsas “plásticas” y otros plásticos de “vinilo”.

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PRÁTICAS DE LABORATORIO PRÁCTICA No. 1 SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS: POR DECANTACIÓN La decantación es un método que se utiliza con frecuencia para separar dos líquidos que no son miscibles, es decir, por ejemplo, agua y aceite. En esta experiencia vamos a ver cómo podemos fabricar un embudo de decantación en nuestras casas. ¿Qué se necesita? � Agua y aceite � Una botella de agua mineral, de plástico, cortada por la mitad. � Un alfiler. � Tijeras. ¿Cómo se prepara el embudo de decantación? Corta una botella de plástico por la mitad, utilizando un cuchillo, navaja o una tijera. Escoja la mitad superior, apriete el tapón y clave un alfiler o un clavo pequeño en el centro (del tapón). Si está muy duro o te cuesta trabajo puedes calentar un poco el alfiler o el clavo. Pero no mucho, porque el alfiler debe quedar clavado sin holgura.

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La parte inferior de la botella sirve como recipiente para recoger el líquido separado. Coloca el embudo como se ve en la figura de arriba. Si no tienes soporte puedes apoyar la parte superior de la botella (embudo) en la inferior. ¿Cómo hacemos la decantación? Prepara en un vaso una mezcla de agua y aceite y agítala bien. Vierte la mezcla en el embudo y espera hasta que las dos partes estén bien separadas, una encima de otra. Coloca el embudo encima del recipiente de recogida y quita el alfiler. El agua comenzará a gotear, más o menos lentamente en función del tamaño del agujero. Cuando acabe de caer el líquido cambia el recipiente de recogida y puedes empezar a recoger el segundo componente de la mezcla. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/practica2/pr-53/PR-53.htm

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PRÁCTICA NO 2 PRECIPITACIONES CORROSIVAS Nadie pone en duda la importancia del agua para la vida y, sin embargo, el hombre a lo largo de su historia ha contaminado ríos, lagos, manantiales, etc. y destruido su flora y fauna. Actualmente, la situación ha cambiado y parece que al ser humano le empieza a interesar la conservación del medio ambiente. Así, se investiga en fábricas, facultades y entidades de todo tipo sobre la búsqueda de procesos alternativos a los existentes que permitan seguir obteniendo los productos que generan nuestro bienestar pero contaminando menos. En esta actividad vamos a comprobar la importancia de mantener el pH del agua de lluvia dentro de los límites normales; ya que la Naturaleza no es capaz de regular modificaciones importantes del mismo. Esta lluvia contaminada (lluvia ácida) es la responsable del deterioro de techos metálicos, como es el caso de las casas en el Crucero, las cuales han sido afectadas por este fenómeno. ¿Qué se necesita? � Mármol, áscaras de huevo o conchas de mar. � Vinagre. � Sistema de goteo, por ejemplo un cuentagotas. � Planta. ¿Qué se debe hacer? El pH de la lluvia es de por sí ligeramente ácido, razón por la cual se considera lluvia ácida a aquellas precipitaciones con un pH menor de 5,6 y no a pH 7 (pH neutro). En esta actividad simularemos dicha lluvia empleando diferentes vinagres. Sobre una placa de mármol se dejará caer gota a gota el vinagre. En poco tiempo se observará como va apareciendo un surco en la misma, debido a la reacción del vinagre con el carbonato de calcio (mármol). Mármol + Vinagre -----> Gas Carbonato de calcio + Ácido acético -----> Dióxido de carbono + Acetato de calcio + Agua. Tras un par de horas de goteo continuo el resultado es el que se observa en las fotografías adjuntas.

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Recoge en un recipiente el vinagre que escurre del mármol; ya que es reutilizable por lo que no se debe tirar sino poner nuevamente en contacto con la placa. Completa tu experimento 1. Si aproximas tu oído a la placa oirás un leve burbujeo debido al desprendimiento de un

gas, el dióxido de carbono. Éste sonido se hará más perceptible si sumerges una porción de la placa de mármol en un recipiente que contiene vinagre e incluso se verán las burbujas.

2. Si se emplean diferentes vinagres, como, vinagre incoloro o tinto de fruta etc. se

simularán lluvias de diferente acidez y se observará que cuanto menor es el pH, o lo que es igual, más ácida sea la lluvia, mayor es el deterioro del mármol.

3. Si se aumenta la frecuencia de goteo la corrosión será más rápida, al igual que si el

mármol está finamente dividido o no pulido. 4. Se puede comprobar la influencia de la lluvia ácida en la muerte de la flora si se riega una

planta con vinagre. No es necesario que riegues la planta hasta su destrucción, así que una vez que observes su deterioro comienza a regarla con agua. Recuerda que las plantas son organismos vivos y que se debe respetar el medio ambiente.

http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/pr-38/PR-38.htm

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PRÁCTICA No. 3 PROPIEDADES SORPRENDENTES: de la pasta de maíz Material que se necesita: � Un vaso o una taza. � Una cucharilla. � Agua. � Harina de maíz o Maizena. ¿Cómo se prepara la pasta?

