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ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA
ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL QUIR-114
PERÏODO ACADEMICO:
2018 - B
DOCENTE:
Ing. Alejandro Camacho Colina, Msc
FECHA:
8 de octubre de 2018
CAPITULO II : ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
TEMA
ETAPAS
GUÍA DIDÁCTICA NO. 1: LEYES DE LOS GASES IDEALES Y
TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR
1. Evaluación de
conocimientos
previos
Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los
siguientes conocimientos: características de los gases, presión,
escalas de temperatura, cantidad de gas (masa o número de
moles), número de Avogadro y el volumen que ocupa una mol de
gas en condiciones normales.
El profesor planteará las siguientes preguntas :
1) ¿Cuáles son las características de los gases?
2) ¿Cuál es la definición de presión?
3) ¿Cuál es la presión hidrostática (psi) que ejerce una
columna de Hg de 76 cm de altura?
4) ¿A cuántos grados K corresponden 50 ºF?
5) ¿Cuántas moléculas están contenidas en 20 litros de
anhídrido carbónico en condiciones normales?
2. Definición de
Objetivos
Al finalizar el estudio de las leyes de los gases ideales y de los
postulados de la teoría cinética molecular, los estudiantes
estarán en capacidad de:
• Calcular las variaciones de presión, volumen, temperatura y
cantidad de gas en procesos físicos a partir de las leyes de
los gases ideales.
• Explicar científicamente el comportamiento físico de los gases
ideales a partir de los postulados de la teoría cinética
molecular.
3. Teorización
En esta etapa se estudiarán las leyes de los gases ideales y los
postulados de la teoría cinética molecular.
Los temas y subtemas que se estudiarán en clase son:
Generalidades:
• Características de los gases
• Presión barométrica, presión manométrica, presión
absoluta.
Leyes de los gases ideales.
• Ley de Boyle-Mariotte.
• Ley de Charles – Gay Lussac.
• Segunda ley de Charles,
• Ley combinada.
• Ecuación general de los gases.
Mezcla de gases que no reaccionan:
• Ley de las presiones parciales (Dalton)
• Ley de los volúmenes parciales (Amagat)
• Masa molar media de las mezclas
gaseosas
Teoría cinética molecular.
• Postulados.
• Justificación teórica de las características y de las
leyes de los gases ideales con los postulados de
la teoría cinética molecular.
4. Aplicación
En esta etapa se aplicarán los conocimientos sobre las leyes de
los gases ideales y de los postulados de la teoría cinética
molecular en la resolución de los siguientes ejercicios de
aplicación propuestos:
Leyes de los gases ideales:
1) El aire del neumático de un automóvil se halla a una presión
de 30 lbf/pulg2 a 20 ºC. Suponiendo que no existe variación
en el volumen del neumático y que la temperatura aumenta a
104 ºF, calcular la nueva presión en atmósferas (Química,
Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 8)
2) ¿Cuántos globos esféricos de goma de 1,767 L de capacidad
podrían ser inflados en condiciones normales, con el
hidrógeno procedente de un cilindro de 49 L que contiene
este gas a la presión de 1760 mmHg y 20 ºC?
3) El volumen de una cierta cantidad de gas a 10 °C y a 750
mmHg es de 240 L. Hallar el volumen que ocupará si la
temperatura aumenta a 30 °C y la presión disminuye a 650
mmHg (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 6)
4) En la combustión de un hidrocarburo se obtienen 6,8180
moles de CO2 y 143,1760 g de agua. Si se conoce que al
vaporizar 1,2276 g del hidrocarburo ocupan un volumen de
443,6 cm3 medidos a 100 ºC y 748 mmHg, determinar su
fórmula molecular.
5) De un tanque que contiene 5 g de oxígeno a 20 ºC y 2 atm se
deja escapar cierta cantidad de gas, que a 30 ºC y 1 atm
ocupa un volumen de 1,5 L. Determinar la presión final en el
tanque si la temperatura se mantiene a 20 ºC.
6) Un cilindro de gas a la presión de 1,9 atm sufre una fuga
temporal a través de la válvula. Al controlar la fuga se
comprobó que la presión manométrica era de 0,69 atm en las
condiciones ambientales de Quito. Si el volumen del gas que
escapó medido a esas condiciones (0,71 atm y 18 ºC) fue de
50 litros, determine el volumen del cilindro. (Química,
Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 4)
Mezclas gaseosas que no reaccionan y teoría cinética
molecular.
7) Una mezcla gaseosa de N2 y SO2 que contiene el 40 % en
peso de N2 se encuentra en un recipiente de 10 L a 250 °C y
700 mmHg. Calcular la presión parcial del N2 y la masa de
SO2 en el recipiente.
8) En un recipiente se tiene oxígeno a 840 mmHg y 60 °C. Si se
introducen 5 g de nitrógeno, la fracción en peso del oxígeno
resulta ser 0,78. Calcular la masa molar media de la mezcla y
los volúmenes parciales de cada gas.
9) A un recipiente que contiene 4 g de H2 se le añaden 4 g de
He. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas y
cuáles falsas?
a) La presión parcial del H2 es igual a la presión inicial antes de agregar He.
b) La presión parcial de H2 en la mezcla es el doble que la del He.
c) Al agregar el He, el volumen final es el doble del volumen inicial.
d) El volumen parcial del H2 es igual al volumen parcial de He.
e) La masa molar de la mezcla es 3 g/mol.
10) Se tiene los gases H2 y N2 en las esferas A y B, como se
indica en la siguiente figura:
A B
Determine la presión total y las presiones parciales a 50 ºC,
luego de abrir la válvula y de que los gases se hayan
mezclado.
11) Una mezcla gaseosa de CO2 y CO está contenida en un
recipiente de 3,0 L a 27 ° C y 3,5 atm. Si después de que
escapan 3,5 L de la mezcla medidos en condiciones
normales, la presión parcial del CO es 1,2 atm, ¿cuál es la
masa de CO2 que quedó en el recipiente?. (Química,
Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 24)
12) Una mezcla de gases de Nitrógeno y Oxígeno ocupa un
volumen de 225 L medido a 27 °C y 880 mmHg. Si la masa
molar de la mezcla es de 29,3 g/mol, determinar el
porcentaje en peso de cada gas en la mezcla.
13) Un recipiente contiene 0,813 g de helio a 27 ° C y 380 mmHg
y otro recipiente contiene aire a 1 atm y 27 °C. Los contenidos
de los dos recipientes se mezclan abriendo la llave que los
conecta. Si en la mezcla final la fracción molar de oxígeno es
0,14, determinar el porcentaje en volumen de helio y la
presión final de la mezcla. Suponga que la composición
volumétrica del aire es: 21 % oxígeno y 79 % nitrógeno
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 28)
14) La densidad del aire con respecto a la de un gas
desconocido es 1,806 en iguales condiciones de presión y
temperatura ¿Qué presión ejercerán 11 g del gas
desconocido en un recipiente de 5 L a 85 ºC? Suponga que la
composición volumétrica del aire es : 21 % O2 y 79 % N2
15) El recipiente A de la figura tiene un volumen V, el recipiente B
tiene el doble del volumen de A y se encuentra a la misma
temperatura. Si la presión del oxígeno es de 900 mmHg y
cuando se abre la válvula X la presión final se reduce a 600
mmHg, calcular: a) la presión parcial del H2; y, b) la masa
molar media de la mezcla resultante. (Química, Cuaderno de
Trabajo B, ejercicio 27)
16) Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o
falsas:
a) En un recipiente que contiene N2 e H2, las moléculas de N2
tienen menor energía cinética que las de H2. ( )
b) Si los choques de las partículas no se consideraran elásticos,
la temperatura del gas disminuiría. ( )
c) En un recipiente que contiene H2 y O2, las moléculas que
presentan mayor velocidad media son las de O2. ( )
A
O2 H2
X
B
d) En un recipiente que contiene masas iguales de los gases CH4
y CO2, la presión parcial del CO2 es mayor. ( )
5. Clausura
En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se
destacará la relación que tienen con los nuevos aprendizajes
contemplados en el programa de estudios.
a) Para finalizar el estudio de las leyes de los gases ideales y de
la teoría cinética molecular, uno o dos estudiantes realizarán
una síntesis verbal del tema. El resto de los compañeros
acotarán si es necesario. El profesor intervendrá para realizar
las precisiones del caso.
Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los
temas estudiados el profesor planteará a los estudiantes las
siguientes preguntas:
¿Cuál es la diferencia entre presión barométrica,
manométrica y absoluta?
¿Qué es un gas ideal?
¿Por qué todas las sustancias en estado gaseoso y en las
condiciones de gas ideal se compartan de manera similar?
¿Qué condiciones de presión y temperatura favorecen el
comportamiento de un gas como ideal?
¿La fracción en peso es igual a la fracción volumétrica o
molar? Justifique.
¿Cuál es la definición de masa molar media de una mezcla
gaseosa?
¿Cuáles son las definiciones de presión parcial y volumen
parcial?
¿Cuáles son los postulados de la teoría cinética molecular de
los gases? Explicar con esta teoría el comportamiento físico
de los gases y justificar la ecuación general de los gases
ideales.
b) Los participantes en forma conjunta deberán
verificar si se alcanzaron los objetivos planteados al inicio del
tema.
En lo cognitivo, los estudiantes deberán estar en capacidad
de definir gas ideal, explicar su comportamiento en términos
de la teoría cinético molecular y aplicar las leyes de los gases
ideales en procesos físicos.
c) El profesor deberá destacar la relación de los
aprendizajes logrados con los nuevos conocimientos
planificados en el programa de estudios, tales como:
estequiometria con gases, fuerzas intermoleculares y estados
condensados de la materia.
ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA
ASIGNATURA: QUÍMICA GENERAL QUIR-114
PERÏODO ACADEMICO:
2018 - B
DOCENTE:
Dr. Rafael Uribe
FECHA:
18 de octubre de 2018
CAPITULO II: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
TEMA
ETAPAS
GUÍA DIDÁCTICA N° 2:
ESTEQUIOMETRÍA DE LOS GASES
1. Evaluación de
conocimientos
previos
Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los
siguientes conocimientos: características de los gases, leyes de los
gases ideales, mezclas gaseosas, teoría cinética molecular,
reacciones, ecuaciones químicas, cantidades de reactivos y
productos.
