Notación científica

La notación científica (o notación índice estándar) es un modo conciso de representar un número utilizando potencias de base diez. Esta notación se utiliza para poder expresar fácilmente números muy grandes o muy pequeños.

Los números se escriben como un producto:

Siendo:

un número entero o decimal mayor o igual que 1 y menor que 10, que recibe el nombre de mantisa. un número entero, que recibe el nombre de exponente u orden de magnitud.

La notación científica utiliza un sistema llamado coma flotante, o de punto flotante en países de habla inglesa y en algunos hispanohablantes.

Historia

El primer intento de representar números demasiados grandes fue emprendida por el matemático y filósofo griego Arquímedes, descrita en su obra El contador de Areia en el siglo III a. C. Ideó un sistema de representación numérica para estimar cuántos granos de arena existían en el universo. El número estimado por él era de 1063 granos. Nótese la coincidencia del exponente con el número de casilleros del ajedrez sabiendo que para valores positivos, el exponente es n-1 donde n es el número de dígitos, siendo la última casilla la Nº 64 el exponente sería 63 (hay un antiguo cuento del tablero de ajedrez en que al último casillero le corresponde -2 elevado a la 63- granos).

A través de la notación científica fue concebido el modelo de representación de los números reales mediante coma flotante. Esa idea fue propuesta por Leonardo Torres Quevedo (1914), Konrad Zuse (1936) y George Robert Stibitz (1939).

Escritura

100 = 1

101 = 10 102 = 100 103 = 1 000 104 = 10 000 105 = 100 000 106 = 1 000 000 108 = 100 000 000 109 = 1 000 000 000 1010 = 10 000 000 000 1020 = 100 000 000 000 000 000 000 1030 = 1 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000

10 elevado a una potencia entera negativa –n es igual a 1/10n o, equivalentemente 0, (n–1 ceros) 1:

10–1 = 1/10 = 0,1 10–3 = 1/1000 = 0,001 10–9 = 1/1 000 000 000 = 0,000 000 001

Por tanto, un número como: 156 234 000 000 000 000 000 000 000 000 puede ser escrito como 1,56234×1024, y un número pequeño como 0,000 000 000 000 000 000 000 000 000 000 910 939 Kg. (masa de un electrón) puede ser escrito como 9.10939×10–31kg.

Usos

Por ejemplo, la distancia a los confines observables del universo es 4,6×1026 m y la masa de un protón es 1,67×10-

27kg. La mayoría de las calculadoras y muchos programas de computadora presentan resultados muy grandes y muy pequeños en notación científica; la base 10 se omite generalmente y se utiliza la letra E (mayúscula o minúscula) para indicar el exponente; por ejemplo: 1,56234E29. Nótese que esto no está relacionado con la base del logaritmo natural también denotado comúnmente con la letra e.

La notación científica es altamente útil para anotar cantidades físicas, pues pueden ser medidas solamente dentro de ciertos límites de error y al anotar sólo los dígitos significativos se da toda la información requerida de forma concisa.

Para expresar un número en notación científica debe expresarse en forma tal que contenga un dígito (el más significativo) en el lugar de las unidades, todos los demás dígitos irán entonces después del separador decimal multiplicado por la potencia de 10 que indique el exponente. Ejemplos: 238294360000 = 2,3829436E11 y 0,00031416 = 3,1416E-4.

Operaciones matemáticas con notación científica

Suma y resta

Siempre que las potencias de 10 sean las mismas, se debe sumar las mantisas, dejando la potencia de 10 con el mismo grado (en caso de que no tengan el mismo exponente, debe convertirse la mantisa multiplicándola o dividiéndola por 10 tantas veces como sea necesario para obtener el mismo exponente):

Ejemplo:

1 × 104 + 3 ×104 = 4 × 104 2 × 104 + 3 ×105 = 5 × 105 0.2 × 105 + 3 ×105 = 3.2 × 105

Para sumar y restar dos números (o más) debemos tener el mismo exponente en las potencias de base diez. Tomamos como factor común el mayor y movemos la coma flotante, en los menores, tantos espacios como sea necesario, elevando los correspondientes exponentes hasta que todos sean iguales. Ejemplo:

2 × 104 + 3 ×105 - 6 ×103 (tomamos el exponente 5 como referencia) 0,2 × 105 + 3 × 105 - 0,06 ×105 3,14 ×105

Entonces la notación científica es una manera de recoger todos los 0 en una base 10

Multiplicación

Para multiplicar cantidades escritas en notación científica se multiplican las mantisas y se suman los exponentes.

Ejemplo: (4×1012) × (2×105) =8×1017

División

Para dividir cantidades escritas en notación científica se dividen las mantisas y se restan los exponentes (el del numerador menos el del denominador).

Ejemplo: (4×1012)/(2×105) =2×107

Potenciación

Se eleva la mantisa a la potencia y se multiplican los exponentes.

Ejemplo: (3×106)2 = 9×1012

Radicación

Se debe extraer la raíz de la mantisa y se divide el exponente por el índice de la raíz.

Ejemplos:

Discrepancia de nomenclatura

A pesar que la notación científica pretende establecer pautas firmes sobre la referencia numérica en materia científica, se presentan discrepancias de lenguaje.

Por ejemplo en EE.UU. 109 se denomina «billion». Para los países de habla hispana 109 es mil millones o millardo (del francés millard) y el billón se representa 1012. Llegamos a un caso práctico donde para los estadounidenses one billion dollars, para los hispanohablantes será un millardo de dólares (poco usado) o mil millones de dólares (más usado).

Otra particularidad del mundo hispano es que a 104 (10 000), se le denomina miríada. No obstante para 10 000 se usa diez mil como uso frecuente y miríada cuando se quiere hacer notar el diez mil como "muchísimo" respecto a una comparación con algo cuantificable que elevó su cuenta significativamente, sin que este uso tenga fundamento científico sino de costumbres.

Introducción

a) Concepto de Química.

Es la ciencia que estudia la materia, su estructura, su composición, sus propiedades y los cambios que ésta pueda sufrir.

b) División de la Química

1. Química General. Estudia la transformación de la materia y energía

2. Química Inorgánica. Estudia los elementos y sus compuestos minerales o inorgánicos.

3. Química Orgánica. Estudia los compuestos del carbono que provienen de la actividad de los seres vivos.

4. Química Analítica. Estudia el aspecto cualitativo y cuantitativo de las diferentes clases de materia;

comprende su separación y composición

5. Química Biológica o Bioquímica. Estudia los fenómenos que tienen lugar en los seres vivos.

6. Físico – Química. Estudia los cambios energéticos, las leyes y teorías que explican las transformaciones de

la materia.

7. Química Nuclear. Estudia la estructura intima de la materia y las reacciones en las que intervienen los núcleos de los átomos.

c) Método Científico. Es un procedimiento de razonamiento lógico para descubrir una verdad general a partir de muchas observaciones individuales. Comprende los siguientes pasos:

1. Observación. El científico describe una situación observada o fenómeno. Observa toda la información disponible sobre el fenómeno.

2. Hipótesis. Es la posible explicación del fenómeno, basado en la lógica y la información.3. Teoría. Luego de llevar a cabo experimentos de laboratorios, los datos son analizados cuidadosamente, si todas

las evidencias tienden a mantener la hipótesis, se forma la teoría.4. Ley. Es cuando los datos recolectados son suficientes para probar que la teoría es verdad.

d) Influencia de la Química en el Avance Industrial de Nuestro País y el Resto del Mundo.

El desarrollo industrial y tecnológico de un país se mide por el grado de progreso que ha alcanzado en la tecnología química.

1. En la industria del hierro y el acero, la del aluminio y todas sus aleaciones.2. En la industria alimenticia, con todos sus derivados3. Las industrias basadas en la fabricación y uso de los plásticos.4. La industria textil, con las fibras sintéticas.5. Las industrias de jabones, detergentes, colorantes, la azucarera. Etc.6. La industria petrolera y sus innumerables aplicaciones.

e) Importancia de la Química

1. La química satisface nuestra curiosidad, nos abre los ojos frente a los procesos de la naturaleza, liberándonos de prejuicios y falsas creencias.

2. Un gran número de disciplinas científicas requieren conocimientos químicos. Ej.: La Biología, las ciencias microbiológicas (bacteriología-citología-histología) deben su progreso a los colorantes que sintetiza la química.

3. La técnica moderna se funda en la Química, pues la mayor parte de las industrias utilizan procesos químicos.4. Es indispensable para el normal funcionamiento de la vida actual, basta pensar en los abonos, herbicidas,

insecticidas, medicina, fibras, colorantes y medios de comunicación.

Unidad # 1. Estructura del Átomo. Tabla Periódica

Teoría Atómica de Dalton (1803) 1. Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en peso, tamaño y demás propiedades3. Durante las reacciones químicas los átomos intercambiarse o las combinaciones de átomos pueden romperse, pero los átomos en sí permanecen invariables.4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla.

Modelo Atómico de J. J. Thompson (1898)

Consideraba el átomo como una esfera de carga eléctrica positiva uniforme, con electrones suficientes para neutralizar la carga positiva. Ilustración

Modelo Atómico de Rutherford (1911)

El átomo es en su mayor parte espacio vacío, formado por un núcleo central, cargado positivamente en el cual radica toda la masa del átomo, rodeado por un sistema de electrones de carga negativa y en movimiento alrededor del núcleo, Ilustración

Modelo Atómico de Niel Bohr (1911)

Los electrones describen orbitas circulares (y elípticas) girando alrededor del núcleo positivo. Considera el átomo como un sistema solar, en el cual el núcleo corresponde al sol y los electrones a los planetas.

Modelo Atómico de Sonmerfield (1920)

En cada nivel de energía (capas de distribución de los electrones) hay tantas órbitas (circulares o elípticas) como electrones.

Modelo Atómico de Broglie (1924) Los electrones no se encuentran localizados en ningún punto, sino que constituyen una onda que se acerca y se

aleja del núcleo en forma rítmica, pero conservando siempre la distancia media entre el electrón y el núcleo, el electrón está en toda la esfera. (Orbitales)

Estructura Actual del Átomo.

El modelo aceptado en la actualidad se denomina el átomo nuclear. Está constituido por dos partes principales: una parte central, llamada núcleo, formado por protones y neutrones (nucleones); y una parte externa, llamada corteza, formada por electrones. El protón es un corpúsculo que transporta la carga elemental positiva. El neutrón es un corpúsculo sin carga eléctrica. El electrón es un corpúsculo de naturaleza eléctrica y con carga elemental negativa.

El paso de electrones de una orbita a otra mas interior se verifica con desprendimiento de energía, el paso de electrones de una orbita interior a otra mas exterior se realiza por absorción de energía”. Ilustración

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La Radiactividad. Tipos de Rayos.

Fue descubierta en 1896, por el francés Henry Becquerel. Consiste en la emisión espontánea de partículas subatómicas o de radiación de muy alta energía por ciertos elementos o sus compuestos, y que el resultado neto final es la formación de un elemento diferente.

Los tipos de rayos encontrados son:Rayos Alfa. Son núcleos de átomo de Helio y surgen cuando éste pierde sus electrones. Su poder de penetración es muy limitado, son de naturaleza eléctrica positiva.

Rayos Betas. Son radiaciones mucho más penetrantes que los alfa, formados por corpúsculos de electricidad negativa, por su gran velocidad (casi como luz) pueden atravesar gruesas capas de moléculas o iones.

Rayos Gamma. Son ondas electro-magnéticas, pues son eléctricamente neutros, tienen un gran poder de penetración, no poseen masa y son inmateriales de naturaleza análoga a la luz y rayos X. En 1905 Albert Einstein explica de dónde podía venir esa emergía. E = m VC2 .

