SESION Nº 1 I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Caracterizar la química como ciencia, indicando su objeto de estudio y sus objetivos, su método y sus disciplinas más significativas.

• Señalar los aportes más importantes de la química en el mejoramiento de la calidad de vida.

TEMAS Influencia de la química como ciencia en la sociedad

La química es una ciencia que se preocupa de estudiar la composición de las

sustancias, su estructura y las propiedades que presentan estas sustancias (materia).

Además verificar la interacción que pueden ejercer estas sustancias entre si para producir

nuevos materiales.

La química nos permite obtener un conocimiento importante de todo lo que nos

rodea (nuestro mundo), es una ciencia empírica (experimental) que ha influido en los

aspectos más relevantes de nuestras vidas. Por ejemplo en la conservación de recursos

naturales, en los alimentos, medicina, protección del medio ambiente, desarrollo de nuevos

productos en el área agrícola, como fertilizantes y plaguicidas, etc. Sin embargo, algunos

productos químicos también tienen las desventajas de dañar nuestra salud o el medio

ambiente.

Todo el desarrollo de la química desde sus comienzos hasta la actualidad se han

llevado a cabo en el terreno científico-tecnológico, como es el caso de las ciencias de la

salud, tecnología de alimentos, materiales de construcción, etc.

Veremos en el siguiente esquema cómo el hombre puede satisfacer sus

necesidades, cuando requiere producir todo aquello que nos es posible extraerlo

directamente de la naturaleza.

NECESIDADES MATERIAS PROCEDIMIENTOS PRODUCTOS PRIMAS DE FABRICACION

MEDIO AMBIENTE

En general una necesidad puede ser satisfecha con uno o más productos, para

obtener estos productos intervienen varios factores que van desde el tipo de materias primas

como los procesos involucrados en la fabricación. En la actualidad se busca que se satisfaga

las necesidades a través de procesos cada vez más inocuos para el medio ambiente,

evidentemente toda decisión depende de factores económicos y qué tan factibles sean los

nuevos procesos.

El ser humano debe satisfacer necesidades básicas indispensables para la vida,

tales como: alimentación, salud, vestuario y vivienda.

Seguramente usted esta estudiando una carrera como ingeniería, agronomía, del

área de la salud o de algún otro campo, en que está como formación básica la asignatura de

química, lo cual tienen sus argumentos en que efectivamente la química es una ciencia

fundamental que da respuestas a muchas cuestiones cómo la composición de los materiales,

las propiedades de éstos y como interactúan estos materiales con el entorno, que cambios

sufren, etc.

Al estudiar esta ciencia, se adquiere destrezas y conocimiento para poder

describir y comprender la materia. El lenguaje de la química es un lenguaje científico

universal que se usa en otras áreas. Además al comprender el comportamiento de la materia

a nivel de átomos y moléculas mejora el entendimiento de otras áreas de la ciencia como la

tecnología, ingeniería, etc.

Al ser la química una ciencia experimental es necesario seguir ciertas pautas

para la practica de esta ciencia, ésta recibe el nombre de método científico, en el siguiente

esquema observamos dichas pautas:

Método Científico

Lo primero que se hace en toda búsqueda científica es buscar información, esta

se lleva a cabo mediante observaciones y realizando experimentos. Como el objetivo no es

recolectar información sino encontrar un cierto orden en las observaciones, un patrón que

permita entender el origen de ese orden.

Cuando se realiza los experimentos se observan las tendencias o patrones de lo

planteado lo cual nos lleva a dar una explicación tentativa o hipótesis, lo cual nos puede

llevar a plantear otras experiencias.

Cuando se logra vincular muchas observaciones en función de un solo

enunciado entonces se convierte en una ley científica. “Dicha ley es una expresión verbal

concisa que resume una amplia variedad de observaciones y experiencias”

Cuando una hipótesis tiene suficiente generalidad y es continuamente efectiva

para predecir hechos que aún no se observan, se le denomina teoría o modelo. “ Una teoría

es una explicación de los principios generales de ciertos fenómenos, apoyadas en una

cantidad considerable de pruebas o hechos”.

III. ACTIVIDAD PREVIA:

Observaciones y experimentos

Encontrar patrones tendencias y leyes

Formular y probar Hipótesis

Teoría

Lectura de la sesión : R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:2-7 Material de apoyo Nº1.Sesión 1 y 2: Pág. 2-7 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: Lectura de la post sesión : R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:29 Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education Ejercicios propuestos 1.- Explique el método científico 2.-¿Cuáles son las necesidades básicas del hombre? 3.-Explique cómo interviene la química en la satisfacción de las necesidades del hombre SESION Nº 3 TEMA: Clasificación de la Materia I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Entender el concepto de materia definiendo elemento y compuesto químico. • Dada la clasificación de la materia, definir, mezcla homogénea y heterogénea.

II. TEMAS: Materia, sustancia Estados de la materia Mezclas homogéneas y heterogéneas

La materia se puede clasificar: de acuerdo al estado Físico: gas, líquido, sólido o según su

composición: elementos, compuesto y mezcla

Es necesario previo a clasificar y mostrar las propiedades de la materia definir ciertos

conceptos:

• COMPUESTOS QUÍMICOS: La mayoría de las sustancias puras se pueden

transformar en otras sustancias más sencillas, a través del suministro de energía

(calor, luz, corriente eléctrica, etc.), o por reacción con otras especies químicas

Ejs.: cloruro de sodio, carbonato de calcio, H2O, etc.