El profesor planteará las siguientes preguntas :
1. ¿Qué factor de conversión necesitamos para convertir los
gramos de un gas en moles de gas?
2. Considerando la siguiente ecuación química:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)
¿Cuál de las siguientes aseveraciones es correcta?
Se producen 6 g de H2O para cada 4 g de NH3 que han
reaccionado.
Se produce 1 mol de NO por 1 mol de NH3 que ha
reaccionado.
Se producen 2 moles de NO por cada 3 moles de O2 que
han reaccionado.
3. ¿Explique por qué en una práctica de laboratorio cuando se
efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están
presentes en cantidades estequiométricas exactas?
4. ¿Cuál de los siguientes enunciados es correcto?
a) El calor se produce por el choque entre las moléculas de los
gases. b) Cuando un gas se calienta, las moléculas chocan entre
sí con más frecuencia.
5. ¿Demuestre si la siguiente ecuación se puede utilizar para derivar
todas las leyes de los gases?
1. Definición de
Objetivos
Al finalizar el estudio de las reacciones químicas y la estequiometría
de los gases, los estudiantes estarán en capacidad de:
Calcular las cantidades de reactivos y productos en
reacciones en las que intervienen gases, a partir de las leyes
de estequiometria.
2. Teorización En esta etapa se estudiarán las reacciones químicas y la
estequiometría de los gases. Los temas y subtemas que se estudiarán
en clase son:
1. Estudio cuantitativo de reactivos y productos en reacciones
químicas que involucran gases:
Igualación de ecuaciones químicas
Cantidades de reactivos y productos
Reactivo limitante.
Rendimiento teórico, real y porcentual
Pureza de reactivos.
Reacciones en las que aparecen productos gaseosos
2. Relaciones estequiométricas en volumen.
3. Aplicación En esta etapa se utilizarán los conocimientos adquiridos en las clases
de teoría, sobre las relaciones estequiométricas en los gases, en la
resolución de casos y ejemplos de aplicación propuestos:
1. Igualar la siguiente reacción química por el método de estados
de oxidación:
N2O(g) + KClO(l) + KOH(l) → KCl(l) + KNO2(l) + H2O(g)
2. De acuerdo a la siguiente reacción:
NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(g)
¿Qué volumen de amoniaco, medido a 30 ºC y 650 mmHg, se
necesita para obtener 20 L de vapor de agua, a la misma
temperatura y a una presión de 1 atm?
3. El magnesio metálico reacciona con ácido clorhídrico para
producir hidrógeno gaseoso, de acuerdo con la reacción
siguiente:
Mg(s) + HCl(l) → MgCl2(g) + H2(g)
Si 2,15 g de magnesio reaccionan totalmente, ¿qué volumen de
hidrógeno se produce en condiciones normales de temperatura
y presión? y ¿Cuál será el volumen de hidrógeno si el gas está
a 735 torr y una temperatura de 25 °C?
4. De acuerdo a la siguiente reacción:
C8H18(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
¿Qué volumen de dióxido de carbono se produce a una presión 1 atm y una temperatura de 18 °C, cuando se queman totalmente 500 g de octano?
5. La combustión completa de 460 cm3 de una mezcla de metano
y butano medidos a 1,61 atm con la suficiente cantidad de
oxígeno producen 500 cm3 de dióxido de carbono medidos a
3 atm. Calcule la composición en peso de la mezcla inicial, si el
proceso se mantiene a 27 °C.
6. 5,4 moles de una mezcla de gas propano (C3H8) y gas pentano
(C5H12) se combustiona con oxígeno en exceso, obteniéndose
478 g de dióxido de carbono y 54 g de oxígeno en exceso.
Calcular la composición molar de la mezcla inicial de los
hidrocarburos, y la masa inicial de oxígeno.
7. Al poner en contacto permanganato de potasio con ácido clorhídrico ocurre la siguiente reacción:
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
¿Qué masa de una muestra de permanganato de potasio del 90 % en peso de pureza se necesitará para producir 5 L de cloro gaseoso medidos a 840 mmHg y 35 ºC? Suponga que la reacción ocurre con una eficiencia del 80 %. Iguale la ecuación química por el método de los estados de oxidación.
8. Luego de la combustión de 3 L del gas propano, C3H8, con
oxígeno en exceso se obtiene una mezcla gaseosa seca de
masa molar media igual a 40 g/mol. Calcular el volumen de
oxígeno antes de la reacción.
9. En presencia de ácido sulfúrico, el permanganato de potasio oxida al ácido oxálico, H2C2O4, a anhídrido carbónico, de acuerdo con la siguiente reacción:
H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O
¿Cuál es la pureza de una muestra de ácido oxálico, si se
conoce que 19,383 g de ésta producen 7,231 L de dióxido de
carbono, medidos en condiciones normales? Iguale la ecuación
química por el método de los estados de oxidación.
10. Una cantidad de 0,225 g de un metal M (masa molar = 27,0
g/mol) liberó 0,303 L de hidrógeno molecular (medido a 17 ºC y
741 mmHg) al reaccionar con un exceso de ácido clorhídrico.
Deduzca a partir de estos datos la ecuación correspondiente y
escriba las fórmulas del óxido y del sulfato de M.
11. Se introducen en un matraz 350 g de dióxido de azufre, SO2, y
1 L de oxígeno, medidos a 24 °C y 1 atm de presión, los cuales
reaccionan entre sí formando trióxido de azufre, SO3.
Determinar la cantidad en gramos de trióxido de azufre
producido, así como la cantidad del reactivo sobrante.
2 SO2 + O2 → 2 SO3
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 35)
12. Una muestra de 10 g de sulfuro ferroso, FeS, se trata con ácido
sulfúrico, H2SO4, en exceso, obteniéndose 2 L de gas sulfuro de
hidrogeno, medidos a 23 °C y 765 mmHg. ¿Cuál es el
porcentaje en peso de pureza de la muestra?
FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 38)
13. En un reactor se introducen 30 cm3 de una mezcla de etano,
C2H6, y acetileno, C2H2, con 120 cm3 de O2. Se hace reaccionar
la mezcla mediante una chispa eléctrica. Luego de condensarse
el vapor de agua y volver los gases a las condiciones originales
de presión y temperatura, queda un residuo de 81 cm3 que
contiene anhídrido carbónico y oxígeno. Calcule la composición
volumétrica de la mezcla inicial de hidrocarburos.
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 52)
14. El etanol, C2H5OH, se quema en el aire:
C2H5OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
Realice el balanceo de la ecuación y determine el volumen de
aire en litros a 35,0 C y 790 mmHg que se requieren para
quemar 227 g de etanol. Suponga que el aire contiene 21 % de
O2 en volumen.
8. Clausura En esta etapa se valorarán los aprendizajes logrados y se destacará
la relación que tienen con los nuevos aprendizajes, contemplados en
el programa de estudios.
a) Para finalizar el estudio sobre las relaciones estequiométricas
en los gases, uno o dos estudiantes realizarán una
recapitulación verbal del tema. El resto de los compañeros
acotarán si es necesario. El profesor intervendrá para realizar
las precisiones del caso.
Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas
estudiados, el profesor esbozará a los estudiantes las siguientes
preguntas:
¿Cuáles son las relaciones estequiométricas dadas por una
reacción química?
¿Qué reactivo limita el rendimiento teórico de una reacción?
¿Cómo se determina la eficiencia en una reacción química en
la intervienen gases?
¿En qué casos se puede aplicar la ley de los volúmenes de
combinación?
¿Cuál es la ecuación que se suele utilizar en los cálculos
estequiométricos de las reacciones que incluyen gases y que
consideración se le aplica?
b) Los participantes en forma conjunta deberán
verificar si se alcanzaron los objetivos planteados al inicio del
tema.
En lo cognitivo, los estudiantes deberán estar en capacidad de
solucionar relaciones estequiométricas en volumen, utilizando
las leyes de los gases. Así como, definir el factor
estequiométrico a considerar en una reacción química que
involucra gases, la importancia del reactivo limitante, el
rendimiento teórico, real y porcentual y la pureza de los
reactivos.
c) El profesor deberá destacar la relación de los
aprendizajes logrados, con los nuevos conocimientos
planificados en el programa de estudios, tales como: fuerzas
intermoleculares, estados condensados de la materia y
propiedades de líquidos y sólidos.
ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA
ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL QUIR-114
PERIODO ACADÉMICO:
2018 - B
DOCENTE:
José Luis Paz
FECHA:
25 de octubre 2018
CAPITULO II: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
TEMA
ETAPAS
GUÍA DIDÁCTICA NO. 3: FUERZAS INTERMOLECULARES
1. Evaluación de
conocimientos
previos
Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los
siguientes conocimientos: estructura de Lewis, geometría
electrónica, geometría molecular, electronegatividad, ángulos de
enlace y polaridad de las moléculas.
El profesor planteará las siguientes preguntas :
1) ¿Cuál es la expresión que relaciona la interacción entre
cargas eléctricas?
2) ¿Qué es un enlace químico y cómo se representa la densidad
de carga en moléculas diatómicas homo y hetero-nucleares?
3) ¿Qué es un momento dipolar?
4) ¿Qué es electronegatividad y cómo se ordena en los
elementos de la tabla periódica?
5) ¿Qué son pares de electrones compartidos y pares de
electrones solitarios?
El profesor planteará el siguiente ejercicio:
Considerando las especies químicas: SiH4, PH3, SO2, (SbCl2)+,
(ICl2)-
(a) Dibujar la estructura de Lewis de cada especie.
(b) ¿Cuántos pares de electrones estereoactivos existen alrededor
del átomo central de cada especie?
(c) Dibujar la geometría electrónica y la geometría molecular de
cada especie.
(d) Estimar en forma aproximada el valor de los ángulos de enlace
de cada especie.
(e) ¿Cuál es el carácter polar de las moléculas SiH4, PH3, y SO2?
