QUIMICA_GENERAL_Primera_parte.pdf

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Universidad Nacional de General Sarmiento

Instituto de Ciencias

Guía de Estudios

QUIMICA GENERAL

Primera parteEdición 2.3



Universidad Nacional de General Sarmiento Química General - Guía de EstudiosInstituto de Ciencias Edición 2.2

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Programa de Química General

Presentación

Se trata de una materia de 16 semanas de duración, con una carga horaria de 6 horas

semanales (96 horas totales). Puede ser cursada por todos los alumnos que hayan aprobado elCurso de Aprestamiento Universitario, según lo dispuesto en el Régimen General de Estudios. Lacondición de regular en Química General es imprescindible para cursar Química Inorgánica.

El cursado de Química General está estructurado en turnos teórico-.prácticos, queincluyen presentación y análisis de conceptos teóricos, aplicación a problemas específicos,experimentos demostrativos y prácticas de laboratorio (5 a lo largo de todo el curso), estasúltimas de asistencia obligatoria.

El curso de Química General tiene por propósito brindar a los estudiantes de laTecnicatura Superior en Química, Licenciatura en Ecología, Profesorado Universitario en Física,Ingeniería Industrial e Ingeniería Electromecánica, una formación inicial en química,básicamente en los Fundamentos que les permitan comprender algunos conceptos básicos de esta

disciplina, y, dependiendo de la carrera, encarar los estudios de sistemas químicos específicos enlos cursos posteriores. El curso está organizado en dos bloques: Estructura de la Materia(estructura atómica y molecular, estados de la materia) y Cambio Químico y Equilibrio(reacciones químicas, cambios físicos y químicos y equilibrios simples). En la medida de loposible, los ejemplos seleccionados para la fijación de conceptos constituyen además en símismos problemas de interés en los campos específicos de los futuros profesionales, así como deactualidad en temáticas de interés social.

Objetivos generales

Se espera que al finalizar la materia los alumnos estén en condiciones de:→ Describir con precisión los cambios observados en un experimento, interpretarlos entérminos de reacción química y/o de los modelos adecuados.

→ Interpretar propiedades moleculares en términos de estructura electrónica.→ Vincular la naturaleza y estructura de los compuestos químicos con sus propiedades físicas y

químicas macroscópicas.→ Describir la información contenida en diagramas bidimensionales, utilizarla para la

resolución de situaciones específicas.→ Montar aparatos sencillos de laboratorio para operaciones elementales.→ Reconocer el carácter “utilitario” y modificable de un modelo→ Identificar situaciones de interés industrial o ambiental cuyos aspectos problemáticos puedan

ser parcialmente encarados con conceptos de composición y equilibrio químico.

UNIDADES DE CONTENIDO

Contenidos Conceptuales:Composición de sistemas macroscópicos en términos de fases y de componentes microscópicos:átomos y moléculas.Proporciones entre componentes de sistemas compuestos y de compuestos químicos.Estructura electrónica de átomos y moléculas en términos de orbitales.

Influencia de la estructura electrónica sobre las características químicas.Estructura molecular y supramolecular.Influencia de la estructura electrónica y geométrica sobre las propiedades físicas.




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Carácter descriptivo y predictivo de la clasificación periódica de los elementos.Descripción del enlace covalente por OM y TEV.Descripción de sistemas con enlace metálico, iónico, de puente hidrógeno.Interacciones intermoleculares y comportamiento macroscópico.Propiedades de sistemas con interacciones débiles (gases) y fuertes (fases condensadas).Cambios físicos y cambios químicos; concepto y representación de reacción química.Tipos de reacciones químicas.Reacciones químicas en procesos industriales, biológicos, ambientales, de laboratorio.Carácter reversible y dinámico del Equilibrio Químico.Influencia de la presión y la temperatura sobre el equilibrio químico.Equilibrio ácido-base y su vinculación con sistemas cotidianos, ambientales, biológicos.Equilibrios de precipitación en diversos contextos.Aplicaciones analíticas de las reacciones químicas.

Contenidos Procedimentales:Determinación de proporciones de combinación.

Cálculos de cantidades de sustancia necesarios en diversas situaciones.Preparación de soluciones de concentraciones predeterminadas.Interpretación y predicción de comportamientos químicos en función de la estructura electrónicay molecular.Descripción, análisis y predicción de geometrías moleculares de moléculas pequeñas en base amodelos sencillos (TREPEV).Análisis de propiedades físicas en base a la naturaleza química y la estructura molecular ysupramolecular del sistema en estudio.Relación entre los estados de la materia y las interacciones presentes.Purificación de sustancias por combinación de operaciones elementales (disolución, filtración,

modificación química, secado).Determinación experimental de propiedades físicas por combinación de operaciones sencillas.Medición de variables fisicoquímicas (volumen, temperatura, masa) c/grado de precisión dado.Descripción del cambio químico a través del formalismo de ecuaciones químicas igualadas.Descripción de los cambios macroscópicos observados en reacciones químicas completas o queinvolucran desplazamiento de equilibrios químicos.Análisis de la influencia de variables externas sobre el equilibrio.Representación gráfica de fenómenos físicos y químicos: variaciones temporales,interdependencia de variables.Selección de representaciones adecuadas para la descripción que se pretende dar.Cálculo de concentraciones en equilibrios simples: ácido-base, de precipitación.

Contenidos Actitudinales:Interés en la caracterización de productos naturales y/o de aplicación industrial.Exactitud y precisión en las mediciones.Valoración del trabajo experimental.Pulcritud en el trabajo experimental.Tareas compartidas y repartidas en el trabajo experimental.Interés en los problemas y desafíos característicos de procesos naturales, tecnológicos, o deinterés social.Reconocimiento del valor de los diagnósticos precisos previos a la elaboración de estrategias.

Los contenidos enunciados se desarrollan a través de una secuencia que se detalla másadelante.




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METODOLOGÍA Y ACTIVIDADES

El curso de Química General involucra actividades a ser realizadas en horario de clase yotras a ser realizadas fuera del horario de clase. Las clases se han estructurado en turnos teórico-prácticos, cada uno a cargo de dos docentes. La metodología escogida comprende la realizaciónde las siguientes actividades:

• Presentación de conceptos generales y ejemplos seleccionados por parte de los docentes.

• Análisis de situaciones-problema por los docentes, en horario de clase.

• Análisis y resolución de situaciones-problema (presentadas en guías de problemas) por losalumnos, en forma individual y/o en grupos, dentro y fuera del horario de clases.

• Demostraciones experimentales a cargo de los docentes.

• Discusión con los docentes en forma individual (consultas) o colectiva de los problemasresueltos, en horarios de clase, y en horarios adicionales de consultas.

• Ejecución, por parte de los alumnos, de prácticos de laboratorio (en horarios de clases) engrupos de 2 personas, en base a guías de trabajo y a indicaciones de los docentes.

• Presentación de informes de los prácticos de laboratorio.

• Lectura de bibliografía por parte de los estudiantes, en horarios extra-clases, en base a lasrecomendaciones de los docentes (ver ítem bibliografía).

EVALUACION Y ACREDITACION

Las guías de problemas tienen una doble finalidad: por un lado, constituyen laejercitación que permite fijar los conceptos analizados en clase, en base al trabajo personal; porotro lado, dan una referencia al estudiante acerca del grado de progreso que está realizando, en lamedida en que logra resolver (con las consultas pertinentes) los problemas de cada serie. Lasconsultas sobre los problemas permitirán a los docentes tener una idea acerca del grado deavance y las dificultades generales registrados por el curso.

El control del grado de progreso individual se efectuará a través de dos exámenesparciales (uno por cada bloque temático) y de los informes de los prácticos de laboratorio.

La asistencia a los prácticos de laboratorio es obligatoria, debiendo recuperarse aquellostrabajos en los que el estudiante figure como ausente.

Los informes de los prácticos de laboratorio deberán ser entregados una semana despuésde la clase en que se realizó el práctico, y podrán ser a) aprobados b) devueltos para sucorrección, c) ser considerados insuficientes; en este último caso, los alumnos deberán recuperarel práctico.

La entrega fuera de término de un informe o su corrección equivale a un ausente en elpráctico y deberá recuperarse.

Sólo podrán recuperarse dos trabajos prácticos en fecha a indicar por los docentes. De noaprobar los prácticos recuperados o de excederse en la cantidad de prácticos a recuperar, elalumno no regularizará la materia.




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Para aprobar la materia los estudiantes deberán rendir un examen final, cuya modalidad seexplica más adelante. Estarán habilitados para rendir examen final aquellos alumnos que hayanobtenido una nota mínima de 4 en cada uno de los exámenes parciales, y hayan realizadosatisfactoriamente los trabajos prácticos de laboratorio y aprobado cada uno de los informescorrespondientes. Los parciales no aprobados (nota menor a cuatro) podrán ser recuperados,habiendo un recuperatorio por parcial.

Los estudiantes que no hayan alcanzado la condición de regular y deseen optar por rendirun examen libre, deberán aprobar las siguientes tres instancias: un examen experimental delaboratorio, un examen práctico de problemas y un examen teórico. La no aprobación de algunade las tres instancias conducirá a la no aprobación de la materia. Los alumnos que deseen rendircon esta modalidad, deberán comunicarlo a la coordinación de la materia un mínimo de 7 díascorridos previos a la fecha de examen, ya que cada una de las instancias requiere una preparaciónespecial.

BIBLIOGRAFÍA Y FUENTES DE INFORMACION

El programa del curso fue establecido en base a los criterios generales detallados, teniendoen cuenta la posibilidad de contar con un texto único (en lo posible en español) acorde al enfoquey desarrollo escogidos, económicamente accesible, con presentación didáctica moderna, y quefuera también de utilidad para una parte sustancial de Química Inorgánica. Existen dos obras detales características, de las cuales la biblioteca de la UNGS dispone de un número razonable deejemplares. Se trata de:

Química General Química la ciencia centralK. Whitten, K. Gailey, R. Davis T.H. Brown, H.E. Le May, L.Bursten

Mc Graw Hill 7º Ed. Prentice Hall

Una tercera obra que cumple una parte de esos requisitos, y de la cual la biblioteca de laUNGS también dispone de un alto número de ejemplares, es: Química, de Raymond Chang, 4º,5º o 6o Edición, Mc Graw Hill

Otros libros que incluyen contenidos similares, con un enfoque y profundidad adecuados,y cuya consulta o utilización puede ser provechosa son:

Química. Moléculas, materia y cambio Química General

P. Atkins y L. Jones Atkins3º Ed. Omega Omega

Ubyd-UNGS: http://www.ungs.edu.ar/ms_ubyd/ (acceso enero de 2013)

También encontrará material de estudio (guías de Estudio, guías de Laboratorio, Tablasde Datos, artículos sobre temas seleccionados, presentaciones en Power Point, animaciones, etc.)en el Campus virtual de la UNGS http://moodle.ungs.edu.ar/moodle/ (acceso julio de 2013).




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ANEXO:

PROGRAMA ANALÍTICO Y CRONOGRAMA PARA

QUÍMICA GENERAL

Capítulo 1: Elementos y compuestos. (Semana 1)

1.1 Sistemas macroscópicos: sistemas homogéneos y heterogéneos, sustancias y mezclas,propiedades físicas y químicas, intensivas y extensivas. Separación de mezclas.

1.2 Visión microscópica elementos y compuestos, átomos y moléculas. Estructura atómica: elelectrón, el núcleo: protón y neutrón. Relaciones de masa entre los átomos: número másico(A) y número atómico (Z), masa atómica promedio. Isótopos. Presentación de la agrupaciónperiódica de los elementos.

1.3 Nomenclatura de compuestos inorgánicos: Compuestos iónicos y moleculares.

Capítulo 2: Mediciones y unidades en Química. (Semanas 2 y 3) 2.1 Unidades de Medida: masa, temperatura, tiempo, volumen, fuerza, presión, energía, mol.

2.2 Incertidumbre en la medición. Cifras significativas

2.3 Relación entre masa molecular y masa molar: Número de Avogadro. Relaciones molaresentre los elementos que forman un compuesto

2.4 Moléculas y fórmula química, fórmula empírica y molecular. Composición porcentual enmasa de los compuestos. Determinación experimental de fórmulas empíricas.

Capítulo 3: Mezclas homogéneas: soluciones. (Semanas 3 y 4) 3.1. Soluciones. Expresiones de la concentración de las soluciones3.2. Preparación de soluciones. Dilución

Capítulo 4: Inicios de la Química como ciencia: estudios sobre gases.(Semanas 5 y 6) 4.1. Sustancias que existen en estado gaseoso. Variables características de estado: presión,volumen, temperatura. Densidad de un gas. Leyes empíricas: Boyle-Mariotte, Charles-GayLussac, etc. Escala de temperaturas absolutas. Ecuación general de estado de los gases ideales.Aplicaciones.4.2. Presiones parciales. Ley de Dalton. Aplicaciones e interpretación.4.3. Interpretación de la ecuación de estado: Teoría cinético molecular de los gases.

Capítulo 5: Estructura electrónica de los átomos y clasificación periódica de los elementos.(Semanas 6 y 7)

5.1. Modelo atómico de Bohr. Radiación electromagnética. Espectros de emisión. Aplicaciones.

5.2. Elementos de mecánica cuántica: naturaleza dual del electrón, principio de incertidumbre deHeisenberg, conceptos de Schrödinger de función de onda y energía, probabilidades.

5.3. Aplicaciones a la descripción del átomo de hidrógeno: orbitales atómicos (OA). Númeroscuánticos. Número cuántico principal. Número cuántico de momento angular. Número cuánticomagnético. Número cuántico de spin electrónico. “Formas” de los orbitales atómicos. Energías

de los OA.5.4. Atomos polielectrónicos: configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli. Reglade Hund. Principio de construcción progresiva. Configuración electrónica de átomos neutros,




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cationes y aniones.

