Antologíaibjem de quimica2

IBJEM

2015

QUIMICA 2 INTITUTO BICULTURAL JULIETA E. MANRIQUEZ

PROF. JUAN RUIZ

https://ibjem-prepa.edu20.org/



PRESENTACIÓN

Este Módulo de Aprendizaje de Química 2 contiene la información necesaria para apoyarte en la construcción de tu aprendizaje, ya que está diseñado para ser una guía en el proceso de enseñanza-aprendizaje que llevarás acabo en el transcurso de tu vida como bachiller. Al adentrarte en este nuevo Módulo, encontrarás que cuenta con la descripción de las competencias que obtendrás y el cómo saber identificarlas, y algo muy importante: reconocer si se han adquirido o no mediante la autoevaluación. Aunado a los contenidos de este Módulo, las aportaciones y la guía de tu profesor(a) serán también fundamentales para ayudarte a la construcción de tu propio conocimiento, sobre todo a obtener las competencias esenciales para hacer frente a los retos que se presentarán a lo largo de tu vida. El material que tienes en tus manos, es una herramienta de suma importancia que te conviertas en una persona competente, visionaria e innovadora, características que se establecen en los objetivos de la Reforma Integral de Educación Media Superior que actualmente se esta implementando a nivel Nacional.


BLOQUE 1:

APLICA LA NOCION DEL MOL EN LA CUANTIFICACION DE PROCESOS QUIMICOS.



MEDICION:

Medir es contar, comparar una unidad con otra, dar una valoración numérica,

asignar un valor, asignar números a todos los objetos.

SISTEMA INTERNACIONAL DE MEDIDAS:

Desde siempre, el hombre ha establecido distintas formas de medir. Por ejemplo, en la antigua Escocia se determinó como unidad de medida la pulgada, que correspondía al ancho de un dedo pulgar e incluso un rey llegó a definirla como el promedio del ancho de tres pulgares: un gordo, uno mediano y uno delgado. Hoy una pulgada equivale a 2.54 cm. Por otra parte, en Inglaterra la pulgada se definió en algunas ocasiones como la longitud de cuatro granos de cebada y como tres en otra. La unidad de longitud llamada pie estaba relacionada con el tamaño del pie de un hombre, pero en lugares diferentes esta unidad de medida equivalía a 10, 12, 13 e inclusive a 17 pulgadas modernas. Luego se acordó su equivalencia con 30.5 cm. Esta imprecisión y variedad de unidades generó la necesidad de unificar las medidas, ya que cada lugar tenía su propia forma de hacerlo. UNIDADES QUIMICAS:

El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos, moléculas o iones. Los átomos, iones y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones de partículas, es mucho más simple usar el mol como una unidad que agrupe a esta cantidad de unidades más pequeñas.

Mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en exactamente 12 gramos de isótopo de carbono 12 (que son los átomos de carbono más abundantes en la Naturaleza). Pero, ¿Cuántos átomos están contenidos en 12 gramos de esos átomos de carbono?


Determinado experimentalmente, la respuesta es verdaderamente asombrosa: existen 6.022 x 1023 átomos, o sea ¡602 200 000 000 000 000 000 000! átomos, es decir, ¡seiscientos dos mil doscientos trillones de átomos! De esta manera se dice que la cantidad de una sustancia que contiene 6.022 x 1023 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) es un mol de partículas de dicha sustancia. Este número es conocido como Número de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856). Su símbolo: NA = 6.022 x 1023 y representa a una constante física. 1 mol de cualquier sustancia o cosa, contiene 6.022 x 1023 partículas (átomos, moléculas, iones) o lo que sea a lo que se refiera.

1 mol=6.022 x 1023 partículas

De esta manera, un mol de aluminio (Al) estará formado por 6.022 x 1023 átomos de aluminio; en tanto que un mol de agua (H2O) contiene 6.022 x 1023 moléculas de agua o un mol de iones Ca++, tiene 6.022 x 1023 iones de Ca, pero a su vez se puede decir que en esa mol de Ca++, hay dos moles de carga positiva o bien, 2 x 6.022 x 1023 cargas positivas. La unidad de mol se refiere a un número fijo de “unidades” cuya identidad se debe especificar, indicando si se refiere a un mol de átomos, de moléculas o de otras partículas. Así: El helio es monoatómico: 1 mol de He = 6,022 x 1023 átomos de He

El hidrógeno es diatómico:

1 mol de H2= 6,022 × 1023 moléculas de H2 o 2 x 6.022 x1023 átomos de hidrógeno.

El sulfato de amonio es poliatómico: 1 mol (NH4)2SO4= 6,022 × 1023 moléculas de(NH4)2SO4.

El ion sodio Na+1: 1 mol de ion Na+1 = 6,022 × 1023

iones de sodio.


En la actualidad, los valores de las masas atómicas, se determinan por medio de un espectrómetro de masa o espectrógrafo de masas, el cual fue inventado por Francis William Aston en 1920. La masa de la mayoría de los objetos se mide tomando como unidad el kilogramo. Así, las cantidades que resultan de esta medición son manejables; es decir, no son muy grandes ni muy pequeñas. Pero ¿Cómo utilizar el kilogramo para pesar cosas tan minúsculas como los átomos? Se obtendrían cifras extraordinariamente pequeñas. Para determinar las masas atómicas de los elementos se toma como base el carbono 12 (el isótopo más abundante del carbono), al que se le asigna un valor exacto de 12. Esto quiere decir que la unidad a utilizar corresponde a la doceava parte de la masa del átomo de dicho isótopo.

La unidad de referencia se llama; uma, que quiere decir unidad de masa atómica.

Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del átomo del isótopo más abundante del carbono: el 12C. Esta unidad de masa atómica corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno) y se considera también, equivalente a la masa de un neutrón.

Masa del protón =1.6726 × 10-27 Kg Masa del neutrón =1.675 X 10-27 Kg

1 uma = 1.67 x 10-27 kg 1 g = 6.022 x 1023 uma = 1 mol de protones = 1 mol de neutrones En el átomo de carbono se tiene una masa atómica = 12 uma, por lo que: 1mol de átomos de carbono = 6.022 x 1023 átomos de carbono = 12 x 6.022 x 1023 umas = 12 x 1g = 12g. Relación entre la masa, número de moles y átomos de un elemento.


Este resultado se puede utilizar para determinar la relación entre unidades de masa atómica y gramos. Debido a que la masa de cada átomo de C12 es exactamente 12 uma, el número de gramos equivalente a 1 uma es:

En consecuencia: 1 uma= 1.661 x 10-24 g por lo que g = 6.022 x1023 uma Este ejemplo demuestra que el número de Avogadro se puede utilizar para convertir unidades de masa atómica a masa en gramos, y viceversa. Los conceptos de número de Avogadro y masa molar, permiten efectuar conversiones entre masa y moles de átomos, entre número de átomos y masa, así como para calcular la masa de un solo átomo. Para estos cálculos se emplearán los siguientes factores multiplicadores unitarios:

Donde X representa el símbolo de un elemento

Masa fórmula: es la suma de las masas atómicas expresada en unidades de masa atómica (uma) de los elementos indicados en la fórmula química. La fórmula H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Su masa fórmula es la suma de la masa del átomo de hidrógeno (1.00794 uma) multiplicado por el número de veces que aparece en la fórmula (subíndice 2) más la masa de un átomo de oxígeno (15.999 uma), por tanto, la masa fórmula del H2O es 18.01528 uma. Generalmente se expresa el valor en número entero (redondeo); así la masa fórmula del agua es 18 uma, de hecho el redondeo se puede implementar desde el dato numérico de la masa del átomo. Para calcular la masa molar de un elemento es necesario conocer su masa atómica, y para ello se utiliza la tabla periódica de los elementos. Como las masas atómicas son números fraccionarios, para facilitar su manejo se redondea el valor obtenido de la tabla periódica, al entero más próximo. Si el número está 0.0, 0.1, 0.2, 0.3 se redondea al entero inmediato inferior, si es 0.4 o 0.5 se deja como 0.5 y si es 0.6, 0.7, 0.8, 0.9 se redondea al entero inmediato superior. Por ejemplo, el silicio (Si) tiene una masa atómica de 28.09 uma, por lo que se aproxima a 28 uma.