� En un recipiente pon 2 ó 3 cucharadas colmadas de harina de maíz. � Añade lentamente un poco de agua, a la vez que remueves con la cucharilla. ¿Qué

observas? � Mueve muy despacio para conseguir que se mezclen y añade más agua hasta conseguir

una pasta no demasiado espesa. ¿Qué se debe hacer? Cuando se haya preparado la pasta, te echas un poco en una mano, extiéndela rápidamente por toda la mano. Cuando ya la hayas extendido, y quede como un guante, cierra la mano rápidamente. ¿Qué observas? La pasta, al moverse rápidamente y comportarse como un sólido, te impide cerrar la mano. El fundamento de este comportamiento sorprendente de la pasta de maíz puede verse en los artículos: http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-8/PR-8b.htm

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PRÁCTICA No 4

COMO FABRICAR UN EXTINTOR CASERO Materiales que se necesitan: � Bicarbonato de Sodio. � Tapón de corcho de una botella de vino. � Pajilla para beber. � Servilletas de papel. � Botella de plástico de agua purificada o de gaseosa. � Vinagre. � Un hilo de los que se utilizan para coser. � Un punzón. ¿Cómo se fabrica el extintor? � Cogemos una servilleta de papel y la abrimos del todo, de forma que quede cuadrada.

Echamos en ella 4 cucharaditas de bicarbonato (en el centro) y la cerramos por los extremos, en forma de bolsita, enrollándola con un hilo (tiene que quedar bien sujeto).

� Después se deposita dentro de la botella 5 cucharadas de vinagre. � A continuación a un corcho le hacemos un agujero, traspasando todo el corcho, para que

pueda entrar la pajilla. Si no se tiene un corcho, se puede utilizar el tapón de plástico de la botella tapando los huecos con plastilina.

� Después se coloca la bolsita con el bicarbonato dentro de la botella de forma que cuelgue (con una parte del hilo fuera) y no toque con el vinagre; metemos la pajilla en el corcho y con esta tapamos la botella. A como se muestra en la figura siguiente:

� Por ultimo, para saber si el experimento funciona, encendemos una vela. � Tapamos con el dedo la pajita sujetando la botella al mismo tiempo, mezclamos el

bicarbonato con el vinagre y agitamos, sin destapar la pajita. � Quitamos el dedo y proyectamos el gas que sale de la botella sobre la vela que se apaga.

NOTA: recuerda que se trata de un extintor casero y sólo sirve para apagar una vela, o pequeñas fogatas.

http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Alumnos/Al-6/Al-6.htm

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PRÁCTICA No 5 ¿ES POSIBLE HACER ARDER EL AZÚCAR? ¿Qué se necesita? � Azúcar. � Pinza o una cucharita metálica. � Ceniza.

¿Qué se debe hacer? Para esta experiencia se necesita un buen terrón de azúcar y unas pinzas o una cucharita que nos ayude a sujetarlo (es preferible que sea vieja y ya no sirva, por si se estropea). Por último nos va a hacer falta tener ceniza a disposición. Coge el terrón de azúcar con las pinzas o la cucharita y acércalo a la llama de un mechero. Intenta hacerlo arder. ¿Qué ocurre? ¿Lo consigues? Parece un poco difícil. Como verás el azúcar no arde. Antes de alcanzar la temperatura de ignición se funde y se tuesta, se forma caramelo, pero sin conseguir que arda. ¿Qué se debe hacer para conseguir que arda? Pues es muy sencillo. Si impregnamos la superficie del terrón de azúcar con un poco de ceniza y ahora volvemos a acercarlo a la llama del mechero, podemos observar que el azúcar comienza a arder enseguida y se mantiene con una llama pequeña, pero llama al fin y al cabo. ¿Cómo podemos explicar esto? La ceniza al entrar en contacto con el azúcar se comporta como un catalizador y hace que la temperatura necesaria para que comience la reacción de combustión del azúcar con el oxígeno del aire sea más pequeña. De esta forma se consigue que el azúcar comience a arder a una temperatura inferior a la que comienza a fundir.

http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-2.htm

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PRÁCTICA No 6 UN "SACAPUNTAS" y la OXIDACIÓN DE LOS METALES En este experimento se va a comprobar cómo cuando hay dos metales en contacto, uno de ellos actúa de "protector" contra la corrosión del otro. Para ello nos va a bastar un pequeño sacapuntas metálico. Como ya sabemos, para sacar punta a los lápices hay unas pequeñas maquinillas metálicas o de plástico a las que llamamos "sacapuntas" o "afilalápices" tajador y todas ellas utilizan una cuchilla de acero. Para el experimento que vamos a realizar necesitaremos dos sacapuntas: uno de plástico y otro metálico.