Número Atómico. (Z = P + E) Su autor fue el ingles llamado Moseley. Se representa por la letra (Z) y especifica:

1. El número de cargas positivas que hay en el núcleo.2. El número de cargas negativas que hay en la corteza3. La posición que ocupa un elemento en la tabla periódica.

Masa Atómica y Peso Atómico (A = P + N)Se representa por la letra A Es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12 (C12).El peso atómico es el promedio ponderado de las masas atómicas.

Isótopos (Iso, igual; topo, lugar)Son átomos de un mismo elemento que poseen el mismo número atómico, pero diferente masa atómica. Poseen

las mismas propiedades químicas, pues tienen igual número de protones y electrones, sólo difieren en el número de neutrones.

Ilustración con isótopos del hidrógeno: Z =1 y A = 1-2-3. 1 e- 1e- 1e-

Isóbaros (Iso, igual; baro, peso)Son átomos de un mismo elemento que teniendo el mismo peso atómico poseen distinto número atómico. Poseen

propiedades físicas y químicas distintas, poseen igual número de protones y neutrones, difieren en el número de electrones. Ej. El uranio A = 234 y Z = 90-91-92.

Elementos Químicos Un elemento es una sustancia pura que no puede ser descompuesta en sustancias mas simples. Existen 106

elementos, sus nombres han sido asignados arbitrariamente, considerando factores tales como en honor a la patria del descubridor Polonio-Polonia, a la letra inicial del nombre latino ferrum-hierro, a propiedades características hidrógeno-engendra agua.

SímbolosSon letras representativas de los elementos o bien el átomo tiene su representación gráfica en el símbolo. Este

representa: 1. Una sustancia simple2. Un átomo

1 P0 N

1 P1 N

1 P 2 N

3. A sus átomos-gramos

ValenciaLa palabra valencia (del latín valentía, capacidad) significa poder de combinación y expresa el número de enlaces

simples que un átomo tiene en un compuesto dado.Nombres, Símbolos y Valencias de los Elementos más Comunes

Nombre Símbolo Valencia P. A.Flour F 1 19Cloro Cl 1, 3, 5, 7 35.5Bromo Br 1, 3, 5, 7 80Yodo I 1, 3, 5, 7 126

Oxigeno O 2 15.99Azufre S 2, 4, 6 32Selenio Se 2, 4, 6 78Teluro Te 2, 4, 6 127

Nitrógeno N 3, 5 14

Fósforo P 3, 5 31Boro B 3, 5 11Antimonio Sb 3, 5 121Arsénico As 3, 5 75

Carbono C 4 12Silicio Si 4 28

Hidrogeno H 1 1

MetalesNombre Símbolo Valencia P. A.

Sodio Na 1 23Potasio K 1 39Plata Ag 1 107

Calcio Ca 2 40Zinc Zn 2 65Bario Ba 2 137Magnesio Mg 2 24

Mercurio Hg 1, 2 200Cobre Cu 1, 2 63Hierro Fe 2, 3 56Níquel Ni 2, 3 58Cromo Cr 2, 3 52

Aluminio Al 3 27Oro Au 1, 3 196

Platino Pt 2, 4 195Plomo Pb 2, 4 207Estaño Sn 2, 4 118

Manganeso Mn 2, 3, 4, 5, 6, 7 55

La Tabla Periódica (Ilustración)

Los elementos están clasificados en la tabla periódica, siguiendo una secuencia de números atómicos, los elementos de propiedades similares quedan agrupados en una misma columna.

Las propiedades químicas dependen del número de electrones que sus átomos posean en el último nivel. Esto se conoce como electrones de valencia.

Grupo. Reúne los átomos con igual número de valencia, lo que hace que tengan propiedades semejantes.

El grupo I, se denominan alcalinos (base fuerte)El grupo II, se denominan alcalinos térreos.El grupo VI, se denominan anfígenos.El grupo VII, se denominan halógenos.El grupo VIII, se denominan gases nobles o inertes.

Sub-grupos. Forman el conjunto conocido como elementos de transición.

Período. Reúne los elementos con el mismo número de niveles de energía.

Periocidad. Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

Nota: Entre los metales (elementos electropositivos) de un mismo período, es mas activo el que tiene menor número de electrones de valencia, en cambio en los grupos crece con el número atómico.

En los no metales (elementos electronegativos), la actividad química disminuye con el número atómico, en los períodos la actividad crece con el número atómico.

Los Números Cuánticos: Principio de ExclusiónLa solución de la ecuación de ondas (probables posición del electrón) produjo cuatro números, llamados números

cuánticos; se representan por las letras n, l, m, s.

(n) = Número cuántico principal indica el nivel energético principal del electrón; indica la distancia del electrón al núcleo. Los valores son: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (l) = Número cuántico azimutal determina la forma de la nube electrónica. Los valores van desde cero hasta n-1, así, cuando n=1, 1=0.

(m) = Número cuántico magnético indica la orientación en el espacio de la nube electrónica. Puede tomar los valores desde -1 hasta +1, (incluyendo el cero).

(s) = Número cuántico de spin. Este tiene sólo dos valores permitidos para cada valor de m; son +1/2 y – ½.

Principio de Exclusión.

“Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener idénticos los cuatros números cuánticos”

Niveles y Sub - Niveles; Concepto de orbitalLos niveles energéticos se utilizan para describir los electrones que se encuentran en las diferentes capas

atómicas. Estas capas han sido designadas con las letras K, L, M, N, O, P, Q, o por los números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Estos niveles están formados por sub-niveles indicados mediante las letras S2 – P6 – D10 – F14

1-S2-S P3-S P D4-S P D F5-S P D F6-S P D F

7-S P D

Orbital.: Es la región del espacio donde hay mayor probabilidad de hallar un electrón (90-95%)

Práctica:

1. Un elemento tiene Z=13 y A=27. Se desea saber la constitución de su núcleo, cuántos electrones tiene en su envoltura electrónica y como están distribuidos.

2. El núcleo del átomo del cloro tiene 17 protones ¿Cuántos electrones hay en la corteza de dicho átomo? Siendo 35 su índice de masa ¿Cuántos neutrones tiene su átomo?

3. ¿Cuáles son las configuraciones electrónicas del azufre y el telurio? Dibujar las estructuras atómicas que les corresponden.

4. Indicar la distribución electrónica, período y grupo de Z=18 y Z=11

5. Determine la distribución electrónica, grupo y valencia de Z=24 y Z=21.

6. Si Z=16, determine la valencia + y -, grupo y período

7. Grafique las estructuras electrónicas de Z=5 y Z=12

8. Si Z=34 y A=78, Determine: Pdo=___________________

Gpo=___________________e- =____________________N =____________________P =_____________________D. E____________________V+ =___________________V- =___________________

Enlace Químico

Estructura de Lewis. Regla del Octeto.Para interpretar los enlaces atómicos, Lewis suele representar los átomos escribiendo sus símbolos rodeados de

tantos puntitos como electrones de valencia tenga el átomo. Ej. Na . Zn: Los átomos tienden a entrar en combinación por procesos que envuelven pérdida, ganancia o compartimiento de electrones, de tal modo que adquieren una estructura de ocho electrones en su nivel energético más exterior. Esto se conoce como Regla del Octeto.

Potencial de Ionización y Tamaño de ÁtomoSe llama energía o potencial de ionización la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Este

crece de izquierda a derecha en la tabla periódica. Esto es lógico porque el tamaño del átomo aumenta, ya que los electrones están más alejados del núcleo y por tanto más sueltos.“Mientras menor sea el potencial de ionización mas fácil será retirar electrones de los átomos”

Electronegatividad Es la capacidad que tiene un átomo para atraer electrones. La electronegatividad varía en la tabla periódica en la

misma forma que lo hace el potencial de ionización.

Iones Son átomos o grupos de átomos cargados eléctricamente. Se clasifican en aniones (-) y cationes (+).

Enlace Iónico o ElectrovalenteSe verifica por transferencia de electrones de un átomo a otro. Se define como: La capacidad que tienen los

átomos para ceder o aceptar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos. Ej. Na. + Br Na+ + Br

Zn + O Zn + O

2Fe + 3 S 2 Fe + 3 S

Enlace Covalente (Polar - No Polar) Es un fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por tanto, ni se ganan ni se pierden electrones, sino que los compartes.

Ej.Cl2 2 Cl Cl Cl ó Cl - Cl

O2 2 O O O ó O = O

N2 N : : : ó N = N

H 2 O H O H ó H -- O -- H

Número ó Estado de Oxidación Es la carga eléctrica que un átomo parece tener cuando se cuentan los electrones de acuerdo a ciertas reglas arbitrarias, 1. Un elemento aislado posee valencia cero.2. El oxigeno actúa con -2, excepto en los peróxidos ((H2O2, BaO2), y OF2 que actúa con -13. El hidrogeno tiene un número de oxidación +1 excepto en los hidruros que es -14. La suma de los números de oxidación debe ser igual a cero.

Práctica: Determine el número de oxidación de cada elemento.1. I2O5

2. SeO2

3. H2S4. H3BO3

5. Zn(NO3)2

6. Al2O3

7. K8. CaH2

9. Zn3(PO3)2

10. NaOH11. Fe(OH)312. BaO2

Formulas Estructurales Son aquellas, que además de indicar el número de átomos, denotan la manera como estos están unidos.

Práctica: Realice los siguientes ejercicios.1. Cl2O5

2. CO2

3. Fe2O3

4. ZnO5. Ag2O

6. NaOH7. H2S8. H3PO4

9. Ch410. Ca(NO3)2

Electrolisis (Electrolitos, No Electrolitos)Se denomina electrólisis, al proceso químico producido por la corriente eléctrica. Faraday dio el nombre de

electrolitos al sistema líquido conductor de la corriente eléctrica (hoy se describe este nombre a la sustancia disuelta), que en su casi totalidad son, los ácidos, las bases y las sales; en oposición a ellos las demás sustancias se consideran como no electrolitos.

Electrodos. Son los conductores metálicos en su contacto con la disolución.

Nomenclatura Química

Función Química y Grupo Funcional Se denomina función química, la propiedad o conjunto de propiedades comunes que caracterizan una serie de

especies químicas, distinguiéndolas de las demás. En química inorgánica hay cuatro funciones principales: Oxido, Ácido, Base y Sal.

Grupo Funcional: Son átomos o grupos de átomos de constitución análoga.

FormulaEs la representación gráfica de la molécula. Esta representa:

1. Una sustancia compuesta2. Una molécula3. Un mol

Hay dos formas de representación, mediante un exponente (Berzelius) SO4H2; y con sub-índice (Poggendorf) H2SO4.

Función OxidoSe conoce como óxidos, las combinaciones de los elementos con el oxigeno. Si es con un no metal de formará un

óxido ácido o anhídrido; si es con un metal se formará un óxido básico. Existen dos métodos para nombrarlo, el sistema Stock, que consiste en agregar al final del nombre del óxido y entre paréntesis, el número de oxidación del elemento que se combina con el oxigeno. Ej.: FeO = Oxido de Hierro (II). (El número es en romano). El otro sistema es dar al oxido con el menor estado de oxidación la terminación ICO. Ej.: FeO = Oxido Ferroso.

Como hay elementos que funcionan con más de dos tipos de valencia, en este caso se antepone el prefijo Hipo al terminado en Oso y el prefijo Per al terminado en Ico: cuando el elemento presenta un estado de oxidación, basta decir oxido de y agregar el nombre del elemento.

Ejercicio.: Crear los siguientes óxidos: Cl, S, N, K, Ca, Fe.

