Firma de libretas

Para la comisión 10514:

Viernes 14, 15:00hs

SALA B, Planta Baja

Con la coordinadora Daniela Guerrien

Problema a pedido

Problema 10) Bloque 2 /Examen Final

EXAMEN FINAL

MIÉRCOLES 12 DE AGOSTO

Comisión 10511(Lu/Ju 13 a 16): 10 hs

Comisión 10514(Lu/Ju 17 a 20): 18hs

Aulas: ver el día del examen

Segundo Parcial

Más Problemas Examen Final / Bloque 1

Respuestas:

1) 2,08 mol

2) Br2O

4) 3-metilbutanal

7) London y Dip-dip

Problemas Examen Final / Bloque 2

Respuestas:

8) 10,7M

9) 2,14 dm3

10) 74,9%

11) 1,59 atm

12) 2,42

13) 5,02 % m/V

14) 2,25 mol

EXAMEN FINAL: MIÉRCOLES 12 DE AGOSTO

Comisión 10511(Lu/Ju 13 a 16): 10 hs

Comisión 10514(Lu/Ju 17 a 20): 18hs

Aulas: ver el día del examen

Problemas Examen Final / Bloque I

Respuestas:

1) SrI2

2) c)

3) 9,90g

4) ácido 3-metilbutanoico

5) Hay varias respuestas posibles. Tiene que ser un alcano isómero del 2-metiloctano, o sea con 9 Carbonos, y más ramificado para que tenga menor punto de ebullición.

6) CH3(CH2)4CH=O

7) London y Dip-dip

Problema gases

Problema a pedido:

Se tiene 15.0 moles de O2 en un recipiente rigido a 2.50 atm y 30.0 Cº .Manteniendo constante la T. se agregan 220 gr de CO2 (g)b) Determinar el numero total de moles de atomos de oxigeno contenidos en el recipiente.c) Calcular la presion final en el recipiente.GRACIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIAS

Problema gases

Problema a pedido:

Una consulta mucho más facil pero que no me sale..PROBLEMA DE GASES (menos mal que no son humanos jaja)Una mezcla gaseoa formada por 4.00 gr de H2 y 2.5 mol de moleculas de CH4 , se coloca en un recipiente rígido de 10.00 dm3, a 273 K.A) sI SE DESEA DUPLICAR LA PRESION DEL RECIPIENTE, MANTENIENDO T Y V CONSTANTE, CALCULAR EL NUMERO DE MOLECULAS DE O2 (g) que deben agregarse.*** NO LOGRO LLEGAR AL RESULTADO PORQUE CREO QUE USO MAL LA FORMULA.

P 3) Ácidos y Bases Débiles

P 2) Ácidos y Bases Débiles

P 1) Ácidos y Bases Débiles

Hola a todos! El lunes retomamos nuestras clases inconclusas, en el horario de siempre, con un repaso general.
Vengan preparados para trabajar!
Aprovechen oportunidad que tuvieron de tener más días para estudiar!

Vamos a tratar de hacer uno o dos problemas de cada tema:

Gases
Estequiometría
Equilibrio Químico
Ácidos y Bases fuertes
Ácidos y Bases débiles
Soluciones reguladoras

Elijan que problemas quieren hacer, en particular de los ejercicios de parcial dejados en fotocopiadora y/o de la guía de trabajos prácticos.

Por supuesto también podrán hacer consultas particulares.

Hasta el lunes!

Espero tu comentario

¡¡¡ULTIMAS NOTICIAS!!!

Hola a todos nuevamente.
Confirmamos cronograma "definitivo":

Por favor lean bien la información porque este blog es para alumnos de dos comisiones diferentes , ¡no confundan los horarios!

- Para los alumnos de la Comisión de Lunes y Jueves de 13 a 16 hs (sede Montes de Oca).
Clase de repaso: 3 de agosto a las 13 hs.
2º parcial: 6 de agosto a las 13 hs.
Final: 12 de agosto a las 10 hs.

- Para los alumnos de la Comisión de Lunes y Jueves de 17 a 20 hs (sede Montes de Oca).
Clase de repaso: 3 de agosto a las 17 hs.
2º parcial: 6 de agosto a las 17 hs.
Final: 12 de agosto a las 18 hs.

Entonces, nos reencontramos el lunes 3 de agosto en el horario de clase habitual.

La semana entrante pueden seguir haciendo consultas por el blog.

A los alumnos de otras sedes: agradecemos que sean usuarios del blog y pueden consultar dudas si los desean. Lamentablemente no tenemos información sobre el cronograma en otras sedes. Traten de comunicarse telefónicamente (sigan este link http://www.cbc.uba.ar/dat/cbc/sedes.html) o acérquense a su sede en el día y horario habitual de vuestra comisión a partir del lunes 3 de agosto.

Elvira y Daniel

ATENCION: NUEVO CRONOGRAMA!!

Hola a todos. Finalmente la semana que viene NO SE REINICIAN LAS CLASES.

En breve les daremos el nuevo cronograma bien completo. Mantenganse comunicados.

En principio les anticipamos que el 2º parcial será el jueves 6 de agosto y el final será el 12 de agosto.

Daniel y Elvira

Último Momento!

Acá les enviamos el nuevo calendario para los alumnos de lunes y jueves:

Las clases se reanudarían el 27 de julio donde tendríamos clase de consulta en nuestro horario habitual. El 2º parcial se estaría tomando el jueves 30 de julio en el mismo horario.

El examen final sería el miércoles 5 de agosto.

El segundo cuatrimestre será desde 7/9/07 hasta 15/12/09

Esto es lo decidido hasta ahora pero estas fechas pueden sufrir modificaciones. Manténganse informados por este medio o en la página web del CBC.

Saludos

Elvira y Daniel

Chicos:

Quería comentarles que hace un rato me encontré con la coordinadora de la banda horaria de la mañana, quien me ánunció que efectivamente, el CBC suspende las actividades a partir de lunes 6 de julio.

No sé si se va a tomar el parcial de este viernes ( 3 de julio ) pero espero tener pronto novedades. Mañana habrá clases de consulta como habíamos previsto aunque no están obligados a venir.

Nos vemos mañana o nos mantenemos en contacto por este medio.

Saludos
Elvira

CLASE 23: 29/06/2209

Hoy vimos el último tema antes de terminar la cursada: Soluciones reguladoras.

Una solución reguladora es aquella que evita que haya variaciones importantes en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte.

En esencia para que una solución regule el pH debe estar formada por un ácido débil y una sal que contenga a la base conjugada de ese ácido débil (por ejemplo ácido acético y acetato de sodio CH3COOH / CH3COONa). También podría estar formado por una base débil y una sal que contenga al ácido conjugado de esa base débil (por ejemplo amoníaco y cloruro de amonio NH3 /
NH4Cl).

Las disociaciones del sistema de una solución reguladora serán (ejemplo para el CH3COOH / CH3COONa)

CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O

CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+

Es importante destacar que el ácido débil está poco disociado (recordá que los valores de Ka son chiquitos lo que da un indicio que en el equilibrio "casi todo" está como reactivo y por lo tanto la concentración de CH3COOH es mucho mayor que la de CH3COO-. Entonces, como la reacción de disociación de la sal es completa, la principal fuente de base conjugada (CH3COO-) es el CH3COONa.

Con estos supuestos se considera que la concentración del ácido (ca) es la concentración inicial (es decir se supone que el CH3COOH no se disocia) y que la concentración de la base (cb) es lo que se puso inicialmente de sal (porque de acuerdo a la estequiometría de la reacción si se ponen x moles de CH3COONa, se obtendrán x moles de CH3COO-).


Entonces, teniendo en cuenta estos supuestos se puede calcular el pH de un buffer aplicando la fórmula de Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log cb/ca

donde cb es la concentración de la base y ca es concentración del ácido.

Para que una solución tenga buenas propiedades reguladoras debe cumplir algunas condiciones: 1) Las concentraciones del par ácido/base conjugada o base/ácido congujada deben estar comprendidas entre 0,05 y 1 molar.2) La relación cb/ca debe estar comprendida entre 0,1 y 10

De esta forma si la relación cb/ca es 0,1 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:

pH = pKa -1

y si la relación es cb/ca es 10 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:

pH = pKa +1

Por lo tanto una solución reguladora tiene un intervalo de valores de pH para los cuales "regula bien".

pKa -1 < pH < pKa +1

Por ejemplo para una solución reguladora de CH3COOH / CH3COONa con un pKa de 4,74 se deduce que regulará bien a pH entre 3,74 (pKa -1) y 5,74 (pKa +1).

Por último estudiamos qué sucede al agregar una pequeña cantidad de ácido o base fuerte a una solución reguladora. En ese caso hay que analizar qué especie de la solución reguladora reaccionará con los H3O+ u OH- agregados.

CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+

Se tendrá una determinada relación cb/ca que junto al pKa producirán un pH "inicial"

Si se agrega un ácido fuerte se estarán agregando H3O+. ¿Qué especie de la solución reguladora que reaccionará con los H3O+ (ácido conjugado del H2O)? La respuesta es que la base de la solución reguladora reaccionará con los H3O. Entonces en la solución reguladora:

CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+

será la base conjugada CH3COO- quien reaccionará con los H3O+. La siguiente es la ecuación representa como actúa el sistema para amortiguar el agregado de un ácido fuerte:

CH3COO- + H3O+ --------> CH3COOH + H2O

Para los cálculos numéricos hay que tener en cuenta que se consume base conjugada y se produce más ácido débil por lo tanto cambiará la relación cb/ca y por lo tanto se tendrá otro pH.

Para ejemplificar el tipo de cálculo por el agregado de ácido o bases fuertes hicimos el ejercicio 10.65.

Además en clase hicimos los ejercicios: 10.54, 10.56, 10.58, 10.62, 10.67 y 10.69.

Esperamos tus comentarios.

