“Dar ejemplo no es la principal manera de influir sobre los demás; es la única manera”

A. Eienstein

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El presente módulo fue diseñado estratégicamente para estudiantes de grado décimo, recopila en la primer unidad una serie de conceptos generales sobre materia, factores de conversión, entre otras, los cuales son sólo un refuerzo a los presaberes de cada estudiante, dichas temáticas son fundamentales para el estudio de la química inorgánica de los estudiantes del colegio Franciscano Agustín Gemelli; de allí la importancia de fortalecer algunas de estas temáticas en donde se tiene como meta principal, nó solo mejorar la parte cognitiva del estudiante, sino fomentar su sentido humanista, de pertenencia por la institución y el respeto por nuestro entorno. En síntesis la química inorgánica se encarga del estudio integrado de la formación, composición, estructura y reacciones de los elementos y compuestos inorgánicos (por ejemplo, ácido sulfúrico o carbonato cálcico); es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque éstos pertenecen al campo de la química orgánica. Dicha separación no es siempre clara, como por ejemplo en la química organometálica que es una superposición de ambas. Antiguamente se definía como la química de la materia inorgánica, pero quedó obsoleta al desecharse la hipótesis de la fuerza vital, característica que se suponía propia de la materia viva que no podía ser creada y permitía la creación de las moléculas orgánicas. Se suele clasificar los compuestos inorgánicos según su función en ácidos, bases, óxidos y sales, y los óxidos se les suele dividir en óxidos metálicos (óxidos básicos o anhídridos básicos) y óxidos no metálicos (óxidos ácidos o anhídridos ácidos). En esta unidad se desarrollaran actividades con base en ejemplos resueltos y en las enseñanzas del docente con el fin de abarcar los contenidos propuestos para la primer unidad de el primer período.

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Tabla de Contenido UNIDAD I: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ........................................................................... 4

EL MUNDO DE LA QUÍMICA ................................................................................................ 5 GENERALIDADES DE LA QUÍMICA .................................................................................... 6

FACTORES DE CONVERSIÓN ............................................................................................ 8 MOL ...................................................................................................................................... 9 NOTACION CIENTÍFICA .................................................................................................... 10

FORMULACIÓN QUÍMICA ................................................................................................. 12 TEMPERATURA Y CALOR ................................................................................................ 16

UNIDAD II: REACCIONES QUÍMICAS ................................................................................... 29

ENERGÍA NUCLEAR Y CAMBIO CLIMÁTICO ................................................................... 30 REACCIONES QUÍMICAS .................................................................................................. 31 CLASIFICACIÓN DE ACUERDO A SU TIPO DE TRANSFORMACIÓN ............................ 34

CLASIFICACIÓN DE ACUERDO A SU INTERCAMBIO ENERGETICO ............................ 37 ECUACIONES QUÍMICAS .................................................................................................. 39

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS ....................................................................... 40 MÉTODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES ................................................................ 40

UNIDAD III: NOMENCLATURA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS ........... 52

PROPIEDADES DE COMPUESTOS ORGÁNICOS: DISTRIBUCIÓN EN EL AMBIENTE Y SUS USOS. ......................................................................................................................... 53 NOMENCLATURA QUÍMICA .............................................................................................. 54 TIPOS DE NOMENCLATURA ............................................................................................ 54

FUNCIÓN QUÍMICA ............................................................................................................ 55 FUNCIÓN ÓXIDO ................................................................................................................... 56 FUNCION HIDRURO .............................................................................................................. 57

FUNCIÓN HIDROXIDO ....................................................................................................... 58 FUNCIÓN ÁCIDO................................................................................................................ 58 FUNCIÓN SAL .................................................................................................................... 59

UNIDAD IV:SOLUCIONES ..................................................................................................... 70 LA CINÉTICA QUÍMICA ...................................................................................................... 71 CARACTERISTICAS DE LAS SOLUCIONES .................................................................... 74

PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES: SOLUBILIDAD Y CONCENTRACIÓN ............... 74 FORMAS DE EXPRESAR LAS SOLUCIONES .................................................................. 75 BIBLIOGRAFÍA ................................................................................................................... 86 WEBGRAFIA ....................................................................................................................... 86

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UNIDAD I

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

Propósito: Identificar las principales propiedades de la materia, tanto generales como específicas, con sus aplicaciones teóricas en donde se reforzará el manejo de las cifras significativas y los factores de conversión como base del estudio de la química inorgánica.

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EL MUNDO DE LA QUÍMICA

"La ciencia será siempre una búsqueda, jamás un descubrimiento real. Es un viaje, nunca una llegada" karl r. Popper

¿Alguna vez se ha preguntado por qué el hielo se funde y el agua se evapora? ¿Por qué las hojas cambian de color en el

otoño y por qué el hierro se corroe cuando se deja afuera en la lluvia? ¿Cómo se forma la lluvia ácida y por qué es tan peligrosa para nuestro ambiente? ¿Cómo es que una batería genera electricidad y por qué al conservar fríos los alimentos e retarda su descomposición?. La química proporciona respuesta a estas preguntas y a otras incontables semejantes a éstas. La química forma parte de todos los aspectos de nuestras vidas, de nuestras actividades diarias, desde encender un cerillo hasta tópicos trascendentales como la sobre vivencia de nuestro planeta. La química es el estudio de las sustancias, especialmente de su estructura, composición, propiedades y transformaciones. Los químicos utilizan una gran variedad de herramientas y de enfoques científicos en sus intentos por comprender el mundo que nos rodea. La química trata de aprovechar las propiedades y cambios de las sustancias. El conocimiento de la química nos ha beneficiado de muchas maneras. Hemos podido desarrollar los plásticos y los polímeros, que ahora se utilizan en casi todos los aspectos de nuestra vida. Hemos descubierto sustancias farmacéuticas que mejoran nuestra salud y prolongan nuestra vida. Hemos incrementado la producción de alimentos al desarrollar fertilizantes y pesticidas. Hemos aprendido a utilizar los productos de procesos químicos que se efectúan naturalmente, como el petróleo y el carbón, para proporcionar la energía, y las materias primas que hacen posible nuestra moderna forma de vida. Es evidente que somos algo más que observadores pasivos de la química que existe en nuestro alrededor; casi en todas las cosas somos participantes activos en el desarrollo y la aplicación de los procesos químicos.

Los beneficios que la química nos ha proporcionado no han venido sin tener que pagar un precio. Cada vez más, encontramos que nuestra dependencia de la química ha originado daños ambientales, inesperados problemas de salud y tragedias humanas, como la fuga de sustancias tóxicas en Bhopal, India, en 1984 que mató o causó daños a más de 40.000 personas. Producimos bastas cantidades de sustancias que afectan nuestras vidas en gran diversidad de formas. Tenemos el mayor interés, entonces, en comprender los efectos profundos, tanto positivos como negativos, que la química ejerce en nuestras vidas.

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1. Trate de dar respuesta a cada una de las preguntas que se originan al comienzo de la lectura.

2. Infiera de la lectura anterior que es la química.

3. Nombre otros beneficios que la química ha traído a la humanidad.

4. Enumere algunas sustancias o productos fabricados por la industria química que

afecten la vida en el planeta.

5. Recorte de un periódico o revista, un artículo sobre química: pégalo en el cuaderno, subraya las frases más importantes y realiza un resumen en el cuaderno.

GENERALIDADES DE LA QUÍMICA

Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna

Se denomina química (del egipcio kēme (kem), que significa "tierra") a la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia tras la revolución

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química (1733).

Las disciplinas de la química han sido agrupadas por la clase de materia bajo estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se tienen la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que trata con la materia orgánica; la bioquímica, el estudio de substancias en organismos biológicos; la físico-química, comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a escalas macroscópicas, moleculares y submoleculares; la química analítica, que analiza muestras de materia tratando de entender su composición y estructura. Otras ramas de la química han emergido en tiempos recientes, por ejemplo, la neuroquímica que estudia los aspectos químicos del cerebro.

RAMAS DE LA QUÍMICA:

1. QUÍMICA ORGÁNICA: es la rama de la química que estudia los compuestos que contienen carbono como elemento principal. Ej. Petróleo, gasolina, fibras textiles, caucho, plástico.

2. QUÍMICA INÓRGANICA: estudia los compuestos que contienen el resto de los elementos de la tabla periódica. Ej. Ácido, bases, sales (NaCl,H2O,SO2..)

3. QUÍMICA ANALÍTICA: estudia los aspectos cualitativos y cuantitativos de la materia.

4. BIOQUÍMICA: estudia todos los procesos internos de un organismo, estructura y función de las moléculas biológicamente activas. Ej. Vitaminas, proteínas, hormonas, enzimas.

5. FISIOQUÍMICA: estudia las velocidades de las reacciones químicas y los mecanismos que usan los reactivos para transformarse en productos.

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FACTORES DE CONVERSIÓN

El factor de conversión o de unidad es una fracción en la que el numerador y el denominador son medidas iguales expresadas en unidades distintas, de tal manera, que esta fracción vale la unidad. Método efectivo para cambio de unidades y resolución de ejercicios sencillos dejando de utilizar la regla de tres.

Ejemplo 1: pasar 15 pulgadas a centímetros (factor de conversión: 1 pulgada = 2,54 cm)

15 pulgadas × (2,54 cm / 1 pulgada) = 15 × 2,54 cm = 38,1 cm

Ejemplo 2: pasar 25 metros por segundo a kilómetros por hora (factores de conversión: 1 kilómetro = 1000 metros, 1 hora = 3600 segundos)

25 m/s × (1 km / 1000 m ) × (3600 s / 1 h) = 90 km/h

Ejemplo 3: obtener la masa de 10 litros de mercurio (densidad del mercurio: 13,6 kilogramos por decímetro cúbico)

Nótese que un litro es lo mismo que un decímetro cúbico. 10 litros de mercurio × (1 decímetro cúbico de mercurio / 1 litro de mercurio) × (13,6 kilogramos / 1 decímetro cúbico de mercurio) = 136 kg

Factores de Longitud

1Km= 1000 m 1 m= 1000 mm 1 m= 100cm 1cm= 10mm 1pulg= 2.54 cm 1m= 39.37 pulg. 1pie= 12 pulg.

1yd= 3 pies 1mi= 1.61km

Factores de Masa:

1Kg=1000g 1Kg=2.2lb 1g=1000mg 1lb=454g

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1lb=16onz 1ton=2000lb

Factores de conversión de Volumen:

1L: 1 dm3 1L= 1000ml 1ml= 1 cm3 1L= 1.06 qt 1 onza = 29.6 ml 1 galon= 3.78 l

MOL

Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si

decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 10 . Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.

1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023

átomos

Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier ELEMENTO:

1 MOL = 6.022 X 1023 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

Ejemplos:

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Moles Átomos Gramos

(Masa atómica)

1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S

1 mol de Cu 6.022 x 10 átomos de Cu 63.55 g de Cu

1 mol de N 6.022 x 10 átomos de N 14.01 g de N

1 mol de Hg 6.022 x 10 átomos de Hg 200.59 g de Hg

En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos:

¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.

25.0 g Fe ( 1 mol 55.85 g

) = 0.448 moles Fe

La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma

NOTACION CIENTÍFICA

Cifras Significativas: son los dígitos confiables en una medición y son los que se utilizan para las operaciones y los cálculos.

Notación Científica: se utiliza para simplificar números muy grandes o muy pequeños. Con la Notación Científica se expresan los valores como el producto de dos números, uno como decimal y el otro como potencia de base diez; en estos casos se debe desplazar el punto decimal hacia la izquierda o hacia la derecha: si desplazamos el punto decimal hacia la izquierda el exponente es positivo; si desplazamos el punto decimal hacia la derecha el exponente es negativo.

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Ej. 1. 754800000 Exprese con 3 cifras significativas:

RESPUESTA: las cifras significativas en este caso son 754. Como el número es muy grande lo que hacemos es correr el punto hacia la izquierda antes de la primera cifra significativa quedando 7.54800000 y poniéndole junto a esta cifra el numero 10 con exponente 8 ya que esa fue la cantidad de posiciones que se movió la coma. Como después del 4 hay un 8 lo que hacemos es eliminarlo junto con los 0 y agregarle un dígito a 4 quedando 7.55 x 108.

