CURSO NIVELATORIO EN QUÍMICA

Por Adriana Patricia Medina Fernández

ASPECTOS ANALÍTICOS DE SUSTANCIAS

Abarca el análisis cualitativo de las sustancias (determinación de los componentes de una sustancia y de las características que permiten diferenciarla de otras) y el análisis cuantitativo de las sustancias (determinación de la cantidad en la que se encuentran los componentes que conforman una sustancia).

Propósitos Generales:

Establecer cuales son los componentes y las características que permiten diferenciar las sustancias.

Valorar situaciones en la que debe determinar la cantidad de cada uno de los compuestos.

Propósitos específicos:

Estudiar los componentes y características que permiten diferenciar las sustancias

Determinar la cantidad de sustancias en cada uno de los compuestos.

Temas a ver:

Materia

Propiedades de la materia

Teorías y modelos atómicos

Tabla periódica

Densidad: Es la relación entre la masa y el volumen de una cantidad de materia, es característica de cada sustancia.

PRÁCTICA:

1. Un trozo de plomo tiene 600 gramos de masa, y su volumen es de 80 . ¿Cuál es la densidad del

plomo en y en ?

Materia

Propiedade

s

Generales

o

extensivas

Específicas o

intensivas

Dependen de la cantidad:

m, V, Q

No depende de la

cantidad: T, D,

Dada la siguiente tabla, resuelve los ejercicios 2 a 5:

Material Densidad ( ) Material Densidad ( )

Aire seco 0,00116 Oro 19,3

Alcohol 0,79 Helio 0,000176

Aluminio 2,7 Hielo 0,92

Mantequilla 0,86 Azúcar 1,59

Vidrio 2,6 Agua 1,0

2. ¿Cuál es el volumen de 30 gramos de azúcar? 3. ¿Cuál es la masa de 60 ml de alcohol? 4. ¿Por qué el hielo flota sobre el agua?

Modelos atómicos

La teoría atómica se basa en la suposición acerca de la discontinuidad de la materia. La materia no es

compacta sino que está formada por un número muy grande de pequeñas partículas, en permanente

movimiento, los átomos.

La más antigua teoría atómica expuesta por Leucipo y Demócrito, en la segunda mitad del siglo V a.C

consideraba que todas las cosas estaban constituidas por pequeñas partículas indivisibles a las que llamaron

átomos.

En 1808 John Dalton formuló una teoría basada en hechos experimentales, sus postulados eran:

La materia está formada por átomos invisibles, indivisibles, en continuo movimiento, los cuales en las

reacciones químicas entran como individuos.

Átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí, principalmente en cuanto al peso. Átomos

de diferentes elementos tienen diferentes propiedades

Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en átomos de otros

elementos

Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan entre sí en una

proporción fija.

Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.

Modelo de J.J. Thomson: En 1898 se descubrió que el átomo era divisible, Thomson concebía el átomo así:

Una esfera maciza cargada positivamente.

La masa y la carga positiva distribuidas uniformemente en toda la esfera

Los electrones encajados en la esfera y en número suficiente para neutralizar la carga positiva, sin

embargo éstos pueden, en cierto modo, vibrar y oscilar.

Modelo de Ernest Rutherford: El fenómeno de la radioactividad puso de manifiesto que los átomos de

algunas sustancias emiten constantemente partículas materiales: núcleos de Helio y electrones, lo cual sería

de indiscutible utilidad para las investigaciones relativas a la estructura atómica. Thompson bombardeó una

placa de oro muy delgada con partículas alfa que provenían de una fuente radioactiva polonio y observó que

algunas partículas se desviaban hacia la fuente de polonio. Concluyó que el hecho de que la mayoría de las

partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío y la electricidad positiva y

la masa del átomo deben estar concentradas en un volumen muy pequeño o núcleo del átomo, que por

repulsión desvía a la partícula alfa.

Rutherford describió su modelo atómico así:

El átomo posee un núcleo sumamente pequeño y extremadamente denso; en él se concentra casi

toda la masa y la totalidad de la carga positiva del átomo.

Los electrones giran en rápido movimiento alrededor del núcleo en número suficiente para neutralizar

la carga positiva nuclear, en órbitas planetarias y complementando así el resto del volumen del átomo,

casi vacío.

La fuerza centrípeta ejercida por el núcleo sobre un electrón es contrarrestada por la fuerza centrífuga

generada por el electrón en su trayectoria alrededor del núcleo; esto los mantienen en su órbita

planetaria.

Modelo de Bohr: En 1913, Neils Bohr, formuló una hipótesis sobre la teoría atómica, tomando como base los

espectros discontinuos de los elementos y la cuantización de energía de Max Planck. Sus postulados fueron:

Los electrones giran alrededor del núcleo sólo en ciertas orbitas circulares y concéntricas con el

núcleo. A éstas órbitas o capas corresponden determinadas cantidades de energía, iguales o

múltiplos enteros de la misma.

El valor energético de los niveles aumenta a medida que se aleja del núcleo

Un electrón mientras se encuentra en un determinado nivel de energía no emite ni absorbe energía,

sólo cuando se desplaza de una órbita externa a otra más interna emite energía en forma de fotones y

cuando pasa de una órbita interna a otra más externa absorbe energía de la misma forma.

Para Bohr, el interior del átomo está compuesto por un núcleo, donde se localiza la mayor parte de la

masa del átomo, y la periferia, donde se encuentran los electrones. Los electrones giran alrededor del

núcleo en orbitas circulares de trayectoria definida, llamada niveles. Cada nivel presenta un cierto

valor energético. La energía que le corresponde a cada nivel dentro del átomo, tiene valores discretos,

es decir, son múltiplos enteros de un valor fundamental.

Modelo cuántico del átomo: Al ser detectadas algunas inconsistencias en el modelo de Bohr, tales como

cierta arbitrariedad en la regla de cuantización, diferencias entre las longitudes de onda calculadas y las

observadas, cómo se producían las ondas electromagnéticas, entre otros. Se hizo palpable la necesidad de

introducirle importantes y satisfactorias modificaciones, originando un nuevo modelo, llamado de la mecánica

ondulatoria. El modelo actual del átomo fu propuesto por Erwin Schrödinger, pero resume las contribuciones

de Bohr, De Broglie y Heisenberg.

Todo átomo está constituido por dos partes, el núcleo y la envoltura:

El núcleo atómico ocupa una parte insignificante del volumen atómico, es central, muy denso, tiene

carga eléctrica positiva protones y neutrones (partículas sin carga eléctrica), merced a fuerzas

intranucleares que mantienen unidos los protones, a pesar de su carga positiva que los haría

repelerse. El número de protones en el núcleo es igual a la suma de sus cargas positivas (número

atómico Z).

El núcleo atómico es responsable de la carga positiva, de la masa atómica, de los isótopos, de la

radioactividad y de la energía nuclear.

La envoltura tiene carga eléctrica negativa (igual al número de cargas positivas del núcleo) y está

integrada por el espacio alrededor del núcleo donde giran a gran velocidad los electrones, según su

contenido energético. La posición probable del electrón puede calcularse por la ecuación de

Schrödinger.

Números cuánticos: Un electrón dado en un átomo, se identifica o se describe completamente por un

conjunto de cuatro números cuánticos que son soluciones de la ecuación de Schrödinger:

Número cuántico principal: Simbolizado por n, indica el nivel o período, representa el tamaño de la

nube electrónica y la energía del electrón en el átomo. Toma valores del 1 hasta el infinito.

Número cuántico secundario o azimutal: Simbolizado por l, indica el subnivel, representa la forma

de la nube electrónica u órbita. Puede tomar valores desde 0 hasta ( ), también se designan por

letras minúsculas: s, p, d, f, g,…

Número cuántico magnético: Simbolizado por m, representa la orientación de la nube electrónica

bajo la acción de un campo magnético. Puede tomar valores desde – l hasta l. Ejemplo: l = 3 m = - 3,

- 2, - 1, 0, 1, 2, 3 (7 en total).

Número cuántico de Spin: Simbolizado por ms, representa la dirección de giro del electrón sobre su

propio eje. Puede tomar únicamente dos valores + , - , según que gire en el sentido de las manecillas

del reloj o en sentido contrario.

Principio de exclusión de Pauli: En 1925 postuló “Dos electrones en un átomo no pueden tener iguales sus

cuatro números cuánticos, al menos deben diferir en el spin”

Regla de Hund: Sólo cuando todos los orbitales de un mismo subnivel tengan cada uno un electrón, podrá

llenarse un orbital.

Configuración electrónica

La forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo es su configuración

electrónica, se hace teniendo en cuenta el orden creciente de energía de los subniveles, el principio de

exclusión de Pauli y la regla de Hund.

Notación espectral: Es la descripción de la distribución electrónica de un átomo en sus subniveles, en orden

creciente de energía. El coeficiente indica el nivel, la letra indica el subnivel, el exponente indica el número de

electrones en ese subnivel. El mayor coeficiente nos dice el nivel exterior del átomo y el período a que

pertenece; los electrones del nivel exterior o electrones de valencia dicen el grupo donde está ubicado el

átomo.

Número de masa A: Es un número entero igual a la suma de protones y del número de neutrones. Su valor

es aproximadamente igual a la masa atómica relativa. El número de neutrones se representa por N. La

relación entre A, Z y N es: A = N + Z Se representa: donde A = 12, Z = 6, N = A – Z = 6

1

2

3

4

5

6

7

1

2 2

3 3 3

4 4 4 4

5 5 5 5 5

6 6 6 6 6 6

7 7 7 7 7 7 7

2

8

18

32

50

72

98

Isótopos: Tienen el mismo número atómico Z, pero diferente número masa debido a diferente número de

neutrones.

Isóbaros: Son átomos de distintos elementos que tienen igual masa atómica. La isobaría se presenta entre

isótopos de elementos diferentes

Tabla periódica: Henry Moseley enunció la ley periódica así: “las propiedades de los elementos son una

función periódica de sus números atómicos”. La interpretación de esta ley muestra cómo al colocar los

elementos en orden ascendente del número atómico se forman ciertas columnas verticales (grupos o familias)

integradas por elementos con propiedades químicas semejantes y propiedades físicas que varían

periódicamente. Una propiedad periódica es aquella que se repite a intervalos regulares llamados períodos y

que se puede predecir teniendo en cuenta la posición del elemento en la tabla. Son principalmente, la

densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, el tamaño atómico, la valencia, el carácter electroquímico,

la conductividad eléctrica y calórica, el carácter ácido-base de sus óxidos e hidróxidos, el potencial de

ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad.

Descripción de la tabla: Los elementos en la tabla periódica están señalados por su símbolo, su número y

peso atómico, además están situados en un determinado período y pertenecen a cierto grupo.

Período: Son las columnas horizontales, los elementos de un mismo período tienen el mismo número

de niveles de energía y de izquierda a derecha aumentan progresivamente la carga nuclear. Cada

período completo (menos el primero) comienza con un metal de gran actividad química y termina con

un gas noble.

Grupos o familias: Son columnas verticales designados con números romanos y letras mayúsculas A

o B (en la nueva tabla periódica se designan de 1 a 18). Todos los elementos de un mismo grupo

tienen los mismos electrones de valencia y por eso tienen propiedades químicas similares.

PRÁCTICA:

1. La configuración electrónicas del elemento magnesio Mg cuyo número atómico es 12 (Z = 12) es: 2. El nivel y grupo del elemento magnesio es:

3. Todos los elementos químicos del grupo VII A tienen una configuración electrónica terminal de:

4. Explicar por qué un átomo de cloro (Z= 17) es mayor que un átomo de flúor (Z = 9).

5. El elemento níquel (Z = 28) en la nueva tabla periódica pertenece al grupo

6. Ordenar de mayor a menor electronegatividad los siguientes elementos pertenecientes al grupo VII A

(17): I, F, At, Br, Cl.

7. Para el elemento realizar la notación espectral, ubicar nivel y grupo a que pertenece, cantidad de

neutrones, electrones y electrones de valencia

8. ¿Cuáles de las siguientes representaciones corresponde a dos isótopos?

; ;

9. ¿Qué se puede afirmar de la electronegatividad del grupo IA con respecto al grupo VIIA?

10. La siguiente figura representa un esquema de la tabla periódica e incluye algunas características de

varios elementos.

De acuerdo con la información de la figura 1, contesta las preguntas de la 11 a la 14:

11. El elemento con el mayor número de electrones por átomo del grupo IA es:

12. A medida que aumenta el número atómico en el período 2 el radio atómico de los elementos ________

13. Se puede afirmar que a medida que aumenta el radio atómico, el número atómico __________

14. De acuerdo con la información de la figura, cómo será la gráfica que representa la variación del radio

atómico con el aumento de los período sería:

ASPECTOS FÍSICO QUÍMICOS DE SUSTANCIAS

Abarca la composición, estructura y características de las sustancias desde la teoría atómico-molecular (iones, átomos y moléculas y cómo se relacionan con sus estructuras químicas) y desde la termodinámica

Propósitos Generales:

Estudiar la estructura interna de la materia y cómo se relaciona con sus estructuras químicas.

Comprender las condiciones termodinámicas en las que hay mayor probabilidad de que un material cambie física o fisicoquímicamente.