• ELEMENTO QUÍMICO, en cambio, es una sustancia pura que, por los medios

físicos y químicos usuales no se puede descomponer en otras más simples (cada

elemento se componen de un solo tipo de átomo )

Ejs.: azufre, oro, etc.

• MEZCLAS:Las mezclas se logran por combinaciones de dos o más sustancias, en

las que cada sustancias conserva su propia identidad química y por ende sus

propiedades. Las sustancias que forman parte de una mezcla se denominan

componentes de la mezcla.Ejemplo: mezcla: aire, formado por oxígeno, nitrógeno, y

otros componentes.

• Mezclas Homogéneas: las mezclas que son uniformes en todos sus puntos,

presentando las mismas propiedades intensivas.

Ejemplo: aire (solución gaseosa), gasolina (solución líquida), y latón (solución sólida).

• Mezclas Heterogéneas: no poseen las misma composición, propiedades y aspecto

en todos sus puntos. Presentan propiedades intensivas que varían de unas zonas a

otras. Cada conjunto de zonas con propiedades intensivas iguales se denomina

FASE.Ejemplo.: granito (mica, cuarzo, feldespato)

En el esquema que se muestra a continuación se representa la clasificación de la materia,

involucrando el concepto de mezclas (homogéneas o heterogéneas, compuestos y

elementos: además enfatiza en los métodos de separación

Observe que una sustancia pura es una mezcla homogénea que no puede ser separada pòr

métodos físicos, si además no puede descomponerse en otras sustancias a través de métodos

químicos entonces se trata de un elemento químico.

Esquema: Clasificación de la Materia

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:8-10

Material de apoyo Nº1. Sesión 4: Pág. 10-12 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:30-31 Ejercicios propuestos 1.-Definir los siguientes términos:

a) Materia b) elemento c) compuesto

2.-Clasifique cada una de las siguientes como sustancia pura o mezcla, si es una mezcla especifique si es homogénea o heterogénea:

a) agua de mar b) gasolina c) aire d) magnesio e) concreto

3.-Clasifique cada una de los siguientes: como elemento o compuesto:

a) Hidrógeno b) Agua

c) Oro

d) Azúcar

e) cloruro de sodio SESION Nº 4

TEMA: Propiedades de la Materia I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Dada las propiedades de la materia, definir propiedad física, y química. • Discriminar entre cambio físico y cambio químico.

II. TEMAS: Materia Propiedad física y química Propiedad intensiva y extensiva Cambio físico/cambio químico PROPIEDADES DE LA MATERIA Las propiedades de la materia está referido básicamente a que cada sustancia posee un

conjunto único de características o cualidades que permiten reconocerlo y diferenciarlo de

otras sustancias

Propiedades Físicas y Químicas:

• Propiedades Físicas: Es posible medir esta propiedad sin cambiar la identidad y la

composición de la sustancia.Por ejemplo: color, olor, densidad, punto de fusión ,

punto de ebullición y dureza.

• Propiedades Extensivas: dependen del tamaño de la muestraEjemplo: masa, peso,

volumen, etc.Propiedades Intensivas: independiente de la forma y tamaño de la muestra

Ejemplo: color, olor, sabor, dureza, punto de fusión, punto de ebullición,

etc.Propiedades Químicas: describen la forma en que una sustancia puede cambiar o

reaccionar para formar otra sustancia.

Por ejemplo: inflamabilidad, capacidad de una sustancia para arder en presencia de

oxígeno. Cambios Físicos y químicos

• Cambios físicos : durante los cambios físicos una sustancias varía su apariencia

física pero no su composición. Todos los cambios de estado (de líquido a gas o

líquido a sólido) son cambios físicos.Ejemplo: evaporación del agua, etc.

• Cambios químicos: (o reacciones químicas) una sustancia se transforma en otra

sustancia químicamente distintaEjemplo: Quemar hidrógeno en aire produce agua III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R. Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:11-13 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: Lectura de la post sesión : R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:12 Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:9-12 Ejercicios propuestos 1.-¿Cuál es la diferencia entre propiedad intensiva y extensiva? 2.-De las siguientes propiedades indique si son intensivas o extensivas:

a) Longitud b) volumen c) temperatura de ebullición

3.-Señale si las siguientes afirmaciones describen propiedades físicas o químicas: a) El plomo es más denso que el aluminio b) El agua hierve a 100ºC

c) El aluminio metálico sufre corrosión

4.-Indique a continuación si se describe un cambio físico o químico:

a) Ebullición de agua b) Fundición de cobre

c) Ennegrecimiento de la plata

SESION Nº 5

TEMA: Nomenclatura Inorgánica I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Identificar y nombrar los diferentes compuestos inorgánicos • Conocer la nomenclatura básica y sistemática de los compuestos inorgánicos

II. TEMAS: Número de oxidación Reglas básicas y sistemáticas de nomenclatura Clasificación de elementos Funciones: Hídrido, Óxido, Hidróxido, Ácido y Sal La nomenclatura constituye el conjunto de reglas mediante las cuales se puede asignar un

nombre unívoco a cualquier sustancia simple o compuesta

Existe tres clases de nombres:

• vulgares, • funcionales • sistemáticos

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO

Se distinguen las siguientes combinaciones binarias del hidrógeno: 1.-Hidrácidos: combinaciones del hidrógeno con los siguientes elementos: flúor (F), cloro

(Cl), bromo (Br), iodo (I), azufre (S), selenio (Se) y teluro (Te).

b.- Hidruros no metálicos: combinaciones del hidrógeno con otros no metales

c.-Hidruros metálicos: Combinaciones del hidrógeno con metales.