1. Cl + O2 __________________________________________

2. Cl3 + O2 __________________________________________

4. Cl5 + O2___________________________

5. Cl7 + O2 ___________________________

6. S2 + O2____________________________

7. S4 + O2____________________________

8. S6 + O2____________________________

9. N3 + O2___________________________

10. N5 + O2___________________________

11. Ca2 + O2__________________________

12. Fe2 + O2__________________________

13. Fe3 + O2__________________________

Función Base ó HidróxidoResultan de la unión de un óxido básico con el agua. Se caracteriza por ir acompañados del grupo OH

(hidróxido). Su fórmula general es M (oh) x, en la cual M es el metal y la x el estado de oxidación del metal. Se nombran igual a la de los óxidos del cual provienen, cambiando el término óxido por el de hidróxido. Una manera fácil de reconocer las bases, es porque le dan color azul a la tintura de tornasol que haya sido previamente enrojecida por un ácido, o porque dan una coloración rosada a una solución de fenolftaleína. .

Ej.: Formar los hidróxidos del Na, Zn, y Fe.

Función ÁcidosHay dos clases de ácidos: unos que tienen oxígeno e hidrógeno y se llaman Oxácidos; otros que no tienen

Oxígeno, y se llaman Hidrácidos.Ácidos Oxácidos

Resultan de la combinación de un óxido ácido con el agua. Su formula general es Hx E Oy, donde E representa el elemento central no metálico. Se nombra igual a los óxidos del cual provienen, cambiando el término óxido por ácido. Dan color rojo a una solución de tornasol. Además, decoloran una solución de fenolftaleina que haya sido previamente enrojecida mediante la adición de una base.

Ácidos HidrácidosSe originan por la unión de los halógenos y algunos del grupo VI con el hidrógeno. Se nombran con la

palabra genérica y la especifica del no metal que lo forma, terminado en Hídrico.

Ej.: Formar los ácidos oxácidos siguientes: Cl, S, P

Formar los hidrácidos de: F, I, TeFunción Sal

Son sustancias que resultan de sustituir total o parcialmente el hidrógeno de los ácidos por un metal. Hay dos clases de sales: Sales Neutras y Sales Ácidas. Son sales neutras aquellas en que se ha sustituido totalmente el hidrógeno del ácido por el metal, y sales ácidas, en las que todavía queda hidrógeno en la sal que se forma. Normalmente las sales son el producto de la reacción entre un ácido y una base.

Nomenclatura.:

Sufijo del Ácido Sufijo del Anión Ico Ato

Oso ItoHídrico Uro

La Carga del ión (anión) obtenido de un ácido es igual al número de hidrógenos que se han retirado.

Ej.: Ácido Anión Nombre (Anión) Valencia H ClO4 ClO4

- Perclorato 1 H ClO3 ClO3

- Clorato 1 H ClO2 ClO2

- Clorito 1 H ClO ClO- Hipoclorito 1 H NO3 NO3

- Nitrato 1 H NO2 NO2

- Nitrito 1 H2 SO4 SO4

= Sulfato 2 H2 SO3 SO3

= Sulfito 2 H2 CO3 CO3

= Carbonato 2 H3 PO4 PO4

= Fosfato 3 H Cl Cl- Cloruro 1 H Br Br- Bromuro 1

Nota:1- Los ácidos correspondientes al Cl, I, Br, N llevan una H1, se + los O2 y se dividen (/) entre 22- Los ácidos correspondientes al S, Se, C, Te llevan H2 se + los O2 y se dividen (/) entre 23- Los ácidos correspondiente al P, B llevan H3 se + los O2 y se dividen entre 2

RadicalesSon grupos de átomos, que no tienen cargas pero exhiben un conjunto de propiedades características. Ej.:

OH (Hidrófilo), CO (Carbonilo).

Ej.: Formar sales con los distintos prefijos y sufijos.

Cloruro de Plata ________________________ Nitrato de Plata_________________________

Sulfato de Zinc ________________________ Bromuro de Sodio_______________________

Hipoclorito de Calcio ____________________ Fosfato de Calcio________________________

Peryodato de Magnesio___________________ Borito de Aluminio______________________

Ejercicios:

Escriba el nombre correcto de los siguientes compuestos:

1. Al2 O3______________________ 11. Br2 O3______________________

2. HCl________________________ 12. HNO3______________________

3. K2HPO4____________________ 13.CO2________________________

4 H2O________________________ 14. HIO4_______________________

5. P2O3_______________________ 15. KOH_______________________

6. Al3 (SO3)2___________________ 16. AgI_________________________

7. I2O________________________ 17. NH3________________________

8. K2S_______________________ 18. H2O2_______________________

9. Cu (OH)2___________________ 19. Ca (ClO4)2 __________________

10. Na2CO3___________________ 20. Fe2S3_______________________

Escriba la formula de los siguientes compuestos:

1. Oxido Fosforito____________________ 13. Oxido Telúrico_______________

2. Ácido Nitroso______________________ 14. Sulfuro de Zinc_______________

3. Cloruro de Sodio____________________ 15. Oxido de Plata________________

4. Ácido Hipo Bromoso_________________ 16. Acido Sulfhídrico_____________

5. Oxido Periódico_____________________ 17. Carbonato de Calcio___________

6. Sulfato de Calcio____________________ 18. Oxi0do de Zinc________________

7. Acido Bórico_______________________ 19. Acido Selénico________________

8. Oxido Brómico_____________________ 20. Sulfuro de Plomo______________

9. Nitrato de Potasio___________________ 21. Oxido Plómico________________

10. Oxido Cúprico_____________________ 22. Acido Bromhídrico____________

11. Oxido de magnesio_________________ 23. Oxido de Mercurio (II) _________

12. Hidróxido Niqueloso________________ 24. Acido Brómico________________

25. Hidróxido de Calcio____________

Completar.:

1. C + O2__________________ 13. K + O2______________________

2. H2 + S __________________ 14. H Cl + Na OH_________________

3. SO3 + H2O_______________ 15. H2S + Fe (OH)3 _______________

4. S6 + O2 _________________ 16. ZnO + H2O___________________

5. Na2O + H2O _____________ 17. H2CO3 + KOH _______________

6. Cl2O7 + H2O ____________ 18. B2O5 + O2___________________

7. Ca + O2 ________________ 19. N5 + O2_____________________

8. CO2 + H2O_____________ 20. H2SO4 + Ca (OH)2 ____________

9. Fe2O3 + 3H2O___________ 21. P2O3 + 3 H2O________________

10. Al + O2 _______________ 22. HClO3 + Zn (OH)2____________

11. N2O5 + H2O ___________ 23. H3BO3 + Mg (OH)2____________

12. H2 + Cl2 _______________ 24. HIO4 + Al (OH)3_______________

25. H3PO4 + AgOH________________

Estequiometría

Peso Molecular:Es la suma de los pesos atómicos, multiplicado por la cantidad de átomos de cada elemento en la

molécula. Se expresa en gramos.

Ej.: Determinar el peso molecular de las siguientes sustancias:

1. I2 O5 2. SO3 3.Fe2 O3

4. Al (OH)3 5. K OH 6. 2H3 PO3

7. H2 CO3 8. Ca3 (BO4)2 9.Zn (NO3)2

Ley de la Conservación de la MateriaEsta ley se considera enunciada por Lavoisier. ‘La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los

productos de la reacción’

Resulta o Produce

Evapora

Precipita

Calor

Ej.:

1. 2K Cl O3 2KCl +3 O2

2. HNO3 + Ag OH Ag NO3 + H2O

3. H2 SO4 + 2Al Al2 (SO4)3 + 3H2

4. Ba SO4 + 2K Br K2SO4 + Ba Br2

5. B2 O5 + 3H2O 2H3 BO4

Ley de las Proporciones Definidas ó Ley de Proust‘Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una

relación en peso invariable’

Ejercicio.:

1. El magnesio y el oxígeno se combinan en la proporción de 3:2 para formar MgO. Calcular los pesos de magnesio y oxígeno que deben combinarse para formar 460.5grs de dicho óxido.

2. El calcio y el oxígeno se combinan en la relación de 5:2, si tenemos 15grs de calcio y 12 de oxígeno. ¿Qué cantidad de óxido puede formarse, qué elemento sobra y cuánto?

3. Calcular la cantidad de sulfuro ferroso que se puede formar con 60grs de hierro y 20grs de azufre. ¿Qué elemento sobra y cuánto?

4. Si 3grs de magnesio necesitan 10gs de bromo, para 25grs de bromo. ¿Cuántos gramos de magnesio se necesitan y cuántos gramos de bromuro resultarán?

5. El carbono y el oxígeno se combinan en la proporción de 3:8. Si tenemos 20grs de carbono y 40grs de oxígeno ¿Qué cantidad de óxido resultará?

Composición Centesimal

Se llama composición centesimal o tanto por ciento a la cantidad de cada uno de los elementos que se encuentran en 100grs de la sustancia dada.

Ejercicios

1. Determine la composición centesimal del óxido férrico. Fe2 03 P. A.

2. Determinar la composición porcentual o centesimal del Na Cl (sal común). P. A.

3. Calcular el tanto por ciento de nitrógeno en el ácido nítrico. H NO3. P. A.

4. Calcular el tanto por ciento de K y C en el carbonato de potasio. K2 CO3. P. A.

5. Determinar la composición centesimal del butano. C4 H10. P. A. Formulas Empíricas y Moleculares

En química la fórmula empírica es una expresión o forma que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.

La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.

Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6 y su fórmula empírica CH3.

Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades moleculares y sólo es posible hablar de fórmula empírica: NaCl.

Para hallar la fórmula empírica de un compuesto, primero se obtienen los moles de cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por tanteo, se hallan los números enteros sencillos.

La fórmula empírica. Es la más sencilla de un compuesto y nos indica sólo el número relativo de moles de átomo de los diferentes elementos que constituyen dicho compuesto.

La fórmula molecular o verdadera. Es aquella que además de indicar las cantidades relativas de los átomos, indica la cantidad de cada uno de ellos presente en el compuesto.

Ejercicios

1. El sulfato de calcio (yeso) es un importante aditivo en la fabricación del cemento. Contiene 29.41 % de Ca; 23.53 % de S; 47.06 % de O. Determinar su fórmula empírica.

2. Una sal azufre tiene la siguiente composición centesimal: 53.85 % de Fe y 46.15 % de S. Determinar su fórmula empírica.

3. Cierto compuesto orgánico presenta la siguiente composición centesimal: 40 % de C; 6.67 % de H; y el resto de oxigeno. Determinar su fórmula molecular, siendo su peso molecular 180.

4. La urea es un compuesto que se utiliza como agente fertilizante de los suelos. Esta formada por C = 26.09 %; O = 34.78 %; N = 30.43 %; H = 8.70 %. Calcule su formula empírica.

5. Un compuesto de P. M. =78, tiene 92.26 % de C; y 7.74 % de H. Determine la formula molecular.

6. El análisis de una muestra desconocida dio por resultado: C = 85.7 %; H = 14.29 %. Siendo su P. M. =56. Determine su formula verdadera.

El Mol. Numero de Avogadro

El Mol

Se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.

El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado.

Mol de átomo

Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos de Carbono 12 hay en 12 gramos de éste. Equivale a 6,02214179 × 1023 unidades elementales por mol. Que es el número de avogadro.

Mol de Molécula

Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos. Así tenemos que:

1.- la molécula de H 2 SO4 pesa 98 gramos. 2.-la molécula de CO2 pesa 44 gramos. 3.-la molécula de O2 pesa 32 gramos.

La Masa Molar

(Símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos/ mol y esta es la diferencia con el mol de un átomo expresada en unidades elementales.

Unidad de masa atómica

Cuyo símbolo es u (antiguamente era uma), equivale a una duodécima (1/12) parte de la masa de un átomo de carbono-12.