5.5. Clasificación periódica de los elementos. Propiedades periódicas: Radio atómico y radioiónico. Energía de ionización y Afinidad electrónica.

Capítulo 6: Teorías de enlace. (Semanas 7 y 8)

6.1. Símbolos de Lewis y regla del octeto. Uniones covalentes e iónicas. Unión metálica.Electronegatividad.

6.2 Polaridad de enlaces y momento dipolar. Geometría molecular. Modelo de Gillespie(TREPEV). Moléculas en las que el átomo central no tiene pares electrónicos libres. Moléculasen las que el átomo central tiene uno o más pares electrónicos libres.

6.3 Teoría del enlace de valencia (TEV). Fundamentos. Orbitales híbridos sp, sp 2 y sp3. Enlacessigma y pi.

6.4 Teoría del orbital molecular (OM). OM de enlace y antienlace. Configuraciones de los OM.Reglas que gobiernan las configuraciones electrónicas moleculares. Moléculas diatómicashomonucleares: las moléculas de H2 y O2.

Capítulo 7: Estados de agregación de la materia (semana 9). 7.1. Fuerzas intermoleculares en sustancias puras. Fuerzas atractivas: dipolo – dipolo, puentehidrógeno y dispersión7.2. Los estados de la materia y las fuerzas intermoleculares. Influencia sobre los estadosgaseoso, líquido y sólido y las diferentes transiciones de fase. Equilibrio de fases.7.3. Fuerzas intermoleculares en mezclas homogéneas: propiedades coligativas.

Capítulo 8: Reacciones químicas. (Semanas 10 y 11)

8.1. Concepto de reacción química. Ecuaciones químicas. Escritura de las ecuaciones químicas.

Balance de ecuaciones químicas.8.2 Cantidades de reactivos y productos. Reactivo limitante. Rendimiento de reacción.Relevancia en síntesis.

8.3. Reacciones de precipitación.

8.4. Reacciones ácido-base. Definición de ácidos y bases (Arrhenius). Reacciones deneutralización.

8.5. Reacciones de óxido-reducción. Número de oxidación. Balance de ecuaciones redox.8.6. El concepto de velocidad en los procesos químicos. Ley de velocidad.

Capítulo 9: Equilibrio químico. (Semanas 11 y 12) 9.1. Reacciones “incompletas” y concepto de equilibrio químico. Reacciones directas e inversas,reversibilidad del equilibrio químico.

9.2. Constante de equilibrio, formas de expresión. Equilibrios homogéneos. Equilibriosheterogéneos. Magnitud de la constante de equilibrio.

9.3. Predicción de la dirección de una reacción. Cálculo de concentraciones en el equilibrio.

9.4. Factores que afectan el equilibrio. Principio de Le Chatelier. Cambios de concentración,volumen y presión..

Capítulo 10: Equilibrio ácido-base. (Semanas 12, 13 y 14) 10.1. Ácidos y bases de Brønsted. Par conjugado ácido-base. El ion hidronio. Ácidos y bases deLewis.




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10.2. La autoionización del agua y la escala de pH. Producto iónico del agua. El pH comomedida de la acidez.

10.3. Fuerza de ácidos y bases. Ácidos y bases fuertes y débiles. Constantes de acidez ybasicidad.

10.4. Titulaciones ácido-base, indicadores, punto final y punto equivalente.

10.5. Reacciones ácido-base de sales: hidrólisis.10.6. Soluciones buffer, amortiguadoras o reguladoras de pH. Cálculo del pH: ecuación deHenderson.

Capítulo 11: Equilibrio de solubilidad. (Semana Nº 15 y 16)

11.1. Solubilidad y equilibrio. Solubilidad de sólidos iónicos y producto de solubilidad. Cálculode concentraciones.

11.2. Factores que afectan la solubilidad: Efecto de ion común.

11.3. Equilibrios combinados precipitación/ácido-base.

PRÁCTICAS DE LABORATORIO:Se realizarán en el horario de las clases.

1) Determinación de la fórmula de un compuesto2) Preparación, propiedades y uso de soluciones3) Determinación del porcentaje de O2 en aire4) Reacciones químicas en medio acuoso5) Equilibrio ácido-base

EXPERIMENTOS DEMOSTRATIVOS O SEMIDEMOSTRATIVOS:

Se realizarán en horario de clases, intercalados con las otras actividades áulicas (explicaciones,resoluciones de problemas, actividades). Entre otros, se realizarán: Separación de mezclas(arena-azúcar, tintas), Colores de sales a la llama, Curvas de titulación.Además, se visualizarán geometrías moleculares con modelos moleculares y programas.

EXAMEN FINAL ORAL:

El examen es oral y consiste en la exposición por parte del estudiante de 2 temas delprograma (uno correspondiente al primer bloque de la materia y otro al segundo bloque). Lostemas se eligen al azar (ambos están escritos en un mismo papel a elección).

El estudiante es evaluado por 2 docentes del Área Química (no necesariamente losdocentes con los que cursó la materia).

Una vez entregados los temas, el estudiante dispondrá de un tiempo (no menor a 15minutos) para organizar su exposición, pudiendo escribir las ideas en una hoja. Se puedeconsultar el programa de la materia.

Todos los estudiantes deberán traer para el examen final:• Libreta universitaria (u otro documento que acredite su identidad si no posee

libreta) y entregarlos al comenzar el examen.• Programa de la materia.• Tabla de datos.

• Tabla Periódica.La nota mínima de aprobación es 4 (cuatro), en una escala de números enteros de 0 a 10.Dicha calificación constará en su libreta universitaria como nota de aprobación de la materia.




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Las notas de los parciales/recuperatorios y otras instancias de evaluación previas a lo largo de lamateria no son tenidas en cuenta en la nota del final.

Los aspectos evaluados por los docentes en el examen final son:• Pertinencia de los contenidos expuestos (dispone del programa para ver cuáles son).• Claridad conceptual de los contenidos (comprensión de los mismos).

• Capacidad de aplicar los contenidos a un caso concreto (ejemplo, situaciónmedianamente novedosa).• Capacidad de integrar y relacionar conceptos.• Capacidad de exponer los contenidos de una manera organizada y jerarquizada (no

todos los contenidos tienen la misma importancia dentro de un tema, por ejemplo:Estructura atómica: una herramienta como la “regla de las diagonales” no tiene lamisma jerarquía que el concepto de números cuánticos).

Los contenidos del programa han sido desarrollados (explicados y aplicados) a lo largodel semestre en los horarios regulares de clase, usando una modalidad teórico-práctica. Losestudiantes podrán asistir a los horarios de consultas que se publican en la cartelera de Química

(junto a los laboratorios). Finalizado el semestre en la misma cartelera estarán publicados loshorarios de consultas para las épocas de finales (llamado de julio, diciembre y febrero).

En la UNGS la regularidad en una materia dura cinco fechas, es decir que si el estudianteaprobó los parciales en el primer semestre del 2008 su regularidad se mantiene hasta febrero de2010 (mayo del 2010 considerando la fecha complementaria). Si el estudiante no se presenta adar examen final, o bien se presenta pero no aprueba, a partir de la quinta fecha pierde sucondición de alumno regular (y deberá cursar nuevamente la materia o presentarse como alumnolibre).




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EL LABORATORIO:

CONSIDERACIONES GENERALES:

Los trabajos prácticos aquí descriptos son parte constitutiva de la modalidad integradateórico-práctica-experimental con que se dictan las materias de Química de la UNGS. Mediante

la realización personal de experiencias de laboratorio, se intenta familiarizar al alumno con los

procedimientos usuales de laboratorio, y proporcionarle una manualidad adecuada. Es por ello

que se considera necesario para la aprobación de los mismos: a) que se hayan realizado

satisfactoriamente todos los prácticos; b) la aprobación de los interrogatorios que se puedan

haber tomado; c) la aprobación de los informes respectivos, y d) la devolución del material en

buen estado.

INFORMES: luego de cada práctica se deberá entregar un informe escrito con los resultados

obtenidos, los cálculos realizados y las observaciones y/o comentarios correspondientes. No es

necesario que se incluyan descripciones detalladas de lo realizado, cuando esto coincida con lo

que la presente guía indica. Al final de la guía se han agregado formularios donde asentar los

informes para cada T.P.; puede usar esos mismos o copiarlos, en todo caso el informe presentado

debe incluir todo lo que allí se indica. Recuerde que haber presentado un informe no significaque esté aprobado.

MATERIAL QUE DEBERÁ TRAER CADA ALUMNO

Para la realización de las prácticas, se pide que cada alumno traiga los siguientes

elementos:

• Un cuaderno, birome, lápiz, etc.

• Tijera

• Fósforos o encendedor

• Repasador o toalla

• Detergente

• Un marcador al solvente para escribir sobre vidrio

Además de lo anterior, para algunas prácticas se pedirán elementos particulares.




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MATERIAL DE LABORATORIO

Al final de esta guía (pág. 59) encontrará una lista detallada del material que le será

entregado a cada grupo de alumnos de la materiaQuímica General

, el cual deberán devolver alfinal del curso. Léala cuidadosamente y compruebe que cada uno de los ítems detallados en ellas

(vea pág. 51 -52) concuerde con lo que recibió, en cantidad y condiciones. Revise con cuidado el

material de vidrio, a menudo las rajaduras son casi invisibles. Si nota diferencias con la lista

consulte con el personal técnico, y descríbalas al dorso.

Se considerará que todo está en buenas condiciones, excepto lo expresamente salvado y

detallado. Una vez revisado y aceptado todo, firme la hoja y entréguela al técnico. Recuerde que

al final del curso deberá devolver todo el material en las condiciones en que lo recibió.

PRECAUCIONES EN EL LABORATORIO

⇒ No fume, no coma ni beba en el laboratorio.

⇒ Emplee los elementos de seguridad indicados para cada una de las operaciones a realizar

⇒ Conozca la ubicación de las salidas de emergencia más cercanas a su sitio de trabajo.

Averigüe cómo funcionan las barras antipánico colocadas en ellas.

⇒ Use soportes que se apoyen bien en la mesa y controle especialmente los aparatos concentro de gravedad alto.

⇒ Mantenga limpio el sitio de trabajo.

⇒ Evite que caigan papeles, vidrios o cualquier otro tipo de sólido en las piletas y piletines.

EN CASO DE EMERGENCIAS: Avisar al docente a cargo del turno

Servicio de emergencias médicas: VITTAL 4805- 4545 / 4555

Código de socio Servicio de Área Protegida: E 838832

(Leer las instrucciones pegadas al lado del teléfono del pañol)

Bomberos voluntarios de Los Polvorines: 4660-2222

Hospital Dr. Larcade (Pte. Perón 2311- San Miguel): 4664-7839 / 5992 o 4664-1174 / 6555

Defensa Civil Malvinas Argentinas: 4660-5095 o 4663-9901 o 103




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Serie Nº 1: Elementos y compuestos

Conocimientos previos necesarios: no se requieren conocimientos previos de química

Conceptos nuevos: Sistemas materiales, propiedades, sustancias puras, mezclas

homogéneas, solución, soluto, solvente. Átomo, molécula, isótopos. Sustancias simples ysustancias compuestas. Compuestos iónicos y moleculares. Agrupación periódica de loselementos.

¿Cuáles serían los contenidos y habilidades que deberían adquirir?

Conceptuales:

-Clasificar sistemas materiales según la cantidad de fases-Diferenciar entre propiedades intensivas y extensivas, propiedades físicas y químicas.

-Identificar las partículas subatómicas básicas, describir la estructura del núcleo atómico.-Distinguir entre átomos y moléculas-Identificar tipos de iones-Interpretar una fórmula química-Clasificar sustancias en simples y compuestas, iónicas y moleculares

Resolución de problemas:

-Escribir el símbolo químico de un elemento dado su nombre y viceversa-Establecer el número de protones, neutrones y electrones de un átomo o ion dado su número

atómico o número másico

-Calcular la masa atómica relativa de un elemento a partir de la composición isotópica-Ubicar los elementos en la Tabla Periódica a partir de su nombre, símbolo químico o número

atómico.-Escribir la fórmula química de sustancias sencillas dado su nombre y viceversa

Parte A) Sistemas y sustancias: visión macroscópica• ¿Qué son los sistemas materiales? ¿Qué son las propiedades de un sistema material?

• Defina sistema homogéneo, sistema heterogéneo, fase, componente.

• Explique las diferencias entre: a) propiedad intensivas y extensivas; propiedades físicas y

químicas.

1) Indique en cada uno de los siguientes ejemplos si se trata de un sistema homogéneo oheterogéneo.

i) alcohol medicinal ii) un medicamento rotulado como “agítese antes de usar”iii) chimichurri iv) bebida cola sin gas iv) pintura al aceite v) sal de mesa común

2) Indique si las siguientes son propiedades intensivas o extensivas:i) masa; ii) volumen; iii) densidad; iv) temperatura de ebullición; iv) longitud; vi) color

3) Clasifique los siguientes sistemas como sustancias puras o mezclas:i) aire; ii) hierro; iii) acero; iv) café doble; v) hormigón




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4) a) Indique qué tipos de sistemas materiales podrían separarse mediante los siguientes métodos:i) filtración ii) destilación iii) decantación

b) Indique cómo separaría los siguientes sistemas en sus componentes:i) arena-agua ii) hierro - arenaiii) solución de sal en agua iv) solución de alcohol de quemar en agua.

Actividad – Separación de mezclas:Demostración experimental de separación de mezclas por: 1) Destilación simple, 2) Filtración, 3)Cromatografía.

Parte B) Visión microscópica: Átomos

• ¿En qué se diferencian los átomos de los distintos elementos?

• Qué es el número atómico y el número másico de un elemento?

• ¿Qué es un isótopo? ¿Pueden existir varios isótopos de un mismo elemento?

• ¿Qué es una unidad de masa atómica, uma?