Propósitos específicos:

Estudiar los iones, átomos y moléculas y la forma en que se relacionan con sus estructuras químicas

Estudiar las transformaciones físicas y químicas de la materia.

Temas a ver:

Constitución molecular de las sustancias

Enlaces químicos

Tipos de reacciones químicas

Estequiometría

Propiedades de los compuestos químicos

Atracciones intermoleculares

Las atracciones entre moléculas se llaman intermoleculares o fuerzas de Van der Waals y las atracciones al

interior de las moléculas, que sujetan a los átomos que forman a la molécula se llaman intramoleculares o

enlaces químicos.

Electrones de valencia

Solo los electrones externos de un átomo pueden ser atraídos por otro átomo cercano. La energía necesaria

para separar los electrones externos depende mucho del estado de combinación del átomo.

Tipos de enlaces químicos o fuerzas intramoleculares

Enlace iónico: La atracción de iones con carga positiva e iones con carga negativa en los compuestos

iónicos se llama enlace iónico. Ocurre por el traspaso de electrones desde un átomo electropositivo a uno

electronegativo. Se presenta por una gran diferencia de electronegatividad, mayor de 1,7.

Enlace covalente no polar y polar: Si los átomos enlazados son iguales, compartirá por igual el par de

electrones. Los enlaces en los que se comparten por igual los pares de electrones se llaman enlaces no

polares; por ejemplo: , .

Si los átomos enlazados son diferentes, no compartirán por igual el par electrónico. Uno de ellos tendrá

mayor parte y otro menor. Los átomos de ambos elementos comparten uno o más pares de electrones, este

tipo de enlace se presenta entre átomos con electronegatividad muy parecida, especialmente entre los no

metales.

Electronegatividad: Es la capacidad de un átomo que está enlazado a otro u otros átomos de atraer electrones, se relaciona con la energía de ionización y con la afinidad electrónica

Valencia y estado de oxidación: Valencia es la capacidad de combinación de los átomos o tendencia de un átomo a completar aquellos orbitales donde existen orbitales no apareados. En compuestos iónicos, está dada por el número de electrones perdidos o ganados por un átomo. En compuestos covalentes, la valencia está representada por el número de electrones compartidos por cada átomo.

El número de oxidación es la valencia positiva o negativa que un elemento posee en un determinado compuesto. La suma algebraica de los números de oxidación por la cantidad del elemento presente en el compuesto es cero o en cationes y aniones, es el equivalente de la carga neta del compuesto,

PRÁCTICA:

1. Dada la siguiente tabla de datos, determina los tipos de enlace presentes en los compuestos y los números de oxidación de cada uno de sus elementos:

Elemento Z Electronegatividad Elemento Z Electronegatividad

Carbono 6 2,1 Oxígeno 8 3,5

Hidrógeno 1 2,2 Potasio 19 0,8

Sodio 11 0,9 Selenio 34 2,6

c.

2. Calcular los números de oxidación de cada uno de los elementos presentes:

b. . HCl

Funciones químicas y grupos funcionales

Nomenclatura:

3. Nomenclatura clásica, común o tradicional: Se utiliza sufijos y prefijos de acuerdo a la cantidad de

números de oxidación del metal o no metal unido al: oxígeno (en óxidos); (en hidróxidos); al hidrógeno, no metal y oxígeno (en ácidos oxácidos); no metal con metal (sal haloidea); no metal, metal y oxígeno (sal oxisal) así:

1 2 3 4 Nota: Si son cinco números de oxidación se

OSO OSO HIPO-OSO HIPO-OSO elimina el menor y se Nomencla normal.

ICO OSO OSO En la sal oxisal OSO cambia a ITO

ICO ICO ICO cambia a ATO

PER-ICO Las sales haloideas se colocan URO

4. Nomenclatura Stock-Werner: Compuestos binarios iónicos (hidruros, hidróxidos y óxidos) : Para nombrar estos compuestos se escribe el nombre del grupo funcional luego la preposición seguida del nombre del metal y al final entre paréntesis se indica con un número romano el número de oxidación del metal o elemento más electropositivo. Se conserva la terminación URO para sales haloideas y las terminaciones ITO y ATO para sales oxisales y el número romano se le coloca al del metal correspondiente.

5. Sistema Racional o sistemática: Se utiliza como base la proporción de elementos en el compuesto utilizando prefijos numéricos así: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta según el número de átomos unidos.

Radicales, aniones y cationes: Se forman cuando los compuestos se disocian; la parte positiva (que ha perdido electrones) se llama catión y la parte negativa (que ha ganado electrones se llama anión). En la nomenclatura se utiliza el nombre del compuesto que proviene.

Práctica:

1. Nomencla los siguientes compuestos:

Metales

Óxidos

básicos

Hidróxidos

No

metales

Óxidos

ácidos

Ácidos

oxácidos

Sales

oxisales

Ácidos

hidrácidos Hidróxidos

Sales haloideas

+ +

+ O +

a. b. c. HN d. S e. f.

g. h. i. MgO j. k. HI l.

m. MgO n.

2. Dar la estructura respectiva de los siguientes compuestos a. Silicato sódico b. Nitrito argéntico c. Óxido de hierro (III) d. Dióxido de indio

e. Monohidróxido de plata

f. Ácido clorhídrico g. Cloruro ferroso

h. Permanganato férrico

i. Carbonato niqueloso j. Sulfuro cálcico

3. Dar el nombre respectivo de los siguientes iones:

a. b. c. d. e. f. g.

4. Dar la estructura respectiva a. Ión Sulfato b. Ión nitrito c. Ión cuproso d. Ión carbonato e. Ión hidrocarbonato

Clases de reacciones químicas

Combinación o síntesis: Dos o más sustancias se unen para formar una más compleja.

Descomposición o análisis: Un compuesto se descompone en otros más sencillos

Doble descomposición: Dos compuestos reaccionan intercambiando átomos o grupos de átomos.

Desplazamiento o sustitución: Un elemento desplaza o sustituye a otro en un compuesto.

También se pueden clasificar como: reacciones con o sin transferencia de electrones, reacciones exotérmicas o endotérmicas, reversibles o irreversibles, iónicas o moleculares

Exotérmicas: Son aquellas que ocurren con liberación de calor hacia el entorno.

Endotérmicas: Son aquellas que ocurren con absorción de calor.

Balanceo de reacciones

El balanceo consiste en colocar para cada término el coeficiente adecuado, de manera que se satisfaga la ley de la conservación de la materia; o sea que para el segundo miembro debe aparecer, en calidad y cantidad los elementos presentes en el primer miembro.

Métodos de balanceo

Método de tanteo: Sirve cuando se trata de reacciones sencillas, consiste en asignar un número entero al compuesto que contenga el mayor número de elementos químicos o al de mayor tamaño y luego por inspección igualar las cantidades de cada elemento químico que entra y sale. Se recomienda realizarlo en el siguiente orden: Metal, no metal, hidrógeno y oxígeno. Al finalizar se simplifica la reacción si es posible.

Método de oxidación y reducción: Oxidar es cuando un átomo aumenta el número de oxidación o sea que pierde electrones (pertenece a la sustancia llamada agente reductor) y reducir es cuando un átomo disminuye el número de oxidación o sea que gana electrones (pertenece a la sustancia llamada agente oxidante), son fenómenos simultáneos. Los pasos para balancear por oxidación reducción son: Asignar a cada elemento su número de oxidación respectivo, determinar qué elementos químicos ganan o pierden electrones y en qué cantidades, en uno de los lados de la reacción se escribe debajo de los compuestos cuyos elementos sufren cambios en los números de oxidación el número de unidades en que cambia y se multiplica por el número de átomos de ese elemento presente en ese término, el número que indica la oxidación por molécula se coloca como coeficiente del término donde está el átomo que se redujo y viceversa. Se termina ajustando los demás términos por tanteo y al finalizar se simplifica la reacción si es posible.

Método matemático o algebraico: Se coloca una variable a cada compuesto y se escriben las ecuaciones matemáticas para cada elemento químico teniendo en cuenta la cantidad presente del mismo que entra y sale. Se resuelve el sistema de ecuaciones y se simplifica la reacción al final si es posible.

Método de ión electrón: Se coloca los números de oxidación de cada elemento, se determina el agente oxidante y el agente reductor utilizándolos en forma iónica o molecular según aparezcan en la reacción, escribir las reacciones parciales de oxidación y reducción, se balancea el oxígeno agregando en el otro miembro de la ecuación moléculas de agua, luego se balancea el hidrógeno adicionando en el miembro contrario tantos hidrogeniones como sea necesario, se balancea las cargas en cada ecuación parcial añadiendo en el miembro correspondiente el número de electrones que convenga para la neutralización, se iguala el número de electrones y se cancela multiplicando cada ecuación por un coeficiente adecuado, finalmente se suman miembro a miembro ambas ecuaciones y se reducen términos semejantes, los demás se agregan como adyacentes y se simplifica si es posible.

PRÁCTICA:

Balancear las siguientes reacciones químicas y clasificarlas:

1.

2.

3. + + → + +

4. → +

5. → +

6. + →

Leyes ponderales

Las leyes ponderales son las que se refieren al peso de la combinación de las sustancias que intervienen en una reacción química.

Ley de conservación de la materia: En las reacciones químicas la cantidad total de materia que interviene permanece constante.

Ley de las proporciones definidas o constantes: En las combinaciones de los cuerpos heterogéneos los pesos que de ellos intervienen son fijos, para cada cuerpo y no se modifican por el exceso de uno de ellos ni por la presencia de algún cuerpo extraño.

Ley de las relaciones sencillas o proporciones múltiples: Hay relaciones sencillas entre las diferentes cantidades de un elemento o radical compuesto que se combinan con una cantidad fija de otro elemento o radical para formar diferentes compuestos.

Ley de los números proporcionales o proporciones recíprocas: Si determinado peso de A reacciona o se combina con cierto peso de C, y determinado peso de B se combina también con determinado peso de C, en caso de que A y B reaccionen, lo harán en la misma proporción de peso que se combinarían con C.

Cálculos estequiométricos

Nos muestra las relaciones de las moles, moléculas o gramos de las sustancias que participan en una reacción química balanceada. Se puede establecer relaciones entre los compuestos utilizando los coeficientes como factores de relación entre los mismos.

Reactivo límite y en exceso:

Para determinar el reactivo límite se puede utilizar dos métodos: Pasar todos los datos de reactivos a moles, dividir por su respectivo coeficiente y el que de la menor división es el reactivo que se consume primero o reactivo límite y con sus moles se realiza los cálculos estequiométricos o de manera similar se puede realizar los cálculos con gramos. El reactivo en exceso es el reactivo que acompaña al límite o sea el que no se consume totalmente en la reacción.

Rendimiento de reacción: No todas las reacciones químicas se llevan a cabo al 100%, para determinar su rendimiento se divide el producido real sobre el teórico (si fuera al 100% la reacción) y se multiplica por 100.

Pureza de reactivos y productos: Con frecuencia los reactivos contienen impurezas que los acompañan, los cuáles aumentan el peso de la sustancia y no intervienen en la reacción. Para realizar los cálculos estequiométricos se debe calcular la cantidad de reactivo puro que se obtiene multiplicando la cantidad de sustancia impura por su porcentaje de impureza y dividiendo por 100.

PRÁCTICA:

1. En la siguiente ecuación química se dispone de 30 gramos de carbono y 64 gramos de oxígeno,

determinar cuántos gramos de se producen si la reacción tiene un rendimiento del 80%: →

2. Treinta (30) gramos de oxígeno se combinan con 48 gramos de magnesio ¿Cuántos gramos de MgS

se forman?

3. En el laboratorio se puede obtener cloro oxidando ácido clorhídrico mediante permanganato de potasio, según la siguiente reacción ¿Cuántos gramos de cloro se puede obtener cuando reacciona 500 gramos de permanganato de potasio al 60% de pureza?

→ + KCl + + O

4. ¿Cuántos gramos de NaCl se forman al reaccionar 4 gramos de hidróxido de sodio con 9 gramos de ácido clorhídrico si la reacción tiene un rendimiento del 75%?

5. Con el fin de obtener hidrógeno, se trataron 100 gramos de zinc con ácido clorhídrico suficiente y el

producido fue 2 gramos de hidrógeno ¿Cuál fue el rendimiento de la reacción?

ASPECTOS ANALÍTICOS DE MEZCLAS

Abarca las técnicas para el reconocimiento o separación de mezclas y mediciones en general y las consideraciones teóricas en que se fundamentan

Propósitos Generales:

Describir cualitativamente tanto los componentes de una mezcla, como las particularidades que permiten diferenciarlas de otras.

Determinar las proporciones de los elementos que la conforman y medir características distintivas

Propósitos específicos:

Conocer la clasificación de las mezclas, separación de las mismas.

Estudiar las mezclas homogéneas desde el punto de vista cualitativo y cuantitativo.

Temas a ver:

Tipos de mezclas

Métodos de separación de mezclas

Análisis de soluciones acuosas

Coloides

Teoría cinética y temperatura.

La Temperatura es una propiedad de la materia que está relacionada con la distribución de la energía calorífica entre la materia de un cuerpo. Normalmente la temperatura mide la energía cinética media de las partículas:

A mayor energía cinética media (mayor movimiento de las partículas) mayor choque entre ellas, mayor temperatura.