Hidrácidos

Regla para nombrarlos: Ejemplo: IH nX IH IIS

XHn SH2

raíz nombre X....uro de hidrógeno Ejemplo: Sulfuro de hidrógeno

Hidruros no metálicos Ejemplo: IVC IH 4CH tetrahidruro de carbono Hidruros metálicos

Los ejemplos que se muestran a continuación siguen las mismas reglas que los compuestos anteriores: NaH: hidruro de sodio AlH3: hidruro de aluminio COMBINACIONES BINARIAS DEL OXIGENO Su fórmula general es: n2OX , si n es múltiplo de 2 se simplifican los subíndices Regla: Ejemplo: nX IIO VIS IIO

n2OX 62OS 3SO numeral (n)... óxido de nombre X trióxido de azufre Ejemplos:

K2O: óxido de potasio Al2O3 :óxido de aluminio

HIDROXIDOS Los Hidróxidos son compuestos formados por la combinación del anión hidróxido ( −OH ) y un catión metálico. A estas sustancias se les atribuye la categoría de bases, debido a su carácter básico. Su Fórmula general:

nOHX )(

donde n: valencia del elemento metálico X

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA: Regla: Ejemplo

nX OH IIFe OH nOHX )( 2)(OHFe numeral (n) hidróxido de…nombre de X dihidróxido de hierro NOMENCLATURA SEGÚN STOCK:

nOHX )( 2)(OHFe Hidróxido de ….nombre de X (nº de oxidación) Hidróxido de Hierro (II) SALES BINARIAS Regla: Ejemplo: pA qB IVC IIS

pqBA 42SC 2CS numeral (p) raíz B...uro de numeral (q) disulfuro de carbono nombre de A. Ejemplos:

BrCl: cloruro de bromo IBr5: pentabromuro de yodo

Combinaciones binarias no metal –metal Regla: Ejemplo:

qA pB 2CuI raíz de B...uro de nombre de A yoduro de cobre (II) (valencia de A en núms.rom.) Ejemplos:

CrCl3: tricloruro de cromo /cloruro de cromo (III) MnS: sulfuro de manganeso/ sulfuro de manganeso (II)

OXOACIDOS

Los oxoácidos u oxácidos son compuestos ternarios, más comúnmente conocidos como ácidos ternarios. Estos compuestos son derivados de aniones que contienen oxígeno y poseen propiedades ácidas. NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Fórmula General

pmn OXH

numeral (p) …oxo numeral (m)…raíz de X…ato(nº de oxidación de X) de hidrógeno. Ejemplo:

43POH

tetraoxofosfato(V) de hidrógeno: Nombre sistemático Determinación del Número de Oxidación:

PARA PODER NOMBRAR ESTAS COMPUESTOS ES NECESARIO DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DEL ATOMO CENTRAL

Importante recordar que en general el OXIGENO presente estado de oxidación -2, y el hidrógeno +1. Además las moléculas son eléctricamente neutra, esto es su carga es igual a cero. Ejemplo: 1.-Determinar el estado de oxidación de Cl en:

1+

2−

4HClO

Clx

x=+=

=−++7

081

Nombre sistemático: Tetraoxoclorato(VII) de hidrógeno SALES TERNARIAS Sales Neutras: Las sales neutras son las que no contienen átomos de hidrógeno en su molécula capaz de

ser sustituidos por cationes.

Regla: Ejemplo: Catión +p Anion-p Fe+3 SO4

-2 (Catión)q (anion)p Fe2(SO4)3 numeral(p) nombre anión de tris[tetraoxosulfato (VI)] numeral(q) de nombre Catión de dihierro (III) Ejemplo:

CuBrO2: dioxobromato (III) de cobre (I) Sales dobles Estos compuestos se nombran citando en primer lugar los aniones y a continuación los

cationes, ordenados alfabéticamente y separados por guiones.

KMgF3 : fluoruro (doble) de magnesio-potasio KliNa(PO4): fosfato (triple) de litio-potasio-sodio III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:53-61 Material de apoyo Nº1.Sesión 6 y 7:Pág.15-22 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:56-62 http://www.ust.cl/html/cree/asignaturas/material_profesor/material_qgeneral/guia3_nomenclatura.pdf Ejercicios propuestos 1.-Escriba la fórmula para el compuesto de cada uno de los pares de iones siguientes: a) +3Fe y −Cl b) +3Al y −Br c) +Na y −2

4SO 2.-Dé el nombre según Stock de los siguientes compuestos:

a) 32SAl b) CuCl

c) 32OMn

d) 2)(OHAu

3.-Escriba la fórmula de :

a) óxido de plomo (II) b) hidróxido de potasio

c) hepatóxido de dicloro

d) óxido de dicobre

e) bis[trioxonitrato (V)]de cobre

SESION Nº 6

TEMA: Ecuaciones Químicas I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Entender el concepto de ecuación química • Identificar reactantes y productos

II. TEMAS: Reactantes y productos Ecuación química Ecuación química: representación simbólica abreviada de una transformación química. En general:

• Los reactivos van al lado izquierdo de la flecha, lo cual indica que ellos reaccionan o interactúan para formar otras sustancias.

• Los productos se escriben al lado derecho de la flecha, he indica la formación de

estas sustancias.

Reactivos (R) Productos (P) Por ejemplo:

OHCONaNaOHCOH 23232 +→+

Los reactantes de esta ecuación son: 32COH NaOH Los productos de la reacción son: 32CONa OH2

• Esta reacción sólo indica en forma cualitativa el proceso químico, no indica la

proporción en que reaccionan R (reactantes) y se forman P (productos).