Masa molar: es la masa en gramos de un mol de átomos, moléculas o partículas de una sustancia; se representa con las unidades de gramos sobre mol (g/mol). Para todos los elementos (excepto los que se presentan en la naturaleza como moléculas diatómicas, como H2, Cl2) la masa molar es la masa en gramos numéricamente igual al peso atómico del elemento en unidades de masa atómica. Por ejemplo, el peso atómico del Ca es 40 uma, por lo que su masa molar es 40 g/mol.

Para obtener la masa molar en los elementos de moléculas diatómicas se debe considerar que las partículas en un mol de ese elemento están constituidas por átomos. Por ejemplo, un mol de hidrógeno (H2) es una molécula formada por dos átomos de hidrógeno, así un mol de moléculas de H2 contiene 2 moles de átomos de hidrógeno. Por lo tanto, la masa molar de la molécula de H2 es el doble de la masa molar del átomo de hidrógeno; es decir 2 x 1 g = 2 g.


Para determinar el número de moles (n) de una sustancia se tiene entonces la siguiente formula:

n = m/PM Donde: n= número de moles m= masa del elemento o compuesto en gramos PM= peso o masa del mol de átomos o de moléculas en gr/mol

Con los datos conocidos hasta ahora se pueden realizar algunos cálculos, por ejemplo: a) ¿Cuántos átomos de hierro (Fe) hay en 170 gramos de hierro? Datos: Masa atómica del hierro = 56 uma Masa de 1 mol de hierro= 56.00 g/mol 56.00 gramos de hierro 6.022 x 1023 átomos de hierro 170 gramos de hierro x Despejando X:

b) El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para obtener el latón (con cobre) y para recubrir el hierro con objeto de prevenir su corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0.356 moles de Zn? Debido a que la masa molar (peso atómico) del Zn en de 65 g, la masa (m) del zinc en gramos está dada por:


Por fórmula m=nPM Donde m= (0.356 mol) (65 gr/mol) Un factor de conversión es una relación que se deduce de la igualdad entre las unidades. Se usa de la siguiente manera:

Volumen molar: al referirse a sustancias gaseosas resulta conveniente utilizar un término llamado volumen molar: “un mol de cualquier gas tendría el mismo volumen que un mol de otro gas en condiciones normales de temperatura y presión, también llamadas condiciones estándar TPN (0°C y 1 atm). El volumen de un gas que se comporta de manera ideal es directamente proporcional al número de partículas de gas presentes, si la temperatura y la presión se mantienen constantes. Esta relación es conocida como la Ley de Avogadro. La determinación experimental señala que bajo estas condiciones se tiene un volumen de 22.4 litros por mol de gas (22.4 l/mol).




ECUACIONES QUIMICAS Y CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS:

Las ecuaciones químicas brindan información cualitativa (tipo de átomos) y cuantitativa (cantidades de reactivos y productos). Cada símbolo y cada fórmula representan una cantidad específica de elementos y de compuestos. La determinación de las cantidades de sustancia que participan en una reacción química se lleva a cabo mediante un análisis cuantitativo, haciendo uso de la estequiometría. Se llama así a la rama de la Química que estudia la medición de las cantidades de reactivos y de productos en una reacción química. Este cálculo es indispensable porque no es suficiente saber cuáles son los componentes (análisis cualitativo) de una sustancia, ya sea reactivo o producto, sino que es importante determinar en qué cantidad se les puede producir.

Los cálculos estequiométricos se refieren a las relaciones cuantitativas que se establecen a partir de la información que brinda una ecuación química balanceada. Estas relaciones vinculan el número de moles de reactivos y de productos a través de los coeficientes de la ecuación química (relaciones estequiométricas). En una ecuación química balanceada los coeficientes se pueden interpretar tanto como los números relativos de moléculas (átomos) o como los números de moles. Por ejemplo, en la ecuación química balanceada para la obtención del agua:

Los coeficientes indican que 2 moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 molécula de oxígeno para formar 2 moléculas de agua. Los números de moles son idénticos a los números relativos de moléculas, por lo que la ecuación balanceada proporciona suficiente información para realizar cálculos estequiométricos. También proporciona la siguiente información:


Estas reacciones se pueden utilizar como factor de conversión para relacionar

cantidades de reactivos de productos en una reacción química.

LEYES ESTEQUIOMETRICAS:

La estequiometría tiene sus bases en cuatro leyes conocidas como leyes ponderales, y son: Ley de conservación de masa (Lavoisier) Ley de las proporciones definidas o constantes (Proust) Ley de las proporciones múltiples (Dalton) Ley de las proporciones recíprocas (Richter)

Por medio de ellas se puede determinar los pesos y volúmenes de las sustancias que intervienen en una reacción química.

Ley de conservación de masas: propuesta por Antoine Lauren Lavoisier; en ella se establece que la materia no se crea ni se destruye, es decir, en una reacción química la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos. En los cambios en sistemas aislados, varían las masas de las sustancias, pero no las de los elementos. La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los

productos.


Ley de las proporciones definidas o constantes: se atribuye a Joseph Proust, quien realizó numerosos análisis para demostrar la composición constante de las sustancias químicas. Analizó muestras de carbonatos de cobre provenientes de diversas fuentes naturales y de la síntesis de laboratorio, y encontró que todas ellas tienen la misma composición. Observó que esto sucedía con otras sustancias. La Ley de Proust, como también se le conoce, establece que “los elementos que se combinan para formar un compuesto siempre lo hacen en proporciones de masa definida y en relaciones sencillas”. Por ejemplo, 1 gramo de agua pura, sea cual sea su procedencia, siempre estará compuesta por 0.11 g de hidrógeno y 0.89 g de oxígeno. En 100 gramos de agua 89 g son de oxígeno y 11 g de hidrógeno; de aquí que se puede hablar de la composición porcentual o centesimal del agua de un 89% de oxígeno y un 11% de hidrógeno, de igual forma se puede calcular la composición centesimal de los compuestos a partir de la fórmula química de los mismos. La relación en masa de los elementos que forman la molécula de agua (H2O) es: 4 gramos de hidrógeno y 32 g de oxígeno, es decir, una relación de 1:8 (por cada gramo de hidrógeno existen 8 de oxígeno).

Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton.“Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, las cantidades de un mismo elemento se combinan con una cantidad fija de otro. Guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos”. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno se combinan para formar monóxido (CO) y bióxido de carbono (CO2). En el CO la relación en masa es de 12 g de carbono por 16 de oxígeno; mientras que en el CO2 la relación es de 12 g de carbono y 32 de oxígeno.

Ley de las proporciones recíprocas. Jeremías Benjamín Richter en su trabajo con los ácidos y las bases, observó que si se mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizan, es decir, la mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Al estudiar este fenómeno midió la cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosas encontró que se requerían cantidades fijas y exactas.


La generalización de este hecho a otros ejemplos ha llevado a enunciar la ley de las proporciones recíprocas o Ley de Richter o de los pesos equivalentes de la siguiente manera: las masas de los elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí. Por ejemplo, 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua (H2O). Por otro lado 6 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para producir dióxido de carbono (CO2).