A menor energía cinética media (menor movimiento de las partículas) habrá menos choques entre ellas, menor temperatura.

Teoría cinética y presión. La presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene es debida a los choques que tienen lugar entre las partículas del gas y dichas paredes. La variación de la presión de un gas encerrado en un recipiente puede tener lugar por alguna de estas razones: 1. Por una variación de la temperatura manteniendo constante el volumen del recipiente que contiene el gas:

Un aumento de la temperatura aumenta la energía cinética media de las partículas, lo que provoca una mayor velocidad de las mismas y una mayor intensidad en los choques contra las paredes: Aumenta la presión del recipiente que contiene el gas.

Un enfriamiento disminuirá la energía cinética media y las partículas chocarán con menos intensidad contra las paredes: Disminuye la presión del recipiente que contiene el gas.

2. Por una variación del volumen que contiene el gas manteniendo constante la temperatura: Si disminuye el volumen, las partículas se concentran y chocan con más frecuencia contra las paredes

del recipiente que las contiene: aumenta la presión sobre las paredes del recipiente. Si aumenta el volumen, las partículas se separan, tienen más volumen donde moverse y habrá menos

partículas que choquen con las paredes del recipiente que contiene el gas: disminuye la presión del recipiente.

Los estados de agregación y la teoría cinética.

El estado de agregación de la materia nos indica la relación existente entre las partículas que integran la sustancia. Es decir, si las partículas se van a encontrar más cerca o más lejos en determinadas condiciones de presión o temperatura.

Por lo general, un aumento de la temperatura provoca un aumento de la energía cinética media (energía debida al movimiento) de las partículas que constituyen la materia. Este aumento de la energía cinética media se manifiesta:

En los gases por un aumento de la velocidad media con que se mueven las partículas En los sólidos y líquidos por un aumento de las vibraciones respecto a las posiciones más o menos fijas

que adoptan las partículas.

En el estado de agregación líquido el movimiento de las moléculas se halla restringido en comparación con el estado gaseoso.

En el estado de agregación sólido, las moléculas ocupan posiciones fijas y su movimiento se reduce a vibraciones.

Como se puede esperar un aumento de la energía cinética media por un aumento de la temperatura dificultará que las fuerzas de cohesión que existen entre las partículas puedan mantener la estructura que tenían.

Por el contrario una disminución de la temperatura disminuye la energía cinética media de las partículas que constituyen la materia, favoreciendo las fuerzas de cohesión y una mayor estructura.

La teoría cinética y los cambios de estado.

Los cambios de estado se pueden producir de dos formas:

Cambiando la temperatura a la que se encuentra una sustancia: Si calentamos damos energía y las partículas disminuyen sus fuerzas de cohesión, aumenta la energía de vibración y pierde fortaleza la estructura más o menos rígida que poseen. El conjunto de partículas que forman dicha sustancia se desordena: cambios de estado progresivos (fusión, vaporización, sublimación). Si enfriamos quitamos energía y las partículas se mantienen más cerca, aumentan sus fuerzas de cohesión y el sistema se ordena: Cambios de estado regresivos (condensación, solidificación, sublimación regresiva).

Cambiando la presión a la que se encuentra una sustancia: Si disminuimos la presión el sistema tiende a desordenarse ya que no se favorece el acercamiento de las partículas, disminuyen las fuerzas de cohesión y se favorece un cambio de estado progresivo (fusión, vaporización, sublimación). Si aumentamos la presión se favorece el acercamiento de las partículas lo que produce un aumento de las fuerzas de cohesión y una tendencia a los cambios de estado regresivos (condensación, solidificación, sublimación regresiva).

Estados de agregación de la materia.

El estado de agregación de la materia (sólido, líquido, gaseoso) puede variar en función de las condiciones externas (presión y temperatura). Para unas determinadas condiciones, una sustancia concreta sólo se encontrará en un estado de agregación; es decir, en determinadas condiciones una sustancia se encontrará en estado sólido, en estado líquido o en estado gaseoso pero sólo en uno de ellos.

Cada uno de los estados de agregación tiene unas características que lo diferencian de los otros:

ESTADO CARACTERÍSTICAS

Sólido - Tiene forma fija - Tiene volumen fijo, no se puede comprimir - No fluyen

Líquido - No tiene forma fija. Se adaptan a la forma del recipiente que lo contiene - Tiene volumen fijo. Son poco compresibles - Fluyen por sí mismos

Gaseoso - No tienen volumen fijo. Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. Son fácilmente compresibles - No tiene forma fija. Se adaptan a la forma del recipiente que los contiene - Difunde con facilidad. Tendencia a mezclarse con otros gases

Transformación de la materia

Sólido a líquido Líquido a sólido

Líquido a gas Gas a líquido Sólido a gas Gas a sólido

Fusión Solidificación Vaporización Condensación Sublimación progresiva

Sublimación regresiva

Sustancias puras y mezclas

Sustancia: Es una forma de materia que tiene composición definida y constante, presenta propiedades físicas

y químicas características. No se pueden separar mediante procesos físicos. Las sustancias se clasifican

como elemento y compuesto.

Elemento: Sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas

Compuesto: Unión de dos o más elementos químicos por medio de enlaces químicos

Sistema homogéneo: Es un material con propiedades similares en todas sus partes; consta de una sola fase.

Sistema heterogéneo: Es un material formado por partes con propiedades diferentes; consta de dos o más

fases.

Fase: Es una porción de materia uniforme en sus propiedades intrínsecas.

Mezcla: Es la unión de dos o más sustancias en forma heterogénea y en proporciones variables, sus

componentes pueden separarse por métodos mecánicos o físicos.

Combinación: Es la unión de dos o más sustancias en forma homogénea y en proporciones fijas, sus

componentes no pueden separarse por métodos mecánicos ni físicos, sino por procedimientos químicos o

físico-químicos.

Separación de mezclas

En la naturaleza los cuerpos no se hallan en estado puro, sino en mezclas con dos o más componentes, por lo

cual el empleo de un método de separación en particular, y con frecuencia dos o más, depende tanto del

estado físico en que se encuentren, como de las propiedades de los cuerpos mezclados.

MEZCLA MÉTODO DE SEPARACIÓN

PROPIEDAD EN QUE SE BASA

Sólido - Sólido Tamizado Las partículas tienen diferentes tamaños, se utiliza un tamiz

Levigación Los sólidos después de pulverizados se dirigen con un líquido que no modifique sus componentes y se separan por densidad

Sólido - líquido Decantación Se separan por diferencia de densidad.

Filtración Se utiliza medios porosos a través de los cuales pasa el líquido, pero es retenido el sólido

Centrifugación Se aprovecha la fuerza centrífuga para acelerar la sedimentación y decantación de un sólido suspendido en un líquido

Destilación simple

Consta de dos fases: Transformación de un líquido a vapor mediante calor y condensación subsiguiente del vapor por enfriamiento. Se utiliza la diferencia en la temperatura de ebullición para separar los componentes

Cristalización Se basa en la diferencia de los puntos de solidificación de los componentes de la mezcla. El sólido impuro se disuelve en un solvente adecuado hasta saturación en caliente, se deja enfriar hasta que se produzca la cristalización.

Evaporación Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes y dejarlo hervir hasta que se evapore uno de los componentes

Líquido- Líquido Sifonado Consiste en un tubo doblado con dos ramas desiguales, por la acción de la presión atmosférica el líquido pasa.

Embudo de decantación

Se separa los líquidos por diferencia de densidad.

Cromatografía Separación por distribución en dos fases, una estacionaria y una móvil, un líquido sobre un soporte sólido y la fase móvil puede ser un líquido o

un gas.

Destilación fraccionada

Separa líquidos mutuamente solubles por diferencias de temperatura de ebullición. Se puede llevar a cabo en varias etapas o una torre de destilación

Gas – Gas Licuefacción Se licúa la mezcla por bajas temperaturas y altas presiones, luego se produce una destilación fraccionada

Concepto de solución: Es una mezcla homogénea de moléculas, átomos o iónes de dos o más sustancias, es lo que resulta de la disolución.

Componentes de una solución: Una solución está formada por dos componentes, llamados soluto (sto) y solvente (ste).

Soluto: Sustancia que se disuelve en otra.

Solvente: Medio en que se disuelve el soluto, es el componente que está en mayor cantidad.

Factores que afectan la solubilidad: Naturaleza del soluto, naturaleza del disolvente, la temperatura y la presión.

Propiedades coligativas:

Presión de vapor: Cuando se disuelve un soluto en un solvente líquido, algunas de las partículas del soluto ocupan el espacio de la superficie del líquido de la solución y atraen las partículas del solvente. De esta manera, la posibilidad de que las partículas del solvente se evaporen, disminuye. Si el soluto no es volátil, la presión de la solución siempre es menor que la del solvente puro a la misma temperatura.

Punto de fusión y punto de ebullición: En general, las soluciones presentan punto de ebullición más altos (aumento ebulloscópico) y puntos de fusión más bajos (descenso crioscópico) que lo correspondiente al solvente puro.

Diluciones: En ocasiones es necesario disminuir la concentración de reactivos para lo que se usa la

siguientes fórmula: x = x

Tipos de

soluciones

Cualitativa Cuantitativa

Diluida

Concentrada

Saturada

Sobresaturada

% P/P =

x 100 % V/V =

x 100 % P/V =

x

100

m =

N =

ppm =

Coloides: Es una mezcla heterogénea y en proporciones variables, sus partículas no se ven a simple vista, sus partículas son agrupaciones de algunos miles de moléculas y no se depositan por reposo. Está formada por una sustancia que se encuentra en menor concentración, llamada fase dispersa o medio disperso y el medio donde se encuentra esta sustancia, llamado fase dispersante o medio dispersante. La fase dispersa es insoluble en la fase dispersante. Propiedades de los coloides:

Movimiento Browniano: Las partículas de los coloides presentan un movimiento rápido, caótico y continuo que se debe al choque de las partículas del medio disperso con las partículas de la fase o medio dispersante.

Efecto Tyndall: Cuando la luz atraviesa una dispersión coloidal, las partículas del coloide difractan la luz.

Carga eléctrica: Las partículas de las dispersiones coloidales también reciben el nombre de micelas, estas presentan carga eléctrica positiva o negativa y se trasladan al polo negativo (anaforesis) o positivo (cataforesis), respectivamente, de una corriente continua que atraviesa la dispersión coloidal haciendo que el sistema permanezca estable y no se sedimente.

PRÁCTICA:

1. Cuando 50 gramos de se disuelve en agua hasta completar 500 ml de solución, calcular

la concentración molar de la solución resultante.

2. El agua de mar es una solución acuosa con una concentración aproximada de 3,2% de masa en volumen de cloruro de sodio. Calcular la masa de cloruro de sodio que se puede obtener al evaporar un metro cúbico de agua de mar.

3. Considerando la tabla de solubilidad (g/l) para los solutos X y Y en un litro de solución, resolver

los siguientes interrogantes:

Soluto 20ºC 40ºC 60ºC Masa molecular

X 90 g 93 g 95 g 140 g/mol

Y 70 g 68 g 65 g 30 g/mol

a. ¿Qué clase de soluto será probable X y Y, gaseosos o sólidos?

b. ¿De qué maneras se podría variar la temperatura para aumentar la solubilidad de estos

solutos X y Y?

c. ¿Cuál es la concentración molar de cada una de las soluciones X y Y, a 20ºC?

4. Una persona que padece úlcera al duodeno tiene una concentración de 0,077 M de HCl en el jugo gástrico. Si se agrega diariamente 2 litros de jugo gástrico ¿Qué masa de ácido se produce en el estómago?

5. Si se tiene 10 gramos de cloruro de potasio disueltos en 90 gramos de agua , podemos decir

que él %P/P de esta solución es:

6. Una solución de permanganato de potasio al 2 ppm contiene: ____ mg sal y ____Kg solución

ASPECTOS FISICOQUÍMICOS DE MEZCLAS

Describe las interpretaciones sobre cómo es la constitución de las entidades químicas (átomos, iones o moléculas) que conforman el material y cómo interactúan de acuerdo con su constitución.

Propósitos generales:

Estudiar los componentes de las mezclas desde la teoría atómica y molecular desde las partículas que lo conforman.

Interpretar los materiales y su interacción energética con el medio.

Propósitos específicos:

Estudiar la constitución de las entidades químicas átomos, iones y moléculas que conforman el material y como interaccionan de acuerdo a su constitución.

Estudiar las condiciones en que el material puede conformar la mezcla como las relaciones de presión, volumen, temperatura y número de partículas.

Temas a ver:

Gases

Equilibrio químico

Acidez y basicidad

Teoría cinética química

Termoquímica

Los gases

Los gases son uno de los estados de agregación de la materia. En este estado las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades. Hay varias características de los gases que son familiares para todo el mundo. Los gases no tienen forma ni volumen propio, se expanden hasta llenar y adoptar las formas de los recipientes que los contienen. Los gases se difunden unos en otros y se mezclan en todas las proporciones.