Problemas Soluciones Reguladoras

1) Se desea preparar una solución reguladora de etilamina (pKb=3,33)/ cloruro de etilamonio de pH = 10,30. Calcular cuántos moles de etilamina habrá que agregar a 500 mL de solución de cloruro de etilamonio 0,500M, suponiendo que no hay cambio de volumen.

2) Se dispone de una solución acuosa de ácido propanoico (CH3CH2COOH, pKa = 4,85) y se desea preparar una solución reguladora de pH = 4,80. Indicar cuál o cuáles de las siguientes sustancias podría elegir para agregar a la solución anterior: a) NaOH, b) HCl, c) NaCl, d) CH3CH2COONa.

3) Cuáles de los pares conjugados siguientes podrían usarse para obtener una solución que regule el pH alrededor del valor 10,00?. a) HA/A- (Ka = 4,80.10-10), b) B/BH+ (pKb = 4,74), c) X/XH+ (Kb = 4,20.10-10).

4) Se desea preparar una solución reguladora de pH = 4,20, a partir de ácido fórmico ( HCOOH, pKa = 3,77) y su sal de sodio. Calcular la relación entre las concentraciones molares ácido/base conjugada que se requiere para tal propósito.

5) Se dispone de 1800 cm3 de una solución reguladora de ácido acético (pKa = 4,75) y su sal de potasio. La relación de concentraciones molares entre la base conjugada y el ácido es 1,22.
a) Calcular la concentración molar de iones hidronio.
b) A la solución del enunciado se le agrega 5,00 cm3 de agua, ¿Cuál de las afirmaciones siguientes es correcta?. i) [H3O+] aumenta; ii) el pH aumenta; iii) el pOH aumenta; iv) [OH-] no cambia; v) el pKa disminuye


6) Se prepara una solución reguladora de ácido propanoico (C2H5COOH) y su sal de potasio, de pH = 4,20, siendo la relación de las concentraciones molares ácido/base conjugada igual a 4,51. Calcular la constante de equilibrio de ionización del ácido, Ka.


REPUESTAS:

1) 0,107
2) a) d)
3) a) y b)
4) 0,372
5) a) 1,46.10-5; b) iv) [OH-] no cambia
6) 1,40.10-5

Problemas Ácidos y Bases Débiles

1) Se dispone de 2,50 L de una solución de trimetilamina 0,200M (Kb = 7,40.10-5).
a) Calcular cuántos moles del ácido conjugado están presentes en el equilibrio. Justificar con cálculos.
b) Escribir las fórmulas de las especies iónicas presentes en la solución.

2) Una solución de ácido cianhídrico (pKa = 9,30) tiene pOH = 9,20. Calcular la concentración molar de iones cianuro.

3) Se dispone de una solución acuosa de ácido nitroso (HNO2, pKa = 3,29) que tiene un PH = 3,50. Calcular la concentración inicial del ácido, expresada en mol/dm3. Justificar con cálculos.

4) Calcular el pH de una solución acuosa de amoníaco (pKb = 4,75), sabiendo que la concentración de iones amonio es 7,00.10-4 M.

5) Se prepara una solución de dietilamina (CH3CH2)2NH (Kb = 9,55.10-4) disolviendo 0,150 moles de la base en agua hasta obtener 1800 cm3 de solución.
a) Calcular el pH de la solución. Justificar con cálculos.
b) Escribir las fórmulas de los cationes presentes en la solución.
c) Una solución de dimetilamina (pKb = 3,13) tiene el mismo pH que el de la solución del enunciado. Indicar si la molaridad de la solución de dimetilamina será: i) mayor; ii) menor; iii) igual, que la correspondiente a la solución de dietilamina.


RESPUESTAS

1) a) 9,53.10-3; b) (CH3)3NH+ , OH- , H3O+
2) 1,58.10-5
3) 5,11.10-4
4) 10,84
5) a) 11,93; b) H3O+, (CH3CH2)2NH2+; c) i) mayor

Problemas Ácidos y Bases Fuertes

1) Se diluyen con agua 20,0 mL de una solución del ácido fuerte HI hasta completar un volumen de 120 mL. El pH de la solución resultante es 2,10. Calcular la concentración
molar de la solución original

2) El pH de una solución de Ca(OH)2 es 11,40. Calcular cuántos moles de cationes calcio hay en 3,00L de solución

3) Se dispone de dos soluciones acuosas básicas con igual pH, denominadas A y B. La solución A es de hidróxido de calcio 0.0300 M; la solución B es de hidróxido de litio. Calcular la masa de hidróxido de litio (M = 23,9g/mol) disuelta en 600 mL de la solución B.

4) ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes correspondientes a una solución 0,0400 M de un ácido fuerte HA son verdaderas? : a) [A-] = [OH-] ;b) [HA] > 0,0200M; c) pH > 7,00; d) pOH = 12,60; e) [HA] = [A-].

5) Se dispone de 400 cm3 de una solución acuosa de KOH (M = 56,1 g/mol) de pH=13,30. Se diluye en agua hasta un volumen final de 1500 cm3. Calcular la concentración de la solución final expresada en %m/V.

RESPUESTAS

1) 4,76.10-2
2) 3,77.10-3
3) 0,860 g
4) d) y e)
5) 0,299% m/V

Clase Nº 22 25/6/2009

Hoy teminamos con el ejercicio 10.29 que habíamos empezado la clase pasada. Insisto en la resolución de la ecuación cuadrática porque noto que les cuesta mucho llegar al resultado final.


Les aconsejo que aprendan a usar cada uno su calculadora ya que notamos que la mayoría de los errores provenían del mal uso de la misma (especialmente porque se olvidan de abrir paréntesis)

Luego resolvimos el 10.26 para aprender a plantear las ecuaciones de ionización en agua de ácidos y bases débiles. También hicimos del 10.27 los ítems a) y e).

Resolvimos luego el 10.39, donde el pH es dato del problema (a diferencia del 10.28 y 10.29 donde es la incógnita) y se pide calcular concentraciones inicial y en el equilibrio.

Vimos luego de que se trata el Grado de Disociación de un ácido como el cociente entre la concentración molar de la base conjugada en el equilibrio y la concentración molar inicial del ácido. Usando la notación acostumbrada:

Grado de disociación α = x/C

Para una base el grado de disociación es el cociente entre la conasecentración molar del ácido conjugado en el equilibrio y la concentración molar inicial de al b.

Resolvimos el probema 10.43 con el que pudimos concluir que a mayor concentración inicial de un ácido (para una base vale igual) menor es el grado de disociación del mismo.

Además usamos en el problema 10.46 el:

Porcentaje de Disociación = ( x/C ).100

Por último vimos la relación que hay entre las Constantes de Equilibrio de un ácido y su base conjugada (Ka y Kb), donde mediante un desarrollo matemático llegamoa a:

Ka.Kb = Kw y pKa + pKb = pKw

Matemáticamente la conclusión es que las Constantes de Equilibrio de un ácido y su base conjugada son inversamente proporcionales. Es decir que cuanto menor es una mayor es la otra, ya que el producto de ambas es igual a una constante.

Desde el punto de vista químico vemos que cuanto mayor es la fuerza de un ácido, más débil es su base conjugada y viceversa……

Terminamos resolviendo el 10.33. Sigan adelante!! (hasta el 10.70)

Esperamos tu comentario!!!

pH y pHmetros

Link 1) Video sobre la utilización del pHmetro. Este es el dispositivo que contamos en clase que se utiliza para medir el pH. Está en inglés, pero es muy entendible. Inicialmente tiene agua en un vaso de precipitado con el electrodo del pH sumergido y se observa en el display que el pH es aproximadamente 7 (agua neutra). Luego agreganunas gotas de HCl 1M y el pH desciende bruscamente a 3. A continuación tienen H2O ligeramente ácida en el vaso y le agregan NaOH 1M y el pH sube a aproximadamente 12, es decir que como era de esperar se alcaliniza.

http://www.youtube.com/watch?v=Z0C7PgquH_A&feature=related


Link 2) Más allá de lo cómico de la tonada del "relator", lo que pueden ver es como el CO2 que se libera en la respiración acidifica el contenido del recipiente y hace virar al indicador del color fuxia a transparente. Tal como habíamos contado en clase, existen compuestos que a diferentes pH poseen distintos colores y efectivamente el CO2 disuelto en H2O produce el ácido carbónico H2CO3.
http://www.youtube.com/watch?v=ZT-T6enxZkQ&feature=related


Link 3) Por último, una perlita para que se diviertan un rato. A bailar al ritmo de los ácidos y las bases!
http://www.youtube.com/watch?v=kWuR_XV8S2M&feature=related

Clase Nº 21: 23/06/2009

Continuamos con Ácidos y Bases fuertes. En esta clase empezamos haciendo los problemas : 10.14, 10.16, 10.20, 10.22 y 10.25.

Luego comenzamos con Ácidos y Bases débiles. Son aquellos que no se disocian completamente en solución porque establecen un Equilibrio Químico.

Por lo tanto la disociación para un ácido débil HA

HA + H2O <----> A- + H3O+

Es decir que luego de un tiempo la reacción transcurre de reactivos a productos y de productos a reactivos a la misma velocidad. Entonces se puede definir una Ka (constante de equilibrio ácida)

Ka = [A-] . [H3O+] / [HA]

Y la disociación para una base débil B será

B + H2O <----> BH+ + OH-; y su constante Kb será

Kb = [BH+] . [OH-] / [B]

Hicimos el problemas 10.28 en el que vimos cómo calcular el pH en una solución de ácidos débil. Para eso es muy importante que plantees bien cómo se ioniza el ácido, que escribas la expresión de la Ka y te armes bien la tabla de equilibrio. En este tipo de problemas es común que tengas que resolver una ecuación cuadrática así que practicá mucho el uso de tu calculadora para no equivocarte en las cuentas.

Luego empezamos a resolver el problema 10.29 en el que había que calcular el pH, pero de una Base débil. Lo dejamos planteado y lo vamos a terminar la próxima clase.