2. Exprese con 3 cifras significativas: 0.00000794500

RESPUESTA: Este es el caso contrario. El punto decimal se corre hacia la derecha hasta llegar antes del 7. Como el punto decimal se corrió hacia la derecha el exponente de la base 10 debe ser negativo. Entonces el número se expresara así: 7.94 x 10-6.

Reglas para determinar las cifras significativas: Utilizar cantidades medidas en cálculos, tenga presente estos puntos:

1. La medición menos cierta empleada en un cálculo limita la certeza de la cantidad calculada.

2. La respuesta final de todo cálculo debe informarse con un solo digito incierto. En la multiplicación y división, el resultado obtenido debe informarse con el mismo número de cifras significativas que tiene la medición con menos cifras significativas.

Ejemplo: ¿Cuál es el área de un rectángulo cuyos lados miden 6.221 cm y 5.2 cm? Área = 6.221 cm x5. 2 cm =32. 3492 cm2 =3 2 cm2

3. La medición menos precisa tiene dos cifras significativas, por lo tanto el resultado se debe informar con dos cifras significativas.

Las siguientes reglas sirven para redondear los valores a informar:

a) Si la cifra que sigue al último número a retenerse es menor que 5, todas las cifras no deseables se pueden descartar y el último número se deja sin modificación: EJ: Expresemos 3.6247con tres cifras significativas. Respuesta: 3.62

b) Si la cifra que sigue al último número que se va a retener es mayor que 5 .ó igual a 5, el último número se aumenta en 1 y los demás se descartan. EJ: Expresemos 7.5647 con cuatro cifras significativas. Respuesta: 7.565

c) El resultado de una suma o una resta debe presentarse con el mismo número de cifras decimales que tenga el termino con el menor número de decimales. EJ: 161. 032 + 5.6 + 32.4524 = 199. 0844 . El resultado correcto a informar debe ser 199.1

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d) El resultado de una multiplicación o división se redondea al mismo número de cifras significativas como tenga el término menos preciso usado en el cálculo. EJ: 152. 06 00 ÷ 0.24 = 36.4944 . El resultado correcto a informar debe ser 36 .

FORMULACIÓN QUÍMICA

Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.

% A = masa total del elemento A masa molar del compuesto

X 100

Ejemplo: Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III) 1) Calculamos la masa molar del compuesto

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

%Ni 117.38 297.41

x100 =39.47%

%C= 36.03 297.41

x100 =12.11%

%O= 144 297.41

x100 =48.42%

Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano.

La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.

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La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.

Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica.

Ejemplos:

Compuesto Fórmula molecular

Fórmula empírica

Acetileno C2H2 CH

Benceno C6H6 CH

Formaldehído CH2O CH2O

Ácido acético C2H4O2 CH2O

Glucosa C6H12O6 CH2O

Dióxido de carbono

CO2 CO2

Hidrazina N2H4 NH2

A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto.

Ejemplo: El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?

PASO 1: Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.

PASO 2: Convertir los gramos a moles.

14.3 g H ( 1 mol H 1.01 g H

)

=14.16 mol H

En 100 g de propileno hay

14.3 g de H

85.7 g de C

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85.7 g de C

( 1 mol C 12.01 g C

) =7.14 mol C

PASO 3: Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.

H 14.6 7.14

= 2.04 C 7.14 7.14

= 1.0

Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano.

FÓRMULA EMPÍRICA: CH2

PASO 4: Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

Fórmula empírica CH2

n = 42.00 14.03

= 2.99 3

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

1. Desarrolla los siguientes ejercicios:

Conversiones

a) Pasar 30 litros a decímetros cúbicos y metros cúbicos. b) Pasar 5,9 Kg a gramos y miligramos. c) Convertir 780 gramos a libras.

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d) Convertir 25 centímetros cúbicos a litros. e) Convertir 12 pulgadas a metros f) Convertir 80 metros a pies g) Convertir 40 m/s a Km/h h) Convertir 3 galones a mililitros i) Convertir 30 moles de Na2CO3 a gramos j) Convertir 40 gramos de CO2 a moles k) Convertir 200 gramos de Al(OH)3 a átomos l) Convertir 23 gramos de N2 O5 a átomos.

Cifras significativas

1. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada una de las siguientes mediciones? a) 4.003 b) 6.023 x 1023 c) 5000 d) 12,00 m e) 0,765 g f) 0,0730 s

2. El largo, ancho y alto de una caja son 15.5 cm, 27.3 cm y 5.4 cm, respectivamente.

Calcular el volumen de la caja, empleando el número correcto de cifras significativas.

Notación científica

1. Escribir la notación científica en cada una de las siguientes medidas

a) 188 cm , b) 0,00008 min , c) 0,000276 Kg d) 126400 h e) 7896000 s f) 2,57 s

m) 248,3 mm

2. Si la extensión de américa es 42 000 000 km2 y la de áfrica solo 30 000 000 km2, ¿cuál es la diferencia en km2? Expreso esos valores y la respuesta en notación científica.

Formulación química

a) Determine la fórmula empírica para un compuesto formado por: 85,64% de C y 14,36

% de O.

b) Determina la formula empírica de un compuesto formado por: 38,11 % de O, 25,41 %

de S y 36,48 % de Na.

c) Hallar la fórmula molecular del CH2O cuyo peso molecular es de 120,12 gramos.

d) Hallar la fórmula molecular del C3H2O cuyo peso molecular es de 216 gramos.

e) Exprese la composición porcentual de:

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NaCl

Na2CO3

H2SO4

TEMPERATURA Y CALOR

La temperatura es una magnitud referida a las nociones comunes de calor o frío. Por lo general, un objeto más "caliente" tendrá una temperatura mayor.

Físicamente es una magnitud escalar relacionada con la energía interna de un sistema termodinámico. Más específicamente, está relacionada directamente con la parte de la energía interna conocida como "energía sensible", que es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema, sea en un sentido traslacional, rotacional, o en forma de vibraciones. A medida que es mayor la energía sensible de un sistema se observa que está más "caliente" es decir, que su temperatura es mayor. En el caso de un sólido, los movimientos en cuestión resultan ser las vibraciones de las partículas en sus sitios dentro del sólido. En el caso de un gas ideal monoatómico se trata de los movimientos traslacionales de sus partículas (para los gases multiatómicos los movimientos rotacional y vibracional deben tomarse en cuenta también). Dicho lo anterior, se puede definir la temperatura como la cuantificación de la actividad molecular de la materia. El desarrollo de técnicas para la medición de la temperatura ha pasado por un largo proceso histórico, ya que es necesario darle un valor numérico a una idea intuitiva como es lo frío o lo caliente. Multitud de propiedades fisicoquímicas de los materiales o las sustancias varían en función de la temperatura a la que se encuentren, como por ejemplo su estado (sólido, líquido, gaseoso, plasma), su volumen, la solubilidad, la presión de vapor, su color o la conductividad eléctrica. Así mismo es uno de los factores que influyen en la velocidad a la que tienen lugar las reacciones químicas.

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La temperatura se mide con termómetros, los cuales pueden ser calibrados de acuerdo a una multitud de escalas que dan lugar a unidades de medición de la temperatura. En el Sistema Internacional de Unidades, la unidad de temperatura es el grado kelvin (K), y la escala correspondiente es la escala Kelvin o escala absoluta, que asocia el valor "cero kelvin" (0 K) al "cero absoluto", y se gradúa con un tamaño de grado igual al del grado Celsius. Sin embargo, fuera del ámbito científico el uso de otras escalas de temperatura es común. La escala más extendida es la escala Celsius (antes llamada centígrada); y, en mucha menor medida, y prácticamente sólo en los Estados Unidos, la escala Fahrenheit. También se usa a veces la escala Rankine (°R) que establece su punto de referencia en el mismo punto de la escala Kelvin, el cero absoluto, pero con un tamaño de grado igual al de la Fahrenheit, y es usada únicamente en Estados Unidos, y sólo en algunos campos de la ingeniería.

Existen entonces tres escalas de temperatura:

4. Escala Celsius (°C) 5. Escala Fahrenheit (°F) 6. Escala Kelvin (K)

pto. Ebullición H2O 100 °C 212 °F 373 K pto. Congelación H2O 0 °C 32 °F 273 K

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El instrumento para medir la temperatura es el termómetro.

Las diferentes escalas de temperatura se pueden interconvertir utilizando las siguientes ecuaciones matemáticas:

1. Conversión de grados Fahrenheit en Celsius. ºC = 5/9 (ºF – 32) 2. Conversión de grados Celsius en Fahrenheit. ºF = 9/5 ºC + 32 3. Conversión de grados Celsius en Kelvin. K = ºC + 273 4. Conversión de Kelvin en Celsius. ºC = K – 273 CALOR: es la energía en tránsito (en movimiento) entre 2 cuerpos o sistemas, proveniente de la existencia de una diferencia de temperatura entre ellos.

Unidades de Cantidad de Calor (Q)

Las unidades de cantidad de calor (Q) son las mismas unidades de trabajo (T).

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Sistema de Medida

Sistema Técnico

Sistema Internacional (S.I.) o M.K.S.

Sistema C.G.S.

Unidad de Medida

Kilográmetro (Kgm)

Joule (J)

Ergio (erg)

Hay otras unidades usadas como Caloría (cal), Kilocaloría (Kcal), British Termal Unit (BTU).

Caloría: es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1 gramo de agua de 14,5 °C a 15,5 °C a la presión de 1 atmósfera (Presión normal).

Relación entre unidades

1 kgm = 9,8 J 1 J = 107 erg

1 kgm = 9,8.107 erg

1 cal = 4,186 J 1 kcal = 1000 cal = 10³ cal

1 BTU = 252 cal

Calor de combustión: es la razón entre la cantidad de calor (Q) que suministrada por determinada masa (m) de un combustible al ser quemada, y la masa considerada.

Qc...calor de combustión (en cal/g)

Qc = Q/m

Capacidad térmica de un cuerpo: es la relación entre la cantidad de calor (Q) recibida por un cuerpo y la variación de temperatura (Δt) que éste experimenta.

Además, la capacidad térmica es una característica de cada cuerpo y representa su capacidad de recibir o ceder calor variando su energía térmica.

C...capacidad térmica (en cal/°C)

Calor específico de un cuerpo: es la razón o cociente entre la capacidad térmica (C) de un cuerpo y la masa (m) de dicho cuerpo.

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Además, en el calor específico se debe notar que es una característica propia de las sustancias que constituye el cuerpo, en tanto que la capacidad térmica (C) depende de la masa (m) y de la sustancia que constituye el cuerpo.

C...calor específico (en cal/g.°C)

También, debemos notar que el calor específico de una sustancia varía con la temperatura, aumentando cuando está aumenta; pero en nuestro curso consideraremos que no varía

El calor específico del agua es la excepción a está regla, pues disminuye cuando la temperatura aumenta en el intervalo de 0 °C a 35 °C y crece cuando la temperatura es superior a 35 °C.

Consideraremos el calor específico (c) del agua "constante" en el intervalo de 0 °C a 100 °C y es igual a 1 cal / g x °C.

TABLA DEL CALOR ESPECÍFICO DE ALGUNAS SUSTANCIAS

C agua = 1 cal/g.°C

C hielo = 0,5 cal/g.°C

C aire = 0,24 cal/g.°C

C aluminio = 0,217 cal/g.°C

C plomo = 0,03 cal/g.°C

C hierro = 0,114 cal/g.°C

C latón = 0,094 cal/g.°C

C mercurio = 0,033 cal/g.°C

C cobre = 0,092 cal/g.°C

C plata = 0,056 cal/g.°C

Ecuación fundamental de la calorimetría

Q... cantidad de calor

m... masa del cuerpo

c... calor específico del cuerpo

Δt... Variación de temperatura

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Calor latente de un cuerpo: es aquel que causa en el cuerpo un cambio de estado físico (sólido, líquido o gaseoso) sin que se produzca variación de temperatura (Δt),es decir permanece constante.

QL = m.L

Principios de la Calorimetría

1er Principio: Cuando 2 o más cuerpos con temperaturas diferentes son puestos en contacto, ellos intercambian calor entre sí hasta alcanzar el equilibrio térmico.

Luego, considerando un sistema térmicamente aislado, "La cantidad de calor recibida por unos es igual a la cantidad de calor cedida por los otros".

2do Principio: "La cantidad de calor recibida por un sistema durante una transformación es igual a la cantidad de calor cedida por él en la transformación inversa".