En ciertas condiciones de presión y temperatura, es posible que la mayoría de las sustancias existan en alguno de los tres estados de la materia: Sólido, líquido o gaseoso. Por ejemplo, el agua puede estar en estado sólido como hielo, en estado líquido como agua o en estado gaseoso como vapor. Las propiedades físicas de una sustancia dependen a menudo de su estado.

El movimiento molecular de los gases resulta totalmente aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. Sujetos a cambios de temperatura y presión, los gases se comportan en forma más previsible que los sólidos y los líquidos. Las leyes que norman este comportamiento han desempeñado un importante papel en el desarrollo de la teoría atómica de la materia y la teoría cinética molecular de los gases.

Gases en la naturaleza

La atmósfera terrestre está compuesta por una mezcla de gases cuya composición porcentual en volumen es de aproximadamente 78% de N2, 21% de O2, y 1% de otros gases incluyendo CO2. El hidrógeno (H2), el nitrógeno (N2), el oxígeno (O2), el flúor (Fl2) y el cloro (Cl2) existen como moléculas diatómicas. Además un alótropo del oxígeno existe como O3 a temperatura y presión ambiente, los elementos del grupo 18 (8A) son gases monoatómicos: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). A los gases de este grupo se los denomina gases nobles.

En condiciones ambientales normales de 25ºC y 1atm no existen compuestos iónicos en forma de gases. Esto se debe a que los cationes y aniones en un sólido iónico se hallan unidos por fuerzas electrostáticas muy fuertes. Para vencer esas atracciones se necesita aplicar una gran cantidad de energía, que en la práctica implica calentar demasiado al sólido. En condiciones normales, lo único factible es fundir el sólido, por

ejemplo, el NaCl se funde a una temperatura alta: 801ºC. Para que hierva, se debería elevar la temperatura por encima de 1000ºC.

El comportamiento de los compuestos covalentes o moleculares es más variado; algunos, por ejemplo, CO,

, HCl, y (metano), son gases, pero la mayoría son líquidos o sólidos a la temperatura ambiente. Sin embargo, por calentamiento se convierten en gases con mayor facilidad que los compuestos iónicos. En otras palabras, los compuestos moleculares por lo regular hierven a temperaturas mucho más bajas que los compuestos iónicos.

Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Al estar en movimiento continuo, las moléculas de un gas golpean frecuentemente las paredes internas del recipiente que los contiene. Al hacerlo, inmediatamente rebotan sin pérdida de energía cinética, pero el cambio de dirección (aceleración) aplica una fuerza a las paredes del recipiente. Esta fuerza, dividida por la superficie total sobre la que actúa, es la presión del gas.

Presión = Fuerza / Área

La presión de un gas se observa mediante la medición de la presión externa que debe ser aplicada a fin de mantener un gas sin expansión ni contracción.

El barómetro: Un barómetro es un instrumento que se utiliza para medir la presión ejercida por la atmósfera. La presión atmosférica estándar (atm) se define como la presión que ejerce una columna de mercurio con una

altura de exactamente 760 mm a 0ºC al nivel de mar, cuando la densidad del mercurio es = 13,5951 y la

aceleración de la gravedad es exactamente g = 9,80665 . Esta definición establece una relación entre dos

unidades de presión muy útiles, la atmósfera estándar (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg). La unidad mmHg también es llamada torr en honor al científico italiano Evangelista Torricelli, quien inventó el barómetro.

El manómetro: Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de gases distintos a los de la atmósfera.

LEYES DE LOS GASES

La teoría cinética de la materia permite justificar el comportamiento de los gases. Por ejemplo la presión (P) de un gas depende de la cantidad de gas (n), del volumen del recipiente (V) y de la temperatura (T):

Ley de Boyle-Mariotte

“A temperatura constante, los volúmenes de una masa gaseosa son inversamente proporcionales a las presiones que soporta”

= = , P V = Constante

Esquema de la ley de Boyle para un gas:

Isoterma. Gráfico P vs V

Ley de Charles y Gay-Lussac

“A presión constante, los volúmenes de una masa de gas son directamente proporcionales a las respectivas temperaturas absolutas”

Gay-Lussac obtuvo experimentalmente:

= = constante

Ley de Avogadro

“Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas" La cantidad de material se describe en función del número de moles. Esta unidad de materia se corresponde

a un número de partículas dado por la constante de Avogadro N = .

Simbólicamente la Ley de Avogadro se describe como: V ∝ n De acuerdo con la Ley de Avogadro, el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es el mismo a una temperatura y presión fijas. Cuando T = 0°C y P = 1 atm, este volumen es de 22,4 l. Las condiciones antes mencionadas, T = 0°C y P = 1 atm, se denominan condiciones estándar, y se representa como PTE (presión y temperatura estándar) o condiciones normales (CN) El volumen de 1 mol de gas se representa como el volumen molar ( ). Por lo tanto, la Ley de Avogadro se representa por la siguiente igualdad:

Vm = 22,4 l a PTE Si denominamos n al número de moles de un cierto gas, entonces el volumen ocupado por esta cantidad será:

Al igual que con las otras leyes, la ley de Avogadro sólo se cumple para un gas poco denso.

Ecuaciones de estado o ley de los gases ideales

Las observaciones anteriores generalizan un comportamiento para los gases poco densos. Estos gases poco densos y que cumplen con las leyes de Boyle, Charles y Avogadro se denominan gases perfectos.

Combinando las conclusiones de las leyes que describen al gas perfecto:

V∝ 1/P o PV = Constante Ley de Boyle V ∝ T Ley de Charles

V ∝ n Ley de Avogadro Se puede concluir que PV ∝nT

Para poner esta expresión como una igualdad, es necesario definir una constante de proporcionalidad, que llamaremos constante molar del gas perfecto o, como se la conoce usualmente, constante de los gases,

simbolizada por R. El valor de R es independiente de la naturaleza del gas, y vale .

Con esta definición, llegamos a una ecuación que describe el comportamiento del gas perfecto:

PV = nRT

Gases reales: Todos los gases tienden al comportamiento ideal cuando la presión tiende a cero, por lo general la compresibilidad de los gases reales es menor que los ideales a bajas temperaturas y mayores que un ideal a altas temperaturas. Velocidad de reacción: Es la rapidez con los cuales los reactivos se transforman es productos. Determina el número de átomos, iones o moléculas de los reactantes o productos consumidos o formados, por unidad de tiempo. La teoría de colisiones determina que para que una reacción química se produzca, es necesario que las moléculas de los reactantes choquen unas con otras, mientras más partículas choquen más rápido ocurrirá la reacción. La energía de activación es la energía necesaria para romper los enlaces de las moléculas de los reactivos y facilitar la formación de nuevos enlaces en los productos, sin embargo, algunas moléculas no reaccionan debido a que no están orientadas en la dirección adecuada (factor de orientación). Las moléculas que tienen energía de activación y orientación correcta son capaces de formar una sustancia intermedia de alta energía muy inestable llamada el complejo activado o estado de transición. La velocidad de la reacción se puede modificar por: Naturaleza del reactante, concentración de los reactantes, tamaño de partículas, la temperatura y los catalizadores (sustancia que acelera o retarda los procesos químicos, sin participar en ellos directamente) Equilibrio químico: Es cuando dos reacciones opuestas suceden a la misma velocidad; un estado en el cual las concentraciones de los reactantes y productos no cambian con el tiempo. Constante de equilibrio: Para la reacción química a A + b B ↔ c C + d D obtenemos la expresión:

Keq = * conocida como la ley de acción de masas, ley de Guldberg-Waage o ley de equilibrio químico.

Los corchetes representan las concentraciones molares. Principio de le Chatelier: La composición de un sistema en equilibrio puede verse afectada por ciertos valores externos que actúan sobre él, como la concentración de los reactantes y productos, la variación en la temperatura y en el caso de los sistemas gaseosos la presión total del sistema. Electrolitos: Todas las disoluciones acuosas donde el soluto está ionizado conducen la corriente eléctrica y se les denomina electrolitos, son disoluciones de ácidos, bases y sales y se clasifican en fuertes y débiles.

Conceptos y teorías ácido-base: La teoría de Johannes Nicolaus Brönsted y Thomas Lowry dice: Un ácido es toda sustancia capaz de donar protones y una base es toda sustancia capaz de aceptar protones. La teoría de Lewis dice: Un ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente, y una base es toda sustancia capaz de donar un par de electrones para formar un enlace covalente. Equilibrio iónico del agua: A pesar de la gran estabilidad de la molécula de agua, está presenta una ligera

disociación. Se calcula que a 25ºC en agua pura, la concentración de [ ] y la concentración de [ ]

tienen un valor de mol/l. pH y POH: el pH es el potencial de hidrogeniones y se define por: pH = - log ]. Una disolución con un pH menor de 7 es ácida y una con pH mayor de 7 es básica. Indicadores químicos: Son sustancias generalmente de origen vegetal que se caracterizan porque sus disoluciones tienen un color para ciertos valores de pH y viran a otra coloración cuando el pH se modifica. Los indicadores son ácidos o bases débiles que se caracterizan por tener distinto color al de su base conjugada. Titulaciones: es un método para determinar la concentración de una solución desconocida de un ácido o base con otra disolución de concentración conocida de una base o ácido que se necesita para su neutralización en presencia de un indicador apropiado. Electroquímica: estudia el uso de las reacciones espontáneas de oxidación reducción para suministrar energía eléctrica y emplea a esta última para las reacciones REDOX (oxidación reducción) no espontáneas se lleven a cabo. Una corriente eléctrica es el desplazamiento de carga eléctrica que se lleva a cabo cuando hay una diferencia de potencial eléctrico entre dos puntos conectados por un conductor. El dispositivo que se emplea se llama celda voltaica o galvánica. El electrodo en el cual se lleva a cabo la oxidación se llama ánodo y en el que se realiza la reducción se llama cátodo PRÁCTICA:

1. Una determinada masa de gas ocupa un volumen de 100 litros en condiciones ambientales de presión y temperatura (20ºC y 1 atm) ¿Qué volumen ocupará esta misma masa de gas cuando la presión desciende hasta los 750 mm Hg (1 atm = 760 mm Hg) y la temperatura aumenta hasta los 80ºC?

2. Un cilindro contiene oxígeno a una temperatura de 20ºC y 1 atm de presión. ¿Cuál será la presión del oxígeno si colocamos el cilindro al sol y alcanza una temperatura de 40ºC?

3. Un recipiente de 10 litros de capacidad contiene 0,5 moles de nitrógeno, 2,5 moles de hidrógeno y 1 mol de oxígeno. De acuerdo con esto, hallar la presión total de los gases contenidos en el recipiente.

4. Para el sistema en equilibrio: + + 32,7 Kcal ¿Qué sucede si se aumenta la

temperatura? 5. Si la reacción anterior se utiliza un sistema de enfriamiento ¿Para dónde se desplaza la reacción?

Química orgánica La química orgánica es la química de los compuestos del carbono, su estudio es fundamental dado que los seres vivos estamos compuestos principalmente de agua y compuestos de carbono; casi cualquier área de la química que se refiere a las plantas, los animales y microorganismos, se basa en los principios de la química del carbono. Bioelementos: Los elementos más importantes de la química orgánica que conforman la estructura de los seres vivos son: El carbono, el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, calcio, fosforo, cloro, potasio, azufre y sodio.

Los hidrocarburos son compuestos que contienen sólo carbono e hidrógeno. Se dividen en dos clases: hidrocarburos alifáticos y aromáticos. Los hidrocarburos alifáticos incluyen tres clases de compuestos: alcanos, alquenos y alquinos. Los alcanos son hidrocarburos que sólo contienen enlaces simples carbono-carbono, los alquenos contienen enlaces dobles carbono-carbono, y los alquinos son hidrocarburos que contienen un triple enlace.

Orbitales híbridos del carbono: Hay cuatro orbitales atómicos en el segundo nivel; un orbital 2s y tres orbitales 2p. Sin embargo, el carbono no los usa para formar enlaces en su estado original, sino que los

combina o forma híbridos: es utilizada cuando el carbono forma cuatro enlaces sencillos (ejemplo: Etano);

es utilizada cuando el carbono forma un enlace doble (ejemplo: Eteno) y sp es utilizado cuando el carbono forma un enlace triple (ejemplo: Etino).

Isomería: Son compuestos con igual fórmula molecular pero diferente fórmula estructural.

Nomenclatura orgánica: Las diversas reglas de nomenclatura IUPAC se utilizan para dibujar las estructuras de los compuestos a partir del nombre sistemático y viceversa. Los compuestos orgánicos se clasifican según los distintos átomos que poseen y su grupo funcional (parte activa que determina el comportamiento físico-químico de una serie de compuestos); el resto es la parte inactiva que corresponde al radical R.

Reglas de nomenclatura:

Los compuestos orgánicos puede contener uno o varios grupos funcionales. Cuando existen varios, uno de ellos se debe escoger como principal y por lo tanto los demás serán secundarios.

En todos los compuestos orgánicos de debe establecer una cadena de átomos de carbono principal, pudiendo quedar por fuera de ella algunos átomos de carbono. La cadena principal debe ser la más larga que contenga la función principal y el mayor número de enlaces múltiples y funciones secundarias posibles.

El nombre de todo compuesto orgánico está formado, como mínimo, por tres partes: Raíz, sufijo primario y sufijo secundario.