Caja de herramientas:- Reglas algebraicas básicas para operar con números negativos:Ver por ejemplo “Química; moléculas, materia y cambio” Atkins, Jones (Apéndice 1)

Para practicar

1) Ordene en forma decreciente los siguientes números:

1,04·103; 9,04·10-4; 1,85·10-3; 2,34·10-3; 2,35·104; 6,02·104; 1,23.

2) Se proponen cuatro operaciones entre números expresados con notación científica. Se intentaque el estudiante pueda predecir previamente el orden de la cifra obtenida, más allá de obtener elresultado con su calculadora. Veamos el primer ejemplo,

6,5·10-3× 4,7·109 =

Se puede aproximar que 5×6 = 30 y 10-3×109 = 106 (por suma de exponentes de igual base) y porlo tanto el resultado es próximo a 3·107 (¿Se da cuenta por qué?). El resultado que se obtendríacon la calculadora es 3,055×107. Ahora intente los siguientes casos:

i) 5,09·102×4,98·10-6 =

ii) 7,80·10-9× 5,06·10-6 =

iii) 4,09·105 ÷3,90·107 =

3) Las carreras de Medicina y Abogacía son las elegidas por los jóvenes que ingresan a laUniversidad. En el año 2010 y en la Universidad de Buenos Aires, el 45% eligió medicina y el27% abogacía con un total de 900 ingresantes a dicha universidad.

a) ¿Cuántos alumnos ingresaron en la carrera de Abogacía?

b) ¿Cuántos alumnos del total de ingresantes se anotaron a otra carrera que no sean las dos máselegidas?

c) Si al año siguiente la cantidad de alumnos ingresantes aumentara un 12%, ¿Cuántos alumnosingresarían ese año?




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5) i) Los elementos más importantes de la corteza terrestre, en orden decreciente de abundancia,son: oxígeno, silicio, aluminio, hierro, calcio, sodio, potasio y magnesio. Escriba el símbolocorrespondiente a cada uno de ellos.

ii) Entre los elementos que constituyen nuestro cuerpo encontramos los siguientes, en ordendecreciente de abundancia: C, H, O, N, P, S, Ca, K, Cl, Na, Mg, Fe. Señale el nombre de

dichos elementos. Indique el número atómico de cada uno de estos elementos.iii) Algunos elementos están presentes en muy pequeñas cantidades en el cuerpo humano,como por ejemplo: iodo, cobre, cinc, manganeso, cobalto, cromo, selenio, molibdeno, flúor,estaño, silicio y vanadio. Escriba sus símbolos y señale el número atómico de cada uno.

6) Calcule la masa de un átomo de He, a partir de las masas del protón, neutrón y electrón.Compare con el valor que figura en la Tabla Periódica.

7) a) ¿Cuál es la masa atómica de un elemento 4,25 veces más pesado que el 12 6C. ¿De qué

elemento se trata?; b) ¿Cuántos átomos de 14 7N deberían reunirse para alcanzar una masa

similar a la de un átomo de 197 79Au?

8) Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes especies:

a) 2814Si b) 23

11Na c) 4020 Ca d) 35

17Cl e) 16 8O f) 18

8O

g) 14 6C h) 13

6C i) 12 6C j) 56

26Fe k) 6530Zn

Constructor de átomos

Es un software de gran utilidad para familiarizarse con las ideas básicas de estructura atómica

El mismo puede descargarse del curso de Química General que se encuentra en la plataforma Moodle (Sección “Materiales adicionales – Programas y simulaciones en Química”)

• En la Tabla Periódica, ¿a qué se llama grupo?, ¿y período? ¿Qué características tiene cadauno de ellos?

Tabla Periódica en Internet:En el Aula Virtual (Moodle), hallarán una Tabla Periódica interactiva – en castellano - que

pueden instalar en su pc. Hay muchas más en la Web, podemos mencionar estas:http://www.webelements.com/ (acceso dic. 2012)

http://www.ptable.com/ (acceso dic. 2012)




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9) a) Realice un diagrama sencillo de una tabla periódica donde puedan verse claramente laszonas de los metales representativos, los metales de transición, los no metales y los gasesnobles

b) Escriba los nombres de 3 metales y 3 no metales del tercer período, 3 metales detransición y 3 gases nobles

c) Escriba los nombres de todos los metales del grupo I A.

d) Cada átomo de nitrógeno puede unirse a tres átomos de hidrógeno, lo mismo ocurre con elfósforo; prediga con cuántos átomos de hidrógeno se unirá uno de arsénico.

Parte C) Sustancias iónicas y moleculares

• ¿Qué es un ion? ¿Qué iones reciben el nombre de cationes? ¿y el de aniones?

• ¿Qué es una molécula?

• Qué es una fórmula química? ¿qué información brinda?

• ¿Qué diferencias macroscópicas hay entre compuestos moleculares y compuestos iónicos?

• ¿Qué combinaciones de elementos originan compuestos iónicos? ¿Cuáles tienden a generarcompuestos moleculares?

10) Distribuya las siguientes sustancias en el cuadro según sean simples o compuestas:

CO, Co, O2, He, Na, O3, KI, H2O, H2, Fe, C, Cl2, KCl, Al, NH3

Sustancias simples Sustancias compuestas

11) Indique el nombre de las siguientes sustancias utilizando la nomenclatura IUPAC




17

http://www.iupac.org/ (acceso dic. 2012).

CO2 H2O N2 CO SO3 N2O P2O5

12) Indique el nombre, el número de protones, neutrones y electrones en cada una de lassiguientes especies iónicas:

a) 2311Na+ b) 39

19K+ c) 4020Ca2+ d) 56

26Fe2+ e) 5626Fe3+

f) 3517Cl- g) 32

16S= h)

19 9F

- i) 2713Al3+

13) Con los iones del problema anterior, formule e indique el nombre de al menos 5 salescombinando una única especie con carga positiva y una única especie con carga negativa. Lacarga neta de la sal propuesta debe ser cero. Guíese por los siguientes ejemplos:

Ej: CaS = SULFURO DE CALCIO FeCl3 = CLORURO FERRICO

14) Los óxidos básicos y los hidróxidos son compuestos iónicos. En el caso de los óxidos, el

anión es el ión óxido (O=

); en el caso de los hidróxidos, el anión es siempre OH-

(oxhidrilo).Complete los cuadros vacantes, con la ayuda que figura en el esquema:

NaOH KOH Ca(OH)2 Fe(OH)3

hidróxido depotasio

hidróxidoferroso

hidróxido dealuminio

K2O CaO Al2O3

Óxido desodio

óxido ferroso óxido férrico

15) Los iones moleculares (formados por más de un átomo) son especies que también puedenformar sales.

a) Formule las sales de sodio con los siguientes aniones moleculares:

NO-3 = ión nitrATO NO-

2 = ión nitrITO CO2-

3 = ión carbonATO

SO2-4

= ión sulfATO SO2-3

= ión sulfITO PO3-4

= ión fosfATO

b) Formule y nombre alguna sal que contenga al catión molecular NH4+ (amonio).

16) La mayor parte de los ácidos son compuestos moleculares que contienen hidrógeno y algún

no-metal, a veces acompañados de oxígeno. Complete los casilleros vacantes con la ayuda quefigura en los cuadros:

i) Hidrácidos:

HCl HBr HI

ÁcidoclorHIDRICO

ácido sulfHIDRICO ácido fluorHIDRICO

ii) Oxoácidos

HNO3 HNO2 H2CO3 H2SO4 H2SO3

Ácido nítrICO ácido fosfórICO ácido sulfurOSO




18

17) Clasifique los siguientes materiales como sustancias puras o mezclas, justificando susrespuestas: madera, mercurio, aire, agua, agua de mar, hielo, soda, leche, polvo de hornear, sal demesa, cloruro de sodio, neón, hierro, acero, nafta.ii) En caso de ser mezclas, subclasificarlas como homogéneas o heterogéneas; si se trata de

sustancias puras, indicar si son compuestos o elementos. Escriba los símbolos de las sustanciassimples.

iii) Señale 3 elementos que haya visto o utilizado hoy en sus actividades. (Nombre sólo a los quehaya visto o utilizado como elementos, no los que estén como compuestos). Dé la ubicación decada uno de ellos en la Tabla Periódica.

18) En la descripción dada en el siguiente párrafo, señale cuáles son las propiedades físicas ycuáles las químicas del agua pesada o deuterada:

El agua pesada o deuterada, 2H2O (l) o D2O (l), tiene una abundancia del 0,003% m/m en agua.Se utiliza en centrales nucleares para reducir la energía de electrones rápidos. Es un líquidoincoloro cuya densidad vale 1,105 g/cm3. El punto de fusión del agua pesada es 3,8 ºC, y el deebullición es de 101,4 ºC. Se puede separar del agua (H 2O) por destilación fraccionada. Enpresencia de SO3 (g) reacciona produciendo ácido deuterosulfúrico D2SO4 (l).

19) Escriba las fórmulas de los componentes de la pólvora sabiendo que se trata de una mezclasólida de nitrato de potasio, azufre y carbón. Investigue sobre las propiedades de estas sustanciasy sugiera cómo separaría una muestra de pólvora en sus componentes.

20) Escriba las fórmulas de las sustancias resaltadas en el siguiente texto:

La fragilidad de los huevos depende del grosor de las cáscaras. Si la dieta de las gallinas es pobreen calcio, las cáscaras resultarán delgadas y frágiles debido a que su composición química es un95% de carbonato de calcio, estando el 5% restante formado por fosfato de calcio, carbonatode magnesio y algunas proteínas solubles o insolubles. La cáscara de un huevo contieneaproximadamente 9000 poros que permiten el intercambio de gases y agua. En los huevosfrescos, la concentración de dióxido de carbono es elevada, pero la misma va disminuyendo conel tiempo debido a su pasaje al exterior a través de los poros.

21) El yodo 127 es importante en el diagnóstico médico porque se concentra en la tiroides, dondesu cantidad puede detectarse y utilizarse para conocer la actividad de esta glándula. ¿Cuántosneutrones hay en un átomo de yodo con número másico 127?

22) El elemento boro (símbolo químico B) presenta dos isótopos naturales: 10B que constituye el19,60% de todo el B y tiene una masa atómica de 10,01294, y 11B que constituye el 80,40% ytiene una masa de 11,00931 uma. Calcule la masa atómica promedio del B.

23) El potasio (símbolo químico K) tiene una masa atómica de 39,10 uma. Dicho elemento poseetres isótopos naturales cuyas masas son: 38,96; 39,96; y 40,96. El isótopo de masa 39,96 estápresente en la naturaleza en una cantidad ínfima que hace despreciable su contribución a la masaatómica. Calcular el porcentaje de abundancia relativa de los otros dos isótopos del potasio.




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Serie Nº 2: Mediciones y unidades en química

Conocimientos previos necesarios: Sistemas materiales, sustancias puras. Átomo, molécula,sustancias simples y sustancias compuestas, fórmula molecular. Magnitudes y unidades,

conversión de unidades, notación científica, empleo de calculadora con notación científica.Búsqueda de información en tablas de datos, Tabla Periódica. Magnitudes directa einversamente proporcionales.

Conceptos nuevos: cifras significativas, masa molecular, mol, número de Avogadro, masamolar, composición porcentual, fórmula mínima y molecular.


Conceptuales:-Entender la diferencia entre contar y medir.-Comprender la relevancia del empleo de cifras significativas para expresar el resultado de una

medición.-Conocer y comprender la definición de mol y número de Avogadro.-Entender el concepto de masa molar para una sustancia pura.

Resolución de problemas:-Expresar magnitudes con el número correcto de cifras significativas.-Hacer operaciones con magnitudes y unidades.-Operar con notación científica.

-Calcular el número de moles de una sustancia a partir de la masa dada.-Emplear el número de Avogadro para convertir número de moles en cantidad de átomos, iones,moléculas presentes en una muestra de sustancia pura.

-Convertir número de moles en masa de sustancia usando la masa molar.-Obtener la fórmula mínima y molecular de una sustancia a partir de información experimental(composición centesimal).

Descriptivas:-Describir el procedimiento experimental para obtener la fórmula de una sustancia pura.

Parte A. Magnitudes y unidades

• ¿Qué diferencia hay entre contar y medir? Ejemplifique.

• ¿Qué es una magnitud? ¿Cuáles son las magnitudes fundamentales del Sistema

Internacional (SI)? ¿Qué es una magnitud derivada?

1) Identifique los objetos que se presentan en las imágenes, indique cuales se pueden usarpara medir y cuales para contar. ¿Qué magnitud mediría con los dispositivos de lasimágenes?




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2) Balanzas de laboratorio. a) Observe las balanzas disponibles en el laboratorio y registre lasiguiente información: unidad de medida, capacidad máxima, precisión, rango de masas que sepueden medir.

b) Pese una birome, registre su masa con las cifras significativas correspondientes y la unidad demedida.

c) Si quisiera conocer la masa de una caja que contiene 100 biromes como la que Ud acaba depesar, ¿podría usar la balanza del laboratorio? ¿Cómo estimaría la masa de las 100 biromes sin

pesarlas directamente?

• ¿Qué son las cifras significativas?

Caja de herramientas:

- Notación científica:http://www.youtube.com/watch?feature=endscreen&v=1gVDUtTfplU&NR=1 (acceso

dic. 2012).

- Notación científica, fracciones y procentaje: ver por ejemplo “Química; moléculas, materia ycambio”, Atkins, Jones (Apéndice 1).

Para practicar

1) Exprese con tres cifras significativas los números dados a continuación utilizando notacióncientífica.

