Principos de Quimica Apuntes y Cuestionarios

Principios de Química

Apuntes y Cuestionarios

La materia de Principios de Quimica de la Preparatoria Abierta presenta varios inconvenientes para

el alumno que estudia en casa, ya que el libro de texto esta dirigido a estudiantes que va a cursar

carreras relacionadas con la química, y por lo mismo, el tratamiento de los temas resulta elevado para

este nivel de estudio. En este material se ha resumido el contenido del curso Principios de Química para

la Preparatoria Abierta de la SEP. Se han tomado en cuenta los objetivos de la guía de estudios, junto

con el libro de texto. Al final de cada capítulo se encuentra el cuestionario del libro con los problemas

resueltos. Dentro de esos cuestionarios se encuentra una parte correspondiente a conceptos la cual se ha

dejado sin contestar para que el alumno la resuelva investigando en el libro o en internet, me parece

que el material de Wikipedia puede ser mas fácil de entender que el libro de texto.

Espero que este material les sea de utilidad y facilite también la labor del asesor en esta materia.

Cualquier comentario o sugerencia lo pueden enviar al siguiente correo electrónico:

[email protected]

Modulo # 1 Energía .

1. Movimiento.

Los científicos de una de las ramas de la física (la mecánica), durante siglos han dedicado especial atención al análisis del movimiento. ¿cuáles son los elementos o los aspectos más simples en cuyos términos puede describirse el movimiento? ¿Cuáles son los elementos más simples a los que pueden reducirse todas las formas de movimiento? Dos de los "elementos" más útiles se relacionan con la posición (la posición del objeto en el espacio y su posición respecto al tiempo). La descripción de un cuerpo en movimiento debe indicar en dónde está y cuándo. Se puede describir la forma en que se desplaza un objeto, indicando cómo se relacionan entre sí las dos posiciones. La mejor descripción, la proporciona la ecuación con la cual podamos

decir dónde estará el objeto en un tiempo futuro, o dónde estaba anteriormente.

Cinematica: Es la parte de la mecánica que se encarga de estudiar la geometría del movimiento.

Velocidad = distancia/tiempo

Aceleración = cambio de velocidad /tiempo

2. Sistema métrico decimal.

Fue implantado por la primera Conferencia General de Pesos y Medidas (París, 1889). Se pretendía buscar un sistema de unidades único para todo el mundo y así facilitar el intercambio científico, cultural, comercial, de datos... Hasta entonces cada país, incluso cada región, tenía su propio sistema de unidades; a menudo, una misma denominación representaba un valor distinto en lugares y épocas diferentes.

- Como unidad de medida de longitud se adoptó el metro, definido como la diezmillonésima parte del cuadrante del meridiano terrestre, cuyo patrón se reprodujo en una barra de platino iridiado. El original se depositó en París y se hizo una copia para cada uno de los veinte países firmantes del acuerdo. - Como medida de capacidad se adoptó el litro, equivalente a un decímetro cúbico de agua a 4 °C y 1 atm.

- Como medida de masa se adoptó el kilogramo, definido a partir de la masa de un litro de agua pura a su densidad máxima[1] (unos 4 °C) y materializado en un kilogramo patrón.

Las mejoras posteriores de los sistemas de medición tanto del tamaño de la Tierra como de las propiedades del agua mostraron discrepancias con los patrones. La Revolución industrial estaba ya en camino y la normalización de las piezas mecánicas, fundamentalmente tornillos y tuercas, era de la mayor importancia y estos dependían de mediciones precisas. A pesar de que las discrepancias que se encontraron habrían quedado totalmente enmascaradas en las tolerancias de fabricación de la época, cambiar los patrones de medida para ajustarse a las nuevas mediciones hubiera sido impráctico,

particularmente cuando nuevos y mejores instrumentos acabarían encontrando nuevos valores cada vez más precisos. Por ello se decidió romper con la relación que existía entre los patrones y sus fuentes naturales, de tal forma que los patrones en sí se convirtieron en la base del sistema y permanecieron como tales hasta 1960, año en el que el metro fue nuevamente redefinido en función de propiedades físicas y luego, en 1983, la Conferencia General de Pesos y Medidas celebrada en París hace una nueva definición del metro como la distancia recorrida por la luz en vacío durante 1/299.792.458 segundo. De esta forma, el metro recobró su relación con un fenómeno natural, esta vez realmente inmutable y universal. El kilogramo, sin embargo, permanece formalmente definido basándose en el patrón que ya tiene dos siglos de antigüedad.El sistema métrico original se adoptó internacionalmente en la

Conferencia General de Pesos y Medidas de 1889 y derivó en el Sistema Internacional de Unidades. Actualmente, aproximadamente el 95% de la población mundial vive en países en que se usa el sistema métrico y sus derivados.

MULTIPLOS Y SUBMULTIPLOS DE SISTEMA METRICO DECIMAL

3. Las tres leyes de Newton sobre el movimiento.

Primera ley del movimiento. Todo cuerpo permanece en su estado de reposo o de movimiento rectilíneo y uniforme siempre que las fuerzas externas no

lo obligan a cambiar ese estado. A esta propiedad de la materia se le llama inercia.

Segunda ley del movimiento. El cambio en el movimiento es proporcional a la fuerza y dicho cambio se produce en la dirección de la línea recta a lo largo

de la cual actúa la fuerza.

Fuerza = masa . Aceleración; F→ _{= m a}

Tercera ley del movimiento. La fuerza que un cuerpo ejerce sobre otro debe tener igual magnitud y dirección opuesta a la que el segundo ejerce sobre el

primero. También conocida como “ley de la acción y de la reacción”.

4. Concepto de peso.

La masa es la cantidad de materia que tiene un cuerpo y es una medida de la inercia.

El peso es la fuerza con la que un objeto es atraído por el centro de la tierra. Una persona tiene la misma masa en la tierra que en la luna, pero el peso es diferente, porque la luna atrae con menor fuerza (1/6) que la tierra.

Peso = F = mg g= aceleración de la gravedad = 9.8 m/s2

5. Principios en que se basa el funcionamiento de una balanza.

La balanza de brazos iguales funciona por comparación de masas; lo que se hace es equilibrar el peso de un objeto con el peso de un peso estándar o patrón, por la cantidad de masa patrón requerida para equilibrar la balanza se obtiene la masa del objeto.

Peso objeto = Peso patrón mo.g = mp.g

dividiendo todo entre “g”. mo = mp

6. Diferencia entre energía cinética y energía potencial.

La energía potencial es la que tiene un cuerpo debido a su posición en un campo gravitacional. En la superficie de la tierra es la que tiene un cuerpo debido a su altura. La energía potencial «Ep» es el trabajo realizado para elevar un cuerpo de masa «m» a una altura «h» en contra de la gravedad de la tierra.

Ep = m.g.h

La energía cinética es la energía «Ec» que tiene un cuerpo debido a su velocidad. Ec = ½ mv2

La energía potencial se convierte en cinética cuando un cuerpo se suelta desde su posición original «h», a medida que el cuerpo cae y la altura disminuye, la energía potencial disminuye mientras la energía cinética aumenta, pero siempre la suma de energía potencial + cinética es la misma.

Etotal = Ep + Ec

7. Los diferentes tipos de energía.

Energía calorífica o témica: Es la que se encuentra en forma de vibración molecular y que se percibe como calor.

Energía química: Se encuentra almacenada dentro de los enlaces de las moléculas y se libera a través de la reacciones químicas.

Energía luminosa: Se presenta en forma de radiación electromagnética y abarca un gran rango de longitudes de onda incluyendo a la luz visible. Energía eléctrica: Es la que se suministra a través del movimiento de electrones en un conductor.

8. Las propiedades de la luz.

Absorción: Una superficie negra absorbe y transforma en calor la mayoría de la luz que le llega. Superficies grises o coloreadas absorben parte de la luz y

reflejan el resto. Las de color reflejan luz de color, y las grises, luz blanca.

Trasmisión: La luz puede atravesar objetos no opacos.

Reflexión: Las superficies planas y pulidas reflejan la luz en un ángulo igual al ángulo del rayo incidente respecto a la normal.

Refracción: Es la desviación que sufre un rayo de luz al pasar de un medio a otro de diferente densidad (como del aire al vidrio), si el segundo medio es

mas denso que el primero, el rayo se acercará mas a la linea normal en cambio, si el segundo medio es menos denso que el primero, el rayo se alejará mas de la normal. La refracción se debe a que la luz viaja a menor velocidad en el medio mas denso.

Dispersión: Es la separación de los componentes de la luz blanca al pasar por un prisma para formar las distintas bandas de color que forman el arco iris.

Cada color corresponde a distinta longitud de onda, y todas esas longitudes de onda mezcladas forman la luz blanca.