INSTRUCCIONES: � Sumerge cada uno de los sacapuntas en un vaso de agua con bastante

cantidad de sal. � A los pocos segundos, en el sacapuntas metálico, observarás un

desprendimiento de burbujas. � Pasados unos minutos sácalos del agua salada, sécalos y observa el

estado en que han quedado tanto el metal como la hoja de acero. � Vuelve a introducir los dos sacapuntas en el agua salada, déjalos

sumergidos un par de días y observa lo que ocurre.

¿Qué ha ocurrido? ¿Qué diferencias encuentras entre las cuchillas de acero de los dos sacapuntas? EXPLICACIÓN Algunas marcas de sacapuntas añaden el metal magnesio para la construcción del soporte (metálico), mientras que la hoja de corte es de acero al igual que en todos los sacapuntas. Cuando sumerges el sacapuntas en el agua salada, el gas que se desprende es hidrógeno formado por la reacción entre el magnesio y el agua. El metal magnesio se oxida, pero no se oxida el acero de la hoja de corte. El magnesio ha actuado de protector del acero. En el otro sacapuntas, el de plástico, la cuchilla no tiene protección. Con éste experimento podrás darte cuenta de cómo se usan metales "de sacrificio" para evitar la corrosión de las estructuras de acero que están en contacto con agua salada o en ambientes que favorecen la oxidación del hierro. Investiga diferentes marcas de afilalápices. ¿Todos tienen ésta misma característica? http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-3/PR-3.htm

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PRÁCTICA No 7 REACCIONES DE COMBUSTIÓN En este experimento vamos a estudiar la combustión de una vela y vamos a ver cómo es necesaria la presencia de oxígeno para la combustión y cómo este oxígeno se consume en el proceso. Se trata de un experimento muy famoso que realizó Lavoisier en la segunda mitad del siglo XVIII. Material que se necesita: � Un plato hondo. � Un vaso (preferiblemente estrecho). � Una vela (candela). ¿Qué se debe hacer? En primer lugar vas a colocar el plato encima de una mesa lleno con bastante agua. No ce falta que esté lleno hasta el borde. � Dentro del agua coloca una vela que se mantenga derecha. � Enciende la vela y observa cómo arde. � Tapa todo el conjunto con el vaso y observa lo que ocurre. Verás como la vela poco a poco va dejando de arder hasta que se extingue la llama. A la vez observa cómo el nivel del agua va subiendo en el interior del vaso. ¿Por qué ocurre esto? Cuando arde una vela tiene lugar una reacción de combustión. Lo que arde realmente no es la mecha que sale de ella, sino la cera o parafina de la que está hecha. Con el calor la parafina primero funde y luego se evapora. La parafina en forma gaseosa y en contacto con el oxígeno del aire experimenta una reacción química en la que se desprende mucha energía (en forma de calor y luz) el resultado es la llama. La reacción química que tiene lugar es:

Parafina + O2 -------> CO2 + H2O Observa que en la reacción intervienen dos sustancias de partida la parafina (inicialmente sólida) y el oxígeno contenido en el aire (un gas), son los reactivos. A partir de ellos se obtienen dos sustancias totalmente diferentes el dióxido de carbono (un gas) y agua (también en estado gaseoso), son los productos. Si te fijas bien, verás que en paredes del vaso se empañan, incluso se forman una gotitas de agua. Lo que está ocurriendo es que el vapor de agua, en contacto con las paredes frías, se condensa. La pregunta ahora es: ¿por qué sube el nivel del agua en el interior del vaso?. Puedes intentar responderla tu mismo antes de leer la respuesta en el párrafo siguiente. En la reacción se consume un gas, el oxígeno que forma parte del aire, pero se forma otro, el dióxido de carbono obtenido en toda combustión. Resulta que el volumen de dióxido de

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carbono producido es más pequeño que el volumen de oxígeno que se consume. El resultado es que en el interior del vaso el volumen de gas final es menor que el inicial. Eso hace que disminuya la presión en el interior y, por ello, sube el agua hasta que la presión interior es igual a la exterior. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-13/PR-13.htm PRÁCTICA No 8 REACCIÓN CON DESPRENDIMIENTO DE GASES En esta experiencia vamos a estudiar, utilizando sustancias que puedes encontrar fácilmente en casa, una reacción química en la que se desprenden gases. Material que se necesita: � Un vaso. � Una cucharilla. � Bicarbonato de Sodio del que se vende en las farmacias. � Vinagre. � Limón.

