CAPITULO II : ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA€¦ · CAPITULO II : ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA TEMA ETAPAS GUÍA DIDÁCTICA NO. 1: LEYES DE LOS GASES IDEALES Y TEORÍA

ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL

DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA

ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL QUIR-114

PERÏODO ACADEMICO:

2018 - B

DOCENTE:

Ing. Alejandro Camacho Colina, Msc

FECHA:

8 de octubre de 2018

CAPITULO II : ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

TEMA

ETAPAS

GUÍA DIDÁCTICA NO. 1: LEYES DE LOS GASES IDEALES Y

TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR

1. Evaluación de

conocimientos

previos

Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los

siguientes conocimientos: características de los gases, presión,

escalas de temperatura, cantidad de gas (masa o número de

moles), número de Avogadro y el volumen que ocupa una mol de

gas en condiciones normales.

El profesor planteará las siguientes preguntas :

1) ¿Cuáles son las características de los gases?

2) ¿Cuál es la definición de presión?

3) ¿Cuál es la presión hidrostática (psi) que ejerce una

columna de Hg de 76 cm de altura?

4) ¿A cuántos grados K corresponden 50 ºF?

5) ¿Cuántas moléculas están contenidas en 20 litros de

anhídrido carbónico en condiciones normales?

2. Definición de

Objetivos

Al finalizar el estudio de las leyes de los gases ideales y de los

postulados de la teoría cinética molecular, los estudiantes

estarán en capacidad de:

• Calcular las variaciones de presión, volumen, temperatura y

cantidad de gas en procesos físicos a partir de las leyes de

los gases ideales.

• Explicar científicamente el comportamiento físico de los gases

ideales a partir de los postulados de la teoría cinética

molecular.

3. Teorización

En esta etapa se estudiarán las leyes de los gases ideales y los

postulados de la teoría cinética molecular.

Los temas y subtemas que se estudiarán en clase son:

Generalidades:

• Características de los gases

• Presión barométrica, presión manométrica, presión

absoluta.

Leyes de los gases ideales.

• Ley de Boyle-Mariotte.

• Ley de Charles – Gay Lussac.

• Segunda ley de Charles,

• Ley combinada.

• Ecuación general de los gases.

Mezcla de gases que no reaccionan:

• Ley de las presiones parciales (Dalton)

• Ley de los volúmenes parciales (Amagat)

• Masa molar media de las mezclas

gaseosas

Teoría cinética molecular.

• Postulados.

• Justificación teórica de las características y de las

leyes de los gases ideales con los postulados de

la teoría cinética molecular.

4. Aplicación

En esta etapa se aplicarán los conocimientos sobre las leyes de

los gases ideales y de los postulados de la teoría cinética

molecular en la resolución de los siguientes ejercicios de

aplicación propuestos:

Leyes de los gases ideales:

1) El aire del neumático de un automóvil se halla a una presión

de 30 lbf/pulg2 a 20 ºC. Suponiendo que no existe variación

en el volumen del neumático y que la temperatura aumenta a

104 ºF, calcular la nueva presión en atmósferas (Química,

Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 8)

2) ¿Cuántos globos esféricos de goma de 1,767 L de capacidad

podrían ser inflados en condiciones normales, con el

hidrógeno procedente de un cilindro de 49 L que contiene

este gas a la presión de 1760 mmHg y 20 ºC?

3) El volumen de una cierta cantidad de gas a 10 °C y a 750

mmHg es de 240 L. Hallar el volumen que ocupará si la

temperatura aumenta a 30 °C y la presión disminuye a 650

mmHg (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 6)

4) En la combustión de un hidrocarburo se obtienen 6,8180

moles de CO2 y 143,1760 g de agua. Si se conoce que al

vaporizar 1,2276 g del hidrocarburo ocupan un volumen de

443,6 cm3 medidos a 100 ºC y 748 mmHg, determinar su

fórmula molecular.

5) De un tanque que contiene 5 g de oxígeno a 20 ºC y 2 atm se

deja escapar cierta cantidad de gas, que a 30 ºC y 1 atm

ocupa un volumen de 1,5 L. Determinar la presión final en el

tanque si la temperatura se mantiene a 20 ºC.

6) Un cilindro de gas a la presión de 1,9 atm sufre una fuga

temporal a través de la válvula. Al controlar la fuga se

comprobó que la presión manométrica era de 0,69 atm en las

condiciones ambientales de Quito. Si el volumen del gas que

escapó medido a esas condiciones (0,71 atm y 18 ºC) fue de

50 litros, determine el volumen del cilindro. (Química,


Mezclas gaseosas que no reaccionan y teoría cinética

molecular.

7) Una mezcla gaseosa de N2 y SO2 que contiene el 40 % en

peso de N2 se encuentra en un recipiente de 10 L a 250 °C y

700 mmHg. Calcular la presión parcial del N2 y la masa de

SO2 en el recipiente.

8) En un recipiente se tiene oxígeno a 840 mmHg y 60 °C. Si se

introducen 5 g de nitrógeno, la fracción en peso del oxígeno

resulta ser 0,78. Calcular la masa molar media de la mezcla y

los volúmenes parciales de cada gas.

9) A un recipiente que contiene 4 g de H2 se le añaden 4 g de

He. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas y

cuáles falsas?

a) La presión parcial del H2 es igual a la presión inicial antes de agregar He.

b) La presión parcial de H2 en la mezcla es el doble que la del He.

c) Al agregar el He, el volumen final es el doble del volumen inicial.

d) El volumen parcial del H2 es igual al volumen parcial de He.

e) La masa molar de la mezcla es 3 g/mol.

10) Se tiene los gases H2 y N2 en las esferas A y B, como se

indica en la siguiente figura:

A B

Determine la presión total y las presiones parciales a 50 ºC,

luego de abrir la válvula y de que los gases se hayan

mezclado.

11) Una mezcla gaseosa de CO2 y CO está contenida en un

recipiente de 3,0 L a 27 ° C y 3,5 atm. Si después de que

escapan 3,5 L de la mezcla medidos en condiciones

normales, la presión parcial del CO es 1,2 atm, ¿cuál es la

masa de CO2 que quedó en el recipiente?. (Química,


12) Una mezcla de gases de Nitrógeno y Oxígeno ocupa un

volumen de 225 L medido a 27 °C y 880 mmHg. Si la masa

molar de la mezcla es de 29,3 g/mol, determinar el

porcentaje en peso de cada gas en la mezcla.

13) Un recipiente contiene 0,813 g de helio a 27 ° C y 380 mmHg

y otro recipiente contiene aire a 1 atm y 27 °C. Los contenidos

de los dos recipientes se mezclan abriendo la llave que los

conecta. Si en la mezcla final la fracción molar de oxígeno es

0,14, determinar el porcentaje en volumen de helio y la

presión final de la mezcla. Suponga que la composición

volumétrica del aire es: 21 % oxígeno y 79 % nitrógeno

(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 28)

14) La densidad del aire con respecto a la de un gas

desconocido es 1,806 en iguales condiciones de presión y

temperatura ¿Qué presión ejercerán 11 g del gas

desconocido en un recipiente de 5 L a 85 ºC? Suponga que la

composición volumétrica del aire es : 21 % O2 y 79 % N2

15) El recipiente A de la figura tiene un volumen V, el recipiente B

tiene el doble del volumen de A y se encuentra a la misma

temperatura. Si la presión del oxígeno es de 900 mmHg y

cuando se abre la válvula X la presión final se reduce a 600

mmHg, calcular: a) la presión parcial del H2; y, b) la masa

molar media de la mezcla resultante. (Química, Cuaderno de

Trabajo B, ejercicio 27)

16) Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o

falsas:

a) En un recipiente que contiene N2 e H2, las moléculas de N2

tienen menor energía cinética que las de H2. ( )

b) Si los choques de las partículas no se consideraran elásticos,

la temperatura del gas disminuiría. ( )

c) En un recipiente que contiene H2 y O2, las moléculas que

presentan mayor velocidad media son las de O2. ( )

A

O2 H2

X

B

d) En un recipiente que contiene masas iguales de los gases CH4

y CO2, la presión parcial del CO2 es mayor. ( )

5. Clausura

En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se

destacará la relación que tienen con los nuevos aprendizajes

contemplados en el programa de estudios.

a) Para finalizar el estudio de las leyes de los gases ideales y de

la teoría cinética molecular, uno o dos estudiantes realizarán

una síntesis verbal del tema. El resto de los compañeros

acotarán si es necesario. El profesor intervendrá para realizar

las precisiones del caso.

Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los

temas estudiados el profesor planteará a los estudiantes las

siguientes preguntas:

¿Cuál es la diferencia entre presión barométrica,

manométrica y absoluta?

¿Qué es un gas ideal?

¿Por qué todas las sustancias en estado gaseoso y en las

condiciones de gas ideal se compartan de manera similar?

¿Qué condiciones de presión y temperatura favorecen el

comportamiento de un gas como ideal?

¿La fracción en peso es igual a la fracción volumétrica o

molar? Justifique.

¿Cuál es la definición de masa molar media de una mezcla

gaseosa?

¿Cuáles son las definiciones de presión parcial y volumen

parcial?

¿Cuáles son los postulados de la teoría cinética molecular de

los gases? Explicar con esta teoría el comportamiento físico

de los gases y justificar la ecuación general de los gases

ideales.

b) Los participantes en forma conjunta deberán

verificar si se alcanzaron los objetivos planteados al inicio del

tema.

En lo cognitivo, los estudiantes deberán estar en capacidad

de definir gas ideal, explicar su comportamiento en términos

de la teoría cinético molecular y aplicar las leyes de los gases

ideales en procesos físicos.

c) El profesor deberá destacar la relación de los

aprendizajes logrados con los nuevos conocimientos

planificados en el programa de estudios, tales como:

estequiometria con gases, fuerzas intermoleculares y estados

condensados de la materia.