Difracción: Es la desviación que sufren los rayos cuando inciden sobre el borde de un objeto opaco. Cuando la difracción se hace utilizando una doble

rendija se observa el fenómeno de interferencia, donde se forman patrones de lineas claras y oscuras.

Polarización: Como la luz es un movimiento ondulatorio transversal, su plano de vibración hace un ángulo de 90º con el sentido de propagación. La luz

que emiten las fuentes naturales se encuentra vibrando en todos los planos posibles, pero cuando se le hace pasar por ciertos materiales como la calcita o el vidrio polaroid, se obtiene un filtrado que solo deja pasar los rayos que vibran en un solo plano. A esta luz que ha sido filtrada de esta manera se le llama luz polarizada.

9. Las diferentes teorías sobre la naturaleza de la luz.

Teoría ondulatoria: Esta teoría, desarrollada por Christiaan Huygens, considera que la luz es una onda

electromagnética, consistente en un campo eléctrico que varía en el tiempo generando a su vez un campo magnético y viceversa, ya que los campos eléctricos variables generan campos magnéticos (ley de Ampère) y los campos magnéticos variables generan campos eléctricos (ley de Faraday). De esta forma, la onda se autopropaga indefinidamente a través del espacio, con campos magnéticos y eléctricos generándose continuamente. Estas ondas electromagnéticas son sinusoidales, con los campos eléctrico y magnético perpendiculares entre sí y respecto a la dirección de propagación.

Teoría corpuscular: La teoría corpuscular estudia la luz como si se tratase de un torrente de partículas sin carga y sin masa llamadas fotones, capaces de portar todas las formas de radiación electromagnética. Esta interpretación resurgió debido a que, la luz, en sus interacciones con la materia, intercambia energía sólo en cantidades discretas (múltiplas de un valor mínimo) de energía denominadas cuantos. Este hecho es difícil de combinar con la idea de que la energía de la luz se emita en forma de ondas, pero es fácilmente visualizado en términos de corpúsculos de luz o fotones.

10. Problemas que relacionan peso, masa y velocidad.

a) Cual es el meso de un objeto cuya masa es 2 kg. Peso = mg = 2 kg x 9,86 m/s2 _{= 19.72 Newtons}

b) Un objeto parte del reposo con una velocidad uniforme, a los 15 segundos se encuentra a 40 metros de su punto de arranque, ¿Cuál es su velocidad?. V = d/ t = 40 m/ 15 s = 8 m/s

c) Un cuerpo de 3 kg se encuentra suspendido a 15 m del suelo, luego se le deja caer. ¿Cuál es la energía potencial en el punto mas alto? ¿Cuál es la energía cinética y potencial que tiene cuando va cayendo a la mitad del recorrido?¿Cuál es su velocidad en el momento en que toca el suelo? c.1: Ep = mgh = 3 kg x 9.86 m/s2 _{x 15 m = 441 Kgm}2_/s2 _{= 441 Julios}

c.2: Ep = 3 kg x 9.8 x 7.5 m = 220.5 Julios Ec = 441 – 220.5 = 220.5 Julios c.3: Ec = ½ mv2 _{= 441 Julios; v = √2Ec/m = √2(441)/3 = 17.1 m/s}

11. Conversión entre grados Centígrados y Farenheit.

ºC = 5/9(ºF-32) ºF = 9/5ºC + 32

Cuestionario

1. ¿Qué significan las siguientes palabras?

a) cinemática: (18) b) metro:(16) c) velocidad: (18)

d) aceleración : (19) e) inercia: (20) f) fuerza: (22)

g) masa: (20) h) peso: (26) i) kilogramo: (20)

j) densidad: (39) k) peso específico: (39) l) caloría: (30)

m) propiedad extensiva: (30) n) impulso: (28) o) energía cinética: (29) p) energía potencial:(29) q) energía mecánica total: (30) r) frecuencia de la luz: (34) s) longitud de onda: (34) t) espectro lineal: (36) u) cuanto: (36)

2. ¿De qué maneras puede tener energía un objeto que está en un campo gravitacional?

Puede tener energía potencial de acuerdo a la intensidad del campo que lo atrae y energía cinética debido a la velocidad a la que se mueve impulsado por este campo.

3. Utilizando una balanza de brazos iguales, encontramos que un objeto tiene una masa de 0.5 kg. Si la misma balanza se

usara para medir este objeto en la Luna, ¿cuál sería su masa? Explique.

4. Un tipo común de balanza es el de resorte, como la que se ilustra en la fIgura 1.9. Suponga que la escala se calibra en la

Tierra usando como guía el kilogramo patrón y sus unidades fraccionarías, de tal manera que las marcas de la escala

correspondan a las masas. Suponga también que, usando una escala semejante en la Tierra, en el mismo lugar en donde fue

calibrada, encontramos que un objeto tiene una masa de 6 kg. ¿Cuál sería la lectura si se utilizara la misma escala para

determinar la masa del mismo objeto en la Luna? Explique.

Como la balanza de resorte mide la fuerza con que un objeto es atraído por el lugar en que esté, y como la balanza fue calibrada en la tierra, entonces el peso registrado será 1/6 del que tendría en la tierra, ya que la aceleración gravitacional de la luna es 1/6 de la de la tierra. Por tanto el peso registrado en la luna será de 1 kg.

5. El siguiente ejemplo ilustra el cálculo en que intervienen los impulsos. Con un rifle cuya masa es de 4 kg, se dispara una

bala de 10 g. a una velocidad de salida de 800 m/seg. Si el rifle tiene libertad de retroceso (no se lo tiene firmemente sujeto

contra el hombro), ¿a qué velocidad retrocederá y chocará contra el hombro? Se da por supuesto que se aplica la ley de

conservación del impulso y se la aplica a este problema de la siguien te manera:

MrifleVretroceso + MbalaVbala = MrifleVantes disparo + MbalaVantes disparo = 0

(ya que antes de disparar es cero la velocidad tanto del rifle como de la bala) ó 4000 g X Vretroceso + 10 g X 800 m/ seg = 0

Vretroceso = -(10) (800) = - 2 m/seg

4000

El signo menos indica que el rifle retrocede, es decir se mueve en direccion opuesta a la de la bala. La velocidad de retroceso es 2 m/seg, que es aproximadamente 7.24 km/h.

Problema. Un bloque de madera de 4 kg descansa en una superficie horizontal tan lisa, que no existe fricción. Se dispara

horizontalmente hacia él una bala de 10 g, a una velocidad de 800 m/seg, la cual se incrusta en la madera. ¿A qué velocidad

se moverán el bloque y la bala de la posición de reposo que tenia el bloque?

(masa

)(velocidad

) = (masa

)(velocidad

)

(velocidad

) = (masa

)(velocidad

) /(masa

)

(velocidad

) = (10 g)(800 m/s) /(4010 g) = 1.9950 m/s

Respuesta: 1.99 m/seg.

6. Convierta -40°C a grados Fahrenheit.

ºF = 9/5 ºC + 32 = 9/5(-40) + 32 = - 40 ºF

7. Calcule el número de kilocalorías que se requieren para elevar 10 grados centígrados la temperatura de 4 litros de agua.

Considerando la densidad del agua en 1 g/cc, entonces 4 litros son 4000 g de agua. La caloría está definida como el calor necesario para elevar 1 ºC la temperatura de 1 g de agua. Entonces se requieren

Q = CH2O . gH2O. (T2-T1) = (1 cal/g.ºC)(4000 g) (10ºC) = 40,000 calorías

8. ¿Cuántos gramos de plomo hay en un volumen de 1000 cc? ¿Cuántos de aluminio?

Densidad = masa / volumen; dplomo = 11.2 g/cm3, daluminio = 2.7 g/cm3

masa = densidad . volumen; masaplomo = 11.2 x 1000 = 11,200 g, masaaluminio = 2.7 x 1000 = 2,700 g

9. Una enfermera alemana informó que la temperatura de un paciente era de 39°C. ¿Estaba sano o enfermo el paciente?

Modulo # 2 Los Atomos y los Elementos.

1. Principales modelos atómicos (Thomson, Ruterford, Boh).

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico

1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes

clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada

positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la

radiación emitida por los átomos excitados de los

elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

2. Estructura atómica de los elementos a partir de el numero y la masa atómica

(colocación de electrones, protones, neutrones).

Numero atómico: indica el número de protones que hay dentro del núcleo y el número de electrones que se encuentran

girando al rededor.

Masa atómica: la masa atómica que se encuentra en la tabla periódica es en realidad el promedio de los pesos atómicos de

todos los isótopos de acuerdo a su abundancia relativa. Cuando se trata de un solo isótopo, la masa atómica representa la suma de protones y neutrones en el núcleo.