Con lo visto hasta aquí podés hacer hasta el ejercicio 10.32

Esperamos tu comentario

Clase Nº 20 18/6/2009

Comenzamos la clase Nº 20 resolviendo los ejercicios11.30.a) y 9.15.

Retomamos entonces Equilibrio Ácido-Base que habíamos comenzado la clase pasada:

Planteamos el pH: Concepto y cálculos.

Definición de pH y pOH
pH = -log [H3O+]; pOH = -log [OH-]

Y las inversas
[H3O+] = 10 –pH; [OH-] = 10-pOH

Definimos soluciones ácidas, básicas y neutras en base a la [H3O+] y a la [OH-] y a pH:

Soluciones neutras [H3O+] = [OH-] y pH = pOH
Soluciones ácidas [H3O+] > [OH-] y pH < pOH
Soluciones básicas [H3O+] < [OH-] y pH > pOH

Redefinimos pero teniendo en cuenta que Kw a 25º vale 1.10-14.

Entonces a 25º vale:
Soluciones neutras [H3O+] = [OH-] = 10-7M y pH = pOH = 7
Soluciones ácidas [H3O+] > 10-7 M; [OH-] <> 7
Soluciones básicas [H3O+] <> 10-7 M y pH >7; pOH < 7

Después del intervalo comenzamos a trabajar con soluciones de ácidos y bases fuertes y cálculo de pH.
Teniendo en cuenta que un ácido fuerte es aquel que está totalmente disociado. Si la concentración molar del ácido es Ca (y suponiendo despreciable el aporte de H3O+ del agua), entonces el pH se calcula como:
pH = -log Ca

De la misma forma, una base fuerte en solución acuosa está totalmente disociada. Si la base tiene concentración molar Cb (y suponiendo despreciable el aporte de OH- del agua), entonces el pOH será:
pOH = -log Cb

Resolvimos los ejercicios:10.3; 10.8; 10.11 y 10 14.

Ya podés resolver hasta el 10.25!!!!

FELIZ DÍA DEL PADRE!

Problemas Equilibrio Químico

1) La reacción representada por I2 (g) + Br2 (g) ↔ 2 IBr (g) tiene a la temperatura T, un valor de Kc= 20,0. En un recipiente de 0,500 L se colocan 0,400mol de IBr(g), 0,300 mol de I2 (g) y 0,100 mol de Br2 (g). La reacción se lleva a cabo con liberación de calor.
a) Indicar si el sistema a esa temperatura se encuentra: i) en equilibrio, ii) se desplaza hacia la formación de reactivos o iii) se desplaza hacia la formación de producto.
b) Si se aumenta la temperatura, el valor de Kc: aumenta/ disminuye/no cambia. Justificar
c) Calcular la masa de IBr (Mr = 207) en el equilibrio si en este estado la molaridad de I2 (g) es igual a 0,500.
d) Representar en un gráfico la variación del número de mol de IBr (g) en función del tiempo.

2) A 227 ºC, se introducen en un recipiente de 5,00 dm3 2,40 kg de O2 (g) formándose ozono (O3) (g) según la siguiente ecuación: 3 O2 (g) ↔ 2 O3 (g). Luego de alcanzado el equilibrio a esa temperatura, se verifica que en el recipiente quedan 60,0 moles de O2(g).
a) Calcular la concentración molar de O3(g) en el equilibrio.
b) Calcular el valor de la constante de equilibrio a 227 ºC.
c) Representar gráficamente la concentración molar de O2 en función del tiempo.
d) Si la reacción se lleva a cabo a igual temperatura pero en un recipiente de mayor volumen, indicar qué ocurre con el valor numérico de Kc: i) es menor, ii) es mayor o iii) es igual al calculado en el item b). Justificar la respuesta.

3) En un recipiente rígido de 5,00 dm3 se coloca, a la temperatura T, un cierto número de moles de NH3(g). Cuando se alcanza el equilibrio han desaparecido por descomposición 1,16 mol de NH3(g), que equivalen al 44,0 % de los moles colocados inicialmente. La ecuación que representa al sistema es : 2 NH3 (g) ↔ N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular Kc (T).

4) A una cierta temperatura, T se colocan en un recipiente de 4,00 L 2 moles de SiH4 (g), 5,60 moles de H2 (g) y 5,60 moles de Si2H6 (g). La ecuación que representa al proceso es :
Si2H6 (g) + H2 (g) ↔ 2 SiH4 Kc (T) = 0,409 EXOTÉRMICA
a) Indicar hacia dónde evolucionará el sistema en las condiciones dadas.
b) Calcular la concentración molar de Si2H6 (g) en el estado final si se sabe que la concentración de SiH4 (g) es 0,800M.
c) Representar gráficamente la variación de [Si2H6] en función del tiempo
d) Indicar si la temperatura del sistema deberá ser mayor, menor o igual a T para que el número de moles de H2 (g) en el equilibrio sea menor. Justificar

5) En un recipiente de 10,0 dm3 se colocan 1,92 mol de CO y 1,05 mol de H2 a 500 K. Se establece el equilibrio simbolizado por: 2 H2 (g) + CO (g) ↔ CH3OH (g). Se encuentra 0,203 mol del alcohol en el equilibrio. Calcular Kc a 500K.
Si se repite la reacción del inciso anterior a 300K y se determina que disminuyó la cantidad del óxido en el equilibrio. Indicar: i) si el valor de Kc aumentó, disminuyó o no cambió; ii) si la reacción es exo o endotérmica.

JUSTIFICAR:
1)b) Como la reacción exotérmica, libera calor cuando se produce:
I2+Br2 <--> 2 IBr + calor
Si la temperatura aumenta, por el Principio de Le Chatelier, el sistema va a tratar de contrarrestarlo consumiendo calor. Esta reacción lo hace yendo de Productos a Reactivos. Por lo que se van a consumir productos ( IBr) y se van a producir reactivos ( I2 y Br2).
Como Kc= (P)/(R), es decir productos está en el numerador ( que disminuye) y reactivos está en el denominador (que aumenta) . Por lo tanto el cociente disminuye.

2)d) Si la temperatura no cambia, aunque varíe el volumen, Kc no cambia ya que esta es constante que solo depende de la temperatura. Por lo tanto el valor numérico de Kc no cambia y es igual al calculado en el item b).

4)d) Como esta reacción es exotérmica, libera calor al producirse.
Si2H6 + H2 <--> 2 SiH4 + calor

Si T aumenta, por el Principio de Le Chatelier el sistema evoluciona para consumir calor, de P a R. Y si T disminuye evolucionará de R a P para liberar calor.
Para que disminuya el número de moles de H2, la reacción debe ir de R a P (ya que H2 es un reactivo) y como dije antes esto ocurre cuando T disminuye. Es decir la temperatura será menor que T.

5) A 300K hay una cantidad de CO menor que a 500K. Esto indicaría que cuando la temperatura disminuye, este sistema evoluciona de Reactivos a Productos (por lo que CO disminuye ya que es un reactivo).
Como Kc= (P)/(R), y R, que está en el denomunador disminuye, entonces Kc aumenta.

Una reacción que evoluciona de R a P cuando la temperatura disminuye es exotérmica ya que de esa forma libera calor contrarrestando el descenso de T.

RESPUESTAS

1) a) iii) se desplaza hacia la formación de producto; b) Kc disminuye; c) 103,5g; d) los moles de IBr de 0,400 a 0,500.
2) a) 2,00; b) 2,31.10-3; c) [O2] : de 15,0M a 12.0M; d) iii)
3) Kc = 0,0558
4) a) R a P; b) 1,25; c) [Si2H6]: de 1,40M a 1,25M; d) menor
5) Kc (500K) = 28,5; i) aumenta; ii) es exotérmica

Clase Nº 19 11/06/2009

Empezamos haciendo los ejercicios 9.7 y 9.8. Luego terminamos el ejercicio 9.6 que habíamos empezado la clase pasada.

Continuando con los temas de Equilibrio Químico, analizamos qué ocurre cuando un sistema NO ESTA EN EQUILIBRIO o al menos no tenemos ninguna información que nos diga si el sistema está en el equilibrio. Para definir hacia donde están evolucionando las reacciones definimos el cociente de reacción (Qc).
Por ejemplo para una reacción

2 A + B2 <----> 2 AB

se define Qc = [AB]2 / [A]2.[B2]

Es decir el producto de la concentración molar de los productos elevados a su coeficiente estequimétrico sobre el producto de la concentración molar de los reactivos elevados a su coeficiente estequimétrico. La diferencia con la definición de la constante de equilibrio Kc es que en ésta última las concentraciones molares son las del EQUILIBRIO.


Al comparar Qc con Kc surgen tres posiblidades (es muy importante que recuerdes que el sistema siempre evolucionará hacia el equilibrio, es decir que la tendencia será que Qc se iguale con Kc):

1) Kc menor que Qc, matemáticamente se ve que Qc tiene que disminuir su valor para igualarse a Kc, entonces tiene que aumentar el valor en el denominador y químicamente esto implica que aumentará la concentración de los reactivos, es decir que la reacción consumirá productos y formará más reactivos, o sea que la reacción se desplazará hacia la izquierda.

2) Kc mayor que Qc, matemáticamente se ve que Qc tiene que aumentar su valor para igualarse a Kc, entonces tiene que aumentar el valor en el numerador y químicamente esto implica que aumentará la concentración de los productos, es decir que la reacción consumirá reactivos y formará más productos, o sea que la reacción se desplazará hacia la derecha.

3) Kc igual a Qc la reacción está en equilibrio.

También estudiamos el Principio de le Chatelier y como analizar que ocurre cuando se perturba un sistema en equilibrio cuando: modificamos la concentración de Reactivos o Productos, cuando se varía el volumen y/o la presión y cuando se modifica la temperatura con la consiguiente variación de Kc.
Entonces, en una reacción endotérmica

calor + 2 A + B2 <----> 2 AB

Si aumenta la temperatura, el sistema reaccionará de manera de minimizar ese aumento consumiendo reactivos y desplazando la reacción hacia la formación de productos. Al aumentar la concentración de productos y disminuir la de reactivos el valor de Kc aumenta.

