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!
domingo, 21 de junio de 2009
martes, 16 de junio de 2009
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.
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
lunes, 15 de junio de 2009
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!
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!
sábado, 13 de junio de 2009
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.
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.
miércoles, 10 de junio de 2009
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!
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!
domingo, 7 de junio de 2009
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.
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.
sábado, 6 de junio de 2009
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
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
miércoles, 3 de junio de 2009
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
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
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
domingo, 31 de mayo de 2009
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 .
¿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.
-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.
sábado, 23 de mayo de 2009
martes, 19 de mayo de 2009
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
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.
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.
viernes, 15 de mayo de 2009
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
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
jueves, 14 de mayo de 2009
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
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
martes, 12 de mayo de 2009
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
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
lunes, 11 de mayo de 2009
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
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
sábado, 9 de mayo de 2009
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
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
viernes, 8 de mayo de 2009
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
- 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
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