• Para que se cumpla la ley de Lavoisier, la reacción debe ser:

OH2CONaNaOH2COH 23232 +→+ III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:15-22 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION:

Lectura voluntaria: Brown, Lemay, Química:, La ciencia Central, Pearson Education, pág.:56-62 SESION Nº 7

TEMA: Teoría Atómica I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Conocer las partículas subatómicas más comunes • Entender el concepto de número atómico y número másico

II. TEMAS: Partículas subatómicas Número másico y número atómico Isótopos Partículas fundamentales del átomo Los átomos pueden descomponerse de manera instantánea o artificialmente en otras

partículas más básicas.

De estas partículas subatómicas elementales o básicas, hay tres que se requieren para elaborar un modelo atómico satisfactorio, y se llaman PARTÍCULAS FUNDAMENTALES:

• El electrón • El protón • El neutrón

En la siguiente tabla se resume las masas y cargas de las partículas subatómicas:

Partícula Masa/g Carga= culombios Carga = unitaria Electrón 9,1095·10-28 -1,6022·10-19 -1 Protón 1,67252·10-24 +1,6022·10-19 +1 neutrón 1,67495·10-24 0 0

• Número atómico (Z): corresponde al número de protones de un átomo

• Número Másico (A): corresponde a la suma dde los protones más los neutrones

Representación simbólica de una átomo neutro

XAz

Es posible determinar para un elemento cuántos electrones, neutrones y protones posee si se tienen los valores de Z y A. Ejemplos: Determinar el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes elementos neutros:

1.- Cr5224 = 24 protones, 28 neutrones, 24 electrones

2.- Ca4020 = 20 protones, 20 neutrones, 20 electrones

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:8-9 Material de apoyo Nº1Sesión 3. Pág.: 8-9

• Al restar A-Z nos da el número de neutrones de un átomo

• Un átomo neutro posee el mismo número de protones que de electrones

IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:81-86 www.ust.cl/html/cree/asignaturas/material_profesor/material_qgeneral/guia_estructura_atomica.pdf

SESION Nº 8

TEMA: Masa Atómicas I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Determinar la masa atómica promedio de un elemento a partir de la masa de cada uno de los isótopos con sus respectivas abundancias.

• Entender el concepto de mol. • Definir masa molar en términos de la masa correspondiente a un Mol de sustancia

II. TEMAS: Mol Número de Avogadro Masa molar

Elementos: mezcla de isótopos

con diferente masa, por lo tanto,

Masa atómica de un elemento

será igual a una masa relativa

promedio de todos los isótopos

naturales de ese elemento, referida

a la masa atómica del carbono-12

(exactamente 12,0000 Unidades

de masa atómica = uma ) Los isótopos del hidrógeno (1 solo protón) tiene nombres propios:

)(

)""/(33

1

221

111

tritioTHH

pesadohidrógenodeutorioDHH

HHH

==

==

==

Ejemplo:

Determinar la masa atómica promedio del cobre que posee dos isótopos, a partir de la

información señalada en la siguiente tabla:

Isótopo Masa isotópica (uma) Abundancia/% Masa atómica promedio (uma)

Cu6329

62,9298 69,09

Cu6529

64,9278 30,91

?

Para determinar la masa atómica del cobre es necesario multiplicar la

abundancia (%) por la masa del isótopo, como el cobre tienen dos isótopos entonces la

masa del cobre será igual a la suma de la resultante de cada isótopo.

Respuesta: 63,55

• mol: es la unidad química que permite representar cantidad de materia (átomos,

moléculas, iones, electrones, etc).

La masa de un 1 átomo de C-12 es igual a 1,9926·10-23 g, por la tanto el número de átomos

de C-12 en 12 g es igual a 12/1,9926·10-23= 6,022·1023.

Esta cantidad se generaliza a cualquier especie química, es decir:

1 mol de cualquier especie química (átomo, molécula, ión, etc.) = 6,022·1023 especies.

Esto es, el número de partículas por mol es 6,022·1023 y este número se denomina número de Avogadro, NA.

Como mol es una unidad, para cantidades mayores o menores, se usan prefijos SI. EJ.:

1milimol (mmol)=10-3 mol.

Importante considerar las siguientes relaciones:

• 1 mol de molécula de H2O= 6,02·1023 moléculas de H2O

• 1 mol de átomos de Carbono (C) = 6,02·1023 átomos de carbono (C)

• 1 mol de iones CO3-2= 6,02·1023 iones CO3

-2

Ejemplo:

1.- Una muestra de agua contiene 3,14 mol de molécula de agua. ¿Cuántas moléculas de agua hay en la muestra?.

(R= 1,89x1024 molécula de agua).

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:8-9

NA permite realizar conversiones entre número de moles (n) y número de átomos, iones, moléculas, etc.(es decir, número de partículas

IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:81-86 www.ust.cl/html/cree/asignaturas/material_profesor/material_qgeneral/guia2.pdf SESION Nº 9

TEMA: Estructura Atómica I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Conocer y describir los principios de estructura atómica • Describir cualquier electrón a través de sus cuatro números cuánticos. • Desarrollar la configuración electrónica de cualquier elemento o ión monoatómico a

partir de su número atómico, aplicando el principio de Aufbau, de exclusión de Pauli y de Hund

II. TEMAS: Modelo de Bohr Fundamentos de la mecánica Cuántica Principio de Aufbau, y de exclusión de Pauli Regla de Hund Diagrama de orbitales Configuración de átomos y iones.