2. Definición de
Objetivos
Al finalizar el estudio de las fuerzas intermoleculares, tipos y su
relación con propiedades físicas de distintas sustancias, los
estudiantes estarán en capacidad de:
Relacionar las propiedades físicas de los compuestos
moleculares a partir de las fuerzas intermoleculares que
existen entre sus partículas.
3. Teorización
En esta etapa se estudiarán las fuerzas intermoleculares,
clasificación y su relación con las propiedades físicas de las
sustancias.
Los temas y subtemas que se estudiarán en clase son:
a) Teoría de repulsiones de pares de electrones de nivel de
valencia (TRPENV) (Revisión)
Estructuras de Lewis
Cargas Formales
Geometría electrónica
Geometría Molecular
Polaridades
b) Generalidades:
Origen de las fuerzas intermoleculares
Diferencias con las fuerzas intramoleculares
c) Clasificación de las fuerzas intermoleculares
Dipolares
Puentes de Hidrógeno
Dispersión (London)
d) Relación Estructura Molecular-Propiedades Físicas en
sustancias
Puntos de ebullición
4. Aplicación
En esta etapa se aplicarán los conocimientos sobre las fuerzas
intermoleculares, tipos de fuerzas, relación con la estructura
molecular y su polaridad en la resolución de los siguientes
ejercicios de aplicación propuestos:
Estructuras de Lewis, geometrías moleculares
1) Construya las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:
(a) NH4HS (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 69.b) (b) C2H6O (éter) (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 70.e) (c) NO2
+ (ion nitronio) (d) CH3COO- (ion acetato)
2) ¿Cuáles de los siguientes elementos no cumplen la regla del octeto?
NO, SF5, H2SO4, AsF5, XeF4, HN3, CH2N2, BF3, ClF3.
3) Respecto a la representación molecular con la estructura de Lewis, subraye los enunciados correctos:
(a) Todos los átomos deben cumplir con la regla del octeto, a
excepción del hidrógeno. (b) El átomo menos electronegativo se selecciona como el átomo
central de una molécula. (c) Todos los elementos de la tabla periódica pueden enlazarse
mediante enlaces dobles o triples. (d) Esta representación es solamente útil para moléculas con
enlaces covalentes.
4) El tetrafluoruro de azufre presenta respectivamente una
geometría electrónica y molecular del tipo:
(a) Piramidal trigonal - En forma de T
(b) Bipiramidal trigonal -Tetraédrica distorsionada
(c) Bipiramidal trigonal - Tetraédrica
(d) Tetraédrica - Angular
5) Ordene de mayor a menor la polaridad de los siguientes
compuestos: HI, HF, HBr y HCl.
6) A partir de la geometría electrónica, determine cuál de las
siguientes moléculas tiene un momento dipolar igual a cero
(Dibuje inicialmente la estructura de Lewis):
(a) BrCl (b) BF3 (c) CH2Cl2 (d)OF2
7) A partir de la estructura de Lewis y geometría electrónica
determine cuál de entre las siguientes sustancias tiene un
momento dipolar mayor.
(a) H2O y H2S
(b) NH3 y NF3
(c) SO2 y CO2
(d) BeCl2 y AsH3
8) Represente las geometrías electrónica y molecular del compuesto IF3 y responda:
8.1. ¿Cuál es la geometría molecular de IF3? (a) Trigonal planar (b) Trigonal piramidal (c) En forma de T (d) Tetraédrica
8.2. ¿Cuál es la polaridad de IF3? (a) No polar (b) Polar (c) Iónico
8.3) ¿Cuál es la naturaleza de la fuerza intermolecular presente en IF3?
(a) Puente de hidrógeno (b) London (c) Ión –dipolo (d) Dipolo-Dipolo
9) ¿Cuál es la geometría y polaridad de BrF3?
(a) Tetraedro distorsionado o sube-baja, polar (b) Trigonal planar, no polar (c) En forma de T, polar (d) Piramidal trigonal, no polar
10) Determine la polaridad y las fuerzas intermoleculares
presentes en las siguientes moléculas, ¿qué molécula no es polar, pero contiene enlaces covalentes polares?, ¿qué molécula presenta puente hidrógeno?
(a) CO2 (b) HCN (c) NH3 (d) P4
Tipos de Fuerzas Intermoleculares
1) Complete los espacios vacíos para que las siguientes
proposiciones sean verdaderas:
(a) Los ……………………..se presentan entre moléculas que
tienen al átomo de………enlazado a un átomo de F, O ó N.
(b) Las fuerzas………………….unen a los átomos en las
moléculas.
(c) Si se consideran las moléculas de ICl e IBr, en las moléculas
de…………la magnitud de las cargas aparentes es mayor.
(d) Las fuerzas que existen entre las moléculas de H2S
son……………………..
(e) Las fuerzas de……………….están presentes entre las
moléculas de sustancias polares y no polares.
2) Al final de cada enunciado, escriba V si es verdadero o F si es
Falso
(a) Las fuerzas intramoleculares y las fuerzas intermoleculares
son de naturaleza electrostática ( )
(b) Los enlaces iónicos y covalentes son ejemplos de fuerzas
intermoleculares ( )
(c) Un enlace covalente es en magnitud más fuerte que un puente
de hidrógeno ( )
(d) Los electrones son los responsables tanto de la existencia de
las fuerzas intermoleculares como de las fuerzas
intramoleculares ( )
(e) La fuerza de atracción dipolo-dipolo es un tipo de enlace
covalente ( )
3) Complete los espacios vacíos para que las siguientes
proposiciones sean verdaderas (Química, Cuaderno de
Trabajo B, ejercicio 75).
(a) Las fuerzas de dispersión son las únicas fuerzas que existen
entre las moléculas de sustancias
covalentes……………………
(b) Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en las moléculas
se denominan ………………
(c) Los …………………………son un tipo de fuerzas dipolares,
pero de mayor intensidad.
(d) Las fuerzas de ………………………………… son más intensas
en moléculas de mayor tamaño.
(e) Si se compara las cargas eléctricas aparentes que existen en
las moléculas de ICl e IBr, las de mayor magnitud corresponde
a las que existen en la molécula de ……………….
4) Identificar el tipo de fuerzas que existen entre las moléculas de
cada una de las siguientes sustancias: H2CO; CH4O; XeF2.
Justificar a partir de la geometría electrónica y de la polaridad
de las moléculas.
5) Se conocen tres fluoruros del azufre: SF2, SF4 y SF6.
5.1. De estas, cuáles presentan fuerzas dipolo-dipolo: (a) SF2 solamente (b) SF4 solamente (c) SF2 y SF4 solamente (d) SF2, SF4 y SF6
5.2. De estas, cuales presentan únicamente fuerzas de
London o dispersión: (a) SF2 solamente (b) (b) SF4 solamente (c) SF2 y SF4 solamente (d) SF2, SF4 y SF6
Comparación de propiedades físicas en distintas
estructuras
1) Considerando los halogenuros de hidrógeno de la familia VIIA:
1.1. ¿Qué compuesto presenta puente hidrógeno?
(a) HF (b) HCl (c) HBr (d) HI
1.2. ¿Qué compuesto tiene el punto de ebullición normal más bajo? (a) F (b) HCl (c) HBr (d) HI
2) ¿Cuál de las siguientes sustancias experimenta únicamente
fuerzas de dispersión o de London? ¿Cuáles de estas sustancias puras tiene el punto de ebullición normal más alto?
(a) CH3CH3 (b) CH3OH (c) CH3COH (d) CH3NH2
3) ¿Cuál de las siguientes sustancias experimenta fuerzas dipolo- dipolo?¿Cuáles de estas sustancias puras tiene el punto de ebullición normal más alto?
(a) CH4 (b) NH3 (c) SiH4 (d) PH3
4) Determine las fuerzas intermoleculares presentes en las siguientes sustancias. Represente.
(a) CH4 (b) CH3Cl (c) CH3OH (d) CH2O
5) Considerando las fuerzas intermoleculares presentes en las siguientes sustancias: CH4, CH3Cl, CH3OH y CH2O; entonces, ¿cuál proposición es verdadera?
(a) Es un compuesto no polar el CH3Cl (b) CH3OH presenta fuerzas de London, dipolo-dipolo e ión-dipolo (c) H2CO presenta puente hidrógeno (d) Menor temperatura de ebullición presenta el CH4 6) ¿Cuál de las siguientes sustancias presenta un punto de
ebullición más alto?
(a) Fenol (C6H5-OH) (b) Tolueno (C6H5-CH3) (c) Benceno (C6H6) (d) p-dihidroxibenceno (HO-C6H4-OH)
7) ¿Cuál de los siguientes compuestos orgánicos es más soluble
en agua?
(a) 1-Bromopropano (CH3-CH2-CH2-Br) (b) Etilmetileter (CH3-CH2-O-CH3) (c) Propanol (CH3-CH2-CH2-OH) (d) Propano (CH3-CH2-CH3)
8) Explicar en términos de las fuerzas intermoleculares por qué
razón:
(a) El NH3 tiene un punto de ebullición mayor que el CH4
(b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el I2
(c) El I2 es más soluble en CS2 que el LiBr
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 81)
9) Considere a las sustancias a las sustancias: CH4, CH3Br;
CH3OH, y CH3I; y, a los puntos de ebullición normales (°C):
-164,0; 64,96; 3,6 y 42,4. Empareje a cada sustancia con el
punto de ebullición que le corresponda. Justifique. (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 86).
10) Ordenar de menor a mayor punto de ebullición a las siguientes
sustancias: AsH3; PH3 y SbH3. Justifique su respuesta a partir
de la identificación y el análisis de las fuerzas que existen entre
las partículas las partículas de cada una de las sustancias (Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 82).
5. Clausura
En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se
destacará la relación que tienen con los nuevos aprendizajes
contemplados en el programa de estudios.
a) Para finalizar el estudio de las Fuerzas Intermoleculares en
sustancias, uno o dos estudiantes realizarán una síntesis
verbal del tema. El resto de los compañeros acotarán si es
necesario. El profesor intervendrá para realizar las precisiones
del caso.
b) Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas
estudiados el profesor planteará a los estudiantes las
siguientes preguntas:
¿Cuál es el origen de las fuerzas tanto intermoleculares como
intramoleculares?