Transferencia de calor, en física, proceso por el que se intercambia energía en forma de calor entre distintos cuerpos, o entre diferentes partes de un mismo cuerpo que están a distinta temperatura. El calor se transfiere mediante convección, radiación o conducción. Aunque estos tres procesos pueden tener lugar simultáneamente, puede ocurrir que uno de los mecanismos predomine sobre los otros dos. Por ejemplo, el calor se transmite a través de la pared de una casa fundamentalmente por conducción, el agua de una cacerola situada sobre un quemador de gas se calienta en gran medida por convección, y la Tierra recibe calor del Sol casi exclusivamente por radiación.

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El calor puede transferirse de tres formas: por conducción, por convección y por radiación. La conducción es la transferencia de calor a través de un objeto sólido: es lo que hace que el asa de un atizador se caliente aunque sólo la punta esté en el fuego. La convección transfiere calor por el intercambio de moléculas frías y calientes: es la causa de que el agua de una tetera se caliente uniformemente aunque sólo su parte inferior esté en contacto con la llama. La radiación es la transferencia de calor por radiación electromagnética (generalmente infrarroja): es el principal mecanismo por el que un fuego calienta la habitación. CONDUCCIÓN En los sólidos, la única forma de transferencia de calor es la conducción. Si se calienta un extremo de una varilla metálica, de forma que aumente su temperatura, el calor se transmite hasta el extremo más frío por conducción. No se comprende en su totalidad el mecanismo exacto de la conducción de calor en los sólidos, pero se cree que se debe, en parte, al movimiento de los electrones libres que transportan energía cuando existe una diferencia de temperatura. Esta teoría explica por qué los buenos conductores eléctricos también tienden a ser buenos conductores del calor. En 1822, el matemático francés Joseph Fourier dio una expresión matemática precisa que hoy se conoce como ley de Fourier de la conducción del calor. Esta ley afirma que la velocidad de conducción de calor a través de un cuerpo por unidad de sección transversal es proporcional al gradiente de temperatura que existe en el cuerpo (con el signo cambiado). El factor de proporcionalidad se denomina conductividad térmica del material. Los materiales como el oro, la plata o el cobre tienen conductividades térmicas elevadas y conducen bien el calor, mientras que materiales como el vidrio o el amianto tienen conductividades cientos e incluso miles de veces menores; conducen muy mal el calor, y se conocen como aislantes. En ingeniería es necesario conocer la velocidad de conducción del calor a través de un sólido en el que existe una diferencia de temperatura conocida. Para averiguarlo se requieren técnicas matemáticas muy complejas, sobre todo si el proceso varía con el tiempo; en este caso, se habla de conducción térmica transitoria. Con la ayuda de ordenadores (computadoras) analógicos y digitales, estos problemas pueden resolverse en la actualidad incluso para cuerpos de geometría complicada. CONVECCIÓN Si existe una diferencia de temperatura en el interior de un líquido o un gas, es casi seguro que se producirá un movimiento del fluido. Este movimiento transfiere calor de una parte del fluido a otra por un proceso llamado convección. El movimiento del fluido puede ser natural o forzado. Si se calienta un líquido o un gas, su densidad (masa por unidad de volumen) suele disminuir. Si el líquido o gas se encuentra en el campo gravitatorio, el fluido más caliente y menos denso asciende, mientras que el fluido más frío y más denso desciende. Este tipo de movimiento, debido exclusivamente a la no uniformidad de la temperatura del fluido, se denomina convección natural. La convección forzada se logra sometiendo el fluido a un gradiente de presiones, con lo que se fuerza su movimiento de acuerdo a las leyes de la mecánica de fluidos. Supongamos, por ejemplo, que calentamos desde abajo una cacerola llena de agua. El líquido más próximo al fondo se calienta por el calor que se ha transmitido por conducción a

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través de la cacerola. Al expandirse, su densidad disminuye y como resultado de ello el agua caliente asciende y parte del fluido más frío baja hacia el fondo, con lo que se inicia un movimiento de circulación. El líquido más frío vuelve a calentarse por conducción, mientras que el líquido más caliente situado arriba pierde parte de su calor por radiación y lo cede al aire situado por encima. De forma similar, en una cámara vertical llena de gas, como la cámara de aire situada entre los dos paneles de una ventana con doble vidrio, el aire situado junto al panel exterior —que está más frío— desciende, mientras que al aire cercano al panel interior —más caliente— asciende, lo que produce un movimiento de circulación. El calentamiento de una habitación mediante un radiador no depende tanto de la radiación como de las corrientes naturales de convección, que hacen que el aire caliente suba hacia el techo y el aire frío del resto de la habitación se dirija hacia el radiador. Debido a que el aire caliente tiende a subir y el aire frío a bajar, los radiadores deben colocarse cerca del suelo (y los aparatos de aire acondicionado cerca del techo) para que la eficiencia sea máxima. De la misma forma, la convección natural es responsable de la ascensión del agua caliente y el vapor en las calderas de convección natural, y del tiro de las chimeneas. La convección también determina el movimiento de las grandes masas de aire sobre la superficie terrestre, la acción de los vientos, la formación de nubes, las corrientes oceánicas y la transferencia de calor desde el interior del Sol hasta su superficie. RADIACIÓN La radiación presenta una diferencia fundamental respecto a la conducción y la convección: las sustancias que intercambian calor no tienen que estar en contacto, sino que pueden estar separadas por un vacío. La radiación es un término que se aplica genéricamente a toda clase de fenómenos relacionados con ondas electromagnéticas. Algunos fenómenos de la radiación pueden describirse mediante la teoría de ondas, pero la única explicación general satisfactoria de la radiación electromagnética es la teoría cuántica. Las superficies opacas pueden absorber o reflejar la radiación incidente. Generalmente, las superficies mates y rugosas absorben más calor que las superficies brillantes y pulidas, y las superficies brillantes reflejan más energía radiante que las superficies mates. Además, las sustancias que absorben mucha radiación también son buenos emisores; las que reflejan mucha radiación y absorben poco son malos emisores. Por eso, los utensilios de cocina suelen tener fondos mates para una buena absorción y paredes pulidas para una emisión mínima, con lo que maximizan la transferencia total de calor al contenido de la cazuela. Algunas sustancias, entre ellas muchos gases y el vidrio, son capaces de transmitir grandes cantidades de radiación. Se observa experimentalmente que las propiedades de absorción, reflexión y transmisión de una sustancia dependen de la longitud de onda de la radiación incidente. El vidrio, por ejemplo, transmite grandes cantidades de radiación ultravioleta, de baja longitud de onda, pero es un mal transmisor de los rayos infrarrojos, de alta longitud de onda. Una consecuencia de la distribución de Planck es que la longitud de onda a la que un cuerpo emite la cantidad máxima de energía radiante disminuye con la temperatura. La ley de desplazamiento de Wien, llamada así en honor al físico alemán Wilhelm Wien, es una expresión matemática de esta observación, y afirma que la longitud de onda que

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corresponde a la máxima energía, multiplicada por la temperatura absoluta del cuerpo, es igual a una constante, 2.878 micrómetros-Kelvin. Este hecho, junto con las propiedades de transmisión del vidrio antes mencionadas, explica el calentamiento de los invernaderos. La energía radiante del Sol, máxima en las longitudes de onda visibles, se transmite a través del vidrio y entra en el invernadero. En cambio, la energía emitida por los cuerpos del interior del invernadero, predominantemente de longitudes de ondas mayores, correspondientes al infrarrojo, no se transmiten al exterior a través del vidrio. Así, aunque la temperatura del aire en el exterior del invernadero sea baja, la temperatura que hay dentro es mucho más alta porque se produce una considerable transferencia de calor neta hacia su interior. Además de los procesos de transmisión de calor que aumentan o disminuyen las temperaturas de los cuerpos afectados, la transmisión de calor también puede producir cambios de fase, como la fusión del hielo o la ebullición del agua. En ingeniería, los procesos de transferencia de calor suelen diseñarse de forma que aprovechen estos fenómenos. Por ejemplo, las cápsulas espaciales que regresan a la atmósfera de la Tierra a velocidades muy altas están dotadas de un escudo térmico que se funde de forma controlada en un proceso llamado ablación para impedir un sobrecalentamiento del interior de la cápsula. La mayoría del calor producido por el rozamiento con la atmósfera se emplea en fundir el escudo térmico y no en aumentar la temperatura de la cápsula.

Termometría - Problemas

1- Transforme 50 °C en grados Fahrenheit.

2- Transforme 20 °C en grados Fahrenheit.

3- Transforme según la ecuación de conversión: a) 15 °C a °F; y b) -10 °F a °C.

4- La temperatura en un salón es 24 °C. ¿Cuál será la lectura en la escala Fahrenheit?.

5- Un médico inglés mide la temperatura de un paciente y obtiene 106 °F. ¿Cuál será la lectura en la escala Celsius?.

6- Completar el siguiente cuadro:

CENTIGRADO FAHRENHEIT KELVIN

200 °C

40 ° F

-5 °C

400 °K

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CALOR

1. ¿Qué cantidad de calor se necesita, para calentar 300 gramos de agua de 20ºC a 50ºC? (Ce= 1.00 cal/gºC)

2. ¿qué cantidad de calor se requiere para calentar 400 gramos de aceite si la temperatura varia de 10 a 80ºC? (Ce= 0.40 cal/gºC)

3. Para calentar 800 g de una sustancia de 0 °C a 60° °C fueron necesarias 4.000 cal. Determine el calor específico y la capacidad térmica de la sustancia.

4. De acuerdo a la siguiente tabla:

Calcular la cantidad de calor de las siguientes sustancias al pasar de 45ºC a 200ºC.

120 gramos de acero.

500 gramos de aluminio

180 gramos de plomo

300 gramos de mercurio.

Elemento Capacidad especifica (Cal/gºC)

Acero 0.115

aluminio 0.22

plomo 0.030

mercurio 0.033

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Señale con una x la/s opción/es correctas:

1. El metro cúbico es una unidad de:

A. Volumen y equivale a 1 litro. B. Superficie. C. Longitud. D. Volumen y equivale a 1000 litros.

2. Si calentamos un cuerpo determinado aumenta:

A. su densidad. B. su temperatura y su volumen. C. su temperatura pero no su volumen. D. su volumen pero no su temperatura.

3. Se dice que dos cuerpos están a la misma temperatura, cuando:

A. ambos tienen la misma cantidad de calor B. la energía total de las moléculas de uno es igual a la energía total de las moléculas del

otro C. ambos ganan calor en la misma proporción D. al ponerse en contacto no se transfiere calor.

4. Cuando se mide la temperatura de una persona que tiene fiebre es conveniente esperar

algunos minutos para que:

A. el calor que absorbe el termómetro sea igual al que absorbe el enfermo B. el calor que cede el termómetro sea igual al que cede el enfermo C. el calor que absorbe el termómetro sea mayor al que cede el enfermo D. el termómetro llegue al equilibrio térmico con el cuerpo del enfermo.

5. Identifique en cada caso el tipo de sistema de transferencia de calor y explique en que consiste cada uno de ellos

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6. Se sumerge el bulbo de un termómetro en agua hirviendo para luego sacarlo y observar

el cambio de temperatura de este a medida que transcurre el tiempo. El gráfico que mejor representa el cambio de temperatura en función del tiempo es:

7. Suponga una masa de hielo a 0 ºC que se encuentra dentro de un recipiente aislado que contiene agua también a 0 ºC. ¿Qué le sucederá en este caso?

A. nada B. todo el hielo se funde C. sólo una parte del hielo se funde D. toda el agua se congela. 7. El calor que se necesita entregarle a 2 litros de agua para eleve su temperatura desde 20 ºC a 60 ºC es: A. 80 cal B. 2.000 cal C. 80.000 cal D. 120.000cal.