Al resolver la ecuación de onda, las soluciones aceptables se obtienen en función de cuatro números cuánticos: n, l, m y s, que reciben, respectivamente, los nombres de principal, acimutal, magnético y de espín.

• n = número cuántico principal: proporciona el nivel y la distancia promedio

relativa del electrón al núcleo. Valores: 1, 2, 3,....Define el tamaño del orbital y la

mayor parte de la energía del electrón.

• l = número cuántico acimutal: proporciona el subnivel. Valores: desde 0 hasta (n-

1). Define la forma del orbital, dando su excentricidad.

• m = número cuántico magnético: define la orientación del orbital. Valores: -l

(pasando por 0) hasta +l.

• s = número cuántico de espín: define el sentido de giro del electrón. Valores ± ½.

En la siguiente tabla se muestran los valores que puede tomar l y los orbitales que están

asociados a esos valores:

Valores de l 0 1 2 3 orbital s p d f

• Principio de incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”.

• Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden

tener los mismos números cuánticos idénticos y, por lo tanto, un orbital no puede tener más de dos electrones.

Por ejemplo para en nivel n= 1, se obtienen que sólo puede haber 2 electrones

Es posible ver cómo se distribuyen los electrones en átomos multielectrónicos (configuración electrónica de los elementos): Regla de Aufbau o “Regla de lluvia” El orden de construcción para la configuración electrónica se muestra en el siguiente esquema: Ejemplos: Determine la configuración electrónica de:

El número máximo de electrones por nivel es: ( )22 n

a) Sodio (Z=11) b) Bromo (Z=35)

Respuesta: a) 1622 3221 spss b) 510262622 43433221 pdspspss

Regla de LLuvia

• Regla de máxima multiplicidad o principio de Hund:“Los electrones, al ocupar

un subnivel, deberán distribuirse en el mayor número de orbitales posibles (máxima

multiplicidad o desapareamiento máximo) y de forma que sus espínes sean

paralelos”.

Ejemplo:

Nitrógeno, N (Z=7): 1s2 2s2 2p3

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:8-9 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:81-86 www.ust.cl/html/cree/asignaturas/material_profesor/material_qgeneral/guia4_estructura_atomica.pdf

SESION Nº 10 TEMA: Sistema Periódico I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Dadas las distribuciones electrónicas de una serie de elementos, clasificarlos en elementos representativos, gases nobles, de transición y de transición interna. Además de asignarle grupo y periodo

• Comparar radios iónicos con los radios de los elementos neutros correspondientes. • Describir las propiedades periódicas de los elementos: electronegatividad, radio

atómico, energía de ionización.

II. TEMAS: Grupos /periodos Representativo, transición, transición interna Radio atómico /iónico Electronegatividad Energía de ionización Afinidad electrónica

Sistema Periódico Actual

Es semejante a lo planteado por estos dos científico, pero ahora el elemento

ordenador es el número atómico. De esta manera podemos ver que el Sistema periódico

consiste en la ordenación de los elementos según su número atómico creciente, en siete

filas (periodos) y 18 columnas (grupos o familias), de manera que en las columnas se

correspondan aquellos elementos que tienen propiedades análogas

• Periodos: todos los periodos excepto el primero, que consta de sólo dos elementos,

y el último, que todavía esta incompleto, comienzan en un metal alcalino ( )1ns

y termina en un gas noble ( )62npns .

• Grupos: Los elementos que integran cada uno de los 18 grupos, salvo contadas

excepciones, tienen la misma estructura en el nivel electrónico externo, lo cual

explica la semejanza de sus propiedades. Los grupos se enumeran del I al VIII y

cada número va seguido de una letra A o B .

• Los elementos de los Grupos A: se conocen como “Elementos de los Grupos

Principales” o “Representativos”.

• Los elementos de los grupos B (en el centro, entre los grupos A), se conocen como

“Elementos de Transición”.

• Entre los elementos de los grupos B se encuentran los “Lantánidos” y los

“Actinidos”, que se conocen como “Elementos de Transición interna” y se ubican

en dos filas aparte, al inferior de la Tabla.

Clasificación de los elementos químicos según su estructura electrónica.

• Gases Nobles: presentan niveles electrónicos completos. Excepto He (1s2).

Estructura electrónica externa: 62npns

• Elementos representativos: tienen todas las capas electrónicas interiores completas y

la última está parcialmente ocupada y la estructura de ésta varía desde 1ns hasta 52npns .

• Elementos de Transición : tienen electrones en los orbitales d del penúltimo nivel

energético. Su configuración externa varía desde ( ) ( ) 112 f2nd1nns −−

hasta ( ) ( ) 1412 f2nd1nns −−

PROPIEDADES PERIÓDICAS

• Radio (o Volumen) Atómico: Para los elementos de grupos principales, aumenta al

bajar por un grupo y disminuye al avanzar hacia la derecha por un periodo.

• Catión: su radio siempre es menor que el del átomo del que proviene. Al eliminar

un electrón hay menor repulsión entre ellos y el núcleo los puede atraer con más

fuerza.

• Anión: su radio siempre es mayor que el del átomo del que proviene. Al agregar un

electrón hay mayor repulsión entre ellos y los niveles se expanden.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI): Es la energía necesaria para eliminar un electrón de un átomo en estado gaseoso. Ej.:

( ) ( ) −+ +→+ eNaionizacion.de.energiaNa gg

ELECTRONEGATIVIDAD (EN)

Es una medida de la capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones compartidos en

un enlace covalente.