Hidrógeno (2 g) + Oxígeno (16 g) → Agua Carbono (6 g) + Oxígeno (16 g) → Dióxido de carbono

De ello se podría deducir que, si el carbono y el hidrógeno se combinan entre sí, sus masas deben estar en la relación o bien decir que 2 g de hidrógeno reaccionan en forma equivalente con 6 g de carbono:

masa de carbono/masa de hidrógeno = 6 / 2 Pues bien, existe un compuesto de carbono e hidrógeno, el metano, CH4, en el que las masas de carbono e hidrógeno están en dicha proporción.

Carbono (6 g) + Hidrógeno (2 g) → Metano = 12g C + 4g H = 16 g CH4




RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS:

Para realizar un análisis estequiométrico a una reacción química, la ecuación química que representa la transformación debe escribirse correctamente; es decir, que los símbolos de los elementos y las fórmulas de los compuestos participantes, ya sea como reactivos o como productos, deben ser los correctos. Una vez que se ha escrito correctamente, el siguiente paso es balancear la ecuación química. Los cálculos que se pueden realizar a partir de esta ecuación química balanceada incluyen relaciones mol-mol, masa-masa, volumen-volumen o una combinación de algunos de ellos como mol-volumen, masa-mol o masa volumen. Los cálculos que se realizan para buscar los moles que toman parte en una reacción se llaman problemas mol-mol. Por ejemplo: El amoniaco (NH3) que se usa para producir fertilizantes se obtiene haciendo reaccionar hidrógeno y nitrógeno gaseosos a alta temperatura y presión. ¿Cuántos moles de nitrógeno se combinan con 23 moles de hidrógeno? La ecuación química sin balancear para la reacción es:


Las operaciones estequiométricas que buscan las masas de las sustancias que toman parte en una reacción se les conoce como problemas o relaciones masa-masa. Un ejemplo: El butano (C4H10) es un gas combustible de uso común que se utiliza para cocinar y en la calefacción de los hogares. ¿Qué masa de dióxido de carbono se produce en la combustión de 450 gramos de butano? Solución: 1) Escribe la ecuación química balanceada:

2 C4H10+ 13 O2→ 8 CO2+ 10 H2O 2) Establece la relación mol-mol, determina la masa molar de las sustancias mencionadas en el problema, multiplica la masa molar por el coeficiente estequiométrico correspondiente:


Conocido el volumen de una de las sustancias gaseosas participantes en condiciones determinadas, se puede encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones de temperatura y presión. Es decir, relación volumen-volumen. Por ejemplo: En la reacción de combustión del butano (C4H10):

2 C4H10+ 13 O2→ 8 CO2+ 10 H2O ¿Qué volumen de oxígeno se requiere para la combustión de 40 litros de butano? 1) Establece la relación mol-mol y a litros las especies involucradas en el problema, partiendo del volumen molar. 1 mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa un volumen de 22.4 litros. 1 mol de oxígeno ocupa 22.4 litros por lo tanto 8 moles ocuparán 104 litros. 1 mol de butano ocupa 22.4 litros los 2 moles de butano en la ecuación ocupan

44.8 litros

2) Ahora plantea la solución del problema: 2 moles de C4H10→ 13 moles de O 44.8 litros de C4H10→ 104 litros de O2 40 litros de C4H10→ X volumen de O2 X volumen de O2= (104 litros de O2)(40 litros de C4H10) 44.8 litros de C4H10 X volumen de O2= 92.857 litros de oxígeno son necesarios para reaccionar con 40 litros de butano.

RELACION MASA-MOL-VOLUMEN:

La aspirina, o ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es uno de los analgésicos más conocidos. Un método de laboratorio para su preparación es hacer reaccionar ácido salicílico (C7H6O3) con anhídrido acético (C4H6O3). La ecuación química de la reacción es:


Si se quieren obtener 345 gramos de aspirina (C9H8O4) ¿Cuántos moles de ácido salicílico (C7H6O3) se requieren? Solución: Identificar en la ecuación las sustancias involucradas en el problema planteado y establecer la relación mol-mol y convertirlas en las unidades requeridas. Plantear la regla de tres simple por la que se resolverá el problema; la primera parte de la regla de tres se obtiene del enunciado del problema y la segunda se obtiene de la ecuación química balanceada:

*Al convertir alguna sustancia presente en la ecuación, a moles litros o gramos; se debe utilizar el coeficiente estequiométrico para determinar este cálculo.

Resultado: 1.91 moles de ácido salicílico se requieren para la obtención de 345 gramos de aspirina C9H8O




COMPISICION PORCENTUAL Y SU RELACION CON LA FORMULA MINIMA Y MOLECULAR:

Para calcular el porcentaje en masa de un elemento que forma parte de un compuesto partiendo de la fórmula, se requiere:

Determinar la masa de un mol de la sustancia (masa molar).

Dividir la masa del elemento presente en un mol de la sustancia entre la masa molar de la sustancia.

Multiplicar el cociente obtenido por 100.

La expresión matemática es:

Para calcular los porcentajes en masa de hidrógeno y oxígeno presentes en la molécula de agua se debe determinar la masa de 1 mol de agua (H2O). Su fórmula indica que 1 molécula de agua está compuesta por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Si la masa molar de un elemento es su masa atómica expresada en g/mol, entonces, a partir de esta información calcula la masa molar del agua:

Hidrógeno: 2 mol (1 g/mol) = 2 g Oxígeno: 1 mol (16 g/mol) = 16 g

Masa de 1 mol de H2O = 18 g Dividir la masa de cada elemento entre la masa molar del agua y multiplicar por 100.


La determinación del porcentaje en masa de cada elemento en el carbonato de calcio (CaCO3) se obtiene mediante los siguientes cálculos:

¿Cómo se puede determinar la fórmula mínima de un compuesto?

Se puede determinar de la siguiente manera: 1. Se requiere la composición porcentual. 2. Dividir el % en peso de cada elemento entre su peso atómico para obtener la fracción proporcional del elemento. 3. Dividir los valores obtenidos entre el menor de ellos. 4. Si se obtienen fracciones, multiplicar los valores

fraccionarios obtenidos por el mínimo común múltiplo.


El glicerol, sustancia química presente en las lociones para manos, contienen 39.10% de carbono, 8.77% de hidrógeno y 52.13% de oxígeno. Determinar su fórmula mínima.

Se observa que uno de los valores obtenidos (2.67) no es un número entero. Para eliminar los decimales y obtener un número entero, debes multiplicar todos los valores por un número con el que se obtengan valores enteros. En este caso se multiplicará por 3:

El conjunto de números enteros calculados se escribe como subíndice del elemento correspondiente:

La fórmula mínima del glicerol: C3H8O3

La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula mínima o empírica, se le suele llamar fórmula condensada o fórmula verdadera y nos indica el número total de átomos de cada elemento que se encuentra presente en una molécula de un compuesto.


Para determinar la fórmula molecular: 1. Calcular el “peso fórmula” de la fórmula mínima, sumando los pesos atómicos de los elementos que le forman. 2. Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula (fórmula mínima).

Factor = Peso molecular/ Peso fórmula 3. Multiplicar el factor anterior, aproximado a un número entero, por los índices de la fórmula mínima, para obtener los índices de la fórmula molecular.

Fórmula molecular = Factor (Fórmula mínima).

Ejemplo: a) La fórmula mínima de un compuesto es CHO2, y su peso molecular es de 90, ¿Cuál es su fórmula molecular? Datos: Fórmula mínima = CHO2 Peso molecular = 90 uma Peso fórmula = 12 + 1 + 32 = 45 Factor = 90 / 45 = 2 Fórmula molecular: Factor (fórmula mínima) Fórmula molecular: 2 (CHO2) = C2H2O4





SECUENCIA DIDACTICA 2

ESTEQUIOMETRIA, ECONOMIA Y CUIDADO AMBIENTAL.


BLOQUE II:

ACTUA PARA DISMINUIR LA CONTAMINACION DEL AIRE, DEL AGUA Y DEL

SUELO.

SECUENCIA DIDACTICA 1.