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5. El calor específico del agua es 1 cal/g ºC y del cobre es de 0,09 cal/g ºC. De lo anterior se deduce que si tenemos 1 kg de agua y 1 kg de cobre resulta

A. más fácil elevar o disminuir la temperatura del agua que del cobre B. más fácil elevar o disminuir la temperatura del cobre que la del agua C. que como son masas iguales, se necesita la misma cantidad de calor para cambiar la

temperatura D. más fácil elevar las temperatura del agua, pero más difícil bajarla que el cobre. 6. Una cuchara de metal se encuentra dentro de una taza de café caliente. La cuchara se

siente caliente pues el calor se transmite hacia la mano por: A. conducción B. convección C. radiación D. conducción y convección 7. Los beduinos en el desierto cubren todo su cuerpo con túnicas blancas. De esa manera: A. el blanco refleja parte de la radiación del Sol y las gruesas túnicas evitan la conducción

del calor ambiente hacia el interior de su cuerpo. B. el blanco refleja parte de la radiación de su cuerpo y las gruesas túnicas evitan la

conducción del calor ambiente hacia el ambiente exterior. C. el blanco absorbe radiación y la ropa permite la convección. D. se protegen de los cambios de temperatura en el día.

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UNIDAD II

REACCIONES QUÍMICAS

Propósito: establecer las principales diferencias entre reacción y ecuación química, balanceando correctamente las ecuaciones químicas, demostrando la ley de la conservación de la materia y obteniendo toda la información que se puede obtener sobre los reactivos y los productos

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Energía Nuclear y Cambio Climático

Hoy en día se admite sin lugar a dudas que el calentamiento global ha sido provocado por la acción del hombre y si no se toman medidas urgentes para detener su incremento, provocará graves consecuencias para la humanidad. La contaminación producida por la emisión de determinados gases, tiene mucho que ver en el calentamiento global. Son los llamados gases de efecto invernadero y el que más influye con diferencia en este efecto invernadero es el Dióxido de Carbono (CO2) que proviene sobre todo del uso de los combustibles fósiles junto con los óxidos de nitrógeno (NOx) y el dióxido de azufre (SO2). El NOx y el SO2 son los principales causantes de la lluvia ácida además de tener mucho que ver con la destrucción de la capa de ozono, y se producen en su mayoría por la combustión de carbón y petróleo en las centrales térmicas y refinerías. Entre las medidas más importantes que se deben tomar para frenar el calentamiento global se encuentra la reducción del uso de combustibles fósiles, los cuales se utilizan para producir la mayoría de la energía eléctrica que se consume. Por lo tanto, para reducir su uso es preciso recurrir a otras fuentes de energía. Las otras energías que se están utilizando son las denominadas renovables, solar, eólica, hidráulica, etc. Todas ellas no producen contaminación en la atmosfera, pero son más caras que la energía nuclear, un kilowatio de una energía renovable cuesta unos 0,7 euros mientras que uno obtenido a partir de la fisión del átomo solo 0,1. El desarrollo económico-social y el progreso tecnológico no son posibles sin un suministro garantizado de energía. Dado que la demanda de energía crece anualmente y su producción tiene un gran impacto en el medio ambiente y que las fuentes de energía son limitadas, para llegar a un Desarrollo Sostenible es imprescindible crear un plan de estrategia energética que garantice un suministro suficiente y favorezca la eficiencia energética y el uso racional de la energía motivando hacia el ahorro, a la vez que combine distintas fuentes de energía para producir el menor impacto posible para el medio ambiente. La energía Nuclear aporta un 33% de la energía consumida en Europa, de manera limpia, sin emisiones de gases de efecto invernadero y causantes de la lluvia ácida y sin perjudicar la capa de ozono. Además las centrales nucleares producen cantidades muy pequeñas de residuos sólidos en proporción a las grandes cantidades de electricidad que producen y el efecto de las emisiones líquidas y gaseosas en el medio ambiente es inapreciable. Otro problema distinto, es donde almacenar los residuos que se producen, residuos con vidas media muy largas. Por otro lado la Energía Nuclear no está sujeta a cambios en las condiciones climáticas, sino que las centrales nucleares operan 24 horas al día durante los 365 días del año, lo que

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supone una gran garantía de suministro. Además no sufre fluctuaciones imprevisibles en los costes y no depende de suministros del extranjero, lo que produce precios estables a medio y largo plazo. La operación a largo plazo de las centrales nucleares, hasta los 60 años en lugar de los 40 que funcionan hoy en día, es perfectamente viable en condiciones de total seguridad, como ya demuestran los precedentes en otros países, como Estados Unidos. Esto ayudaría a reducir en gran medida la dependencia que sufre la Unión Europea de productos importados, con los que cubre el 50% de sus necesidades energéticas, lo que produce importantes riesgos económicos, ecológicos y sociales.

1. Escribe en un solo párrafo con tus propias palabras la idea central de la lectura. 2. ¿qué factores producen el calentamiento global? 3. ¿Cuáles son los principales compuestos químicos que producen la lluvia ácida y la

destrucción de la capa de ozono? 4. ¿Qué alternativas existen para suplir la energía del planeta cuando los carburantes se

agoten? 5. ¿Cuáles son las principales fuentes de energía actualmente? 6. ¿qué ventajas tiene la producción de energía nuclear? 7. Construye un mentefacto conceptual sobre la lectura anterior.

REACCIONES QUÍMICAS

En una reacción química se debe tener en cuenta que la mínima unidad de una sustancia es una molécula o una unidad de fórmula mínima. Si conocemos la fórmula química de las sustancias que reaccionan, denominadas reactivos y de las que se forman una vez ocurrida la reacción, denominadas productos podemos representar el cambio químico que ocurre en una ecuación química, donde los reactivos se escriben a la izquierda, la flecha representa la reacción y los productos se escriben a la derecha. Por ejemplo la reacción entre hidrógeno y nitrógeno

Para que ocurra la reacción química deben romperse los enlaces en las moléculas de nitrógeno y de hidrógeno y volverse a unir los átomos de manera diferente para formar moléculas de amoníaco.

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Características o Evidencias de una Reacción Química:

o Formación de precipitados. o Formación de gases acompañados de cambios de temperatura. o Desprendimiento de luz y de energía.

Reglas:

o En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones) o No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos

ocurren simultáneamente. o No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de

los productos obtenidos.

Ejemplo:

Na3N + 3H2O 3 NaOH + NH3

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Reacciones inorgánicas: entre las más representativas tenemos:

Ácido-base, Combustión, Disolución, Oxidación, Precipitación, Redox, Reducción, Neutralización

Combustión

La combustión es una reacción química en la que un elemento combustible se combina con otro comburente (generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso), desprendiendo calor y produciendo un óxido; la combustión es una reacción exotérmica debido a que su descomposición en los elementos libera:

calor al quemar. luz al arder.

Es la combinación rápida de un material con el oxígeno, acompañada de un gran desprendimiento de energía térmica y energía luminosa.

Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. El producto de esas reacciones puede incluir monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), agua (H2O) y cenizas.

El proceso de destruir materiales por combustión se conoce como incineración.

Para iniciar la combustión del butano (C4H10), es necesario alcanzar una temperatura mínima, llamada ignición o de inflamación.

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Oxidación

La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre varias sustancias con el mismo estado de oxidación; la capacidad oxidante difiere grandemente según el ligante Así el -CF3 tiene una electronegatividad (el C) similar a la del cloro (3,1) mucho mayor que por ejemplo -CBr3, aunque ambos tengan el mismo número de oxidación. Las propiedades del HBrO3 son muy diferentes a la del BrF5 éste último es mucho más oxidante aunque ambos tengan la misma valencia.

Si el elemento está como grupo neutro o estado catiónico: KrF2 tiene una EN menor que el KrF+ aunque formalmente tengan el mismo número de oxidación. Así el MnF3 el MnF4(-1) y el MnF2(+1) todos con el mismo número de oxidación tienen EN diferentes.

Las sustancias oxidantes más usuales son el permanganato potásico (KMnO4), el dicromato de potasio (K2Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:

Br(-1) + O3 BrO3(-1)

El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2NaI + Cl2 → I2 + 2NaCl

Esta puede desglosarse en sus dos hemireacciones correspondientes:

2 I-1 ←→ I2 + 2 e-

Cl2 + 2 e- ←→ 2 Cl-1

En estas dos ecuaciones queda explícita la transferencia de electrones. Si se suman las dos ecuaciones anteriores, se obtiene la primera.

Reducción-oxidación

Reducción (ganancia de electrones) de la molécula de FAD.

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La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.

Las reacciones de reducción-oxidación (también conocido como reacción redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de especies químicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie que ceda electrones y otra especie que las acepte:

El reductor es aquella especie química que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con una carga mayor a la que tenía.

El oxidante es la especie que tiende a captar esos electrones, quedando con carga menor a la que tenía.

Cuando una especie química reductora cede electrones al medio se convierte en una especie oxidada, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando una especie capta electrones del medio se convierte en una especie reducida, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

CLASIFICACIÓN DE ACUERDO A SU TIPO DE TRANSFORMACIÓN

Reacciones de composición, adición o síntesis:

Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa molecular, que cada reactante, de hecho es la suma de ambos, la fórmula general para este tipo de reacciones químicas es:

Ej. :

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Reacciones de descomposición:

Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas, la fórmula general para este tipo de reacciones químicas es:

:

Ej. :

Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.

Reacciones de simple sustitución ó desplazamiento sencillo:

Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes, la fórmula general para este tipo de reacciones químicas es:

A + BC AC + B

Ej. :

Reacciones de doble sustitución:

También se denominan de doble desplazamiento o metátesisy ocurren cuando hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan

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nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante la fórmula general para este tipo de reacciones químicas es:

Ej. :

Otra forma de clasificar las reacciones químicas es cuando una vez terminada esta, se pueden recuperar los materiales de partida, se dice entonces que la reacción es reversible, cuando el equilibrio tiende sólo a un sentido, se dice que la reacción química es irreversible.

Reacciones Reversibles:

Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.

Ej. :

Reacciones Irreversibles:

Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iniciales.

Ej. :

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Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.

CLASIFICACIÓN DE ACUERDO A SU INTERCAMBIO ENERGETICO

En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe.

Reacciones Exotérmicas:

Cuando al producirse, hay desprendimiento o se libera calor.

Ej. :

Reacciones Endotérmicas

Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.

Ej. :

La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por

consiguiente:

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En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.

En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.

La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por

consiguiente:

En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.

En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.

1. teniendo en cuenta todo lo que has aprendido sobre reacciones químicas, desarrolla el mentefacto conceptual que se muestra a continuación:

2. responde con tus propias palabras el siguiente cuestionario en tu cuaderno:

a) ¿Qué es una reacción química?

b) ¿Cuáles son los tipos de reacciones químicas?

c) ¿Cómo se produce una reacción de combustión?

d) ¿Cómo se produce una reacción de oxidación?

e) ¿Cómo se produce una reacción de reducción?

f) ¿En una reacción que es el agente oxidante?

g) ¿En una reacción que es el agente reductor?

REACCIONES QUIMICAS

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h) ¿Qué es una reacción reversible?

3. Clasifique las siguientes ecuaciones, según correspondan a reacciones de

combinación, descomposición, doble descomposición o desplazamiento.

a. CaCl2+ 2NaOH Ca(OH)2 + 2NaCl b. Cu2S + O2 Cu + SO2 c. CaO + HCl CaCl2 + H2O d. 2NO + O2 2NO2 e. 2FeCl3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + 6 HCl f. C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2

ECUACIONES QUÍMICAS

Definición: Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:

A + BC AB + C

Ej. : La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:

2 Mg + O2 2 MgO

Significado de las ecuaciones químicas

Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio

Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos.

En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) .

CARACTERÍSTICAS DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos.

Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente. El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.

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BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Definición: Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la masa.

Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.

Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:

Conocer las sustancias reaccionantes y productos.

Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.

Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.

El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman agua(sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.

Ej. :

2 H2SO4

Significa:

Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)

En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno.

MÉTODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES

Tenemos diferentes métodos que se utilizan según convengan, de acuerdo al tipo de reacción, las cuales pueden ocurrir:

1. Balance por Tanteo:

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Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al "cálculo" tratando de igualar ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo:

Balancear:

N2 + H2 ® NH3

Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el hidrógeno para obtener amoniaco.

Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.

Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en menos sustancias:

Primero balanceamos el nitrógeno:

N2 + H2 2 NH3

El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno:

N2 + 3 H2 2 NH3.

Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los denominadores. En este caso no ocurre.

Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así, para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.