¿Qué vamos a ver? En la experiencia vamos a ver cómo reacciona el bicarbonato de sodio (NaHCO3) con sustancias que tienen un carácter ácido. Podrás ver cómo se descompone el bicarbonato y se desprende un gas, el dióxido de carbono. Esto ocurre porque el vinagre y el zumo de limón son sustancias que llevan disueltos ácidos: ácido acético, en el caso del vinagre, y ácido cítrico, en el caso del limón. La reacción química que tiene lugar es la siguiente:

NaHCO3 + CH3COOH ----> CH3COONa + CO2 + H2O Los productos que se obtienen son: una sal (acetato de sodio) que queda disuelta en el agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2) que al ser un gas burbujea a través del líquido. ¿Qué se debe hacer? Experimento 1 : � En el fondo de un vaso, o en un plato, coloca un poco de bicarbonato de sodio en polvo. � Deja caer sobre él unas gotas de vinagre. ¿Qué ocurre? Observa el efecto del gas que se

desprende. � Repite la experiencia utilizando zumo de limón en vez de vinagre.

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� Haz otros experimentos para ver si el bicarbonato reacciona con otras bebidas ácidas (por ejemplo, zumo de naranja, zumo de manzana, refresco de cola, etc.).

Experimento 2 : � Prepara una disolución con 1 cucharadita de bicarbonato en medio vaso de agua. � Utiliza una parte de la disolución para ver cómo reacciona con el vinagre y otra para el

zumo de limón. � Repite la experiencia con disoluciones más concentradas de bicarbonato (2, 3

cucharaditas, etc.) y compara los resultados obtenidos con los del caso anterior. ¿Observas diferencias? ¿Cuáles?

Sigue experimentando. Ahora podemos intentar recoger el gas (dióxido de carbono) que hemos obtenido. Para ello vamos a repetir el experimento 2 utilizando una botella, en vez de un vaso, y un globo (chimbomba). � Pon vinagre en una botella. � En un globo pon una cucharadita de bicarbonato. � Sujeta el globo en la boca de la botella, con cuidado para que no caiga el bicarbonato. Ya

tenemos preparado el experimento. � Levanta el globo y deja caer el bicarbonato sobre el vinagre. Observa como según se va

desprendiendo el dióxido de carbono el globo se va hinchando. Puedes probar con distintas cantidades de reactivos (vinagre y bicarbonato) y ver cómo varía la presión del gas en el globo. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-9/PR-9.htm

PRÁCTICA No 9 COMO DIFERENCIAR UN COLOIDE DE UNA DISOLUCIÓN Experimento con gelatina En los coloides, las partículas que los forman son mucho mayores que el tamaño de los átomos o de las moléculas, pero demasiado pequeñas para ser visibles. Su tamaño está comprendido entre 10-7 cm. y 10-3 cm. y existen débiles fuerzas de unión entre ellas. Son ejemplos de coloides: los soles y los geles . A mediados del siglo XIX, el inglés John Tyndall demostró que la dispersión de la luz en la atmósfera era causada por las partículas en suspensión en el aire. Este efecto lo utilizaremos para diferenciar, en el laboratorio una disolución de una dispersión coloidal. Cuando un rayo de luz que atraviesa un líquido con partículas en suspensión invisibles al ojo, es dispersado,

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estamos en presencia de un coloide. Si el rayo de luz no experimenta ninguna dispersión, el líquido es una disolución o una sustancia pura. Material que se necesita: � Gelatina. � Un puntero láser. � Un vaso. � Un agitador de vidrio o una cucharita de plástico. PRECAUCIÓN: Los punteros láser pueden ser peligrosos y no deben enfocar nunca hacia los ojos. ¿Qué se debe hacer? Toma un par de láminas de gelatina, córtalas a trozos pequeños y ponlas en un vaso lleno hasta la mitad con agua caliente. Agita suavemente con una cucharilla hasta que veas que queda un líquido de aspecto homogéneo y transparente. Deja el vaso en el refrigerador durante más o menos una hora. Cuando lo saques, el líquido se habrá solidificado en un gel coloidal. Dirige la luz de un puntero láser de manera que atraviese el coloide: podrás ver perfectamente el rayo de luz

Sigue experimentando. Puedes aprovechar para comprobar el fenómeno de la reflexión total. Cuando diriges la luz del láser de manera que incide con un cierto ángulo por la parte inferior de la superficie gelatina-aire la luz, en lugar de emerger rebota otra vez dentro de la capa de gelatina.