ASIGNATURA: QUÍMICA GENERAL QUIR-114

PERÏODO ACADEMICO:

2018 - B

DOCENTE:

Dr. Rafael Uribe

FECHA:

18 de octubre de 2018

CAPITULO II: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

TEMA

ETAPAS

GUÍA DIDÁCTICA N° 2:

ESTEQUIOMETRÍA DE LOS GASES

1. Evaluación de

conocimientos

previos


siguientes conocimientos: características de los gases, leyes de los

gases ideales, mezclas gaseosas, teoría cinética molecular,

reacciones, ecuaciones químicas, cantidades de reactivos y

productos.


1. ¿Qué factor de conversión necesitamos para convertir los

gramos de un gas en moles de gas?

2. Considerando la siguiente ecuación química:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

¿Cuál de las siguientes aseveraciones es correcta?

Se producen 6 g de H2O para cada 4 g de NH3 que han

reaccionado.

Se produce 1 mol de NO por 1 mol de NH3 que ha

reaccionado.

Se producen 2 moles de NO por cada 3 moles de O2 que

han reaccionado.

3. ¿Explique por qué en una práctica de laboratorio cuando se

efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están

presentes en cantidades estequiométricas exactas?

4. ¿Cuál de los siguientes enunciados es correcto?

a) El calor se produce por el choque entre las moléculas de los

gases. b) Cuando un gas se calienta, las moléculas chocan entre

sí con más frecuencia.

5. ¿Demuestre si la siguiente ecuación se puede utilizar para derivar

todas las leyes de los gases?

1. Definición de

Objetivos

Al finalizar el estudio de las reacciones químicas y la estequiometría

de los gases, los estudiantes estarán en capacidad de:

Calcular las cantidades de reactivos y productos en

reacciones en las que intervienen gases, a partir de las leyes

de estequiometria.

2. Teorización En esta etapa se estudiarán las reacciones químicas y la

estequiometría de los gases. Los temas y subtemas que se estudiarán

en clase son:

1. Estudio cuantitativo de reactivos y productos en reacciones

químicas que involucran gases:

Igualación de ecuaciones químicas

Cantidades de reactivos y productos

Reactivo limitante.

Rendimiento teórico, real y porcentual

Pureza de reactivos.

Reacciones en las que aparecen productos gaseosos

2. Relaciones estequiométricas en volumen.

3. Aplicación En esta etapa se utilizarán los conocimientos adquiridos en las clases

de teoría, sobre las relaciones estequiométricas en los gases, en la

resolución de casos y ejemplos de aplicación propuestos:

1. Igualar la siguiente reacción química por el método de estados

de oxidación:

N2O(g) + KClO(l) + KOH(l) → KCl(l) + KNO2(l) + H2O(g)

2. De acuerdo a la siguiente reacción:

NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(g)

¿Qué volumen de amoniaco, medido a 30 ºC y 650 mmHg, se

necesita para obtener 20 L de vapor de agua, a la misma

temperatura y a una presión de 1 atm?

3. El magnesio metálico reacciona con ácido clorhídrico para

producir hidrógeno gaseoso, de acuerdo con la reacción

siguiente:

Mg(s) + HCl(l) → MgCl2(g) + H2(g)

Si 2,15 g de magnesio reaccionan totalmente, ¿qué volumen de

hidrógeno se produce en condiciones normales de temperatura

y presión? y ¿Cuál será el volumen de hidrógeno si el gas está

a 735 torr y una temperatura de 25 °C?

4. De acuerdo a la siguiente reacción:

C8H18(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)

¿Qué volumen de dióxido de carbono se produce a una presión 1 atm y una temperatura de 18 °C, cuando se queman totalmente 500 g de octano?

5. La combustión completa de 460 cm3 de una mezcla de metano

y butano medidos a 1,61 atm con la suficiente cantidad de

oxígeno producen 500 cm3 de dióxido de carbono medidos a

3 atm. Calcule la composición en peso de la mezcla inicial, si el

proceso se mantiene a 27 °C.

6. 5,4 moles de una mezcla de gas propano (C3H8) y gas pentano

(C5H12) se combustiona con oxígeno en exceso, obteniéndose

478 g de dióxido de carbono y 54 g de oxígeno en exceso.

Calcular la composición molar de la mezcla inicial de los

hidrocarburos, y la masa inicial de oxígeno.

7. Al poner en contacto permanganato de potasio con ácido clorhídrico ocurre la siguiente reacción:

KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

¿Qué masa de una muestra de permanganato de potasio del 90 % en peso de pureza se necesitará para producir 5 L de cloro gaseoso medidos a 840 mmHg y 35 ºC? Suponga que la reacción ocurre con una eficiencia del 80 %. Iguale la ecuación química por el método de los estados de oxidación.

8. Luego de la combustión de 3 L del gas propano, C3H8, con

oxígeno en exceso se obtiene una mezcla gaseosa seca de

masa molar media igual a 40 g/mol. Calcular el volumen de

oxígeno antes de la reacción.

9. En presencia de ácido sulfúrico, el permanganato de potasio oxida al ácido oxálico, H2C2O4, a anhídrido carbónico, de acuerdo con la siguiente reacción:

H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O

¿Cuál es la pureza de una muestra de ácido oxálico, si se

conoce que 19,383 g de ésta producen 7,231 L de dióxido de

carbono, medidos en condiciones normales? Iguale la ecuación

química por el método de los estados de oxidación.

10. Una cantidad de 0,225 g de un metal M (masa molar = 27,0

g/mol) liberó 0,303 L de hidrógeno molecular (medido a 17 ºC y

741 mmHg) al reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico.

Deduzca a partir de estos datos la ecuación correspondiente y

escriba las fórmulas del óxido y del sulfato de M.

11. Se introducen en un matraz 350 g de dióxido de azufre, SO2, y

1 L de oxígeno, medidos a 24 °C y 1 atm de presión, los cuales

reaccionan entre sí formando trióxido de azufre, SO3.

Determinar la cantidad en gramos de trióxido de azufre

producido, así como la cantidad del reactivo sobrante.

2 SO2 + O2 → 2 SO3


12. Una muestra de 10 g de sulfuro ferroso, FeS, se trata con ácido

sulfúrico, H2SO4, en exceso, obteniéndose 2 L de gas sulfuro de

hidrogeno, medidos a 23 °C y 765 mmHg. ¿Cuál es el

porcentaje en peso de pureza de la muestra?

FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S


13. En un reactor se introducen 30 cm3 de una mezcla de etano,

C2H6, y acetileno, C2H2, con 120 cm3 de O2. Se hace reaccionar

la mezcla mediante una chispa eléctrica. Luego de condensarse

el vapor de agua y volver los gases a las condiciones originales

de presión y temperatura, queda un residuo de 81 cm3 que

contiene anhídrido carbónico y oxígeno. Calcule la composición

volumétrica de la mezcla inicial de hidrocarburos.


14. El etanol, C2H5OH, se quema en el aire:

C2H5OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

Realice el balanceo de la ecuación y determine el volumen de

aire en litros a 35,0 C y 790 mmHg que se requieren para

quemar 227 g de etanol. Suponga que el aire contiene 21 % de

O2 en volumen.

8. Clausura En esta etapa se valorarán los aprendizajes logrados y se destacará

la relación que tienen con los nuevos aprendizajes, contemplados en

el programa de estudios.

a) Para finalizar el estudio sobre las relaciones estequiométricas

en los gases, uno o dos estudiantes realizarán una

recapitulación verbal del tema. El resto de los compañeros

acotarán si es necesario. El profesor intervendrá para realizar

las precisiones del caso.

Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas

estudiados, el profesor esbozará a los estudiantes las siguientes

preguntas:

¿Cuáles son las relaciones estequiométricas dadas por una

reacción química?

¿Qué reactivo limita el rendimiento teórico de una reacción?

¿Cómo se determina la eficiencia en una reacción química en

la intervienen gases?

¿En qué casos se puede aplicar la ley de los volúmenes de

combinación?

¿Cuál es la ecuación que se suele utilizar en los cálculos

estequiométricos de las reacciones que incluyen gases y que

consideración se le aplica?



tema.

En lo cognitivo, los estudiantes deberán estar en capacidad de

solucionar relaciones estequiométricas en volumen, utilizando

las leyes de los gases. Así como, definir el factor

estequiométrico a considerar en una reacción química que

involucra gases, la importancia del reactivo limitante, el

rendimiento teórico, real y porcentual y la pureza de los

reactivos.


aprendizajes logrados, con los nuevos conocimientos

planificados en el programa de estudios, tales como: fuerzas

intermoleculares, estados condensados de la materia y

propiedades de líquidos y sólidos.




PERIODO ACADÉMICO:

2018 - B

DOCENTE:

José Luis Paz

FECHA:

25 de octubre 2018


TEMA

ETAPAS

GUÍA DIDÁCTICA NO. 3: FUERZAS INTERMOLECULARES

1. Evaluación de

conocimientos

previos


siguientes conocimientos: estructura de Lewis, geometría

electrónica, geometría molecular, electronegatividad, ángulos de

enlace y polaridad de las moléculas.


1) ¿Cuál es la expresión que relaciona la interacción entre

cargas eléctricas?

2) ¿Qué es un enlace químico y cómo se representa la densidad

de carga en moléculas diatómicas homo y hetero-nucleares?

3) ¿Qué es un momento dipolar?

4) ¿Qué es electronegatividad y cómo se ordena en los

elementos de la tabla periódica?

5) ¿Qué son pares de electrones compartidos y pares de

electrones solitarios?

El profesor planteará el siguiente ejercicio:

Considerando las especies químicas: SiH4, PH3, SO2, (SbCl2)+,

(ICl2)-

(a) Dibujar la estructura de Lewis de cada especie.