Por ejemplo Balancear:

Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

Primero balanceamos el metal aluminio:

2 Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

Luego seguimos con el azufre:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado automáticamente:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O

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1. Balancee, por tanteo, las siguientes ecuaciones:

a) Mg + O2 MgO b)

Na + H2O NaOH c)

Mg + N2 Mg3 N2

d) MnO2 + Al Al2 O3 + Mn

e) P4 O10 + H2 O H3 PO4

f) Ca + N2 Ca3 N2

g) CdCO3 CdO + CO2

4. Balanceo por REDOX.

Para balancear una ecuación por este método se debe tener en cuenta:

Ejemplo: Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres electrones. En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones.

Oxidación: Al0 Al 3+

Reducción: Fe2+ Fe0

* Cada salto equivale a un electrón.

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En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.

Al2 O3 + C + Cl2 ® CO + AlCl3

Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:

Al23+

O32-

+ C0 + Cl20 ® C

2+O2- + Al3+Cl31-

Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del número de oxidación:

Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:

Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para que el total de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados:

Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual:

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Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2 ® 3 CO + 2 AlCl3

Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó balanceada, no es necesario este proceso.

(Nota: Hay modificaciones según los diversos autores)

Balancear:

CrI3 + Cl2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na I O4 + NaCl + H2O

(Podemos obviar varios pasos):

En este caso especial tres átomos cambian su valencia:

Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación:

Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos: (Por 2 la ec. 4 y por 27 la ec. 5)

Se puede establecer una ecuación básica sumando:

2 CrI3 + 27 Cl2 + NaOH ® Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + ¿ H2O

Completando:

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2 CrI3 + 27 Cl2 + 64NaOH ® 2Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + 32H2O

(Verificar)

Balancear por REDOX: 1. En las siguientes semirreacciones, diga cuáles son de oxidación y cuáles son de

reducción.

a. Na+1 Na0

b. Ca0 Ca+2

c. MnO4- + 8 H+ Mn+2 + 4H2O

d. Br2 2Br-1

e. Fe+2 Fe+3

f. Pb+2 Pb0

2. Para las siguientes semirreacciones diga cuál es de oxidación y cuál de reducción y diga

cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor.

a. Al+3 + Pb+2 Al+3 + Pb0

b. SO4-2 + Zn Zn+2 +SO2

c. I-1 + NO3-1 I2 + NO

d. HNO3 + HI NO + I2 + H2O

e. I2O3 + CO I2 + CO2

f. H2 + O2 H2O

3. Balancee las siguientes ecuaciones por el método de oxidación- reducción

a. KClO + H2 KCl + H2O

b. HNO2 + HI NO + I2 + H2O

c. SnSO4 + FeSO4 Sn + Fe2(SO4)3

d. MnO2 + Al Al2O3 + Mn

e. KI + H2 SO4 H2S + H2O + I2 +K2SO4

BALANCE POR IÓN ELECTRÓN.

Normas Generales:

En este método, cada proceso se plantea por una reacción parcial o semirreacción formada por las sustancias que se oxidan o se reducen. Cada una de ellas se balancea de dos maneras: Balance de masa (nº de átomos) y balance de carga (nº de electrones) utilizándose

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para ello, coeficientes. La suma algebraica del número de electrones en las semirreacciones es cero y la suma de las masas equivale a la ecuación total.

Se suman algebraicamente las dos semirreacciones, eliminándose por cancelación, los términos que representan electrones y en algunos casos molécula o iones.

Se introducen los coeficientes en la ecuación balanceada y luego se ajustan por tanteo los coeficientes de las especies que no han variado su estado de oxidación.

Se considera que no se ionizan: Los elementos en estado libre (átomos o moléculas) y los óxidos y sustancias covalentes.

Se presentan dos casos de balanceo por el método del ion electrón: En medio ácido y en medio básico:

a. En Medio Ácido:

Se debe tener en cuenta además de las normas generales, las siguientes:

El balance de masa en las semirreacciones se ejecuta así: Añadiendo, donde hay defecto de oxígeno, el mismo número de moléculas de agua; y, en el otro miembro de la ecuación se colocan iones H+ o protones en un número igual al de átomos de hidrógeno existentes en las moles de agua añadidas.

Cuando el H2O2 actúa como oxidante forma agua:

H2O2 + 2H+ + 2e 2H2O

Cuando el H2O2 actúa como reductor libera oxígeno:

H2O2 + 2(OH)- 2H2O + O2 + 2e

Balancear:

Zn + HNO3 ® NO + Zn(NO3)2 + H2O

Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:

Planteamos las semirreacciones:

Zn0 → Zn2+

(NO3)- → NO0

Realizamos el balance de masa:

Zn0 → Zn2

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(NO3)- + 4H+ ® NO0 + 2H2O

Ahora balanceamos la carga:

Zn0 → Zn2+ + 2e-

(NO3)- + 4H+ + 3e- ® NO0 + 2H2O

Igualamos el número de electrones:

Sumamos algebraicamente:

Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:

Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):

3 Zn + 8 HNO3 ® 3 Zn(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

(Verificar)

El zinc se ha oxidado y es el reductor.

El ácido nítrico se ha reducido y es el oxidante.

Balancear: MnO2 + HCl ® Cl2 + MnCl2 + H2O

Escribimos los números de oxidación y elaboramos las semirreacciones:

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(Verificar)

El HCl se ha oxidado y es el reductor.

El MnO2 se ha reducido y es el oxidante.

b. Medio básico

También se debe tener en cuenta las orientaciones generales, además de las siguientes:

Para igualar la masa: Donde hay mayor número de oxígeno se añade igual número de agua (moles); en el otro miembro se coloca el doble de la cantidad de iones (OH)1-

en relación con el número de moles de agua. Ej. :

Balancear:

Bi2O3 + NaClO + NaOH ® NaBiO3 + NaCl + H2O

Escribimos sus estados de oxidación e identificamos los cambios sufridos:

Planteamos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las cargas:

Igualamos y luego sumamos:

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Introducimos coeficientes:

Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O

En este caso no es necesario complementar con balance por tanteo.

Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O

El Bi2O3 se ha oxidado y es el reductor.

El NaClO se ha reducido y es el oxidante.

1. Balancee las siguientes ecuaciones por el método de Ion- electrón.

a. I2 + NO32- IO3 + NO (ácida)

b. MnO41- + I - MnO2 + I2 (básico)

c. ClO31- + I- Cl1- + I2 (básico)

d. Fe2+ + NO31- Fe3+ + NO (ácido)

2. Ajustar las siguientes reacciones químicas:

a. NH3 + O2 N2 + H2O (combustión)

b. CH4 + O2 CO2 + H2O (combustión)

c. CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O

d. HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

e. NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O

f. KClO3 KCl + O2 (descomposición)

PRUEBA TIPO ICFES 1. De acuerdo con la fórmula química del sulfato de aluminio Mg(OH)2 es válido afirmar que

éste A. tiene dos moléculas de Mg B. está compuesto por tres clases de átomos C. está compuesto por tres clases de moléculas D. tiene dos moléculas de O

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RESPONDA LAS PREGUNTAS 2 Y 3 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Un serio problema ambiental ocasionado principalmente por la combustión de hidrocarburos fósiles es la lluvia acida, que ocurre, generalmente, por la reacción entre el SO2, el H2O y el O2, formando una solución de H2SO4. Algunas de las reacciones que ocurren durante la formación de la lluvia ácida se representan con las siguientes ecuaciones. I. 2SO2 + O2 2 SO3

II. H2SO4 SO3 + H2O

2. De acuerdo con la primera ecuación, en la formación de la lluvia ácida ocurre una

reacción de:

A. Desplazamiento, porque el azufre desplaza al hidrogeno para formar un ácido. B. Combinación, porque el SO2 reacciona con O2 para generar SO3 C. Descomposición, porque el H2SO4 reacciona para formar SO3 y H2O. D. Óxido- reducción, porque el estado de oxidación del azufre cambia al reaccionar. 3. De acuerdo con la segunda ecuación, en la formación de la lluvia ácida ocurre una

reacción de: A. Combinación, porque el SO3 reacciona con H2O para generar H2SO4. B. Desplazamiento, porque el azufre desplaza al hidrogeno para formar un ácido. C. Descomposición, porque el H2SO4 reacciona para formar SO3 y H2O. D. Óxido- reducción, porque el estado de oxidación del azufre cambia al reaccionar.

RESPONDA LAS PREGUNTAS 4 Y 5 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Las sustancias F y O reaccionan de acuerdo con la siguiente ecuación:

F + O Ñ + P Adicionalmente la sustancia M reacciona con la sustancia N de acuerdo con la siguiente ecuación M + N 2 L 4. La segunda reacción química es de:

A. desplazamiento B. Descomposición C. Doble Desplazamiento D. síntesis

5. La primera reacción química es de:

A. Síntesis B. Desplazamiento C. Descomposición D. Doble Desplazamiento

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6. En cierto compuesto H2O el oxígeno tiene estado de oxidación igual a:

A. 0 B. 1 C. -2 D. 9

La purificación de cobre generalmente se realiza por medio de electrólisis. La técnica consiste en sumergir en una solución de CuSO4 una placa de cobre impuro, la cual actúa como ánodo y una placa de cobre puro que actúa como cátodo y luego conectarlas a una fuente de energía, para generar un flujo de electrones a través de la solución y las placas como se observa a continuación

7. El ión Cu2+ cuenta con A. 2 protones más que el átomo de cobre B. 2 protones menos que el átomo de cobre C. 2 electrones más que el átomo de cobre D. 2 electrones menos que el átomo de cobre 8. De acuerdo con la información, después de llevar a cabo la electrólisis, el cobre puro se encontrará adherido A. al ánodo B. al cátodo y al ánodo C. al cátodo D. a la superficie del recipiente

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UNIDAD III

NOMENCLATURA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

Propósito: Reconocer las diferentes funciones químicas inorgánicas con sus respectivas nomenclaturas.

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PROPIEDADES DE COMPUESTOS ORGÁNICOS: DISTRIBUCIÓN EN EL

AMBIENTE Y SUS USOS.

Los óxidos, ácidos, bases sales y compuestos orgánicos son compuestos químicos que resultan de diferentes reacciones químicas, las cuales se producen por la avidez de los elementos por enlazarse unos con otros en infinitas variantes. En la naturaleza se encuentran muchos de estos compuestos, pero también pueden obtenerse en el laboratorio; algunos se producen dentro de nuestro cuerpo; por ejemplo, el ácido clorhídrico se produce en el estómago.

Hay compuestos orgánicos y compuestos inorgánicos; muchos de ellos se emplean comúnmente tanto en el hogar como en la industria, así como en el trabajo agrícola; algunos de ellos los transforma el hombre a partir de materias primas que adquiere del medio natural. En la naturaleza se encuentran una serie de sustancias que se unen, se mezclan, se combinan y forman todos los materiales que constituyen las diferentes capas de la tierra y que se encuentran

en cualquiera de los tres estados de la materia: sólido, líquido o gaseoso. Además de utilizar la materia prima como carbón, azufre, sal, petróleo, etc. que convierte en detergentes, plásticos, papel, explosivos, automóviles, electrodomésticos, y otros, también el hombre usa gran parte de los materiales que existen para su supervivencia; por ejemplo, emplea el oxígeno, el aire, los minerales y todos aquellos que se encuentran en el suelo, los cuales adquiere por medio de las plantas, pues éstas los toman y luego el hombre se alimenta de ellas. Bien sea de forma natural o por acción del hombre, encontramos sustancias inorgánicas y sustancias orgánicas. Entre las sustancias inorgánicas encontramos: todos los óxidos, bases, ácidos y sales excepto aquellas que contengan carbono e hidrógeno en su composición. Entre las sustancias orgánicas encontramos todos los compuestos que contengan carbono e hidrógeno excepto el ácido cianhídrico, el ácido carbónico y el ácido carbonoso.

1. ¿Puedes señalar, específicamente, para qué emplea el hombre el oxígeno y los

minerales? 2. ¿Por qué es importante conocer las propiedades de los compuestos inorgánicos?

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3. ¿Qué sustancias pueden servir como materia prima para elaborar materiales? 4. Construye un mentefacto conceptual sobre la lectura

NOMENCLATURA QUÍMICA

Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente en combinación con elementos como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.

TIPOS DE NOMENCLATURA

Se aceptan 3 tipos de nomenclatura para nombrar compuestos químicos inorgánicos: Nomenclatura sistemática: para nombrar de este modo se usan prefijos numéricos excepto para indicar que el primer elemento de la fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando no puede haber confusión posible debido a que tenga una única valencia.