Distribución de electrones en los distintos niveles energéticos:

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un

átomo. El modelo, formulado por el erudito físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho. Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía. Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l. Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo). La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo

con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos. Y así, sucesivamente:

1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2_4d10_5p6_6s2_4f14_5d10_6p6_7s2_5f14_6d10_7p6 Ejemplo: Llenemos las capas de los siguientes elementos:

6C: 1s22s22p2

11Na:1s22s22p63s1

17Cl: 1s22s22p63s23p5

3. Los isótopos de los elementos.

Se denominan isótopos (del griego: σος, isos = mismo; τόπος, tópos = lugar) a los átomos de un mismo ἴ elemento, cuyos núcleos tienen cantidad

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

1s 2s 2px 2py 2pz

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

1s 2s 2px 2py 2pz 3s

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz

Las flechas hacia arriba o hacia abajo indican el cuarto número cuántico “spin” o giro del electrón con los valores +1/2 (↑) o -1/2. (↓). Cuando se llega a los subniveles p,d ,f, se llenan primero todos los orbitales con electrones de spin ↑, y cuando ya están todos llenos se procede a colocar los de spin ↓ hasta donde lleguen.

SUBNIVELES: El número máximo de electrones en cada subnivel es el siguiente: s2_{, p} 6_{, d} 10_{, f} 14

4. La Ley periódica.

La ley periódica es la base de la tabla periódica de los elementos. Esta ley establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden

a repetirse sistemáticamente a medida que aumenta el número atómico. La tabla, por lo tanto, es un esquema que presenta a los elementos químicos

según el orden creciente del número atómico.

5. Colocación de los grupos y períodos en la tabla periódica.

Las columnas verticales de la tabla periódica se conocen como grupos e incluyen elementos con una misma valencia atómica (y, por lo tanto, propiedades similares entre sí). Las filas horizontales reciben el nombre de periodos y presentan elementos con propiedades diferentes pero masas similares. El numero de período (del 1 al 7) indica la capa en que se ha colocado el último electrón; los elementos que se encuentran en un mismo período tienen su último electrón en la misma capa.

6. Localización en la tabla periódica de metales, no metales, de transición y gases

nobles.

Este es el esquema general de una tabla periódica (debe tenerse una tabla completa a la mano).

En el extremo izquierdo en rojo se han resaltado los elementos de los grupos IA y IIA (grupos 1 y2), que corresponden a los metales alcalinos y alcalinotérreos, estos son los metales que reaccionan más fácilmente con el agua y el oxígeno, por eso se les llamó metales reactivos. Al lado de ellos, en azul, están los metales de transición. Al extremo derecho en color amarillo se han resaltado los gases nobles, se les llama así porque normalmente no reaccionan con nada (como el oro y la plata). Junto a ellos, en verde, se encuentran los no

metales. Entre los metales de transición y los no metales, en color naranja se encuentran los

elementos anfóteros o metaloides (se les llama así por que algunas veces se comportan como metales y otras como no metales).

En la parte inferior, en color rosa, se han colocado los elementos de transición interna divididos en dos familias que derivan su nombre del primer elemento que comienza la serie (el Lantano y el Actinio). Esta serie se ha colocado aquí para evitar alargar demasiado la tabla.

7. Problemas que relacionan al Numero de Avogadro.

El número de Avogadro (Aº) representa el número de partículas (átomos o moléculas) que se encuentran presentes en 1 mol de substancia. Aº = 6.02 x10 23

Ejemplo: Cúantas moléculas hay en los siguientes casos

a) 1 mol de Cl2. Respuesta: 1 mol x 6.02 x10 23 _{) = 6.02 x10} 23 _{moléculas de Cl} 2

b) 28 g de nitrógeno gas. Respuesta: 28/28* = 1 mol de N2 = 1X 6.02 x10 23 = 6.02 x10 23 moléculas de N2

c) 125 g de CaCO3 Respuesta: 125/100* = 1.25 moles = 1.25 x 6.02 x10 23 = 7.525 x10 23 moléculas de CaCO3

NOTA: * 28 Y 100 son los pesos moleculares del N2 y el CaCO3 respectivamente.

8. Problemas que relacionan el concepto de “mol”.

1 mol es un número definido de átomos o moléculas, el número de Avogadro ( Aº = 6.02 x10 23 ₎

1 mol también es la cantidad en gramos de un elemento según se encuentra en la tabla periódica (en este caso se le llama átomo gramo) 1 mol es la cantidad en gramos expresada en el peso molecular (la suma de pesos atómicos) de un compuesto.

Cuando se trata de gases en condiciones normales de temperatura y presión (0º C, 1 atm ) 1 mol de cualquier gas ocupa 22.4 litros.

Numero de moles = peso / peso molecular; Peso molecular = suma de pesos atómicos de la molécula.

Ejemplos.

¿Cuantas moles hay en los siguientes casos?

a) 18 gr de H2O. Respuesta: 18/18 = 1 mol de agua

b) 35 gr de CuCl2 Respuesta: 35/ 134.44 = 0.26 moles de CuCl2

c) 75 gr de AgNO3 Respuesta: 75/ 169.86 = 0.4415 moles de AgNO3

Dado el número de moles, encuentre la cantidad en gramos de substancia ( Peso = moles x peso molecular) d) 0.25 moles de NaCl Respuesta: gr = 0.25 moles X 58.45 = 14.61 g de NaCl

e) 1.75 moles de H2SO4 Respuesta: gr= 1.75 moles X 98 = 171.5 g de H2SO4

Metaloides o anfóteros

9. Tipos de radiación que provienen de fuentes naturales.

Las fuentes naturales de radiación emiten tres tipos de partículas: Alfa( α ): Son núcleos de helio ( 4

2He+2), cuando un elemento sufre una desintegración α pierde dos protones y dos

neutrones, por tanto su número atómico disminuye en 2 y su masa atómica en 4.

Beta( β ): Son electrones de alta energía que emergen del núcleo, cuando un átomo sufre desintegración β su número atómico aumenta en una unidad, pero su masa permanece sin cambio, esto se debe a que un neutrón se transformado en protón.

Gamma( γ ): Son rayos de radiación electromagnética como la luz y los rayos x, la desintegración γ no afecta ni al número ni a la masa atómica.

10. Reacciones nucleares en el átomo de Uranio.

Ejemplo 1: El Uranio 238 se desintegra emitiendo partículas alfa, observe la siguiente reacción nuclear.

Como se puede ver el Uranio con número atómico 92, ha perdido dos protones y se ha convertido en Thorio cuyo número atómico es 90. La masa atómica también ha disminuído en 4 unidades debido a la perdida de dos neutrones junto con los dos protones, quedando en 234, en lugar de los 238 que tenía originalmente.

Ejemplo 2: El Thorio producido en la reacción anterior es inestable y se descompone emitiendo una partícula beta.

La desintegración beta hace que el Thorio (número atómico 90 y masa atómica 234) convierta un neutrón en protón, cambiando su número atómico en 91 y transformándolo en otro elemento, el Paladio. En este caso la masa atómica permanece sin cambiar ya que la masa del neutrón y del protón es casi la misma. El exceso de energía se emite en forma de radiación gamma.

11. El concepto de “vida media”.

El periodo de semidesintegración, también llamado vida mitad, semivida, hemivida o simplemente periodo, es el lapso necesario para que se desintegren la mitad de los núcleos

de una muestra inicial de una sustancia radiactiva. Se toma como referencia la mitad de ellos debido al carácter aleatorio de la desintegración nuclear.

Se calcula siguiendo la siguiente fórmula. t1/2 = ln (Co/Ct)/k

t1/2 = semivida ; Co= concentración inicial , Ct = concentracion en el tiempo t , k=

constante de semidesintegración.

12. Un ejemplo de “series de desintegración radiactiva”.

La figura muestra las reacciones nucleares que tienen lugar en la desintegración del Uranio 238 hasta llegar al isótopo estable de plomo 106

13. Interacciones de la radiación con la materia.

Transmutaciones inducidas.

Si se bombardea Berilio con partículas alfa se obtiene una corriente de neutrones de alta velocidad, según la siguiente reacción.

Radiactividad artificial.

Las reacciones anteriores proporcionan proyectiles con los que se puede bombardear toda clase de elementos y a partir de ellos obtener isótopos

radiactivos artificiales que son útiles para diversos propósitos - algunos en el tratamiento de enfermedades, como el cáncer.

Cuestionario

1. En este capítulo se presentaron varios términos nuevos. Escriba, con sus propias palabras, la definición de cada uno de ellos, empleando ilustraciones cuando sea necesario.

a) electrón. b) protón c) neutrón

d) estado estacionario e) orbital atómico f) número cuántico principal g) principio de exclusión de Pauli h) regla de Hund i) isótopos

j) número atómico k) propiedad física l) reacción química

m) peso atómico n) número de Avogadro o) partícula alfa

p) partícula beta q) rayo gamma r) radiactividad

s) transmutación t) vida media u) Curie

v) roentgen w) RBE

2. ¿En qué difería el modelo atómico de Thomson del de Rutherford? .