(b) ¿Cuántos pares de electrones estereoactivos existen alrededor

del átomo central de cada especie?

(c) Dibujar la geometría electrónica y la geometría molecular de

cada especie.

(d) Estimar en forma aproximada el valor de los ángulos de enlace

de cada especie.

(e) ¿Cuál es el carácter polar de las moléculas SiH4, PH3, y SO2?

2. Definición de

Objetivos

Al finalizar el estudio de las fuerzas intermoleculares, tipos y su

relación con propiedades físicas de distintas sustancias, los

estudiantes estarán en capacidad de:

Relacionar las propiedades físicas de los compuestos

moleculares a partir de las fuerzas intermoleculares que

existen entre sus partículas.

3. Teorización

En esta etapa se estudiarán las fuerzas intermoleculares,

clasificación y su relación con las propiedades físicas de las

sustancias.


a) Teoría de repulsiones de pares de electrones de nivel de

valencia (TRPENV) (Revisión)

Estructuras de Lewis

Cargas Formales

Geometría electrónica

Geometría Molecular

Polaridades

b) Generalidades:

Origen de las fuerzas intermoleculares

Diferencias con las fuerzas intramoleculares

c) Clasificación de las fuerzas intermoleculares

Dipolares

Puentes de Hidrógeno

Dispersión (London)

d) Relación Estructura Molecular-Propiedades Físicas en

sustancias

Puntos de ebullición

4. Aplicación

En esta etapa se aplicarán los conocimientos sobre las fuerzas

intermoleculares, tipos de fuerzas, relación con la estructura

molecular y su polaridad en la resolución de los siguientes

ejercicios de aplicación propuestos:

Estructuras de Lewis, geometrías moleculares

1) Construya las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:

(a) NH4HS (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 69.b) (b) C2H6O (éter) (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 70.e) (c) NO2

+ (ion nitronio) (d) CH3COO- (ion acetato)

2) ¿Cuáles de los siguientes elementos no cumplen la regla del octeto?

NO, SF5, H2SO4, AsF5, XeF4, HN3, CH2N2, BF3, ClF3.

3) Respecto a la representación molecular con la estructura de Lewis, subraye los enunciados correctos:

(a) Todos los átomos deben cumplir con la regla del octeto, a

excepción del hidrógeno. (b) El átomo menos electronegativo se selecciona como el átomo

central de una molécula. (c) Todos los elementos de la tabla periódica pueden enlazarse

mediante enlaces dobles o triples. (d) Esta representación es solamente útil para moléculas con

enlaces covalentes.

4) El tetrafluoruro de azufre presenta respectivamente una

geometría electrónica y molecular del tipo:

(a) Piramidal trigonal - En forma de T

(b) Bipiramidal trigonal -Tetraédrica distorsionada

(c) Bipiramidal trigonal - Tetraédrica

(d) Tetraédrica - Angular

5) Ordene de mayor a menor la polaridad de los siguientes

compuestos: HI, HF, HBr y HCl.

6) A partir de la geometría electrónica, determine cuál de las

siguientes moléculas tiene un momento dipolar igual a cero

(Dibuje inicialmente la estructura de Lewis):

(a) BrCl (b) BF3 (c) CH2Cl2 (d)OF2

7) A partir de la estructura de Lewis y geometría electrónica

determine cuál de entre las siguientes sustancias tiene un

momento dipolar mayor.

(a) H2O y H2S

(b) NH3 y NF3

(c) SO2 y CO2

(d) BeCl2 y AsH3

8) Represente las geometrías electrónica y molecular del compuesto IF3 y responda:

8.1. ¿Cuál es la geometría molecular de IF3? (a) Trigonal planar (b) Trigonal piramidal (c) En forma de T (d) Tetraédrica

8.2. ¿Cuál es la polaridad de IF3? (a) No polar (b) Polar (c) Iónico

8.3) ¿Cuál es la naturaleza de la fuerza intermolecular presente en IF3?

(a) Puente de hidrógeno (b) London (c) Ión –dipolo (d) Dipolo-Dipolo

9) ¿Cuál es la geometría y polaridad de BrF3?

(a) Tetraedro distorsionado o sube-baja, polar (b) Trigonal planar, no polar (c) En forma de T, polar (d) Piramidal trigonal, no polar

10) Determine la polaridad y las fuerzas intermoleculares

presentes en las siguientes moléculas, ¿qué molécula no es polar, pero contiene enlaces covalentes polares?, ¿qué molécula presenta puente hidrógeno?

(a) CO2 (b) HCN (c) NH3 (d) P4

Tipos de Fuerzas Intermoleculares

1) Complete los espacios vacíos para que las siguientes

proposiciones sean verdaderas:

(a) Los ……………………..se presentan entre moléculas que

tienen al átomo de………enlazado a un átomo de F, O ó N.

(b) Las fuerzas………………….unen a los átomos en las

moléculas.

(c) Si se consideran las moléculas de ICl e IBr, en las moléculas

de…………la magnitud de las cargas aparentes es mayor.

(d) Las fuerzas que existen entre las moléculas de H2S

son……………………..

(e) Las fuerzas de……………….están presentes entre las

moléculas de sustancias polares y no polares.

2) Al final de cada enunciado, escriba V si es verdadero o F si es

Falso

(a) Las fuerzas intramoleculares y las fuerzas intermoleculares

son de naturaleza electrostática ( )

(b) Los enlaces iónicos y covalentes son ejemplos de fuerzas

intermoleculares ( )

(c) Un enlace covalente es en magnitud más fuerte que un puente

de hidrógeno ( )

(d) Los electrones son los responsables tanto de la existencia de

las fuerzas intermoleculares como de las fuerzas

intramoleculares ( )

(e) La fuerza de atracción dipolo-dipolo es un tipo de enlace

covalente ( )

3) Complete los espacios vacíos para que las siguientes

proposiciones sean verdaderas (Química, Cuaderno de

Trabajo B, ejercicio 75).

(a) Las fuerzas de dispersión son las únicas fuerzas que existen

entre las moléculas de sustancias

covalentes……………………

(b) Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en las moléculas

se denominan ………………

(c) Los …………………………son un tipo de fuerzas dipolares,

pero de mayor intensidad.

(d) Las fuerzas de ………………………………… son más intensas

en moléculas de mayor tamaño.

(e) Si se compara las cargas eléctricas aparentes que existen en

las moléculas de ICl e IBr, las de mayor magnitud corresponde

a las que existen en la molécula de ……………….

4) Identificar el tipo de fuerzas que existen entre las moléculas de

cada una de las siguientes sustancias: H2CO; CH4O; XeF2.

Justificar a partir de la geometría electrónica y de la polaridad

de las moléculas.

5) Se conocen tres fluoruros del azufre: SF2, SF4 y SF6.

5.1. De estas, cuáles presentan fuerzas dipolo-dipolo: (a) SF2 solamente (b) SF4 solamente (c) SF2 y SF4 solamente (d) SF2, SF4 y SF6

5.2. De estas, cuales presentan únicamente fuerzas de

London o dispersión: (a) SF2 solamente (b) (b) SF4 solamente (c) SF2 y SF4 solamente (d) SF2, SF4 y SF6

Comparación de propiedades físicas en distintas

estructuras

1) Considerando los halogenuros de hidrógeno de la familia VIIA:

1.1. ¿Qué compuesto presenta puente hidrógeno?

(a) HF (b) HCl (c) HBr (d) HI

1.2. ¿Qué compuesto tiene el punto de ebullición normal más bajo? (a) F (b) HCl (c) HBr (d) HI

2) ¿Cuál de las siguientes sustancias experimenta únicamente

fuerzas de dispersión o de London? ¿Cuáles de estas sustancias puras tiene el punto de ebullición normal más alto?

(a) CH3CH3 (b) CH3OH (c) CH3COH (d) CH3NH2

3) ¿Cuál de las siguientes sustancias experimenta fuerzas dipolo- dipolo?¿Cuáles de estas sustancias puras tiene el punto de ebullición normal más alto?

(a) CH4 (b) NH3 (c) SiH4 (d) PH3

4) Determine las fuerzas intermoleculares presentes en las siguientes sustancias. Represente.

(a) CH4 (b) CH3Cl (c) CH3OH (d) CH2O

5) Considerando las fuerzas intermoleculares presentes en las siguientes sustancias: CH4, CH3Cl, CH3OH y CH2O; entonces, ¿cuál proposición es verdadera?

(a) Es un compuesto no polar el CH3Cl (b) CH3OH presenta fuerzas de London, dipolo-dipolo e ión-dipolo (c) H2CO presenta puente hidrógeno (d) Menor temperatura de ebullición presenta el CH4 6) ¿Cuál de las siguientes sustancias presenta un punto de

ebullición más alto?

(a) Fenol (C6H5-OH) (b) Tolueno (C6H5-CH3) (c) Benceno (C6H6) (d) p-dihidroxibenceno (HO-C6H4-OH)

7) ¿Cuál de los siguientes compuestos orgánicos es más soluble

en agua?

(a) 1-Bromopropano (CH3-CH2-CH2-Br) (b) Etilmetileter (CH3-CH2-O-CH3) (c) Propanol (CH3-CH2-CH2-OH) (d) Propano (CH3-CH2-CH3)

8) Explicar en términos de las fuerzas intermoleculares por qué

razón:

(a) El NH3 tiene un punto de ebullición mayor que el CH4

(b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el I2

(c) El I2 es más soluble en CS2 que el LiBr


9) Considere a las sustancias a las sustancias: CH4, CH3Br;

CH3OH, y CH3I; y, a los puntos de ebullición normales (°C):

-164,0; 64,96; 3,6 y 42,4. Empareje a cada sustancia con el

punto de ebullición que le corresponda. Justifique. (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 86).