Número de Avogadro

Es un valor constante que relaciona los gramos con el número de átomos o moléculas. Su valor es: No = 6.022 x 1023 átomos/moles.

Fórmulas:1. De moles a gramos = No de moles x P. A. o P. M.2. De gramos a moles = Peso-gramo / P. A. o P. M.3. De gramos a litros = grs. / P.M. = (moles) x 22.4 lits4. De litros a moles = No litrs / 22.4 lits.5. De moles a litros = moles x 22.4 lits.

Ojo.: También se puede usar una reglas de tres a cambios de las formulas.

Ejercicios.:

1. Calcular cuántos moles de Fe hay en 784 grs. P. M. Fe = 56.2. Cuántos grs. De H2 SO4 hay en 8 moles. P. M. 98

3. Expresar 20 gramos de N2 a litros. P. M. 28

4. Expresar 3.8 moles de H2 a litros.

5. Expresar 112 litros de O2 a moles.

6. Cuántas moléculas hay en una gota del HCl comercial (ácido muriático) que pesa 2.4 grs. P.M. =36.5

7. Cuántos grs. De magnesio hay en 3.011 x 1023

8. Cuántos moles de SO3 hay en 416 grs.

LAS REACCIONES QUÍMICAS

Reacciones Químicas. Tipos de Reacciones

    En el Universo todo está sometido a una evolución permanente. Desde los seres vivos hasta las montañas o las estrellas, todo obedece a una dinámica de cambio.   

La razón de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la delicada relación entre materia y energía, y en virtud de ello podemos clasificar todos los cambios que ocurren en la naturaleza en dos categorías:

Los cambios físicos, que no implican una alteración en la naturaleza atómico-molecular de la materia, como en el caso de la dilatación del mercurio en un termómetro.

Los cambios químicos que llevan implícita una transformación de la estructura atómico-molecular, como en el caso del fraguado del cemento o en la oxidación del hierro.   

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 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 en los reactivos y la formación de otros nuevos en los productos.   

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

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 reacción mediante:H-H+I-I — 2H-I   

Los enlaces que se rompen son los de hidrógeno-hidrógeno (H—H) y yodo-yodo (1—1), para originar 2 moléculas de yoduro de hidrógeno, cada una de las cuales con un enlace hidrógeno-yodo (H—I).      

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 coches y llegando hasta las más sofisticadas, que tienen lugar en los motores de propulsión de las naves espaciales.    Las reacciones químicas van acompañadas en unos casos de un desprendimiento 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 exoenergética y, por el contrario, si para que se efectúe la reacción, se requiere el aporte de energía, la reacción se llama endoenergética.   

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.  Teorías de las Colisiones de las Reacciones Químicas

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 con el 12, 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 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 menores 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 rápida.Reacciones lenta.

Lo cual nos lleva a definir otro concepto, el de velocidad de reacción como la cantidad de una sustancia que se transforma en una reacción química en la unidad de tiempo.

Puesto que en una reacción la 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:

¿Cómo se Mide la Velocidad de Una Reacción? 

La determinación de la velocidad de una reacción pasa por la medida de la variación de la cantidad o concentración de uno de los componentes con 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.

 Reacciones 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, que se encuentra en la naturaleza como piedra caliza, yeso o mármol, se puede descomponer mediante el calor, a una temperatura de 1 200 0C, en óxido cálcico (cal) y dióxido de carbono, mediante la ecuación:Ca CO3 Ca O + CO2

 Pero si la reacción se efectúa en un recipiente cerrado y se deja después enfriar, el óxido cálcico y el dióxido de

carbono formado se vuelven a combinar entre sí, regenerando el carbonato de calcio.

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. Se 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 más D.  Tipos de Reacciones Químicas

Modernamente, desde un criterio basado en la naturaleza de las reacciones éstas se clasifican en dos grandes grupos:

a) Reacciones ácido-base.b) Reacciones de oxidación-reducción.

Reacciones Ácido-Base 

La reacción de un ácido con una base se denomina reacción de neutralización, y es una reacción de transferencia de protones.

Por ejemplo:

2HC1 ± Ca (OH)2 Ca C12+ 2H2O y se afirma que la reacción de neutralización entre un ácido y una base es una reacción de formación de sal más agua.

Reacciones de Oxidación-Reducción

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.

Actualmente se considera que Oxidación es un proceso de pérdida de electrones y Reducción es el proceso inverso de ganancia de electrones. De forma que:

Cu —> Cu2~ ± 2 e es una oxidación

2 Ag~ + 2 e —> 2 Ag es una reducción

  Ambos procesos no existen de forma independiente, de forma que todo proceso de oxidación va unido necesariamente a otro de reducción. 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:

Cu + 2 Ag~ —> Cu2~ + 2 Ag

Puesto que los cationes deben ir acompañados de un anión, se podrá escribir dicha reacción de la siguiente forma:

Cu ± 2Ag C1 —> Cu Cl2 + 2Ag Reacciones 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:

A+B -> C donde el reactivo A se combina con el B para producir C. Reacciones de descomposición

Dentro de estas reacciones existen dos clases de descomposiciones:

 a) Descomposiciones simples

Este es un tipo de reacción química inverso al de síntesis, en donde una sustancia reaccionante se descompone en dos o más productos. Genéricamente estas reacciones se pueden representar mediante:A -> B ± C donde la sustancia A da origen a los productos B y C. b) Descomposiciones mediante un reactivo

En este caso, para que se efectúe la descomposición de una sustancia, se requiere el concurso de otro reactivo, y se pueden representar mediante:

AB + C —* AC + BC donde la sustancia AB es transformada mediante C en otras dos distintas, AC y BC. 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 compuesto, y se pueden representar por:

AB + C —> AC + B que indica que el compuesto de fórmula AB reacciona con C para formar el compuesto AC y dejar libre B.

  Mediante este tipo de reacción, los elementos más reactivos toman el puesto de los que son menos. 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 -* AC ± BD Electrolisis

Puesto que en una reacción de oxidación-reducción se produce un flujo de electrones, su canalización puede aprovecharse para generar electricidad, como ocurre en las pilas eléctricas, a través de dos electrodos externos.

En una pila eléctrica, al liberarse una corriente eléctrica, se produce una reacción exoeléctrica. Dado que muchos procesos químicos son reversibles, podríamos preguntarnos: ¿existe el proceso inverso? Nos referimos a la producción de una reacción química mediante el aporte de energía eléctrica. La respuesta es afirmativa y así, una electrólisis no es más que la producción de una reacción de oxidación-reducción mediante una corriente eléctrica exterior, por tanto, esta reacción es endoeléctrica.

Por ejemplo, la descomposición del Cu Cl2 en Cl2 + Cu requiere el aporte de energía eléctrica. Para ello, se introduce en la disolución acuosa de Cu C12 dos electrodos unidos a una pila o batería, y al hacer pasar la corriente eléctrica tiene lugar los siguientes procesos:

Los iones Cu2~ se mueven hacia el electrodo negativo (cátodo) y se verifica:                        Cu2- + 2 e- Cu (reducción)

Los iones Cl- se desplazan hacia el electrodo positivo (ánodo) y se verifica:                            2 Cl C12 + 2 c (oxidación)

De esta forma, en la parte sumergida del cátodo aparecerá un recubrimiento de una capa de color rojizo, debido al cobre metálico; y en el ánodo aparecerán unas burbujas de cloro gaseoso, que subirán a la superficie de la disolución.

En 1832 el inglés Michael Faraday (1791-1867) redujo el desarrollo de la electrólisis a expresiones cuantitativas, anunciando lo que hoy se llaman las dos leyes de la electrólisis, cuyos enunciados son:

La masa de un electrolito descompuesto durante la electrólisis es proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa la di-solución.

La masa liberada por una corriente dada es proporcional a su peso equivalente.

Estas dos leyes se pueden resumir en una única expresión. La cantidad de electricidad necesaria para liberar un equivalente de cualquier sustancia se ha determinado experimentalmente, y es igual a 96500 C/equivalente, que recibe el nombre de constante de Faraday.

Catalizadores

Un catalizador es una sustancia que aumenta la rapidez de una reacción química sin sufrir ningún cambio permanente.

La Catálisis

Es el proceso mediante el cual aumenta la velocidad de las reacciones químicas por medio de la presencia de un catalizador. Un catalizador interviene en una reacción pero sin llegar a formar parte de los resultados de esta.

Los catalizadores se pueden clasificar en: catalizadores heterogéneos o de contacto, y los catalizadores homogéneos.

Una reacción en la cual los reactivos y los catalizadores no están en la misma fase se conoce como reacción heterogénea. El catalizador correspondiente a esta reacción se conoce como catalizador heterogéneo. Este tipo de catalizador tiene una superficie donde las sustancias pueden reaccionar. El platino y otros metales finamente divididos, al igual que los óxidos metálicos, sin ejemplos comunes de este tipo de catalizador.Entre los catalizadores a base de óxidos metálicos se distinguen los óxidos estequiométricos y los óxidos que ganan o pierden oxígeno de su superficie.

La mayoría de los catalizadores heterogéneos funcionan adsorbiendo uno de los reactivos. La adsorción es la adherencia de una sustancia a la superficie de otra.Podría ser correcto pensar que el catalizador de contacto toma parte en la reacción.

Un ejemplo de catalizador heterogéneo es el platino dividido que cataliza la reacción del monóxido de carbono con oxigeno para formar dióxido de carbono. Esta reacción es utilizada en catalizadores acoplados a los automóviles para eliminar el monóxido de carbono de los gases de escape

Un catalizador homogéneo existe en la misma fase que los reactivos. Este tipo de catalizador si toma parte en la reacción, pero se obtiene sin cambiar en un paso final el mecanismo de la reacción. Este forma un compuesto o compuestos intermedios que reacciona más fácilmente que los reactivos sin catalizar, porque requieren menos energía de activación.Los catalizadores se utilizan con mucha frecuencia, tanto en la industria como en los laboratorios químicos.

Los catalizadores metálicos más usuales son capaces de producir reacciones reversibles de quimioadsorción, como en el caso del níquel, paladio, platino y plata. Las sales mas destacadas por su carácter catalizador son los sulfuros, que se emplean en procesos de eliminación de azufre, y los cloruros, que son catalizadores de los procesos de oxicloración.

Ejercicios.:Balancear por el método del tanteo e indique el cambio químico en las siguientes ecuaciones.

1. H3 PO3 + Ca (OH)2 Ca3 (PO3)2 + H20 _______________________

2. B2 O5 + H20 H3 BO4____________________________________

3. K NO3 K NO2 + O2______________________________

4. H2 SO4 + Al Al2 (SO4)3 + H2 _________________________

5. S + Fe Fe2 S3____________________________________

6. Ba O2 Ba O + O2 ______________________________

7. H2O + K K OH + H2 ___________________________

8. K2 CO3 + Ba Cl2 Ba CO3 + KCl___________________________

9. HCl + Al Al Cl3 + H2 ___________________________

10. Ca Cl + H2O H Cl + Ca (OH)2 _________________________

Reducción-oxidación

Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

Principio de electroneutralidad

Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.

2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na + Cl2

o más comúnmente:

2 Na Cl → 2 Na + Cl2

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.

Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

Oxidación

La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.

Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.

Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.

Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.

La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre otras, existen el KMnO4, el Cr2O7, el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:

Br− + O3 → BrO3−

El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl

Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:

2I− → I2 + 2 e− Cl2 + 2 e− → 2 Cl

Ejemplo

El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

Óxido ferroso: FeO. Óxido férrico: Fe2O3

Reducción

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

Cuando un ion o un átomo se reduce:

Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. Disminuye su estado o número de oxidación.