¿Cómo se clasifican las fuerzas intermoleculares?
¿Cuál es la diferencia entre la geometría electrónica y la
geometría molecular?
¿Significado de momentos dipolares y cómo se calculan dada
la geometría molecular?
¿Cómo se relacionan las fuerzas intermoleculares con las
propiedades físicas de distintas sustancias?
c) Los participantes en forma conjunta deberán
verificar si se alcanzaron los objetivos planteados al inicio del
tema.
En lo cognitivo, los estudiantes deberán estar en capacidad de
definir una fuerza intermolecular, los tipos de fuerzas, generar
las geometrías moleculares, poder establecer la presencia o no
de un dipolo en la estructura y como se relacionan estos
conceptos con las propiedades físicas de las sustancias.
d) El profesor deberá destacar la relación de los
aprendizajes logrados con los nuevos conocimientos
planificados en el programa de estudios, tales como:
propiedades de líquidos y propiedades de los sólidos
moleculares.
ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA
ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL QUIR-114
PERÏODO ACADEMICO:
2018 - B
DOCENTE:
Ing. José Antonio Proaño, Msc
FECHA:
5 de noviembre de 2018
CAPITULO II: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
TEMA
ETAPAS
GUÍA DIDÁCTICA NO. 4: PROPIEDADES FÍSICAS DE LÍQUIDOS
1. Evaluación de
conocimientos
previos
Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los siguientes
conocimientos: Estados de agregación, teorías del enlace covalente, fuerzas
intermoleculares.
El profesor planteará las siguientes preguntas:
1. ¿Cuál es la principal diferencia entre las interacciones intramoleculares y las
interacciones intermoleculares? ¿Cuál es más intensa? ¿Cómo se ven afectados
los cambios de estado por estos diferentes tipos de interacciones?
2. ¿Cuáles son las interacciones más fuertes: dipolo-dipolo o fuerzas de
dispersión o de London? ¿Cuáles interacciones probablemente sean más
importantes en una molécula con átomos de mayor masa atómica? Explicar tus
respuestas.
3. Explique por qué los enlaces de hidrógeno son inusualmente fuertes en
comparación con otras interacciones dipolo-dipolo.
4. El agua líquida es esencial para la vida tal como la conocemos, pero en
función de su masa molecular, el agua debería ser un gas en condiciones
estándar. ¿Por qué el agua es un líquido en lugar de un gas en condiciones
normales?
5. Describa el efecto de la polaridad, la masa molecular y el enlace de puente
hidrógeno en el punto de fusión y el punto de ebullición de una sustancia.
6. ¿Por qué son más importantes las interacciones intermoleculares para líquidos
y sólidos que para gases? ¿Bajo qué condiciones deben considerarse estas
interacciones para los gases?
7. ¿Qué relación presenta las fuerzas intermoleculares con las propiedades
físicas de las sustancias (punto de ebullición y viscosidad)?
8. Considerando CH3OH, C2H6, Xe y (CH3)3N, ¿determinar el tipo de fuerzas
intermoleculares presentes en cada compuesto? Dibuja las estructuras.
9. La siguientes sustancias: CH3CO2H, PH3, NF3, NH3 y CH3F, ¿cuáles pueden
formar enlaces de hidrógeno consigo mismos?
2. Definición de
Objetivos
Al finalizar el estudio de las propiedades de los líquidos, los estudiantes estarán
en capacidad de:
• Caracterizar las propiedades de los líquidos a partir de la teoría cinética
molecular y de las fuerzas intermoleculares.
3. Teorización
En esta etapa se estudiarán las propiedades de los líquidos.
Los temas que se estudiarán en clase son:
• Viscosidad.
• Tensión superficial.
• Capilaridad.
• Presión de vapor.
• Punto de ebullición.
• Temperatura y presión crítica.
• Diagrama de fases.
4. Aplicación
En esta etapa se aplicarán los conocimientos sobre las propiedades de los
líquidos y su relación con la intensidad de las fuerzas intermoleculares en la
resolución de los siguientes ejercicios de aplicación propuestos:
1. Complete los espacios vacíos para que las siguientes proposiciones sean
verdaderas:
a) La ______________ de un líquido es su resistencia al flujo. Los líquidos que
tienen fuerzas intermoleculares ____________ tienden a tener altas
viscosidades.
b) La _________________ es la energía requerida para aumentar la superficie de
un líquido. Cuanto más __________ son las interacciones intermoleculares,
mayor es la tensión superficial.
c) La viscosidad y tensión superficial son propiedades que
___________________ con el incremento de la temperatura de un líquido.
2. Considerando las propiedades físicas de los líquidos, complete los espacios
vacíos para que las siguientes proposiciones sean verdaderas:
a) A la misma temperatura, entre el etilenglicol (HOCH2CH2OH) y el alcohol
etílico (CH3CH2OH) la mayor viscosidad le corresponde
al___________________
b) A la misma temperatura, entre el agua y el tetracloruro de carbono, la mayor
tensión superficial tiene el _________________
c) En el fenómeno de la _______________, las fuerzas de adhesión se dan entre
_______________
d) Mientras mayor es la intensidad de las fuerzas que existen entre las moléculas
de un líquido, mayor es su ____________________________
e) A la misma temperatura, entre el disulfuro de carbono (CS2) y el cloroformo
(CHCl3), la mayor viscosidad tiene el ____________________
3. Complete los espacios vacíos para que las siguientes proposiciones sean
verdaderas:
a) La acción capilar es el resultado de la interacción de dos fuerzas opuestas: las
fuerzas __________ , que son las fuerzas intermoleculares que mantienen unido
un líquido, y las fuerzas ______________, que son las fuerzas atractivas entre
un líquido y la sustancia que compone el capilar.
b) Cuando las fuerzas de __________________ son mayores que las fuerzas de
_____________ en un líquido, se forma un menisco cóncavo y el líquido
asciende por el tubo capilar.
c) Cuando las fuerzas de __________________ son mayores que las fuerzas de
_____________ en un líquido, se forma un menisco convexo y el líquido no
asciende por el tubo capilar.
d) Las líquidos polares ascienden por un tubo capilar de vidrio y forman un enen
un menisco _____________
4. Para las sustancias: dicloro metano CH2Cl2, hexano C6H14 y etanol C2H5OH,
¿cuál tiene la viscosidad más baja? ¿Cuál tiene la mayor tensión superficial?
Explique su razonamiento en cada caso.
5. Para una misma temperatura, ordenar a los líquidos CCl4, Br2 y C6H6 de
menor a mayor viscosidad. Justificar en términos de las fuerzas que existen entre
las moléculas de cada sustancia.
6. ¿Cuál sustancia de cada uno de los siguientes pares tienen mayor viscosidad a
la misma temperatura? Justifique su respuesta a partir de las fuerzas
intermoleculares.
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 94)
a. CH3Cl y CH3OH
b. CH3CH2OH y C2H4(OH)2
7. Ordenar de menor a mayor tensión superficial a los siguientes líquidos.
Justifique su respuesta a partir de las fuerzas intermoleculares.
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 95)
a. CCl4
b. CS2
c. CH3OH
8. Complete los espacios vacíos para que las siguientes proposiciones sean
verdaderas:
a) La temperatura a la que un líquido hierve a una 1 atm es el
__________________________ del líquido.
b) La ____________________ no depende de la cantidad de líquido, siempre
que exista algo de líquido en equilibrio con el vapor.
c) Los líquidos volátiles tienen presiones de vapor _______________ y tienden
a evaporarse _______________; los líquidos no volátiles tienen presiones de
vapor _______________ y se evaporan _____________.
d) Los líquidos volátiles tienen puntos de ebullición _______ e interacciones
intermoleculares _______; las sustancias no volátiles tienen puntos de ebullición
_______ e interacciones intermoleculares _______.
9. Indicar cuál de los siguientes aspectos influye en la presión de vapor de un
líquido en un recipiente cerrado a una temperatura determinada.
a) La cantidad de líquido presente.
b) La relación volumétrica entre el volumen del líquido y del vapor.
c) El volumen disponible sobre el líquido.
d) La intensidad de las fuerzas entre las moléculas del líquido.
10. De los siguientes puntos de ebullición normales: 87 °C, 57.6 °C, −88.5 °C,
−111.8 °C, −161 °C. ¿Cuál corresponde a cada uno de los líquidos?: GeH4,
SiCl4, SiH4, CH4 y GeCl4
11. Dados los siguientes puntos de ebullición normal: −164,0 °C; − 24,2 °C;
76,8 °C y 100,0 °C; y las siguientes sustancias: CH3Cl, CH4, H2O y CCl4.
Emparejar cada sustancia con su punto de ebullición normal. Justificar su
respuesta a partir de las fuerzas que existen entre las moléculas de cada
sustancia.
12. A 25 °C las presiones de vapor (en mmHg) del agua, benceno y metanol, son
respectivamente 23,8; 94,4 y 122,0. Determine en cuál de dichas sustancias las
fuerzas intermoleculares son más intensas.
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 90)
13. Siendo el 1-propanol C3H7OH de igual peso molecular que la acetona
CH3COCH3, por qué el punto de ebullición del alcohol es 97 ºC a diferencia de
la acetona que es de 56,2 ºC.
14. Se tienen 3 isómeros: Pentano, Iso-pentano (METIL-BUTANO) y Neo-
pentano (DIMETIL-PROPANO), los cuales tienen la misma fórmula molecular
C5H12. Sin embargo, los puntos de ebullición son respectivamente: 36,1 ºC; 27,8
ºC y 9,5 ºC. Explique la razón de tales diferencias.
15. Un líquido con fuerzas intermoleculares intensas debe tener valores altos de:
a) capilaridad, b) presión de vapor; c) tensión superficial; d) viscosidad.