608920; 0,037; 0,000005634; -243,9

2) Señale la respuesta correctahttp://www.educarecuador.ec/recursos/rdd/matematicas/10mo_egb/notacion/index.html

3) Resuelva las siguientes consignas

a) Usted ha pesado 1,2 g de un compuesto, ¿a cuántos mg equivale?

b) Se deben pintar 10 m2 de pared con latas de pintura que dicen rendir 5 dm2 cada una. ¿Cuántas




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latas se necesitan?

c) Una micropipeta es un instrumento utilizado en los laboratorios que permite la medición devolúmenes muy pequeños. En particular existen aquellas que lo hacen en un rango entre 1-100µl (microlitro). Exprese dicho rango de volúmenes en ml (mililitro) y en pl (picolitro).

Parte B. Sustancias puras

• Explique los siguientes términos: sustancia pura, sustancia simple, sustancia compuesta.

• ¿En qué unidad se expresa la masa de los elementos en la Tabla Periódica?

• Busque en la Tabla de Datos la equivalencia entre las siguientes unidades de masa: gramo y

uma.

• ¿Cuánto es un mol de sustancia?¿Para qué sirve el Número de Avogadro?

• ¿Qué diferencia hay entre la masa molecular relativa y la masa molar de una sustancia?

3) ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de: a) H (masa atómica: 1,008 uma); b) Cu (masaatómica 64,9278 uma)?

4) Identifique cuáles de las siguientes sustancias son compuestos moleculares. Calcule la masamolecular de los mismos.

a) N2 b) NaCl c) NO d) MgCl2 e) C12H10

f) H2O2 g) SO2 h) O2 i)H2O j) CaCO3

5) El azúcar de caña es sacarosa (C12H22O11) ¿Cuál es la masa de un mol de sacarosa? ¿Cuántosmoles de sacarosa hay en un sobre de azúcar (6,25 g)?

Actividad experimental: El mol – contar pesando....

En el laboratorio hay varios frascos con estas sustancias: agua, sal de mesa (cloruro de sodio),azúcar (sacarosa, C12H22O11), papel de aluminio, alambre y clavos de hierro, acetona (C 3H6O),trozos de carbón, azufre en barritas. También hay una balanza, espátulas, tijeras, pinza, etc. ycuatro frascos vacíos.

Elija cuatro sustancias cualesquiera y coloque un mol de cada una dentro de un frasco distinto.Rotule los frascos. Observe y comente los resultados.

6) ¿Qué masa en gramos corresponde a:

a) 0,91 moles de CO2; b) 0,32 moles de K2SO4;

c) 3,62 moles de H3PO4; d) 2,17 moles de NH3.

7) El Código Alimentario Argentino (CAA) menciona tres edulcorantes de mesa no nutritivos:a) el aspartamo, b) la sacarina y sus sales (benzosulfimidas) de sodio o de calcio y c) elciclamato y sus sales (ciclohexilsulfamatos) de sodio o calcio.




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El aspartamo (nombre comercial Nutrasweet) tiene la siguiente fórmula molecular:C14H18N2O11.

Calcular la masa de un mol de aspartamo.

C.A.A.: http://www.anmat.gov.ar/alimentos/normativas_alimentos_caa.asp (acceso enero 2013)

8) Un compuesto de fórmula H3XO4 contiene un elemento X incógnita. La masa molar delcompuesto es aproximadamente 98 g/mol. Determine la identidad de X.

9) ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno están presentes en 200 g de cada una de las siguientessustancias?:

a) O2 b) O3 c) H2O d) KOH; e) NaNO2 f) CuSO4•5H2O

• Explique los siguientes términos: fórmula mínima, fórmula molecular, fórmula empírica,composición porcentual en masa.

10) El pigmento rojo que se utiliza en la formulación de la pintura anticorrosiva es un óxido dehierro. Determine su fórmula mínima sabiendo que 1,596 g del óxido contienen 1,116 g dehierro y 0,480 g de oxígeno.

11) Se analiza la fórmula de un compuesto que contiene magnesio, azufre y oxígeno. Losresultados se presentan en el gráfico adjunto, expresados en porcentaje en masa de cada

elemento. Determine la fórmula mínima del compuesto.

• ¿Qué es un hidrato? ¿Qué es una sustancia anhidra?

Actividad vinculada al T.P. Nº 1. Determinación de la fórmula de un compuesto: Tintas decobalto

Observe el color de una solución acuosa de cloruro de cobalto.

Emplee un pincel fino para escribir unas letras o líneas en un papel blanco, empleando dichasolución como “tinta”. Deje secar y observe el papel.




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Acerque cuidadosamente el papel a una vela encendida (trate de calentar suavemente la zonatratada previamente con CoCl2 sin que el papel se encienda) o exponga al aire caliente de unsecador de pelo y observe.

Interprete los resultados.

12) Se secaron 32,68 g de una sal de cobalto (CoBr2•xH2O) de color rojo violáceo, a 140 ºCdurante 5 horas. Se obtuvieron 21,88 g de la sal anhidra (CoBr 2), de color verdoso.

a) ¿Cuál es la composición (fórmula) de la sal hidratada?

b) Redacte un protocolo de laboratorio adecuado para la ejecución del trabajo experimental.

13) Para confirmar la composición (fórmula) de un hidrato, se tiene cloruro de calciohexahidratado (CaCl2•6H2O, blanco) que se calienta a 200 ºC para dar la sal anhidra (blanca).

a) ¿Observará alguna señal que indique que la deshidratación se ha completado?

b) Explique en qué consiste el procedimiento experimental de llevar a masa (peso) constante.

c) Escriba un protocolo para llevar a cabo esta experiencia.

d) Proponga el tratamiento de datos experimentales (resultados) adecuado para verificar lafórmula del compuesto.

14) La etiqueta de los sobres de edulcorante que se usan en el Comedor de la UNGS presenta lasiguiente leyenda: Ingredientes e información nutricional por sobre: 2,84 calorías – sacarosa0,704 g, ciclohexilsulfamato sódico 75 mg, benzosulfimida sódica 12 mg.

a) Calcule el número de moles y el porcentaje m/m de ciclohexilsulfamato sódico (ciclamatosódico, C6H11NHSO3Na) y de benzosulfimida sódica (sacarina sódica, C7H4NNaO3S•2H2O)en cada sobre de edulcorante.

b) ¿Cuántas moléculas de agua están contenidas en los 12 mg de sacarina sódica(C7H4NNaO3S•2H2O)?

15) i) ¿Cuántos moles están presentes en 30 g de cada una de las sustancias resaltadas en eltexto? ii) Indique el tipo de sustancia y su nombre en cada caso.

a) AgBr, por acción de la luz, se transforma en Ag finamente dividida, de color negro. Es elmaterial fotosensible que se utiliza en la fotografía en blanco y negro.

b) SiO2, arena, se emplea en la fabricación de vidrio, fundiendo esta sustancia a temperaturasmuy elevadas en presencia de Na2CO3 y CaCO3.

c) Pb, antiguamente se utilizaba para fabricar cañerías para la distribución de agua.

d) SH2, gas tóxico. Este gas confiere el olor característico a los huevos podridos; se forma debidoa la acción bacteriana.

e) CdS, pigmento de intenso color amarillo empleado en la fabricación de óleos y acrílicos.

f) Mg(OH)2, principio activo de la leche de magnesia, utilizado para contrarrestar la acidezestomacal. Se obtiene a partir de la reacción de MgO con H2O.




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TRABAJO PRÁCTICO Nº 1DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN COMPUESTO

Objetivo:

Establecer la fórmula de un compuesto químico, sulfato de cobre hidratado, determinandoel número de moles de agua presentes por mol de compuesto.

Objetivos de aprendizaje: Comprender, a través de su aplicación, los conceptos de fórmula molecular, masa molecular

relativa y número de moles. Familiarizarse con relaciones y proporciones estequiométricas. Ejercitarse en el manejo de los cálculos involucrados en estos problemas. Adquirir destreza en el manejo de operaciones elementales de laboratorio (pesada, armado de

dispositivos sencillos, calentamiento).

Conocimientos previos necesarios:

Fórmula; masa molecular relativa; número de moles.

Introducción:

Los hidratos cristalinos son compuestos en los que una sustancia química ha solidificado“unida” a cierta cantidad de agua. Esta cantidad no es casual sino que está determinada por lanaturaleza de la sustancia en cuestión. Algunos ejemplos de estas sustancias son:

CaSO4•½H2O FeCl3•6H2O (NH4)2CO3•H2O(sulfato de calcio (cloruro férrico (carbonato de amonio

hemihidrato) hexahidrato) monohidrato)

Pueden darse casos de sustancias que formen más de un hidrato, p. ej.:

CaCl2 CaCl2•H2O CaCl2•2H2O CaCl2•6H2O

(cloruro de (cloruro de (cloruro de calcio (cloruro decalcio) calcio monohidrato) dihidrato) calcio hexahidrato)

Estos hidratos se pueden descomponer por el calor, teniendo cada uno una temperatura dedeshidratación característica propia. En el caso de este trabajo práctico, la descomposiciónconduce a la formación de la sal anhidra en estado sólido (CuSO4) y agua (H2O) en estadogaseoso.

Metodología:

Se determinará la fórmula de una sal hidratada (CuSO4•nH2O), por calentamientode una masa conocida de la misma hasta su deshidratación. De la diferencia entre la masa inicial(sal hidratada) y la masa luego del calentamiento (sal anhidra), se obtiene la masa de agua

desprendida. Se calcula la relación H2O : CuSO4 y se formula la composición del hidratoCuSO4• nH2O.




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Procedimiento experimental:

Preparación delcompuesto

1) Muela, en un mortero, aproximadamente 15 g de sulfato de cobrehidratado.

Determinación dela masa de salhidratada

2) Pese en la balanza un vaso de precipitados de 100 o 250 mL limpio yseco. Luego coloque de 10 a 12 g de sal hidratada molida y pese con unaprecisión de 0,1 g. Anote el valor obtenido. Observe y anote el aspecto dela sal.

Deshidratación

3) Coloque el vaso sobre una tela metálica.

4) Caliente con mechero Bunsen, revolviendo constantemente con varillade vidrio (procure romper todos los grumos que se puedan formar), hastaque no se noten más cambios de color.

5) Una vez completada la deshidratación, apague el fuego, einmediatamente cubra con papel aluminio (sujeto con una bandita elástica).

6) Observe y anote el aspecto del compuesto luego de la deshidratación.

7) Deje enfriar. No apoye el vaso recién retirado del fuego sobre la mesada,se dispone de tacos de madera para este fin.

Determinación dela masa de salanhidra

8) Una vez a temperatura ambiente, destape y pese de inmediato. Anote el

valor obtenido.9) Calcule la masa de sal anhidra.

10) Calcule el número de moles de sal anhidra presentes en el vaso.

Tratamiento dedatos:Determinación dela masa y elnúmero de molesde agua eliminada;

determinación dela fórmulamolecular

11) Calcule la masa de agua eliminada.

12) Calcule el número de moles de agua eliminada.

13) Determine el valor de n en la fórmula de la sal hidratadaCuSO4•nH2O.

Observacionesadicionales:reversibilidad

14) Retire el vaso de la balanza. Con una piseta, agregue lentamente aguadestilada al sólido deshidratado. Observe y registre los cambios producidos(toque el vaso por fuera).

Informe de los resultados:

Utilice el formulario que se encuentra al final de esta guía.




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Serie Nº 3: Mezclas homogéneas: soluciones

Conocimientos previos necesarios: Sistemas materiales, propiedades, sustancias puras,mezclas, magnitudes y unidades, notación científica, proporciones.

Conceptos nuevos: Soluciones: formas de expresar la concentración, preparación desoluciones y diluciones: cálculos y procedimiento experimental.


Conceptuales:-Conocer las definiciones de solución, soluto y solvente.-Entender el concepto de concentración de una solución y las formas de expresarla.-Entender el concepto de dilución y como afecta a la concentración de una solución.

Resolución de problemas:-Calcular la concentración de una solución en sus diversas formas.-Operar con diluciones.

Descriptivas:-Describir el procedimiento experimental para preparar soluciones en el laboratorio.

• ¿Qué es una solución?

• ¿ A qué llamamos concentración de una solución? ¿Qué maneras conoce de expresarla?

Caja de herramientas: - Regla de 3 simple, proporciones:

http://www.youtube.com/watch?v=f2R7B3XeNi0 (acceso enero de 2013)

-Gráficos en 2 dimensiones (relaciones lineales): ver por ejemplo “Química; moléculas,materia y cambio”, Atkins-Jones (Apéndice 1).

Para practicar

1) Un corredor da 5 vueltas a una pista polideportiva en 15 minutos. Si sigue al mismo ritmo,¿cuánto tardará en dar 25 vueltas?

2) Para recorrer los 360 km que hay entre Madrid y Valencia un coche tardó 3 horas a unavelocidad de 120 km/h. Si disminuye la velocidad a 100 km/h, ¿cuánto tardará?

3) Si el kilo de queso Port-salut cuesta $40, ¿cuánto queso podré comprar con $25?

4) Si un obrero cobra $100 por día de trabajo, ¿cuánto cobrará si trabaja 7 días? Y si cobró$1200, ¿cuántos días trabajó?

1) ¿Qué significa que una solución tenga una concentración:

i) 5x10-3 M ii) 30% m/m iii) 7,5 % m/V

2) Calcule la concentración de las siguientes soluciones, expresando el resultado en las unidades




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que se indican entre paréntesis.

i) 1,5 moles de soluto disueltos en 200 mL de solución (M)

ii) 3 g de soluto disueltos en 125 mL de solución (% m/V)

iii) 7,5 g de soluto disueltos en 0,08 L de solución, densidad = 1,2 g/mL (% m/m)

3) ¿Cuántos moles y qué masa (en gramos) de soluto se hallan disueltos en:

i) 500 mL de solución 0,30 M de H2SO4?

ii) 250 mL de solución 2,5x10-4 M de CaCl2?

iii) 125 mL de solución 13% (m/V) de alcohol medicinal (CH3CH2OH)?

iv) 400 kg. de solución 20% m/m de NaCl?

v) 75 mL de solución 85% m/m H3PO4 (δ= 1,70 g/mL)?