Ejemplo

El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

Fe3+ + e− → Fe2+

En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:

CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno). CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).

Número de oxidación

La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.

El número de oxidación:

Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Reglas para asignar el número de oxidación

El número de oxidación de un elemento sin combinar es cero.

El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros, donde su número de oxidación es –1.

El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1.

El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.

El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.

El número de oxidación de una molécula es cero.

Balance de ecuaciones

Todo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semireacciones para la oxidación y reducción.

Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden iones hidrógeno (H+), hidroxilo (OH−), o moléculas de agua, y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación.

Medio ácido

En medio ácido, los Hidronios y el agua son añadidos a las semirreacciones para balancear la ecuación final. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Oxidación:

Reducción:

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación:

Reducción:

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación:

Reducción:

Al final tendremos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

Medio Básico

En medio básico, se agregan Iones Hidróxido y agua para balancear las semirreacciones. Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Separamos las semirreacciones en

Oxidación:

Reducción:

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua.

Oxidación:

Reducción:

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación:

Reducción:

Obtenemos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones,

para obtener finalmente la ecuación balanceada.

Ejercicios.:

En las siguientes ecuaciones indique el elemento que se oxida, el que se reduce, el agente oxidante y el reductor. 1) Cl2 + H Br H Cl + Br2 2) H Cl + Mg Mg Cl2 + H2

3) 4 Fe O + O2 2 Fe2 O3 4) H NO3 + Zn NH4 NO3 + Zn(NO3)2 + H2O

5) H2 S + H NO3 N O + S + H2O 6) Pb S + H2 O2 Pb SO4 + H2 O

Balancear las siguientes ecuaciones por el método de óxido – reducción:

1) I + HNO3 HIO3 + NO + H2 0

2) Pb S + HNO3 Pb (NO3)2 + NO + S + H2O

3) Pb S + H2O2 Pb SO4 + H2O

4) HNO3 + H2 S NO + S + H2O

5) H2 SO4 + HNO3 Fe2 (SO4)3 + NO + H2O

6) H2 SO4 + Cu Cu2 S + Cu SO4 + H2O

Teoría Cinética de los Gases

La termodinámica se ocupa solo de variables microscópicas, como la presión, la temperatura y el volumen. Sus leyes básicas, expresadas en términos de dichas cantidades, no se ocupan para nada de que la materia esta formada por átomos. Sin embargo, la mecánica estadística, que estudia las mismas áreas de la ciencia que la termodinámica, presupone la existencia de los átomos. Sus leyes básicas son las leyes de la mecánica, las que se aplican en los átomos que forman el sistema.

No existe una computadora electrónica que pueda resolver el problema de aplicar las leyes de la mecánica individualmente a todos los átomos que se encuentran en una botella de oxigeno, por ejemplo. Aun si el problema pudiera resolverse, los resultados de estos cálculos serian demasiados voluminosos para ser útiles.

Afortunadamente, no son importantes las historias individuales detalladas de los átomos que hay en un gas, si sólo se trata de determinar el comportamiento microscópico del gas. Así, aplicamos las leyes de la mecánica estadísticamente con lo que nos damos cuenta de que podemos expresar todas las variables termodinámicas como promedios adecuados de las propiedades atómicas. Por ejemplo, la presión ejercida por un gas sobre las paredes de un recipiente es la rapidez media, por unidad de área, a la que los átomos de gas transmiten ímpetu a la pared, mientras chocan con ella. En realidad el número de átomos en un sistema microscópico, casi siempre es tan grande, que estos promedios definen perfectamente las cantidades.

Podemos aplicar las leyes de la mecánica estadísticamente a grupos de átomos en dos niveles diferentes. Al nivel llamado teoría cinética, en el que procederemos en una forma más física, usando para promediar técnicas matemáticas bastantes simples.En otro nivel, podemos aplicar las leyes de la mecánica usando técnicas que son más formales y abstractas que las de la teoría cinética. Este enfoque desarrollado por Josiah Willard Gibbs (1839-1903) y por Ludwig Boltzmann (1844-1906) entre otros, se llama mecánica estadística, un término que incluye a la teoría cinética como una de sus ramas. Usando estos métodos podemos derivar las leyes de la termodinámica, estableciendo a esta ciencia como una rama de la mecánica. El florecimiento pleno de la mecánica estadística (estadística cuántica), que comprende la aplicación estadística de las leyes de la mecánica cuántica, más que las de la mecánica clásica para sistemas de muchos átomos.

Gas Real

Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de los gases ideales.

Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.

Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

1.-Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas.

Dependiendo del gas, cada molécula esta formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.

2.- Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento.

Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.

3.- El número total de moléculas es grande.

La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas pueden cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.

4.- El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas.

Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el liquida pueden ser miles de veces menor que la del gas se condensa. De aquí que nuestra suposición sea posible.

5.- No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques.

En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.

6.- Los choques son elásticos y de duración despreciable.

En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.

Ecuación General de los Gases

En las leyes de los gases, la de Boyle, la de Charles y la Gay Lussac, la masa del gas es fija y una de las tres variables, la temperatura, presión o el volumen, también es constante. Utilizando una nueva ecuación, no solo podemos variar la masa, sino también la temperatura, la presión y el volumen.

La ecuación es:P.V = n.R.TDe esta ecuación se despejan las siguientes incógnitas.

VolumenEs la cantidad de espacio que tiene un recipiente. Medidos en Litros o en algunos de sus derivados.V =n.R.T/P (22.4)

PresiónFuerza que ejerce el contenido de un recipiente, al recipiente.P =n.R.T/V (760 mm Hg)

TemperaturaEs la medida de calor que presenta un elemento. Es medida en °KT =P.V/n.R oF = (9/5) oC + 32 oC = (5/9) oF -32 oK = oC + 273.3

Número de partículasCantidad de partes (moles) presentes.N =P.V/R.T

Características de Gas Ideal

Se considera que un gas ideal presenta las siguientes características:- El número de moléculas es despreciable comparado con el volumen total de un gas.- No hay fuerza de atracción entre las moléculas.- Las colisiones son perfectamente elásticas.- Evitando las temperaturas extremadamente bajas y las presiones muy elevadas, podemos considerar que los gases reales se comportan como gases ideales.

Propiedades de los gases

Los gases tienen 3 propiedades características: (1) son fáciles de comprimir, (2) se expanden hasta llenar el contenedor, y (3) ocupan más espacio que los sólidos o líquidos que los conforman.

CompresibilidadUna combustión interna de un motor provee un buen ejemplo de la facilidad con la cual los gases pueden ser

comprimidos. En un motor de cuatro pistones, el pistón es primero sacado del cilindro para crear un vacío parcial, es luego empujado dentro del cilindro, comprimiendo la mezcla de gasolina/aire a una fracción de su volumen original.

Expansibilidad

Cualquiera que haya caminado en una cocina a donde se hornea un pan, ha experimentado el hecho de que los gases se expanden hasta llenar su contenedor, mientras que el aroma del pan llena la cocina. Desgraciadamente la misma cosa sucede cuando alguien rompe un huevo podrido y el olor característico del sulfito de hidrógeno (H2S), rápidamente se esparce en la habitación, eso es porque los gases se expanden para llenar su contenedor. Por lo cual es sano asumir que el volumen de un gas es igual al volumen de su contenedor.

Volumen del Gas Vs. Volumen del Sólido

La diferencia entre el volumen de un gas y el volumen de un líquido o sólido que lo forma, puede ser ilustrado con el siguiente ejemplo. Un gramo de oxígeno líquido en su punto de ebullición (-183° C) tiene un volumen de 0.894 ml. La misma cantidad de O2 gas a 0°C la presión atmosférica tiene un volumen de 700 ml, el cual es casi 800 veces más grande. Resultados similares son obtenidos cuando el volumen de los sólidos y gases son comparados. Un gramo de CO2 sólido tiene un volumen de 0.641 ml. a 0° C y la presión atmosférica tiene un volumen de 556 mL, el cual es mas que 850 veces más grande. Como regla general, el volumen de un líquido o sólido incrementa por un factor de 800 veces cuando formas gas.

La consecuencia de este enorme cambio en volumen es frecuentemente usado para hacer trabajos. El motor a vapor, esta basado en el hecho de que el agua hierve para formar gas (vapor) que tiene un mayor volumen. El gas entonces escapa del contenedor en el cual fue generado y el gas que se escapa es usado para hacer trabajar. El mismo principio se pone a prueba cuando utilizan dinamita para romper rocas. En 1867, Alfredo Nóbel descubrió que el explosivo líquido tan peligroso conocido como nitroglicerina puede ser absorbido en barro o aserrín para producir un sólido que era mucho más estable y entonces con menos riesgos. Cuando la dinamita es detonada, la nitroglicerina se descompone para producir una mezcla de gases de CO2, H2O, N2, y O2

4 C3H5N3O9(l)®12 CO2(g)+10 H2O(g)+6 N2(g)+O2(g)

Porque 29 moles de gas son producidos por cada 4 moles de líquido que se descompone, y cada mol de gas ocupa un volumen promedio de 800 veces más grande que un mol líquido, esta reacción produce una onda que destruye todo alrededor.

El mismo fenómeno ocurre en una escala mucho menor cuando hacemos estallar una cotufa. Cuando el maíz es calentado en aceite, los líquidos dentro del grano se convierten en gas. La presión que se acumula dentro del grano es enorme, causando que explote.

Presión Vs. Fuerza

El volumen de un gas es una de sus propiedades características. Otra propiedad es la presión que el gas libera en sus alrededores. Muchos de nosotros obtuvimos nuestra primera experiencia con la presión, al momento de ir a una estación de servicio para llenar los cauchos de la bicicleta. Dependiendo de tipo de bicicleta que tuviéramos, agregábamos aire a las llantas hasta que el medidor de presión estuviese entre 30 y 70 psi

Procesos de los Gases

Isotérmica

Es aquella en que la temperatura permanece constante. Si en la ley de los gases perfectos:

p.V/T = Po.V0/T0 por permanecer la temperatura constante, se considera T = T0, y simplificando T, se obtiene:

p.V =Po. V0 de donde, expresándolo en forma de proporción, resulta: p/ p0 = V0/V

En una transformación isoterma de un gas perfecto, Ia presión es inversamente proporcional al volumen.

Si en Ia fórmula correspondiente a una transformación isoterma: P/po = V 0/Vse despeja la presión final, p: p = Po .V0/ V y se considera que el producto de la presión y volumen iniciales es constante, P0 V0 = constante, resulta la función: p = constante/V que, representada en un diagrama de Clapeyron, es una hipérbola equilátera

El trabajo efectuado por el gas al aumentar su volumen desde el valor V0 hasta V será igual al área del rectángulo V0 V A B; área que se calcula mediante el calculo integral y cuyo valor es:

VL =2,303 po.V0 log Vo fórmula que, considerando la ecuación de estado de los gases perfectos: p V= n.R T ® p0 V0 = n.R T0 puede también expresarse de la forma: V L =2,303 n R T0 log V0

Se dijo anteriormente que la energía interna de un gas dependía esencialmente de la temperatura; por lo tanto, si no cambia la temperatura del gas, tampoco cambiará su energía interna (ΔU = 0).

Por consiguiente, haciendo ΔU = 0 en el primer principio de la termodinámica, resulta:L = Q - Δ U ® L = Q - 0 ® L = 0

En una transformación isoterma, el calor suministrado al sistema se emplea íntegramente en producir trabajo mecánico.