Prefijos griegos Número

mono- 1

di- 2

tri- 3

tetra- 4

penta- 5

hexa- 6

hepta- 7

octa- 8

nona- (o eneá) 9

deca- 10

Ejemplo: CrBr3 tribromuro de cromo; CO monóxido de carbono En los casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales dobles y triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos bis, tris, tetraquis, pentaquis... Ejemplo: Ca5F (PO4)3 fluoruro tris (fosfato) de calcio porque si se dijese trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato [P3O10]

5, es decir, sería en este caso:

Ca8F(P3O10)3 Nomenclatura stock: En este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia atómica, se indica en números romanos al final y entre paréntesis.

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Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (compuestos binarios). Ejemplo: Fe2S3 Sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III en el subíndice del azufre] Nomenclatura tradicional: Aquí se indica la valencia del elemento que forma el compuesto con una serie de prefijos y sufijos. Cuando sólo tiene una valencia se usa el sufijo -ico. Cuando tiene dos valencias diferentes se usan (de menor a mayor valencia)

-oso -ico

Cuando tiene tres distintas se usan (de menor a mayor)

hipo- -oso -oso -ico

Y cuando tiene cuatro se utilizan (de menor a mayor)

hipo- -oso -oso -ico

per- -ico Ejemplo: Mn2O7 Óxido permangánico

FUNCIÓN QUÍMICA

Para formular un compuesto binario se escribe en primer lugar el símbolo del elemento que se encuentra más a la izquierda en la anterior secuencia y a continuación el del otro. El número de oxidación del primer elemento, prescindiendo de su signo, se coloca como subíndice del símbolo del segundo elemento y viceversa, utilizando cifras de la numeración ordinaria. Si uno de ellos o ambos coinciden con la unidad se omiten. Si uno es múltiplo del otro se dividen ambos por el menor y los resultados correspondientes se fijan como subíndices definitivos.

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FUNCIÓN ÓXIDO

Son compuestos químicos inorgánicos binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia 2 negativo. Óxidos básicos Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal. Fórmula:M2Ox si la valencia del metal es par se simplifica. La nomenclatura stock es la más frecuente. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno.

Ejemplo Nomenc. Sistem. Nomenc. stock Nomenc. Tradic.

K2O monóxido de dipotasio óxido de potasio óxido potásico

Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro(III) óxido férrico

FeO monóxido de hierro óxido hierro(II) óxido ferroso

SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV) óxido estánnico

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En algunos óxidos llamados óxidos dobles (Fe3O4, Pb3O4), los átomos del elemento que forma el óxido tienen diferente valencia (FeIIFeIII

2O4=Fe3O4). Óxidos ácidos o anhídridos Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Fórmula general:N2Ox (N es el no metal) si se puede se simplifica. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido a excepción de un par de óxidos de nitrógeno como se muestran más adelante. La nomenclatura sistemática es la más frecuente. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos en orden de menor a mayor valencia del no metal.

hipo__oso -oso -ico

per__ico

Ejemplo N Sistemica N stock Nomenc. tradicional

F2O monóxido de diflúor óxido de flúor anhídrido hipofluoroso (excepción de la norma general de la nomenclatura tradicional)

SO3 trióxido de azufre óxido de azufre(VI) anhídrido sulfúrico

Cl2O7 heptóxido de dicloro óxido de cloro(VII) anhídrido perclórico

Los óxidos de nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre son importantes por su participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a cualquiera de los siguientes:

Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II), de fórmula NO. Dióxido de nitrógeno, de fórmula NO2. Óxido nitroso o Monóxido de dinitrógeno, de fórmula N2O. Trióxido de dinitrógeno, de fórmula N2O3. Tetróxido de dinitrógeno, de fórmula N2O4. Pentóxido de dinitrógeno, de fórmula N2O5.

FUNCION HIDRURO

HIDRUROS METÁLICOS Son compuestos binarios formados por hidrógeno con un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Fórmula general: MHx (x=valencia del metal) La nomenclatura stock es la más frecuente.

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Ejemplo Nomenc. sistemática Nomenc. stock Nomenc. tradicional

KH monohidruro de potasio hidruro de potasio hidruro potasico

NiH3 trihidruro de níquel hidruro de níquel(III) hidruro niquélico

PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro de plomo(IV) hidruro plúmbico

HIDRUROS NO METÁLICOS Son aquellos compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un no metal. El hidrógeno siempre usa valencia +1. Hay varios de ellos que tienen nombres especiales mucho más usados que los sistemáticos:

Ejemplo Nombre más usado

NH3 amoníaco o trihidruro de nitrógeno

PH3 fosfina o trihidruro de fósforo

BH3 borano o trihidruro de boro

AsH3 arsina o trihidruro de arsénico

SbH3 estibina o trihidruro de antimonio

CH4 metano o tetrahidruro de carbono

SiH4 silano o tetrahidruro de silicio

H2O agua o dihidruro de oxígeno

FUNCIÓN HIDROXIDO

Son compuestos formados por la unión de un oxido básico con el agua. Para formularlo se coloca al metal y el grupo hidroxilo OH, que siempre tiene valencia (-1). La fórmula general es M(OH)x siendo x la valencia del metal. La nomenclatura stock es la más frecuente. Aquí la nomenclatura sistemática no antepone el prefijo mono cuando sólo hay un OH.

Ejemplo Nomenclatura sistemática Nomenclatura stock Nomenclatura tradicional

LiOH hidróxido de litio hidróxido de litio hidróxido lítico

Pb(OH)2 dihidróxido de plomo hidróxido de plomo(II) hidróxido plumboso

Al(OH)3 trihidróxido de aluminio hidróxido de aluminio (III) hidróxido alumínico

FUNCIÓN ÁCIDO

Son compuestos ternarios formados por oxígeno, hidrógeno y un no metal, se obtienen al agregar una molécula de agua al correspondiente óxido ácido. Fórmula general H2O+N2Ox=HaNbOc (aquí N es un no metal) La nomenclatura funcional es ácido oxo-, dioxo-, trioxo-(según nº de O)+ no metal terminado en -ico seguido de la valencia en nº romanos entre paréntesis. Si hay >1 átomo del no metal también lleva prefijo. La

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nomenclatura sistemática es oxo-, dioxo- (según nº de oxígenos)+no metal terminado en -ato seguido de la valencia en números romanos entre paréntesis + "de hidrógeno". Si hay >1 átomo del no metal también lleva prefijo. La nomenclatura tradicional no cambia con respecto compuestos anteriores tan sólo que empieza por la palabra ácido. Ésta es la más frecuente.

Ejemplo Nom. funcional Nom. sistemática Nom. tradicional

SO+H2O=H2SO2 ácido dioxosulfúrico (II) dioxosulfato (II) de hidrógeno ácido hiposulfuroso

Cl2O7+H2O=H2Cl2O8=HClO4 ácido tetraoxoclórico (VII) tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno ácido perclórico

SO3+H2O=H2SO4 ácido tetraoxosulfúrico (VI) tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno ácido sulfúrico

HIDRÁCIDOS Son aquellos hidruros no metálicos que forman disolución ácida en agua, se nombran de forma diferente según si están disueltos o en estado puro. Son los formados con S, Se, Te, F, Cl, Br, I. Si están puros se nombran de la forma -uro de hidrógeno y si están disueltos ácido -hídrico.

Ejemplo en estado puro en disolución

HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico

HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico

HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico

H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico

H2Te telururo de hidrógeno ácido telurhídrico

Algunos metales también forman oxiácidos, como el cromo y el manganeso

Ejemplo Nomenclatura tradicional

H2CrO4 ácido crómico

H2MnO3 ácido manganoso

H2MnO4 ácido mangánico

HMnO4 ácido permangánico

FUNCIÓN SAL

Sales binarias Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de los hidrácidos por un metal. También hay otros no metales que forman sales iónicas como el boro, el silicio y el nitrógeno. Su nombre empieza por el no metal terminado en -uro. La nomenclatura stock es la más frecuente.

Ejemplo Nomenclatura sistemática Nomenclatura stock Nomenclatura tradicional

CaF2 difluoruro de calcio fluoruro de calcio fluoruro cálcico

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FeCl3 tricloruro de hierro cloruro de hierro(III) cloruro férrico

CoS monosulfuro de cobalto sulfuro de cobalto(II) sulfuro cobaltoso

Sales dobles y triples Se trata de aquellas sales (normalmente iónicas) en el que hay varios cationes (o aniones) diferentes. Se nombran de forma análoga a las sales binarias. Si entre esos aniones está el óxido o el hidróxido se puede poner como prefijo oxi-, hidroxi-. Los óxidos dobles pueden verse como un caso especial de sal doble en la que los dos cationes son del mismo elemento.

Ejemplo Nomenclatura sistemática y stock Nomenclatura tradicional

AgNa(NO3)2 trioxonitrato(V) de plata y sodio nitrato de plata y sodio

NH4SrF3 fluoruro de amonio y estroncio fluoruro de amonio y estroncio

LiNaHPO4 hidrógenotetraoxofosfato(V) de litio y sodio hidrógenofosfato de litio y sodio

BaBrCl bromuro y cloruro de bario bromuro y cloruro de bario

CuK2Mg2(P2O7)2 heptaoxodifosfato(V) de cobre(II), dimagnesio y potasio

difosfato de cobre(II), dimagnesio y potasio

AlNO3SO4 trioxonitrato(V) y tetraoxosulfato(VI) de aluminio

nitrato y sulfato de aluminio

Ca5F(PO4)3 fluoruro tris(tetraoxofosfato(V)) de calcio fluoruro tris(fosfato) de calcio

Pb(CO3)O óxido trioxocarbonato(IV) de plomo(IV) u oxitrioxocarbonato(IV) de plomo(IV)

óxido y carbonato plúmbico u oxicarbonato plúmbico

MgCl(OH) cloruro hidróxido de magnesio o hidroxicloruro de magnesio

cloruro hidróxido de magnesio o hidroxicloruro de magnesio

Sales de oxoácidos u oxisales Se trata de compuestos ternarios formados a partir de oxoácidos sustituyendo los hidrógenos por un metal, es decir, metal, no metal y oxígeno. También se puede decir que son compuestos ternarios que resultan de la unión de un metal con un radical (un no - metal con oxígeno) Hay dos tipos: Sales neutras Son aquellas oxisales que han sustituido todos sus hidrógenos por un metal. La nomenclatura stock y la sistemática coinciden. La tradicional es igual que las anteriores salvo en que los sufijos -oso y -ico se sustituyen por -ito y -ato respectivamente. La nomenclatura tradicional es la más frecuente.

Ejemplo Nomenclatura sistemática y stock Nomenclatura tradicional

Zn2SiO4 tetraoxosilicato(IV) de zinc silicato de zinc

Fe4(P2O7)3 heptaoxodifosfato(V) de hierro(III) pirofosfato férrico

Al2(SO4 tetraoxosulfato(VI) de aluminio sulfato de aluminio o alumínico

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Sales ácidas Son aquellas sales en las que sólo se han sustituido parte de los hidrógenos. Se nombra anteponiendo al nombre hidrógeno-, hidrógeno,... (Según cuantos haya). En la nomenclatura tradicional (la más frecuente) también se puede indicar anteponiendo bi- si se ha quitado un hidrógeno.

Ejemplo Nomenclatura sistemática y stock Nomenclatura tradicional

NaHSO4 hidrógenotetraoxosulfato(VI) de sodio hidrógenosulfato sódico o bisulfato sódico

KH2PO4 dihidrógenotetraoxofosfato(V) de potasio

dihidrógenofosfato(V) potásico o bifosfato potásico

Ca(HCO3)2 hidrógenotrioxocarbonato(IV) de calcio

hidrógeno carbonato o bicarbonato cálcico

1. Desarrolla el siguiente mentefacto conceptual:

2. con base en lo que has aprendido en clase, responde el siguiente cuestionario con tus

propias palabras:

a) ¿Qué es un compuesto orgánico?

b) ¿Cuáles son los tipos de nomenclatura inorgánica?

c) ¿Qué es la nomenclatura sistemática?

d) ¿Qué es la nomenclatura Stock?

e) ¿Qué es la nomenclatura tradicional?

f) ¿Cómo se identifican los óxidos?

g) ¿Cuáles son las principales características de los óxidos básicos?

h) ¿Cómo se identifica un ácido?.

i) ¿Qué es un hidruro metálico?