R: En el modelo de Thomson los electrones se encontraban “incrustados” dentro de una gelatina de carga positiva. En el modelo de Rutherford toda la carga positiva se encuentra concentrada en un pequeño espacio en el centro, y los electrones debían estar girando al rededor. Ruterford no especificó orbitas.

3. Describa en términos generales los puntos fuertes y los débiles del modelo de Rutherford.

Fuertes: explicaba la dispersión de partículas alfa al colocar la carga positiva en el centro. Débiles: el electrón girando al rededor del núcleo debería “caer” hacia el núcleo emitiendo energía electromagnética, eso no pasaba.

4. ¿Qué experimento clave llevó al rechazo del modelo de Thomson? .

R: La dispersión de partículas alfa efectuada por Rutherford, que mostraban la existencia de una concentración de carga positiva en el centro.

5. En lo que respecta a la teoría clásica, ¿cuál era la objeción principal al modelo de Bohr? ¿Cómo resolvió Bohr este problema?

R: La objeción era que un electrón girando al rededor de una carga positiva “caería” emitiendo energía. Bohr resolvió la cuestión estableciendo “estados estacionarios” en los que el electrón no absorbe ni libera energía. Dichos estados estacionario se definían por el número cuantico “n” que indicaba en nivel o capa energética. Para que un electrón absorbiera o emitiera energía, debía pasar de una capa a otra, y la energía emitida o absorbida era la diferencia de las energías de los dos niveles entre los cuales el electrón saltaba.

6. Describa en términos generales las semejanzas y las diferencias entre las orbitales del átomo de hidrógeno y las de otros átomos.

R: El átomo de hidrógeno tiene un solo electrón ocupando el nivel n=1; los demás átomos contienen muchos electrones y su estructura, sí como la forma de sus orbitales varía de acuerdo a los números cuánticos que ocupa cada electrón.

7. ¿Cuántos protones debe contener el núcleo de un átomo que tiene la configuración electrónica 1s2_2s2_2p6 _3s2_3p6 _3d5 _4s2_?

R: Al sumar los electrones se obtiene su número atómico, el cual es 25, éste es también el número de protones.

8. ¿Qué representa el número atómico?.

R: Representa el número de protones en el núcleo y el número de electrones que giran al rededor de él.

9. Tomando como base la configuración de la pregunta 8, diga qué es más probable, que este elemento sea uno de transición o que pertenezca a otro grupo. Explíquelo. (Debe poder contestar a esta pregunta, sin necesidad de consultar una tabla periódica o una tabla de los elementos.)

R: La existencia de niveles “d” incompletos (como d5_{), hace que pertenezca a la serie de elementos de transición.}

10. Sin usar tablas o gráficas, debe poder expresar las configuraciones electrónicas de cualquier elemento del 1 al 20. a) Utilizando el simbolismo condensado (véase la pregunta 8), escriba las configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son 3, 7, 5, 19, 14, 10, 20, 9, 5, 17 y 13. b) Sin consultar tablas, y basándose en las configuraciones electrónicas que acaba de escribir para la parte (a), diga si el elemento en cuestión puede ser metal o no metal. Explíquelo.

N. A Configuración Tipo de elemento N.A Configuración Tipo de elemento

3 1s22s1 metal 10 1s22s22p6 no-metal

7 1s2_2s2_2p3 no-metal 20 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2 metal

5 1s22s22p1 no-metal 9 1s22s22p5 no-metal

19 1s22s22p63s23p64s1 metal 17 1s22s22p63s23p5 no-metal

14 1s2_2s2_2p6_3s2_3p2 no-metal 13 1s2_2s2_2p6_3s2_3p1 no-metal

11. Indique la configuración electrónica y la composición para los núcleos de un isótopo lógico del elemento de número atómico 12 y masa atómica 25. La composición del núcleo es: 12 protones y 13 neutrones

La configura ción electrónica es: 1s22s22p63s2

12. El diagrama adjunto indica una parte de una tabla periódica. También se han usado símbolos atómicos hipotéticos. Debe poder contestar a las siguientes preguntas, sin necesidad de recurrir a una tabla periódica real. (Los números son los atómicos.)

a) Escriba el número atómico de un elemento en la misma familia que Y. Resp = 9 b) Escriba el número atómico de un elemento del mismo perlodo queW. Resp = 14

e) ¿Qué es más probable que sean los elementos mostrados, metales o no metales? Resp = no-metales

d) Si hay seis electrones en la capa exterior de X (nivel energético ocupado más alto, ¿cuántos tendrán las capas exteriores de los elementos 8, 15 y 36? (Debe poder deducir las respuestas sin construir configuraciones electrónicas.). Resp: 8= 6e; 15= 5; 36= 8

13. ¿Cuál sería el peso de una muestra de sodio que tiene el número de Avogadro de átomos de sodio? (Indique la unidad de peso.)

R: Puesto que es un número de Avogadro = 1 mol. , entonces el peso es el peso atómico = 22.9898 gr.

14. ¿Cuál sería el peso de una muestra de criptón que tenga 3.01 X 1023 _{átomos de criptón?}

R: moles = 3.01 X 1023 _{/ 6.02 X 10}23 _{= 0.5; peso = 0.5 X 83.8 g = 41.9 gr de Kr}

15. ¿Cuáles son los pesos de las siguientes muestras? Incluya la unidad correcta de peso.

a) 1 X 6.941 = 6.914 gr Li b) 0.34 X 32 = 10.88 gr S c) 25.6 X 22.98 = 588.28 gr Na d) 25.6 X 6.91 = 176.896 gr Li

e) 25.6 X 1.0 = 25.6 gr H f) 0.002 X 39.94 = 0.0798 gr g) 3.4 x10-6 _{X 238 gr = 809 μg U h) 1.56 x10} -3 _{X 200.6 = 312.93 mg Hg}

i) 978 X 40.07 = 39.18 kg j) (6.02 x1022 _/6.02x1023 _{)12 = 1.2 g C}

16. ¿Qué volumen ocupa 1 mol de Na (d20 = 0.97 g/cc)?

R: Masa de 1 mol de sodio = 22.9898 g; si Densidad = masa / volumen, entonces: volumen = masa / Densidad VNa = 22.9898 / 0.97 = 23.7 cm3.

17. ¿Qué volumen ocupa 1 mol de He a 0º C y una presión de 1 atmósfera, si su densidad, en esas condiciones, es de 0.1785 g por litro? Note las unidades de la densidad en este caso. El helio es un gas.

R: V = m/ d; VHe = 4 g/ 0.1785 g/L = 22.4 litros

18. ¿Cuál es el volumen ocupado por cada uno de los gases siguientes, a 0º C y 1 atmósfera de presión, si tienen en esas condiciones las densidades dadas?

a) Ne, d 0.9002 g/litro b) Ar, d = 1.7824 g/litro c) Kr,d = 3.708 g/litro

a) VNe = 20.1797/ 0.9002 = 22.41 litros b) VAr = 39.948/1.7824 = 22.41 litros c) VKr = 83.798 /3.708 = 22.5 litros

19. Revisando los resultados de sus cálculos en las preguntas 17 y 18, ¿cuál de las propiedades de esos gases parece ser substancialmente constante? (Asegúrese de especificar las unidades correctas.)

R: Cuando las condiciones son las mismas el volumen es el mismo para cualquier gas.

20. Suponiendo que esta constante se aplique a otros gases, como el nitrógeno, el oxígeno, el cloro y el flúor, ¿cuál es el peso fórmula del nitrógeno, si su densidad medida es 1.2506 g/litro? ¿Cómo se compara esta respuesta con el peso atómico del nitrógeno?

R: Suponiendo que las condiciones son 0ºC y 1 atm, y el volumen involucrado son 22.4 litros; entones la masa molecular debe ser

masa=densidadXvolumen; m= 1.2506 g/l X 22.4 l = 28.01 gr; este resultado es el doble del peso atómico debido a que la molécula de nitrógeno es diatómica (N2).