IsobaraEs aquella en que la presión permanece constante. Si en la ley de los gases perfectos:

PV = p° V0

En una transformación isobara de un gas perfecto, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta.Si en un diagrama de Clapeyron se representa la función correspondiente a una transformación isobara

IsocóricaEs aquella en la que el volumen permanece constante. Si en la ley de los gases perfectos:

pV/T = p0V0/T0En una transformación isocórica de un gas perfecto, la presión es directamente proporcional a la temperatura

absoluta.

La consecuencia de que el volumen no pueda cambiar es que no cabe posibilidad de realizar trabajo de expansión ni de compresión del gas.

Ley de Boyle

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente. Esto quiere decir que si el volumen del contenedor aumenta, la presión en su interior disminuye y, viceversa, si el volumen del contenedor disminuye, la presión en su interior aumenta.

La ley de Boyle permite explicar la ventilación pulmonar, proceso por el que se intercambian gases entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares. El aire entra en los pulmones porque la presión interna de estos es inferior a la

atmosférica y por lo tanto existe un gradiente de presión. Inversamente, el aire es expulsado de los pulmones cuando estos ejercen sobre el aire contenido una presión superior a la atmosférica

De la Ley de Boyle se sabe que la presión es directamente proporcional a la temperatura con lo cual la energía cinética se relaciona directamente con la temperatura del gas mediante la siguiente expresión:Energía cinética promedio = 3kT/2.

Donde k es la constante de Boltzmann. La temperatura es una medida de energía del movimiento térmico y a temperatura cero la energía alcanza un mínimo (el punto de movimiento cero se alcanza a 0 K).

Ley de Charles

La ley de Charles establece que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta, asumiendo que la presión de mantiene constante. Esto quiere decir que en un recipiente flexible que se mantiene a presión constante, el aumento de temperatura conlleva un aumento del volumen.

Proceso isocoro (de Charles)

Ley de Dalton

La ley de Dalton establece que en una mezcla de gases cada gas ejerce su presión como si los restantes gases no estuvieran presentes. La presión específica de un determinado gas en una mezcla se llama presión parcial, p. La presión total de la mezcla se calcula simplemente sumando las presiones parciales de todos los gases que la componen. Por ejemplo, la presión atmosférica es:

Presión atmosférica (760 mm de Hg) = p O2 (160 mm Hg) + p N2 (593 mm Hg) + p CO2 (0.3 mm Hg) + pH2O (alrededor de 8 mm de Hg)

Ley de Gay Lussac

En 1802, Joseph Gay Lussac publicó los resultados de sus experimentos que, ahora conocemos como Ley de Gay Lussac. Esta ley establece, que, a volumen constante, la presión de una masa fija de un gas dado es directamente proporcional a la temperatura kelvin.

Proceso isóbaro (de Gay Lussac)

Hipótesis de Avogadro

La teoría de Dalton no explicaba por completo la ley de las proporciones múltiples y no distinguía entre átomos y moléculas. Así, no podía distinguir entre las posibles fórmulas del agua H2O y H2O2, ni podía explicar por qué la densidad del vapor de agua, suponiendo que su fórmula fuera HO, era menor que la del oxígeno, suponiendo que su fórmula fuera O. El físico italiano Amadeo Avogadro encontró la solución a esos problemas en 1811. Sugirió que a una temperatura y presión dadas, el número de partículas en volúmenes iguales de gases era el mismo, e introdujo también la distinción entre átomos y moléculas. Cuando el oxígeno se combinaba con hidrógeno, un átomo doble de oxígeno (molécula en nuestros términos) se dividía, y luego cada átomo de oxígeno se combinaba con dos átomos de hidrógeno, dando la fórmula molecular de H2O para el agua y O2 y H2 para las moléculas de oxígeno e hidrógeno, respectivamente.

Las ideas de Avogadro fueron ignoradas durante casi 50 años, tiempo en el que prevaleció una gran confusión en los cálculos de los químicos. En 1860 el químico italiano Stanislao Cannizzaro volvió a introducir la hipótesis de Avogadro. Por esta época, a los químicos les parecía más conveniente elegir la masa atómica del oxígeno, 16, como valor de referencia con el que relacionar las masas atómicas de los demás elementos, en lugar del valor 1 del hidrógeno, como había hecho John Dalton. La masa molecular del oxígeno, 32, se usaba internacionalmente y se llamaba masa molecular del oxígeno expresada en gramos, o simplemente 1 mol de oxígeno. Los cálculos químicos se normalizaron y empezaron a escribirse fórmulas fijas. Por la cual, las partículas contenidas en cada mol de cualquier elemento es igual a un número específico: 6,022x1023

Mapa mental

GAS IDEALOptimo - gas - reacciones químicas - perfecto - apto - característico - experimentación - vapor - propiedades -

función - reacciones - fórmulas - leyes - hipótesis - presión - fuerza - volumen - relaciones.

Conclusión

Los gases, aunque no se puedan ver, constituyen una gran parte de nuestro ambiente, y quehacer diario, ya que ellos son los responsables de transmitir: sonidos, olores, etc. Los gases poseen propiedades extraordinarias, como por ejemplo: que se puede comprimir a solamente una fracción de su volumen inicial, pueden llenar cualquier contenedor, o que el volumen de una gas comparado con el mismo componente, sólido o líquido tiene una diferencia de casi 800 veces la proporción. Esto hace posible de que una cantidad n de un gas puede entrar en un contenedor cualquiera y que este gas llenaría el contenedor

Análisis crítico

A simple vista no apreciamos los gases, pero sabemos que están allí, y podemos saber que propiedades tienen en ese lugar en específico, una variación en la temperatura al igual que un cambio en la presión alteraría los factores de un gas. Sabiendo esto, podemos manipular los gases a nuestro antojo.Análisis ApreciativoSin lugar a duda, los gases cuentan con dos factores influyentes, que son, la presión y temperatura, y partiendo de estos factores, sin temor a equivocarse, podemos obtener una información más detallada de lo que esta ocurriendo, ocurrió, u ocurrirá en los gases.

Ejercicios.:

1. Una cantidad de gas ocupa 76.8 cm3 a una presión de 772 mm Hg. ¿Cuál será su volumen a la presión de una atmósfera?

2. Calcular la presión a la cual una masa de gas que tiene un volumen de 100 cm 3 a una presión de 760 mm Hg. ocupará un volumen de 84 cm3?

3. En un proceso isobárico la temperatura de un gas varía de 20º c a 80º c. Si su volumen original es de 50 litros, ¿Cual será su volumen final?

4. Una masa de gas 13º c tiene un volumen de 237 cm3. El gas se calienta a presión hasta ocupar un volumen de 265 cm3 ¿Cuál es la temperatura final del gas?

5. Una masa de gas a 7º c ejerce una presión de 740 mm Hg. Calcular la presión a 29º c si el volumen permanece invariable.

6. Se ensaya un tanque que resiste una presión de 8 atm. Se llena de aire a 0o c y 6atm. ¿ Ofrece seguridad para someterlo, una vez lleno, a una temperatura de 200º c?

7. Una cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 300 cm3 a 16º c y 730 mm Hg. ¿Calcular el volumen en las condiciones normales?

8. UN tanque de 200 litros contiene gas propano a 80 atm. Y 30º c, se aplasta el recipiente hasta que su volumen se reduce a 120 litros y su presión aumenta a 140 atm. ¿A qué temperatura se encontrará el gas luego de aplastar el recipiente?

9. En un proceso isócoro un tanque aumenta su presión de 50 atm. A 80 atm. Si su temperatura a final es de 40º F. ¿Cuál era su temperatura inicial?

10. Un gas ocupa 20 litros a 14º c 750 mm Hg. Calcular su volumen en condiciones normales.

11. Una masa de hidrógeno ocupa un volumen de 500 cm3 en condiciones normales. ¿Qué variación de volumen se produce si se la comprime isotérmicamente hasta 400 mm Hg. 12. En un proceso isobárico el volumen de un gas es de 12 litros a una temperatura de 20º c. ¿Cuál será el volumen si la temperatura aumenta a 40º c?

13. Calcular el volumen que ocuparán 20 grs. de hidrogeno que han sido medidos a 18º c y a 2 atm. P.M. = H2 = 2grs.

14. Calcular el peso de 8 litros de CO2 que han sido medidos en condiciones normales. P.M = 44 grs.

15. Calcular los gramos de calcio que se necesitan hacer reaccionar con ácido sulfúrico para obtener 35 litros de hidrogeno medido en C. N. Ca + H2 SO4 Ca SO4 + H2

16. ¿Qué volumen de hidrogeno, medido en C. N., se desprenderá al hacer reaccionar 12 grs. de aluminio con suficiente cantidad de ácido fosfórico? Al = 27 2Al + 2 H3 PO4 2 Al PO4 + 3H2

17. Calcular el volumen de 40 grs. Cl2. P. M. = 71

18. Calcular los litros de oxígeno que se obtendrán al descomponer 80 grs. de clorato de potasio (K Cl O 3). P. A. K = 39; Cl = 35.5; O = 16.

Recapitulación.: I

1- Para cada uno de los enunciados, escriba V o F si es verdadero o es falso.

1 ____ La Química tiene como uno de sus objetivos principales el estudio de la corteza terrestre.2 ____ Teoría e hipótesis son dos formas de explicar un comportamiento observado.3 ____ En la actualidad la química se halla estancada en su desarrollo, pues falta muy poco por descubrir o inventar4 ____ Los símbolos usados para representar los elementos siempre constan de la primera o dos primeras letras de su nombre.5 ____ La base actual para los pesos atómicos es cualquier átomo de carbono.6 ____ Todos los átomos de un elemento dado contienen siempre el mismo número de protones.7 ____ Las partículas alfa son átomos de helio.8 ____ En un átomo neutro, el número de electrones es igual al número de neutrones.9 ____ La mayor parte del átomo es espacio vacío.10____ El número de neutrones es igual al número de masa menos el número de protones.11____ Según el modelo de Bohr, un electrón emite energía al pasar de un nivel a otro más exterior. 12____ Todos los orbitales de un mismo nivel tienen igual energía.13____ El mayor número de electrones de valencia que puede existir en un átomo aislado es ocho.14____ Para un átomo dado, un electrón del nivel 4 tiene mayor energía que uno del nivel 2.15____ El número de capas es igual al número de período.

2- Complete los espacios en blanco:

1. Los isótopos de un mismo elemento se diferencian en el número de ______________2. Los electrones del nivel más exterior de un átomo se llaman ____________________3. La energía de los electrones en los átomos está_______________4. la masa de un átomo está concentrada en ___________________5. Según Sommerfield las órbitas de los electrones pueden ser además de circulares____________6. Dos átomos del mismo período de la tabla periódica tienen el mismo número de _____________, pero si pertenecen al mismo grupo, deben tener igual número de _______________.7. Descubrió la radiactividad____________________________8. Significa poder de combinación 9. los elementos se han agrupados siguiendo una secuencia de _______________________________10. Para Z = 6, la distribución electrónica es _____________________ 11. Para Z = 8 el período es ________ y su grupo es ____________12. Si Z = 31 y A = 69, el número de neutrones es ___________13. La valencia positiva y negativa de Z = 51 son __________ y _________

3. Escriba en cada paréntesis la letra del caso particular que mejor corresponda a cada generalidad.

1. ( ) Fisicoquímica a. Eficiencia de las turbinas2. ( ) Química nuclear b. Petróleo3. ( ) Química Analítica c. Composición del acero4. ( ) Química Orgánica d. Fabricación de la bomba atómica5. ( ) Bioquímica e. Procesos digestivos

6. ( ) Dato a. Los cuerpos caen debido a la fuerza de gravedad.7. ( ) Ley b. El azufre es amarillo8. ( ) Teoría c. Los sólidos se dilatan al ser calentados

9. ( ) Electrón a. Átomos con igual Z10. ( ) Z b. Rayos Inmateriales11. ( ) Gamma c. Especifica la posición en la tabla periódica.12. ( ) Isótopos d. Partícula con carga negativa.