16. Se dan las temperaturas a las cuales las presiones de vapor de los siguientes
líquidos son todas de 100 mmHg. Justificar el orden de puntos de ebullición
creciente para estos líquidos:
a) Butano normal, C4H10, -44,2 °C
b) 1-butanol, C4H10O, 70,1 °C
c) Dietil éter, C4H10O, -11,5 °C
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 92)
17. ¿Cuál de las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F)?
a) El amoniaco tiene una temperatura y presión crítica excepcionalmente
elevada, como consecuencia de las intensas fuerzas intermoleculares. (___)
b) Las sustancias no polares de bajo peso molecular presentan atracciones
intermoleculares débiles, por consiguiente, tienen temperaturas y presiones
críticas menores que aquellas que son polares. (___)
c) El O2 tiene una temperatura crítica de 154,4 K; es necesario calentarlo por
encima de esta temperatura antes de que pueda licuarse por presión. (___)
18. Si la temperatura critica del agua (H2O) es 374,4 °C, la del amoniaco (NH3)
es 132,4 °C y la del benceno (C6H6) es 288,9 °C. Ordenar las sustancias en
función de la intensidad de sus fuerzas intermoleculares.
19. Si se conoce que la temperatura critica del etanol es 274 °C y que su presión
es 67 atm; entonces:
a) a 280 °C el alcohol puede estar en estado líquido.
b) a 274 °C la presión de vapor del etanol es 67 atm.
c) el etanol condensa a 274 °C y 68 atm.
d) a 275 °C el etanol se encuentra en estado gaseoso
e) ninguna respuesta
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 102)
20. El naftaleno (C10H8) es el ingrediente clave en las bolas de naftalina. Tiene
puntos de fusión y ebullición normales de 81 °C y 218 °C, respectivamente. El
punto triple de naftaleno es 80 °C a 1000 Pa. Use estos datos para construir un
diagrama de fase para el naftaleno y marque todas las regiones de su diagrama.
21. El argón es un gas inerte utilizado en la soldadura. Tiene puntos de
ebullición y congelación normales de 87,3 K y 83,8 K, respectivamente. El
punto triple de argón es 83,8 K a 0,68 atm. Use estos datos para construir un
diagrama de fase para argón y etiquete todas las regiones de su diagrama.
22. El monóxido de carbono tiene una temperatura crítica de -140 °C y una
presión crítica de 34,5 atm y a -183,5 °C, su presión de vapor es 2 atm. A partir
de un esquema aproximado que represente la curva para el equilibrio líquido
vapor, señale: ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas (V) y
cuáles son falsas (F)?:
a) El punto de ebullición normal del CO está entre -183,5 °C y -140 °C.
b) A -150 °C y 5 atm el CO está en estado líquido.
c) A -100 °C solo existe CO gaseoso.
d) A -180 °C y 20 atm el CO condensa.
e) Si se enfría CO desde -50 °C hasta -185 °C a la presión constante de 2 atm,
el gas condesa.
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 100)
5. Clausura
En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se destacará la relación
que tienen con los nuevos aprendizajes contemplados en el programa de estudios.
a) Para finalizar el estudio de las propiedades de los líquidos, uno o dos
estudiantes realizarán una síntesis verbal del tema. El resto de los
compañeros acotarán si es necesario. El profesor intervendrá para realizar las
precisiones del caso.
Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas estudiados el
profesor planteará a los estudiantes las siguientes preguntas:
1. ¿Cuál es la relación entre temperatura?
a) Tensión superficial
b) Viscosidad de un líquido
Explica tus respuestas en términos de la teoría cinético molecular y las fuerzas
intermoleculares.
2. ¿Cuáles son las dos fuerzas opuestas responsables de la acción capilar?
¿Cómo determinan estas fuerzas la forma del menisco?
3. ¿Cuál es la relación entre el punto de ebullición, la presión de vapor y la
presión atmosférica?
4. ¿Cuál es la diferencia entre un líquido volátil y un líquido no volátil?
Supongamos que dos sustancias líquidas tienen la misma masa molecular, pero
una es volátil y la otra es no volátil. ¿Qué diferencias en las estructuras
moleculares de las dos sustancias podrían explicar las diferencias en la
volatilidad?
5. ¿Qué relación existe entre la presión de vapor de un líquido y las siguientes
propiedades?:
a) ¿Su temperatura?
b) ¿El área superficial del líquido?
c) ¿La presión de otros gases sobre el líquido?
d) ¿Su viscosidad?
6. Describa los cambios que se producen cuando un líquido se calienta por
encima de su temperatura crítica. ¿Cómo afecta esto a las propiedades físicas?
7. ¿Qué se entiende por el término presión crítica? ¿Cuál es el efecto de
aumentar la presión en un gas por encima de su presión crítica? ¿Habría alguna
diferencia si la temperatura del gas fuera mayor que su temperatura crítica?
8. Un diagrama de fase es una representación gráfica de la fase estable de una
sustancia en cualquier combinación de temperatura y presión. ¿Qué indican las
líneas que separan diferentes regiones en un diagrama de fase? ¿Qué
información transmite la pendiente de una línea en un diagrama de fase sobre las
propiedades físicas de las fases que separa? ¿Puede un diagrama de fase tener
más de un punto donde se interceptan tres líneas?
b) Los participantes en forma conjunta deberán verificar si se alcanzaron los
objetivos planteados al inicio del tema.
Caracterizar las propiedades de los líquidos a partir de la teoría cinética
molecular y de las fuerzas intermoleculares
c) El profesor deberá destacar la relación de los aprendizajes logrados con los
nuevos conocimientos planificados en el programa de estudios, tales como:
• Propiedades de los sólidos cristalinos y amorfos.
• La correlación entre la naturaleza de las fuerzas electrostáticas y las
propiedades de los sólidos.
• La relación entre solubilidad y estructura molecular.
ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA
ASIGNATURA: QUÍMICA GENERAL QUIR-114
PERIODO ACADEMICO:
2018 - B
DOCENTE:
Ing. Gabriela Silva
FECHA:
22 de noviembre de 2018
CAPITULO II: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
TEMA
ETAPAS GUÍA DIDÁCTICA N° 5: PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS SÓLIDOS
1. Evaluación de
conocimientos
previos
Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los
siguientes conocimientos: enlace iónico, enlace covalente y fuerzas
intermoleculares.
El profesor planteará las siguientes preguntas:
1. En general, ¿cuáles de las siguientes características son las que
mejor diferencian a los compuestos iónicos de los moleculares?
a) El punto de fusión.
b) El estado físico en que se encuentran a temperatura ambiente.
c) La conductividad eléctrica de sus soluciones.
d) La solubilidad en solventes polares y no polares.
e) Ninguna de las anteriores.
2. Dadas las siguientes moléculas desarrollar sus estructuras de
Lewis, geometrías electrónicas y moleculares, polaridad y
determinar el tipo de fuerzas que presenta cada molécula.
a) CH4 b) H2O c) H2CO
3. Identificar el tipo de fuerzas que existen entre las moléculas de
las fases sólidas de las siguientes sustancias.
a) CO2 b) CH3I c) CH3NH2
4. Dibujar el diagrama para el ciclo de Born-Haber para el óxido de
calcio.
5. Los compuestos NaOH y el CH3OH tienen propiedades
diferentes. Uno tiene un alto punto de fusión y el otro es un líquido
a temperatura ambiente. ¿Qué tipo de compuesto es cuál y por
qué?
1. Definición de
Objetivos
Al finalizar el estudio de las propiedades físicas de los sólidos, los
estudiantes estarán en capacidad de:
Relacionar las propiedades físicas de los diferentes tipos de
sólidos cristalinos con las fuerzas que existen entre sus
partículas.
2. Teorización En esta etapa se estudiarán las propiedades de los diferentes tipos
de sólidos. Los temas y subtemas que se estudiarán en clase son:
Clasificación general de los sólidos
- Amorfos
- Cristalinos
Propiedades de los sólidos cristalinos
- Iónicos
- Moleculares
- Red covalente
- Metálicos
3. Aplicación En esta etapa se utilizarán los conocimientos adquiridos en las clases
de teoría, sobre la clasificación general de los sólidos y propiedades
de los sólidos cristalinos:
1. Clasificar como metálico, molecular, iónico o red covalente a un
sólido que:
a) No conduce la corriente eléctrica como sólido, pero si como
líquido. ___________
b) Se disuelve en agua para dar una solución no electrolítica.
__________________
c) Tiene un punto de fusión bajo y conduce la corriente eléctrica
como sólido y como líquido. _________________
d) Sus partículas están unidas por enlaces covalentes.
_________________
e) Funde a 3500 ºC, no conduce la electricidad en estado sólido y
es insoluble en agua. _____________________
2. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?
a) El ICl es un sólido con red covalente
b) El SiC es un sólido molecular
c) El KI es un sólido iónico
d) El Zn es un sólido metálico
e) El grafito es un sólido molecular
3. Clasificar a los siguientes sólidos cristalino:
a) Un sólido es duro, quebradizo y no conduce electricidad. Su
forma fundida (la forma líquida de la sustancia) y una disolución
acuosa que contenga la sustancia conducen la electricidad.
______________________
b) Un sólido es suave y tiene un punto de fusión bajo (menos de
100 °C). El sólido, su forma fundida y una disolución acuosa que
contiene esta sustancia, son todos no conductores de la
electricidad. _________________
c) Un sólido es muy duro y tiene un punto de fusión alto. Ni el sólido
ni su forma fundida conducen electricidad.
______________________
4. Clasificar cada uno de los siguientes sólidos como: iónico, red
covalente, molecular o metálico:
a) Sustancia de punto de fusión elevado, que disuelta en agua
conduce la corriente eléctrica
___________________________________
b) Sólido de punto de fusión menor a 100 ºC, que no conduce la
corriente eléctrica _______________________
c) Sólido de punto de fusión alto, que fundido no conduce la
corriente eléctrica _______________________
d) Sustancia de punto de fusión bajo, que en estado sólido
conduce la corriente eléctrica _______________________
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 104)
5. Clasificar el estado sólido de las siguientes sustancias como
cristales iónicos, cristales covalentes, cristales moleculares o
cristales metálicos y justifique su respuesta:
a) HBr b) Br2 c) KBr d) CrBr2
6. ¿Cómo se compararía la energía de red de un compuesto iónico
que consiste en un catión monovalente y un anión divalente con
la energía de la red de un compuesto iónico que contiene un
catión monovalente y un anión monovalente, si la distancia
internuclear fuera igual en ambos compuestos? Explica tu
respuesta.