La raíz indica el número de átomos de carbono en la cadena principal así: met (1), et(2), prop (3), but (4), pent (5), hex (6), hept (7), oct (8), non (9), dec (10), undec (11), dodec(12), entre otros.

El sufijo primario indica el tipo de enlaces presentes en la cadena principal. Si todos los enlaces son sencillos se coloca an, si tiene un doble se coloca en anteponiendo a ella el número del carbono donde está situado el doble enlace, si son dos dobles se agrega dien, tres trien, si hay un triple, se agrega el sufijo in, dos triples diin, tres triples triin, entre otros.

El sufijo secundario lo da el grupo funcional principal, los demás grupos funcionales son secundarios y se utiliza los prefijo anteponiéndolos a la raíz e indicando la posición en que se encuentran unidos a la cadena principal (mirar tabla adjunta)

Los carbonos que quedan por fuera de la cadena principal constituyen ramificaciones o cadenas secundarias. Para nombrarlas se antepone a la raíz, prefijos que indica el tipo de ramificación y números que indican la posición. La ramificación se nombra cambiando la terminación ano del hidrocarburo que precede por il. Cuando tiene dobles enlaces se cambia la o del hidrocarburo por il, lo mismo con los triples enlaces. Cuando un radical se repite en la cadena principal se utilizan los prefijos: di, tri, tetra.

Isomería

Cadena: difiere en

secuencia de átomos

de C

Posición: Igual

esqueleto, diferente

Posición

Función: Diferente

grupo funcional

Estructurales Espacial

Geométrica: moléculas

con dobles enlaces (cis o

trans)

Ópticos: mismo esqueleto

y grupos de átomos.

Imágenes especulares

Molécula quiral: se puede superponer

a su imagen (enantiomeros) o

asimétricos (diasteromeros)

CLASE FÓRMULA SUFIJO SECUNDARIO

PREFIJO

Ácidos carboxílicos a. ( C) ( =O), OH Ácido - oico Carboxi

Anhídridos de ácidos

-CO – O- CO- Anhídrido - oico

Sales b. ( C) (=O), OM Oato de metal

Ésteres c. (C ) (=O), OR Oato de R (ilo) Oxicarbonil

Haluros de acilo d. (C ) (=O), X Haluro de - oilo Haloformil

Amidas e. ( C) (=O), N amida carbomoil

Nitrilos f. (C )≡N nitrilo ciano

Aldehídos g. (C ) H, (=O) al Formil u oxo

Cetonas >(C ) =O ona ceto

Alcoholes h. OH ol hidroxi

Fenoles i. OH ol hidroxi

Tioles o mercaptanos

j. SH Tiol mercapto

Aminas k. N = Amina amino

Éteres l. OR Éter Oxi, alcoxi

Sulfuros m. SR Sulfuro tio

Alquenos >C=C< O

Alquinos n. C ≡ C - O

Alcanos -C-C- O

Halogenuros de alquilo

R-X Haluro de R

PRÁCTICA:

i. Escribe las fórmulas estructurales para cada uno de los siguientes compuestos: a. 1- buteno b. 5-propil-2-octino c. 2,5-dimetil-4-hexen-3-ona d. Heptano e. Ácido 3-oxo-butanoico f. 5,6-dietl-3,3,7-trimetil-2-nonanol g. Metiletil éter. h. Octano

3. Dar el nombre respectivo de los siguientes compuestos:

4. Señalar en las estructuras anteriores los tipos de carbono.

REACCIÓN DEL HIERRO CON EL OXÍGENO

En este experimento se producirá oxígeno y será el combustible para quemar el hierro.

Se necesita un hilo de metal, se puede tomar una fibra de las esponjas que se utilizan para restregar las ollas de la cocina. Se amarra un poco de ese hilo en la punta de un alambre. En un recipiente de vidrio se coloca un poco de dióxido de manganeso (esa pasta que cubre el electrodo de carbón que está en el centro de toda pila salina, no alcalina). Se agrega un poco de agua oxigenada, la de 10 volúmenes que se utiliza para desinfectar heridas.

Comenzará a generarse gas oxígeno como producido de la descomposición de agua oxigenada. El oxígeno es más pesado que el aire y tenderá a quedarse en el fondo del recipiente, no soplar y no provocar turbulencias para que no se escape el oxígeno.

Ahora se calienta el hilo de metal sobre el fuego de un encendedor, cuándo esté al rojo vivo se coloca en el recipiente de vidrio que está cargado de oxígeno (no mojar). Se verá la reacción incandescente, el metal producirá chispas y se fundirá.

PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA

1. El electrodo de carbón que está en el centro de toda pila salina se compone de una de las formas aleotrópicas del carbono. Específicamente es: A. Diamante B. Fullereno C. Grafito D. Hulla

4 Fe + 3 2

2. La fórmula correcta del dióxido de manganeso es: A. B.

C.

D.

3. El peróxido de hidrógeno, , que es el principio activo del agua oxigenada contiene oxígeno con un número de oxidación de: A. +1 B. -1 C. +2 D. – 2

4. En la reacción que se produce oxígeno a partir de peróxido de hidrógeno, en el agua oxigenada, es una

A. Oxidación B. Eliminación C. Reducción D. Adición

Las preguntas 5 y 6 se refieren a la siguiente información.

Al producir chispa y fundirse, la esponjilla experimenta la reacción descrita por la ecuación:

5. En la reacción, el hierro actúa como A. Fundente B. Agente oxidante C. Agente reductor D. Comburente

6. El diagrama que mejor representa la proporción que existe entre la masas de reactivos y productos en la

reacción descrita por la ecuación es

A. B.

C. D.

PRODUCCIÓN DE HIDRÓGENO COMBUSTIBLE DE COHETES El hidrógeno es el primer elemento de la tabla periódica, el más liviano. Este gas fue utilizado para llenar globos y dirigibles, pero es altamente inflamable y explosivo, por eso fue sustituido por el gas helio que aunque pesa el doble que el hidrógeno aún es liviano para levantar globos. En el siguiente experimento se produce hidrógeno y se podría ver una explosión en miniatura. Se necesita ácido clorhídrico y algunas láminas de zinc; también se utilizaran un par de tubos de ensayo.

Fe

O2

Fe2O3

Fe

O2

Fe2O3

Fe

O2

Fe2O3

Fe

O2

Fe2O3

En un tubo de ensayo se coloca un pedazo de zinc y se cubre con el ácido clorhídrico, inmediatamente se tapa el tubo de ensayo con el otro tubo de ensayo. Se generarán burbujas de hidrógeno que por ser muy liviano se desplazarán hacia el tope del tubo de arriba. Terminada la reacción, usando las gafas de seguridad, se mantiene el tubo de arriba siempre en posición boca abajo, se enciende un fósforo y se coloca debajo del tubo que hace de tapa. Se observa cómo hay una pequeña explosión que apaga al fósforo. Luego de la explosión el tubo tendrá restos de vapor de agua. El hidrógeno reacciona con el oxígeno del aire para producir agua. Es por esto que si los motores funcionaran con hidrógeno no contaminarían porque el desecho sería vapor de agua. El combustible de los cohetes que envían al espacio está constituido por un tanque de hidrógeno y otro de oxígeno, la combustión es controlada y el desecho es vapor de agua. La reacción que se genera es:

+

7. La fórmula del gas helio, que sustituye al hidrógeno empleado para llenar globos y dirigibles, es

A. Ho B. He

C. D.

8. La ecuación de reacción que describe correctamente la producción de agua mediante la reacción del gas hidrógeno con el gas oxígeno es:

A. 2H + O → B. 4 + 2 O

C. 2 + → O D. 2 + → 2 O

9. En la reacción entre el zinc y el ácido clorhídrico, el agente reductor realmente es el

A. B. Zn

C.

D. 10. El Zn pertenece al grupo 12 de la nueva tabla periódica, tiene número atómico igual a 30 y su isotopo más abundante tiene un número de masa igual a 65. Con esta información se argumenta que: (1) El zinc es uno de los elementos de transición en la tabla periódica.

(2) La configuración electrónica correcta de un átomo de zinc es 1 . De las afirmaciones es correcto asegurar que

A. (1) y (2) son falsas. B. (1) y (2) son verdaderas. C. (1) es verdadera, (2) es falsa. D. (1) es falsa, (2) es verdadera.

11. El zinc se puede laminar gracias a que, como otros metales, es

A. Buen conductor del calor. B. Menos duro que el hierro. C. Diatérmico y compresible. D. Dúctil y maleable

Tomado del Examen de la universidad Nacional 2005-2

HAY QUÍMICA HASTA EN LA SOPA

La preparación de una sopa, si no se confunde con la de un jarabe o de una jalea que se elaboran con azúcar, requiere siempre un par de sustancias muy populares: el agua y la sal. Lo demás es una mezcla generosa de tubérculos, granos o cereales, verduras, alguna carne, algo de grasa, especias y colorantes, en todo caso a gusto del consumidor, bien balanceada, y cocida durante un tiempo adecuado, para que ocurran las reacciones de desnaturalización de proteínas y enzimas, y la hidrólisis de algunos componentes hasta sustancias más simples, que generan un producto de apariencia líquida (con algunos sólidos en suspensión o insolubles) de fácil digestión y asimilación por el organismo. Por lo común el gusto acepta dosis de sal entre 1% (solución isotónica) y un 3% (bueno de sal). Los demás ingredientes de la sopa no entran en proporción tan definida como la sal, imparten algún pH menor a siete a la mezcla y contribuyen durante la cocción a la hidrólisis de algunos otros componentes. Todos ellos actúan como mejoradores del sabor, textura y color y aportan los nutrientes y la energía que el consumidor necesita para el mantenimiento de las reacciones propias de su metabolismo. 12. Las reacciones que ocurren en la preparación de la sopa son

A. Completas B. Endotérmicas C. Exotérmicas D. Reversibles

13. La desnaturalización de las proteínas, durante la preparación de alimentos, implica la pérdida de la

A. Estructura primaria B. Calidad de nutriente C. Composición química D. Actividad biológica

14. La concentración molar de la sal (NaCl: 58,5 g/mol) en una sopa buena de sal equivale aproximadamente

A. M

B. M

C. M

D. M

15. El pH, referido a una solución acuosa, o a una sopa, siempre alude a

A. El logaritmo, en base diez, de la concentración molar de hidronio. B. El logaritmo, en base diez, del inverso de la concentración molar de hidronio. C. El inverso del logaritmo, en base diez, de la concentración molar de hidronio. D. El inverso del logaritmo, en base diez, del inverso de la concentración molar de hidronio.

16. El cloro, existe natural con número atómico 17, existe con una mezcla de cloro-35 y cloro-37. Entonces el ión cloruro ( ), del cloro-35, presente en la sal de cocina tiene

17. El cloruro de sodio, sal de cocina, forma cristales del sistema cúbico. Una representación correcta de parte de un monocristal de NaCl es:

Neutrones Protones Electrones

A. 18 17 18

B. 17 18 19

C. 19 18 19

D. 20 17 18

E.

18. El agua es una molécula polar, es decir, en sus enlaces existe un momento dipolar de enlace que representamos mediante flechas como esta →. La representación correcta de una molécula de agua es

REACCIONES DE ÁCIDO – BASE ACUOSAS Al ácido clorhídrico se le llama ácido del estómago, porque es el principal ácido de los jugos digestivos (0,1 M). Cuando la concentración de ácido clorhídrico es muy elevada surge problemas, éstos pueden ir desde el conocido ardor de estómago hasta las úlceras que pueden abrirse paso a través del revestimiento de la pared del estómago.

Las baterías de los carros contienen un 40% de ácido sulfúrico en masa (densidad a 20ºC; 1,30 y 5,3 M).

Cuando la batería “se agota”, la concentración de ácido sulfúrico es significativamente inferior al 40% P/P. Un técnico comprueba la batería del carro extrayendo un poco de ácido a un hidrómetro que indica la densidad de la disolución. Una reacción típica de ácido – base se da entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio para obtener una sal.

HCl + NaOH → NaCl +

19. En 250 ml de ácido clorhídrico extraído del estómago hay ________ moles A. 0,025 B. 0,400 C. 0,250 D. 0,040

20. Si se mezclan 150 ml de HCl 0,100 M con 200 ml de NaOH 0,050 M se obtienen ____ de NaCl (Na: 23,0 u.m.a ; Cl: 35,5 u.m.a y O: 16,0 u.m.a).

A. 0,088 g B. 0,878 g C. 0,585 g D. 0,058 g

21. Analice las siguientes afirmaciones: (1) Para calcular la molaridad del ácido sulfúrico de la batería de carro se necesita conocer su densidad. (2) El ácido sulfúrico de la batería es débil. De las afirmaciones se puede asegurar que son

A. (1) verdadera y (2) falsa. B. (1) falsa y (2) verdadera. C. (1) y (2) son verdaderas. D. (1) y (2) falsas.

22. El ácido clorhídrico del estómago es

A. Una mezcla heterogénea. B. Un gas. C. Un ácido débil. D. Una solución.

23. El cloruro de sodio sólido es un compuesto

A. No conductor de calor. B. De bajo punto de fusión. C. De alto punto de fusión. D. Conductor de electricidad

Las preguntas 24 y 25 se refieren a la siguiente gráfica.