13. ( ) Isóbaros e. Halógenos14. ( ) Símbolos f. Gases Inertes15. ( ) Valencia g. Elementos de transición16. ( ) Sub – Grupos h. Capacidad de Combinación17. ( ) Grupo VIII I. Representa un átomo18. ( ) Grupo VII j. Átomos con igual A

4. Subraye la repuesta correcta.

a. ¿Cuál de las siguientes sustancias no es un elemento?Fósforo Agua Yodo Plata

b. El símbolo para el elemento cromo es:C Cm Co Cr

c. ¿Cuál de las siguientes radiaciones no se produce por radiactividad?Rayos Alfa Rayos Ultravioletas Rayos Beta Rayos Gamma

d. ¿Cuál de las siguientes no es partícula fundamental del átomo?Neutrón Protón Electrón Núcleo

126e. El número de neutrones para un átomo de I es:

5353 73 179 126

f. La población electrónica máxima de un nivel está dad por:N2 – 1 4 F N 2 N2

g. ¿Cuál de los siguientes sub-niveles no existe?2d 4f 2p 35

h. Describió el átomo similar a un sistema solar:De Broglie Niel Bohr Rutherford Thompson

i. No tiene neutrones:Cl H Na K

j. Las valencias del hierro son:1 – 2 3 – 5 2 – 3 2 – 4

k. Es el número cuántico principalN M L S

l. Para Z = 15 la distribución electrónica es;2 – 8 – 5 2 – 6 – 4 – 3 2 – 5 – 4 – 4 2 – 5 – 8

m. Es un no metal:K Mg P Pt

n. Propuso una dosificación completa de los elementos:Proust Dalton G. Mendel Mendelyeff

Recapitulación II

1. Escriba una V en el paréntesis de la izquierda si el enunciado es verdadero, o una F si es falso.

a. ( ) El elemento potasio tiene un potencial de ionización elevadob. ( ) Los elementos que forman iones positivos están localizados al lado izquierdo de la tabla periódicac. ( ) El potencial de ionización disminuye de arriba hacia abajo en la tabla periódica.d. ( ) Los halógenos tienen una gran afinidad por los electronese. ( ) Un ión negativo es un átomo que ha ganado uno o más electrones.f. ( ) Los elementos mas electronegativos están al lado derecho inferior de la tabla periódica.g. ( ) Un enlace iónico se verifica por compartimiento de electrones.h. ( ) Compuestos formados por elementos situados en los extremos de la tabla periódica probablemente son iónicos.i. ( ) El enlace formado por átomos de electronegatividad similar es seguramente covalente.j. ( ) El número de oxidación de algunos metales puede ser negativok. ( ) Lewis representa la cantidad de electrones con puntitos.l. ( ) Los iones sólo pueden ser negativos.m. ( ) Los ácidos conducen la corriente eléctrica.

2. Encierre en un círculo la repuesta correcta.

a. Tiene el mayor potencial de ionización.P N B F

b. Tiene el menor tamañoCa Ra Mg Sr

c. Tiene la mayor electronegatividad.Cl F Br I

d. Es un compuesto iónico:CaO CH4 Br Cl NH3

e. Es un compuesto covalente:Na Cl Ca F2 H Br NH3

f. Contiene un enlace triple:NH3 O2 HCN H Cl

g. El número de electrones de valencia en la fórmula electrónica de H2O es:8 10 6 2

h. El número total de electrones compartidos en la molécula de CO2 es:4 8 12 6

i. Es una formula desarrollada:SO3 H Cl C = 0 K2O

j. El número de oxidación del Cr en el K2 C2 O7 es:+2 +6 0 +3

k. El número de oxidación del Cl en el H Cl O4 es:7 5 1 3

l. El número de oxidación del O2 en el H20 es:0 -2 -1 1

m. El número de oxidación del S en el K2 S O2 es: 6 2 -2 4

3. Complete los espacios en blanco:

a. Un enlace químico se puede realizar por _____________________ ó ___________________ de electrones.b. Un enlace electrovalente es lo mismo que un enlace __________________c. ____________________ es el poder de atracción de un átomo por los electrones y es ________________ par a los elementos del lado derecho superior de la tabla periódica.d. La valencia del hidrógeno en el Ca H2 es __________ y la del calcio _________e. El número de oxidación de los metales alcalinos es de _______ en todos sus compuestos.f. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula es ____g. Son átomos cargados eléctricamente ____________h. Sustancias que en solución conducen la corriente eléctrica ____________________

i. Enlace químico donde se comparten electrones____________________j. Escriba las fórmulas estructurales de los siguientes compuestos:

SO3 Ca (OH)2 HNO3

Al C3 H CO3 K2 O

Recapitulación III

1. Escriba una V dentro del paréntesis de la izquierda si el enunciado es verdadero, o una F si es falso,

a. ( ) Los óxidos ácidos son combinaciones de metales con oxígeno.b. ( ) Los ácidos provienen de la combinación entre las bases y el agua.c. ( ) Las bases dan color azul a la tintura del tornasold. ( ) Al sustituir uno o más hidrógenos de un ácido por un metal resulta una sal.e. ( ) Los radicales tienen carga eléctrica.f. ( ) SO=

3 es el ión sulfito.g. ( ) Ácido es una función química.h. ( ) Oxido de cobre I está expresado con el método stock.i. ( ) Las sales se caracterizan por ir acompañados del grupo (OH).j. ( ) H2 S es una sal.

2. Encierra en un círculo la respuesta correcta.

a. No es un óxido:Na2 O SO2 HIO CuO

b. Es un óxido básico:CaO SO3 CO2 I2O

c. Es un óxido ácido:ZnO HIO3 H ClO2 P2 O3

d. Es un ácido Hidrácido:HNO3 H CL H3 PO4 H2 CO3

e. Es el ácido nítrico:NH3 HNO3 NO SO3

f. Es el óxido perclórico:Cl2 O7 Cl2 O Cl2 O5 Cl2 O3

g. No es un ácido:H I H2S HCLO4 KHSO4

h. No es un ácido:H Br O Na OH H3PO3 H2CO3

i. Es el ácido fosfórico:P2O5 P2O3 H3PO4 H3PO3

j. No es una base:Fe SO3 KOH Al (OH)3 Mg(OH)2

k. Es hidróxido de cobre II o cúprico:Cu2 O Cu OH Cu O Cu (OH)2

l. No es una sal: Fe2 S3 Al2O3 Ag NO3Na HS

m. Es el ión nitrato: NO-

3 NO-2 N2O5 NO

n. Es una sal ácida:

K Cl Na Cl Al PO4 Ag H2PO3

o. Es la unión de un ácido y una base:Sal Oxido Ácido Base

p. Es la unión de un óxido básico + agua:Hidróxido Oxido Ácido Sal

q. Es una formula:I SO-

3 Ca SO3

r. Es un ácido hidrácido:H2CO3 H Cl O H CL HIO4

s. La valencia o número de oxidación del anión nitrato es:3 4 2 1

3. Complete los espacios en blanco:

1. Óxidos son combinaciones de los elementos con el _______________. Si el elemento es metal, se denominan óxidos________________, pero si es no-metal, se llaman óxidos__________________

2. Los ácidos cuyo nombre termina en hídrico, producen sales de nombre terminado en ___________, los que terminan en ico __________ y los que terminan en oso___________.

3. La fórmula general de la mayoría de los oxácidos comunes es _________________.4. Es la representación gráfica de la molécula_______________.5. Son átomos o grupos de átomos de constitución análoga____________________.6. Es el anión carbonato__________________7. Es el óxido de bario___________________8. Es al anión sulfuro____________________9. Es el cloruro ferroso___________________

4. Complete las siguientes reacciones: a. Cl2 + H2 b. Al2 O3 + 3H2O c. Mg + O2 d. I2O5 + H2O e. Ca O + H2O

f. Si + O2

g. HCl + ZnO

5. En los paréntesis de la derecha escriba para cada enunciado-problema la letra que corresponde a la respuesta:

a. Zn O ( ) Ionb. HI ( ) Oxido ácidoc. CO=

3 ( ) Oxido básicod. NaH CO3 ( ) Radicale. Na Cl ( ) Hidróxido o basef. H CO3 ( ) Oxácidog. CO2 ( ) Sal neutrah. Na OH ( ) Sal ácidai. OH ( ) Hidrácido

6. Coloque el nombre a los siguientes compuestos:

a. HClO___________________________ b. Sb2 O3__________________________

c. HI ____________________________ d. H2 S ___________________________

e. Si O2___________________________ f. Na2 O___________________________

g. CO ____________________________ h. Cu2 O___________________________

i. Te O3___________________________ j. Cr2 O3__________________________

k. H3 BO3__________________________ l. Ba (OH)2 _______________________

m. H ClO2 _________________________ n. Fe (OH)2________________________

ñ. IIH SO4________________________ o. Na NO2__________________________

p. K ClO3__________________________ r. Cu Cl__________________________

s. Ca CO3__________________________

7. Escriba la formula para los siguientes compuestos:

a. Oxido mercúrico_________________ b. Hidróxido de sodio_________________

c. Ácido nitroso___________________ d. Hipoclorito de sodio________________

e. Oxido mercurioso________________ f. Sulfuro de Zinc____________________

g. Hidróxido de sodio______________ h. Ácido periódico___________________

i. Oxido platinoso_________________ j. Fosfato de calcio___________________

k. Oxido hipo silenoso_____________ l. Cloruro férrico____________________

m. Oxido de Hierro III_____________ n. Carbonato de potasio_______________

ñ. Oxido nitroso___________________ o. Ácido bórico_____________________

p. Oxido de cobre II_______________ q. Agua Oxigenada__________________

r. Hidróxido de plata______________ s. Oxido de antimonio III_____________

CL O= (OH)- NO-3 CLO-

3 SO=4 PO

4

Na+

K+

Ca2+

Zn2+

Mg2+

Cu+

Al3+

Ag+

Cu2+

Fe3+

Pb4+

Cloruro Oxido Hidróxido Nitrato Clorato Sulfato FosfatoRecapitulación IV

1. Escriba V si el enunciado es verdadero y F si el enunciado es falso.

1. En las operaciones comunes de laboratorio la cantidad de materia permanece prácticamente constante._____2. Oxidación representa un aumento en el número de oxidación de un átomo que participa en una reacción.______3. Agente reductor es una sustancia que produce la reducción de otra._____4. El agente oxidante en una reacción es la misma sustancia oxidad._______5. El peso molecular del H2S (ácido sulfhídrico) es 34. ______6. En la siguiente reacción se cumple la ley de Lavoisier: CO2 + H2O H2 CO3.______7. En la ley de Lavoisier se pierde energía.______ 8. El mol es igual a peso formula._______9. La fórmula empírica indica el número real de moles de átomos en la molécula.______10. La fórmula molecular representa el peso molecular de un compuesto._______11. El mol de átomo se refiere a la molécula.________12. El número de Avogadro es constante._________13. En la combinación hay desplazamiento._______

2. Complete los espacios en blanco.

1. Los cambios que alteran la naturaleza íntima de una sustancia se llaman cambios_______________2. Los coeficientes de una ecuación balanceada indican la relación entre el número de _______________ o el número de

_______________ de las sustancias que participan en la reacción.3. El peso molecular de H3 PO3 (ácido fosforoso) es:_________________4. El peso molecular se expresa en _______________5. Dijo: El peso de las sustancias reaccionantes es igual al peso de las sustancias resultantes__________________6. Dijo: Cuando dos o mas elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en

peso invariable_______________________7. Fórmula que no indica el peso molecular real de un compuesto ____________________8. Es la unión de dos o más sustancias para formar otra mas compleja _____________________9. Sustancias que entran en una reacción y no sufren modificación en peso ni en su constitución química

_________________

3. Encierre en un círculo la letra correspondiente a la repuesta correcta para cada ejercicio: 1. Un mismo número de moles de dos elementos tienen:

a. El mismo número de átomob. El mismo pesoc. La misma densidad

2. Un mol de monóxido de carbono (CO) tiene un peso de:a. 12 g.b. 28 g.c. 16 g.d. 6.022 x 1024 g.

3. El número de avogadro de átomos de sodio pesa:a. 12 g.b. 13 x 6.022 x 1023gc. 23 g.d 23x 1.7 x 1024 g.

4. Un mole de Na2 SO4 (sulfato de sodio) contiene:a. Un mol de Nab. Dos moles de Sc. 4 g. de Od. 6.022 x 1023 átomo de S

5. Dos moles de Ca CO3 contiene:a. 2 átomos de Cb. 2 moles de Cac. 3 x 6.022 x 1023 átomos de Od. 6 moles de O2

6. Es una reacción de descomposición:a. 3 H2 + 2 H2 2 NH3

b. 2 H2O2 2 H2O + O2

c. 2 H NO3 + Ca Ca (NO3)2 + H2

d. Zn S + Fe SO4 Zn SO4 + Fe S7. En el ejercicio número 6, es una reacción de doble descomposición:

a.b.c.d.