7. Ordenar de menor a mayor punto de fusión a los siguientes
compuestos:
a) RbF b) CO c) CaO d) CH3OH e) CH3F
8. Los puntos reticulares de las celdas unitarias de los sólidos
iónicos y de las redes covalentes, están ocupadas
respectivamente por:
a) Iones y moléculas
b) Átomos e iones
c) Cationes y electrones libres
d) Átomos y moléculas
e) Iones y átomos
9. Clasificar las siguientes sustancias según el tipo de sólido
cristalino que forman:
a) CO2 b) KBr c) SiO2 d) Mg e) Si
¿Cuáles son las partículas en las posiciones estructurales de cada
uno de estos cristales? Identificar el tipo de fuerzas que existen entre
las partículas de los cristales.
10. Indicar a qué tipo de cristal corresponden los sólidos:
a) ICl b) Pt c) KCl d) Si e) C10H8
¿Cuáles son las partículas en las posiciones estructurales de cada
uno de estos cristales?
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 108)
11. Completar la siguiente tabla
Sustancia AsBr3 Be2C MgCl2 Y
Punto de fusión
(ºC) 33 2 700 650 1 526
Propiedad Blando Muy duro Duro Maleable
Tipo de sólido
cristalino
Fuerzas de
atracción
Conductividad
eléctrica en estado
líquido (si/no)
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 105)
12. Indicar el tipo de sólido cristalino al que corresponde cada una de
las sustancias de la siguiente tabla:
Sustancia
Punto de
fusión (ºC)
Conductividad eléctrica
Tipo de
sólido
cristalino
Sólido
Líquido
A 1 414,0 SI SI
B 2 550,0 NO NO
C 925,0 NO SI
D 11,0 NO NO
8. Clausura En esta etapa se valorarán los aprendizajes logrados y se destacará
la relación que tienen con los nuevos aprendizajes, contemplados en
el programa de estudios.
a) Para finalizar el estudio sobre las propiedades físicas de los
sólidos uno o dos estudiantes realizarán una recapitulación
verbal del tema. El resto de los compañeros acotarán si es
necesario. El profesor intervendrá para realizar las precisiones
del caso.
Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas
estudiados, el profesor esbozará a los estudiantes las siguientes
preguntas:
¿Qué diferencias existen entre sólidos amorfos y sólidos
cristalinos?
¿Cuál es la clasificación de los sólidos cristalinos?
¿Cuáles son las partículas y el tipo de fuerzas que existen en
los sólidos cristalinos: iónicos, moleculares, red covalente y
metálicos?
¿Cuáles son las propiedades de los diferentes tipos de sólidos
cristalinos?
¿Los sólidos iónicos generalmente tienen puntos de fusión
más altos que los sólidos moleculares? ¿Por qué? Explique su
razonamiento.
¿Los sólidos iónicos generalmente tienen puntos de fusión
más bajos que los sólidos redes covalentes? ¿Por qué?
Explique su razonamiento.
b) Los participantes en forma conjunta deberán
verificar si se alcanzaron los objetivos planteados al inicio del
tema.
En lo cognitivo, los estudiantes deberán estar en capacidad de
relacionar las propiedades físicas de los diferentes tipos de
sólidos cristalinos con las fuerzas que existen entre sus
partículas.
c) El profesor deberá destacar la relación de los
aprendizajes logrados, con los nuevos conocimientos
planificados en el programa de estudios, tales como:
solubilidad, formas de expresar concentraciones de las
soluciones y propiedades coligativas.
ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA
ASIGNATURA: QUÍMICA GENERAL QUIR-114
PERIODO ACADEMICO:
2018 - B
DOCENTE:
Ing. María José Vallejo
FECHA:
29 de noviembre de 2018
CAPITULO III: SOLUCIONES
TEMA
ETAPAS GUÍA DIDÁCTICA N° 6: FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
1. Evaluación de
conocimientos
previos
Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los
siguientes conocimientos: clasificación de la materia y las
propiedades de los sólidos cristalinos.
El profesor planteará las siguientes preguntas:
1. Considerando la clasificación de la materia:
- ¿Cómo se clasifican las sustancias puras?
- ¿Cuáles son las características de los elementos y de los
compuestos químicos?
- ¿Cómo se clasifican las mezclas?
- ¿Cuáles son las características de las mezclas heterogéneas
y homogéneas?
2. Considerando las propiedades de los sólidos cristalinos,
complete la siguiente tabla:
3. A partir de la información que consta en la tabla anterior conteste
las siguientes preguntas:
- ¿Cuál sustancia es soluble en agua?
- ¿Cuáles son las fuerzas de atracción entre las partículas de
cada uno de los sólidos?
Sustancia Pf
(°C)
Conductividad
eléctrica solido
Conductividad
eléctrica
líquido
Tipo de
sólido
Partículas
en puntos
reticulares
A 801 No Si
B 113 No No
C 1535 Si Si
D 3823 No No
- ¿Cuál sustancia disuelta en agua conduce la corriente
eléctrica?
El profesor aclarará dudas y realizará las precisiones necesarias.
1. Definición de
Objetivos
Al finalizar el estudio de las formas de expresar la concentración de
las soluciones, los estudiantes estarán en capacidad de:
Expresar la concentración de soluciones acuosas de
diferentes solutos en porcentaje en peso, gramos por litro,
molaridad, molalidad, fracción molar y normalidad.
2. Teorización En esta etapa se estudiarán las formas de expresar la concentración
de soluciones de diferentes solutos. Los temas y subtemas que se
estudiarán en clase son:
Generalidades:
- Clasificación de la materia
o Elementos, compuestos, mezclas
heterogéneas y mezclas homogéneas
(soluciones).
o Soluto y disolvente.
o Coeficiente de solubilidad.
o Clasificación de las soluciones: diluidas,
concentradas, saturadas y sobresaturadas.
Formas de expresar la concentración de soluciones
- Porcentaje en peso
- Gramos por litro
- Molaridad
- Molalidad
- Fracción molar
- Normalidad
Diluciones
3. Aplicación En esta etapa se utilizarán los conocimientos adquiridos en las clases
de teoría, sobre las formas de expresar la concentración de las
soluciones:
1. Describir la manera en la que prepararía la siguiente disolución
acuosa: 0,5 L de KBr 1,5×10-2 M. La densidad de la disolución
es 1,29 g/mL. Expresar la concentración en gramos por litro y
el porcentaje en peso.
2. Un volumen de 29,23 L de amoníaco medidos a 20 °C y 740
mmHg se disuelven en agua obteniéndose 100 cm3 de solución
de densidad 0,916 g/cm3. Calcular la concentración de la
solución en molaridad, molalidad y normalidad. (Química,
Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 130)
3. A partir del gráfico de la variación del coeficiente de solubilidad
de algunos compuestos iónicos con la temperatura, que se
presenta a continuación, determinar el porcentaje en peso de
una solución saturada de NaNO3 a 10 °C y, la concentración
de una solución saturada de K2Cr2O7 a 90 °C en molalidad y
en fracción molar.
Figura 1: Solubilidades de compuestos iónicos en agua en función de
la temperatura.
Brown, T., LeMay, T., Burdge, J. 2004 pág. 497
4. Al mezclar 400 cm3 de una solución 3 M con igual volumen de
una solución 1,5 M del mismo soluto, se obtiene otra solución
de 19,34 % en peso y de densidad 1,14 g/cm3. Si se considera
que los volúmenes son aditivos, calcular la masa molar del
soluto y la concentración final de la solución en g/L. (Fuente:
Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 126)
5. El ácido nítrico acuoso comercial tiene una densidad de 1,42
g/mL y es 16 M. Calcule el porcentaje de ácido nítrico en peso
de la disolución. También exprese la concentración en gramos
por litro.
6. Una solución de ácido fosfórico concentrado contiene 85,0 %
en peso de H3PO4 y tiene una densidad de 1,684 g/mL.
Calcular la: a) molaridad; b) fracción molar; c) molalidad.
7. Una solución acuosa comercial de amoniaco contiene un 28,0
% de NH3 en peso y tiene una densidad de 0,899 g/mL.
Calcular: a) la molaridad; b) la fracción molar.
8. Se dispone de ácido fosfórico del 25 % en peso y densidad de
1,15 g/mL. ¿Qué volumen de este ácido se necesita para
preparar 50 mL de solución 2 N?
9. Se disuelve una cierta cantidad de cloruro de magnesio
hidratado, MgCl2 ·6H2O, en un peso igual de agua dando una
solución cuya densidad es de 1,27 g/cm3. Calcular la
concentración de la solución del soluto anhidro en: a)
porcentaje en peso; b) molaridad; c) normalidad; d) molalidad.
10. Determinar los gramos de sulfato de sodio decahidratado
(Na2SO4·10H2O) que se deben añadir a 1000 g de una solución
de sulfato de sodio anhidro al 5 % en peso, para obtener una
solución de sulfato de sodio al 30 % en peso (Fuente:
Cuaderno de Trabajo de Química 2018-B, ejercicio 119)
11. Si se diluye a un volumen cinco veces mayor un ácido
clorhídrico del 26,2 % en peso y de densidad 1,13 g/cm3,
determinar que volumen del ácido diluido se requiere para
preparar 1 L de solución 0,1 N.
12. Se diluye a un volumen cinco veces mayor un ácido clorhídrico
del 26,2% y densidad 1,13 g/cm3. Calcular el volumen de ácido
diluido que se requiere para preparar 1 litro de solución 0,1 N.
(Química, Cuaderno de Trabajo A, ejercicio 124)
13. Un volumen de 10 cm3 de una solución de NaClO (densidad =
1,15 g/cm3) de concentración 2 m, se diluye hasta 10 cm3.
Calcular la concentración molar y normal de la solución diluida.
(El hipoclorito se reduce a ion cloruro). (Química, Cuaderno de
Trabajo A, ejercicio 123)
8. Clausura En esta etapa se valorarán los aprendizajes logrados y se destacará
la relación que tienen con los nuevos aprendizajes, contemplados en
el programa de estudios.
a) Para finalizar el estudio sobre las formas de expresar la
concentración de soluciones de diferentes solutos, uno o dos
estudiantes realizarán una recapitulación verbal del tema. El
resto de los compañeros acotarán si es necesario. El profesor
intervendrá para realizar las precisiones del caso.
Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas
estudiados, el profesor planteará a los estudiantes las siguientes
preguntas:
¿Cuál es la diferencia entre mezclas heterogéneas y
homogéneas?
¿Cómo se clasifican las soluciones?
¿Qué expresan las siguientes concentraciones?
o Porcentaje en peso
o Gramos por litro
o Molaridad
o Molalidad
o Fracción molar
o Normalidad
¿Qué es una dilución?
b) Los estudiantes en forma conjunta verificarán si se alcanzaron
los objetivos planteados al inicio del tema:
Expresar la concentración de soluciones acuosas de diferentes
solutos en porcentaje en peso, gramos por litro, molaridad,
molalidad, fracción molar y normalidad.
c) El profesor deberá destacar la relación que existe entre los
aprendizajes logrados y los nuevos conocimientos planificados
en el programa de estudios, tales como: reacciones químicas
que ocurren en solución, propiedades coligativas de soluciones
con solutos no electrolitos y solutos electrolitos, celdas
electroquímicas, celdas electrolíticas. o
ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA
ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL QUIR-114
PERÏODO ACADEMICO:
2018 - B
DOCENTE:
Ing. Marcelo F. Cabrera J., MSc
FECHA:
29 de noviembre de 2018
CAPITULO III: SOLUCIONES
TEMA
ETAPAS
GUÍA DIDÁCTICA NO. 7: REACCIONES EN SOLUCIONES
1. Evaluación de
conocimientos
previos
Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los siguientes
conocimientos: leyes de la estequiometria, preparación de soluciones y formas de
expresar la concentración en soluciones.
El profesor planteará las siguientes preguntas:
1. ¿Qué es reactivo limitante y reactivo en exceso? ¿Por qué es importante
establecer estos conceptos en estequiometria?
2. ¿Qué es pureza? En la naturaleza, ¿es fácil encontrar los compuestos en estado
puro? ¿Por qué?
3. ¿Qué es el rendimiento de una reacción? ¿Qué se debería hacer para obtener
reacciones químicas con altos rendimientos?
4. Considerar la siguiente reacción:
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
a. ¿Qué tipo de reacción es?
b. Igualar la ecuación química por el método de los números de oxidación.
c. ¿Cuántas moles de peróxido de hidrógeno reaccionan con 2 moles de
permanganato de potasio?
d. ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitan para producir
320 g de oxígeno?
5. Para expresar las soluciones existen 2 tipos, las formas químicas y las formas
físicas. Enumere 5 formas físicas y 5 formas químicas de expresar la
concentración de las soluciones
6. ¿Qué concentración tienen los siguientes productos de uso cotidiano? (Consulta
para la siguiente clase)
Producto Soluto Marca Concentración
Masa o
volumen
de soluto
VINAGRE Ácido
Acético
1:
2:
CLORO Hipoclorito
de sodio
1:
2:
CERVEZA Etanol 1:
2:
2. Definición de
Objetivos
Al finalizar el estudio de las reacciones químicas en solución, los estudiantes
estarán en capacidad de:
Calcular las cantidades de reactivos y productos en reacciones químicas que
ocurren en solución, a partir de las leyes de la estequiometria.
3. Teorización
En esta etapa se estudiarán las reacciones químicas y la estequiometria de las
soluciones. Los temas que se verán en clase son.
1. Leyes de la estequiometria, reactivo limitante, pureza, rendimiento de una
reacción.
2. Cálculos estequiométricos para reacciones químicas que ocurren en
solución.
3. Cálculos estequiométricos con pesos equivalentes.
4. Titulación o valoración.
4. Aplicación
1. ¿Qué volumen de solución de ácido sulfúrico 2 N se necesita para que
reaccionen completamente con 3 g de aluminio?
2. ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 3 N se necesita para reaccionar con 12 g
de una muestra de carbonato cálcico del 93,2 % de pureza?
3. Una muestra de 5,53 g de Mg(OH)2 se agrega a 25 mL de HNO3 0,2 M.
¿Cuál es el reactivo limitante de la reacción? ¿Cuántos moles de Mg(OH)2,
HNO3 y Mg(NO3)2 están presentes después de que termina la reacción?
4. De la reacción de 18,0 g de carbonato de calcio sólido al 90 % de pureza con
100 mL de ácido nítrico de densidad 1,16 g/mL y 28,5 % en peso se
obtienen nitrato de calcio sólido, dióxido de carbono gaseoso y agua líquida.
a) ¿Qué masa de nitrato de calcio se forma?
b) Si en condiciones normales se obtienen 1,80 L de dióxido de carbono,
calcular el rendimiento en el proceso.
(Química, Cuaderno de Trabajo A, ejercicio 137)
5. Si se agregan 13,0 mL de H2SO4 3,0 M a 732 mL de NaHCO3 0,112 M,
¿qué masa de CO2 se produce? Las soluciones acuosas de bicarbonato de
sodio y ácido sulfúrico reaccionan para producir dióxido de carbono de
acuerdo con la siguiente ecuación:
2 NaHCO3 (ac) + H2SO4 (ac) → 2 CO2 (g) + Na2SO4 (ac) + 2 H2O (l)
6. Al reaccionar nitrato de plata con dicromato de potasio, se obtiene dicromato
de plata como un sólido rojo. La ecuación química de la reacción es:
2 AgNO3 (ac) + K2Cr2O7 (ac) → Ag2Cr2O7 (s) + 2 KNO3 (ac)
¿Qué masa de Ag2Cr2O7 se forma cuando se mezclan 500 mL de K2Cr2O7
0,17 M con 250 mL de AgNO3 0,57 M?
7. Hallar la concentración de una disolución de hidróxido potásico de densidad
1,24 g/mL, si al diluirla a un volumen diez veces mayor, 20 mL de la solución
diluida gastan 21,85 mL de ácido 0,5 N, factor 1,025.
8. Se tiene una solución de sosa cáustica 0,5 N, factor 0,974. Hallar el volumen
de solución de sosa cáustica de densidad 1,22 g/mL y de 20,57 % de NaOH,
que debe agregarse a un litro de aquella solución para que resulte exactamente
0,5 N. Suponer que en la mezcla los volúmenes son aditivos.
9. Calcular la concentración de un ácido sulfúrico de densidad 1,725 g/mL a
partir de los datos siguientes: 10 mL del ácido se diluyen a 250 mL, y 10 mL
de este ácido diluido gastan 21,7 mL de un álcali 0,5 N, factor 1,034.
10. El vinagre es una solución de ácido acético en agua. Si se conoce que al titular
6 g de un vinagre con una solución alcalina 0,1 N, factor 0,964 y que de ésta
se gastaron 41,5 mL, ¿cuál es el porcentaje en peso de ácido acético en el
vinagre?
11. Una estudiante tituló 25,00 mL de una solución básica con una solución de
HCl 0,25 M. La estudiante se quedó sin la solución de HCl después de haber
agregado 32,46 mL, por lo que tomó prestada una solución de HCl que fue
etiquetada como 0,30 M y se necesitaron 11,50 mL de la segunda solución
para completar la titulación. ¿Cuál fue la concentración de la solución básica?
12. Se diluyen 300 mL de una solución de ácido sulfúrico concentrado hasta 3 L,
siendo necesarios 10 mL de este ácido diluido para la neutralización completa
de 20 mL de una solución de hidróxido de sodio 0,5 M. Calcule la
concentración en g/L del ácido concentrado.
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 154)
13. Un recipiente contiene HNO3 de concentración desconocida (densidad = 1,36
g/mL). Con el fin de conocer su concentración se tomaron 10 mL de esta
solución y se aforaron a 100 mL. Luego de esto, 25 mL de la solución
resultante se titularon con NaOH 0,1 M. ¿Cuál será la concentración del HNO3
contenido en el recipiente? ¿Cuántos gramos de NaOH se requieren para
preparar 100 mL de la solución titulante?
14. Un volumen de 10 mL de una solución de formol (metanal: HCOH) se diluye
a 1 L. A 10 mLde la solución diluida se le agregan 50 mL de yodo 0,1 N
(f=1,011) y unas gotas de sosa cáustica concentrada; el yodo oxida al
formaldehido a ácido fórmico (HCOOH). Se valora el exceso de yodo con
solución de tiosulfato 0,1 N (f=0,990), gastándose 23,2 mL. Calcule los
gramos por litro de la solución de formol.
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 171)
5. Clausura
En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se destacará la relación
que tienen con los nuevos aprendizajes contemplados en el programa de estudios.
a) Para finalizar el estudio de las reacciones químicas en solución, uno o dos
estudiantes realizarán una síntesis verbal del tema. El resto de los
compañeros acotarán si es necesario. El profesor intervendrá para realizar las
precisiones del caso.
Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas estudiados el
profesor planteará a los estudiantes las siguientes preguntas:
1. ¿Cuál es el fundamento teórico para los cálculos estequiométricos
basados en pesos equivalentes?
2. ¿Por qué es importante que los solutos estén disueltos antes de iniciar
una reacción química?
3. Experimentalmente, ¿cómo se determina el factor de una solución y por
qué es importante su cálculo?
4. Explique el principio fundamental de la titulación. ¿Qué es un indicador
y para qué se utiliza?
5. En general, cuando se prepara una solución la concentración no es
exacta, explique el porqué de esta aseveración.
b) Los estudiantes deberán estar en capacidad de: calcular las cantidades de las
sustancias que intervienen en una reacción química que ocurre en solución y
determinar teórica y analíticamente la concentración de una solución
c) El profesor deberá destacar la relación de los aprendizajes logrados con los
nuevos conocimientos planificados en el programa de estudio tales como:
propiedades coligativas de soluciones con solutos no electrolitos y
electrolitos; celdas electroquímicas y celdas electrolíticas.
ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL
DEPARTAMENTO DE FORMACIÓN BÁSICA
ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL QUIR-114
PERÏODO ACADEMICO:
2018 - B
DOCENTE:
Ing. Antonio Proaño, Msc
FECHA:
8 de enero de 2019
CAPITULO II : ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
TEMA
ETAPAS
GUÍA DIDÁCTICA NO. 8: PROPIEDADES COLIGATIVAS
1. Evaluación de
conocimientos
previos
Para iniciar el tratamiento del tema los estudiantes revisarán los
siguientes conocimientos:
(1) propiedades extensivas, como la masa y los volúmenes que
dependen del tamaño de la muestra,
(2) propiedades intensivas, como la densidad y la concentración,
temperatura de fusión temperatura de ebullición, que son propiedades
características de la sustancia
(3) propiedades intensivas de un sistema se denomina propiedades
coligativas, que solo se aplican a las soluciones. Las propiedades
dependen de la concentración, pero no la identidad del soluto en
solución.
El profesor planteará las siguientes preguntas:
1) ¿Cuáles son las características de las sustancias puras?
2) ¿Cuáles son las características de las mezclas homogéneas?
3) ¿Qué información se requiere para determinar la masa de
soluto en una solución si conoce la concentración molal y molar
de la solución? Y ¿la fracción molar del soluto?
4) ¿Qué ventaja presenta el usar los volúmenes de soluciones de
concentración conocida en los cálculos cuantitativos que
involucran la estequiometría de las reacciones conocida en
lugar de masas de reactivos o productos?
5) Cuál es la naturaleza y el comportamiento del soluto en las
soluciones de no electrolitos y en las soluciones de electrolitos
6) Cómo afecta la concentración de soluto en las propiedades
coligativas de las soluciones de no electrolitos y en las
soluciones electrolitos.
7) Cuando se disuelve un soluto no volátil en un solvente, el punto
de congelación de la solución resultante se vuelve más bajo,
mientras que el punto de ebullición de la solución es más alto
que el del solvente puro. ¿Cómo depende de la concentración
de la partícula de soluto, cuando el grado en que se reduce el
punto de congelación o el aumento del punto de ebullición?
2. Definición de
Objetivos
Al finalizar el estudio de las propiedades coligativas de las soluciones
de no electrolitos y de las soluciones de electrolitos, los estudiantes
estarán en capacidad de:
• Describir el efecto de la concentración en las propiedades
coligativas de las soluciones.
• Diferenciar las propiedades coligativas de las soluciones de
no electrolitos y de las soluciones de electrolitos.
• Calcular la elevación del punto de ebullición, la disminución
del punto de congelación a partir de la concentración de un
soluto en una solución.
3. Teorización
En esta etapa se estudiarán las leyes de los gases ideales y los
postulados de la teoría cinética molecular.
Los temas y subtemas que se estudiarán en clase son:
Propiedades coligativas para soluciones de solutos no electrolitos y
electrolitos:
• Solutos no electrolitos y electrolitos:
• Presión de vapor
• Punto de ebullición
• Punto de fusión
• Presión osmótica
4. Aplicación
En esta etapa se aplicarán los conocimientos sobre las leyes de los
gases ideales y de los postulados de la teoría cinética molecular en la
resolución de los siguientes ejercicios de aplicación propuestos:
SOLUCIONES DE SOLUTOS NO ELECTROLITICOS:
1) Al diluir una solución de soluto molecular: a) se incrementa el
punto de ebullición, b) disminuye el punto de congelamiento, c)
aumenta la presión de vapor, d) disminuye la presión osmótica.
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 172)
2) La constante crioscópica: a) es una propiedad coligativa ; b)
depende de la naturaleza del soluto ; c) es característica del
disolvente.; d) es función de la concentración del soluto.
(Química, Cuaderno de Trabajo B, ejercicio 174)
3) Una solución contiene 25 g de un compuesto orgánico no
electrolito y 600 g de agua. Si el punto de ebullición normal de la
solución es 100,156 °C, determinar: a) el peso molecular del
soluto; y, b) la temperatura de congelación de la solución
4) A 20 ºC la presión de vapor del éter C4H10O es igual a 440,0
mmHg. Calcular la presión de vapor de una disolución que
contiene 5,42 g de anilina C6H5NH2 en 100 g de éter.
5) A 50 ºC la presión de vapor del Benceno (C6H6) es 271 mmHg y
la del Tolueno (C6H5CH3) es 92,6 mmHg. Calcular la presión de
vapor de una mezcla en partes iguales (en masa) de Benceno y
Tolueno (suponiendo forman una mezcla ideal).
6) La presión osmótica
• Es una propiedad coligativa
• Depende de la naturaleza del soluto
• Es característica del disolvente
• Es función de la concentración del soluto
7) Una solución acuosa contiene el aminoácido Glicina
(NH2CH2COOH) y presenta un punto de ebullición de 101,1 °C.
Calcular la concentración de la solución en porcentaje en peso.
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química B, ejercicio 181)
8) Una solución de úrea, CO(NH2)2, tiene un punto de congelación
de -1,0 °C. Calcular la cantidad de agua que habrá que a{adir a
100 g de esa solución para que el punto de congelación de la
solución diluida sea -0,5 °C.
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química B, ejercicio 191)
9) Determinar a qué temperatura congela el líquido refrigerante de
un automóvil que utiliza una solución acuosa de etilen glicol (62
g/mol) al 32 % en peso. Para garantizar el funcionamiento del
sistema de refrigeración del automóvil a - 20 ° C, ¿será necesario
diluir la solución?
10) ¿Cuántos gramos de sacarosa, C12H22O11, deberán disolverse en
agua para obtener 1 litro de solución isotónica con otra de urea,
¿CO(NH2)2, que contiene 80 g de soluto por litro de solución a 25
°C? ¿Cuál es la presión osmótica de las soluciones?
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química B, ejercicio 189)
11) La adrenalina es la hormona que dispara la liberación de
moléculas de glucosa adicionales en momentos de tensión o de
emergencia. Una solución de 0,64 g de adrenalina en 36 g de
CCl4 eleva su punto de ebullición en 0.49 °C. ¿Concuerda la
masa molar de la adrenalina calculada a partir de la elevación del
punto de ebullición con la siguiente fórmula molecular C9H13NO3?
PROPIEDADES COLIGATIVAS EN SOLUCIONES ELECTROLITICAS
1) El punto de ebullición de una solución que se prepara disolviendo
5,115 g de cloruro de bario de 150,0 g de agua es 100,21 ºC.
Calcular: a) el factor de van`t Hoff; b) el coeficiente osmótico; y, c)
el grado de disociación aparente de BaCl2.
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química B, ejercicio 198)
2) Determinar la temperatura de ebullición de una solución 0,2 molal
de MgSO4 que congela a -0,494 ºC. Ke=0,52 ºC/m, Kc=1,86 ºC/m
(Fuente: Cuaderno de Trabajo de Química A, ejercicio 177)
3) Las presiones osmóticas de las disoluciones de CaCl2 y de urea
0.010 M, a 25°C son de 0.605 atm y 0.245 atm, respectivamente.
Calcule el factor de van’t Hoff para la disolución de CaCl2.
4) Se preparó una disolución de un electrolito no volátil desconocido
disolviendo 0,250 g de la sustancia en 40,0 g de CCl4. El punto de
ebullición de la disolución resultante fue 0,357°C más elevado
que el del disolvente puro. Calcule la masa molar del soluto.
5) Una solución de 0,52 g de cloruro de potasio en 83,6 g de agua
congela a -0,291°C. Calcular: a) el factor de van’t Hoff, b) el
coeficiente osmótico, c) el grado de disociación y d) la
concentración de los iones K+1. La densidad de la solución es
1,09 g/cm3.
(Química, Cuaderno de Trabajo A, ejercicio 199)
5. Clausura
En esta etapa se evaluarán los aprendizajes logrados y se destacará
la relación que tienen con los nuevos aprendizajes contemplados en
el programa de estudios.
a) Para finalizar el estudio de las propiedades coligativas de las
soluciones de electrolitos y no electrolitos, uno o dos estudiantes
realizarán una síntesis verbal del tema. El resto de los
compañeros acotarán si es necesario. El profesor intervendrá
para realizar las precisiones del caso.
Para orientar la síntesis y destacar lo fundamental de los temas
estudiados el profesor planteará a los estudiantes las siguientes
preguntas:
1) ¿ Las propiedades coligativas de una solución dependen de::
• del número total de partículas disueltas en solución, …………..
• de su identidad química. …………….
2) La adición de un soluto no volátil (uno sin una presión de
vapor medible) porque disminuye la presión de vapor del
solvente.
3) La presión de vapor de la solución es proporcional a la
fracción molar de solvente en la solución, la relación es
conocida como la ley ………………
4) Las soluciones que obedecen la ley de Raoult se denominan
soluciones ……………………….
5) La elevación del punto de ebullición (ΔTb) y la depresión del
punto de congelación (ΔTf) de una solución se definen como
las diferencias entre los puntos de ebullición y de
congelación, respectivamente, de la solución y el disolvente
puro. Ambos son proporcionales a ……………………….. del
soluto.
6) Cuando una solución y un disolvente puro están separados
por una membrana …………………………., una barrera que
permite que las moléculas de disolvente, pero no las
moléculas de soluto, pasen a través, el flujo de disolvente en
direcciones opuestas es desigual y produce una presión
……………………., que es la diferencia de presión entre Los
dos lados de la membrana. La …………………. es el flujo
neto de solvente a través de dicha membrana debido a las
diferentes concentraciones de soluto.
7) ¿Por qué disminuye la presión de vapor de un solvente al
agregar un soluto no volátil?
b) Los participantes en forma conjunta deberán verificar si se
alcanzaron los objetivos planteados al inicio del tema.
En lo cognitivo, los estudiantes deberán estar en capacidad de:
• Resolver problemas relacionados con la elevación del
punto de ebullición y la depresión del punto de
congelación, la presión de vapor y la presión osmótica a
partir de la concentración de un soluto en una solución.
• Calcular la masa molar a partir de datos de propiedad
coligativa.
• Determinar la masa molar de un sólido a partir del cambio
del punto de fusión o del punto de ebullición de una
solución.
c) El profesor deberá destacar la relación de los aprendizajes
logrados con los nuevos conocimientos planificados en el
programa de estudios, tales como: Reacciones Oxido reducción,
Celdas electroquímicas, potencial de celda.