10) Ordenar de menor a mayor punto de ebullición a las siguientes

sustancias: AsH3; PH3 y SbH3. Justifique su respuesta a partir

de la identificación y el análisis de las fuerzas que existen entre

las partículas las partículas de cada una de las sustancias (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 82).

5. Clausura

En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se

destacará la relación que tienen con los nuevos aprendizajes

contemplados en el programa de estudios.

a) Para finalizar el estudio de las Fuerzas Intermoleculares en

sustancias, uno o dos estudiantes realizarán una síntesis

verbal del tema. El resto de los compañeros acotarán si es

necesario. El profesor intervendrá para realizar las precisiones

del caso.

b) Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas

estudiados el profesor planteará a los estudiantes las

siguientes preguntas:

¿Cuál es el origen de las fuerzas tanto intermoleculares como

intramoleculares?

¿Cómo se clasifican las fuerzas intermoleculares?

¿Cuál es la diferencia entre la geometría electrónica y la

geometría molecular?

¿Significado de momentos dipolares y cómo se calculan dada

la geometría molecular?

¿Cómo se relacionan las fuerzas intermoleculares con las

propiedades físicas de distintas sustancias?

c) Los participantes en forma conjunta deberán


tema.


definir una fuerza intermolecular, los tipos de fuerzas, generar

las geometrías moleculares, poder establecer la presencia o no

de un dipolo en la estructura y como se relacionan estos

conceptos con las propiedades físicas de las sustancias.

d) El profesor deberá destacar la relación de los

aprendizajes logrados con los nuevos conocimientos


propiedades de líquidos y propiedades de los sólidos

moleculares.




PERÏODO ACADEMICO:

2018 - B

DOCENTE:

Ing. José Antonio Proaño, Msc

FECHA:

5 de noviembre de 2018


TEMA

ETAPAS

GUÍA DIDÁCTICA NO. 4: PROPIEDADES FÍSICAS DE LÍQUIDOS

1. Evaluación de

conocimientos

previos

Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los siguientes

conocimientos: Estados de agregación, teorías del enlace covalente, fuerzas

intermoleculares.

El profesor planteará las siguientes preguntas:

1. ¿Cuál es la principal diferencia entre las interacciones intramoleculares y las

interacciones intermoleculares? ¿Cuál es más intensa? ¿Cómo se ven afectados

los cambios de estado por estos diferentes tipos de interacciones?

2. ¿Cuáles son las interacciones más fuertes: dipolo-dipolo o fuerzas de

dispersión o de London? ¿Cuáles interacciones probablemente sean más

importantes en una molécula con átomos de mayor masa atómica? Explicar tus

respuestas.

3. Explique por qué los enlaces de hidrógeno son inusualmente fuertes en

comparación con otras interacciones dipolo-dipolo.

4. El agua líquida es esencial para la vida tal como la conocemos, pero en

función de su masa molecular, el agua debería ser un gas en condiciones

estándar. ¿Por qué el agua es un líquido en lugar de un gas en condiciones

normales?

5. Describa el efecto de la polaridad, la masa molecular y el enlace de puente

hidrógeno en el punto de fusión y el punto de ebullición de una sustancia.

6. ¿Por qué son más importantes las interacciones intermoleculares para líquidos

y sólidos que para gases? ¿Bajo qué condiciones deben considerarse estas

interacciones para los gases?

7. ¿Qué relación presenta las fuerzas intermoleculares con las propiedades

físicas de las sustancias (punto de ebullición y viscosidad)?

8. Considerando CH3OH, C2H6, Xe y (CH3)3N, ¿determinar el tipo de fuerzas

intermoleculares presentes en cada compuesto? Dibuja las estructuras.

9. La siguientes sustancias: CH3CO2H, PH3, NF3, NH3 y CH3F, ¿cuáles pueden

formar enlaces de hidrógeno consigo mismos?

2. Definición de

Objetivos

Al finalizar el estudio de las propiedades de los líquidos, los estudiantes estarán

en capacidad de:

• Caracterizar las propiedades de los líquidos a partir de la teoría cinética

molecular y de las fuerzas intermoleculares.

3. Teorización

En esta etapa se estudiarán las propiedades de los líquidos.

Los temas que se estudiarán en clase son:

• Viscosidad.

• Tensión superficial.

• Capilaridad.

• Presión de vapor.

• Punto de ebullición.

• Temperatura y presión crítica.

• Diagrama de fases.

4. Aplicación

En esta etapa se aplicarán los conocimientos sobre las propiedades de los

líquidos y su relación con la intensidad de las fuerzas intermoleculares en la

resolución de los siguientes ejercicios de aplicación propuestos:

1. Complete los espacios vacíos para que las siguientes proposiciones sean

verdaderas:

a) La ______________ de un líquido es su resistencia al flujo. Los líquidos que

tienen fuerzas intermoleculares ____________ tienden a tener altas

viscosidades.

b) La _________________ es la energía requerida para aumentar la superficie de

un líquido. Cuanto más __________ son las interacciones intermoleculares,

mayor es la tensión superficial.

c) La viscosidad y tensión superficial son propiedades que

___________________ con el incremento de la temperatura de un líquido.

2. Considerando las propiedades físicas de los líquidos, complete los espacios

vacíos para que las siguientes proposiciones sean verdaderas:

a) A la misma temperatura, entre el etilenglicol (HOCH2CH2OH) y el alcohol

etílico (CH3CH2OH) la mayor viscosidad le corresponde

al___________________

b) A la misma temperatura, entre el agua y el tetracloruro de carbono, la mayor

tensión superficial tiene el _________________

c) En el fenómeno de la _______________, las fuerzas de adhesión se dan entre

_______________

d) Mientras mayor es la intensidad de las fuerzas que existen entre las moléculas

de un líquido, mayor es su ____________________________

e) A la misma temperatura, entre el disulfuro de carbono (CS2) y el cloroformo

(CHCl3), la mayor viscosidad tiene el ____________________


verdaderas:

a) La acción capilar es el resultado de la interacción de dos fuerzas opuestas: las

fuerzas __________ , que son las fuerzas intermoleculares que mantienen unido

un líquido, y las fuerzas ______________, que son las fuerzas atractivas entre

un líquido y la sustancia que compone el capilar.

b) Cuando las fuerzas de __________________ son mayores que las fuerzas de

_____________ en un líquido, se forma un menisco cóncavo y el líquido

asciende por el tubo capilar.

c) Cuando las fuerzas de __________________ son mayores que las fuerzas de

_____________ en un líquido, se forma un menisco convexo y el líquido no

asciende por el tubo capilar.

d) Las líquidos polares ascienden por un tubo capilar de vidrio y forman un enen

un menisco _____________

4. Para las sustancias: dicloro metano CH2Cl2, hexano C6H14 y etanol C2H5OH,

¿cuál tiene la viscosidad más baja? ¿Cuál tiene la mayor tensión superficial?

Explique su razonamiento en cada caso.

5. Para una misma temperatura, ordenar a los líquidos CCl4, Br2 y C6H6 de

menor a mayor viscosidad. Justificar en términos de las fuerzas que existen entre

las moléculas de cada sustancia.

6. ¿Cuál sustancia de cada uno de los siguientes pares tienen mayor viscosidad a

la misma temperatura? Justifique su respuesta a partir de las fuerzas

intermoleculares.

(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 94)

a. CH3Cl y CH3OH

b. CH3CH2OH y C2H4(OH)2

7. Ordenar de menor a mayor tensión superficial a los siguientes líquidos.

Justifique su respuesta a partir de las fuerzas intermoleculares.


a. CCl4

b. CS2

c. CH3OH


verdaderas:

a) La temperatura a la que un líquido hierve a una 1 atm es el

__________________________ del líquido.

b) La ____________________ no depende de la cantidad de líquido, siempre

que exista algo de líquido en equilibrio con el vapor.

c) Los líquidos volátiles tienen presiones de vapor _______________ y tienden

a evaporarse _______________; los líquidos no volátiles tienen presiones de

vapor _______________ y se evaporan _____________.

d) Los líquidos volátiles tienen puntos de ebullición _______ e interacciones

intermoleculares _______; las sustancias no volátiles tienen puntos de ebullición

_______ e interacciones intermoleculares _______.

9. Indicar cuál de los siguientes aspectos influye en la presión de vapor de un

líquido en un recipiente cerrado a una temperatura determinada.

a) La cantidad de líquido presente.

b) La relación volumétrica entre el volumen del líquido y del vapor.

c) El volumen disponible sobre el líquido.

d) La intensidad de las fuerzas entre las moléculas del líquido.

10. De los siguientes puntos de ebullición normales: 87 °C, 57.6 °C, −88.5 °C,

−111.8 °C, −161 °C. ¿Cuál corresponde a cada uno de los líquidos?: GeH4,

SiCl4, SiH4, CH4 y GeCl4

11. Dados los siguientes puntos de ebullición normal: −164,0 °C; − 24,2 °C;

76,8 °C y 100,0 °C; y las siguientes sustancias: CH3Cl, CH4, H2O y CCl4.

Emparejar cada sustancia con su punto de ebullición normal. Justificar su

respuesta a partir de las fuerzas que existen entre las moléculas de cada

sustancia.

12. A 25 °C las presiones de vapor (en mmHg) del agua, benceno y metanol, son

respectivamente 23,8; 94,4 y 122,0. Determine en cuál de dichas sustancias las

fuerzas intermoleculares son más intensas.


13. Siendo el 1-propanol C3H7OH de igual peso molecular que la acetona

CH3COCH3, por qué el punto de ebullición del alcohol es 97 ºC a diferencia de

la acetona que es de 56,2 ºC.

14. Se tienen 3 isómeros: Pentano, Iso-pentano (METIL-BUTANO) y Neo-

pentano (DIMETIL-PROPANO), los cuales tienen la misma fórmula molecular

C5H12. Sin embargo, los puntos de ebullición son respectivamente: 36,1 ºC; 27,8

ºC y 9,5 ºC. Explique la razón de tales diferencias.