8. En el ejercicio número 6, es una reacción de combinación o síntesis.a.b.c.d.

9. En el ejercicio número 6, es una reacción de desplazamiento:a.b.c.d.

10. En la reacción: Fe2 O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2 el agente oxidante es:a. Fe2 O3

b. COc. Fed. CO2

11. En la reacción: HNO3 + H2S NO + S + H2O el agente reductor es:a. Sb. HNO3

c. NOd. H2S

12. En la reacción H2 SO4 + H Br SO2 + Br2 +H2O la sustancia oxidada es:a. H2 SO4

b. SO2

c. Br2

d. H Br13. En la reacción Ag + NO5 Ag + + NO

a. La plata gana un electrónb. El nitrógeno pierde 3 electronesc. La plata pierde un electrónd. El nitrógeno gana 5 electrones

14. El peso molecular del ácido nítrico (HNO3) es:a. 31 g.b. 63 g.c. 91 g.d. 72 g.

15. En la reacción K2O + H2O 2K OH, la masa de los cuerpos reaccionantes es: a. 73 g.b. 94 g.c. 18 g.d. 112 g.

16. En la reacción SO + H2O H2SO2 la masa de los productos es: a. 66 g.b. 84 g.c. 18 g.d. 64 g.

17. El tanto por ciento de azufre en H2SO4 (ácido sulfúrico) es:a. 25.52 %b. 65.31 %c. 32.65 %d. 40.80 %

18. Cuatro (4) moles de sodio pesan: P. A. Na 23gr.a. 92 g.b. 5.75 g.c. 82 g.d. 5 g.

19. Cuántos moles de CO2 hay en 132 gr: P. M. 44a. 2 molesb. 5 molesc. 3 molesd. 4 moles

20. Cinco (5) litros de cloro pesan P. M. 71 g.a. 17 g.b. 15.8 g.c. 1.57 g.d. 318 g.

21. Cuántos gramos de ácido nitroso (HNO2) hay en 8 moles P. M. 47a. 376 g.b. 5.8 gc. 56 g.d. 80 g.

4. En los paréntesis de la izquierda escriba para cada enunciado problema la letra correspondiente a la respuesta correcta:

1. Compuestos Número de oxidación del yodo( ) HIO3 a. 0( ) HIO b. + 1( ) I2 c. – 1( ) HIO4 d. +5( ) HI e. +7

F. +3

2. Compuestos Número de oxidación del nitrógeno( ) NO2 a. + 2( ) NO b. + 1( ) N2O3 c. + 7( ) N2O d. + 4( ) N2O5 e. + 3( ) NO3 f. + 6

g. + 5

5. Balancear las siguientes ecuaciones:

a. 2 H NO3 + 3 H2S 2 NO + 3S + 4 H2Ob. Al2 O3 + 3C + 3 Cl2 3 CO + 2 Al Cl3

c. HIO3 + 5 HI 3 I2 + 3 H2O d. 4 Fe S2 + 4 O2 2 Fe2 O3 + 8 SO2

e. 2 HCLO4 + Mg(OH)2 Mg (CLO4)2 + 2 H2O

6. Diga si en la siguiente reacción se cumple la ley de Lavoisier:2 H NO3 + Ca (OH)2 Ca (NO3)2 + 2 H2O

7. Determinar la cantidad de cloruro de zinc (Zn CL2) que se puede formar con 13 gr. De Zn y 20 gr. De Cl 2, que elemento sobra y cuánto.

8. El hierro y el oxígeno se combinan en la proporción de 7:2. Si tenemos 28 gr. de hierro, 10 de oxígeno. ¿Qué cantidad de óxido se formará, qué elemento sobra y cuánto?

9. Calcular la composición centesimal del C2H2 (acetileno)

10. Un compuesto (alcohol etílico) tiene un 52.2 % de C; 34.8 % de O; 13 % de hidrógeno y su peso molecular es 92. ¿Cuál es su fórmula molecular?

11. En 40 gr. De azufre hay molecular: P. A. 32g.

12. Balancear por óxido – reducción la siguiente ecuación:H NO2 + KI + H Cl I2 + N2 + K Cl + H2O

Recapitulación V

1. Escriba V si el enunciado es verdadero y F si es falso.

a. En la escala de temperatura Kelvin existen valores negativos._________b. El tamaño de un grado Celsius es menor que el de uno Fahrenheit._____c. Si expresamos la temperatura de un objeto en grados Celsius y grados Fahrenheit, esta última lectura es

generalmente mayor.____d. El mililitro es la unidad más empleada para medir el volumen de los gases._____e. Una atm. es equivalente a 760 mmHg.______f. Por encima de la temperatura crítica es imposible licuar un gas.______g. Las moléculas de un gas se atraen fuertemente unas a otras.______h. En un gas las moléculas están bastante separadas entre si.______i. Si se duplica la temperatura absoluta de un gas, la energía cinética promedia de sus moléculas se hace la

mitad._____j. El volumen de un gas depende del recipiente que lo contenga.______k. Cuando la presión de un gas dado se triplica a temperatura constante su volumen se reduce a la tercera

parte._____l. El volumen ocupado por un gas dado, a presión constante, es inversamente proporcional a la temperatura

absoluta.____m. La ley de Boyle sólo es aplicable a temperatura constante.______n. El volumen molar a cualesquiera presión y temperatura, es 22.4 litros para todos los gases._____o. Las condiciones normales son 0o K y 1 atm._____p. A unas dadas temperatura y presión, iguales volúmenes de todos los gases contienen pesos

distintos._____q. A condiciones normales, muestras de diferentes gases, de 22.4 litros cada una, tienen pesos

distintos._____r. La teoría actual del estado gaseoso fue propuesta por Becquerel._____s. Las moléculas de los fases al chocar, pierden energía._____t. Los gases son difíciles de comprimir._____u. Los gases se dilatan fácilmente._____v. El litro es una unidad de presión.______w. En la República Dominicana la temperatura se expresa en grados Fahrenheit._____x. El proceso isobárico se refiere a temperatura constante.______y. Amadeo Avogadro interpretó la ley volumétrica de Gay Luzca._____

2. Complete los espacios en blanco:

a. Una sustancia que no conserva su forma y su volumen al cambiarla de recipiente es un _____________.b. Es la fuerza ejercida por unidad de área_______________.c. Es el calor que posee un cuerpo_____________________. d. Un litro es igual a ______________________________ mililitro.e. 0oC es igual a _______________________K.f. La ley de ________________________ se refiere a temperatura constante.g. Es la expresión matemática de la ley de Charles_______________________.h. Adiabático se refiere a la ley _______________________________.i. El volumen molar de un gas es de ___________________________.j. Los gases están formados por un número muy grande de _____________________.

3. Encierre en un círculo el número correspondiente a la respuesta correcta para cada opción.

a. La temperatura media de una ciudad es de 21oC. Esta temperatura en grados Fahrenheit sería:1. 53.22. 323. 69.84. 102.4

b. No es una propiedad fundamental en los gases:1. Volumen2. Longitud3. Temperatura4. Presión

c. No puede ser unidad para medida de presión:1. Atmósfera2. cmHg3. Dinas/ m2

4. g / cm

d. Dos suposiciones hechas en la teoría cinética son:1. Las moléculas de un gas son muy pequeñas y están muy separadas.2. Las moléculas de un gas son muy pequeñas y ejercen presión, debido a su atracción.3. Las moléculas de un gas están separadas, pero se atraen.4. Las moléculas de un gas están juntas, pero no se atraen.

e. La energía cinética de una molécula de un gas está dada por:1. ½ MV2

2. ½ (MV)2

3. ½ MV4. 2 MV

f. No es una propiedad de los gases:1. Se dilatan fácilmente2. Se comprimen fácilmente3. Se licuan fácilmente4. Se difunden fácilmente

g. Un gas que esta a 127oC y ocupa un volumen de 5 litros. Si la temperatura se eleva a 800oK, el volumen final será:1. 2.5 litros2. 5 litros3. 32.8 litros4. 10 litros

h. Un gas a 20oC y 380 mmHg ocupa un volumen de 2 litros. El volumen que ocupa a 0.5 atm. y a la misma temperatura es:

1. litro2. 1.3 ml.3. 0.5 litros4. 2 litros

i. A 1 atm. y 0oC 44.8 litros de un gas contienen:1. 1 mol de gas2. 0.5 moles de agua3. 2 moles de gas4. 6.02 x 1023 moles de gas.

j. El volumen molar del oxígeno a 2 atm. y 546oK es :1. 22.4 litros2. 44.8 litros3. 11.2 litros4. 1 litro

k. ¿Cuál es el volumen que ocuparía en C. N. 2.69 litros de CO2 recogidos a 13oC y 740 mmHg?1. 25 litros2. 3.6 litros3. 4 litros4. 2.5 litros

l. ¿Cuál es el peso de 1 litro de SO2 en C. N. P. M. 64 g?1. 4.8 g2. 5 g.3. 6.25 g.4. 2.877 g.

m. ¿Cuál es el volumen de 14 g. de etano (CH3 – CH3) en C. N.?1. 12.3 litros2. 10.5 litros3. 313.6 litros4. 0.62 litros

n. Determine el volumen ocupado por 4 g. de oxígeno en C. N. P. M. 321. 2.8 litros2. 716.8 litros3. 128 litros4. 8 litros

ñ. En República Dominicana en verano la temperatura oscila en promedio de 32oC. Expréselo en Fahrenheit.1. 89.62. 683. 904. 52

o. Un gas ocupa un volumen de 5 litros a una temperatura de 68oF. A que temperatura estará dicho gas si su volumen aumenta a 15 litros

1. 97.62. 351.63. 8794. 389

p. Cuántos gramos de zinc se necesitan para hacer reaccionar con ácido clorhídrico para obtener 44.8 litros de hidrógeno, según la ecuación Zn + 2 H Cl Zn Cl2 + H2

1. 2.9 g.2. 130 g.3. 65 g.4. 5.8 g

q. Si la presión es constante es un proceso:1. Isotérmico2. Isocro3. Isobárico4. Adiabático

r. Cuantos litros de SO3 pesan 40 g P. M. 80 g.1. 22.4 litros2. 11.2 litros3. 44.8 litros4. 20 litros