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¿Qué es la gelatina? http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/Pr-20/PR-20.htm

PRÁCTICA No 10 FABRICA UNA CREMA HIDRATANTE: PARA LAS MANOS Experimentos con gelatina. En este experimento se aplicará un procedimiento de cómo se puede fabricar una crema hidratante para las manos a base de gelatina. ¿Qué es la gelatina? Una de las causas de que la piel de las manos se reseque es el uso de detergentes que disuelven los componentes hidrófilos segregados per la dermis. Este hecho y la consiguiente pérdida de flexibilidad de la piel no pueden solucionarse añadiendo materiales grasos, pero pueden prevenirse y aliviarse los efectos con cremas que disminuyan la evaporación del agua a través de la piel. Material que se necesita: � 100 mL de glicerina. � 4 gramos de gelatina. � 10 mL de agua de rosas. � unas gotas de perfume. ¿Qué se va hacer? Corta a trozos las láminas, dejándolas en remojo con el agua de rosas en un cazo pequeño durante una hora para que se ablanden. Pon el cazo en un baño de agua a calentar y añade la glicerina, poco a poco hasta que se haya disuelto. Si tienes un perfume (¡no hace falta que sea muy caro!) echa ahora unas gotas.

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Vierte el líquido en botes de boca ancha y deja que al enfriar se forme el gel coloidal. Usa esta crema para hidratar la piel de las manos. NOTA: Con la receta que se presenta en esta experiencia queda una masa bastante dura, cuyo aspecto no es el que ofrecen las habituales cremas hidratantes. Para una crema más fluida hay que reducir la cantidad de gelatina (se empieza por usar la mitad) pero no es posible dar un valor definido, pues depende del gusto de quien la deba usar. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/Pr-20/PR-20b.htm PRÁCTICA No 11 PLÁSTICOS SOLUBLES Una de las propiedades que se le atribuyen tradicionalmente a los plástico es la de "rechazar" el agua, es decir, la de ser impermeables e insolubles. Pero, sorprendentemente, no siempre es así. Existen plásticos capaces de disolverse en agua. Es el caso del polietenol o polialcohol vinílico, conocido también por las siglas PVA. Este material tiene la propiedad de, en determinadas condiciones, disolverse en agua, lo que le hace útil en algunas aplicaciones. El PVA, por ejemplo, se utiliza para fabricar las bolsas que se utilizan para recoger la ropa sucia en los hospitales y llevarla a la lavandería. Las bolsas se disuelven durante el lavado, lo que implica que los trabajadores no necesiten tocar la ropa sucia, de forma que aumenta la seguridad en el trabajo y disminuye los riesgos de infección. Material que se necesita: � Varios trozos de una bolsa de polietenol. � Vasos. � Detergente en polvo, marca: Fab, Ace, Sedex, etc. � Agua caliente. ATENCIÓN: lo más difícil es encontrar la bolsa de polietenol; si conoces a alguien que trabaje en un hospital puedes pedirle una. ¿Qué se debe hacer? Vamos a investigar en qué condiciones es más fácil disolver el material. Para ello vamos a preparar vasos con agua en diferentes condiciones. � Vaso con agua fría. � Vaso con agua templada. � Vaso con agua caliente. ¿En qué condiciones se disuelve el material?

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Sigamos experimentando. Ahora te proponemos que investigues el efecto del detergente. Para ello, puedes repetir los experimentos anteriores pero añadiendo un poco de detergente al agua. ¿Qué observas? ¿Probamos con otros detergentes? Algunas preguntas. ¿Cuál es el efecto de la temperatura? ¿Cuál es el efecto del detergente? ¿Cuáles son las mejores condiciones de lavado? ¿Qué pasaría si las bolsas se disolvieran en agua fría, qué problemas plantearía? ¿Se podrían utilizar en otros campos, por ejemplo en hostelería? Otros plásticos solubles. Puedes realizar este mismo experimento con otro plástico que te resultará, probablemente, más fácil de encontrar; es el caso del envoltorio de algunos desinfectantes para WC que se cuelgan en el interior de la taza, sin quitar el plástico que lo envuelve, en una cesta, de forma que cuando cae el agua disuelve el envoltorio. PRECAUCIÓN: Una vez quitado el envoltorio debes tener mucho cuidado con la sustancia desinfectante, se trata de una sustancia muy irritante para la piel y los ojos. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-16.htm

PRÁCTICA No 12 VOLCÁN EN ERUPCIÓN Un volcán es una fisura en la corteza terrestre que está en contacto con una zona magmática y que bajo ciertas condiciones permite la salida de material fluido o sólido a alta temperatura (lo que se conoce con el nombre de lava). Existen dos tipos de lava; una más fluida y por lo tanto más destructiva y otra más viscosa de avance más lento. Por todos son conocidos los efectos devastadores de una erupción volcánica; pero también es un espectáculo majestuoso y francamente atrayente. ¿Qué se necesita? � Botella de plástico pequeña. � Vinagre. � Bicarbonato de sodio. � Achote molido u otro colorante rojo. � Harina. � Agua.