15. Un líquido con fuerzas intermoleculares intensas debe tener valores altos de:

a) capilaridad, b) presión de vapor; c) tensión superficial; d) viscosidad.

16. Se dan las temperaturas a las cuales las presiones de vapor de los siguientes

líquidos son todas de 100 mmHg. Justificar el orden de puntos de ebullición

creciente para estos líquidos:

a) Butano normal, C4H10, -44,2 °C

b) 1-butanol, C4H10O, 70,1 °C

c) Dietil éter, C4H10O, -11,5 °C


17. ¿Cuál de las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F)?

a) El amoniaco tiene una temperatura y presión crítica excepcionalmente

elevada, como consecuencia de las intensas fuerzas intermoleculares. (___)

b) Las sustancias no polares de bajo peso molecular presentan atracciones

intermoleculares débiles, por consiguiente, tienen temperaturas y presiones

críticas menores que aquellas que son polares. (___)

c) El O2 tiene una temperatura crítica de 154,4 K; es necesario calentarlo por

encima de esta temperatura antes de que pueda licuarse por presión. (___)

18. Si la temperatura critica del agua (H2O) es 374,4 °C, la del amoniaco (NH3)

es 132,4 °C y la del benceno (C6H6) es 288,9 °C. Ordenar las sustancias en

función de la intensidad de sus fuerzas intermoleculares.

19. Si se conoce que la temperatura critica del etanol es 274 °C y que su presión

es 67 atm; entonces:

a) a 280 °C el alcohol puede estar en estado líquido.

b) a 274 °C la presión de vapor del etanol es 67 atm.

c) el etanol condensa a 274 °C y 68 atm.

d) a 275 °C el etanol se encuentra en estado gaseoso

e) ninguna respuesta


20. El naftaleno (C10H8) es el ingrediente clave en las bolas de naftalina. Tiene

puntos de fusión y ebullición normales de 81 °C y 218 °C, respectivamente. El

punto triple de naftaleno es 80 °C a 1000 Pa. Use estos datos para construir un

diagrama de fase para el naftaleno y marque todas las regiones de su diagrama.

21. El argón es un gas inerte utilizado en la soldadura. Tiene puntos de

ebullición y congelación normales de 87,3 K y 83,8 K, respectivamente. El

punto triple de argón es 83,8 K a 0,68 atm. Use estos datos para construir un

diagrama de fase para argón y etiquete todas las regiones de su diagrama.

22. El monóxido de carbono tiene una temperatura crítica de -140 °C y una

presión crítica de 34,5 atm y a -183,5 °C, su presión de vapor es 2 atm. A partir

de un esquema aproximado que represente la curva para el equilibrio líquido

vapor, señale: ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas (V) y

cuáles son falsas (F)?:

a) El punto de ebullición normal del CO está entre -183,5 °C y -140 °C.

b) A -150 °C y 5 atm el CO está en estado líquido.

c) A -100 °C solo existe CO gaseoso.

d) A -180 °C y 20 atm el CO condensa.

e) Si se enfría CO desde -50 °C hasta -185 °C a la presión constante de 2 atm,

el gas condesa.


5. Clausura

En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se destacará la relación

que tienen con los nuevos aprendizajes contemplados en el programa de estudios.

a) Para finalizar el estudio de las propiedades de los líquidos, uno o dos

estudiantes realizarán una síntesis verbal del tema. El resto de los

compañeros acotarán si es necesario. El profesor intervendrá para realizar las

precisiones del caso.

Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas estudiados el

profesor planteará a los estudiantes las siguientes preguntas:

1. ¿Cuál es la relación entre temperatura?

a) Tensión superficial

b) Viscosidad de un líquido

Explica tus respuestas en términos de la teoría cinético molecular y las fuerzas

intermoleculares.

2. ¿Cuáles son las dos fuerzas opuestas responsables de la acción capilar?

¿Cómo determinan estas fuerzas la forma del menisco?

3. ¿Cuál es la relación entre el punto de ebullición, la presión de vapor y la

presión atmosférica?

4. ¿Cuál es la diferencia entre un líquido volátil y un líquido no volátil?

Supongamos que dos sustancias líquidas tienen la misma masa molecular, pero

una es volátil y la otra es no volátil. ¿Qué diferencias en las estructuras

moleculares de las dos sustancias podrían explicar las diferencias en la

volatilidad?

5. ¿Qué relación existe entre la presión de vapor de un líquido y las siguientes

propiedades?:

a) ¿Su temperatura?

b) ¿El área superficial del líquido?

c) ¿La presión de otros gases sobre el líquido?

d) ¿Su viscosidad?

6. Describa los cambios que se producen cuando un líquido se calienta por

encima de su temperatura crítica. ¿Cómo afecta esto a las propiedades físicas?

7. ¿Qué se entiende por el término presión crítica? ¿Cuál es el efecto de

aumentar la presión en un gas por encima de su presión crítica? ¿Habría alguna

diferencia si la temperatura del gas fuera mayor que su temperatura crítica?

8. Un diagrama de fase es una representación gráfica de la fase estable de una

sustancia en cualquier combinación de temperatura y presión. ¿Qué indican las

líneas que separan diferentes regiones en un diagrama de fase? ¿Qué

información transmite la pendiente de una línea en un diagrama de fase sobre las

propiedades físicas de las fases que separa? ¿Puede un diagrama de fase tener

más de un punto donde se interceptan tres líneas?

b) Los participantes en forma conjunta deberán verificar si se alcanzaron los

objetivos planteados al inicio del tema.

Caracterizar las propiedades de los líquidos a partir de la teoría cinética

molecular y de las fuerzas intermoleculares

c) El profesor deberá destacar la relación de los aprendizajes logrados con los

nuevos conocimientos planificados en el programa de estudios, tales como:

• Propiedades de los sólidos cristalinos y amorfos.

• La correlación entre la naturaleza de las fuerzas electrostáticas y las

propiedades de los sólidos.

• La relación entre solubilidad y estructura molecular.




PERIODO ACADEMICO:

2018 - B

DOCENTE:

Ing. Gabriela Silva

FECHA:



TEMA

ETAPAS GUÍA DIDÁCTICA N° 5: PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS SÓLIDOS

1. Evaluación de

conocimientos

previos


siguientes conocimientos: enlace iónico, enlace covalente y fuerzas

intermoleculares.


1. En general, ¿cuáles de las siguientes características son las que

mejor diferencian a los compuestos iónicos de los moleculares?

a) El punto de fusión.

b) El estado físico en que se encuentran a temperatura ambiente.

c) La conductividad eléctrica de sus soluciones.

d) La solubilidad en solventes polares y no polares.

e) Ninguna de las anteriores.

2. Dadas las siguientes moléculas desarrollar sus estructuras de

Lewis, geometrías electrónicas y moleculares, polaridad y

determinar el tipo de fuerzas que presenta cada molécula.

a) CH4 b) H2O c) H2CO

3. Identificar el tipo de fuerzas que existen entre las moléculas de

las fases sólidas de las siguientes sustancias.

a) CO2 b) CH3I c) CH3NH2

4. Dibujar el diagrama para el ciclo de Born-Haber para el óxido de

calcio.

5. Los compuestos NaOH y el CH3OH tienen propiedades

diferentes. Uno tiene un alto punto de fusión y el otro es un líquido

a temperatura ambiente. ¿Qué tipo de compuesto es cuál y por

qué?

1. Definición de

Objetivos

Al finalizar el estudio de las propiedades físicas de los sólidos, los

estudiantes estarán en capacidad de:

Relacionar las propiedades físicas de los diferentes tipos de

sólidos cristalinos con las fuerzas que existen entre sus

partículas.

2. Teorización En esta etapa se estudiarán las propiedades de los diferentes tipos

de sólidos. Los temas y subtemas que se estudiarán en clase son:

Clasificación general de los sólidos

- Amorfos

- Cristalinos

Propiedades de los sólidos cristalinos

- Iónicos

- Moleculares

- Red covalente

- Metálicos


de teoría, sobre la clasificación general de los sólidos y propiedades

de los sólidos cristalinos:

1. Clasificar como metálico, molecular, iónico o red covalente a un

sólido que:

a) No conduce la corriente eléctrica como sólido, pero si como

líquido. ___________

b) Se disuelve en agua para dar una solución no electrolítica.

__________________

c) Tiene un punto de fusión bajo y conduce la corriente eléctrica

como sólido y como líquido. _________________

d) Sus partículas están unidas por enlaces covalentes.

_________________

e) Funde a 3500 ºC, no conduce la electricidad en estado sólido y

es insoluble en agua. _____________________

2. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?

a) El ICl es un sólido con red covalente

b) El SiC es un sólido molecular

c) El KI es un sólido iónico

d) El Zn es un sólido metálico

e) El grafito es un sólido molecular

3. Clasificar a los siguientes sólidos cristalino:

a) Un sólido es duro, quebradizo y no conduce electricidad. Su

forma fundida (la forma líquida de la sustancia) y una disolución

acuosa que contenga la sustancia conducen la electricidad.

______________________

b) Un sólido es suave y tiene un punto de fusión bajo (menos de

100 °C). El sólido, su forma fundida y una disolución acuosa que

contiene esta sustancia, son todos no conductores de la

electricidad. _________________

c) Un sólido es muy duro y tiene un punto de fusión alto. Ni el sólido

ni su forma fundida conducen electricidad.