24. En 750 ml de agua a 80ºC se puede disolver ________ de NaCl ( = 1,0 g/ml).

A. 50,6 g B. 28,5 g C. 506 g D. 28,5 g

25. Al disolver 12,5 g de sal en 25 ml de agua a 20ºC se obtiene una solución

A. Sobresaturada´ B. Insaturada C. Diluida D. Homogénea

Tomada de la prueba de admisión 2008-2

COMBUSTIÓN

La combustión es una reacción en la cual una sustancia reacciona con oxígeno, en algunos casos hay liberación de calor para dar una flama. Los productos incluyen uno ó más óxidos. El oxígeno cambia de número de oxidación, por ello las combustiones son reacciones de oxidación — reducción. Los compuestos orgánicos cuando se ponen en contacto con el aire (78,09%-de nitrógeno y 20,94% de oxígeno en volumen seco) con ayuda de una chispa, produce dióxido de carbono y si éste tiene hidrógeno, el otro producto es agua. Muchos metales arden también en aire. Aunque los pedazos de hierro no arden fácilmente en aire, la fibra de hierro, la cual consiste en hebras finas de hierro, lo hace. La superficie de contacto aumentada en el metal en la fibra de hierro permite que el oxígeno del aire reaccione lentamente con él.

4 Fe (s) + (g) → (s)

26. A partir de 113,8 q de hierro con suficiente oxígeno se obtiene________ moles de (Fe: 56,9 u.m.a; O: 16 u.m.a)

A. 2 B. 3 C. 1 D. 4

27. Al quemar nonano en presencia de aire ocurre la siguiente reacción:

A. + 19 → 9 + 10 + calor

B. + 18 → 9 + 9 + calor

C. + → 9 + 9 + calor

D. + 14 → 9 + 10 O + calor 28. Para completar el 100% en la composición de aire seco las otras sustancias son:

A. Gases nobles, dióxido de carbono, metano e hidrógeno. B. Agua, dióxido de carbono, monóxido de carbono e hidrógeno. C. Gases nobles, monóxido de carbono, hidrógeno y metano. D. Gases nobles, dióxido de carbono, metano y carbono

29. En una combustión, el cambio de estado de oxidación del oxígeno es

A. 0 a +2 B. 0 a - 2 C. - 2 a 0 D. - 1 a -2

30. Analice las siguientes afirmaciones y decida si éstas son verdaderas o falsas (1) El aire es una mezcla de gases miscibles. (2) El nitrógeno del aire reacciona en una combustión a baja temperatura.

A. (1) y (2) son falsas. B. (1) es falsa y (2) es verdadera. C. (1) y (2) son verdaderas. D. (1) es verdadera y (2) es falsa.

31. La combustión del azufre , produce . La figura que representa los reactivos y productos estequiométricamente en esa reacción es:

A. B. C. D. 32. La gráfica que representa mejor la densidad, d, del aire versus temperatura, T, es

Tomada de la prueba de admisión de la Universidad Nacional 2006-I Es imposible entender un mundo medianamente racional si no se comprende la Ciencia y la Tecnología. Hay infinidad de ejemplos en los que la Química juega un papel primordial: El análisis químico de una capa de arcilla localizada sobre sedimentos del Cretácico, permitió encontrar un sorprendentemente elevado contenido en iridio (elemento muy escaso en la corteza terrestre pero muy abundante en los asteroides), lo que llevó a formular la hipótesis de que la extinción de los dinosaurios fue consecuencia del impacto de un asteroide. La Química ha permitido desentrañar la estructura de sustancias como el grafito y el diamante, aparentemente muy similares, ya que su composición es la misma; pero esa diferencia de estructura explica que las propiedades sean tan diferentes: El primero es un buen conductor eléctrico, se emplea en la fabricación de electrodos o como lubricante, mientras que el segundo, es aislante y se usa en joyería o como abrasivo, dada su alta dureza. Se han podido sintetizar algunas sustancias de múltiples utilidades, como el ácido fosfórico, que es empleado como fertilizante, detergente, o en la industria alimentaria. Los dispositivos empleados para el control de la alcoholemia se basan en una sencilla reacción química en la que el etanol del aliento transforma el dicromato potásico (anaranjado) en sulfato de cromo (verde más o menos intenso en función de su concentración y, por tanto, del contenido alcohólico). Algunas aplicaciones anecdóticas: en la sociedad romana se producía un relativamente elevado número de fallecimientos por el llamado “mal de amores”, en los meses siguientes al casamiento. Actualmente se sabe que la causa estaba en los cosméticos, ya que se empleaba cinabrio (sulfuro de mercurio rojo), altamente tóxico. Una de las causas del elevado número de bajas que se produjeron en la campaña de Rusia entre las tropas de Napoleón, está en que los botones de las guerreras que usaban eran de estaño, el cual sufre una transformación alotrópica a temperaturas entre 15ºC y 20ºC bajo cero, dando una estructura frágil y quebradiza.

33. El iridio se simboliza y de aquí se deduce que un átomo de éste tiene A. Radio atómico igual a 193 Ǻ B. 77 unidades de masa atómica C. Un núcleo con 116 neutrones D. Un núcleo con 116 protones

34. El grafito y el diamante son dos formas alotrópicas del A. Carbón B. Petróleo C. Azufre D. Carbono

35. Las propiedades que muestra el diamante a diferencia del grafito pueden atribuirse a que los átomos en la estructura del diamante se unen mediante orbitales

A.

B. C. sp D. p

36. La fórmula del ácido fosfórico es

A. B.

C. D.

37. Si un lápiz labial de moda en la sociedad romana tenía en su composición no más de medio gramo de cinabrio y el usuario moría, víctima del mal de amores, justo al acabar un labial, puede afirmarse con toda seguridad que la dosis letal expresada como intervalo en milimoles de Hg S (232 g/mol), es aproximadamente

A. 3,0 a 3,2 B. 2,0 a 2,2 C. 1,0 a 1,2 D. 0,5 a 0,7

38. Si se representan los átomos mediante esferas y los enlaces mediante segmentos rectos, la representación correspondiente a un material duro como el diamante es

39. En un alcoholímetro ocurre la siguiente reacción

3 + 2 + 8 → 3 + 2 + 2 + 11

Especie g/mol 46 294 98 60 392 174 18

La gráfica que representa la relación entre las masas de etanol y la masa de sulfato de cromo (III) que participan en la reacción es

Tomada del examen de admisión de la Universidad Nacional 2005-2

CRISTAL LÍQUIDO

La historia del cristal líquido se remonta a 1888, cuando Otto Reinitzer estudiando derivados del colesterol encontró un compuesto que parecía tener dos puntos de fusión; en principio, los cristales se fundían generando un fluido denso y opaco. Luego, a una temperatura superior, éste se convertía en un líquido transparente parecido al agua. Para caracterizar un compuesto sólido se obtiene un cristal y se mide su punto de fusión. Si la sustancia es pura, su temperatura de fusión es constante; de otro modo, se trata de una mezcla. Hasta entonces (1888), sólo se conocían tres fases de la materia: Sólido, líquido y gas; pero al observar, con un microscopio de polarización, este fluido denso mostraba una estructura interna característica de los cristales sólidos. Esto parecía ser el descubrimiento de una nueva fase de la materia. Estimulados por esto, los científicos comenzaron la búsqueda de otras sustancias que también mostrarán la llamada mesofase, es decir, sustancias líquidas con una estructura interna en un rango constante de temperatura. Se encontraron varios derivados del colesterol que se comportaban así. Se llevaron a cabo diferentes medidas y se propusieron teorías para predecir la existencia de la mesofase. Estas teorías en un principio sólo consideraban moléculas tipo bastón pero actualmente abarcan también otras moléculas no esféricas (anisótropas), como por ejemplo "discos y plátanos". Transcurridos unos años, el nuevo fenómeno había sido descrito y aceptado: Las moléculas de un cristal líquido pueden desplazarse unas respecto a otras con bastante facilidad, de forma semejante a las de un líquido. Sin embargo, todas las moléculas de un cristal líquido tienden a estar orientadas del mismo modo, algo similar a la estructura molecular de un cristal sólido. Los cristales líquidos sólo mantienen su doble naturaleza sólida y líquida en un determinado rango de temperaturas y presiones. A temperaturas altas o presiones bajas, el orden de la orientación da paso a las rotaciones moleculares aleatorias, con lo que el cristal líquido se convierte en un líquido normal. Cuando la temperatura es lo bastante baja o la presión es lo bastante alta, las moléculas de un cristal líquido ya no pueden desplazarse entre sí con facilidad, y el cristal líquido pasa a ser un sólido normal. En 1970 se demostró que la corriente eléctrica de baja intensidad cambia la estructura interna de la mesofase, también llamada "estado mesomórfico", lo que provoca variaciones en las propiedades ópticas de los líquidos. También es posible manipular las propiedades ópticas de un cristal líquido sometiéndolo a un campo magnético que, como un campo eléctrico, cambia la orientación de sus moléculas. Por ejemplo, cuando se les aplica un campo eléctrico pequeño, algunos cristales líquidos pasan de ser claros a ser opacos, o adquieren la capacidad de girar la luz polarizada. El descubrimiento de 1970 abrió la puerta a los primeros aparatos de cristal líquido los cuales requieren menos energía para su funcionamiento. Gracias a ésto, los aparatos eléctricos empezaron a ser portátiles. Los primeros cristales líquidos fueron utilizados en calculadoras. Debido al desarrollo de nuevas sustancias mesomórficas (más flexibles y menos sensibles a las condiciones externas) y a mejoras tecnológicas, la actual

A.

B.

pantalla de cristal líquido, llamada LCD, es más nítida, está llena de colorido y proporciona prestaciones similares a las de los aparatos de tubos de rayos catódicos, que consumen grandes cantidades de energía. Los cristales líquidos actuales también se emplean en las pantallas de relojes digitales, televisores en miniatura, computadores, computadores portátiles y otros dispositivos. 40. Del texto se concluye que el cristal líquido

A. Es una nueva fase de la materia B. Es un plasma C. Es un gel D. Es tanto líquido como sólido

41. Un cristal líquido es una

A. Mezcla que tiene dos puntos de fusión B. Sustancia pura que tiene dos puntos de fusión C. Sustancia pura que tiene dos fases D. Mezcla que tiene cuatro fases

42. Del texto se deduce que

A. Todos los fluidos presentan una estructura interna B. Sólo los cristales sólidos presentan una estructura característica C. Toda sustancia pura tiene un único punto de fusión D. Algunos derivados del colesterol presentan cuatro fases

43. Las observaciones y estudios de Reinitzer

A. Adolecían de precisión, pues daban lugar a dos situaciones posibles B. No fueron entendidas y apreciadas cabalmente por los científicos de la época C. Ponían de manifiesto la posible existencia de un nuevo hecho científico D. Tuvieron una aplicación inmediata y exitosa

44. Decir que un fluido A es más denso que uno B significa que:

A. Un de B tiene más masa que un de A B. Un Kg de A ocupa menos volumen que un Kg de B C. Moverse dentro del fluido A es más difícil que moverse dentro del fluido B D. El fluido B forma gotas más grandes que un fluido A.

45. Sean dos puntos de fusión de modo que el grado de temperatura de es mayor que el de

Reinitzer observó que en ________ los cristales se fundían y resultaba un fluido A. – denso y opaco

B. - transparente C. – líquido y transparente

D. – líquido denso y opaco 46. Hasta antes de las observaciones de Reinitzer era sabido como hecho científico que una misma sustancia

A. Conserva la misma estructura molecular cualquiera sea la fase en que se encuentra B. Líquida al solidificarse pasa por una fase de cristal líquido C. Al fundirse pasa por una fase de cristal líquido cambia D. Su estructura molecular de acuerdo con la fase en que se encuentra

47. En el párrafo 2, la expresión "sustancias líquidas con una estructura interna dentro de un rango constante de temperaturas" se podría reemplazar por

A. Líquidos internamente ordenados sólo para dos temperaturas fijas B. Líquidos que aumentan su temperatura de manera uniforme dentro de un rango C. Líquidos con estructura parecida a un cristal en una franja de temperaturas D. Líquidos cohesionados, cuya temperatura es constante

48. De acuerdo con el texto, mesomórfico significa

A. Un estado de forma intermedia B. Una sustancia que no se transforma C. Una sustancia que se opone a las otras D. Un estado de forma equilibrada

49. Los anisótropo(a)s no son

A. Discos B. Plátanos C. Bastones D. Esferas

50. El hecho de que las moléculas de una sustancia puedan desplazarse con bastante facilidad unas con respecto a las otras, es una característica de

A. Los líquidos en estado de congelamiento B. Los sólidos en proceso de fundición C. Los líquidos en estado natural D. Los sólidos en estado natural

51. Para que una sustancia que se encuentra en mesofase pase a la fase sólida se debe I aumentar su presión II disminuir su presión III aumentar su temperatura IV disminuir su temperatura

A. Il ó III B. I ó IV C. II ó IV D. I ó III

52. De acuerdo con el texto, la región del siguiente diagrama donde es menos probable que un cristal líquido se encuentre en fase líquida es