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¿Qué se debe hacer? Se llena la botella con agua hasta aproximadamente un tercio de su volumen y sobre ésta se adiciona vinagre hasta completar algo más de los dos tercios de dicha botella. Sobre esta disolución se echa una cucharada de achote o del colorante rojo, el cual dará color rojo a la "lava". Ahora se coloca la botella en el interior del volcán; de tal modo que al tener lugar la reacción química la "lava" generada ascienda por el cuello de la botella y resbale por las paredes del volcán. Para que se produzca dicha reacción se añade por la boca del volcán un par de cucharadas de bicarbonato de sodio. Al entrar en contacto este sólido con el ácido acético contenido en el vinagre tiene lugar el siguiente proceso donde se genera dióxido de carbono (gas) que "empuja" la lava hacia el exterior: Vinagre + Bicarbonato sódico -----> Dióxido de carbono + Agua + Acetato de sodio CH3COOH + NaHCO3 ------> CO2 + H2O + CH3COONa Completa tu experimento Si se añade harina a la botella que contiene el vinagre se conseguirá que la lava tenga un aspecto más espumoso, siendo más espesa. Se pueden construir volcanes muy diferentes empleando pasta de papel que una vez seca se recubrirá con una pintura plástica capaz de soportar la "lava" que no es más que una disolución acuosa. Además se usará como boca del volcán el tapón de la botella perforado; ya que así se consigue que el cierre del lugar donde va a tener la reacción (botella) sea hermético y que la "lava" tenga un único camino de avance. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/pr-35/PR-35.htm

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PRÁCTICA No 13 FABRICA UN POLÍMERO Las reacciones químicas permiten transformar la materia y a partir de unas sustancias obtener otras diferentes con nuevas propiedades. En este experimento vas a conseguir, partiendo de materiales cotidianos, obtener un nuevo material, un polímero con nuevas propiedades. Material que se necesita: � Resistol (pega blanca de la que se emplea para pegar madera y en las tareas escolares). � Perborato dental (Perborato de sodio. Se vende en las farmacias como producto para la

higiene dental). � Vinagre. � Vaso. � Cuchara pequeña. � Colorante. ¿Qué se debe hacer? � En un vaso pequeño pon el equivalente a una cucharada de pega blanca y añade un

poco de agua (más o menos la misma cantidad). Muévelo para que se disuelva. � En otro vaso pequeña pon una cucharadita de perborato y añade agua hasta más o

menos la mitad de la taza. Agita para que se disuelva. � Vierte una cucharadita de la disolución de perborato sobre la disolución de pega blanca.

Muévelo con la cuchara. Se produce una reacción química y se observa cómo se va formando una pasta viscosa. Si hace falta puedes añadir más disolución de perborato.

� Separa la pasta viscosa y observa sus propiedades. � Haz una bola y déjala caer, ¿qué ocurre? PRECAUCIÓN: No debes llevarte la sustancia a la boca, ni la pongas encima de la ropa ni de los muebles. Al terminar debes lavarte bien las manos. Sigue experimentando. Puedes probar con distintas proporciones de pega blanca y agua y observar que se obtienen sustancias con distintas consistencias y aspecto (unas veces en hilos, otras más pulverulentas, etc.) Puedes añadir también unas gotas de colorante alimentario a la disolución de pega blanca para darle color. Prueba a dejar secar durante unos días la bola que habías fabricado. ¿Qué propiedades tiene ahora? También puedes ver qué ocurre cuando sumergimos el polímero obtenido en vinagre. Con algunas pegas se obtiene una sustancia con aspecto de gel muy suave que fluye lentamente.

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Muy parecido a algunas sustancias que se venden como juguetes de aspecto "asqueroso" y de "moco". La pega blanca es un adhesivo vinílico. En unos casos contiene alcohol polivinílico y en otros acetato de polivinilo. En ambos casos se trata de un polímero de cadena muy larga. Al añadir el perborato de sodio, sus moléculas forman enlaces que sirven de puente entre dos cadenas poli vinílicas, se forma un polímero entrecruzado que tiene unas propiedades diferentes al polímero inicial. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-22.htm