______________________

4. Clasificar cada uno de los siguientes sólidos como: iónico, red

covalente, molecular o metálico:

a) Sustancia de punto de fusión elevado, que disuelta en agua

conduce la corriente eléctrica

___________________________________

b) Sólido de punto de fusión menor a 100 ºC, que no conduce la

corriente eléctrica _______________________

c) Sólido de punto de fusión alto, que fundido no conduce la

corriente eléctrica _______________________

d) Sustancia de punto de fusión bajo, que en estado sólido

conduce la corriente eléctrica _______________________


5. Clasificar el estado sólido de las siguientes sustancias como

cristales iónicos, cristales covalentes, cristales moleculares o

cristales metálicos y justifique su respuesta:

a) HBr b) Br2 c) KBr d) CrBr2

6. ¿Cómo se compararía la energía de red de un compuesto iónico

que consiste en un catión monovalente y un anión divalente con

la energía de la red de un compuesto iónico que contiene un

catión monovalente y un anión monovalente, si la distancia

internuclear fuera igual en ambos compuestos? Explica tu

respuesta.

7. Ordenar de menor a mayor punto de fusión a los siguientes

compuestos:

a) RbF b) CO c) CaO d) CH3OH e) CH3F

8. Los puntos reticulares de las celdas unitarias de los sólidos

iónicos y de las redes covalentes, están ocupadas

respectivamente por:

a) Iones y moléculas

b) Átomos e iones

c) Cationes y electrones libres

d) Átomos y moléculas

e) Iones y átomos

9. Clasificar las siguientes sustancias según el tipo de sólido

cristalino que forman:

a) CO2 b) KBr c) SiO2 d) Mg e) Si

¿Cuáles son las partículas en las posiciones estructurales de cada

uno de estos cristales? Identificar el tipo de fuerzas que existen entre

las partículas de los cristales.

10. Indicar a qué tipo de cristal corresponden los sólidos:

a) ICl b) Pt c) KCl d) Si e) C10H8

¿Cuáles son las partículas en las posiciones estructurales de cada

uno de estos cristales?


11. Completar la siguiente tabla

Sustancia AsBr3 Be2C MgCl2 Y

Punto de fusión

(ºC) 33 2 700 650 1 526

Propiedad Blando Muy duro Duro Maleable

Tipo de sólido

cristalino

Fuerzas de

atracción

Conductividad

eléctrica en estado

líquido (si/no)


12. Indicar el tipo de sólido cristalino al que corresponde cada una de

las sustancias de la siguiente tabla:

Sustancia

Punto de

fusión (ºC)

Conductividad eléctrica

Tipo de

sólido

cristalino

Sólido

Líquido

A 1 414,0 SI SI

B 2 550,0 NO NO

C 925,0 NO SI

D 11,0 NO NO




a) Para finalizar el estudio sobre las propiedades físicas de los

sólidos uno o dos estudiantes realizarán una recapitulación

verbal del tema. El resto de los compañeros acotarán si es

necesario. El profesor intervendrá para realizar las precisiones

del caso.


estudiados, el profesor esbozará a los estudiantes las siguientes

preguntas:

¿Qué diferencias existen entre sólidos amorfos y sólidos

cristalinos?

¿Cuál es la clasificación de los sólidos cristalinos?

¿Cuáles son las partículas y el tipo de fuerzas que existen en

los sólidos cristalinos: iónicos, moleculares, red covalente y

metálicos?

¿Cuáles son las propiedades de los diferentes tipos de sólidos

cristalinos?

¿Los sólidos iónicos generalmente tienen puntos de fusión

más altos que los sólidos moleculares? ¿Por qué? Explique su

razonamiento.

¿Los sólidos iónicos generalmente tienen puntos de fusión

más bajos que los sólidos redes covalentes? ¿Por qué?

Explique su razonamiento.



tema.


relacionar las propiedades físicas de los diferentes tipos de

sólidos cristalinos con las fuerzas que existen entre sus

partículas.


aprendizajes logrados, con los nuevos conocimientos


solubilidad, formas de expresar concentraciones de las

soluciones y propiedades coligativas.




PERIODO ACADEMICO:

2018 - B

DOCENTE:

Ing. María José Vallejo

FECHA:


CAPITULO III: SOLUCIONES

TEMA

ETAPAS GUÍA DIDÁCTICA N° 6: FORMAS DE EXPRESAR LA

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

1. Evaluación de

conocimientos

previos


siguientes conocimientos: clasificación de la materia y las

propiedades de los sólidos cristalinos.


1. Considerando la clasificación de la materia:

- ¿Cómo se clasifican las sustancias puras?

- ¿Cuáles son las características de los elementos y de los

compuestos químicos?

- ¿Cómo se clasifican las mezclas?

- ¿Cuáles son las características de las mezclas heterogéneas

y homogéneas?

2. Considerando las propiedades de los sólidos cristalinos,

complete la siguiente tabla:

3. A partir de la información que consta en la tabla anterior conteste

las siguientes preguntas:

- ¿Cuál sustancia es soluble en agua?

- ¿Cuáles son las fuerzas de atracción entre las partículas de

cada uno de los sólidos?

Sustancia Pf

(°C)

Conductividad

eléctrica solido

Conductividad

eléctrica

líquido

Tipo de

sólido

Partículas

en puntos

reticulares

A 801 No Si

B 113 No No

C 1535 Si Si

D 3823 No No

- ¿Cuál sustancia disuelta en agua conduce la corriente

eléctrica?

El profesor aclarará dudas y realizará las precisiones necesarias.

1. Definición de

Objetivos

Al finalizar el estudio de las formas de expresar la concentración de

las soluciones, los estudiantes estarán en capacidad de:

Expresar la concentración de soluciones acuosas de

diferentes solutos en porcentaje en peso, gramos por litro,

molaridad, molalidad, fracción molar y normalidad.

2. Teorización En esta etapa se estudiarán las formas de expresar la concentración

de soluciones de diferentes solutos. Los temas y subtemas que se

estudiarán en clase son:

Generalidades:

- Clasificación de la materia

o Elementos, compuestos, mezclas

heterogéneas y mezclas homogéneas

(soluciones).

o Soluto y disolvente.

o Coeficiente de solubilidad.

o Clasificación de las soluciones: diluidas,

concentradas, saturadas y sobresaturadas.

Formas de expresar la concentración de soluciones

- Porcentaje en peso

- Gramos por litro

- Molaridad

- Molalidad

- Fracción molar

- Normalidad

Diluciones


de teoría, sobre las formas de expresar la concentración de las

soluciones:

1. Describir la manera en la que prepararía la siguiente disolución

acuosa: 0,5 L de KBr 1,5×10-2 M. La densidad de la disolución

es 1,29 g/mL. Expresar la concentración en gramos por litro y

el porcentaje en peso.

2. Un volumen de 29,23 L de amoníaco medidos a 20 °C y 740

mmHg se disuelven en agua obteniéndose 100 cm3 de solución

de densidad 0,916 g/cm3. Calcular la concentración de la

solución en molaridad, molalidad y normalidad. (Química,


3. A partir del gráfico de la variación del coeficiente de solubilidad

de algunos compuestos iónicos con la temperatura, que se

presenta a continuación, determinar el porcentaje en peso de

una solución saturada de NaNO3 a 10 °C y, la concentración

de una solución saturada de K2Cr2O7 a 90 °C en molalidad y

en fracción molar.

Figura 1: Solubilidades de compuestos iónicos en agua en función de

la temperatura.

Brown, T., LeMay, T., Burdge, J. 2004 pág. 497

4. Al mezclar 400 cm3 de una solución 3 M con igual volumen de

una solución 1,5 M del mismo soluto, se obtiene otra solución

de 19,34 % en peso y de densidad 1,14 g/cm3. Si se considera

que los volúmenes son aditivos, calcular la masa molar del

soluto y la concentración final de la solución en g/L. (Fuente:

Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 126)

5. El ácido nítrico acuoso comercial tiene una densidad de 1,42

g/mL y es 16 M. Calcule el porcentaje de ácido nítrico en peso

de la disolución. También exprese la concentración en gramos

por litro.

6. Una solución de ácido fosfórico concentrado contiene 85,0 %

en peso de H3PO4 y tiene una densidad de 1,684 g/mL.

Calcular la: a) molaridad; b) fracción molar; c) molalidad.

7. Una solución acuosa comercial de amoniaco contiene un 28,0

% de NH3 en peso y tiene una densidad de 0,899 g/mL.

Calcular: a) la molaridad; b) la fracción molar.

8. Se dispone de ácido fosfórico del 25 % en peso y densidad de

1,15 g/mL. ¿Qué volumen de este ácido se necesita para

preparar 50 mL de solución 2 N?

9. Se disuelve una cierta cantidad de cloruro de magnesio

hidratado, MgCl2 ·6H2O, en un peso igual de agua dando una

solución cuya densidad es de 1,27 g/cm3. Calcular la

concentración de la solución del soluto anhidro en: a)

porcentaje en peso; b) molaridad; c) normalidad; d) molalidad.

10. Determinar los gramos de sulfato de sodio decahidratado

(Na2SO4·10H2O) que se deben añadir a 1000 g de una solución

de sulfato de sodio anhidro al 5 % en peso, para obtener una

solución de sulfato de sodio al 30 % en peso (Fuente:

Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 119)

11. Si se diluye a un volumen cinco veces mayor un ácido

clorhídrico del 26,2 % en peso y de densidad 1,13 g/cm3,

determinar que volumen del ácido diluido se requiere para

preparar 1 L de solución 0,1 N.

12. Se diluye a un volumen cinco veces mayor un ácido clorhídrico

del 26,2% y densidad 1,13 g/cm3. Calcular el volumen de ácido

diluido que se requiere para preparar 1 litro de solución 0,1 N.

(Química, Cuaderno de Trabajo A, ejercicio 124)

13. Un volumen de 10 cm3 de una solución de NaClO (densidad =

1,15 g/cm3) de concentración 2 m, se diluye hasta 10 cm3.

Calcular la concentración molar y normal de la solución diluida.