• Para familiarizarse con el concepto de “Molaridad” y su relación con “volumen” y “n”, practique con la simulación “Molaridad” del Aula virtual Moodle.

4) Se tiene una solución de concentración 3 M:

i) ¿cuántos moles de soluto hay en 1 L de solución?

ii) ¿cuántos moles de soluto hay en 1 mL de solución?

iii) ¿cuántos moles de soluto hay en 0,3 mL?

iv) Si se toman 0,3 mL de la solución y se trasvasan a un pequeño tubo, ¿qué concentración

tendrá dicha solución?v) ¿En qué volumen de solución se encuentran disueltos 0,5 moles de soluto? ¿Y 15milimoles? ¿Y 3 moles?

5) ¿En qué volumen de solución 27 % m/m de NH3 (δ = 0,89 g/mL) hay disueltos:

i) 2,7 mg de NH3 ii) 7,31 g de NH3 iii) 2 moles de NH3

• ¿A qué se llama material volumétrico y a qué material graduado? De tres ejemplos de cada

uno.

• ¿Cómo se prepara una solución a partir de un sólido o un líquido puro?

• ¿Qué es una dilución?

6) Coloque el nombre a cada uno de los siguientes materiales de vidrio, indicando cuáles deellos son materiales volumétricos




28

7) Se prepara una solución de ácido sulfúrico disolviendo 24,5 g de H 2SO4 en agua, y llevando aun volumen final de 250 mL; la densidad de la solución resultante es 1,2 g/mL. Calcular laconcentración y expresarla en:

i) molaridad (M)

ii) porcentaje masa en volumen (% m/V)

iii) porcentaje masa en masa (% m/m)

8) Si toman 15 mL de HCl 3 M y los diluye con agua hasta:

i) 150 mL ii) 300 mL iii) 1 L iv) 400 L v) 30 mL

¿Cuál será la concentración molar de las soluciones resultantes en cada caso?

9) Indique qué cantidad de material de partida emplearía para preparar las siguientes soluciones.Confeccione una lista con los materiales de vidrio y los instrumentos necesarios parapreparlas.

i)100 mL de KCl 0,3 M a partir de KCl (s).

ii) 50 mL de MgF2 1,08x10-4 M a partir de una solución saturada (2,71x10-3 M).

10) Si se tiene una solución 0,004 M de Mg(OH)2, ¿qué dilución debe efectuarse para obteneruna solución:

i) 0,002 M?ii) 2,5x10-5 M?




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iii) que contenga 0,00016 moles en 100 mL?

iv) que contenga 0,05 milimoles/L?

11) Calcule la fracción molar de CCl4 en una solución preparada mezclando 64,0 g de CCl4 con

36 g de benceno (C6H6).

12) El oro puro (24 kilates) es demasiado blando para ser empleado en joyería; en general seutiliza oro 18 kilates que contiene un 75% m/m de oro y el resto es cobre.

a) Calcule la masa en gramos de un millón (1,00 x 106) de átomos de Au.

b) ¿Cuántos átomos de oro hay en una alianza de oro 18 kilates que pesa 2,8 g? ¿Cuántasalianzas se podrían fabricar a partir de un mol de oro 24 kilates?

c) La concentración promedio de oro en agua del océano es 2 x 10 -11 M. ¿Cuántos litros de aguade mar habría que procesar para fabricar una alianza?

13) El monóxido de carbono (CO) interfiere con el transporte de oxígeno en el cuerpo. Lapresencia de este gas en el aire suele ser letal si su concentración supera los 2,38 x 10-4 g CO/L.Calcule el número de moléculas de CO que debe emitir un brasero para producir unaconcentración letal de CO en una habitación de 150 m3.

14) Las baterías de automóvil emplean una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) que contiene46,5 g de H2SO4 en un volumen total de 100 mL.Las normas de calidad establecen que la densidad de dicha solución debe ser 1,280 g/mL.a) Redacte un protocolo de laboratorio para determinar la densidad de dicha solución. Indique losmateriales e instrumental que empleará y los cálculos que realizará.b) Calcule la concentración de la solución de ácido sulfúrico que se utiliza en la fabricación delas baterías expresada como % m/m.

c) Calcule la concentración molar de dicha solución.

15) La concentración promedio de sodio (Na+) en el agua de mar es 10,76 g/L.

a) Suponiendo que el contraión es cloruro (Cl -), calcular: a) la concentración de NaCl en el aguade mar, expresada en M; b) la concentración de Cl-, expresada en g Cl- /L; c) la masa de sal que seobtendría al evaporar 5 L de agua de mar.

b) La bibliografía señala que la concentración medida de Cl- en agua de mar es 19,353 mg Cl- /L.¿Qué puede decir de la suposición realizada para la resolución de este problema?

16) a) El ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es un calmante del dolor y antiinflamatorio que seemplea en la formulación de las aspirinas. ¿Cuántos moles y cuántas moléculas de ácidoacetilsalicílico hay en una tableta de 500 mg de aspirina?

b) Algunos antigripales contienen, además de 500 mg de ácido acetilsalicílico, 0,250 g devitamina C. Esta vitamina es el ácido ascórbico (C6H8O6). ¿Cuántos átomos de C estáncontenidos en 0,250 g de vitamina C? ¿Cuántas moléculas de vitamina C representan?

c) El antigripal se disuelve en 150 mL de agua. Calcule la concentración de vitamina C en lasolución resultante, expresando el resultado en g/L y en moles/L.




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17) En un laboratorio dedicado al control de calidad de tinturas, se debe seguir un determinadoprotocolo de análisis. Para ello, el manual de procedimientos recomienda preparar una soluciónagregando 40 g de Na2SO4 a 250 ml de agua destilada (δ = 1,00 g/ml), obteniéndose 265 ml desolución.Calcular a) la molaridad de la solución b) la densidad de la solución c) si dispone deNa

2SO

4.10H

20, ¿cómo haría para obtener la misma solución?

18) Responda si son correctas las siguientes propuestas:a) Para preparar una solución equimolar de Ca++ y Mg++ es suficiente pesar masas iguales de

CaCl2 y MgCl2 b) Se dispone de 250 mL de una solución 1 M de glucosa (C6H12O). Este volumen es suficiente

para preparar 1 L de una solución 0,5 Mc) Para preparar 100 mL de una solución de 10 g etanol/L se utilizará alcohol medicinal 96 %

v/v. Sabiendo que la δ del etanol puro es 0,79 g/mL, hay que pipetear 1,25 mL de alcohol

medicinal y llevar a 100 mL con agua.d) En el laboratorio se encuentra preparada una solución acuosa de X concentrada y densa. Lepiden que realice 50 mL de una solución 10 veces más diluída. Usted propone pipetear 5 mLde la misma y agregarle 45 mL de agua.

e) Con un determinado fin, se necesitan exactamente 5,00 g de NaHCO3. Sólo hay a disposiciónuna mezcla de 80% de NaHCO3 y 20% de almidón de maíz. Se decidió pesar 6,00 g de lamezcla.




31

TRABAJO PRÁCTICO Nº 2PREPARACION, PROPIEDADES Y USO DE SOLUCIONES

Objetivos:⇒ Preparar una gama de soluciones de densidades conocidas, a ser utilizada como escala de

referencia.⇒ Identificar muestras de plástico por estimación comparativa de su densidad.

Objetivos de aprendizaje: Comprender y ejercitarse en los cálculos que se realizan para la preparación de soluciones. Adquirir destreza manual en el empleo de ciertos materiales de laboratorio, usados para

preparar soluciones: balanzas, matraces, pipetas, etc. Mostrar uno de los posibles usos de soluciones en el laboratorio, clasificando plásticos en

función de la densidad de las soluciones.

Conocimientos previos necesarios:Soluciones, soluto, solvente, concentración, masa, densidad.

Introducción:

Este T.P. consta de dos partes: en la primera, se preparan soluciones de agua/alcohol,agua/NaCl y agua/sacarosa y se determina experimentalmente la densidad de cada una de lassoluciones preparadas. En la segunda parte, esta serie de soluciones de densidades diferentes esutilizada como escala de referencia para estimar la densidad de distintas muestras de plásticos(determinando si el plástico flota, o no, en cada una de ellas). En base a esta estimación, puedeconjeturarse acerca de la naturaleza del plástico en cuestión.


Parte A): Preparación de soluciones de diferentes densidades

Siguiendo la técnica que se detalla más abajo, se prepararán soluciones con las siguientescaracterísticas:

Número Composición Densidad esperada a 20ºC

1 Etanol / Agua 76,8 % v/v 0,87 g/mL



4 Agua destilada 1,00 g/mL

5 NaCl / Agua 12 % p/V 1,09 g/mL

6 Sacarosa / Agua 67,6 % p/V 1,25 g/mL




32

Técnica de preparación:

1) Pese un matraz aforado de 100 mL, limpio y seco.

2) Para la preparación de la solución 1:

i) Mida con probeta 80 mL de etanol (comercial = 96% ).ii) Viértalos en el matraziii) Agregue H2O destilada hasta llevar a volumen (esto significa agregar agua hasta el aforo).iv) Tape el matraz y agite para homogeneizar la solución.

v) Verifique que el volumen final sea 100 mL.

Para la preparación de la solución 2: repita el procedimiento anterior usando 59 mL de etanol(comercial = 96%) en el paso i).

Solución 3: repita el procedimiento anterior usando 43 mL de etanol (comercial = 96%) en elpaso i).

Solución 5:i) Pese 12,0 g de NaCl.ii) Viértalos en el matraz (use un embudo seco).iii) Agregue aproximadamente 80 mL de agua destilada.iv) Tape el matraz y agite para disolver el sólido*.v) Agregue agua hasta llevar a volumen y agite.

Solución 6:i) Pese 67,6 g de sacarosaii) Viértalos en el matraz (use un embudo seco)iii) Agregue agua destilada hasta unos centímetros por debajo del enrase del matraziv) Tape y agite hasta que el sólido se disuelva completamente*v) Lleve a volumen con agua destilada.vi) Tape el matraz y agite.

3) Pese el matraz con cada una de las soluciones.

4) Calcule la densidad de las soluciones que se prepararon.

5) Verifique que el valor obtenido concuerde con el esperado; en caso contrario consulte con eldocente.

Notas: * Para disolver los sólidos, puede ser conveniente utilizar el baño de ultrasonido.

Parte B) Identificación de plásticos usando soluciones de distinta densidad:

Los plásticos son materiales ampliamente empleados pero, al no ser biodegradables, suacumulación constituye un serio problema de contaminación ambiental.

El reciclado de los mismos requiere de una clasificación y separación previa, ya que losdistintos plásticos poseen una composición química diferente. En particular es posible usar ladensidad de estos materiales (que también depende de su composición) como criterio deidentificación. Para ello se los puede poner en contacto con soluciones de densidad conocida yobservar si las muestras de plástico flotan o se hunden en el líquido.




33

Procedimiento:

1) Vierta unos 30 mL de cada una de las soluciones preparadas anteriormente en vasos deprecipitados rotulados.2) Compruebe la densidad de tres muestras testigo de diferentes plásticos, colocándolos en lassoluciones.3) Utilice este método para identificar un trozo de plástico desconocido. Para ello tenga en cuentalos siguientes datos:

PET: 1,39 g/mLPoliterftalato de etileno

1

7 : 1,48 g/mL

(K2CO3 45 % p/p)

Soluciones Plasticos (codigos SPI)

PMP: 0,83 g/mLPoli-4-metil-1-penteno

PP: 0,90-0,91 g/mLPolipropileno

PEBD: 0,92-0,94 g/mLPolietileno de baja densidad

PEAD: 0,95-0,97 g/mLPolietileno de alta densidad

PS: 1,05-1,07 g/mL Poliestireno

PTFE (Teflon ® ): 2,2 g/mL

Politetrafluoroetileno

Acrílico : 1,24 g/mL Polimetacrilato de metilo

5

6

4

2

5 : 1,09 g/mL(NaCl 12 % p/p)

4 (agua)

2 : 0,914 g/mL(etanol 57,9 % v/v)

1 : 0,868 g/mL(etanol 76,8 % v/v)

3 : PVC Policloruro de vinilo 7 : Otros

Figura 1

3 : 0,945 g/mL (etanol 41,3 % v/v)

6 : 1,25 g/mL (sacarosa 54 % p/p)

D

ENSIDAD

MAYOR

: 1.000 g/mL




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Parte C) Preparación de diluciones

A partir de una solución madre del colorante azul brillante (2,0 x 10 -5M) determine qué juego de pipetas aforadas y matraces aforados utilizaría para preparar las siguientes diluciones:2,0 x 10-6 M; 1,0 x 10-5 M y 5,0 x 10-6 M. Para ello dispone en el laboratorio de pipetas aforadas

de 1, 2, 5, 10 y 25 mL y matraces aforados de 10, 25, 50, 100 mL. Una vez determinado elmaterial a utilizar, prepare una dilución a elección (consulte con sus docentes).Coloque 5 mL de la solución madre y 5 mL de la dilución preparada en distintos tubos de

ensayo, y observe la diferencia en la coloración.






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Serie Nº 4: Estructura electrónica y propiedades de los átomos

Conocimientos previos necesarios: Átomos: partículas subatómicas: protones, neutrones,electrones. La Tabla Periódica. Magnitudes y unidades, notación científica.

Conceptos nuevos: modelos atómicos, noción de función de onda, números cuánticos,orbitales atómicos, configuración electrónica. Propiedades periódicas, radio atómico, radioiónico, energía de ionización, afinidad electrónica.


Conceptuales:-Conocer las regiones del espectro electromagnético y sus aplicaciones.-Conocer el modelo atómico de Bohr.-Describir los orbitales atómicos en términos de probabilidades.

-Explicar el significado de los números cuánticos.-Conocer la diferencia entre los términos órbita (modelo de Bohr) y orbital atómico.-Describir/representar la forma de los orbitales atómicos s, p y d .-Conocer la organización de los elementos en la Tabla Periódica.-Explicar el concepto de carga nuclear efectiva.