CONTAMINACION CAUSAS Y EFECTOS.


Los recursos naturales de nuestro país. Los seres vivos tienen necesidades básicas que satisfacer para sobrevivir, tal es el caso de los humanos. El listado de satis factores que demanda el humano es entre otros la alimentación, agua, energía, materiales para elaborar ropa, espacios donde construir las viviendas, aire que respira, combustibles, etcétera. ¿De dónde se obtienen tales recursos? La República Mexicana concentra 12 de cada

100 especies conocidas en el mundo. Es el segundo lugar mundial con 804 especies de mamíferos; el cálculo total de peces marinos es de 3,500 sólo superado por la región pacifico-asiática y se calcula que posee entre 300,000 y 425,000 especies de insectos, lo que lo sitúa entre los primeros 9 países del mundo. Se cuenta con una superficie forestal aproximada de 128 millones de hectáreas, de las cuales 65 millones corresponden a bosques y selvas. La superficie con potencial de producción maderable es de 17.8 millones de Ha, con 1,912 autorizaciones que representan un volumen estimado de tala de 8.1 millones de metros cúbicos de madera. Por otro lado, en los territorios indígenas se capta, en las partes altas de las cuencas, el 21.7% de toda el agua del país. La mitad de las selvas húmedas y de los bosques de niebla y la cuarta parte de los bosques templados están en territorio indígena y la mitad de nuestra flora, no se encuentra en ninguna otra parte del mundo. Es por ello que su protección implica la implementación de acciones de inspección y vigilancia tendientes, no sólo para preservar aquellos ya existentes, sino para garantizar que su aprovechamiento se lleve a cabo de manera equilibrada.


Tipos de Contaminación

Contaminación del agua.

Contaminación del suelo.

Contaminación del aire.

Contaminación sonora.

Contaminación visual.

Contaminación térmica. Tipos de contaminantes. Los contaminantes pueden ser en forma de partículas sólidas, gotas de líquido, o gases. Además, pueden ser naturales o causados por el hombre. Un aspecto importante a tener en cuenta cuando se analizan los casos de contaminación es estudiar lo que sucede con la sustancia luego del depósito o derrame.

Los contaminantes pueden clasificarse como primarios o secundarios. Se denominan contaminantes primarios a aquéllos que son emitidos directamente desde la fuente original o los focos contaminantes, tales como cenizas de una erupción volcánica, el gas de monóxido de carbono de un vehículo de motor o escape de dióxido de azufre liberado por las fábricas. Son sustancias que tienen efectos contaminantes desde el momento mismo del vertido, y contaminantes secundarios a aquellos que se originan en la atmósfera, en el agua o en el suelo por reacción entre dos o más contaminantes primarios o entre un contaminante primario y algún constituyente normal del medio. Se debe tener en cuenta que algunos contaminantes pueden ser tanto primarios como secundarios: es decir, ya sea emitidos directamente o bien se forman a partir de otros contaminantes primarios. Los factores atmosféricos que pueden modificar a los diversos contaminantes son temperatura, luz, humedad y vientos.



CONTAMINACION DEL AGUA, AIRE Y SUELO:

Contaminación del agua. Es la alteración de sus características naturales principalmente producida por la actividad humana o por la actividad de la naturaleza (yacimientos de metales pesados o de minerales tóxicos) que la hace total o parcialmente inadecuada para el consumo humano o como soporte de vida para plantas y animales (ríos, lagos, mares, etc.). La incorporación al agua de materias extrañas, como microorganismos, productos químicos, residuos industriales, y de otros tipos o aguas residuales deterioran la calidad del agua y la hacen inútil para los usos pretendidos. Para determinar la calidad del agua es necesario analizar parámetros físicos, químicos y biológicos: Físicos: son el color, el olor, turbidez, gusto, temperatura, sustancias flotantes, oxígeno disuelto en el agua. Químicos orgánicos: cantidad de compuestos orgánicos como proteínas, carbohidratos, grasas, aceites. Para determinarlos se utiliza la demanda bioquímica de oxígeno (DBO). Si la DBO es baja, hay poca contaminación; sí es alta existe mucha contaminación. Químicos inorgánicos: los más usuales son pH, alcalinidad, concentración de cloruros, sulfatos, nitratos, fosfatos. Biológicos: se basan en la presencia de microorganismos indicadores de las posibles contaminaciones. Para el análisis del agua se utilizan sistemas cuantitativos: concentración de microorganismos y sistemas cualitativos que sólo informan la presencia o ausencia de un determinado

organismo.

Principales causas:

Arrojo de residuos sólidos domésticos e industriales.

Descarga de desagües domésticos e industriales.

Arrojo de aceites usados.

Derrames de petróleo.

Detergentes

Grandes cantidades de calor.


Contaminación del suelo. Es la incorporación al suelo de materias extrañas como basura, desechos tóxicos, productos químicos, y desechos industriales. La contaminación del suelo produce un desequilibrio físico, químico y biológico que afecta negativamente las plantas, animales y humanos. Por ello es fundamental no destruir ni deteriorar el suelo. Sin embargo éste puede destruirse por fenómenos naturales como son la erosión producida por el viento o el agua, los incendios forestales. Además, una buena parte de la destrucción y el deterioro del suelo se deben hoy a la contaminación, ya sea del agua, del aire o del suelo mismo, por basura u otros contaminantes. Principales Causas:

Arrojo de residuos sólidos domésticos e industriales.

Arrojo de aceites usados.

Uso indiscriminado de agroquímicos.

Deforestación.

Derrames de petróleo.

Relaves mineros (residuos tóxicos).

Contaminación del aire. Es la adición dañina a la atmósfera de gases tóxicos, CO, u otros que alteran el normal desarrollo de plantas, animales y que afectan negativamente la salud de los humanos. Consiste en la presencia en el aire de sustancias que alteran su calidad y contaminan a los seres vivos y al medio en general. Principales causas:

Humos de los tubos de escape de los carros.

Humos de las chimeneas de las fábricas.

Quema de basuras y restos de cultivos.

Polvos industriales (cemento, yeso, concentrado de minerales, etc.).

Incendios forestales.

Erupciones volcánicas.


Algunos fenómenos climatológicos, como las inversiones térmicas, pueden agravar este problema en determinadas épocas ya que dificultan la renovación del aire y la eliminación de los contaminantes. En la situación habitual de la atmósfera la temperatura desciende con la altitud lo que favorece que suba el aire más caliente (menos denso) y arrastre a los contaminantes hacia arriba. En una situación de inversión térmica una capa de aire más cálido se sitúa sobre el aire superficial más frío e impide la ascensión de este último (más denso), por lo que la contaminación queda encerrada y va aumentando.






SECUENCIA DIDACTICA 2:

PREVENCION Y REDUCCION DE LA CONTAMINACION.


AGRESION QUIMICA A LA BIOSFERA:

Las características químicas de la biósfera, y especialmente de los organismos biológicos, se han ido adaptando por evolución durante un largo periodo geológico. Las concentraciones de elementos en la biósfera están generalmente relacionadas con su abundancia en la corteza terrestre.

El hombre, elemento integrante de la biósfera, no se adapta biológicamente a su ambiente como otros organismos, sino mediante cambios tecnológicos y culturales. La influencia del hombre en la biósfera ha sido muy amplia y compleja, y con frecuencia ha conducido a cambios irreversibles. La industrialización y las emigraciones de zonas rurales a centros urbanos han dado lugar a concentraciones anormales de contaminantes químicos, al haberse centralizado mucho las necesidades energéticas. Sin embargo, las concentraciones de contaminantes químicos no suelen permanecer localizadas, sino que con frecuencia se difunden mucho e incluso atraviesan fronteras nacionales o continentales. El consumo energético y de materiales por parte del hombre es la causa principal de la contaminación química de la biósfera. Una estimación de la descarga total de elementos químicos contaminantes al ambiente, puede basarse en el consumo y la demanda de energía y materiales en el mundo que, como se sabe, han aumentado rápidamente en los últimos años. Todavía no hay nociones claras sobre el transporte, tiempo de permanencia, destino y efectos a largo plazo de los contaminantes en cada ecosistema específico, pero el número y el alcance de las investigaciones sobre las propiedades y las interacciones ambientales de los productos químicos han aumentado a un ritmo sostenido en los dos últimos decenios.