(El hipoclorito se reduce a ion cloruro). (Química, Cuaderno de

Trabajo A, ejercicio 123)




a) Para finalizar el estudio sobre las formas de expresar la

concentración de soluciones de diferentes solutos, uno o dos

estudiantes realizarán una recapitulación verbal del tema. El

resto de los compañeros acotarán si es necesario. El profesor

intervendrá para realizar las precisiones del caso.


estudiados, el profesor planteará a los estudiantes las siguientes

preguntas:

¿Cuál es la diferencia entre mezclas heterogéneas y

homogéneas?

¿Cómo se clasifican las soluciones?

¿Qué expresan las siguientes concentraciones?

o Porcentaje en peso

o Gramos por litro

o Molaridad

o Molalidad

o Fracción molar

o Normalidad

¿Qué es una dilución?

b) Los estudiantes en forma conjunta verificarán si se alcanzaron

los objetivos planteados al inicio del tema:

Expresar la concentración de soluciones acuosas de diferentes

solutos en porcentaje en peso, gramos por litro, molaridad,

molalidad, fracción molar y normalidad.

c) El profesor deberá destacar la relación que existe entre los

aprendizajes logrados y los nuevos conocimientos planificados

en el programa de estudios, tales como: reacciones químicas

que ocurren en solución, propiedades coligativas de soluciones

con solutos no electrolitos y solutos electrolitos, celdas

electroquímicas, celdas electrolíticas. o




PERÏODO ACADEMICO:

2018 - B

DOCENTE:

Ing. Marcelo F. Cabrera J., MSc

FECHA:


CAPITULO III: SOLUCIONES

TEMA

ETAPAS

GUÍA DIDÁCTICA NO. 7: REACCIONES EN SOLUCIONES

1. Evaluación de

conocimientos

previos

Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los siguientes

conocimientos: leyes de la estequiometria, preparación de soluciones y formas de

expresar la concentración en soluciones.


1. ¿Qué es reactivo limitante y reactivo en exceso? ¿Por qué es importante

establecer estos conceptos en estequiometria?

2. ¿Qué es pureza? En la naturaleza, ¿es fácil encontrar los compuestos en estado

puro? ¿Por qué?

3. ¿Qué es el rendimiento de una reacción? ¿Qué se debería hacer para obtener

reacciones químicas con altos rendimientos?

4. Considerar la siguiente reacción:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

a. ¿Qué tipo de reacción es?

b. Igualar la ecuación química por el método de los números de oxidación.

c. ¿Cuántas moles de peróxido de hidrógeno reaccionan con 2 moles de

permanganato de potasio?

d. ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitan para producir

320 g de oxígeno?

5. Para expresar las soluciones existen 2 tipos, las formas químicas y las formas

físicas. Enumere 5 formas físicas y 5 formas químicas de expresar la

concentración de las soluciones

6. ¿Qué concentración tienen los siguientes productos de uso cotidiano? (Consulta

para la siguiente clase)

Producto Soluto Marca Concentración

Masa o

volumen

de soluto

VINAGRE Ácido

Acético

1:

2:

CLORO Hipoclorito

de sodio

1:

2:

CERVEZA Etanol 1:

2:

2. Definición de

Objetivos

Al finalizar el estudio de las reacciones químicas en solución, los estudiantes


Calcular las cantidades de reactivos y productos en reacciones químicas que

ocurren en solución, a partir de las leyes de la estequiometria.

3. Teorización

En esta etapa se estudiarán las reacciones químicas y la estequiometria de las

soluciones. Los temas que se verán en clase son.

1. Leyes de la estequiometria, reactivo limitante, pureza, rendimiento de una

reacción.

2. Cálculos estequiométricos para reacciones químicas que ocurren en

solución.

3. Cálculos estequiométricos con pesos equivalentes.

4. Titulación o valoración.

4. Aplicación

1. ¿Qué volumen de solución de ácido sulfúrico 2 N se necesita para que

reaccionen completamente con 3 g de aluminio?

2. ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 3 N se necesita para reaccionar con 12 g

de una muestra de carbonato cálcico del 93,2 % de pureza?

3. Una muestra de 5,53 g de Mg(OH)2 se agrega a 25 mL de HNO3 0,2 M.

¿Cuál es el reactivo limitante de la reacción? ¿Cuántos moles de Mg(OH)2,

HNO3 y Mg(NO3)2 están presentes después de que termina la reacción?

4. De la reacción de 18,0 g de carbonato de calcio sólido al 90 % de pureza con

100 mL de ácido nítrico de densidad 1,16 g/mL y 28,5 % en peso se

obtienen nitrato de calcio sólido, dióxido de carbono gaseoso y agua líquida.

a) ¿Qué masa de nitrato de calcio se forma?

b) Si en condiciones normales se obtienen 1,80 L de dióxido de carbono,

calcular el rendimiento en el proceso.


5. Si se agregan 13,0 mL de H2SO4 3,0 M a 732 mL de NaHCO3 0,112 M,

¿qué masa de CO2 se produce? Las soluciones acuosas de bicarbonato de

sodio y ácido sulfúrico reaccionan para producir dióxido de carbono de

acuerdo con la siguiente ecuación:

2 NaHCO3 (ac) + H2SO4 (ac) → 2 CO2 (g) + Na2SO4 (ac) + 2 H2O (l)

6. Al reaccionar nitrato de plata con dicromato de potasio, se obtiene dicromato

de plata como un sólido rojo. La ecuación química de la reacción es:

2 AgNO3 (ac) + K2Cr2O7 (ac) → Ag2Cr2O7 (s) + 2 KNO3 (ac)

¿Qué masa de Ag2Cr2O7 se forma cuando se mezclan 500 mL de K2Cr2O7

0,17 M con 250 mL de AgNO3 0,57 M?

7. Hallar la concentración de una disolución de hidróxido potásico de densidad

1,24 g/mL, si al diluirla a un volumen diez veces mayor, 20 mL de la solución

diluida gastan 21,85 mL de ácido 0,5 N, factor 1,025.

8. Se tiene una solución de sosa cáustica 0,5 N, factor 0,974. Hallar el volumen

de solución de sosa cáustica de densidad 1,22 g/mL y de 20,57 % de NaOH,

que debe agregarse a un litro de aquella solución para que resulte exactamente

0,5 N. Suponer que en la mezcla los volúmenes son aditivos.

9. Calcular la concentración de un ácido sulfúrico de densidad 1,725 g/mL a

partir de los datos siguientes: 10 mL del ácido se diluyen a 250 mL, y 10 mL

de este ácido diluido gastan 21,7 mL de un álcali 0,5 N, factor 1,034.

10. El vinagre es una solución de ácido acético en agua. Si se conoce que al titular

6 g de un vinagre con una solución alcalina 0,1 N, factor 0,964 y que de ésta

se gastaron 41,5 mL, ¿cuál es el porcentaje en peso de ácido acético en el

vinagre?

11. Una estudiante tituló 25,00 mL de una solución básica con una solución de

HCl 0,25 M. La estudiante se quedó sin la solución de HCl después de haber

agregado 32,46 mL, por lo que tomó prestada una solución de HCl que fue

etiquetada como 0,30 M y se necesitaron 11,50 mL de la segunda solución

para completar la titulación. ¿Cuál fue la concentración de la solución básica?

12. Se diluyen 300 mL de una solución de ácido sulfúrico concentrado hasta 3 L,

siendo necesarios 10 mL de este ácido diluido para la neutralización completa

de 20 mL de una solución de hidróxido de sodio 0,5 M. Calcule la

concentración en g/L del ácido concentrado.


13. Un recipiente contiene HNO3 de concentración desconocida (densidad = 1,36

g/mL). Con el fin de conocer su concentración se tomaron 10 mL de esta

solución y se aforaron a 100 mL. Luego de esto, 25 mL de la solución

resultante se titularon con NaOH 0,1 M. ¿Cuál será la concentración del HNO3

contenido en el recipiente? ¿Cuántos gramos de NaOH se requieren para

preparar 100 mL de la solución titulante?

14. Un volumen de 10 mL de una solución de formol (metanal: HCOH) se diluye

a 1 L. A 10 mLde la solución diluida se le agregan 50 mL de yodo 0,1 N

(f=1,011) y unas gotas de sosa cáustica concentrada; el yodo oxida al

formaldehido a ácido fórmico (HCOOH). Se valora el exceso de yodo con

solución de tiosulfato 0,1 N (f=0,990), gastándose 23,2 mL. Calcule los

gramos por litro de la solución de formol.


5. Clausura

En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se destacará la relación

que tienen con los nuevos aprendizajes contemplados en el programa de estudios.

a) Para finalizar el estudio de las reacciones químicas en solución, uno o dos

estudiantes realizarán una síntesis verbal del tema. El resto de los

compañeros acotarán si es necesario. El profesor intervendrá para realizar las

precisiones del caso.

Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas estudiados el

profesor planteará a los estudiantes las siguientes preguntas:

1. ¿Cuál es el fundamento teórico para los cálculos estequiométricos

basados en pesos equivalentes?

2. ¿Por qué es importante que los solutos estén disueltos antes de iniciar

una reacción química?

3. Experimentalmente, ¿cómo se determina el factor de una solución y por

qué es importante su cálculo?

4. Explique el principio fundamental de la titulación. ¿Qué es un indicador

y para qué se utiliza?

5. En general, cuando se prepara una solución la concentración no es

exacta, explique el porqué de esta aseveración.

b) Los estudiantes deberán estar en capacidad de: calcular las cantidades de las

sustancias que intervienen en una reacción química que ocurre en solución y

determinar teórica y analíticamente la concentración de una solución

c) El profesor deberá destacar la relación de los aprendizajes logrados con los

nuevos conocimientos planificados en el programa de estudio tales como:

propiedades coligativas de soluciones con solutos no electrolitos y

electrolitos; celdas electroquímicas y celdas electrolíticas.