53. El cristal líquido pasa a comportarse como un sólido normal cuando

A. La temperatura y la presión son altas B. La temperatura es alta y la presión es baja C. La temperatura es baja y la presión es alta D. Tanto la temperatura como la presión son bajas

54. Del texto se deduce que no toda sustancia puede ser llevada al estado de

A. Fase sólida B. Mesofase C. Fase líquida D. Fase gas

55. De acuerdo con el texto, se puede esperar que la pantalla de un reloj funcione correctamente

A. A cualquiera que sea la temperatura ambiente pero a una determinada presión

B. A cualesquiera que sean la temperatura ambiente y la presión C. A una temperatura ambiente bastante baja y una presión bastante alta D. Dentro de un determinado intervalo de temperaturas y presiones

56. En el párrafo 3, la expresión "corriente eléctrica de baja intensidad" designa un movimiento de pocas cargas

A. Con alta velocidad B. A través de un potencial bajo C. Con baja velocidad D. A través de un potencial alto

57. De acuerdo con el texto, el paso de la corriente eléctrica por un cristal líquido en estado mesomórfico no altera su

A. Estructura B. Composición C. Transparencia D. Polarización

58. Es correcto afirmar que los primeros cristales líquidos pasaban de _________ a __________ cuando se les aplicaba un campo eléctrico _______

A. Claros - opacos - pequeño B. Claros - opacos - grande C. Opacos - claros - pequeño D. Opacos - claros – grande

59. La tendencia de las moléculas de estar orientadas del mismo modo en una estructura molecular es una característica de las sustancia en la fase de

A. Sólido B. Líquido C. Gas D. Cristal líquido

60. El texto desarrolla en su orden las siguientes temáticas

A. Las características del cristal líquido; los tipos de moléculas en el cristal líquido; los efectos de la temperatura y la presión en el cristal líquido

B. Las características del cristal líquido; los efectos de la temperatura y la presión en el cristal líquido; los tipos de moléculas en el cristal líquido

C. Los tipos de moléculas en el cristal líquido; las características del cristal líquido; los efectos de la temperatura y la presión en el cristal líquido

D. Los tipos de moléculas en el cristal líquido; los efectos de la temperatura y la presión en el cristal líquido; las características del cristal líquido

Lectura tomada del Examen de la Universidad Nacional 2011-2

LA FERMENTACIÓN DE LA CERVEZA

Hay dos tipos principales de fermentación denominada superior e inferior por el lugar donde termina depositándose la levadura. Las cervezas inglesas (ale, porter, stout, contienen aproximadamente 11% de alcohol en volumen) emplean la superior y las alemanas, medos fuertes, más carbonatadas, más claras, menos aromáticas y con menos contenido alcohólico (como las típicas de Múnish, Pilsen, Dortmund, con 3.5% de alcohol) la inferior. Cada tipo de fermentación influye en el sabor; aroma, color; cantidad de gas carbónico, de alcohol, etcétera.

Se necesita casi 4 g de levadura por litro de cerveza, independiente del tipo de fermentación. Ésta dura de seis a nueve días, en los cuales los microorganismos no sólo se multiplican casi tres veces sino que tienen

tiempo, además, de transformar los azúcares del mosto a alcohol y bióxido de carbono; éste se recoge para, posteriormente, añadirlo a la divina bebida.

Son más de doce las reacciones enzimáticas que producen la fermentación de los azúcares a alcohol, todas exotérmicas, por lo que el tanque debe refrigerarse para mantener la temperatura óptima de 12ºC para las cervezas lager alemanas y de 18ºC para las ales inglesas. Anteriormente el enfriamiento se lograba en cuevas o sótanos. Básicamente la fermentación sigue el esquema siguiente:

+ levadura → 2

Glucosa alcohol dióxido de carbono

La fermentación requiere de unos 9 días, produce un contenido alcohólico en el mosto de 4,6% en volumen, baja el pH a 4,0 aproximadamente y produce

Responde las preguntas 60 a 62 argumentando las respuestas dadas:

60. Para las cervezas superiores, calcular la cantidad de alcohol presente en medio litro de cerveza. 61. Calcular la cantidad de alcohol contenido en un litro de cerveza ligera. 62. Si se mezclan 5 litros de cerveza ligera con 3 litros de cerveza superior, calcular el contenido de alcohol

presente en la mezcla.

Prueba de admisión Universidad Nacional 2009-1

LOS AUTOS BEBERÁN ALCOHOL

1. La búsqueda de formas alternativas de energía diferentes a los hidrocarburos intenta encontrar alguna capaz de ofrecer las mejores características de aquellas que van a sustituir, es decir, debe ser de producción continua y previsible (como las reservas petroleras), altamente eficientes (gran rendimiento de energía en volúmenes razonablemente pequeños), almacenable, idealmente poco contaminante y ante todo renovable. Esta matriz de requisitos determina la verdadera viabilidad de una nueva fuente de energía, y excluye como sustituto de los hidrocarburos a la energía eólica, a la solar mediante paneles, e incluso a las celdillas de combustibles de hidrógeno.

2. No deja de ser curioso que en un panorama de preparación para la falta de petróleo en el que dominan propuestas tecnológicas avanzadas, turbinas, membranas de alto rendimiento y materiales propios de la era espacial, se esté posicionando como candidata a sustituir al petróleo una sustancia que tiene al menos una parte de historia humilde, más destinada al vicio que al trabajo: el alcohol etílico o etanol. Es uno de los muchos alcoholes que existen, obtenido de la fermentación natural o inducida de los azúcares de distintos productos agrícolas con una levadura. (ver figura 1)

3. El alcohol etílico como bebida embriagante tiene una historia documentada de al menos 9 mil años; se ha encontrado en restos de cerámica chinos de esa datación. El contenido de alcohol de esas bebidas, obtenidas por fermentación, era bajo como ocurre en los vinos y cervezas. Fue durante el califato de los abásidas cuando sabios árabes desarrollaron el arte de la destilación y abrieron la puerta a todas las bebidas “espirituosas” (“espíritu” alcohólico de los líquidos fermentados). En el siglo XIX se consiguió además la producción artificial del etanol, que hoy se puede obtener también industrialmente del petróleo.

4. En 1980 el etanol ganó la denominación de “alcohol de lámpara” o “alcohol de quemar”, y en los primeros automóviles Ford Modelo T de 1908 se podía adaptar para funcionar con etanol en lugar de gasolina. Sin embargo, la prohibición de las bebidas alcohólicas promovida por el puritanismo llevó que los productores de alcohol para uso industrial fueran perseguidos junto con los destiladores de bebidas ilegales y los automóviles también dejaron de beber etanol. La crisis petrolera de 1973 llevó al gobierno de Brasil (un país que no produce petróleo para satisfacer su consumo) a emprender un ambicioso programa en 1975 para sustituir a largo plazo los combustibles fósiles por etanol producto de la fermentación y destilación de la caña de azúcar. Brasil pidió a los fabricantes de automóviles que produjeran motores capaces de quemar “gasohol”, mezcla de 24% de alcohol y 76% de gasolina e incluso etanol puro. El éxito del programa, gracias al cual hoy el 30% de combustibles de autos en Brasil es etanol de caña, fue objeto de atención por el mundo industrializado ante el aumento incesante de los precios del petróleo. Esta

iniciativa temprana situó a Brasil en el puesto que actualmente ocupa como exportador de etanol en el mundo (ver gráfica 1).

5. Adicionalmente a las razones económicas de los países poderosos e importadores (ver gráfica 2) se halló un fuerte apoyo en el afán por el cuidado del medio ambiente. El alcohol, a diferencia de la gasolina, se quema “limpiamente”, es decir, sin mayor producción de gases venenosos como monóxido de carbono, óxido nitroso y dióxido de azufre, y con menor emisión de gases de invernadero. Así el etanol, generado a partir de productos agrícolas, cumple con todos los requisitos de un sustituto realmente viable de un producto del petróleo. En Estados Unidos la producción de etanol fue rápidamente implementada y se espera que en breve alcance el 10% de consumo de gasolina para autos en el país que más combustible consume. La producción de etanol en ese país, sin embargo, se realiza a partir de maíz, cuyo rendimiento es mucho menor que la caña de azúcar. La controversia se ha producido por diversos motivos, desde el temor de algunos de que se afecte la producción de alimentos y se dispare el precio del maíz, hasta la previsión de otros de que la producción a partir de maíz sea sustituida por otros cultivos que rindan mucha más energía y sea económicamente más rentable. Esto permitirá a los Estados Unidos aumentar su producción hasta los 7500 millones de galones de biocombustible proyectado para 2012.

6. Menos presionada por el consumo de gasolina que Estados Unidos, la Unión Europea tiene la expectativa de que en 2010 los biocombustibles (el bioetanol y el biodisel) supongan el 6% del consumo total en los países de la Unión. Algunos países, como Suecia, han adoptado calendarios más agresivos, parten de un convenio entre los productores de automóviles y el gobierno para que unos produzcan autos que consuman etanol y los otros faciliten adquirirlos. En 2004, el gobierno sueco aprobó una ley que obliga a todas las gasolineras suecas a ofrecer a sus clientes una alternativa de combustible, esto favoreció que se optara por ofrecer bombas de etanol junto a las de gasolina y a su vez hizo que los suecos se sintieran más confiados en la adquisición de automóviles de etanol, lo cual aumentó notablemente en 2005. Una quinta parte de los automóviles de Estocolmo queman actualmente etanol y pronto su flota de autobuses será híbrida, alimentada exclusivamente por electricidad y etanol. Este combustible limpio, renovable y que hoy es para muchos, como dijera Henry Ford hace 100 años, “el combustible del futuro” aunque el futuro tarde un poco en llegar.

63. La idea principal del primer párrafo del texto puede expresarse así: A. La matriz de requisitos para la forma de energía alternativa proviene de los recursos renovables. B. La forma de energía alternativa debe tener al menos las mejores características de aquellas que va

a sustituir. C. La forma de energía alternativa debe ser almacenable y de producción continua y previsible. D. La viabilidad de nuevas fuentes de energía alternativa depende de su eficiencia.

64. Los organismos capaces de llevar a cabo la fermentación alcohólica son

A. Bacterias B. Algas C. Virus D. Hongos

65. Una mezcla de 2500 litros de gasohol contiene,

A. 600 litros de alcohol y 1900 litros de gasolina B. 600 litros de gasolina y 1900 litros de alcohol C. 1000 litros de alcohol y 1500 litros de gasolina D. 1000 litros de gasolina y 15000 litros de alcohol

Las preguntas 71 a 73 se refieren a la siguiente información.

El siguiente sistema de ecuaciones químicas representa la combustión de tres combustibles en el motor de un automóvil, en dos condiciones diferentes.

CONDICIÓN I

La mezcla de gases y la combustión son óptimas Combustión de

(g) + 2 (g) → (g) + 2 (g) Gas

(g) + 11 (g) → 7 (g) + 8 (g) Gasolina

OH (g) + 2 (g) → 2 CO (g) + 3 O (g) Etanol

CONDICIÓN II

La mezcla de gases y la combustión son imperfectas Combustión de

2 (g) + 3 (g) → 2 CO (g) + 4 (g) Gas

(g) + 15 (g) → 14 CO (g) + 16 O (g) Gasolina

OH (g) + 2 (g) → 2 CO (g) + 3 O (g) Etanol

66. De las sustancias que participan en la combustión de la gasolina, la más peligrosa debida a su

toxicidad es

A. B. C C. CO D.

67. El orden de menor a mayor consumo de oxígeno de los combustibles en la combustión del motor en la

condición II es: A. Gasolina – gas –etanol B. Gas –etanol – gasolina C. Gasolina – etanol – gas D. Gas – gasolina –etanol

68. En cualquiera de las dos condiciones dadas la combustión en el motor produce agua; si se quema un

mismo número de moles de carbono, entonces (1) La combustión de etanol en la condición I, libera menos agua que la del gas. (2) La combustión de gasolina, en la condición II, libera más agua que la del etanol.

A. (1) es falsa, (2) es verdadera. B. (1) y (2) son falsas. C. (1) es verdadera, (2) es falsa. D. (1) y (2) son verdaderas.

69. Uno de los siguientes fenómenos no es consecuencia del efecto invernadero.

A. Grandes fluctuaciones de la temperatura.

B. Alteraciones en el nivel de precipitaciones. C. Baja disipación del calor de la Tierra. D. Aumento en la temperatura global del aire.