Problemas ambientales globales. Son aquellos cuyos efectos no se limitan a un país o región, sino que se manifiestan extensa e intensamente por todo el Planeta. La posible solución a estos problemas solo podrá llegar a través de la cooperación internacional. • Destrucción de la capa de ozono • Calentamiento global • Lluvia ácida • Destrucción de los bosques y selvas tropicales • Desertificación • Extinción de especies • Disposición final de los desechos tóxicos • Contaminación de los océanos • Contaminación atmosférica (smog, partículas…)

Prevención de la contaminación.

Uno de los esfuerzos más importantes que contribuye de manera efectiva a mejorar el estado del medio ambiente y de los recursos naturales es, sin lugar a dudas, la prevención de la contaminación ambiental provocada por la acción humana, misma que afecta la integridad física, biológica, química y radiológica del medio ambiente, considerando que la contaminación ambiental es causada por la presencia de materia o energía, cuya naturaleza, ubicación o cantidad produce efectos ambientales indeseables. Por eso en el concepto de prevención, se debe incluir dos tipos de acercamientos fundamentales: la prevención ambiental primaria, orientada a evitar la contaminación y como consecuencia, a preservar el medio ambiente y los recursos naturales libres de agentes contaminantes, y la prevención ambiental secundaria, enfocada a reducir la contaminación que tenga efectos adversos sobre los ecosistemas.

La química verde consiste en el desarrollo de las metodologías para modificar la naturaleza de los productos o procesos para reducir los riesgos que estos representan para la salud y el ambiente. En México se han hecho esfuerzos para el desarrollo de nuevas sustancias, productos y procesos amigables con el ambiente. Sin embargo, hace falta una mayor coordinación y apoyo entre los diversos actores involucrados. El manejo ambientalmente adecuado de las sustancias químicas peligrosas debe estar basado en cuatro premisas básicas (Cortinas 2000): • La determinación de su peligrosidad y de la relación entre la exposición y sus efectos. • La evaluación o caracterización de la magnitud de sus riesgos ambientales y sanitarios, tanto derivados de su liberación súbita como continua o intermitente. • La administración o manejo de los riesgos para prevenirlos o reducirlos. • La comunicación de los riesgos.





BLOQUE III: COMPRENDE LA UTILIDAD DE LOS SISTEMAS DISPERSOS

Secuencia didáctica 1. Mezclas homogéneas y heterogéneas.



Las sustancias puras se pueden clasificar en elementos y compuestos. Los elementos son sustancias que contienen una sola especie de átomos. Los compuestos o sustancias como el agua o la sal de mesa contienen más de un elemento, combinado químicamente en proporciones fijas. Cuando dos o más sustancias se combinan y cada una de ellas conserva sus características físicas y químicas esenciales se forma una mezcla. Una mezcla no modifica las propiedades originales de sus componentes.


Existen dos tipos de mezclas. Una, en la que se pueden distinguir con facilidad los rasgos de las sustancias que forman la combinación, lo que implica que la apariencia de la mezcla no es uniforme. En este caso se ha formado una mezcla heterogénea. Por el contrario, cuando se mezclan sustancias de modo que la apariencia final de la combinación de sustancias no permite distinguir fácilmente algunas propiedades originales (aunque siguen existiendo) o bien las sustancias que las forman, entonces la combinación es una mezcla homogénea. Un sistema homogéneo es aquél que posee idénticas propiedades físicas en toda su extensión debido a que sus constituyentes, por su composición y estructura interna, se encuentran uniformemente mezclados entre sí. Un sistema heterogéneo es aquél que no es uniforme por completo, ya que presenta porciones con ciertas propiedades físicas distintas, porciones limitadas por fases o interfases que difieren por su composición y estructura interna; Métodos de separación de mezclas. La separación de mezclas es una tarea fundamental de laboratorio y también del campo industrial, ya que en nuestro planeta la mayoría de los materiales se encuentran mezclados y hay que purificarlos. La finalidad de la separación es obtener sustancias puras a partir de mezclas, con un grado de pureza que permita aplicarse en la fabricación de medicinas, alimentos y otros productos químicos de importancia para el ser humano. Algunas veces obtener una sustancia pura implica una serie de purificaciones continuas hasta separar los componentes de la mezcla en sus propiedades específicas.


En el caso de mezclas heterogéneas, algunos de los métodos de separación son los siguientes: sedimentación, decantación, filtración, sublimación, centrifugación, magnetización o imantación. Las mezclas homogéneas se pueden separar por los siguientes métodos: cristalización, evaporación, destilación y cromatografía.


La mayoría de los materiales naturales se encuentran mezclados y hay que purificarlos para su aprovechamiento; así que la separación de mezclas se vuelve una tarea fundamental para los químicos y se aplica en diversos procesos de laboratorio o industriales. En la siguiente tabla se muestran algunas de sus aplicaciones.

Imágenes de planta de desalinización de agua de mar y obtención de sal a partir

de agua de mar.






SECUENCIA DIDACTICA 2: DISOLUCION, SUSPENCION Y COLOIDE.


Por lo general los jóvenes se rodean de personas que se parecen a ellos tal vez no físicamente, pero sí en la forma de pensar o en las cosas que les gustan. Los amigos tienen “afinidad” entre sí. Por el contrario, si dos personas son muy diferentes, es común decir que son como “el agua y aceite”. Este refrán se basa en las propiedades químicas de estos líquidos que no se mezclan. La razón es que las moléculas de agua son polares y las del aceite son no polares. Para que dos líquidos se puedan mezclar uniforme y fácilmente, se requiere que sus moléculas tengan una polaridad parecida, esto es, que sean afines entre sí. Cuando dos sustancias no afines hacen contacto, aparece entre ellas una zona de separación, una frontera llamada interfase. En la naturaleza se encuentra un número ilimitado de tipos de mezclas que coexisten en ella y tienen un papel primordial en los distintos sistemas químicos, físicos y biológicos. Como los componentes de las mezclas están formados por partículas (moléculas, átomos o iones) se entiende que entre las partículas se da un dispersión provocándose la mezcla, es por eso que a las mezclas también se les conoce como sistemas de dispersión. Estos sistemas de dispersión se clasifican en tres importantes clases: disoluciones, coloides y suspensiones.


Disoluciones o soluciones. Gran porcentaje de las reacciones químicas que ocurren constantemente en la naturaleza son reacciones que se realizan en fase acuosa, es decir, entre sustancias que se hallan disueltas en agua. Tal es el caso de los procesos nutricionales de las plantas, las reacciones bioquímicas dentro de los organismos y los procesos de descomposición de la materia orgánica. Para que una sustancia se disuelva en agua, debe ser polar o de carácter iónico; es decir, cuanto más polar sea una sustancia más soluble será en agua. En química existe una regla de solubilidad, que enuncia: “lo semejante disuelve a lo semejante”. Esto quiere decir que sustancias polares disuelven a sustancias polares y disolventes no polares disuelven sustancias no polares. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto, sustancia presente en menor cantidad, que puede ser un gas, un líquido o un sólido, y un medio dispersante denominado disolvente (sustancia presente en mayor cantidad) que también puede se gas, líquido o un sólido. De acuerdo con el estado de agregación de los componentes, las disoluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas, y dentro de las características cualitativas de las disoluciones se pueden observar las siguientes: en general, son transparentes, no sedimentan, pueden atravesar cualquier tipo de filtro (excepto las sólidas). Se pueden distinguir tres tipos de disoluciones, según el estado de agregación o estado físico original del disolvente o componente más abundante. En la siguiente tabla se muestran ejemplos de cada uno de los tipos.