Si disminuye la temperatura, el sistema reaccionará de manera de minimizar esa disminución, formando más reactivos para lo cual debe consumir productos y por lo tanto Kc disminuye.

Te invitamos a que pienses vos las consecuencias de la variación de temperatura en una reacción exotérmica del tipo:
2 A + B2 <----> 2 AB + calor

Hicimos el ejercicio 9.11 y el 9.14. También el 11.31 a) de los complementarios.

Al final empezamos con Equilibrio ácido –base:

Definimos ácido y base según Arrhenius y según Bronsted y Lowry (incluidos ácido y base conjugados). Analizamos la autoionización del agua y planteamos Kw.

Para la clase que viene pueden terminar la serie 9 y hacer los ejercicios 11.29 b) y 11.30 a) de los complementarios.

Esperamos tus comentarios!

Problemas Reacciones Químicas

Datos: R = 0,082 dm3 atm K-1mol-1


1) Se hacen reaccionar 13,5 dm3 de H2S (g) medidos a 25,0 ºC y 1,00 atm con 4,00 dm3 de una solución 9,00 % m/V de FeCl3, según la siguiente ecuación :
2 FeCl3 (aq) + H2S (g) -> 2FeCl2 (aq) + S (s) + 2 HCl (aq)
a) Indicar cuál/cuáles de las siguientes afirmaciones es/son correctas: i) El H2S es el agente reductor, ii) El H2S se oxida, iii) El FeCl3 es el agente reductor.
b) Si el rendimiento de la reacción es del 94,0%, calcular la molaridad de la solución que se obtiene disolviendo la cantidad de FeCl2 obtenido en agua hasta un volumen de 4,50 dm3. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Si se hacen reaccionar 15,0 dm3 de H2S (g) manteniendo el resto de las condiciones constantes, la concentración de la solución de FeCl2 será: i) igual, ii) mayor, iii)menor.

2) Una muestra de 2,50 g de dióxido de plomo de 88,0 % de pureza se hace reaccionar con 400cm3 de una solución de HCl de pH 1,06 de acuerdo a la siguiente ecuación:
PbO2 (s) + 4 HCl (aq) -> PbCl2 (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O
a) Se obtienen 2,08 g de sal. Calcular el rendimiento de la reacción.
b) El gas obtenido se recoge en un recipiente rígido de 750 cm3 a 22,0 ºC, el cual contenía inicialmente 0,600 g de Ne (g). Calcular la presión total que ejercerá la mezcla final de la reacción.

3) Cuando se hacen reaccionar 900 mg de una muestra de carbono que posee 10,0 % de impurezas inertes, con 45,0 cm3 de una solución de HNO3 10,0 M se obtienen 0,250 mol de NO2 (g). La reacción que se produce es:
C (s) + 4 HNO3 (aq) -> CO2 (g) + 4 NO2 (g) + 2 H2O
a) Identificar al agente reductor y especificar los números de oxidación del mismo antes y después de producida la reacción
b) Calcular el rendimiento de la reacción. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Si la pureza del carbono utilizado fuese del 95,0%, la cantidad de moles de NO2 obtenidos sería: i) Mayor, ii) Menor, iii) Igual.

4) Dadas las sustancias Cr2O3, Cr y oxígeno, combinarlas para expresar una reacción de síntesis, balanceada.

5) Cuando se hacen reaccionar 87,0g de MnO2 que contiene una cantidad desconocida de impurezas inertes con exceso de HCl, se obtienen 4,97 dm3 de Cl2 (g) a una temperatura de 50,0ºC y una presión de 4,00 atm.La reacción química que se produce está representada por:
4 HCl (aq) + MnO2 (s) -> MnCl2 (aq) + 2 H2O + Cl2 (g)
a) Indicar el tipo de reacción: i) Neutralización, ii) Redox, iii) Precipitación
b) Calcular la masa de impurezas inertes presentes en el MnO2 utilizado, si el rendimiento de la reacción es del 100%. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Calcular la masa de MnCl2 obtenida




Respuestas:
1) a) i) y ii), b) 0,231, c) ii) Mayor
2) a) 85,9% ; b) 1,20atm
3) a) C: 0 -> +4, b) 92,6%, c) i) Mayor
4) 4 Cr + 3 O2-> 2 Cr2O3
5) a) ii) Redox, b) 21,8 g, c) 94,6 g.

Clase Nº 18 8/6/2009

Comenzamos haciendo 2 problemas de Reacciones Químicas: 8.25 y 8.39

Luego empezamos con la Unidad 10 de Equilibrio Químico: Vimos la diferencia entre una reacción que se completa con una reacción que llega al equilibrio (cuando los reactivos no se transforman totalmente en productos).
vimos como se `puede "seguir" una reacción reversible (que puede evolucionar en ambos sentidos) haciendo un gráfico de concentraciones (de reactivos y productos) en función del tiempo.

Planteamos la constante de equilibrio como cociente entre el producto de las concentraciones de los Reactivos sobre el producto de las concentraciones de los Productos (todas las concentraciones elevados a sus coeficientes estequimétricos)

Vimos como podemos calcular las concentraciones en el equilibrio en función de x, teniendo como dato las concentraciones iniciales.

Resolvimos los ejercicios: 9.1, 9.2, 9,4 y comenzamos a resolver el ejercicio 9.6 que terminaremos la clase que viene!

Aplicaciones de los conocimientos de Química: La respiración celular

Las reacciones en las cuales las sustancias experimentan cambio del número de oxidación se conocen como reacciones de óxido reducción. Esa reacción viene acompañada de una cantidad de energía que se libera y que puede ser transformada, por ejemplo, en un proceso biológico: la respiración celular.

Los invitamos a hacer click en el siguiente link en el que podrán visualizar una aplicación biológica de las reacciones de óxido reducción. http://www.maph49.galeon.com/respcel/review4.html
Se trata nada más ni nada menos de la síntesis de ATP (energía) que se produce al final de la cadena respiratoria en la mitocondria de las células. La imagen representa la membrana interna de la mitocondria con unas proteínas (representadas esquemáticamente, son los dibujos de color celeste y rojo que tienen como un "canal" en su interior). Animación I: Cuando un transportador de electrones (NAD+) llega a la membrana de la mitocondria, "entrega" sus electrones a la primer proteína de la cadena (en color celeste con un número I; es decir que el transportador se oxida y la proteína se reduce). La energía que se libera en esa óxido reducción es utilizada para bombear H+ (pelotita celeste) hacia el otro lado de la membrana mitocondrial. Animación II: Se suceden una serie de transferencias de esos electrones entre distintas proteínas y moléculas hasta que (Animación III) una molécula representada con unas pelotitas en rojo es la última en aceptarlos (es decir que se reduce). Ese último aceptor de electrones es el O2 y cuando se reduce se forma dos moléculas de H2O. Como se ve en la animación, el traspaso de los electrones de una proteína a la otra permite que los hidrógenos pasen al otro lado de la membrana. Este proceso es fundamental para que al final de toda la cadena, esos hidrógenos vuelvan a pasar a través de la membrana (Animación IV), pero canalizados por una proteína específica. Con la energía del flujo de los hidrógenos esa proteína sintetizará el ATP (¿te acordás su estructura cuando estudiaste compuestos de interés biológico?) que es la forma de energía que utilizan las células para llevar a cabo todas sus funciones.

Esperamos que les guste y podamos seguir charlando en clase.

17ava. CLASE: 04/06/2009

En esta clase continuamos con el tema de REACCIONES QUIMICAS.

Empezamos la clase analizando cómo encarar problemas en los que alguno de los reactivos posee impurezas. Tenés que recordar que la masa de impurezas puede aparecer como uno de los datos, pero también puede estar informada en porcentaje en cuyo caso tenés que multiplicar ese porcentaje por la masa total del reactivo y luego dividir ese resultado por 100. Pero conceptualmente es fundamental que recuerdes esa masa de impurezas NO REACCIONA y por lo tanto tenés que descontarla de la masa total de reactivo para obtener la masa de reactivo puro que es lo que reacciona y con lo que tenés que hacer los cálculos. En clase hicimos los ejercicios 8.16 y 8.19 para practicar los cálculos relacionados al concepto de purezas e impurezas en los reactivos.

Después explicamos el concepto de rendimiento. En muchas reacciones se observó que hay una diferencia entre la masa o la cantidad de productos esperados por la estequiometría de la reacción y lo que experimentalmente se obtiene. La proporción de lo que se obtuvo respecto de lo que se esperaba obtener es el rendimiento de la reacción y se expresa como un porcentaje. El rendimiento de la reacción es una particularidad de cada reacción. Más adelante (cuando veamos equilibrio químico) vamos a ver una de las razones por las que podría ser que no se produzca todo lo que uno espera cuando pone los reactivos a reaccionar (podría ser que parte de los productos vuelva a reaccionar para volver a originar a los reactivos).
Por ahora para hacer los cálculos de este tipo de ejercicio tenés que recodar que cuando el rendimiento de la reacción NO es del 100% vas a tener menos masa (y por lo tanto menos cantidad) de productos de lo que te dice la estequimetría de la reacción. Por ejemplo:

2 H2 + O2 ------> 2 H2O

La estequiometría de la reacción te dice que si se ponen a reaccionar 2 moles (ó 4 gr) de H2 y 1 mol (ó 32 gr) de O2 se obtendrán 2 moles (ó 36 gr) de H2O. Pero esos cálculos son considerando que el rendimiento de la reacción es del 100%. Ahora suponé que el rendimiento de la reacción es del 80%. Entonces si se ponen a reaccionar 2 moles (ó 4 gr) de H2 y 1 mol (ó 32 gr) de O2 se obtendrán 1,6 moles (ó 28,8 gr) de H2O.
Para practicar este concepto hicimos los problemas 8.31 y el 8.28 y el 8.37. Este último tiene la particularidad que nos dan los datos de lo que se obtuvo de producto y el rendimiento de la reacción y tenemos que calcular la masa de uno de los reactivos que se puso a reaccionar. Tené en cuenta que las relaciones estequiométricas entre productos y reactivos siempre las establecemos "como si" el rendimiento fuera del 100%. Por lo tanto para poder resolverlo primero tendrías que averiguar cuánto hubieras obtenido del producto si el rendimiento fuera del 100% y recién después establecer la relación con el reactivo.