PRÁCTICA No 14 COMO FABRICAR UN JABÓN La obtención de jabón es una de las síntesis químicas más antiguas. Fenicios, griegos y romanos ya usaban un tipo de jabón que se obtenía hirviendo sebo de cabra con una pasta formada por cenizas de fuego de leña y agua (potasa). Un jabón es una mezcla de sales de ácidos grasos de cadenas largas. Puede variar en su composición y en el método de su procesamiento: Si se hace con aceite de oliva, se le puede agregar alcohol, para hacerlo transparente; se le pueden añadir perfumes, colorantes, etc.; sin embargo, químicamente, es siempre lo mismo y cumple su función en todos los casos. A lo largo de los siglos se ha fabricado de forma artesanal, tratando las grasas, en caliente, con disoluciones de hidróxido de sodio o de potasio. Aún, hoy en día, se hace en casa a partir del aceite que sobra cuando se fríen los alimentos. Si quieres hacer una pequeña cantidad de jabón sólo necesitas aceite usado, agua y sosa cáustica (hidróxido de sodio), producto que puede comprarse en las droguerías. Material que se necesita: � Recipiente de barro, metal o de vidrio. � Cuchara de madera o un palo. � Caja de madera. � 250 mL de aceite. � 250 mL de agua. � 42 g de sosa cáustica, (Hidróxido de Sodio líquido).

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PRECAUCIÓN: La sosa cáustica es muy corrosiva y debes evitar que entre en contacto con la ropa o con la piel. En caso de mancharte lávate inmediatamente con agua abundante y jabón. ¿Qué se debe hacer? Se deposita en un recipiente la sosa cáustica, se añade el agua ¡mucho cuidado !, no toques en ningún momento con la mano la sosa cáustica, porque puede quemarte la piel. Al preparar esta disolución observarás que se desprende calor, este calor es necesario para que se produzca la reacción química. Se añade, poco a poco, el aceite removiendo continuamente, durante al menos una hora. Cuando aparezca una espesa pasta blanquecina habremos conseguido nuestro objetivo. Si quieres que el jabón salga más blanco puedes añadir un producto blanqueante, como un chorrito de añil; y para que huela bien se puede añadir alguna esencia de (limón, fresa, etc.). A veces ocurre que por mucho que removamos, la mezcla está siempre líquida, el jabón se ha “cortado”. No lo tires, pasa la mezcla a una cacerola y calienta en el fuego de la cocina. Removiendo de nuevo aparecerá al fin el jabón. Echa la pasta obtenida en una caja de madera para que vaya escurriendo el líquido sobrante. Al cabo de uno o dos días puedes cortarlo en trozos con un cuchillo. Y ya está listo para usar: NO OLVIDES: lavarte las manos. Observa que el jabón que se ha obtenido es muy suave al tacto, debido a que lleva glicerina que se obtiene como subproducto de la reacción. Si quieres más cantidad puedes utilizar, por ejemplo, las siguientes proporciones: 3 Litros de aceite, 3 litros de agua, 500 gramos de sosa cáustica. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-21/PR-21.htm

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PRÁCTICA No 15 ACCIÓN BLANQUEADORA DE LA LEJÍA En casa la lejía se utiliza para limpiar. En realidad es una disolución que contiene hipoclorito de sodio (NaClO) capaz de oxidar a las sustancias que forman las tintas de los bolígrafos y rotuladores. A ésa propiedad se le llama "poder blanqueante de la lejía", y es la explicación del por qué "limpia" la mayoría de las manchas de tinta. En esta actividad vamos a investigar el poder blanqueador de la lejía. Para ello se van a usar diferentes tintas de rotulador y de bolígrafo y vamos a ver los cambios producidos por acción de la lejía. Información previa: Las lejías contienen una disolución de la sustancia hipoclorito de sodio, NaClO. Esta disolución actúa sobre algunos colorantes haciendo que cambien de color y, en algunos casos los decolora completamente. Se dice que el hipoclorito de sodio ejerce una acción oxidante sobre la tinta. Ésta a su vez, ejerce una acción reductora sobre el hipoclorito de sodio. Material que se necesita: � Lejía comercial (disolución de hipoclorito de sodio), unos 10 cm3 en un vaso de

precipitados. PRECAUCIÓN: evitar el contacto con la piel. � Pincel pequeño. � Diversos rotuladores y bolígrafos de distintos colores y marcas. ¿Qué se debe hacer? 1. En un papel blanco, a la izquierda, escribe en columna y con separaciones de dos

centímetros, una palabra con rotuladores y bolígrafos de diferente color. A la derecha del papel, y también en columna escribe, en el mismo orden y con los mismos rotuladores y bolígrafos, la marca y el color de cada uno.