Una visión molecular del proceso de disolución. Las atracciones intermoleculares que mantienen juntas a las moléculas en líquidos y sólidos también tienen un papel importante en la formación de las disoluciones. Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente), las partículas del soluto se dispersan en el disolvente. La facilidad con la que una partícula de soluto sustituye a una molécula de disolvente depende de la fuerza relativa de tres tipos de interacciones:

Interacción disolvente-disolvente.

Interacción soluto-soluto.

Interacción disolvente-soluto.

A partir de estas interacciones, es posible imaginar que el proceso de disolución se lleva a cabo en tres etapas. La primera etapa es la separación de las moléculas del disolvente y la segunda etapa incluye la separación de las moléculas del soluto. Estas etapas requieren de energía para romper las fuerzas intermoleculares de atracción, como consecuencia, son endotérmicas. En la tercera etapa se mezclan las moléculas del disolvente y del soluto. Este proceso puede ser exotérmico o endotérmico.

Factores que afectan la solubilidad. Dentro de los factores que alteran o modifican la solubilidad de un soluto en un disolvente, están:

Tamaño de las partículas del soluto: la solubilidad de un soluto con mayor superficie de contacto aumenta la solubilidad y a menor superficie de contacto con el disolvente, la solubilidad disminuye. A menor tamaño de la partícula mayor solubilidad, ya que se logra mayor área de contacto. Naturaleza química de los componentes de la disolución: la naturaleza de los componentes de la disolución se refiere a las sustancias polares y no polares, cuya afinidad, entre soluto y disolvente, aumentará o disminuirá la solubilidad.


Temperatura: la temperatura afecta la velocidad y el grado de solubilidad. Generalmente la solubilidad de solutos sólidos aumenta con la temperatura. Al disminuir la temperatura, la solubilidad sufre un decremento. Cuando el soluto es un gas, al aumentar la temperatura, la solubilidad disminuye, ya que las moléculas del gas escapan de la disolución.

Presión: el efecto de la variación de presión es prácticamente nulo en la solubilidad de solutos sólidos y líquidos, pero afecta la solubilidad de los gases. A mayor presión, mayor solubilidad de un gas. Este fenómeno se observa en las bebidas carbonatadas, ya que se embotellan a alta presión, pero cuando se destapa, el gas disuelto se vuelve insoluble y forma burbujas.

Concentración de las disoluciones. Una de las principales características de las disoluciones es la variación en su constitución; es decir; la proporción de sus componentes (soluto y solvente) no es constante. Por ejemplo, se pueden hacer muchas disoluciones diferentes de sal y agua, cada una con diferente concentración, o proporción de soluto y disolvente. La concentración de las disoluciones se puede expresar de manera cualitativa cuando se refiere a disoluciones diluidas, insaturadas, concentradas, saturadas o sobresaturadas. Sin embargo, para fines cuantitativos, se debe especificar de manera más detallada la relación ponderal entre el soluto y disolvente o la disolución. Para expresar este tipo de relaciones, existen dos formas: en unidades físicas y en unidades químicas.

Tipos de unidades de concentración. Concentración de las disoluciones en unidades físicas de concentración. Soluciones porcentuales (%). Este tipo indica la concentración en por ciento, y se interpreta como la cantidad de soluto en cien partes de solución o disolución. Porcentaje masa a masa (% p/p) Porcentaje volumen a volumen (%v/v) Porcentaje masa a volumen (%p/v) Partes por millón (ppm) El porcentaje en masa (también conocido como porcentaje en peso o peso porcentual) es la relación de la masa de un soluto en la masa de la disolución, multiplicado por 100%. Expresa la cantidad de gramos de soluto que existe por cada 100 gramos de disolución.


Por ejemplo: Disolución azucarada al 5% en m/m. Esto indica que la disolución contiene 5 gramos de azúcar por cada 100 gramos de disolución. Una solución alcohólica al 2% en masa de yodo está compuesta de 2 g de yodo por cada 98 g de alcohol. Una solución acuosa al 10% en masa de sal contiene 10 g de sal por cada 90 g de agua.

El porcentaje en masa no tiene unidades porque es una relación de dos

cantidades semejantes.

Cálculos de porcentaje en masa o peso. 1. Calcule el porcentaje en masa de K2SO4(sulfato de potasio) en una solución preparada disolviendo 30 g de K2SO4 en 715.0 g de agua. Primero calculamos la masa de la solución sumando la del soluto y la del solvente: Masa de solución = masa de soluto + masa de solvente Masa de solución= 30 g de K2SO4+ 715 g de H2O Masa de solución = 745 g

% en masa= 4.02 %. Lo que significa que en cada 100 gramos de esta solución

existen 4.02 gramos de soluto.


Porcentaje en volumen. Se emplea para expresar concentraciones de líquidos y relaciona el volumen de un soluto en un volumen de 100 mililitros. Una solución acuosa al 15% en volumen de alcohol contiene 15 ml de alcohol por cada 85 ml de agua o bien 15 ml. de alcohol por cada 100 ml. de solución. Una solución acuosa al 25% en volumen de HCI concentrado, contiene 25 ml de HCI acuoso y 75 ml de agua o bien 25 ml. de HCl disueltos por cada 100 ml. de solución. Para calcular el porcentaje en volumen se utiliza la fórmula:

Cálculos de porcentaje en volumen. El cloro comercial es una solución al 3% de hipoclorito de sodio (NaClO). ¿Cuánto hipoclorito hay en 34.8 litros de solución de cloro comercial?

Resultado= 1044 mililitros de hipoclorito de sodio se encuentran en 34.8 litros de cloro comercial, o bien, 1.044 litros de hipoclorito existen en 34.8 litros de cloro comercial.


Porcentaje masa a volumen (% m/v). Expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada 100 mililitros de solución. Es útil para expresar la concentración de disoluciones formadas por sólidos disueltos en líquidos, además de que las cantidades se pueden medir fácilmente. Las unidades más comunes para esta representación son g/lt., en ocasiones puede expresarse como gr/ml. El vinagre que se utiliza, entre otras cosas, para condimentar las ensaladas es una disolución de ácido acético al 5% m/v, es decir, contiene 5 g de ácido acético por cada 100 mililitros de vinagre.

¿Cuál es la concentración de una solución de saborizante en polvo, si se disolvieron 25 gramos de saborizante en 1500 mililitros de agua?

La concentración entonces de esta solución es 1.6 m/v o 1.6 g/lt

Partes por millón (ppm). Cuando los solutos están presentes en concentraciones muy bajas, se expresan en términos del número de miligramos de soluto por kilogramo de solución o del número de miligramos de soluto por litro de solución acuosa. Las densidades de las soluciones acuosas diluidas son de alrededor de 1g/ml, de manera que un kilogramo de solución y un litro son aproximadamente lo mismo. Un miligramo es una millonésima parte de un kilogramo. La expresión de concentración como miligramos de soluto por kilogramo o miligramos de soluto por litro de solución se dice que está dada en partes por millón. Esta medida de concentración expresa las partes de masa de soluto por 1 000 000 de partes de masa de solución.


Por ejemplo, una disolución que tiene 8 ppm de iones Cl- significa, que hay 8 ppm de Cl- en un millón de partes de disolución. En el agua para beber se permiten 1ppm de Ba+2, significa entonces que en cada litro de agua existen 2mg del ion Ba. La Formula es:

Cálculos de ppm. Una muestra de agua de 600 ml tiene 5 mg de F- ¿Cuántas ppm de ion fluoruro hay en la muestra? ppm= 5mg ppm=8.3 0.6 lt El agua de mar contiene 6.7x10-2 gramos de ion bromuro, Br-, por kilogramo de agua. ¿Cuál es la concentración del ion bromuro en partes por millón? Convertir los gramos a miligramos: 0.067 mg y esa es la concentración en ppm ya que es la cantidad de mg en un kilogramo de agua.