NOMENCLATURA

INORGANICA.

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j) ¿Qué es un hidruro no metálico?

k) ¿Qué es un hidrácido?

l) ¿Cuáles son las principales características de los Oxácidos?

m) ¿Qué son los poliácidos?

n) ¿Cómo son las sales?

o) ¿Que son las sales binarias?

p) ¿Cómo se comportan las sales neutras?

q) ¿Cómo se comportan las sales acidas?

3. Formula los siguientes óxidos: Óxido de titanio (IV): _____________ Óxido de cobre (II): _____________ Óxido de calcio: _____________ Óxido de sodio: _____________ Trióxido de Molibdeno: _____________ Óxido férrico: _____________ Óxido auroso: _____________ Heptaóxido de dimanganeso: _____________ 4. Formula los siguientes hidruros: Hidruro de cesio: _____________ Hidruro de Zinc: _____________ Hidruro de magnesio: _____________ Hidruro de titanio (IV): _____________ Hidruro de estaño (IV): _____________ Hidruro de cobalto (II): _____________ Hidruro de cromo (III): _____________ Dihidruro de estaño: _____________ 5. Asignar los productos de las reacciones y balancear la ecuación, según el caso:

REACCIONES

Ni +2 + O2

P +5 + O2

Cr+3 + O2

Ag+ 1 + O2

6. Formar y nombrar utilizando la nomenclatura tradicional los siguientes ácidos:

7. Completar las siguientes tablas:

ECUACIÓN ÁCIDO NOMENCLATURA TRADICIONAL

P2O5 + H2O

SO2 + H2O

l2O7 + H2O

SO3 + H2O

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Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional

AuH3

LiH

Hidruro de plomo (II)

Hidruro de plata

Hidruro carbonoso

Trihidruro de arsénico

Hidruro niquélico

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Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional

Fe(OH)3

Au(OH)

Cr(OH)2

Hidróxido de talio (I)

Hidróxido de mercurio (II)

hidróxido de cadmio

Hidróxido estañoso

K(OH)

Hidróxido estañico

Completa la tabla.

Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional

Ácido carbonico

-------------------------- ---------------------------- Ácido clorhídrico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido sulfhídrico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido yorhídrico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido hipocloroso

----------------------------------- --------------------------------- Ácido yodoso

----------------------------------- --------------------------------- Ácido yodico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido carbonoso

----------------------------------- --------------------------------- Ácido selenioso

----------------------------------- --------------------------------- Ácido telúrico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido permangánico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido fosforoso

----------------------------------- --------------------------------- Ácido antimónico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido fosfórico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido antimonioso

-------------------------- ---------------------------- Ácido hipofosforoso

-------------------------- ---------------------------- Ácido perclorico

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8. Completa la tabla

Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional

----------------------------------- --------------------------------- Ácido crómico

----------------------------------- --------------------------------- Ácido Cromoso

----------------------------------- --------------------------------- Ácido carbónoso

HPO2 ----------------------------------- ---------------------------------

H2SO4 ----------------------------------- ---------------------------------

HClO4 ----------------------------------- ---------------------------------

HBrO3 ----------------------------------- ---------------------------------

HIO ----------------------------------- ---------------------------------

HBr ----------------------------------- ---------------------------------

PH3 ----------------------------------- ---------------------------------

SbH3 ----------------------------------- ---------------------------------

HBrO2 ----------------------------------- ---------------------------------

H2SeO2 ----------------------------------- ---------------------------------

HI ----------------------------------- ---------------------------------

H2SeO3 ----------------------------------- ---------------------------------

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1. Formula las siguientes sales: Cloruro de plomo (II): _____________ Bromuro de calcio: _____________ Fluoruro de plata: _____________ Yoduro de hierro (III): _____________ Bromuro de manganeso (III): _____________ Cloruro de cobalto (III): _____________ Dicloruro de níquel: _____________ Pentafluoruro de bismuto: _____________ Trifluoruro de aluminio: _____________ Carburo de silicio: _____________ Trisulfuro de diboro: _____________ Pentabromuro de fósforo: _____________

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PREGUNTAS TIPO ICFES.

1. De acuerdo con las siguientes reacciones T + O2 V

V + H2O Y Y + HX Z + H2O

Si X es un no metal del Grupo VIIA y Z es una sal, V es A. un óxido básico B. un óxido ácido C. un hidróxido D. una sal Conteste las preguntas 2 y 3 de acuerdo con la siguiente información Al sumergir un alambre de cobre en una solución incolora de nitrato de plata, se forma un sólido insoluble visible en forma de cristales metálicos y la solución se torna azul debido a que los iones de cobre desplazan a los iones de plata produciendo una sal soluble en agua. La ecuación general que describe la reacción es:

Cu + 2 AgNO3 - Cu(NO3)2 + Ag

2. Después de sumergir el alambre, el precipitado que se forma corresponde a A. una sal de plata B. una sal de cobre C. plata metálica D. cobre metálico

3. Se realiza un segundo experimento de acuerdo con el siguiente procedimiento: Se agrega cloruro de sodio en exceso a la solución de nitrato de plata, llevándose A cabo la siguiente reacción:

NaCl(ac) + AgNO3(ac) NaNO3(ac) + AgCl(s)

4. Se sumerge un alambre de cobre en la mezcla obtenida en el paso anterior. Si el cobre no desplaza al sodio, es probable que al finalizar el paso 2 la solución A. sea incolora y se formen cristales metálicos B. sea incolora y no se formen cristales metálicos C. se torne azul y se formen cristales metálicos D. la solución se torne azul y no se formen cristales metálicos

5. Se tienen 3 recipientes a la misma temperatura, el primero con agua pura, el segundo con una solución acuosa de NaCl 0.05M y el tercero con una solución acuosa de NaCl 0.01M. Se determinó el punto de ebullición de los líquidos a dos presiones diferentes, tal como se observa en la tabla.

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De acuerdo con lo anterior, es correcto afirmar que el punto de ebullición de una solución A. aumenta, cuando la presión aumenta y disminuye la concentración de la solución B. disminuye, cuando la presión aumenta y disminuye la concentración de la solución C. aumenta, cuando la presión aumenta y aumenta la concentración de la solución D. disminuye, cuando la presión disminuye y aumenta la concentración de la solución

6. Definición que corresponde a un oxido Acido A. Se forman por la unión entre un ácido y una base B. Se forman por la unión entre un metal y oxigeno C. Se forma por la unión entre un no metal y oxigeno D. Se forma por la unión entre un ácido y una base

7. La reacción correcta para formar un oxido acido

A. Ca + H₂O CaO

B. N + H₂O NO C. Ca + O CaO₂ D. N +O NO

8. De las siguientes formulas cual corresponde a la nomenclatura de pentóxido de

dibismuto:

A. Bi₃O₄ B. Bi₂O₅ C. Bi₅O₂ D. Bi₄O₂

9. De la siguiente formula N₂O₃. cuál es la correspondiente nomenclatura: A. Óxido de nitrógeno (IV) B. Óxido de nitrógeno (V) C. Óxido de nitrógeno (II) D. Óxido de nitrógeno (III)

10. En la nomenclatura tradicional cual es el nombre del Cl₂O: A. Oxido de cloro B. Oxido cloroso C. Oxido hipocloroso D. Oxido perclórico

11. Un hidróxido se forma por la unión entre: A. Un oxido acido más agua B. Una sal más agua C. Un ácido más oxigeno D. Un oxido básico más agua

12. ¿Cuál es la reacción correcta para formar un hidróxido?

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A. CaO + H₂O Ca(OH)₂ B. NO + H₂O N(OH)₅ C. NaCl + H₂O Na(OH) D. KO +H₂SO₄ K(OH)

13. La correcta nomenclatura de forma tradicional, para la formula Pb(OH)₄ es: A. Hidróxido de plomo (IV) B. Tetrahidroxido de plomo C. Hidróxido plúmbico D. Hidróxido plumboso

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UNIDAD IV

SOLUCIONES

Propósito: Reconocer las diferentes unidades de concentración para las soluciones químicas inorgánicas en general, desarrollando ejercicios sobre conversión y expresión de unidades de las soluciones en general.

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LA CINÉTICA QUÍMICA

La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan durante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental; la química cuántica permite indagar en las mecánicas de reacción, lo que se conoce como dinámica química. VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Y CONCENTRACIÓN La rapidez con la que se produce una transformación química es un aspecto muy importante. Tanto desde el punto de vista del conocimiento del proceso como de su utilidad industrial, interesa conocer la velocidad de la reacción y los factores que pueden modificarla. Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción .La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo .La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en moles/s. La velocidad de casi todas las reacciones químicas aumenta con la temperatura. Muchas reacciones químicas de importancia industrial se llevan a cabo a temperaturas superiores a la ambiental, ya que en esas condiciones, la velocidad de la reacción permite que su explotación sea viable desde el punto de vista económico. Por el contrario, una forma de preservar los alimentos consiste en almacenarlos a baja temperatura para que, de esa forma, la velocidad de descomposición bacteriana disminuya. Energía de activación Para que exista una reacción química es necesario que las moléculas de los reactivos colisionen entre sí. Para que la colisión sea efectiva es necesario que las moléculas choquen con la orientación adecuada y con la energía suficiente.

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Por otra parte, una reacción química es consecuencia de la reorganización de los átomos de los reactivos para dar lugar a los productos. Este proceso no se lleva a cabo directamente, sino a través de una asociación transitoria de las moléculas o estado intermedio denominado complejo activado. A la energía necesaria para que los reactivos formen el complejo activado se le llama energía de activación, Ea , y representa la barrera de energía que han de salvar las moléculas para que tenga lugar la reacción. En los choques moleculares, parte de la energía cinética puede convertirse en energía potencial. Para que un choque entre las moléculas sea efectivo, es necesario que la energía cinética de las moléculas sea superior a la energía de activación. En la gráfica se muestra la variación de la energía potencial en el choque de una molécula de O3 con otra de NO hasta formar los productos de reacción NO2 y O2. EQUILIBRIO QUÍMICO Es una reacción reversible, es decir, que se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se mantienen constantes, es decir, ya no varían con el tiempo, se dice que la reacción ha alcanzado el EQUILIBRIO QUÍMICO.

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Constante de equilibrio (Kc) En una reacción cualquiera:

a A + b B= c C + d D La constante Kc tomará el valor:

para concentraciones en el equilibrio.

La constante Kc cambia con la temperatura.

Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o el agua tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g) = 2 HI (g)

El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción.

½ H2(g) + ½ I2(g) à HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior.

1. ¿Qué relación ves a esta lectura con el tema trabajado en la unidad anterior? 2. ¿Qué es la velocidad de reacción y que factores la determinan? 4. ¿Qué es la energía de activación? 5. ¿Qué aspectos son de considerar para que una reacción alcance el equilibrio químico? 6. Construye un mentefacto conceptual sobre la lectura.

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CARACTERISTICAS DE LAS SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. En cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes. Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan: 1. Su composición química es variable. 2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran. 3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste. PRINCIPALES COMPONENTES DE SOLUCIONES

SOLUTO Es el menor componente de una solución, el cual se halla disuelto por el solvente.

SOLVENTE Es el mayor componente de una solución, en el cual se halla disuelto el soluto.

PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES: SOLUBILIDAD Y CONCENTRACIÓN

El análisis cuantitativo se basa en la determinación de la cantidad de analito (sustancia que se desea analizar) en una muestra que se disuelve y se hace reaccionar con otra de concentración conocida, la determinación se puede llevar a cabo por peso (gravimetría) o por relación con el volumen gastado de reactivo (volumetría o titulometría), puesto que la mayoría de las reacciones químicas se llevan a cabo solución, es necesario estudiar la composición de ellas para lo cual definiremos lo siguiente: Una solución (sn) es una mezcla homogénea de dos o más componentes, aquel que se encuentra en mayor proporción se llama solvente (se) y las demás sustancias se denominan solutos (so) y decimos que están disueltas en el disolvente. Definiremos con el término concentración a la cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de disolvente o de solución. Entre mayor sea la cantidad de soluto disuelta más concentrada estará la solución.