La Electronegatividad de los no metales es mucho mayor que la de los metales

• Pauling: Establece una escala relativa de EN. Asignándole el máximo valor al Flúor

de 4,0.

• Así, todos los elementos con En ≥ 2,5 son no metales; todos los elementos con EN ≤

1,3 son metales, estos son elementos electropositivos, forman compuestos iónicos.

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La mayor parte de los átomos pueden ganar electrones para formar iones con

carga negativa. El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo

gaseoso se denomina afinidad electrónica

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:306-327 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:238-256 Ejercicios propuestos: 1.- ¿Cuál de los conjuntos de elementos siguientes está en el orden incorrecto de radio atómico creciente?

a).- S, As, Sn

b).- P, Si, Al c).- Se, As, Sb d).- Cl, S, O e).- Cl, Br, I

2.- ¿En cuál de estas alternativas todos los elementos pertenecen al mismo grupo?

a).- N, O, F b).- Ba, La, Hf c).- B, Ga, Tl d).- Ce, Pr, Nd e).- K, Ca, Sr

3.- Consulte la tabla periódica parcial que se reproduce en seguida. ¿Cuál elemento tiene el radio atómico más pequeño?

4.- ¿Cuál de los elementos siguientes tiene la energía de ionización más baja? a). S b). As c). Cl d) Ge e) F

SESION Nº 11

TEMA: Enlace Químico I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Definir enlace químico y explicarlo a través de las estructuras electrónicas de los átomos

• Caracterizar el enlace iónico a través de las propiedades físicas que presentan los compuestos. Indicar ejemplos de compuestos iónicos.

• Caracterizar el enlace metálico mediante las propiedades físicas de los elementos que lo presentan. Señalar e n la tabla periódica la ubicación de estos elementos.

II. TEMAS: Enlace químico Enlace iónico Enlace metálico electronegatividad

• Enlace químico: es la fuerza de atracción que permite unir a los átomos que forman un compuesto ( unión química).

• En general cualquier átomo siempre busca estabilidad, por lo tanto, busca parecerse

a un gas noble ( 62npns ), que químicamente son más estables.

• Cómo: Intercambiando (cediendo o aceptando electrones) o compartiendo

electrones, para lograr la configuración electrónica de gas noble y por lo tanto tener

estabilidad similar a estos.

• Enlace metálico: Los electrones en los metales no pertenecen a un átomo

determinado, sino que todos ellos son comunes en la red. El enlace metálico no

tiene carácter dirigido, sino que actúa en todas direcciones, igual que el enlace

iónico.

• Enlace iónico: Se establece un enlace iónico cuando existe transferencia de

electrones, un elemento cede electrones y el otro acepta electrones.

• Por lo tanto, al existir iones de cargas opuestas, habrá entre ellos atracciones

electrostáticas, lo cual los convierte en enlaces muy difícil de romper.

• En la “fórmula” el átomo que cede electrones (e-) catión se escribe a la izquierda y

el que recibe e-, anión se escribe a la derecha.

• Ejemplos: entre elementos de los grupos I y IIA y elementos de los grupos VI y

VIIA, es decir, entre elementos ubicados en extremo opuestos de la tabla periódica.

Características generales de los compuestos iónicos

• Puntos de fusión y de ebullición elevados

• Alta resistencia a la dilatación

• Solubles en disolventes polares como agua, amoniaco, etc. Sin embargo son

insolubles en disolventes orgánicos.

• Conductividad eléctrica: cuando están disueltos o fundidos (electrolitos) conducen

la corriente eléctrica.

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:329-336 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria:: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:337 -Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:275-282

Ejercicios Propuestos

1.- ¿Indique el tipo de enlace (polar o apolar) de las siguientes sustancia:

a.- F-F b.- O-O c.- S-S d.- O-S e.-H-H

2.- Con base en la configuración electrónica, ¿cuál es el ion que probablemente forma el magnesio?

a.- Mg- b.- Mg2- c.- Mg6+ d.- Mg6- e.- Mg2+

3.- ¿De cuál de los compuestos iónicos siguientes no es de esperar que se forme por combinación de los pares de elementos siguientes?

a.- RbCl b.- K3N c.- CsO d.- AlN e.- B2O3

4.-Al hacer reaccionar ele elmento X perteciente al grupo IIA del sistema periodico con el elemento Y del grupo VIA, la fórmula esperada del compuesto será: a).-XY b).- X3Y c).- XY3

d).-X2Y3 e).-X3Y2

SESION Nº 12

TEMA: Enlace Covalente I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Definir y describir enlace covalente a través de las diferencias de electronegatividad.

• Aplicar estructuras de Lewis para discriminar entres los distintos tipos de enlace • Aplicar la regla del octeto en la determinación de estructura de Lewis.

II. TEMAS: Enlace covalente Estructura de Lewis Regla del octeto

• enlace covalente: Lewis propuso que un enlace químico implica que los átomos

compartan electrones.

HHHH ••

•• →+

• Para simplificar, el par de electrones compartidos se representa, a menudo, con una

sola línea. Así, el enlace covalente de la molécula de hidrógeno se puede escribir

como:

HH −

• En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos

de ambos átomos.

• En los enlaces covalentes entre átomos polielectrónicos (muchos e-) sólo participan

los electrones de valencia (n° del grupo).

Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes se

denominan estructura de Lewis.

• Estructura de Lewis: es la representación de un enlace, donde el par de electrones

compartidos se indica como línea o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares

libres no compartidos, se indican como pares de puntos en los átomos individuales.