21. ¿Cuántos moles habrá en cada una de las muestras siguientes?

a) 23/23 = 1 mol Na b) 6/12 = 0.5 moles C c) 40/ 20.17 = 1.9831 moles Ne d) 500/39.098 = 12.78 moles K

e) 1000 / 55.84 = 17.90 moles Fe f) f) 0.500/ 26.98 = 0.0185 moles Al g) 454/ 6.94 = 65.41 moles Li h) 28.6 / 32 = 0.8937 moles S

22. Agregue los símbolos de las partículas del bombardeo que se usan en las siguientes transmutaciones a) α+2

b) 1 0n

R: intermediario = 18 9F

24. Cuando se bombardea el boro 10 con partículas alfa se forma nitrógeno 13:

El nitrógeno 13 es también radiactivo (tl/2 = 10 minutos). Se desintegra para formar carbono 13 más una nueva partícula, denominada positrón:

Calculando de la ecuación dada, ¿cuál es la carga eléctrica de un positrón? ¿Cuál es su masa? Compare el positrón con el electrón.

R: carga del positrón positiva (+), la masa es la misma del electrón y no altera la masa atómica.

25. Suponga que tiene una muestra de 100 g de un elemento radiactivo, cuya vida media es de 10 días. ¿Cuánto quedará de este elemento después de cinco períodos de vida media?

R: como la vida media es el tiempo que tarda en desintegrarse la mitad de la muestra original. Cinco períodos son 50 días, en los cuales queda:

100 g → 50 g → 25 g → 12.5 g → 6.25 g → 3.125 g

Modulo # 3 Las Substancias y el Cambio.

1. Ley de las proporciones definidas y Ley de las proporciones múltiples.

Ley de las proporciones definidas (J. L. Proust): establece que “en una substancia pura, los elementos siempre se combinan en las mismas

proporciones de peso, sin que influya para nada dónde o cómo se obtuvo la substancia original”. Ejemplo: en el óxido de platino, la proporción entre el

oxígeno y el platino es, evidentemente, 6.08 : 1, en peso.

Pt = 195 g; O = 16.00 x2 = 32 g ; Fórmula = PtO2 ; Proporción = 195/32 = 6.09

Ley de las proporciones múltiples (J. Dalton): éstos quedan generalizados por la ley de proporciones múltiples: “Si dos elementos forman más de un

compuesto, los diferentes pesos del elemento que se combina con el mismo peso del otro, se encuentran relacionados en una proporción de números enteros pequeños”.

Ejemplo: SnO y SnO2

Compuesto % Sn % O Relación Sn/O Relación Sn/Sn

SnO 88.1 11.9 88.1/11.9 = 7.4:1 7.4/3.7 = 2:1

SnO2 78.7 21.3 78.7/21.3= 3.7:1 3.7/7.4 = 1:2

Esto significa que el SnO contiene el doble de estaño respecto al oxígeno que el SnO2. Esto fue lo que llevó Dalton a concluir que la materia debería estar

formada por partículas muy pequeñas, a las que llamó átomos.

2. Teoría atómica de Dalton.

• La materia está compuesta de átomos.

• Los átomos son indestructibles y las reacciones químicas son simplemente un reacomodo de átomos. • Todos los átomos de un elemento son iguales, en lo que respecta a peso y propiedades.

• Los distintos elementos se componen de diferentes tipo de átomos, cuya principal diferencia reside en el peso.

• En la formación de un compuesto, un número definido, aunque pequeño de átomos se combinan para formar las partículas compuestas.

3. Cálculo del peso molecular de compuestos usando la tabla periódica.

Para obtener el peso molecular, se suman los pesos atómicos de los elementos, tomando en cuenta los subíndices. Ejemplos:

NaCL CO2 CaCO3 Na2CO3 H2SO4

Na = 22.98 g C= 12 g Ca= 40 g Na= 22.98 x2= 45.96 H = 1 x2= 2 g

Cl = 35.45 O= 16 x2 = 32g C= 12 g C=12 g S = 32 g

O= 16 x3 = 48 g O= 16 x3 = 48 g O =16 x4= 64 g PMNaCl= 58.43 PMCO2= 44 g PMCaCO3= 100 g PMNa2CO3= 105.96 g PMH2SO4= 98 g

4. Cálculos que involucran pesos moleculares y moles de substancias.

1 mol es una unidad química que tiene distintos significados:

a) Son 6.02 x1023 _{átomos o moléculas., b) Es el peso de substancia correspondiente a su peso molecular (suma de pesos atómicos).}

c) En el caso se gases, son 22.4 litros de cualquier gas en condiciones normales de temperatura y presión (0ºC y 1 atm)

Para calcular el número de moles de cualquier substancia, solo tenemos que dividir su peso entre el peso molecular: Moles = Peso/ Peso molecular

.

a) 10 g de O2

10/32 = 0.3125 moles b) 14 g de H2O14/18 = 0.7777 moles c) 23 g de Li23/6.941 = 3.3136 moles 32 g de CaCO332/100 = 0.32 moles

5.Teoría cinética de los gases.

Esta teoría permite estudiar a los gases como a partir de sus partículas:

1. Un gas consta de un número extremadamente grande de partículas diminutas en un estado de movimiento constante caótico y totalmente al azar. 2. Estas partículas son muy duras y perfectamente elásticas (lo cual significa que cuando chocan no se registra ninguna pérdida por fricción).

En esta teoría la energía cinética media de las moléculas está dada por la ecuación: Ec = ½ mv² ; y es proporcional a la temperatura absoluta.

6. Leyes de los gases (Boyle, Gay Lussac, Charles).

Ley de Boyle Ley de Gay Lussac Ley de Charles

“A temperatura constante, el volumen de un gas varía en

proporción inversa a la presión ejercida sobre él”. “A volumen constante, la presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente es directamente proporcional a la temperatura absoluta”

“A presión constante, el volumen de un gas varía en proporción directa a su temperatura absoluta”.

V1P1 = V2 P2 P1 / T1 = P2 / T2

Temperatura absoluta (ºK)= ºC + 273

V1 / T1 = V2 / T2

Temperatura absoluta (ºK)= ºC + 273 10 litros de un gas se encuentran a 1 atm de presión. ¿Cuál

será su volumen si la presión se aumenta a 2 atm? V2 = V1P1/ P2; V2= 10 L. x 1 atm/ 2 atm = 5 litros

2 litros de un gas a 30ºC y 1 atm de presión se calientan hasta alcanzar 50ºC. ¿Cuál será su nueva presión, si el volumen se mantiene constante?

T1= 30 + 273 = 303 ºK; T2 = 50 + 273 = 323 ºK

P2 = P1 T2/ T1 ; P2= (1)(323)/(303) = 1.066 atm.

1.5 litros de un gas a 20 ºC se han colocado en un globo. Luego el globo se sumerje en agua hasta alcanzar los 35ºC, ¿Cuál será ahora el volumen del gas contenido en el globo? T1= 20 + 273 = 293 ºK; T2 = 35 + 273 = 308 ºK

V2 = V1 T2 / T1 ; V2 = (1.5)(308)/293 = 1.5767 litros

7. Ley General del estado gaseoso.

Combina las tres leyes anteriores en una sola: P1 V1 / T1 = P2V2/ T2

Ejemplo: 40 litros de un gas a pesión de 1 atm y temperatura de 25 ºC se han calentado hasta 85 ºC y sometidos a una presión de 2.7 atm. ¿Cuál será ahora su volumen?

T1= 25 + 273 = 298 ºK ; T2= 85 + 273 = 358 ºK

V2 = P1 V1T2/ T1P2; V2 = (1)(40)(358)/(298)(2.7)= 17.79 litros

8. ¿Cómo tiene energía un sistema?.

Un sistema tiene energía asociada al movimiento de sus moléculas, esta energía se conoce como energía interna. En los gases ideales se asume que las moléculas solo adquieren energía de traslación al moverse y chocar entre sí y con las paredes del recipiente. En los gases reales intervienen además otros movimientos, como el de vibración y rotación, que también absorben energía. Además de la energía interna, un sistema tiene otros tipos de energía que no están asociados al movimiento molecular, dentro de esas energías se encuentran la energía eléctrica (que está disponible para las reacciones químicas) y la energía nuclear (contenida en el núcleo, y que se intercambia en las reacciones nucleares).

E total= E sistema total + E interna

E total= E nuclear + E eléctrica + E rotación + E vibración + E traslación

9. ¿Como gana y pierde energía un sistema?.

a) Mediante transferencia de calor (el calor fluye del medio mas caliente al mas frió), b) Mediante trabajo mecánico ( ej. expansión o contracción de un gas) , c) mediante procedimientos eléctricos.

10. La primera Ley de la Termodinámica.

“El calor absorbido por un sistema (Q), a partir del medio ambiente, es igual a la suma del cambio de energía interna (ΔE) de sus moléculas, mas el trabajo realizado por el sistema (w)”.

Q = ΔE + w , ó bien: ΔE = Q – w

Nota: Q es positiva cuando el sistema absorve calor (se enfría) y negativa cuando pierde calor (se calienta); w es positivo cuando el sistema efectúa trabajo (se expande) y negativo cuando el trabajo se efectúa sobre él (se le comprime).