Con lo visto hasta esta clase ya pueden hacer toda la serie 8. La próxima clase vamos a repasar con algunos problemas un poco más todos estos conceptos y vamos a comenzar con la serie 9 (Equilibrio químico).

Esperamos tu comentario

Problemas de Gases

PROBLEMAS DE GASES

1) Un recipiente rígido y cerrado de 6,50 dm3 contiene 0,600 moles de O2(g) y una cierta cantidad de N2 (g). La mezcla está a una temperatura de 50,0 ºC y a una prestión total de 3,00 atm. Calcular la fracción molar del O2 en la mezcla.

2) Un recipiente rígido y cerrado de 10,0 dm3 contiene una mezcla gaseosa de H2 y Ne. El sistema está a una temperatura de 70,0ºC y a una presión tatal de 4,50atm. La fracción molar de H2 en la mezcla es 0,750. Calcular cuántos moles de H2 hay en un recipiente.

3) Un recipiente rígido de 8,00 dm3 contiene CO2 (g) a 30,0ºC. Manteniendo constante la temperatura se agregan 0,680 moles de SO3 (g) hasta que la fracción molar de CO2 en la mezcla es 0.390. Calcular la presión total ejercida por la mezcla de gases.

4) En una mezcla gaseosa de F2 y Cl2, el número de moles de Cl2 es la mitad que el de F2. Los gases están en un recipiente rígido de 20,0 dm3 a 0ºC. La presión parcial de Cl2 es de 0,842atm. Calcular:
a) La presión total del sistema.
b) El número de moles de F2

5) Un recipiente rígido de 1250 cm3. a 121 ºC y 1.03 atm, contiene una mezcla de los gases A y CO2. La masa total de la mezcla es de 1,34 g, y la fracción molar de A en la mezcla es 0,65. Calcular:
a) La presión parcial de CO2 en la mezcla gaseosa.
b) La masa molar de A.

6) Un recipiente rígido de 25,0 dm3 contiene 80,0 g de un gas X a 127ºC. A temperatura constante se agregan 64,0 g de O2(g). La presión parcial de X es un tercio de la presión total. Calcular la masa molar del gas X
a) La presión parcial de CO2 en la mezcla gaseosa.
b) La masa molar de A.








RESPUESTAS

1) 0,815
2) 1,20
3) 3,46 atm
4) a)2,53 atm y b) 1,50
5) a)0,361 atm y b) 28,0 g/mol
6) 80,0 g/mol

Espero tu comentario

16ava CLASE 1/6/2009

A pedido de algunos alumnos hicimos los ejercicio 7.17 y 7.18 de Gases.

Luego dimos las notas del primer parcial e hicimos revisión.

Finalmente empezamos con la Unidad 9 de Reacciones Químicas:

Hablamos de las ecuaciones químicas como representación simbólica de una reacción química y de los elementos que la componen:
-Reactivos y productos
-Coeficientes estequimétricos ( Para balancear las ecuaciones y que se cumpla la Ley de conservación de la masa)
- Estequimetría: cálculos que se realizan en base a las ecuaciones balanceadas.

También vimos distintos tipos de reacciones: de Descomposición, de Síntesis, de Precipitación, de Combustión, de Neutralización, de Oxidación (formación de un óxido a partir de los elementos).

Resolvimos los siguientes ejercicios: 8.6, 8.7 a) c) y g), 8.8, 8.10 y 8.14

Para la clase que viene pueden resolver hasta el ejercicio 8.15

Hasta la próxima.

Espero tu comentario

Encuesta

¿Cómo te fue en el primer parcial?
¿Qué te pareció el nivel de los problemas?(Comparados con los de la Guía de problemas y comparados con otros problemas de parcial)
¿Estabas bien preparado? ¿Que mejorarías para el segundo? ¿Qué cambiarías?
¿Se entienden las consignas? ¿Te alcanzó el tiempo para resolverlo?
Espero tu comentario.

Las notas del primer parcial ya están. Si querés saber tu nota antes de la próxima clase, enviá tu Nombre completo y DNI a elviravaccaro@hotmail.com .

15ava. CLASE: 28/05/09

En la clase de hoy estudiamos la Teoría cinética de los gases. En esencia esta Teoría supone lo siguiente:

-Los gases están formados de moléculas discretas. Las moléculas están relativamente lejanas entre sí y ejercen muy poca atracción una respecto a otra (razón por la cual vamos a suponer que esa interacción es despreciable) , excepto a temperaturas y presiones a las cuales se licúa el gas (no hay ningún ejercicio de la guía en la que se presente alguna de estas excepciones).

- Las moléculas gaseosas tienen movimiento aleatorio continuo en línea recta con velocidades variables. Los choques entre las moléculas de gas y con las paredes del recipiente son elásticas (esto quiere decir que en los choques las moléculas no pierden ni ganan energía)

- La energía cinética promedio de las moléculas gaseosas (es decir una "medida" de la velocidad de las moléculas) es proporcional a la temperatura absoluta de la muestra. Las energías cinéticas ("velocidad") promedio de moléculas de gases distintos son iguales a una temperatura dada.

Luego tomando en cuenta la Teoría Cinética de los gases, analizamos tres leyes:

- Ley de Boyle: La presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente que lo contienen es ocasionada por las moléculas que chocan contra ellas, es decir que la presión depende del número de choques por unidad de tiempo y la fuerza con que se producen esos choques.
La ley de Boyle dice que a Temperatura constante la Presión es inversamente proporcional al Volumen del recipiente en que se encuentra el gas.

- Ley de Charles: Como la energía cinética promedio ("velocidad") de las moléculas es directamente proporcional a la Temperatura, entonces el número de choques contra las paredes del recipientes, o sea la Presión, también aumentará proporcionalmente con la Temperatura.
En síntesis: a Volumen constante la Presión es proporcional a la Temperatura.

-La Ley de Avogadro (Hipótesis de Avogadro) propone que a la misma Temperatura y Presión colúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas.

Los postulados de las leyes de los gases fueron formalizadas en una ecuación matemática conocida como la Ecuación General de los Gases Ideales:

P.V=n.R.T,

Y la Ecuación de Estado: Pi.Vi/Ti = Pf.Vf/Tf

donde P=Presión expresada en atmósferas (atm); V=Volumen expresado en dm3; n=cantidad de moléculas expresado en moles; R=la constante de los gases ideales y T= Temperatura absoluta expresada en Kelvin (K).

El valor de la constante con las unidades enunciadas más arriba es 0,082 dm3.atm / mol.K


Otra forma de escribir la ecuación de los Gases Ideales es como

P.M=d.R.T,

donde M es la masa molar y d es la densidad del gas.

Te proponemos que trates de llegar a esta expresión de la ecuación de los Gases partiendo de P.V=n.R.T (empezá escribiendo a "n" como masa/masa molar).

También estudiamos algunas equivalencias de unidades, por ejemplo:

760 mmHg = 760 Torr = 1 atm
1 litro = 1 dm3
Para pasar una temperatura en ºC a K es necesario sumarles 273 a los ºC. Por ejemplo 25ºC son 298 K.

Con estos conceptos hicimos los ejercicios 7.1, 7.2, 7.5, 7.8 y 7.10

Luego qué sucede cuando hay una Mezcla de gases en un recipiente. Para eso estudiamos la Ley de Dalton que dice que: la Presión Total en un recipiente que contienen distintos gases será igual a la suma de las Presiones Parciales de cada uno de esos gases. Es decir si en un recipiente hay un gas A y un gas B, las presiones parciales serán:

Presión parcial del gas A
pA= nA.R.T/V

Presión parcial del gas B
pB= nB.R.T/V

donde nA es la cantidad de moléculas del gas y nB la cantidad de moléculas del gas B

Por lo tanto la Presión Total (PT) será:

PT = nT.R.T/V

donde nT es la cantidad total de moléculas de gas en el recipientes, es decir nA + nB

También vimos el concepto de Fracción molar (x). La fracción molar se define como:

La fracción molar del gas A
xA= nA/nT

La fracción molar del gas B
xB= nB/nT

Es decir que la fracción molar es la proporción de cada uno de los gases presentes en el recipiente y por lo tanto no lleva unidades. Si se multiplica a la fracción molar por 100 se puede expresar esa proporción en porcentaje.


La suma de las fracciones molares de los gases presentes en la mezcla siempre es igual a 1.
Si hay 2 gases en el recipiente y hay la misma cantidad de cada uno de ellos, entonces la fracción molar de ambos es 0,5.

Como la presión parcial de cada uno de los gases en una mezcla es proporcional a la cantidad que haya de ese gas en el recipiente, se puede utilizar la fracción molar para determinar su presión parcial como el producto de la Presión Total por la fracción molar:

Por ejemplo, presión parcial del gas A
pA=PT.xA

Con estos conceptos hicimos los ejercicios 7.15, 7.16 y 7.19

Con lo visto hoy pueden hacer toda la serie 7 de ejercicios.

Esperamos tu comentario.

Primer Parcial de Química 21/5/2009. Mirate!

Información sobre el primer parcial

El 21 de mayo a las 17 hs es el primer parcial.

Los contenidos que comprende el 1º parcial corresponden a las primeras 7 Unidades del programa de la materia y los 6 primeros Capítulos de la Guía de Ejercitación.