Concentración de las disoluciones en unidades químicas. Para expresar la concentración de las soluciones en unidades químicas, se utiliza la molaridad y la normalidad. Molaridad. Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Esta unidad de concentración, se refiere a la cantidad de soluto (en número de moles) disuelto en cada litro de solución. Esta forma de concentración se representa con la letra M, y se expresa en unidades de moles por litro; o bien, se utiliza el término molar. Una solución 1 M, (uno molar), contiene un mol de soluto por cada litro de solución. Las unidades de la molaridad son mol/L. Por ejemplo, “una solución 2M de H2SO4” significa que en un litro de solución existen disueltas dos moles de ácido sulfúrico; o bien, que en un litro de solución existen disueltos 196 gramos de ácido sulfúrico. También se puede expresar como “solución de H2SO4 2 M” o “solución de H2SO42 moles/L” o “solución de H2SO4 2 molar.” Se expresa por medio de las siguientes fórmulas.

Es posible que a partir de la formulas matemáticas anteriores de molaridad, se puedan hacer cálculos de número de moles, cantidad de soluto disuelto en moles o en gramos, así como cálculo de volumen de solución.


Normalidad. Se refiere a la cantidad de soluto (en número de equivalentes) disuelto en cada litro de solución. Esta forma de concentración se representa con la letra N, y se expresa en unidades de equivalentes por litro; o bien se utiliza el término normal. Esta unidad concentración es utilizada en los procesos de neutralización y titulación entre las sustancias ácidas y básicas. Su expresión:

Para entender el término de “equivalente”, se reconoce que cada sustancia tiene un efecto de acción sobre otras, sustancias, por ejemplo los ácidos tienen un efecto de neutralizar a las bases y viceversa. En la siguiente ecuación se puede apreciar.

Esto quiere decir que 36.5 g de HCl tienen una acción neutralizante sobre 40 g. De NaOH, así que un equivalente de acido neutraliza a un equivalente de base, en este ejemplo un equivalente es igual a una mol. Las fórmulas matemáticas a utilizar se pueden describir en la siguiente tabla.






Secuencia didáctica 3. Ácidos y bases.


Cuando se mezcla un ácido con agua se forma más ion hidronio. Aún los ácidos débiles reaccionan con el agua. Una solución acuosa que posee una concentración de ion hidronio que es mayor a la del agua pura se llama solución ácida. Cuando se disuelve un ácido en agua, resulta una solución ácida. Cuando se mezcla una base con agua, reacciona para formar ion hidróxido. Cuando una solución acuosa tiene una concentración de ion hidróxido mayor que la del agua pura se llama solución básica. Cuando se disuelve una base en agua, se obtiene una solución básica.

El pH es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala de pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución sería neutral.




Cálculos de pH. El ácido nítrico (HNO3) se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, fármacos y explosivos. Calcule el pH de una disolución de HNO3 cuya concentración de iones hidrógeno es 0.76 M. pH= –log[H3O+] pH= –log 0.76 pH= 0.1192

El pH del agua de lluvia, recolectada en cierta zona del noroeste de Estados Unidos durante cierto día, fue de 4.82. Calcule la concentración de iones H+ del agua de lluvia. pH= –log[H3O+]4.82=–log[H3O+] Se multiplican ambos lados de la ecuación por –1: –4.82=log[H3O+] Aplicando la función inversa de logaritmo (antilogaritmo) la cual se expresa en la calculadora científica como 10x entonces la concentración de hidrógeno se calcula de la siguiente forma: H= 10–4.82 H= 1.5x10–5

Muchos procesos industriales dependen en gran medida del control del pH. Especialistas en refinerías de azúcar, cervecerías, fábricas de papel, ingeniería sanitaria, bacteriología, necesitan conocer el conocer el comportamiento de los ácidos y bases. Los procesos en los que la regulación del pH es crítica, son los vitales.




BLOQUE IV: VALORA LA IMPORTANCIA DE LOS COMPUESTOS DEL

CARBONO EN SU ENTORNO.

Secuencia didáctica 1. Estructura de los compuestos del carbono.



Antecedentes de Química Orgánica La Química Orgánica se define actualmente como la Química que estudia la estructura, comportamiento, propiedades y usos de los compuestos del carbono. Los términos química orgánica y compuestos orgánicos surgieron en el siglo XVIII como parte de la influencia de la Teoría Vitalista, la cual sostenía que los compuestos orgánicos solamente podían ser formados o sintetizados por los organismos vivos a través de un “vis vitalis”, inherente a la vida. Esta teoría señalaba que los compuestos como el azúcar, urea, almidón, ceras y aceites vegetales eran considerados orgánicos, pues se creía que tales productos necesitaban de una “fuerza vital” para ser creados por los animales y los vegetales. La química orgánica, por lo tanto, se dedicaba al estudio de compuestos con fuerza vital, mientras que la química inorgánica al estudio de gases, rocas, minerales, y compuestos que podían prepararse en forma inorgánica y sin necesidad de una fuerza vital a partir de compuestos inorgánicos. La Química Orgánica estudia aspectos tales como: Los componentes de los alimentos: carbohidratos, lípidos, proteínas y vitaminas.

Industria textil

Madera y sus derivados

Industria farmacéutica

Industria alimenticia

Petroquímica

Jabones y detergentes

Cosmetología

Plásticos La Química Orgánica es una ciencia estructural, es decir, se basa en el conocimiento de la estructura de las moléculas. Conociendo la estructura molecular de un compuesto orgánico pueden deducirse y explicarse, sus propiedades, sus reacciones con otros compuestos y diseñarse métodos para su síntesis. Por eso, la determinación de las estructuras moleculares es una tarea fundamental de la investigación en Química Orgánica.


Entre 1858 y 1861, Friedrich August Kekulé, Archibald Scott Couper y Alexander Mijailovich Butlerov, trabajando en forma independiente, sentaron las bases de la teoría estructural. Esta teoría está integrada por dos ideas centrales: 1. Los átomos de los elementos en los compuestos orgánicos pueden formar un número fijo de enlaces. La medida de esta capacidad se llama valencia. El carbono es tetravalente; es decir, cada átomo de carbono forma cuatro enlaces. El nitrógeno es trivalente. El oxígeno es divalente; los átomos de oxígeno forman dos enlaces. El hidrógeno y, por lo general, los halógenos son monovalentes; sus átomos forman sólo un enlace. Se propuso la utilización de guiones (–) que indican las valencias o enlaces de cada átomo.

2. Un átomo de carbono puede usar una o más de sus valencias para formar enlaces con otros átomos de carbono. Puede utilizar una valencia, enlace sencillo; dos valencias, enlace doble y tres valencias, enlace triple.


La importancia de la teoría estructural se puede apreciar si se considera un ejemplo simple. Dos compuestos que tienen la misma fórmula molecular, C2H6O, pero tienen propiedades muy distintas. Uno de los compuestos es llamado éter dimetílico, es un gas a temperatura ambiente, el otro compuesto, es llamado alcohol etílico, y es un líquido. Como la fórmula molecular de estos compuestos es la misma, no se tiene base alguna para comprender las diferencias entre ellos. Sin embargo, la teoría estructural soluciona esta situación por medio de las fórmulas estructurales de los dos compuestos, debido a que sus fórmulas estructurales son

diferentes.