PERÏODO ACADEMICO:

2018 - B

DOCENTE:

Ing. Antonio Proaño, Msc

FECHA:

8 de enero de 2019

CAPITULO II : ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

TEMA

ETAPAS

GUÍA DIDÁCTICA NO. 8: PROPIEDADES COLIGATIVAS

1. Evaluación de

conocimientos

previos


siguientes conocimientos:

(1) propiedades extensivas, como la masa y los volúmenes que

dependen del tamaño de la muestra,

(2) propiedades intensivas, como la densidad y la concentración,

temperatura de fusión temperatura de ebullición, que son propiedades

características de la sustancia

(3) propiedades intensivas de un sistema se denomina propiedades

coligativas, que solo se aplican a las soluciones. Las propiedades

dependen de la concentración, pero no la identidad del soluto en

solución.


1) ¿Cuáles son las características de las sustancias puras?

2) ¿Cuáles son las características de las mezclas homogéneas?

3) ¿Qué información se requiere para determinar la masa de

soluto en una solución si conoce la concentración molal y molar

de la solución? Y ¿la fracción molar del soluto?

4) ¿Qué ventaja presenta el usar los volúmenes de soluciones de

concentración conocida en los cálculos cuantitativos que

involucran la estequiometría de las reacciones conocida en

lugar de masas de reactivos o productos?

5) Cuál es la naturaleza y el comportamiento del soluto en las

soluciones de no electrolitos y en las soluciones de electrolitos

6) Cómo afecta la concentración de soluto en las propiedades

coligativas de las soluciones de no electrolitos y en las

soluciones electrolitos.

7) Cuando se disuelve un soluto no volátil en un solvente, el punto

de congelación de la solución resultante se vuelve más bajo,

mientras que el punto de ebullición de la solución es más alto

que el del solvente puro. ¿Cómo depende de la concentración

de la partícula de soluto, cuando el grado en que se reduce el

punto de congelación o el aumento del punto de ebullición?

2. Definición de

Objetivos

Al finalizar el estudio de las propiedades coligativas de las soluciones

de no electrolitos y de las soluciones de electrolitos, los estudiantes


• Describir el efecto de la concentración en las propiedades

coligativas de las soluciones.

• Diferenciar las propiedades coligativas de las soluciones de

no electrolitos y de las soluciones de electrolitos.

• Calcular la elevación del punto de ebullición, la disminución

del punto de congelación a partir de la concentración de un

soluto en una solución.

3. Teorización

En esta etapa se estudiarán las leyes de los gases ideales y los

postulados de la teoría cinética molecular.


Propiedades coligativas para soluciones de solutos no electrolitos y

electrolitos:

• Solutos no electrolitos y electrolitos:

• Presión de vapor

• Punto de ebullición

• Punto de fusión

• Presión osmótica

4. Aplicación

En esta etapa se aplicarán los conocimientos sobre las leyes de los

gases ideales y de los postulados de la teoría cinética molecular en la

resolución de los siguientes ejercicios de aplicación propuestos:

SOLUCIONES DE SOLUTOS NO ELECTROLITICOS:

1) Al diluir una solución de soluto molecular: a) se incrementa el

punto de ebullición, b) disminuye el punto de congelamiento, c)

aumenta la presión de vapor, d) disminuye la presión osmótica.


2) La constante crioscópica: a) es una propiedad coligativa ; b)

depende de la naturaleza del soluto ; c) es característica del

disolvente.; d) es función de la concentración del soluto.


3) Una solución contiene 25 g de un compuesto orgánico no

electrolito y 600 g de agua. Si el punto de ebullición normal de la

solución es 100,156 °C, determinar: a) el peso molecular del

soluto; y, b) la temperatura de congelación de la solución

4) A 20 ºC la presión de vapor del éter C4H10O es igual a 440,0

mmHg. Calcular la presión de vapor de una disolución que

contiene 5,42 g de anilina C6H5NH2 en 100 g de éter.

5) A 50 ºC la presión de vapor del Benceno (C6H6) es 271 mmHg y

la del Tolueno (C6H5CH3) es 92,6 mmHg. Calcular la presión de

vapor de una mezcla en partes iguales (en masa) de Benceno y

Tolueno (suponiendo forman una mezcla ideal).

6) La presión osmótica

• Es una propiedad coligativa

• Depende de la naturaleza del soluto

• Es característica del disolvente

• Es función de la concentración del soluto

7) Una solución acuosa contiene el aminoácido Glicina

(NH2CH2COOH) y presenta un punto de ebullición de 101,1 °C.

Calcular la concentración de la solución en porcentaje en peso.

(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química B, ejercicio 181)

8) Una solución de úrea, CO(NH2)2, tiene un punto de congelación

de -1,0 °C. Calcular la cantidad de agua que habrá que a{adir a

100 g de esa solución para que el punto de congelación de la

solución diluida sea -0,5 °C.


9) Determinar a qué temperatura congela el líquido refrigerante de

un automóvil que utiliza una solución acuosa de etilen glicol (62

g/mol) al 32 % en peso. Para garantizar el funcionamiento del

sistema de refrigeración del automóvil a - 20 ° C, ¿será necesario

diluir la solución?

10) ¿Cuántos gramos de sacarosa, C12H22O11, deberán disolverse en

agua para obtener 1 litro de solución isotónica con otra de urea,

¿CO(NH2)2, que contiene 80 g de soluto por litro de solución a 25

°C? ¿Cuál es la presión osmótica de las soluciones?


11) La adrenalina es la hormona que dispara la liberación de

moléculas de glucosa adicionales en momentos de tensión o de

emergencia. Una solución de 0,64 g de adrenalina en 36 g de

CCl4 eleva su punto de ebullición en 0.49 °C. ¿Concuerda la

masa molar de la adrenalina calculada a partir de la elevación del

punto de ebullición con la siguiente fórmula molecular C9H13NO3?

PROPIEDADES COLIGATIVAS EN SOLUCIONES ELECTROLITICAS

1) El punto de ebullición de una solución que se prepara disolviendo

5,115 g de cloruro de bario de 150,0 g de agua es 100,21 ºC.

Calcular: a) el factor de van`t Hoff; b) el coeficiente osmótico; y, c)

el grado de disociación aparente de BaCl2.


2) Determinar la temperatura de ebullición de una solución 0,2 molal

de MgSO4 que congela a -0,494 ºC. Ke=0,52 ºC/m, Kc=1,86 ºC/m

(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química A, ejercicio 177)

3) Las presiones osmóticas de las disoluciones de CaCl2 y de urea

0.010 M, a 25°C son de 0.605 atm y 0.245 atm, respectivamente.

Calcule el factor de van’t Hoff para la disolución de CaCl2.

4) Se preparó una disolución de un electrolito no volátil desconocido

disolviendo 0,250 g de la sustancia en 40,0 g de CCl4. El punto de

ebullición de la disolución resultante fue 0,357°C más elevado

que el del disolvente puro. Calcule la masa molar del soluto.

5) Una solución de 0,52 g de cloruro de potasio en 83,6 g de agua

congela a -0,291°C. Calcular: a) el factor de van’t Hoff, b) el

coeficiente osmótico, c) el grado de disociación y d) la

concentración de los iones K+1. La densidad de la solución es

1,09 g/cm3.


5. Clausura

En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se destacará

la relación que tienen con los nuevos aprendizajes contemplados en


a) Para finalizar el estudio de las propiedades coligativas de las

soluciones de electrolitos y no electrolitos, uno o dos estudiantes

realizarán una síntesis verbal del tema. El resto de los

compañeros acotarán si es necesario. El profesor intervendrá

para realizar las precisiones del caso.


estudiados el profesor planteará a los estudiantes las siguientes

preguntas:

1) ¿ Las propiedades coligativas de una solución dependen de::

• del número total de partículas disueltas en solución, …………..

• de su identidad química. …………….

2) La adición de un soluto no volátil (uno sin una presión de

vapor medible) porque disminuye la presión de vapor del

solvente.

3) La presión de vapor de la solución es proporcional a la

fracción molar de solvente en la solución, la relación es

conocida como la ley ………………

4) Las soluciones que obedecen la ley de Raoult se denominan

soluciones ……………………….

5) La elevación del punto de ebullición (ΔTb) y la depresión del

punto de congelación (ΔTf) de una solución se definen como

las diferencias entre los puntos de ebullición y de

congelación, respectivamente, de la solución y el disolvente

puro. Ambos son proporcionales a ……………………….. del

soluto.

6) Cuando una solución y un disolvente puro están separados

por una membrana …………………………., una barrera que

permite que las moléculas de disolvente, pero no las

moléculas de soluto, pasen a través, el flujo de disolvente en

direcciones opuestas es desigual y produce una presión

……………………., que es la diferencia de presión entre Los

dos lados de la membrana. La …………………. es el flujo

neto de solvente a través de dicha membrana debido a las

diferentes concentraciones de soluto.

7) ¿Por qué disminuye la presión de vapor de un solvente al

agregar un soluto no volátil?

b) Los participantes en forma conjunta deberán verificar si se

alcanzaron los objetivos planteados al inicio del tema.

En lo cognitivo, los estudiantes deberán estar en capacidad de:

• Resolver problemas relacionados con la elevación del

punto de ebullición y la depresión del punto de

congelación, la presión de vapor y la presión osmótica a

partir de la concentración de un soluto en una solución.

• Calcular la masa molar a partir de datos de propiedad

coligativa.

• Determinar la masa molar de un sólido a partir del cambio

del punto de fusión o del punto de ebullición de una

solución.

c) El profesor deberá destacar la relación de los aprendizajes

logrados con los nuevos conocimientos planificados en el

programa de estudios, tales como: Reacciones Oxido reducción,

Celdas electroquímicas, potencial de celda.

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