Resolución de problemas:-Reconocer las relaciones entre frecuencia, energía y longitud de onda, realizar cálculos con estasmagnitudes respetando las unidades correspondientes.

-Reconocer las relaciones entre los cuatro números cuánticos (valores permitidos).-Escribir configuraciones electrónicas de átomos en estado fundamental.

-Emplear la Tabla Periódica para explicar tendencias en las propiedades atómicas de loselementos.

-Ordenar elementos según la variación de alguna propiedad periódica.

a) Modelo atómico de Bohr

• Dibuje a escala un diagrama de los niveles energéticos del átomo de hidrógeno, según el

modelo de Bohr, hasta n = 7.

• Explique los términos: estado fundamental y estado excitado.

Actividad experimental: Metales a la llama.

1. ¿Por qué las sales de los diferentes cationes dieron diferentes colores a la llama? ¿Qué procesoa nivel atómico es responsable del color a la llama de los metales investigados?

2. Si se hace el ensayo empleando un vaso que sólo contiene metanol o etanol, ¿qué coloradquiere la llama (ensayo “blanco”)? Sugerencia: realice el ensayo.

3. ¿Qué función cumple el metanol o etanol que se agrega en cada recipiente?

1) En el alumbrado de muchas calles suelen emplearse lámparas de vapor de sodio. El principiode su funcionamiento es el siguiente

Na + energía eléctrica → Na* (excitado)




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Na* → Na + luz

Discuta cuáles son las posibles órbitas involucradas en este proceso.

b) La mecánica cuántica

• ¿Qué indica el principio de incertidumbre de Heisenberg?

• ¿Por qué la descripción del átomo dada por la mecánica cuántica incluye el concepto de

“orbitales” en lugar de “órbitas”?

• ¿Qué son los números cuánticos? ¿Qué valores pueden adquirir?

• ¿Cuáles son las principales semejanzas y diferencias entre el modelo de Bohr para el átomo

de hidrógeno, y la descripción que hace del mismo la mecánica cuántica?

2) Dibuje, en forma cualitativa, los orbitales 1s, 2s y 2pz del átomo de hidrógeno.

3) Dibuje, en forma cualitativa, un diagrama de niveles de energía para los orbitales atómicos delHidrógeno, desde el 1s hasta el 4 p.

4) a) Indique los números cuánticos correspondientes a los siguientes orbitales atómicos

1s 2pz 3s 3dz2

5) ¿En cuántos orbitales diferentes puede ubicarse un electrón con n=3, l =1 y m=0?

6) Realice, en forma cualitativa, un diagrama de niveles de energía para los orbitales atómicos deun átomo polielectrónico, desde el 1s hasta el 4p. Analice las diferencias con el caso delhidrógeno.

7) Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos para un electrón asociado a un átomo:

i) n = 3 l = 1 ml = 2 ms = ½ ii) n = 4 l = 0 ml = 0 ms = -½

a) Indique si alguno de los conjuntos es incompatible con las reglas vistas para dichos númeroscuánticos. Justifique.

b) Para el/los conjuntos correctos indique en qué tipo de orbital atómico se halla ese electrón.

¿Qué indica el principio de exclusión de Pauli?

¿Cómo puede predecirse el magnetismo de un átomo neutro o de un ión?

8) Realice cualitativamente un diagrama de niveles de energía para los orbitales atómicos delBoro. Ubique en ese diagrama todos los electrones correspondientes, en el estado fundamental.Indique los cuatro números cuánticos para cada uno de ellos.

9) a) Escriba la configuración electrónica de los átomos con Z: 1, 6, 20, 24, 28, e indique si cadauno de ellos es paramagnético o diamagnético.b) Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos: N, P, F, Cl, Mg, Ca. Tome




37

como datos los números atómicos de los elementos.c) Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones, en su nivel fundamental:

O2- Cl- Ca2+ Na+ Mg2+

c)

La Tabla Periódica y las propiedades de los elementos

Tabla Periódica en Internet: En el Aula Virtual (Moodle), hallarán una Tabla Periódicainteractiva – en castellano - que pueden instalar en su pc. Hay muchas más en la Web,podemos mencionar estas:

http://www.webelements.com/ (acceso dic. 2012)http://www.ptable.com/ (acceso dic. 2012)

10) i) Realice un esquema que agrupe sólo a las columnas correspondientes a los elementosrepresentativos de la tabla periódica.

ii) Para cada columna, indique cual será la configuración electrónica del último nivel ocupado.

iii) Para el nivel 4, en el esqquema siguiente coloque el símbolo del elemento en el centro decada casillero y marque en los círculos la cantidad de electrones en su último nivel

11) Describa cómo se caracterizan por su configuración electrónica:

a) un metal alcalino b) un halógeno c) un gas noble

De un ejemplo en cada caso.

• Identifique en la Tabla Periódica los bloques s, p, d y f.

12) Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: i) [Ne] ii) [Kr] iii) [Ar]

a) ¿Qué iones con carga +1 pueden tener dichas configuraciones? (puede ayudarse con laTabla Periódica)

b) De ejemplos de iones con carga +2 que tengan esas configuraciones

c) ¿Qué aniones con carga -1 cumplen estas condiciones?

d) Proponga aniones con carga -2 con esas configuraciones.

• ¿ Existen propiedades atómicas que varíen en forma sistemática a lo largo de la Tabla

Periódica? Defínalas y comente cómo es su variación.

__ __ __ __ __ __ __ __




38

• ¿En qué términos pueden interpretarse estas tendencias en las variaciones?

13) a) En base a datos de tablas, ordene los siguientes conjuntos de elementos por ordencreciente de radio atómico.

i) Kr, Ca, As, Se, Br ii) Ca, Mg, Ba, Be

b) ¿Encuentra alguna tendencia sistemática en la variación del radio atómico a lo largo de latabla periódica? En caso afirmativo, enúnciela.

14) a) En el siguiente gráfico se muestran los valores de las Primeras energías de ionización (EI)de los elementos representativos de los períodos 3 y 4. Busque que en tablas los valores de EIcorrespondientes a los elementos representativos del período 5 y colóquelos también en el gráfico

Energía de 1ra Ionización

0200

400

600800

1000

12001400

1600

0 1 2 3 4 5 6 7 8

Nro de grupo

E 1

r a I o n i z ( k J / m o l )

período 3 período 4

b) ¿Qué cambios se observan dentro de un mismo grupo? ¿Y dentro de un mismo período?

c) ¿Qué tendencias puede deducir? ¿Cómo explica las tendencias observadas?

15) a) En el siguiente gráfico se muestran los valores de Afinidad electrónica (AE) de loselementos representativos de los períodos 3 y 4. Busque que en tablas los valores de AEcorrespondientes a los elementos representativos del período 5 y colóquelos también en elgráfico.




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Afinídad electrónica

0

50

100

150

200

250300

350

400

0 1 2 3 4 5 6 7 8

Nro de grupo

A e ( k J / m o l )

período 3 período 4

b) ¿Qué cambios se observan dentro de un mismo grupo? ¿Y dentro de un mismo período?¿Estas tendencias son igual de uniformes que las observadas para la Energía de ionización?

ACTIVIDAD INTEGRADORA: Átomo de H: Descargue la simulación desde el Aula Virtual

(Moodle). Se recomienda comenzar con el selector en "EXPERIMENTO": muestra qué sucede al

irradiar un átomo de H con luz blanca, o sea, con diferentes energías (observe la emisión de E

en el espectrómetro). Luego puede comparar esto con los resultados que predicen los diferentes modelos atómicos.

Una vez familiarizadas con el proceso puede incluso optar por mostrar los niveles de energía

del e- con las correspondientes transiciones.

También puede elegir la E de excitación, con la opción "luz monocromático".

16) Un estudiante de Química General decide poner a prueba sus conocimientos sobrepropiedades periódicas. Para ello trabaja con los siguientes elementos: flúor, neón, estroncio,selenio, cesio y teluro.a) Propone el siguiente orden en función del radio atómico creciente:

Ne < F < Se < Te < Sr < CsBusque en tablas el valor correspondiente y verifique si es correcto el orden propuesto con losdatos experimentales para esta propiedad.

b) Explique por qué los radios atómicos de estos elementos varían de este modo. ¿Por qué esmayor el radio atómico del teluro que el del selenio si el primero tiene mayor carga efectiva yambos tienen la misma cantidad de electrones en su capa de valencia?

c) Varias de estas especies forman iones (F-, Se2-, Te2-, Sr2+, Cs+). Prediga si el radio iónico dedichas especies será mayor o menor que los radios atómicos de sus respectivos elementos enestado neutro. Justifique.

17) La figura indica la variación del radio atómico y el radio iónico en función del númeroatómico para algunos elementos de la Tabla Periódica:




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a) Indique el valor del radio (expresado en pm) de las siguientes especies: K, K+, Br, Br-.Explique la tendencia en la variación de los radios atómicos de los halógenos y de los metalesalcalinos mostrados en la figura.

b) Explique por qué el radio atómico del bromo es menor que el radio iónico del anión bromuroy por qué el radio atómico del potasio es mayor que el radio iónico del catión potasio.

c) Escriba la configuración electrónica del K+ y proponga un anión que sea isoelectrónico adicho catión.




41

Serie Nº 5: Enlace químico

Conocimientos previos necesarios: orbitales atómicos, configuración electrónica,propiedades periódicas, tipos de elementos (metales, no metales), fórmula química.

Conceptos nuevos: electronegatividad, enlace químico, estructura de Lewis, regla del octeto,polaridad de enlaces, momento dipolar, geometría electrónica y geometría molecular, teoría derepulsión de pares de electrones de valencia (TREPEV), solapamientos de orbitales atómicos(teoría del enlace de valencia), orbitales híbridos, orbitales moleculares.


Conceptuales:

- Conocer el concepto de electronegatividad y su variación a lo largo de la Tabla Periódica.- Comprender el alcance y las limitaciones de las estructuras de Lewis.- Explicar el fundamento de la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TREPEV)para describir la forma de una molécula o ion molecular.

- Reconocer el efecto de los pares de electrones no compartidos que posee un átomo central sobreel ángulo de enlace.

- Comprender el concepto de orbitales atómicos híbridos.- Describir el enlace químico como el solapamiento de orbitales atómicos (puros o híbridos),teoría del enlace de valencia (TEV).

-Conocer el fundamento de la descripción del enlace según la teoría de orbitales moleculares

(TOM).

Resolución de problemas:

- Reconocer sustancias iónicas y covalentes a partir de la diferencia de electronegatividad o eltipo de elementos que forman el compuesto.

- Representar estructuras de Lewis dada la fórmula química.- Predecir el momento dipolar de una molécula a partir de su geometría molecular y la diferenciade electronegatividad.

-Describir los enlaces en una molécula o ion molecular según la teoría de enlace de valencia,indicando el tipo de enlace que se forma (σ o π).

¿A qué se denomina enlace químico?

• ¿Qué es la electronegatividad?¿Que relación hay entre la electronegatividad de los átomos

que forman un enlace y el tipo de enlace formado?

• ¿Qué son los “octetos” de Lewis?¿Cómo se vinculan estos octetos con la formación de

compuestos covalentes? ¿Y de compuestos iónicos?

1) a) Represente las estructuras de Lewis de los siguientes átomos:i) O ii) F iii) Cl iv) S v) P vi) Pb vii) H viii) He ix) N




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b) Escriba las estructuras de Lewis que describen los siguientes compuestos iónicos:

i) NaCl ii) LiF iii) CaS iv) K2O v) CaCl2

c) Escriba las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas o iones moleculares:

i) H2O ii) H2S iii) HCl iv) Cl2 v) CCl4 vi) C2H6 vii) NH3

viii) CO2 ix) C2H4 x) NH4+ xi) ClF3 xii) SF6 xiii) I2 xiv) N2H4

xv) SF4 xvi) HNO3 xvii) NO3- xviii) ClO4

- xix) ClO- xx) BrF5

• Explique la utilidad de la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de Valencia.(TREPEV)

2) La forma de las moléculas y los iones moleculares (TREPEV): ejercitando la visualización enel espacio:

a) Empleando palillos y esferitas de telgopor realice un modelo tridimensional de la estructuraque muestra la Figura 1 (se muestran dos formas de presentación de la misma estructura) Indiqueel valor de los ángulos formados entre los palillos.

Figura 1.

b) La figura 1 representa un tetraedro (pirámide de base triangular). Si lo dibujáramos en el planodel papel, nos quedarían como en la Figura 2 (se presentan las versiones “parada” y “de cabeza”:

Figura 2.

Intente dibujar la representación tridimensional de la molécula de la figura 1 “dentro” de lasfiguras planas




43

3) Prediga la geometría de las siguientes moléculas utilizando la Teoría de Repulsión de ParesElectrónicos (TREPEV)

a) BF3 ; CH4 ; PCl5 ; SF6

b) SO2 ; PH3 ; H20 ; SF4 ; XeF2 ; BrF5 ; XeF4

c) Prediga usando TREPEV la geometría de las moléculas del Problema 1 que no han sidodescriptas en los ítems a) o b).

Actividad En el Aula virtual dispone de dos simuladores para practicar este tema: una de

geometrías moleculares (sin pares de e- no-enlazantes) y otra más completa, para geometría

molecular y electrónica.

• Explique las diferencias entre la polaridad de un enlace y la polaridad molecular

• ¿A que se llama momento dipolar?

4) Analice la polaridad de los enlaces de las siguientes moléculas, y prediga la dirección delmomento dipolar de cada una:

Cl2 HF NH3 CH4 CO2

Teoría del enlace de Valencia (TEV)

• ¿Qué impulsa la formación de enlaces covalentes, según la Teoría de enlace de Valencia

(TEV)?

• ¿A qué se llama orbitales atómicos híbridos?