No olviden traer:

Lapicera, lápiz, goma.
Hojas borrador.
Calculadora que funcione y que sepan usar (además pilas de repuesto)
LIBRETA UNIVERSITARIA O DNI

14ava CLASE 18/5/2009

Esta fue la última clase antes del primer parcial.
Vimos generalidades de Compuestos de interés Biológico: Biopolímeros (Polisacáridos,Proteínas y Ácidos Nucleicos) y Lípidos.
Hicimos hincapié en los monómeros de cada tipo de compuesto y como de unen (nombre de la unión), en los grupos funcionales que los constituyen. Nombramos algunas de las funciones biológicas. Dimos ejemplos.

Luego hicimos los ejercicios correspondientes (no sé los números porque alguien se quedó con mi guía!!!!)

Iniciando el repaso hicimos problemas de distintos temas a pedido de algunos alumnos.

Problemas Soluciones

1) Se disuelven 0,300 mol de Li2SO4 (M = 110 g/mol) en 1,80 kg de agua, teniendo la solución resultante una densidad de 1,05 g/cm3. Expresar la concentración obtenida en % m/V.

2) Se desean preparar 500 cm3 de una solución de NaBr (M = 103 g/mol) 0,230 M a partir de una solución 45,0 % m/V, (δ = 1,21 g/cm3). ¿Qué masa de esta última solución se debe emplear?

3) Indicar la concentración molar del ion Li+ en una solución de la misma sal que el item 1), pero de concentración 0,500M.

4) Dada una solución de KOH (M = 56,1 g/mol) 15,0 % m/m y 3,13 M, calcular su densidad.

5) Dada una solución de Na2SO4 (M = 142 g/mol) 45 % m/m y δ = 1,20 g/mL, calcular el volumen de agua a agregar a 50,0 mL de dicha solución para obtener una solución 1,00M. Considere volúmenes aditivos.

6) Calcular la molaridad del ion Na+, en la solución diluida del ítem 5).

7) Se tienen 5,00 dm3 de una solución de CuCl2 (M = 134 g/mol) que contiene 2,00 mol de soluto. Con 80,0 cm3 de esta solución se preparan por agregado de agua, 0,150 dm3 de una nueva. Expresar la concentración de esta última en % m/V.

8) Indicar la concentración molar del ion cloruro en una solución de CuCl2 0,350 M.

9) 5,00 mL de una solución de Cu(NO3)2 (M = 187 g/mol), 3,00% m/V se diluyen hasta un volumen de 150 mL. Calcular la molaridad del ion nitrato en la solución final.

10) Se tienen 100 mL de una solución de Cu(NO3)2 3,00 % m/V. Indicar si la concentración del ion Cu2+ de esta solución es: a) menor; b) igual o c) mayor que la del mismo ion en la solución original del ítem 9).

Respuestas

1) 1,89% m/V
2) 31,8 g
3) 1,00 M
4) 1.17 g/cm3
5) 140cm3
6) 2,00 M
7) 2,86 % m/V
8) 0,700 M
9) 0,0107 M
10) b) igual

13ava. CLASE: 14/05/2009

Hoy vimos cómo se realiza el cálculo de diluciones, cómo se ionizan los ácidos, los hidróxidos y las sales en agua y cómo calcular la concentración de los iones una vez disueltos.
Hicimos los problemas 6.29; 6.36; 6.38; 6.46 y 6.52.
Recuerden que para el cálculo de una dilución es fundamental tener en cuenta que la masa (y por lo tanto los moles) de SOLUTO presentes en la solución se mantienen CONSTANTE. Lo que sí se modifica es la concentración (concentración de la solución diluida será menor que la solución concentrada).

Con esta unidad ya terminamos de ver todos los problemas de la guía hasta el primer parcial (excepto compuestos de interés biológico). En la clase del Lunes haremos un REPASO (ALTAMENTE RECOMENDADO QUE VENGAN) y explicaremos compuesto de interés biológico.

Esperamos tu comentario

12va clase 11/5/2009

En esta clase empezamos con Soluciones (última unidad antes del parcial)
En la Introducción hablamos de definiciones, componentes (solutos, solvente) y de la concentración.
Dimos la definición de las formas más frecuentes de expresar la concentración:
Porcentaje masa en masa: % m/m
Porcentaje masa en volumen: % m/V
Molaridad: M
molalidad: m
Porcentaje volumen en volumen: V/V
Partes por millón:ppm

Luego resolvimos los siguientes ejercicios: 6.5, 6.7, 6.10, 6.11, 6.19, 6.20 y 6.23

Para la clase que viene te recomendamos:
-Resolver TODOS los ejercicios de soluciones hasta el 6.23
-Estudiar del apunte de Compuestos de Interés Biológico.

Hasta la próxima

Problemas Compuestos de Interés Biológico

1) Relacionar el compuesto CH3(CH2)12COOCH2CH(OH)CH2OH con alguno de los grupos funcionales nombrados en el grupo A y con un tipo de compuesto de interés biológico nombrados en el grupo B.
A: amida – éster - éter - aldehído – ácido
B: lípidos - proteínas – ácidos nucleicos – azúcares (hidratos de carbono)

2) Relacionar el compuesto CH2(OH)CH(OH)CH(OH)CH(OH)CH(OH)CHO con alguno de los grupos funcionales nombrados en el grupo A y con un tipo de compuesto de interés biológico nombrado en el grupo B.
A: amida – éster – éter – aldehído – ácido
B: lípidos – proteínas – ácidos nucleicos – azúcares (hidratos de carbono)

3) Relacionar el compuesto CH3CH(OH)CH(NH2)CONHCH2CONHCH2COOH con alguno de los grupos funcionales nombrados en el grupo A y con un tipo de compuesto de interés biológico nombrados en el grupo B.
A: amida – éster – éter – aldehído – ácido
B: lípidos – proteínas – ácidos nucleicos – azúcares (hidratos de carbono)

4) Relacionar el compuesto CH3(CH2)14COO(CH2)29CH3 con alguno de los grupos funcionales nombrados es el grupo A y con un tipo de compuesto de interés biológico nombrados en el grupo B.
A: amida – éster – éter – aldehído – ácido.
B: lípidos – proteínas – ácidos nucleicos – azúcares (hidratos de carbono)


Respuestas:
1) A: éster B: lípidos
2) A: aldehído B: azúcares
3) A: amida o ácido B: proteínas
4) A: éster B: lípidos

Problemas Química Orgánica

1) Nombrar un isómero de CH3CH=CHCH2Br que presente actividad óptica.
2) Escribir la fórmula semidesarrollada del ácido carboxílico del cual deriva la butanamida.
3) Indicar si el valor del ángulo de enlace H-C-Br presente en CH2Br2 se aproxima más a 109º, 120º o 180º.
4) Para el siguiente par de compuestos predecir cuál de ellos será más soluble en agua: CH3CH2CH2Cl y CH3CH2CH2NH2
5) Nombrar un isómero de (CH3)3CCH2CONH2 que presente actividad óptica.
6) Escribir la fórmula semidesarrollada del ácido carboxílico del cual deriva el pentanoato de propilo.
7) Indicar si el valor del ángulo de enlace C-C-C presente en el HC≡CCH3 aproxima más a 109º, 120º o 180º
8) Para el siguiente par de compuestos predecir cuál de ellos será más soluble en agua.
CH3CH(NH2)COOH y CH3CH2CONH2




Respuestas

1) 3-bromo-1-buteno
2) CH3(CH2)2COOH
3) 109º
4) CH3CH2CH2NH2
5) 2,3-dimetilbutanamida
6) CH3(CH2)3COOH
7) 180º
8) CH3CH(NH2)COOH

11va. Clase: 07/05/2009

En esta clase continuamos trabajando con los grupos funcionales que nos faltaban:

- Esteres: reconocimiento del grupo funcional, vimos las razones de por qué es un derivado de un ácido carboxílico (si reaccionan un ácido carboxílico y un alcohol se produce un éster y una molécula de agua). La forma de nombrarlos tiene que ver con esa reacción (por ej. si deriva de la reacción entre un Acido acético y el Propanol, entonces el éster resultante será el Acetato de propilo).
- Amidas: reconocimiento del grupo funcional, tipos de amida (primarias cuando el nitrógeno está unido a una sola cadena carbonada; secundarias cuando el nitrógeno está unido a dos cadenas carbonadas y terciarias cuando el nitrógeno está unido a tres cadenas carbonadas) y forma de nombrarlas.
- Nitrilos: reconocimiento del grupo funcional y forma de nombrarlos.

Luego vimos cómo nombrar los compuestos polifuncionales (aquellas moléculas que tienen más de un grupo funcional en su estructura). Recordá que en la página 83 de la guía hay un orden de prioridades para saber cuál será el nombre principal y cuál será considerado como un sustituyente. Sería bueno que memorices ese orden.

En la segunda parte de la clase estudiamos la relación estructura-propiedades de algunos compuestos "representativos" de cada grupo. Por ejemplo, vimos que los alcanos (como representantes general de los Hidrocarburos) son compuestos no polares (en general) y que las únicas fuerzas intermoleculares que presentan son de Fuerzas de London. Como ya habíamos explicado para los compuestos inorgánicos, la intensidad de las Fuerzas de London aumenta con la Masa molar del compuesto por lo que a mayor cantidad de Carbonos, mayor será su punto de fusión y de ebullición (recordá que al aumentar el número de Carbonos la molécula es más grande y tiene más puntos con los que interactuar con una molécula vecina). Por eso para compuestos de igual masa molar, a medida que aumentan las ramificaciones disminuye el punto de fusión y de ebullición (pensá cómo será la forma de una molécula más ramificada y qué pasará con los puntos de contacto con moléculas vecinas). En cuanto a la solubilidad vimos que son solubles solamente en solventes no polares (por ejemplo en el tetracloruro de carbono).