Configuración electrónica y estructura de Lewis del átomo de Carbono. El átomo de carbono es el elemento central para todos los compuestos orgánicos, se localiza en el grupo IV A (14), tiene un número atómico Z=6, y una masa atómica A =12, por lo tanto en el núcleo tiene 6 protones + 6 neutrones y alrededor del núcleo tiene 6 electrones distribuidos en niveles, subniveles y orbitales de energía cuantizada: Dos de ellos ocupan el orbital 1s, otros dos ocupan el orbital 2s y los dos restantes ocupan los orbitales del 2p. Su configuración en su estado basal se representa como:

1s22s22p2 Sin embargo, esta configuración también suele representarse:

1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0




Tipos de cadena: Una de las características que tienen los átomos de carbono, es su capacidad de combinarse entre sí formando largas cadenas. Se conocen miles de estas cadenas, las cuales adquieren diferentes arreglos tridimensionales en el espacio y, dependiendo de éstos, presentarán diferentes propiedades físicas y químicas. Las cadenas de carbono son la secuencia de átomos de carbono, unidos entre sí, que forman el esqueleto o cadena principal de la molécula orgánica. Hay diferentes tipos de cadena, según sea su forma: abierta o acíclica, cerrada o cíclica, lineal o ramificada, saturada o insaturada.



A los carbonos que forman la estructura de las moléculas (cadenas) se les llama: Carbonos primarios, a los que están unidos a un sólo átomo de carbono (no importa que el enlace sea simple o no). Carbonos secundarios, terciarios o cuaternarios, a los que están unidos respectivamente a dos, tres o cuatro átomos de carbono diferentes.

Los siguientes compuestos son isómeros de cadena, su fórmula molecular es C5H12, pero con diferente estructura semidesarrollada y distinto comportamiento.

De igual forma el grupo funcional CO (cetona) aparece en diferente posición en las siguientes estructuras, cuya formula molecular es C5H10O:


La isomería cis-trans o geométrica es debida a la rotación restringida en torno a un enlace carbono-carbono. Esta restricción puede ser debida a la presencia de dobles enlaces o ciclos. Así, el 2-buteno puede existir en forma de dos isómeros, llamados cis y trans. El isómero que tiene los hidrógenos al mismo lado se llama cis, y el que los tiene a lados opuestos se llama trans.

Los isómeros ópticos se diferencian en que desvían el plano de la luz polarizada. Uno hacia la derecha (isómero dextrógiro) y otro a la izquierda (isómero levógiro). La palabra quiral fue introducida por William Thomson (Lord Kelvin) en 1894 para designar objetos que no son superponibles con su imagen especular.





Hidrocarburos. Todos los compuestos orgánicos se derivan de un grupo de compuestos conocidos como hidrocarburos debido a que están formados sólo por hidrógeno y carbono unidos por enlaces covalentes. Con base en su estructura, los hidrocarburos se dividen en dos clases principales: alifáticos y aromáticos. A su vez los hidrocarburos alifáticos o de cadena abierta se dividen en saturados (alcanos o parafinas) que contienen solo enlaces sencillos e insaturados (alquenos y alquinos) compuestos con presencia de doble o triples enlace entre carbonos.

Alcanos.

Conocidos también como parafinas (poca afinidad) o hidrocarburos saturados, son hidrocarburos de cadena lineal o ramificada unidos sólo mediante enlaces covalentes simples entre los átomos de carbono. El metano, CH4, es el primer miembro de la serie de los alcanos. Los alcanos cumplen con la fórmula general: CnH2n + 2, donde, “n” es el número de átomos de carbono en la molécula, y 2n + 2 corresponde al número de hidrógenos.


Nomenclatura Para nombrar estos compuestos se aplican las reglas que dicta la U.I.Q.P.A., que dice que los primeros cuatro hidrocarburos tienen nombres triviales:

Del alcano de cinco átomos de carbono en adelante se utilizan prefijos numerales de acuerdo al número de átomos de carbono y la terminación ANO, como por ejemplo:


Otros nombres de la serie de los Alcanos son los siguientes:

Alcanos Ramificados


¿Por qué el gas butano es utilizado como gas de cocina y por qué el pentano no se puede utilizar para tal fin? ¿Por qué si la gasolina es líquida y la parafina es sólida pertenecen a la misma

familia de alcanos?


Alquenos. Los alquenos son compuestos insaturados que contienen en su estructura cuando menos un doble enlace carbonocarbono. Fórmula general: CnH2n. Por lo tanto, los alquenos sin sustituyentes tienen el doble de hidrógenos que carbonos. La terminación sistémica de los alquenos es ENO. El más sencillo de los alquenos es el eteno, conocido más ampliamente como etileno, su nombre común. La mayor parte de los alquenos se obtienen del petróleo crudo y mediante la deshidrogenación de los alcanos.

Alquinos. Los alquinos o acetilenos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen al menos un triple enlace carbono-carbono, característica distintiva de su estructura. Se conocen como acetilenos porque toman el nombre del hidrocarburo más sencillo de serie: el acetileno,

Los alquinos que poseen una triple ligadura cumplen con la fórmula CnH2n–2 donde n es igual al número de átomos de carbono, por ejemplo:





BLOQUE V:

IDENTIFICA LA IMPOTANCIA DE LAS MACROMOLECULAS

NATURALES Y SINTETICAS.


Macromoléculas, monómeros y polímeros. Un polímero es un compuesto molecular que se distingue por tener una masa molar muy grande, desde miles a millones de gramos por cada mol, y estar formado por muchas unidades que se repiten (monómeros) en toda la estructura de la molécula. Las propiedades físicas de los polímeros, también conocidos como macromoléculas son muy distintas a las de las moléculas pequeñas y comunes. Generalmente se pueden describir como la repetición de una o unas pocas unidades mínimas o monómeros, formando los polímeros o largas cadenas de muy diversas formas; lineales o ramificadas.










BIBLIOGRAFÍA DE ACRECENTAMIENTO ACADÉMICO.

AUTOR TÍTULO EDITORIAL AÑO PAÍS

VICTOR M. RAMÍREZ REGALADO

QUÍMICA II DGB PUBLICACIONES CULTURAL

2005 MÉXICO

MARÍA GARCÍA

QUÍMICA II MC GRAW HILL 2006 MÉXICO

DAVID NAHÓN VÁZQUEZ

QUÍMICA 2, LA QUÍMICA EN EL AMBIENTE

ESFINGE 2006 MÉXICO

EDUARDO J. MARTÍNEZ MÁRQUEZ

QUÍMICA II THOMSON 2006 MÉXICO

IMELDA L. LEMBRINO PÉREZ, JOSÉ S. PERALTA ALATRISTE

QUÍMICA II THOMSON 2006 MÉXICO

JORGE ALEJANDRO LERICHE GUZMÁN

QUÍMICA II EDITORIAL LIMUSA

2006 MÉXICO

FIDEL VILLARREAL, DANIEL BUTRUILLE Y JAVIER RIVAS

ESTEQUIOMETRÍA TRILLAS 2003 MÉXICO

ROMILIO, TAMBUTTI

INTRODUCCIÓN A LA FÍSICA Y A LA QUÍMICA

EDITORIAL LIMUSA

1999 MÉXICO

LEO, MALONE INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

EDITORIAL LIMUSA

1999 MÉXICO


CALENDARIO SEMESTRAL

BLOQUE SEMANA

1 SEMANA

2 SEMANA

3 SEMANA

4 SEMANA

5 TOTAL

1 12 - 16 ENE/15

19 - 23 ENE/15

26 - 30 ENE/15

2 - 6 FEB/15

9 - 13 FEB/15

20hr

2 16 - 20 FEB/15

24 - 24 FEB/15

7hr

3 25 - 27 FEB/15

2 - 6 MARZO/15

9 - 13 MARZO/15

16 - 20 MARZO/15

17hr

4 23 - 27

MARZO/15 13 - 17

ABRIL/15 20 - 24

ABRIL/15 16hr

5 27 - 1

MAYO/15 4 - 8

MAYO/15 11 - 15

MAYO/15 16hr

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