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La solubilidad es la medida o magnitud que indica la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de solvente y a una temperatura determinada. Las unidades de expresión para la solubilidad son variadas, en general se expresa en g/l (gramos/litros). Ejemplo: La solubilidad de la sal comun (cloruro de sodio) es de 360 g/l en agua a 20ºC. Este valor indica que en un litro de agua (1000 cc) a 20ºC, la cantidad máxima de cloruro de sodio que se puede disolver es 360 gramos . Tipos de soluciones con respecto a la solubilidad.

Solución Insaturada: Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es inferior a la que indica su

Solubilidad esta solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y esta se disolverá.

Solución Saturada: Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es igual a la que indica su solubilidad. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y no se disolverá.

Solución Sobresaturada: es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es mayor a la que indica su solubilidad. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente por su gran inestabilidad ya que al agitarla o al agregar un pequeño cristal de soluto (cristal de siembra o semilla de cristal) se provoca la cristalización del exceso de soluto disuelto.

Formas de expresar las soluciones

Las unidades de concentración más empleadas son la Molaridad, porcentajes, fracción molar, partes por millón, Normalidad y molalidad, las cuales están dadas por las expresiones matemáticas de la siguiente tabla.

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SOLUCIONES, CONCENTRACIÓN Y SOLUBILIDAD

1. Nombre algunas soluciones que usted conozca y sean de amplio uso industrial. 2. ¿Qué es la solubilidad de una sustancia? 3. Determine la diferencia entre concentración y solubilidad. 4. Decir si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones y por qué: a) La solubilidad es una propiedad característica de cada par de sustancias y para fijarla

basta con especificar la cantidad de cada una. b) La solubilidad de un soluto en un disolvente es la concentración de su disolución

saturada.

5. Observando la curva de solubilidad del clorato potásico, responder:

a) ¿Cuál es la solubilidad de la sal a 80ºC? ¿Qué significa ese dato? b) ¿Qué ocurre al enfriar un litro de disolución saturada desde 80ºC hasta 20ºC?

6. Analiza la siguiente gráfica y responde:

a) ¿Cuál es la sustancia que presenta mayor variación en la solubilidad?¿por qué? b) ¿Cómo es la solubilidad del KClO4 comparada con la del NaCl? c) A 50°C ¿Cómo es la solubilidad del KClO3?

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d) A 20°C ¿Cuál es la sustancia que presenta menor solubilidad? 7. Una probeta contiene 80 mL de una disolución de glucosa de 50 g/L. ¿Qué cantidad

de soluto habrá en la probeta? ¿Qué volumen tengo que beber para tomar 3 g de glucosa?

8. Explica la diferencia que existe entre preparar una disolución mezclando 50gr de sal

con un litro de agua o

9. preparar una disolución mezclando 50gr de sal con agua hasta formar un litro.

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN

1. Relaciona cada término con el concepto o enunciado que corresponda y únelos con una línea

Molaridad (M) No. de equivalentes gramos de soluto por litro de solución % p/v Unidad de concentración que indica las moles de soluto por litro de

disolución Normalidad (N) Forma de expresar los gramos de soluto que existe en un

volumen de 100ml de solución Fracción molar (XA) Significa partes de soluto en un millón de partes de disolución p.p.m. Relación entre el número de moles de cada componente de una

disolución y el número total de moles

2. Cuántos gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) están contenidos en 500 ml de solución 0.50 N de ácido?

3. ¿Cuál es el porcentaje de una solución que contiene 10 gramos de NaCl en 150 gramos de solución?

4. Si se disuelven 20 g de hidróxido de potasio (KOH) en 100 ml de agua, ¿Cuál es el % m/v del KOH en la solución?

5. Calcula la molaridad de una solución que contiene 90 g de glucosa (C6H12O6) en 500 g de agua. (Peso molecular C6H12O6 180g/mol)

6. Si se disuelven 24.5 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) en 1000 ml de solución, ¿cuál es la Normalidad resultante? (Peso molecular del ácido sulfúrico 98 g/mol)

7. Calcule el porcentaje peso a peso de soluto en una solución que se prepara disolviendo 40 gr de NaCl en 67 gramos de H2O?

8. ¿Cuántos gramos de NaOH se requieren para preparar 320 gr de solución al 5 % por masa?

9. ¿Cuántos gramos de agua se requieren para disolver 32 gramos de KCl y obtener una solución al 26% en peso?

10. ¿Cuántos mililitros de alcohol se requieren para preparar 300 ml de solución acuosa al 10 %?

11. Si se mezclan 15 ml de alcohol en 140 ml de agua ¿Cuál es el porcentaje por volumen de agua y alcohol?

12. ¿Cuántos g de agua y de sal deberán tomarse para preparar 108 g de solución al 7 %m/m?

13. disuelven 15 g de azúcar en 80 g de agua. Calcular la concentración de la solución.

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14. Calcule la molaridad para cada una de las siguientes soluciones: a) 30 gramos de etanol en 400ml de solución. b) 20 gramos de NaBr en 500 ml de solución c) 13 gramos de NaCl en 400 ml de solución. d) 0.5 moles de HNO3 3n 240 ml de solución e) 2 moles de NaOH en 125 ml de solución.

15. ¿Qué cantidad de CaCl2 se necesitan para preparar: a) 400 cm ³ de solución 0,5 M. b) 3000 cm ³ de solución 3 M.

16. Hallar los gramos de soluto para cada uno de los siguientes casos:

a) 200 ml de NaI 0.3 molar b) 410 ml de KOH 0.4 molar c) 130ml de CaCO3 0.9 molar

17. Calcula la molaridad de una solución acuosa 1.52 m de CaCl2. La densidad de la solución es 1,29 g/mL.

18. Calcula la molalidad de una solución de ácido sulfúrico concentrado 98% en peso y densidad 1.15g/mL

19. Calcular la moladidad de las siguientes soluciones: a) 0.2 moles de HNO3 en 3 Kg de agua b) 0.3 moles de H2S en 4 Kg de agua

20. Calcular los equivalentes gramos de Ca(OH)2, Al(OH)3 y Na2SO4. 21. ¿Cuál es la normalidad del H3PO4 cuya etiqueta dice 35% en peso y densidad 1.38

g/mL? 22. ¿Cuál será la normalidad de 250 mL de solución que se preparó disolviendo 16 g de

dicromato de potasio en agua. 23. ¿Cuántos gramos de BaCl2 se requieren para preparar 125 mL de una solución 0.25 N

de dicha sal? 24. ¿Cuál es la normalidad de una solución que se prepara agregando 50 mL de agua a

25 mL de KMnO4 0.5 N? 25. Calcula la normalidad de una solución de H2SO4 1.4 M.

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PRUEBA ICFES

1. Una muestra de ácido clorhídrico puro, HCl, necesita 100 g de NaOH de 80% de pureza para neutralizarse. La masa de la muestra de ácido clorhídrico es

A. 73 g. B. 80 g. C. 40 g. D. 36,5 g.

2. Utilizando 1 mol de la sustancia J y agua, se prepara un litro de solución. Si a esta solución se le adicionan 200 ml de agua, es muy probable que

A. permanezca constante la concentración molar de la solución. B. se aumente la concentración molar de la solución. C. se disminuya la fracción molar de J en la solución. D. permanezca constante la fracción molar de J en la solución.

3. Se preparó medio litro de una solución patrón de HCl 1M; de esta solución, se

extrajeron 50 ml y se llevaron a un balón aforado de 100 ml, luego se completó a volumen añadiendo agua. Teniendo en cuenta esta información, es válido afirmar que el valor de la concentración en la nueva solución será igual

A. al doble de la concentración en la solución patrón. B. a la cuarta parte de la concentración en la solución patrón. C. a la mitad de la concentración de la solución patrón. D. a la concentración en la solución patrón.

4. Cuatro tubos de ensayo contienen cada uno 5 ml de soluciones de diferente

concentración de metanol a temperatura ambiente (20ºC), como se muestra en la tabla

5. Si en cada tubo se deposita 1g de parafina líquida (C6H34) insoluble en metanol, de Densidad 0,7733g/cm3, se espera que ésta quede en la superficie de la solución alcohólica del tubo

A. 1

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B. 2 C. 3 D. 4

El carbonato de calcio también se puede descomponer por calentamiento como se muestra en la siguiente ecuación.

6. A condiciones normales, se determina el contenido de CO2 a partir de la

descomposición de una muestra de 500 gramos de roca que contiene 25 % de carbonato de calcio. De acuerdo con lo anterior, la cantidad de moles de CO2 que se produce es:

A. 0,25 B. 1,25 C. 2,50 D. 5,00

7. En la gráfica se muestra la dependencia de la solubilidad de dos compuestos iónicos en agua, en función de la temperatura.

Se preparó una mezcla de sales, utilizando 90 g de KNO3 y 10 g de NaCl. Esta mezcla se disolvió en 100 g de H2O y se calentó hasta 60ºC, luego se dejó enfriar gradualmente hasta 0ºC. Es probable que al final del proceso

A. se obtenga un precipitado de NaCl y KNO3 B. se obtenga un precipitado de NaCl C. los componentes de la mezcla permanezcan disueltos D. se obtenga un precipitado de KNO3

CONTESTE LAS PREGUNTAS 8 Y 9 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN A cuatro vasos que contienen volúmenes diferentes de agua se agrega una cantidad distinta de soluto X. En cada vaso se forman mezclas homogéneas

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8. De acuerdo con la situación anterior, es válido afirmar que la concentración es A. mayor en el vaso 3 B. igual en los cuatro vasos C. menor en el vaso 1 D. mayor en el vaso 2

9. Si se evapora la mitad del solvente en cada uno de los vasos es muy probable que al

final de la evaporación A. los cuatro vasos contengan igual masa de la sustancia X B. la concentración de las cuatro soluciones sea igual C. disminuya la concentración de la solución del vaso dos D. aumente la masa de la sustancia X en los vasos.

10. Se preparó medio litro de una solución patrón de HCl 1M; de esta solución, se

extrajeron 50 ml y se llevaron a un balón aforado de 100 ml, luego se completó a volumen añadiendo agua. Teniendo en cuenta esta información, es válido afirmar que el valor de la concentración en la nueva solución será igual

A. al doble de la concentración en la solución patrón B. a la cuarta parte de la concentración en la solución patrón C. a la mitad de la concentración en la solución patrón D. a la concentración en la solución patrón

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PRÁCTICA DE LABORATORIO Propósito: determinar las Concentraciones de las Soluciones Materiales y reactivos

Balanza Cilindro graduado Agua Espátula Beaker Varilla Papel para ph. Acido Clorhídrico Hcl Gotero Sal NaCl

Procedimiento experimental Experimento Nº 1: Preparacion de una solucion de NaCl (sal común) al 30 % m/m

1. Se taró la balanza (tarar la balanza es calibrarla con un recipiente vacío), con un beaker. 2. Se agregó con una espátula sal (Nacl) en el beaker que esta tarado en la balanza hasta llegar a los 30 gr. 3. En otro recipiente (erlenmeyer) de 250 ml se coloca agua hasta los 50 ml. 4. Se coloca la cantidad de soluto (30 gr. de sal NaCl) en ese recipiente y con la varilla se agita hasta que se vuelva una mezcla homogénea. 5. Luego con un gotero se llena el recipiente hasta los 100 ml.

Experimento Nº 2:

Preparación de una solución de ácido clorhídrico al 25 % v/v

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Procedimiento: 1. Se colocó cierta cantidad de ácido clorhídrico HCl un beaker. 2. Se midió con un cilindro graduado 12 ml de ácido clorhídrico. 3. se colocó en otro beaker agua hasta los 50 ml. 4. Con cuidado se colocó los 12 ml de ácido clorhídrico HCl en el beaker con agua. 5. Con la varilla se agitó hasta convertirse en una solución. 6. Se agregó agua hasta los 100 ml. 7. Después de obtener la solución preparada en un beaker, con el papel de PH se midió la

acidez de la sustancia. La cual fue muy alta.

CIENCIAS NATURALES – Y EDUCACION AMBIENTAL - Química 10

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BIBLIOGRAFÍA

Química 2 Editorial Santillana, México 1997 Enciclopedia Microsoft Encarta 2008

WEBGRAFIA

www.relaq.mx www.chemedia.com http://www.pdf-search-engine.com/guia-ejercicios-quimica-pdf.html http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema4/index4.htm http://www.actividadesdisoluciones.pdf( IES Menéndez Tolosa 3º ESO Química) www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r73535.PDF