EL CONCEPTO DE ENTALPÍA (H):

La entalpía es el calor absorbido por el sistema a presión constante, de manera que dicho calor se utiliza para aumentar la energía interna de las moléculas y efectuar un trabajo de presión-volumen.

H = E + PV ; H = Entalpía, P = presión, V= volumen.

11. Principios generales que rigen al estado líquido.

Los líquidos se caracterizan por moléculas con movimiento mas lento que los gases, que están mas firmemente unidas al resto y de manera constante. Entre las características que se presentan en los líquidos se encuentran: a) la presión de vapor, b)la tensión superficial, c) la capilaridad, d) la viscosidad y otras. En este módulo solo se ve la presión de vapor.

½ mv² ⊂ T

⊂

Presión de vapor. Un líquido en un recipiente cerrado se encuentra en equilibrio con sus moléculas que se encuentran en estado

gaseoso, estas moléculas ejercen una presión sobre las paredes del recipiente que depende de la temperatura. A mayor temperatura, la presión será mayor; cuando la presión de vapor iguala a la presión atmosférica, se produce la ebullición.

12. Principios generales que rigen al estado sólido.

Los sólidos conservan su forma, debido a que sus moléculas se encuentran fijas firmemente unidas por fuerzas de atracción. Si el sólido se calienta, sus moléculas comienzan a vibrar hasta que se separan deslizándose unas sobre otras para formar el estado líquido.

13. Problemas que involucran las leyes de los gases.

Ver preguntas 11, 12, 13, 15, 16 y 17 del cuestionario.

14. Problemas que involucran las leyes de la termodinámica.

Cuestionario

1. Revise el significado de los siguientes términos, escribiendo su definición con sus propias palabras. (Puede consultar en internet para contestarlas). a) substancia químicamente pura b) peso fórmula c) peso fórmula-gramo

d) mol e) sistema f) medio ambiente

g) sistema aislado h) ley de los gases ideales i) constante universal de los gases j) Presión y temperatura estándares (STP) k) volumen molar l) energía interna

m) entalpía n) exotérmico o) endotérmico

p) fuerzas de Van der Waals q) presión de vapor en equilibrio r) calor específico de fusión

2. Enumere los hechos que actualmente se consideran erróneos en los postulados de la teoría atómica de Dalton.

R: Los átomos no son indivisibles, sino que está, constituidos por partes mas pequeñas llamadas partículas subatómicas. Los átomos de un mismo elemento pueden diferir en el peso, debido al diferente numero de neutrones (isótopos). Los elementos se distinguen principalmente por su número atómico y no por su peso.

3. Con el fin de resolver con facilidad los problemas prácticos de relaciones de peso, es conveniente manejar ciertas operaciones de rutina con el mínimo de problemas. Una de estas operaciones es la determinación de los pesos fórmula, a partir de las fórmulas y los datos que se dan en la tabla de pesos atómicos. Como práctica, calcule los pesos fórmula de cada uno de los siguientes compuestos. Redondee los pesos atómicos al entero más cercano, pero use 35.5 para el cloro.

Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3

a) S8 = 32x8 = 256 Br2 = 80 x2 = 160 NaOH = 40

b) AI(N03)3 = 27 +14x3+16x9 = 213 H3P04 = 1x3+31x1+16x4= 98 Ca(N03)2 = 164

c) (NH4)2C03 = 14x2+1x8+12+16x3 = 96 Mg(H2P04)2 =24+1x4+31x2+16x8= 218 Ba(HS04)2 = 331.3

d) C9H804 (aspirina)= 12x9+1x8+16x4= 180 C27H460 (Colesterol)= 12x27+1x46+16= 386 C8H18 (octane) = 114

e) AI2(S04)3 = 27x2 +32 x3+ 16x12= 342 Ca3(P04)2 = 40x3+31x2+16x8= 310 Sn3[Fe(CN)6]2 = 777.6

Respuesta: Grupo 3: a) 40, b) 164, c) 331, d) 114, e) 781.

4. Otra operación importante es calcular el número de moles de una substancia que se encuentran en una muestra de cualquier tamaño dado. Como práctica, calcule el número de moles que se encontrarán presentes en cada situación (las fórmulas dadas aquí aparecen en el ejercicio 3).

Fórmula: nº moles = gramos de substancia/peso molecular

Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3

a) 1000 g AI(N03)3.; 1000/213= 4.7 moles 10 g Mg(H2P04)2; 10/218 = 0.045 25 g Ca(N03)2; R= 0.154 b) 100 g NaOH.; 100/40 = 2.5 9.8 g H3P04; 9.8/98 = 0.1 10 g Ba(HS04)2; R= 0.0302 e) 1.6 g Br2; 1.6/160 =0.01 2 g NaOH; 2/40 = 0.05 10-3 _{g Ca3(P04)2; R= 3.22X10}-6

d) 9.6 g (NH4)2C03; 9.6/96 = 0.1 0.387 g colesterol; 0.387/386 = 0.001 193 mg colesterol; R= 005 e) 4.5 g aspirina (C9H804); 4.5/180 = 0.025 1 lb (NH4)2C03; 454 g/96 = 4.73 1 kg Br2; R= 6.25

5. Los instrumentos para pesar cantidades inferiores a 1 X 10-6 _{gr. son muy especializados y raros. a)¿Cuántas unidades de fórmula (moléculas) de agua}

(H20) se encontrarán presentes en 1 X 10-6 g, suponiendo que el número de Avogadro sea 6.02 X 1023. b) Si pudiera contar una por segundo, ¿cuántos

siglos necesitaría para contar las moléculas de agua de una muestra tan pequeña? R:

a) PMH2O = 18 g/mol; Nº moles = 1 X 10-6 gr / 18 g/mol = 5.6 x10-8 moles; Nº Moléculas = (5.6 x10-8 moles) (6.02 x1023) = 3.34 x1016

b) Serían 3.34 x1016 _{segundos; 1 año = 365 x 24 x 60 x 60 = 31,536,000 segundos; Tiempo = 3.34 x10}16_{/ 31,536,000 = 1.054 x10}9 _años

= 10,540,000 siglos

6. Si un átomo de carbono 12 pesa 2 X 10-23 _{g, ¿cuánto pesa una molécula de agua?}

Respuesta: 18/12= x / 2 X 10-23 _{x = (18 )(2 X 10}-23_{)/12 = 3 X 10}-23 _g.

7. Otra operación encontrada frecuentemente en química es calcular el número de gramos presente en cualquier número dado de moles de un compuesto. Como práctica, calcule el número de gramos presentes en cada uno de los casos siguientes (todas las fórmulas aparecen en el ejercicio 3).

Respuesta: Los gramos se obtienen multiplicando las moles por el peso molecular ( g = moles x PM)

Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3

a) 0.1 mol de aspirina; (0.1 x 180= 18) 0.002 mol de Ca(NO3)2; (0.002 x 164 =0.328) 0.5 mol de NaOH; = 20 b) 0.3 mol de C8H18; (0.3 x 114= 34.2) 1.69 moles de Ca3(P04)2; (1.69 x 310 =523.9) 1.17 moles de Br2; = 27.2 e) 0.02 mol de H3P04; (0.02 x 98= 1.96) 25 moles de colesterol; (25 x 386 =9,650 ) 10-6 _{mol de colesterol; = 3.86 x10}-4

d) 2.63 moles de Br2; (2.63 x 160= 420.8) 0.125 mol de (NH4)2CO3; (0.125 x 96=12 ) 0.25 mol de Br2; = 40 e) 5 moles de NaOH; (5 x 40= 200) 1.11 moles de H3P04; (1.11 x 98=108.78 ) 0.33 mol de H3P04

8. Determine cuántos gramos de cada una de las substancias siguientes se necesitarían para obtener 0.1 mol: a) HF, b) HCI, c) HBr, d) HI. a) HF = 0.1 x 20 = 2.0 g b) HCl = 0.1 x 36.45 = 3.64 g c) HBr = 0.1 x 81 = 8.1 g d) HI = 12.8 g

9. ¿Cuántos moles hay en 100 gramos de cada uno de los compuestos del ejercicio 8?

a) HF = 100/20 = 5 moles b) HCl = 100/36.45 = 2.74 moles c) HBr = 100/81 = 1.23 moles d) HI = 0.78 moles 10. Calcule los porcentajes de composición de los elementos en las substancias siguientes. A continuación se da un ejemplo.

a) H20 (agua); O=88.8 % , H= 11.2 % b) CH4 (metano); C= 75%, H= 25% e) NH3 (amoniaco); N=82.3%, H= 17.7%

d) C2H6O (éter) e) CHCl3 (cloroformo); C=10%, H=0.83%, Cl=89.17% f) C12H22011 (azúcar); C=42.1% ,H=6.4% , O=51.5%

Ejemplo: C2H60.