• ¿Qué diferencia hay entre un enlace σ y un enlace π?

4) ¿Qué orbitales se solaparán para formar los enlaces en la molécula des H 2?

5) a) Si los enlaces en la molécula de H2O se debieran al solapamiento de orbitales atómicospuros, ¿qué enlaces se formarían? ¿Qué ángulo H-O-H quedaría determinado?

b) Sabiendo que el ángulo determinado experimentalmente es 104,5º ¿Qué opina de lavalidez de esa descripción del enlace para el agua?

6) ¿Qué orbitales se solaparán para formar los enlaces en las siguientes moléculas? ¿Qué tipos de

enlace (sigma o pi) se formarán?i) HCl ii) O2 iii) N2




44

7) Describa las siguientes moléculas según:

a) la fórmula de Lewis

b) la geometría de dichas moléculas

c) la hibridación del átomo central

d) el número de uniones σ y π del átomo central

e) el número de pares de electrones no compartidos del átomo central

f) el tipo de enlaces formados por el átomo central

CH4 SCl2 H2O NH3 H2S C2H6 C2H2 C2H4

8) El formaldehído (o formol) tiene la fórmula molecular H2CO. Este compuesto tiene un olor

característico, antiguamente era utilizado como desinfectante en soluciones acuosas. La AgenciaInternacional para la Investigación del Cáncer (IARC) lo ha clasificado como un Carcinógenoconfirmado para humanos. Aún así, se está utilizando en los alisados permanentes de cabello,pero su uso en estos productos está prohibido.

a) Represente la estructura de Lewis del formaldehído considerando que ambos H están unidosal C.

b) Describa su geometría molecular.

c) Describa los enlaces en la molécula de H2CO según la teoría de enlace de valencia (TEV).

Teoría de orbitales moleculares (TOM)

• Explique cualitativamente los fundamentos de la teoría de orbitales moleculares (TOM) para

la descripción del enlace covalente. ¿Cuál es la diferencia principal con la TEV?

9) Dados los compuestos óxido de calcio (CaO) y cloroformo (HCCl3)

a) Indique si se trata de compuestos iónicos o moleculares. Justifique.

b) Represente las estructuras de Lewis de ambos compuestos.

c) Para el/los compuestos moleculares describa la geometría electrónica y molecular segúnla teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TREPEV).

d) Para el mismo compuesto, describa los enlaces según la teoría de enlace de Valencia(TEV).

e) La molécula de cloroformo, ¿es polar? Justifique su respuesta.

10) La figura es una representación de la molécula de metanol (CH3OH) realizada con elprograma ACD ChemSketch:




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a) Asigne los átomos de C, H y O.b) Represente la molécula usando estructuras de Lewis.c) Describa la geometría en torno al átomo de C. Justifique

dicha geometría usando TREPEVd) Describa los enlaces según TEV.e) Emplee el programa de ACD para representar la molécula

de formaldehído (Problema 8).

11) a) Describa según la teoría de orbitales moleculares (TOM) la molécula de H2 y el ionmolecular H2

+; construya el diagrama de energía correspondiente y dibuje los contornos dedensidad electrónica para los orbitales involucrados.

b) ¿Por qué se dice que los orbitales involucrados son de tipo "sigma" (σ)?

c) ¿Cómo espera que se comporten H2 y H2+ en un campo magnético?

12) a) Dibuje el diagrama de OM (niveles de energía) de las especies diatómicas N 2 y O2.

b) Decida si las moléculas de N2 y O2 serán diamagnéticas o paramagnéticas.

c) Verifique que la descripción de la molécula de O2 utilizando el modelo de Lewis predice queéste será diamagnético, cuando en realidad es paramagnético (sugerencia: vea el videodisponible en la plataforma Moodle de Química General). ¿Resuelve la descripción del O2 porOM la dificultad del modelo de Lewis para explicar su comportamiento magnético? Justifiquesu respuesta.




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Serie Nº 6: Estado gaseoso.

Conocimientos previos necesarios: magnitudes y unidades, representación gráfica en dosdimensiones, notación científica, estados de agregación, mezclas y sustancias puras, mol,número de Avogadro, fórmula mínima y molecular, composición centesimal, fracción molar,densidad.

Conceptos nuevos: relaciones entre variables de estado (P, V, T, m) en un sistema gaseoso,concepto de temperatura y presión, leyes de los gases (Boyle-Mariotte, Charles-Gay Lussac,Avogadro), Modelo de Dalton. Mezclas de gases, presión parcial. Teoría cinético molecularde los gases,


Conceptuales-Explicar el comportamiento de un gas ideal en términos de la teoría cinético-molecular.-Interpretar la temperatura de un gas en función de la teoría cinético-molecular de los gases.-Conocer los alcances y limitaciones de la ecuación de estado para un gas ideal.-Conocer el comportamiento de mezclas de gases ideales.

Resolución de problemas:-Calcular variables de estado para un gas ideal a partir de relaciones matemáticas que lasvinculan (leyes de los gases).

-Manejar la operatoria de cambios de unidades para las variables de estado (P, V, T, m).-Graficar e interpretar la tendencia entre 2 variables de estado de un gas.-Calcular presiones parciales en una mezcla de gases a partir de la presión total.

Descriptivas:-Describir el comportamiento de un gas ideal.

1) a) Mencione ejemplos de sustancias que se encuentran en estado gaseoso en condicionesatmosféricas. ¿Se trata de mezclas o de sustancias puras? b) Describa las características básicasque tiene el estado gaseoso en comparación con los otros estados de agregación de la materia

(líquido y sólido).

2) A un gas que ocupa un volumen de 725 mL a 0,970 atm, se le permite expandirse atemperatura constante hasta alcanzar una presión de 0,541 atm. ¿Qué volumen ocupará en estascondiciones?

3) Se tienen 2 dm3 de Ne a 3 atm de presión y una temperatura de 0 ºC. Manteniendo la presiónconstante, se enfría el gas hasta que el volumen llega a la mitad del valor inicial. ¿Cuál es latemperatura final del sistema?




47

• ¿Qué es y cómo se mide la presión de un gas? ¿Cuál es el principio de funcionamiento de un

barómetro?

• ¿La presión atmosférica en La Quiaca es mayor o menor que en San Miguel? ¿De qué

depende?

• ¿Cómo se define la escala de temperaturas absolutas; para qué se usa?

• ¿Cómo puede medirse el volumen de un gas?

• ¿A qué se llama “Condiciones Normales de Presión y Temperatura (CNPT)?

4) Una cierta cantidad de gas se encuentra inicialmente en CNPT. Se calienta a 250 ºCmanteniendo el volumen constante. ¿Cuál es su presión final?




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Caja de herramientas: - Interpretación de gráficos, gráficos en dos dimensiones:linealidad

Para practicar1) Se tiene un barril de madera que tiene capacidad para 100 L y sabemos que vacío pesa 25 kg. Siun litro de aceite pesa 0,74 kg, responda a las siguientes consignas explicitando cómo llegó a dichaconclusión:a) ¿Puede ser que el barril contenga 20 L de aceite y que al apoyarlo en la balanza ésta marque 39,8kg?b) ¿Cuál es el peso máximo que se puede obtener apoyando el barril sobre la balanza? ¿Quécantidad de litros tendría el barril en ese caso?c) ¿Cuántos litros habría que poner en el barril para que pese 106,4 kg?d) ¿Cuál o cuáles de los siguientes gráficos puede/n corresponder a la situación descripta en elenunciado?

2) Se sabe que luego de la inyección de un anestésico, la concentración en sangre viene dada porla gráfica siguiente:

a) A medida que pasa el tiempo, la concentración en sangre de la anestesia, ¿aumenta o disminuye?

b) ¿Cuál es la dosis inicial?

c) ¿Qué concentración hay, aproximadamente, al cabo de los 10 minutos? ¿Y al cabo de 1 hora?

Concentración (µg/L)




49

5) Se tienen los siguientes datos obtenidos a 280 K durante un experimento realizado con unacantidad desconocida de un gas que se comporta de manera ideal.

P (mm Hg) 200 300 400 500 550 600 650 700 760 800 840 880 950

V (L) 47,99 31,99 23,99 19,19 17,45 16,00 14,77 13,71 12,63 12,00 11,43 10,91 10,10a) Realice los gráficos P vs V y P vs 1/V. ¿Qué conclusión obtiene de ellos?

b) ¿Qué cantidad de gas se empleó para realizar este experimento?

c) ¿Cómo se modificaría el gráfico P vs 1/V si se empleara el doble de la cantidad de gas? ¿Y sise trabajara con igual cantidad de otro gas?

d) ¿Cuál sería la presión si el volumen ocupado por el gas fuera de 15,2 L? ¿Y si el volumenfuera 4 L?




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6) En un reactor que trabaja a presión constante se tienen 0,24 moles de un gas. Durante laejecución de un experimento con este gas se obtuvieron los siguientes resultados de volumenen función de la temperatura.

Temp (ºC) 0 10 20 40 80 150 180 200 300 350

V (L) 6,40 6,63 6,86 7,33 8,27 9,91 10,61 11,08 13,42 14,60

a) ¿Qué relación observa entre el volumen y la temperatura?

b) ¿Cuál es la presión a la que se encuentra sometido el sistema?

c) ¿Cuál será el volumen del gas cuando la temperatura sea de 100 oC?




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• ¿A qué se denomina Gas ideal?

7) Sabiendo que 7,10 g de un gas ocupan 5,4 L a 741 torr y 44 ºC, calcule su masa molar.

8) En la habitación de un hospital hay un cilindro de 1,4 m de alto y 25 cm de diámetro quecontiene O2 a 150 atm de presión, siendo la temperatura ambiente 30 ºC. Por descuido se deja laválvula abierta toda la noche.

a) ¿Qué volumen de gas contenía originalmente el tubo, expresado en dm3?

b) ¿Qué masa de gas contenía?

c) ¿Qué masa de O2 quedó dentro del tubo a la mañana siguiente?

d) ¿Qué volumen ocupa el gas liberado, a 1 atm y 30ºC?

9) La densidad del gas CO2 medida a 760 mm Hg y 15 ºC, es 1,87 g/dm3.

a) ¿Cuántos moles del gas se hallan en 60,0 g del mismo?

b) ¿Qué volumen ocupa esta masa en las condiciones dadas?

c) ¿Cuántos átomos de C se hallan en dicho volumen? ¿Y de O?

• ¿Cuáles son los postulados de la teoría atómica de Dalton? ¿Cómo se aplica en el caso demezclas de gases?

• ¿Cuáles son las similitudes y diferencias entre la teoría de Dalton y la Teoría Cinéticomolecular?

10) Se tiene un gas ideal dentro de una ampolla de volumen desconocido, a una presión de 1,00atm. Se conecta a otra ampolla vacía de volumen 0,3 L y se deja que el gas se expanda hacia ella.Una vez llegado al equilibrio se mide la presión final y resulta igual a 0,7 atm. Si la temperaturase mantuvo constante, ¿cuál es el volumen de la primera ampolla?

11) Se tienen dos recipientes conectados por un tubo, con una válvula que permite tenerlosconectados o no. En un recipiente, llamado número uno, se colocan 2 moles de NH3. Esterecipiente tiene un volumen de 5 litros. En el otro recipiente, llamado número dos, se tienen6,02 x 1023 moléculas del gas CO2. Ambos gases se comportan como gases ideales.

Al abrir la válvula que conecta los recipientes ambos gases se mezclan. A este nuevo sistema sele conecta un manómetro para medir la presión interna, obteniéndose un valor de 4 atm. Si latemperatura al inicio del experimento es de 298 K y se mantiene constante a lo largo de todo elexperimento.

a) ¿Cuál es la densidad del amoniaco y cual su presión en el recipiente número uno antes deabrir la válvula?

b) ¿Cuántos moles de CO2 hay en el recipiente número dos?




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c) ¿Cuál es la presión parcial de NH3 y cual la de CO2 del después de abrir la válvula que conectaambos recipientes?

d) ¿Cuál es el volumen del recipiente número dos?

12) Se desea determinar el porcentaje de O2 en una muestra de aire por combinación del mismocon pirogalol. El volumen del recipiente que contiene la muestra es de 25 mL y se agregan 5 mLde hidróxido de sodio para que ocurra la reacción. El volumen final luego de la reacción es de13,2 mL.a) ¿Cuál será el porcentaje de O2 en la muestra?b) Calcule los moles totales de gas que había inicialmente en el recipiente (25 mL) si la presiónera de 1,5 atm y la temperatura de 25ºC.c) Si la mezcla estaba compuesta de O2 y N2, calcule las presiones parciales de cada uno de losgases sabiendo que en el recipiente había 1 x 10-3 moles de N2.

13) a) Una cierta cantidad de He está contenida en un recipiente de vidrio a 25ºC y 0,80 atm depresión. Si el recipiente puede soportar una presión máxima de 2 atm. ¿Cuánto se puede elevar latemperatura sin que se rompa el recipiente?b) Se infla un globo gigante con He hasta un volumen de 45 L a temperatura ambiente (25ºC). Siel globo se enfría a -10ºC, ¿Cuál será el volumen final del mismo?c) Se tiene un cilindro de helio de 27 L a presión de 150 atm y 31ºC. ¿Cuántos globos se podránllenar si cada uno tiene un volumen de 5 L, en un día donde la presión atmosférica es de 755 mmHg y la temperatura 22ºC?

14) Se tienen dos recipientes A y B de paredes rígidas conectados por una válvula. Se cierra

dicha válvula y se colocan en el recipiente A, cuya capacidad es 10 L, 2 moles de N2 gaseoso. Enel recipiente B de 5 L de capacidad, se introduce CO2 gaseoso, hasta alcanzar una presión de 2,5atm. El sistema se encuentra a temperatura ambiente (298K).

a) Calcule la presión en el recipiente A.b) Calcule el número de moléculas de CO2 presentes en el recipiente B.