70. La figura 1 ilustra que la __________ de los jugos y mieles produce etanol y ________ que se

separan por __________ A. Deshidratación – vinaza – concentración B. Destilación – cachaza – fermentación C. Fermentación – cachaza – deshidratación D. Fermentación – vinaza – destilación

71. La figura 1 muestra que antes ________________ al ____________ se le añade _____________.

A. De la fermentación – vapor – levadura B. De la concentración – compostaje – cachaza C. Del almacenamiento – etanol hidratado – agua D. Del transporte – etanol anhidro – un desnaturalizante

Tomado del examen de admisión 2008-II

DE BLANCO Y BLANCO

La palabra ártico con la cual se designa el polo norte, procede de la palabra griega arktikós que significa "oso". Alude a la constelación Osa Menor, donde se encuentra la estrella polar, que señal a dicho polo. Este ha estado habitado desde hace miles de años. En el siglo XIX, se descubrió un lugar similar a los pies de la Tierra, el polo sur y se denominó Antártico (de anti: "opuesto a”, "con propiedades contrarias"). El Ártico es principalmente agua cubierta de hielo, el océano Glacial Ártico, con tierra alrededor: Alaska, Canadá, Islandia, Groenlandia, Suecia, Rusia, Noruega, Finlandia y las islas Svalbard. En cambio, la Antártida es un gran continente cubierto de hielo y rodeado por el océano Austral: Formado por la parte sur de los océanos Pacífico, Atlántico e Indico. La fauna y la flora son distintas en los dos extremos de la Tierra. Diversas etnias (inuits, esquimales, lapones, etc.) viven en el polo norte, una de las zonas menos densamente pobladas del mundo. En cambio, la Antártida es el quinto continente en tamaño, donde sólo es posible sobrevivir con apoyo externo. Allí sólo se encuentran bases científicas. El 1 de diciembre de 1959 se firmó el Tratado del Antártico, por el cual se reserva el continente a la investigación científica y se prohíbe su uso con fines militares. La Antártida es uno de los grandes desiertos terrestres, aunque la palabra desierto suele utilizarse para designar extensas superficies de arena y no de hielo. Es un lugar seco, pues las bajas temperaturas no dejan que el aire contenga vapor de agua; es ventoso y contiene el 90% del hielo glacial del mundo. La temperatura más baja registrada fue de -89°C. Los círculos polares ártico y antártico, que delimitan los casquetes polares, se sitúan aproximadamente a 66°33/ de latitud. Como en su camino alrededor del sol la Tierra avanza inclinada cerca de 23°27/ respecto a la eclíptica, los rayos solares alcanzan el planeta con distintos ángulos según el período del año y el lugar. Esto origina las estaciones: cuando el polo norte mira hacia el sol, llegan la primavera y el verano al hemisferio norte y el otoño y el invierno al hemisferio sur.

La duración de los períodos de luz y oscuridad varía en función de la latitud, de tal manera que en los dos polos geográficos, donde convergen los meridianos, hay seis meses de luz y seis meses de oscuridad y, en los círculos polares, los días y las noches duran hasta 24 horas. En cualquier fecha, cuando en el ártico es de día en el antártico es de noche. Es decir, el medio año de día seguido del medio año de noche acaecen alternadamente en el polo norte y en el polo sur geográficos, como si una luciérnaga potentísima saltara de uno al otro cada seis meses. Ambos polos reciben aproximadamente la misma cantidad de radiación, un poco más el Antártico ya que es durante su verano cuando el planeta se encuentra más cerca del sol. Sin embargo, es más frío que el Ártico, en parte porque se encuentra cubierto por una espesa capa de hielo que impide el paso a cualquier atisbo de calor geológico. En el Ártico es más delgada la capa que flota sobre el agua que permanece líquida por su elevada concentración de sales y, en ocasiones el océano escondido calienta el aire. En la circulación atmosférica global, el aire caliente circula del ecuador hacia los polos, donde se enfría para regresar a la cintura de la Tierra. Pero actúa de un modo distinto en los dos hemisferios: El relieve en torno al océano Ártico determina que las corrientes de aire sean más irregulares que en la Antártida, rodeada por agua. Se piensa que por ello el agujero de ozono es menor en el Ártico que en el Antártico. En la circulación oceánica y atmosférica, los polos introducen grandes cantidades de agua y aire fríos, pero su influencia en la temperatura terrestre también obedece a su color mayoritario: El blanco. La radiación solar puede ser reflejada, transmitida o absorbida según las características del lugar al que llega. El porcentaje de luz que refleja una superficie respecto a la que recibe se denomina albedo (del latín albus: blanco); cuanto más blanca sea la superficie mayor es el porcentaje. El albedo total de la Tierra es aproximadamente un 30%, y se debe en gran parte a la acción de la atmósfera y de las regiones polares. El resto de radiación es absorbida como calor. Cuanto más oscuro es un cuerpo, más radiación retiene. Un espejo la refleja casi toda. El hielo y la nieve actúan como un espejo; poseen un albedo de aproximadamente 80%. Si se funden, se genera un proceso en cadena: Disminuye la superficie extremadamente reflectante, por lo que se retiene más radiación y este calor funde más hielo y nieve. En consecuencia, aumenta el agua fría en los cauces de los ríos continentales y la circulación de agua en los océanos cambia. El equilibrio del planeta depende de la estabilidad de los polos. Si liberaran toda el agua que almacenan, el nivel del mar subiría anegando las zonas costeras. Es probable que las temperaturas suban entre 1,8 y 4°C, antes del final del siglo XXI, según el informe anual del IPCC (Panel Intergubernamental sobre el Cambio Climático). La Tierra ha aumentado y disminuido de temperatura en diversas ocasiones. Pero la cuestión es qué proporción del calentamiento actual es causado por el ser humano y en qué modo le afectará en un futuro. Los gases atmosféricos, llamados de efecto invernadero, retienen la radiación solar y no la dejan partir de nuevo hacia el espacio. De no ser por este efecto, la Tierra sería demasiado fría para que la vida existiera tal como la conocemos. Con la revolución industrial, en el siglo XIX, se incrementó la producción de gases como el dióxido de carbono y el metano, lo cual ha alterado el equilibrio térmico del planeta. Este desequilibrio se origina fundamentalmente por la conjunción de dos factores: La quema de combustibles fósiles, que genera grandes cantidades de dióxido de carbono, y la eliminación de recursos forestales, cuya fotosíntesis fija este gas y produce oxígeno.

Esto altera en forma severa el rango de temperatura que hace posible la vida de las especies actual es en el planeta. El calentamiento global actual es preocupante porque los factores que lo provocan se retroalimentan: El calentamiento produce más calentamiento. Los habitantes que residen en las zonas nórdicas sufrirán cambios en su modo de vida y también cambiará la Tierra. Nuestro planeta es un todo que se autorregula: Es océano, tierra, bioma y atmósfera. Lo que ocurre en una de sus partes repercute en las demás. 72. De la Antártida es correcto afirmar que

A. Es un lugar desértico que carece de flora y fauna. B. Es un lugar cuya atmósfera contiene muy poco vapor de agua. C. Es la mayor extensión de agua cubierta por hielo del planeta. D. Es el lugar geográfico que recibe la menor cantidad de radiación

73. Por las características del aire en el Antártico, la humedad relativa es del

A. 100% B. 120% C. 0% D. 50%

74. Si la tierra avanzara en su giro alrededor del sol sin inclinación, (1) no habría alternancia de luz y oscuridad en los polos. (2) no habría estaciones en ninguna parte del planeta. De las anteriores afirmaciones se puede asegurar que

A. (1) y (2) son verdaderas. B. (1) es verdadera, (2) es falsa. C. (1) es falsa, (2) es verdadera. D. (1) y (2) son falsas.

75. El calor geológico, al que se refiere el texto, proviene de

A. Las corrientes de aire caliente. B. Los rayos solares. C. Las capas profundas de la Tierra. D. La evaporación

76. En el texto se expresa la idea de que la disolución de sales en el agua

A. Aumenta su velocidad de evaporación. B. Disminuye su presión de vapor. C. Disminuye su punto de fusión. D. Aumenta su presión osmótica.

77. La afirmación: "Cada casquete polar tiene en su correspondiente atmósfera un agujero de ozono",

A. Es verdadera y se deriva del texto B. Es verdadera pero no se deriva del texto. C. Es falsa aunque se deriva del texto. D. Es falsa y no se deriva del texto.

78. Si ocurriera un deshielo polar a causa del incremento de la temperatura, se presentaría

A. Una disminución del nivel del mar y de la extensión de playas. B. Un incremento del caudal de los ríos y del volumen de los lagos. C. Una elevación del nivel de los océanos y una reducción de las regiones continentales. D. Una sequía de las regiones nórdicas y un aumento de pluviosidad en el ecuador.

79. Los factores a los que el texto atribuye el desequilibrio térmico del planeta favorecen principalmente la existencia de organismos

A. Aerobios B. Autótrofos C. Heterótrofos D. Anaerobios

80. Del texto se puede inferir que las industrias producen dióxido de carbono en sus procesos de _____ y el carbono de ese compuesto las plantas lo someten a______, en su fotosíntesis, para producir glucosa y generar oxígeno.

A. Combustión — reducción B. Combustión — oxidación C. Reducción — absorción D. Absorción — oxidación

81. En el año 2007 en Groenlandia había 56.000 habitantes y su densidad de población era de 0,025 , la

más baja del mundo. Con esta información se puede concluir correctamente que la extensión de Groenlandia es

A. 140.000

B. 224.000

C. 1´400.000

D. 2´240.000 Prueba de admisión de la Universidad Nacional del 2004-2

EL EFECTO INVERNADERO

El aire que respiramos nos mantiene vivos en más de una forma. Si nuestra atmósfera, la temperatura global promedio estaría en los 18ºC bajo cero en lugar de los 15ºC que tenemos en la actualidad. Toda la radiación solar que penetra en la atmósfera, con energía equivalente a casi tres focos de 100 Watts por metro cuadrado, incidiría en la superficie terrestre y causaría la emanación de rayos infrarrojos como si hubiera un radiador gigantesco. Nada impediría que el calor regresara al vacío. Sin embargo, gracias a la atmósfera, sólo una fracción de ese calor se refleja de nuevo al espacio, el resto queda atrapado en las capas inferiores de la atmósfera, que contienen una serie de gases (vapor de agua,

, metano y otros) absorbentes de la radiación infrarroja emanada de la superficie terrestre. Conforme aumenta la temperatura de estos gases, parte del calor que irradian desciende de nuevo a la superficie. A este efecto se le conoce como efecto invernadero y en gran medida se debe al principal de los gases incidentes, el vapor de agua. Al aumentar el calor, se evapora más agua de los océanos, lagos y suelos. Cuanto más caliente sea la atmósfera mayor será la cantidad de vapor de agua que retiene y, a mayor contenido de vapor de agua en la atmósfera, será mayor el calentamiento por el efecto invernadero. Los seres humanos ejercemos poco control directo sobre el volumen de agua en la atmósfera, pero producimos otros gases de efecto invernadero que lo intensifican. El IPCC (Panel Intergubernamental sobre cambio climático) calcula que cerca del 60% del calentamiento observado desde 1850 se debe al incremento

de las emisiones de C producidas en gran parte por la quema de combustibles fósiles. La concentración de bióxido de carbono se ha incrementado un 0,3 por ciento cada año y ahora es aproximadamente un 30% mayor que antes de la revolución industrial. Para el año 2060 de persistir los índices actuales, por lo menos se duplicarán los índices preindustriales (y al finalizar el siglo podrían cuadruplicarse). De manera especialmente inquietante, el C perdura en la atmósfera por más de 100 años, a diferencia del vapor de agua, que permanece ocho días. Se calcula que el metano, principal ingrediente del gas natural, ha causado un 15% del calentamiento en la era moderna. Generado por las bacterias de los arrozales, la basura en descomposición, la cría de ganado y

el procesamiento de combustibles fósiles, el metano persiste en la atmósfera durante casi un decenio y, en la actualidad, ha incrementado su prevalencia cerca de dos veces y media con respecto al siglo XVIII. Otro de los principales gases que produce el efecto invernadero es el óxido nitroso (generados por los sectores agrícola e industrial) y diversos solventes y refrigerantes como los clorofluorocarbonos (CFC), cuyo uso se ha prohibido de acuerdo a un tratado internacional debido a los efectos dañinos que causa a la capa de ozono que protege la Tierra. La incesante acumulación de gases de efecto invernadero ha llevado al IPCC a pronosticar que en los próximos 100 años las temperaturas promedio mundiales aumentarán de 1 a 3,5ºC. Quizá no parezca mucho, sin embargo, la “pequeña edad de hielo”, una ola fría anómala que alcanzó sus niveles más altos entre 1570 y 1730 obligo a los agricultores europeos a abandonar sus tierras, fue producida por apenas un cambio de medio grado centígrado. 82. Según el texto, sino existiera la atmósfera, la temperatura global promedio del planeta

A. Disminuiría 33ºC B. Disminuiría 3ºC C. Aumentaría 33ºC D. Aumentaría 3ºC.

83. Los conceptos que aparecen asociados en relación causa – efecto en el texto son:

A. Vapor de agua - B. Rayos infrarrojos –capa de ozono C. Ola fría – solventes y refrigerantes D. Bacterias – metano

84. La expresión “cuanto más caliente sea la atmósfera, mayor será la cantidad de vapor de agua que retiene” implica que

A. En una atmósfera caliente hay más nubes. B. El agua es retenida por una fuente de calor. C. La humedad atmosférica solo depende del calor. D. Al disminuir la temperatura parte del agua puede condensarse

85. De acuerdo con el texto, son equivalentes las siguientes expresiones

A. Solvente – refrigerante B. Temperatura – radiación infrarroja C. Calor – radiación infrarroja D. Combustible fósil – clorofluorocarbono (CFC)

86. Los combustibles fósiles que se refieren en el texto son

A. Petróleo y carbón B. Óxidos de nitrógeno C. Carbohidratos D. Clorofluorocarbonos.