Después analizamos a los alcoholes. Vimos que aquellas moléculas que tengan oxígeno o nitrógeno en su estructura serán polares. Así que las Fuerzas intermoleculares esperadas para los alcoholes serán Fuerzas de London y Dipolo-Dipolo. Además en el caso particular de los alcoholes, como el oxígeno está unido a un Hidrógeno, sus moléculas pueden establecer uniones por puente de Hidrógeno. Por esta razón si se compara un alcano y alcohol de igual masa molar, se espera que el alcohol tenga mayor punto de fusión y de ebullición. En cuanto a la solubilidad, los alcoholes puedan interactuar con el agua (solvente polar) a través de fuerzas puente de Hidrógeno por lo que se solubilizara bien. Pero también vimos que a medida que aumenta el número de Carbonos y la parte "alcano" del alcohol se hace más grande se torna más insoluble en agua.

En cuanto a los éteres vimos que son moléculas de una polaridad baja porque por la forma de la molécula el momento dipolar dirigido hacia el oxígeno tiene componentes que se anulan. Las fuerzas intermoleculares entre las moléculas son Fuerzas de London y Dipolo-Dipolo. Por lo que siguiendo con las comparaciones de compuestos de IGUAL masa molar el orden creciente del punto de fusión y ebullición sería: Alcano menor que Eter menor que Alcohol.

Las moléculas de ácidos carboxílicos son polares y se vinculan entre sí con Fuerzas de London, Dipolo-Dipolo y Puente de Hidrógeno y son muy solubles en agua.

Las aminas también son polares y se vinculan entre sí con Fuerzas de London, Dipolo-Dipolo y las aminas primarias y secundarias tendrán también Fuerzas puente de Hidrógeno (pensá por qué las terciarias no...). Son solubles en agua.

Por último vimos las distintas isomerías. Dos compuestos son isómeros cuando tienen la misma fórmula molecular, pero su estructura y, por lo tanto, sus propiedades físico-químicas son diferentes.

-Planas: de cadena (por ejemplo, una cadena lineal y una cadena ramificada), de posición (por ejemplo, dos alcoholes que tienen al grupo hidroxilo en distinta posición) y de función (por ejemplo un aldehído y una cetona).
-Espaciales : geométrica (cis-trans) nosotros la veremos solamente aplicable a los alquenos y la isomería óptica (cuando el compuesto tiene un carbono quiral, es decir un carbono unido a cuatro átomos o grupo de átomos diferentes).


Luego hicimos el ejercico 5.35 y 5.38. Con lo visto hasta esta clase ya tendrías que poder hacer todas las series hasta la 5 inclusive.

La próxima clase haremos más ejercitación de estos temas y empezaremos con SOLUCIONES (Serie 6).

Espero tu comentario

10a. CLASE: 04/05/2009

En la 10a. clase contestamos dudas sobre los ejercicios 4.19 c) y algunas generalidades sobre el ejercicio 4.22) (Cuidado que la respuesta del ejercicio 4.22. ítem b está mal en la Guía de Ejercicios, lo aclaramos en clase, pero si tenés dudas consultanos).

Después continuamos con el estudio de compuestos orgánicos. Analizamos la estructura del Benceno y vimos la nomenclatura de los Compuestos aromáticos y los Compuestos halogenados. A continuación empezamos con los compuestos oxigenados:

A) Alcoholes: el grupo funcional oxhidrilo, forma de nombrarlos, alcoholes 1º, 2ºy 3º;
B) Eteres: el grupo funcional y forma de nombrarlos;
C) Aldehídos y cetonas: el grupo funcional carbonilo y forma de nombrarlos;
D) Acidos carboxílicos: el grupo funcional carboxilo y la forma de nombralos;
E) Sales derivadas de ácidos carboxílicos: forma de nombrarlas

También analizamos las Aminas: el grupo funcional Amino y las formas de nombrar las aminas primarias, secundarias y terciarias.

La próxima clase vamos a continuar estudiando tipos y propiedades de compuestos orgánicos.

Te recomendamos completar los ejercicios hasta el 4.33 inclusive (quizás haya algunos ítems que no puedan resolver todavía, pero ¡a intentarlo!).

Esperamos tu comentario

9a CLASE: 30/04/2009

Empezamos la 9a. clase contestando las consultas sobre los ejercicios 5.3 y 5.5.

Luego hicimos un cuadro resumen sobre generalidades de las propiedades físicas (a) estado de agregación a temperatura y presión ambiente, b) solubilidad y c) conductividad eléctrica) de las sustancias Iónicas, Covalentes y Metálicas.

A continuación empezamos con los temas de Química Orgánica. Analizamos los compuestos denominados Alcanos, los Alquenos, los Alquinos, los cicloalcanos y los cicloalquenos. Vimos la forma de nombrarlos según las reglas de nomenclatura que figuran a partir de la página 79 de la Guía de Ejercitación, las estructuras de Lewis y las fórmulas generales.

Recomendamos hacer los ejercicios hasta el número 4.23

Esperamos tu comentario!!

8º CLASE: 27/4/2009

En la octava clase resolvimos , a pedido de algunos alumnos, los ejercicios: 4.15 y 4.17

Luego vimos la forma de las moléculas (Geometría Molecular) y como determinarla aplicando la "Teoría de la repulsión de los pares electrónicos de valencia" (TREPEV). Al mismo tiempo analizamos la polaridad de cada molécula como suma de los momentos dipolares de los enlaces.

En la segunda parte de la clase describimos algunas diferencias que presentan los compuestos según el tipo de unión que poseen, como por ejemplo la fuerza que mantiene unidas a las partículas que conforman las sustancias en el estado sólido y en el estado líquido. Relacionamos esto con los Puntos de Fusión y de Ebullición.
Finalmente explicamos los 3 tipos de Fuerzas Intermoleculares que presentan las sustancias covalentes.

Resolvimos el ejercicio 5.14 a)

Para la próxima clase te recomendamos:

• Resolver los ejercicios desde 5.3 a 5.17 (excepto 5.8, 5.12 y 5.13)
• Leer el apéndice NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS página 79 a 84.

Esperamos tu comentario

Hasta la próxima clase

Problemas Uniones Químicas

Te recomiendo los siguientes ejercicios extraídos de parciales:

UNIONES QUÍMICAS

1) Dados los siguientes compuestos: a)HClO3 b)H2S c)SiH4 d)K3PO4
i) Dibujar la estructura de Lewis del compuesto ternario iónico
ii) Identificar con su fórmula al compuesto binario que tiene mayor punto de ebullición. Justificar la respuesta sobre la base de las interacciones intermoleculares actuantes y sus intensidades relativas, en ambos compuestos.
iii) Nombrar el compuesto a)

2) Dados los siguientes compuestos: a)Mg(BrO3)2 b)NF3 c )CH4 d)H2SO4
i) Dibujar la estructura de Lewis del compuesto ternario covalente
ii) Identificar con su fórmula al compuesto binario que tiene mayor punto de ebullición. Justificar la respuesta sobre la base de las interacciones intermoleculares actuantes y sus intensidades relativas, en ambos compuestos.
iii) Nombrar el compuesto a)

RESPUESTAS

1) i) K3PO4 ii) H2S iii) clorato de hidrógeno
2) i) H2SO4 ii) NF3 iii) bromato de magnesio

7º CLASE 23/4/2009

En la séptima clase continuamos con Compuestos Químicos Inorgánicos: ÓXIDOS, HIDRUROS (Metálicos y No Metálicos), HIDRÓXIDOS, OXIÁCIDOS, OXOANIONES, OXOSALES, SALES ÁCIDAS. (La clase pasada habíamos visto SALES BINARIAS).
Para cada tipo de compuesto analizamos :
1) el número de oxidación con el que puede actuar cada elemento,
2) la fórmula química,
3) la nomenclatura y
4) la estructura de Lewis.

Para la clase que viene recomendamos: Hacer los ejercicos de la serie 4 hasta el ejercicio 4.17

Esperamos tu comentario.

Hasta la próxima.

6º CLASE 20/4/2009

• En la sexta clase vimos las particularidades de la Unión Iónica y ejemplos mediante la estructura de Lewis de varios compuestos.
  Luego pasamos a la Unión Covalente y las caracteríaticas de la unión simple, la doble, la triple y la covalente dativa o coordinada. Ejemplificamos con estructuras de Lewis. Mostramos también el enlace no polar y el enlace polar y como cuantificarlo con el Momento Dipolar.
  
  Hicimos en clase los ejercicios: 4.2a)y b)y 4.4.
  
  En la segunda parte de la clase repasamos el concepto de Estado de oxidación con el ejercicio 4.7
  
  Luego comenzamos con Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos:
  -Sales no oxigenadas (o Sales Binarias)..........continuaremos con más compuestos la clase que viene.
  
  Para la próxima recomendamos:
• Terminar la serie 3.
• Comenzar la serie 4 hasta el ejercicio 4.7
• Estudiar nomenclatura de compuestos Inorgánicos del Anexo página 75 a 79.

Esperamos tu comentario

Más Problemas Tabla Periódica

Te recomiendo los siguientes problemas de parcial:

1) Identificar con su símbolo y escribir la CEE del anión del tercer halógeno.

2) Identificar por sus símbolos los elementos X, Q, L, y M, y ordenarlos de menor a mayor radio atómico. X es el cuarto alcalino térreo; el nucleido 126Q tiene 73 neutrones; L forma con el calcio un compuesto CaL (M = 167,89); M tiene CEE 5s2 5p1.

3) Escribir el símbolo del elemento representativo cuyo anión divalente es isoelectrónico con el Ar, e identificar para un átomo de dicho elemento en estado fundamental, el orbital ocupado de mayor energía electrónica.

4) Dados los elementos Sr, Se, Br, Ca, Ba:
i) Seleccionar el no metal de mayor radio atómico.
ii) Seleccionar el elemento cuyo catión divalente es isoelectrónico con el Kr.
iii) Ordenarlos de menor a mayor Energía de Ionización

RESPUESTAS
1) Br- 4s2 4p6
2) X = Sr, Q = I, L = Te, M = In
I < Te < In < Sr
3) S, 3p
4) i) Se, ii) Sr, iii) Ba < Sr < Ca < Se < Br

5º CLASE: 16/4/2009

En la 5º clase terminamos de ver tabla periódica. Hicimos un repaso de los nombres y la C.E.E. de los elemntos representativos.
Hicimos los ejercicios: 3.39, 3.51, 3.52.