2. Moja el pincel en la lejía y pinta por encima, cada una de las palabras de la columna de la

izquierda. No pintes las de la columna de la derecha, pues te servirán de referencia. 3. Observa los cambios en las tintas y el tiempo que tarda en producirse. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/PR-6.htm

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PRÁCTICA No 16 OBTENCIÓN DE ALCOHOL por destilación DESTILACIÓN DE UN VINO: Determinación del grado de alcohol 1. Objetivos Conocer una técnica de separación que se utiliza frecuentemente en los laboratorios de química y en la industria, como en la obtención de agua destilada, de vinos destilados y en la separación de numerosos compuestos orgánicos. 2. Fundamento teórico La destilación, es la operación que se realiza para separar una mezcla de dos líquidos miscibles, o una disolución de sólido en líquido. Consiste en el calentamiento a ebullición de la mezcla, y la posterior condensación de los vapores formados. El líquido que se obtiene en la condensación será más rico en el componente más volátil, que el líquido que permanece en el matraz. Si destilamos un vino se puede observar como mínimo, la aparición de dos fracciones; alcohólica la primera, ya que el etanol tiene un punto de ebullición de 78 ºC y otra fundamentalmente acuosa que permanece en el matraz. Esta separación no es nunca perfecta, y siempre se obtiene una mezcla de ambas. Se obtienen mejores resultados, realizando el fraccionamiento (separación de sustancias) con la destilación fraccionada o rectificación.

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3. Material y reactivos. - Equipo de destilación - Picnómetro. - Vino, alcohol con agua, u otras sustancias que seleccionen. - Soporte universal y pinzas. - Agua destilada o desionizada. 4. Procedimiento experimental. Esta determinación sirve para cuantificar el grado alcohólico de vinos, cervezas, sidras... sin más que tener en cuenta que para bebidas espumosas como cerveza, cava, etc., debe eliminarse previamente el CO2 libre, trasegándolas repetidamente entre dos vasos de precipitados. Se transfieren 100 ml de la bebida alcohólica al matraz de destilación y se diluyen a 150 ml con Agua destilada o desionizada Se añaden unas perlas de vidrio o unos trozos de porcelana porosa, para evitar que la ebullición se realice a borbotones. 5. Montar el equipo de destilación de la figura. La calefacción debe mantenerse de tal modo que la destilación sea lenta, pero sin interrupciones. Observar a qué temperatura comienza a destilar el alcohol. El destilado se recoge en un matraz aforado de 100 ml, hasta las proximidades del cuello, se enrasa con agua destilada y se agita. Se pesa el picnómetro vacío y seco. Se llena el picnómetro de Agua destilada o desionizada y se pesa. Se llena el picnómetro con la disolución alcohólica destilada y se pesa. El peso específico del destilado será:

Peso del destilado en el picnómetro Peso específico. del destilado = ———————————————---—

Peso del agua en el picnómetro Leer en la tabla el porcentaje en volumen de alcohol en el destilado correspondiente a su peso específico. Este es el grado de alcohol de la muestra.

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Tabla alcoholimétrica

% C2H5OH en volumen

Peso específico

% C2H5OH en volumen

Peso específico

0 1'0000 13 0'9826 1 0'9985 14 0'9814 2 0'9970 15 0'9802 3 0'9956 16 0'9790 4 0'9941 17 0'9778 5 0'9927 18 0'9767 6 0'9914 19 0'9756 7 0'9901 20 0'9744 8 0'9888 21 0'9733 9 0'9875 22 0'9721

10 0'9862 23 0'9710 11 0'9850 24 0'9698 12 0'9838 25 0'9686

http://www.panreac.com/new/esp/productos/practicas/practicas22.htm

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Bibliografía 1. Plisar Sonia, Química 10, Editorial Santillana, Proyecto Crisálida. 2. Acosta C. Jorge, Química 10 y Prácticas de Laboratorio, Editorial Edisco, Editora Escolar. 3. Phillips John S, Strozak Víctor S, Wistrom Cheryl, Química Concepto y Aplicaciones,

Editorial Mc Graw Hill. 4. Dingrando Laurel, Gregg Kathleen V, Hainen Nicholas, Wiston Cheryl, Química Materia y

Cambio, Editorial Mc Graw Hill. 5. Strozar Phillips y Wilson, Química Conceptos y Aplicaciones, Editorial Mc. Graw Hill. 6. Buitrago Gil Jaime, Morales Roberto Martín, Química Manual de Experimentación

Científica para el docentes de Educación Secundaria, Propiedad del MECD. 7. Morales Cordero Elsa María, Alpizar Muñoz Sonia, Química 11, Editorial Santillana,

Proyecto Crisálida. 8. Poveda Vargas Julio César, Gutiérrez Rivera Lilia, Química 11, Editorial Educar Editores. 9. Watty, Margarita. 1982. Química Analítica. Primera Edición. Ed. Alambra Mexicana.

México df. Paginas 19-26.

MMIINNIISSTTEERRIIOO DDEE EEDDUUCCAACCIIÓÓNN

“La Educación es un Elemento Central de la Dignidad y También del Desarrollo Humano”

Programa del Gobierno de Reconciliación y Unidad Na cional, 2 006

Nicaragua 2 010