Para facilitar las cosas tabulamos los elementos del compuesto de la siguiente forma:

a b c d e f

Elemento Cantidad Peso atómico Peso por elemento

(b).(c) (d/Suma)Razón (e x 100)%

C 2 12 2 x12 = 24 24/46 = 0.5218 52.18

H 6 1 6 x1 = 6 6/46= 0.1304 13.04

O 1 16 1 x 16 =16 16/46= 0.3478 34.78

Suma= 46 g S= 1 S= 100 %

11. Con la ecuación de los gases ideales, demuestre que el peso fórmula (peso molecular) de un gas puede calcularse utilizando la ecuación siguiente: Donde w es el peso en gramos de muestra de gas.

Respuesta:

PV = nRT ... (1); pero n = w/Pf ...(2), donde Pf = Peso fórmula.

Substituyendo (2) en (1), se tiene: PV = wRT/Pf; despejando Pf, se tiene: Pf= wRT/PV

12. Una muestra de un gas "desconocido" que pesa 0.065 g, ocupa un volumen de 100 cc, a una temperatura de 27°C y a una presión de 760 mm de Hg. Calcule su peso fórmula. Nota. Para usar la ecuación de los gases ideales, o su forma dada en el ejercicio 11, deben ponerse todos los datos en las unidades correctas para un valor de R = 0.082 (litro)(atm)/(ºK)(mol).

R: w= 0.065 g; R= 0.082 (litro)(atm)/(ºK)(mol); T= 27 + 273 = 300 ºK; P= 760mmHg/760= 1 atm; V= 100 cc/1000 = 0.1 litros

Peso fórmula = (0.065 g)(0.082 litro.atm/ºK.mol)(300ºK) / (1 atm )(0.1 litro) = 15.99 g/mol

13. Se analizó el gas del ejercicio 12 y se descubrió que contiene los siguientes porcentajes de sus elementos: carbono= 75.0%; hidrógeno= 25.0% Calcule su fórmula molecular.

a) Calculamos primero su fórmula mínima (si tabulamos los resultados es mas fácil): Elemento

(a) Peso atómico(b) (c)% (d)=c/bMoles Relaciónd/dmenor

Formula mínima C 12 75 75/12=6.25 6.25/6.25 = 1

H 1 25 25/1=25 25/6.25 = 4 CH4

b) Calculamos su fórmula molecular.

R: Aquí solo hay que obtener el peso molecular de la fórmula mínima y, luego, dividir el peso molecular obtenido antes, entre este valor para obtener el factor por le que se van a multiplicar los elementos.

PMCH4= 12+4 = 16; Como el peso molecular del gas obtenido en el ejercicio 12 es 16, entonces el factor (f=16/16) es igual a 1 y, por tanto, la fórmula

molecular es igual a la fórmula mínima = CH4.

14. Calcule el porcentaje de composición de los elementos de las fórmulas HO y H202. La primera, como está escrita, es hipotética, y la segunda es la

fórmula real del peróxido de hidrógeno.

Nota. Este problema introduce una excepción principal a la regla (p. 96), que debe usarse la proporción más pequeña en números enteros para representar una substancia. La proporción más pequeña de números enteros representa la fórmula empírica; la fórmula molecular puede estar constituida por un múltiplo simple de la fórmula empírica, y siempre indicará la composición real de una unidad de la fórmula. El benceno (C6H6) y el acetileno (C2 H2) tienen

diferentes fórmulas moleculares, aunque la empírica es la misma, CH.

Peso fórmula = w RT

Elemento Cantidad Peso atómico Peso total % Elemento Cantidad Peso atómico Peso total %

O 1 16 16 94.1 O 2 16 32 94.1

H 1 1 1 5.9 H 2 1 2 5.9

Suma 17 Suma 34

a) ¿Cómo se comparan los porcentajes de composición de HO y H202? R: son iguales

b) ¿Qué otros datos cuantitativos experimentales se necesitarían, además de los porcentajes de composición, para conocer cuál de las dos se ha analizado? R: Se necesita calcular el peso molecular.

c) Calcule los porcentajes de composición del benceno y el acetileno.

Benceno (C6H6) Acetileno (C2H2)

Elemento Cantidad Peso atómico Peso total %

C 6 12 72 92.3

H 6 1 6 7.7

Suma 78 100

Elemento Cantidad Peso atómico Peso total %

C 1 12 12 92.3

H 1 1 1 7.7

Suma 13 100

15. Un compuesto orgánico desconocido, un gas, se analizó y se obtuvieron los siguientes datos: carbono, 85.7% y H, 14.3% (¿Podrían estar presentes otros elementos? ¿Cómo podría saberlo?) Una muestra de este gas, con un peso de 0.171 g, ocupa un volumen de 100 cc a la temperatura de 27°C y a la presión de 1 atmósfera. a) Calcule su fórmula empírica. b) Calcule su fórmula molecular.

Respuesta a) Calculamos su fórmula empírica:

Elemento

(a) Peso atómico(b) (c)% (d)=c/bMoles Relaciónd/dmenor

Formula mínima C 12 85.7 85.7/12= 7.14 7.14/7.14= 1

H 1 14.3 14.3/1=14.3 14.3/7.14 = 2 CH2

El peso fórmula del CH2 es igual a 12 + 2 = 14.

Respuesta b) Calculamos el peso molecular (peso fórmula): Pf= wRT/PV; T= 27ºC+273= 300 ºK, V= 0.1 L, P= 1 atm.

Pf = (0.171g)(0.082 L.atm/mol.ºK)(300ºK)/(1atm)(0.1 L) = 42 g/mol

Para obtener la fórmula molecular, dividimos este peso entre el peso del CH2: 42/14 = 3, este número es el factor por el que debemos multiplicar CH2 para obtener la fórmula molecular; el compuesto buscado es: (CH2)3 = C2H6

16. Escriba las ecuaciones balanceadas que representen los siguientes enunciados. a) El hidrógeno (H2) reacciona con cloro (CI2), para formar cloruro de hidrógeno (HCI).

R: H2 + Cl2 → 2 HCl

b) El sodio se combina con cloro (CI2), para formar cloruro de sodio (NaCI). R: 2 Na + Cl2 → 2 NaCl

c) El metano (CH4) reacciona con oxígeno (02) para formar dióxido de carbono (C02) y agua (H20).

R: CH4 +2 02 → C02 + 2 H20

17. Si un peso fijo de gas se mantiene a una temperatura constante y si su volumen a 760 mm de Hg, es 100 cc, calcule su volumen a cada una de las siguientes presiones: a) 800 mm Hg, b) 380 mm Hg y c) 2 atmósferas.

Respuesta: Fórmula (Ley de Boyle): V1P1 = V2P2 ; V2= V1P1 /P2

Presión: 760 mmHg 800 mm Hg 380 mm Hg 1,520 mmHg*

Volumen: 100 cc 95 cc 200 cc 50 cc

* 1 atm = 760 mmHg

18. Si un peso dado de gas se mantiene a presión constante y si su volumen a 25°C es 100 cc, calcule su volumen a cada una de las siguientes temperaturas: a) 0 ºC, b) 100°C, c) 200°C. Recuerde convertir a la escala Kelvin.

Respuesta: Fórmula (Ley de Charles): V1/T1 = V2/T2 ; V2= V1T2 /T1

Temperatura: T1= 25 +273= 298ºK T2=0 +273 = 273 ºK T2=100+273 = 373 ºK T2=200+273 = 473 ºK

Volumen: V1=100 cc a) (100)(273)/298 = 91.61 cc b) (100)(373)/298= 125.16 cc c) 158.72 cc

19. ¿Cuántas calorías se necesitan para convertir un kilogramo de hielo en agua, a 0º C?

R: Necesitamos conocer el calor latente de fusión, el cual obtenemos de tablas (p. 121): ∆H fus = + 79.7 cal/g, con este dato procedemos a hacer el

Calor necesario = gramos x calor de fusión = (1000 g )(79.7 cal/g) = 79,700 calorías

20. ¿Cuántos gramos de alcohol etílico podrán convertirse de sólido a líquido, en su temperatura de fusión, si se utiliza la misma cantidad de calor de la respuesta del ejercicio 19?