• En una estructura de Lewis se debe cumplir con la regla del octeto: un átomo diferente

del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de

valencia, es decir, un enlace covalente se forma cuando no hay suficientes electrones

para que cada átomo individual tenga el octeto completo.

• Para el hidrógeno, el requisito es que obtenga la configuración electrónica del He (esto

es como máximo dos electrones).

• Los electrones no-enlazantes se denominan pares libres, es decir, pares de electrones

de valencia que no participan en la formación del enlace covalente.

Ejemplo: estructura de Lewis para la molécula de agua

Ejercicio: Escriba la estructura de Lewis para el dióxido de carbono, CO2 Respuesta:

¨

¨

¨

¨OCO ==

III. ACTIVIDAD PREVIA:

Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:327-348 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria:: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:353 -Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:282-284 Ejercicios Propuestos 1.- Represente la estructura de Lewis para el ácido nítrico ( 3HNO ). El átomo de hidrógeno

pertenece al grupo I, el átomo de nitrógeno al grupo V y el átomo de oxígeno al grupo VI.

2.- Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes especies:

a.- 3AsH b.- 3PCl c.- +

4PCl d.- 4SiF

3.-El enlace esperado para el compuesto formado entre el átomo de flúor y el átomo de litio

es de tipo:

a.- covalente polar b.-Covalente apolar c.-Ionico d.-dipolar

4.- ¿Cuántos pares de electrones hay alrededor del Xe en el XeF2?

a. 3 b. 4 c. 6 d. 2 e. 5

5.- Indique el orden correcto en cuanto a polaridad creciente de las siguientes sustancias:

Si-Cl S-Cl P-Cl Si-Si 6.-Indique el orden decreciente en cuanto a poliridad de los siguientes compuestos:

F-O F-F F-Cl F-C

7.- ¿Cuál de las combinaciones de átomos siguientes tiene más posibilidad de formar un enlace covalente?

a.- Cu, Se b.- Cd, Cl c.- N, F d.- K, O e.- Fe, S

SESION Nº 13 TEMA: Polaridad de enlace I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Determinar la polaridad parcial de un enlace covalente utilizando el concepto de electronegatividad.

• Dada la fórmula de compuestos poliatómicos moleculares neutros o iónicos, señalar su geometría utilizando el Modelo de Repulsión de Pares de electrones de valencia.

• Dad la fórmula de moléculas biatómicas y poliatómicas, indicar las que corresponden a moléculas de carácter polar.

II. TEMAS: Enlace covalente polar y apolar Geometría: tetraédrica, angular, triangular plana. III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:367-376 IV. METODOLOGIA DE LA SESION:

Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria:: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:390 -Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:315-322 Ejercicios Propuestos 1.- Indique el número total de pares de electrones, el número de pares enlazantes y

antienlazantes, y la geometría molecular del ClO2-.

2.- Indique el número total de pares de electrones, el número de pares enlazantes y

antienlazantes, y la geometría molecular del PCl3

3.- Cuál o cuáles de las moléculas siguientes son polares, analice la geometría de las moléculas para predecir su respuesta

a.-CCl4 b.-SF4 c.-CS2 d.-NF3 e.- SO3 f.-PF5

4.- Considere la estructura de Lewis de la glicina, el aminoácido más simple:

¿ Cuál es el número total de enlaces en toda la molécula, y cuál es el número total de enlaces ?

5.- Determine la geometría del ClO3 ,a partir de su estructura de Lewis.

6.- ¿Cuál de las moléculas siguientes es polar?

(i) BF3

(ii) CF4

(iii) NF3

(iv) PCl5

a.- sólo i b.- sólo ii c.-sólo iii d.- sólo iv e.- ii y iv SESION Nº 14 TEMA: Uniones Intermoleculares I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Distinguir los diversos tipos de enlace intermoleculares que presentan las moléculas en estado líquido: dipolo-dipolo; fuerzas de London; puentes de hidrógeno.

II. TEMAS: Unión intermolecular Dipolo-dipolo Fuerzas de London Puente de Hidrógeno

• Las fuerzas intermoleculares se refieren a las interacciones entre partículas

individuales (átomos, moléculas o iones), constituyentes de una sustancia.

• Estas fuerzas son bastante débiles en relación a las fuerzas intramoleculares, es

decir, los enlaces iónicos o covalentes.

Existen tres tipos de fuerzas de atracción entre moléculas neutras: • Fuerzas dipolo-dipolo

• Fuerzas de London

• Puente de hidrógeno

• Fuerzas dipolo-dipolo: Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de

tipo permanente dipolo-dipolo, debido a la atracción de la carga +δ del átomo de

una molécula con respecto a la carga −δ del átomo de la otra molécula.

• Las fuerzas dipolo-dipolo sólo son efectivas cuando las moléculas polares están

muy juntas.

• Fuerza de London: Son fuerzas atractivas muy débiles que sólo son importante a

distancias extremadamente cortas.

• Las fuerzas de London resultan de la atracción de un átomo cuyo núcleo está

cargado positivamente, por la nube electrónica de un átomo de las moléculas

vecinas

• Las fuerzas de London están presentes en sustancias no polares simétricas tales como: SO3; CO2; O2; N2, etc

• Puentes de Hidrógeno: Son un tipo especial de atracción intermolecular que existe

entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (ej: H-F; H-O o H-N) y un par de

electrones no compartido en un ión o átomo electronegativo cercano (usualmente F,

O, o N de otra molécula).