Se abre la válvula que conecta ambos recipientes manteniendo la temperatura constante.c) Calcule la presión total del sistema.d) Calcule las presiones parciales de N2 y CO2 en la mezcla. Compare los valores con la

situación previa a abrir la válvula.

15) a) Calcule la densidad del gas etano (C2H6) en CNPT. b) ¿Qué suposiciones realiza parahacer el cálculo?

16) Con una bomba de vacío se elimina el aire de un balón de 100 mL, manteniéndolo a 27 ºC,hasta llegar a una presión de 1·10-6 mm Hg. ¿Cuántas moléculas quedan dentro del balón?

17) El análisis elemental cuantitativo de un gas indica que tiene 84,5 % de C y 15,5 % de H. EnCNPT, 1 L tiene una masa de 6,34 g. ¿Cuál es su fórmula mínima y cuál la molecular?




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TRABAJO PRÁCTICO Nº 3DETERMINACION DEL PORCENTAJE DE

OXIGENO EN EL AIRE

Objetivo:Determinar el contenido porcentual de oxígeno en el aire.

Objetivos de aprendizaje: Ejercitarse en el uso de elementos de medición volumétrica: buretas, pipetas. Adiestrarse en el manejo de cifras significativas. Analizar el fundamento de cada etapa de un procedimiento experimental.

Conocimientos previos necesarios:Proporciones – Mezclas.

Introducción:

El aire es una mezcla gaseosa formada principalmente por nitrógeno y oxígeno, con unapequeña cantidad de dióxido de carbono, agua y otros gases. Para determinar qué fracción delvolumen de esta mezcla está ocupado por oxígeno, procederemos a eliminarlo, transformándoloen una sustancia no gaseosa, por combinación con pirogalol.

El pirogalol es una sustancia sólida, blancuzca, que se disuelve en agua dando solucionesincoloras, y que se oxida muy fácilmente en presencia de bases como el hidróxido de sodio

(NaOH). En otras palabras, la combinación de oxígeno y pirogalol da lugar a otra sustancia(llamada quinona), diferente de las anteriores, cuyas soluciones acuosas son de color marrón.Esta transformación se describe simbólicamente como:

pirogalol + O2 (gas) → quinona

solución incolora solución marrón

Esta capacidad para combinarse con oxígeno hace que el pirogalol sea muy usado como“secuestrante” de oxígeno; así, por ejemplo, sus soluciones son muy utilizadas para purificargases, eliminando el oxígeno que contienen.

Metodología:

Determinamos el porcentaje de oxígeno en el aire estableciendo la relación entre elvolumen de oxígeno contenido en una muestra de aire y el volumen total de la muestra de aire.

El volumen de oxígeno se determinará por diferencia entre el volumen ocupado por elaire con O2 y el volumen ocupado por la misma muestra de aire luego de haber eliminado eloxígeno (utilizando pirogalol como secuestrante).




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Medición del volumen

del tubo de ensayos

1) Llenar una bureta de 25 mL con agua de la canilla. Para el uso dela bureta, vea el Apéndice “Uso de las buretas” y pida instrucciones aldocente .2) Tapar un tubo de ensayos con un tapón de goma y marcarexactamente hasta dónde llega.3) Sacar el tapón y, por medio de la bureta de 25 mL, medir elvolumen de agua necesaria para llegar a la marca (que no debeborrarse). Vaciar el tubo de ensayos y secarlo

Preparación delpirogalol y el medio dereacción

4) Colocar en el tubo 2,00 mL de hidróxido de sodio 1M usando unapipeta de doble aforo de 2 mL.5) Depositar con cuidado, sobre la pared seca del tubo, unos 60 - 100mg de pirogalol (una punta de espátula bien cargada) manteniendo el

tubo inclinado, para que el sólido no entre en contacto con lasolución. Tapar el tubo hasta la marca

Reacción del pirogalolcon el oxígeno del aire

6) Sostener el tapón del tubo con el dedo y agitar vigorosamentedurante un minuto para que se mezclen (y reaccionen) el pirogalolcon el oxígeno del aire en presencia de la solución de hidróxido desodio.

Medición del volumende la muestra de aireya sin oxígeno

7) Invertir el tubo (tapado) sumergiendo la boca en una cuba conagua.

8) Sostenerlo con una agarradera montada sobre un pie de hierro,manteniéndolo vertical.9) Sacar el tapón y marcar en el tubo el nivel al cual llegó la solución.10) Vaciar y secar el tubo. Medir el volumen de agua necesaria parallegar a la nueva marca, utilizando la bureta de 25 mL.

Cálculos finales 11) En base a los valores obtenidos, calcular el porcentaje de oxígenoen el aire.






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APÉNDICE: USO DE LAS BURETAS

Las buretas deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de volumen seanreproducible. Si se necesita engrasar la llave (robinete), debe usarse la menor cantidad posible degrasa especial o vaselina, cuidando que sea insoluble en el líquido a utilizar (no es necesario

engrasar los robinetes de Teflón).Si el robinete es de Teflón, debe extraerse y limpiarse perfectamente, al igual que la

superficie del vidrio, eliminando las partículas de polvo que podrían dañar la superficie delTeflón al girarlo. Al insertar la llave debe obtenerse un ajuste perfecto: si queda demasiado flojase producirán pérdidas, y si queda muy ajustada no se puede regular su apertura.

Al llenar la bureta, debe estar limpia y seca. Con el robinete cerrado se añade la solucióna través de un embudo, hasta casi llegar a la boca de la bureta. (Si la bureta estuviese limpia perohúmeda, se pueda enjuagar varias veces con pequeñas porciones de la solución, antes del llenadodefinitivo).

Coloque un recipiente debajo de la bureta y abra el robinete por completo, permitiendoque el líquido fluya rápidamente. Esto se hace para que la porción del pico debajo de la llave(volumen muerto), se llene totalmente sin que queden burbujas. Tan pronto como se logre estose cierra la llave y se vuelve a llenar la bureta. Retire el embudo.

Debido a que las soluciones acuosas mojan la superficie interior de la bureta, la partesuperior del líquido adquiere una forma curva (cóncava), llamada menisco. Para la lectura delvolumen, se debe observar cuál marca de la bureta coincide con la parte inferior del menisco.Esto se facilita si detrás de la bureta se coloca un trozo de cartulina blanca con un rectángulo

negro, de manera tal que se refleje en el menisco, como se indica en la figura. Para disminuirerrores de lectura debidos al paralaje, deben colocarse los ojos en el mismo plano que el menisco,es decir a la misma altura.

Antes de comenzar la experiencia, se debe secar la punta de la bureta con un papel defiltro limpio, y luego se debe enrasar, esto es llevar el menisco a la marca de cero, mediante unaapertura cuidadosa del robinete, descartando esa porción del líquido.

Se coloca el recipiente colector bajo la bureta, y se comienza a agregar el líquido. Amedida que se acerca al objetivo de la experiencia (en el TP Nº3 será la marca en el tubo deensayos), se va cerrando el robinete para que fluya más lento, hasta que se hace de a una gota por

vez. Llegado al final, se cierra completamente el robinete y se lee la posición del menisco; estodará el volumen utilizado.

Al terminar de usar la bureta se debe lavar con agua y detergente, y enjuagarse con aguadestilada. Si se usaron soluciones alcalinas, debe quitar el robinete para asegurar su limpieza.Para los robinetes de vidrio, es recomendable que se guarden envueltos en un trozo de papelsuave.




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MATERIAL DE LABORATORIO

TELA METALICATRÍPODE MECHERO BUNSEN

ESCOBILLAAGARRADERA

ESPATULA

AGARRADERA PARAARO DE HIERRO BURETA

DOBLE NUEZ

BURETA

PIPETA

GRADUADA

PIE UNIVERSAL PIPETA AFORADA




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TUBO DEENSAYO

VIDRIO DE RELOJ

TUBO DEHEMOLISIS PROBETA

KITASATO

GRADILLA CON TUBOS DE ENSAYO

ERLENMEYER

VASO DEPRECIPITADOS

PISETAEMBUDO BUCHNER

BALON MATRAZ




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T.P. Nº 3: DETERMINACIÓN DEL PORCENTAJE DE OXÍGENO EN EL AIRE

INFORME PRESENTADO POR:

FECHA DE REALIZACIÓN: FECHA DE ENTREGA:

Objetivo del T. P.

Breve descripción de la metodología empleada

Valores obtenidos:

Volumen del tubo de ensayos (Vt)

Volumen de aire (Vi):Volumen de aire sin oxígeno (Vf):

Volumen de oxígeno (Vo):

Porcentaje de oxígeno (%O2):

Cálculos realizados:

Realice un esquema del dispositivo empleado




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Preguntas guía para elaborar conclusiones y comentarios ¿Para qué se agregó el pirogalol? ¿Y el hidróxido de sodio? ¿Qué sucedería si se vertiera el pirogalol sobre la solución antes de cerrar el tubo? ¿Cómo se

vería afectado el resultado final? ¿Cambia el volumen de gas dentro del tubo de ensayos luego de la reacción con pirogalol?¿Cuál es el parámetro que se modifica? ¿Por qué al sacarle el tapón al tubo sumergido entralíquido?

¿Qué dice la bibliografía recomendada (pag 6) sobre la composición aceptada para el aire?Cópienla (indicando autor, título, edición y nº de página) y compárenla con su resultadoexperimental.

¿Creen que se cumplieron con los objetivos del TP?

Conclusiones y comentarios:




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T.P. Nº 2: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES



Objetivo del T. P.


Parte A)

Preparación de soluciones de diferentes densidades:

Valores obtenidos:

Número masa obtenida de

la solución (g)

Volumen del matraz

(mL)

densidad experimental

( g/mL)

1

2

3

4

5

6

Parte B)

Método para separar o identificar plásticos usando soluciones de distinta densidad:

Complete la siguiente tabla con la identidad de los plásticos utilizados como muestra, y sucomportamiento en las diferentes soluciones (flota - no flota).




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Solución número Patrón 1 :

---------------

Patrón 2:

---------------

Patrón 3:

---------------

muestradesconocida

1

2

3

4

5

6

La muestra desconocida es similar a: ----------------------------------------------------

Parte C)

Preparación de diluciones:

Concentración Pipeta usada Matraz usado Intensidad del color *Sc madreSc diluída* Utilize “+” y “-”

Preguntas guía para escribir conclusiones y comentarios ¿Tuvo alguna dificultad para preparar las soluciones? ¿Las soluciones que prepararon tuvieron las densidades esperadas? ¿Los patrones ensayados mostraron el comportamiento predicho? ¿Creen que se cumplieron con los objetivos del TP?





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T. P. Nº 1: Determinación de la fórmula de un compuesto



Objetivo del T. P.


Masa del vaso de precipitados

Masa de CuSO4•nH2O

Aspecto

Masa de CuSO4 anhidro obtenido

Aspecto

Moles de CuSO4 anhidro obtenido

Masa de H2O desprendida

Moles de H2O desprendida

Relación H2O : CuSO4

Fórmula del hidrato:




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Preguntas guía para escribir conclusiones y comentarios (Las siguientes preguntas sonorientadoras, no las responda textualmente, piénselas para elaborar sus conclusiones) ¿Qué cambios se observaron al calentar la sal? ¿A qué atribuyen esos cambios? ¿Qué cambios se observaron al agregar agua a la sal deshidratada?¿A qué atribuyen esos

cambios? ¿Qué dice la bibliografía recomendada (pag 6) sobre la fórmula aceptada para este hidrato?Cópienla (indicando autor, título, edición y nº de página) y compárenla con su resultadoexperimental. Si hay diferencia piensen qué pudo haber pasado en la experiencia paracausarlo.

¿Creen que se cumplieron con los objetivos del TP?





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LISTA DEL MATERIAL RECIBIDO:

Fecha:

Armario Nº :

DESCRIPCIÓN CANTIDAD1. Mechero bunsen 12. Tubos de goma 13. Pinza de madera, l ≈ 20 cm 14. Gradilla para 12 tubos de ensayo 15. Escobilla para tubos de ensayo, diam ≈ 25 mm 16. Espátula de acero inoxidable, chica 17. Espátula de acero inoxidable, grande 18. Perita de goma 25 mL 19. Tubos de ensayo 16 x 150 mm, vidrio borosilicato 1010. Tubos de hemólisis 12 x 100 mm, vidrio borosilicato 1214. Embudo pequeño, para bureta, de plástico 115. Vaso de precipitados, 100 mL, vidrio borosilicato 116. Vaso de precipitados, 250 mL, vidrio borosilicato 117. Erlenmeyer de 125 mL, vidrio borosilicato 218. Vidrio de reloj, diám ≈ 12 cm 119. Bureta de 25 mL, al 1/10 mL, robinete de Teflón 120. Probeta graduada de 100 mL 1

21. Probeta graduada de 50 mL 111. Pipeta graduada de 10 mL, al 1/10 mL 312. Pipeta graduada de 5 mL, al 1/10 mL 113. Pipeta graduada de 2 mL, al 1/10 mL 114. Pipeta volumétrica de doble aforo, 25 mL 115. Pipeta volumétrica de doble aforo, 10 mL 116. Pipeta volumétrica de doble aforo, 2 mL 117. Matraz aforado de 100 mL 118. Kitasato de 250 mL, vidrio borosilicato 119. Varilla de vidrio, largo 15 – 20 cm 1

20. Anteojos de seguridad 2

NOTA: A fin del semestre se deberá devolver el material especificado en esta lista, en lascondiciones detalladas. Cualquier diferencia en cuanto a medidas, marcas, calidad o estado debedetallarla al dorso, con la conformidad del docente a cargo, en el momento en que lo reciba.Complete con sus datos y firma al dorso




COMISI N NOMBRE Y APELLIDO TELEFONO LEGAJO FIRMA

Documents

QUIMICA_GENERAL_Primera_parte.pdf