R: El calor de fusión de alcohol etílico es ∆H fus = + 25 cal/g ; usando la misma fórmula anterior obtenemos la cantidad en gramos:

Q = (g )(∆H fus); g = Q / ∆H fus = 79,700 cal / 25 cal/g = 3,188 g = 3.188 Kg de alcohol

21. ¿Cuál es el cambio de entalpía que se registra en la conversión de 100 g de agua a vapor, a 100°C, en su punto de ebullición? R: para esto necesitamos el calor latente de vaporización del agua: ∆H vap = + 540 cal/g

Q = (g)(∆H vap) = (100 g)(540 cal/g) = 5,400 calorías

22. Utilizando el modelo mecánico de átomos y moléculas en movimiento, así como ciertas características de todos los estados de la materia comprobados en este modelo, explique cada una de las siguientes observaciones comunes. En otras palabras, explíquelas desde el punto de vista molecular. a) La humedad se evapora más rápidamente cuando hay brisa que cuando no la hay. b) El hielo se derrite más rápidamente si se despedaza que si se deja en un bloque. c) El agua tibia se evapora más rápidamente que el agua fría. d) Si se tiende ropa húmeda a secarse, cuando está helando, finalmente se secará del todo, a pesar de que se "congelará" primero. e) Una rebanada de pan se secará en cuestión de minutos en el Valle de la Muerte, cuando se calienta a una temperatura de 90°C; pero, necesitará más tiempo en AtIantic City, exactamente a la misma temperatura. (Supóngase que no existen diferencias de viento.) Nota. El Valle de la Muerte es un desierto en California y Atlantic City es un puerto.

a) El viento arranca las moléculas de agua de la tela húmeda, favoreciendo su evaporación.

b) En el hielo despedazado, hay mas superficie expuesta a la temperatura del medio ambiente lo que implica un mayor número de moléculas de hielo intercambiando calor con las moléculas de aire, esto acelera el cambio de fase.

c) Las moléculas del agua tibia contienen mayor energía cinética que las del agua fría y por lo mismo hay una mayor número de dichas moléculas golpeando a las moléculas de aire, lo que favorece su evaporación.

d) El aire frío es muy seco y esto permite que las moléculas de agua congeladas sean “disueltas” por dicho aire, provocando el secado.

e) La diferencia se debe al grado de saturación del aire en ambos lugares; en un desierto el aire es mucho mas seco que en un puerto, donde el aire está prácticamente saturado de humedad.

Modulo # 4 Las Substancias y la Estructura.

(

Enlaces Químicos

)

1. Diferencias entre substancias iónicas y substancias covalentes.

SUBSTANCIAS IÓNICAS:

•Si son solubles en agua, la solución conducirá electricidad. •Si son insolubles en agua; pero se funden con calor, la masa

fundida conducirá electricidad.

•El porcentaje de miembros de este grupo que son algo solubles en agua, es relativamente alto.

•Casi ninguno de sus miembros se disuelve en solventes como tetra cloruro de carbono, gasolina, benceno, éter, alcohol, etc. (solventes orgánicos).

•El elemento carbono raramente proporciona núcleos para estos compuestos (excepciones: bicarbonatos, cianuros).

•Todos son sólidos a la temperatura ambiente. •Casi todos son no inflamables.

•Los puntos de fusión están casi siempre encima de 350°C y, por lo común, son mucho más elevados.

EJEMPLOS:

- Sales (como cloruro de sodio, sulfato de bario). - Óxidos metálicos (óxido de sodio, óxidos de hierro). - Carbonatos y bicarbonatos.

SUBSTANCIAS COVALENTES

•Si son solubles en agua, la solución no conducirá electricidad (excepto en unos cuantos casos).

•Si son insolubles en agua, pero se funden con calor, la masa fundida no conducirá electricidad.

•Sólo un porcentaje pequeño es soluble en agua.

•Sus miembros son generalmente más solubles en solventes orgánicos.

•Es muy común encontrar núcleos de carbono en estos compuestos (esta clase incluye prácticamente a todos los compuestos orgánicos).

•Esta clase incluye a todos los gases, todos los líquidos y a muchos sólidos (suponiendo una temperatura ambiente).

•Casi todos son combustibles.

•Los puntos de fusión están habitualmente muy por debajo de 350°C; pero algunos de ellos se carbonizan y descomponen antes de fundirse.

EJEMPLOS:

- Agua, alcoholes, azúcares, grasas y aceites, lacas, perfumes, y la mayor parte de las drogas y los colorantes.

2. La electro-valencia a partir de esquemas atómicos.

A la capacidad de los elementos para combinarse se le llama “valencia”, o “electro-valencia”. La valencia surge de la estructura atómica. Cuando un átomo gana o pierde electrones queda con un exceso de carga negativa o positiva, que necesita ser neutralizada. Observe el siguiente ejemplo de reacción entre el Sodio y el Cloro:

El átomo de cloro que es fuertemente electronegativo, “arranca” un electrón de la última capa del sodio “que tiene baja electronegatividad”. El electrón

arrancado es acomodado el la última capa del cloro para completar los ocho electrones y adquirir así la estructura de gas noble. Observe que el átomo de sodio también ha quedado con 8 electrones en la última capa después de perder el electrón, de manera que también adquiere la estructura de gas noble. Recuerde que todos los elementos que se combinan tienden a completar su última capa con 8 electrones para tener la estructura de gas noble.

3. El proceso de oxido-reducción.

En una reacción de óxido reducción existe la transferencia de electrones de un elemento a otro. En la reacción anterior el sodio transfirió su electrón al cloro. Se dice que en una reacción redox hay dos agentes: el oxidante y el reductor.

OXIDANTE: es el elemento que recibe o quita los electrones (como el cloro), el oxidante siempre se reduce. Cl2 → Cl- Reacción de reducción: el oxidante se reduce.

Cloro oxidado → Cloro reducido

REDUCTOR:es el elemento que cede los electrones (como el sodio) el reductor siempre se oxida. Naº → Na+ _{Reacción de oxidación: el reductor se oxida.}

¿Cómo saber cual se oxida y cual se reduce? R: cuando el la valencia se vuelve negativa hay una reducción y cuando se vuelve positiva hay una oxidación.

4. La Ley de Hess.

La Ley de la suma constante de calores de Hess, dice: “El calor producido o absorbido a presión constante, en una reacción química, es el mismo, sin importar el método que se haya usado para efectuar este cambio.”

Ejemplo: La reacción entre el Sodio y el cloro tiene el cambio neto de entalpía siguiente: ∆Hºf = -98.2 Kcal/mol

Si esta reacción se lleva acabo a través de una serie de etapas intermedias se llega al mismo valor de entalpía*: *La entalpía es el calor liberado o absorbido a presión constante.

5. La “afinidad electrónica” de los grupos de la tabla periódica..

•Los elementos del grupo I tienen baja energía de ionización (la 1ª ionización) y ceden fácilmente su electrón para formar un ión positivo (+1).

•Los elementos del grupo II de la tabla, tiene baja energía de ionización (para la 1ª y 2ª ionización) y ceden 2 electrones para formar iones positivos de carga +2.

•Los elementos del grupo II, tienen baja energía de ionización (para la 1ª,2ª y 3ª ionización) y ceden 3 electrones formando iones positivos de +3.

•Los elementos de grupo IVA y VA, tienen altas energías de ionización y no forman iones.

•Los elementos de los grupos VI y VII tienen muy altas energías de ionización y tienden a “atraer” electrones hacia su ultima capa para adquirir la estructura de gas noble. Los del grupo VI atraen 2 electrones para formar un ion negativo -2. Los del grupo VII atraen 1 electrón y forman el ion negativo -1.

•Los elementos del grupo VIII tienen completo su octeto en la última capa, esto los hace muy estables, por lo que no se combinan con otros elementos.

6. El enlace iónico.

Cuando los electrones de los átomos de sodio se han redistribuido entre átomos de cloro, de tal modo que formen iones de sodio y cloro, estas nuevas partículas, de carga contraria, se atraen. Los núcleos están protegidos y actúan de tal modo que impiden que los electrones se escapen. Esta atracción electrostática entre iones de carga opuesta la llamamos enlace iónico.

Ejemplo: Na+ _{+ Cl}- _{→ [Na}+_{] [Cl}-_{] (iones unidos por atracción electrostática)}

7. Fórmulas de los principales iones mono atómicos.

8. El enlace covalente.

El enlace covalente se forma cuando dos átomos se unen compartiendo electrones para generar una capa común de 8 electrones (el octeto).

La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los

enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

9. Orbitales atómicos y orbitales moleculares.

Los ORBITALES ATÓMICOS son aquellos orbitales que existen entre los átomos libres sin combinar.

Cuando dos átomos se unen para formar un enlace, lo hacen a través de uno o mas orbitales comunes llamados ORBITALES MOLECULARES. El orbital molecular es, entonces, un orbital formado por la superposición de orbitales atómicos que se encuentran incompletos (es decir que tienen un electrón solitario en cada orbital). Los orbitales moleculares reciben nombres con letras griegas como sigma (σ), o pi (π).

Ejemplos:

Orbitales atómicos “s” de Hidrógeno

Orbital molecular “σ”de H2

Orbitales Atómicos “p” de Flúor

Orbitales atomicos traslapados Orbital molecular “σ” de