Luego vimos las propiedades periódicas Radio Atómico y Energía de ionización y las relacionamos con Caracter Metálico, Facilidad para dar Cationes y Aniones.
Para practicar hicimos los ejercicios 3.58. 3.60 y 3.64

En la segunda parte hicimos una introdución a Uniones Quimicas: Hablamos de la Regla del Octeto y las dos posibilidades que tienen los átomos de alcanzarla: por transferencia o compartiendo electrones.
También vimos los tres tipos de uniones según las diferencias de electronegatividades de los átomos que participan de la unión.

Al final de la clase uno de los alumnos tomó la palabra y habló sobre el paro docente: ¡gracias por participar!

Para la proxima clase recomendamos:

• Terminar la serie 3
• Leer estado de oxidación en la página 75
• Leer Nomenclatura de Compuestos Inogánicos de la página 75 a la 79.

Clases de consulta

Esta semana empezaron las clases de consulta. En la sede Montes de Oca .Los horarios son:

Martes de 1o a 11 Aula 42
Viernes 13 a 14 Aula 42
Martes de 19:30 a 20:30 Aula 31
Lunes 13 a 14 Confirmar aula en sala docente
Jueves 9 a 10 " " " "
Lunes 19:30 a 21 Aula 34

Para saber los horarios de todas las sedes consultar en:
http://www.cbc.uba.ar/dat/catedras/quimica/consul_q.html

O pídanme la lista impresa.

Espero tu comentario

Problemas Tabla Periódica

Algunos ejercicios recomendados:

1) Un átomo del elemento E del tercer período gana un electrón. El ion formado tienen ocho electrones en los orbitales del último nivel. Indique:
a) El número de neutrones del isótopo de E de número másico 37.
b) La C.E.E. de E indicando si es representativo, de transición o de transición interna.

2) Un átomo del elemento E pierde un electrón formando un ion que es isoelectrónico con el segundo elemento del grupo VIIIA. Determinar:
a) El número de masa de un isótopo de E que tiene 12 neutrones en su núcleo.
b) El número de protones que tiene un átomo del elemento que le sigue a E en la tabla periódica
c) La configuración electrónica que caracteriza a todos los elementos del grupo que antecede al de E

Respuestas:
1) a) n = 20, b) C.E.E.(17E): 3s2 3p5
2) a) A = 23, b) nº protones = 12, c) ns2 np6

ESPERO TU COMENTARIO

4º CLASE 13/ 4/2009

Lo primero que hicimos en esta clase fue ver masa atómica promedio, resolviendo el ejercicio 3.12 a)
Luego, a pedido de algunos alumnos resolvimos los ejercicios 3.26 y 3.28 d)

A continuación hicimos un breve pantallazo histórico, teórico y práctico de Estructura Atómica, presentando al Modelo de Bohr y al Modelo Moderno con el propósito de aprender a escribir la configuración electrónica de un átomo o ion y finalmente identificar la capa externa.

En la segunda parte de la clase intentamos dilucidar algunos de los "misterios de la Tabla periódica de los elementos". Vimos , por ejemplo, con que criterio se ubican los elementos en la tabla.

Período: coincide con el número de nivel n con que comienza la C.E.E.
Grupo: lo obtenemos sumando el número de electrones de la C.E.E.

Hicimos un resumen de los grupos de los Elementos Representativos:

Metales Alcalinos, Metales Alcalino-térreos, Familia del Boro, Familia del Carbono, Familia del Nitrógeno, Familia del Oxígeno, Halógenos y Gases Nobles, Inertes o Raros.

Para la clase que viene:

• Pueden intentar hasta el ejercicio 3.58
• Lean Propiedades Periódicas del apunte que dejé para fotocopiar o de cualquier libro)

Esperamos tu comentario

Problemas Magnitudes Atómico-Moleculares

Les propongo que resuelvan este par de problemas de Magnitudes Atómico -Moleculares. Son extraídos de parciales del año pasado. Son muy interesantes, especialmente el de la leche fortificada.

MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES

1) En 67,0 g de una sustancia cuya fórmula molecular es XCl3 hay 9,06x1023 átomos de cloro, calcular:
Datos: NA = 6.02x1023 mol-1, 1u = 1,66x10-24g
a) La masa, expresada en u, de una molécula de XCl3.
b) El volumen de diclorometano (CH2Cl2) que a 20 ºC tiene el mismo número de átomos de cloro que los 67,0 g de XCl3. Densidad CH2Cl2: 1,33 g/cm3 (a 20 ºC)

2) El FeSO4 es el compuesto utilizado para obtener leche fortificada con hierro. Si la masa de hierro requerida para 1,00 L de leche es 10,0 mg. Calcular:
Datos: NA = 6.02x1023 mol-1
a) La masa de FeSO4 que hay que agregar para realizar esta fortificación.
b) La cantidad de Fe2O3 expresada en milimoles, que tiene el mismo número de átomos de hierro que 50,0 mg de FeSO4.

Respuestas:

1) a) 134u b) 48,1 cm3
2) a) 0.0272 g b) 0,165 mmol

3º CLASE 6/3/2009

En la tercera clase nos dedicamos fundamentalmente a los ejercicios de Magnitudes Atómico-Moleculares.
Terminamos el ejercicio 3.19.a). Hicimos los ejercicios 3.24 a) y f), el 3.25 y el 3.27.

Propusimos otros problemas que resolvimos en el pizarrón:
A 20 ºC el volumen que ocupan 1,51.10 24 moléculas de tolueno (C7H8) es 266 cm3. Calcular:
a) La densidad a esa temperatura
b) La masa de xileno (C8H10) que tienen la misma cantida de átomos de carbono que 350cm3 de tolueno

Propusimos un ejercicio adicional de tarea:
Calcular la masa, expresada en gramos, de 120 moléculas de ácido sulfúrico (H2SO4) (Este problema fue extraído de un examen final de febrero del 2009)
Respuesta: 1,95.10-20g)

Para la clase que viene ya pueden resolver hasta el ejercicio 3.28 inclusive, excepto el 3.12 que resolveremos la clase que viene (Masa atómica promedio)
Ahora si vamos a empezar con Estructura Atómica ¡Leer el apunte!
¡FELICES PASCUAS!

Esperamos tu comentario

2º CLASE: 30/3/2009

La segunda clase ya pasó. Resumamos:

Ya tenemos el Nºde Comisión: 10514. Es importante que la registren para tenerla presente en futuros trámites (Por ejemplo: averiguar el aula o la nota del examen final)

PRIMERA PARTE:

A pedido de los alumnos resolvimos los ejercicios 2.8, 2.9, 2.14, 3.1 y 3.2.

Con el ejercicio 2.9 discutimos las diferencias entre las densidades del agua gaseosa, líquida y sólida. Aclaramos que la la anomalía en la densidad del agua sólida podremos explicarla más adelante en el capítulo de Interacciones Moleculares. Pero si querés saber el tema ahora podés consultar:
http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/2000051/lecciones/cap01/06_03.htm


Luego comenzamos con Magnitudes Atómico-Moleculares: Definimos la unidad de masa atómica (uma). Hablamos del significado de la masa atómica y la masa molecular y de su relación con la Masa Molar. Trabajamos con el Nº de Avogadro y con la unidad de cantidad de materia: MOL.

SEGUNDA PARTE:

Hicimos los ejercicios: 3.11 (solo el isótopo de A=14), 3.18 (solo un ítem) y empezamos el 3.19 a)

Para la próxima clase te recomiendo :

• Hacer hasta el ejercicio 3.22 inclusive (excepto el ejercicio 3.12 ya que cálculo de masas atómicas promedio lo vemos la clase que viene)


• Leer Estructura Atómica, que es el tema siguiente. Podés leerlo de alguno de los libros recomendados o del apunte que hay en fotocopiadora.


• Practicar cálculos con Notación Científica.

Bienvenidos a Quimica!

1ª CLASE: 26/3/2009. Lu y Ju 17 a 20

La primera clase ya pasó, hagamos un repaso de lo que hicimos:

Presentación de los docentes: Coordinadora: Daniela Guerrien
Docentes: Elvira Vaccaro y Daniel Musikant
PRIMERA PARTE
Presentación de la materia: Programa, organización, condiciones de aprobación, clases de consulta.
Para más datos consultar:
http://www.cbc.uba.ar/dat/catedras/quimica/quimica.html

Bibliografía obligatoria: Química Ejercitación (Guía de Ejercicios)

Desarrollo de contenidos: Comenzamos con la Introducción a la Unidad 1
Materia y estados de agregación (sólidos, líquidos, gases). Vimos características, diferencias, propiedades: densidad, distancia entre las partículas, compresibilidad e incompresibilidad.
Hablamos sobre los cambios de estado. Punto de fusión y punto de ebullición.
Sistemas materiales: Heterogéneos y homogéneos.Fases. Propiedades intensivas y extensivas.
Comentamos diferencias entre mezclas, soluciones, sustacias puras.
Ejemplificamos sustacias simples y compuestas.
composición centesimal.

Resolvimos los ejercicios 2.6 y 2.14 (en parte)

SEGUNDA PARTE

Composición Atómica: Partículas subatómicas: protones, neutrones, electrones. Características. Número atómico (Z) y Número másico (A). Nucleidos. Isótopos. Iones: Cationes y Aniones. Ecuación de formación de iones.

Resolvimos algunos items del ejercicio 3.9

Para la clase que viene se recomienda:

• Resolver la Serie 1 de Ejercicios Introductorios (completa)
• Resolver la Serie 2 de Materia, Átomos y Moléculas (completa)
• Resolver la Serie 3 hasta el ejercicio 3.10 (inclusive)
• Traer una calculadora Científica: ES FUNDAMENTAL APRENDER A USARLA!!!!!!!!!!! (Consultá el manual o a los docentes)