Ejemplo: existe un puente de hidrógeno entre el átomo de H de una molécula de HF y el

átomo de F de una molécula de HF adyacente:

HFHF −⋅⋅⋅−

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:417-424 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown ,Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:407-417 Ejercicios Propuestos:

1.- Las fuerza que mantienen unidas a las moléculas de los líquidos se denominan fuerzas intermolecular (atracción dipolo-dipolo; fuerzas de London; puentes de hidrógeno). Describa cada una de estas fuerzas y de ejemplos de líquidos donde estén presentes.

2.-¿Cuál de las sustancias siguientes tiene como una de sus fuerzas intermoleculares la formación de puentes de hidrógeno?

a.-

b.-

c.-

d.- 3.-Prediga el tipo de enlace intermolecular que presentan, en el estado líquido, las

siguientes especies:

a.- 2CO

b.- 3NH

c.- SH 2

SESION Nº 15 TEMA: Leyes Ponderales/ Balance de Reacciones Químicas I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Conocer y aplicar la ley de Lavoisier • Conocer y aplicar la ley de Proust • Resolver problemas estequiométricos aplicando los principio anteriores • Escribir y equilibrar ecuaciones químicas (excluyendo reacciones redox)

II. TEMAS: Reacción y ecuación química Ley de Lavoisier Ley de Proust Balance de ecuaciones químicas (tanteo o método algebraico) Tipos de ecuaciones químicas. LEYES DE COMBINACIÓN QUÍMICA

Cada una de estas leyes están referidas a cantidades de sustancias que pueden combinarse entre sí. Las leyes que indican las proporciones (en peso o volumen) en que se combinan las sustancias entre sí fueron primero leyes experimentales, y posteriormente

explicadas todas ellas mediante la hipótesis atómica de Dalton.

• Ley de conservación de la masa(o ley de la conservación de la materia): “La materia

ni se crea ni se destruye, únicamente se transforma”.La masa total de los materiales

presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la

reacción

• ley de las proporciones definidas o constantes (proust): “Los pesos de los

elementos que intervienen en la formación de un compuesto están siempre en una

relación constante”.

BALANCE DE ECUACIONES

Ecuación química: representación simbólica abreviada de una transformación química. En

general

Reactivos (R) Productos (P)

Existen dos métodos para balancear una ecuación química:

• Método del Tanteo: En general, se debe balancear primero los metales, luego los

no-metales, luego el hidrógeno y por último el oxígeno.

• Método Matemático o Algebraico. Se asignan coeficientes literales a cada

compuestos, se iguala el número de átomos de cada elementos antes y después de la

transformación química y se resuelve el sistema de ecuaciones.

• Para resolver el sistema de ecuaciones, es aconsejable asignar a un coeficiente

Recuerde que la masa total de los productos debe ser igual a la masa total de los reactantes: ley de conservación de la masa.

cualquiera el valor 1 y obtener, a partir de él, los demás.

• Igualar la ecuación siguiente: OHCOOCH 2224 +→+

A.-Lo primero es asignar coeficientes literales:

OdHcCObOaCH 2224 +→+

B.- Se escriben las ecuaciones para cada átomo:

1.-C: a = c

2.-H: 4a=2d 3.-O 2b= 2c+d C.-Si asignamos el valor 1 al coeficiente a, entonces reemplazamos el valor en las ecuaciones:

ecuación 1: si a =1 c=1

ecuación 2: 4a = 2d 221·4

2a4d ===

ecuación 3: 2b= 2c+d 22

21·22

dc2b =+

=+

=

D.-Por lo tanto la reacción queda:

OH2COO2CH 2224 +→+ E.-Observe que al “contar” los átomos estos están balanceados: del lado de los reactantes (izquierdo) hay 1 átomo de carbono, 4 átomos de hidrógenos y 4 átomos de oxígeno . Del lado de los productos (derecho) existe 1 átomo de carbono, 4 átomos de hidrógenos y 4 átomos de oxígeno. III. ACTIVIDAD PREVIA:

- Material de apoyo Nº1. sesión 5 pág: 13-14 del CREE, (asignaturas y programas/material del profesor/química general)

IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág. 37 -Lectura voluntaria: Brown , Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:75-79 www.ust.cl/html/cree/asignaturas/material_profesor/material_qgeneral/guia3_leyes ponderales.pdf www.ust.cl/html/cree/asignaturas/material_profesor/material_qgenorg/guia%20ejercicios1%20qcagralyorg.pdf

SESION Nº 16 TEMA: Clasificación de Reacciones Químicas I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Clasificar ciertos tipos de reacciones químicas • Señalar los factores que influyen en una reacción química

II. TEMAS: Tipos de ecuaciones químicas. Aplicaciones de las ecuaciones Tipos de ecuaciones Químicas 1.- Reacción de Combinación: ABBA ⇒+ 2.- Reacción de descomposición: BAAB +⇒

3.- Reacción de sustitución: BACBCA +⇒+ 4.- Reacción de sustitución doble: BCADCDAB +⇒+ 5.- Reacción de combustión: OHCOOHC nn 22222 +⇒++ III. ACTIVIDAD PREVIA:

- Material de apoyo Nº 1. sesión 6 pág: 19 CREE, (asignaturas y programas/material del profesor/química general)

IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown , Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:80-82 CREE\asignaturas\material_profesor\material_qgeneral\guiatiporeaccion.pdf SESION Nº 17

TEMA: Fórmulas químicas I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Determinar fórmulas empíricas a partir de análisis químico • Determinar fórmulas moleculares a partir de las fórmulas empíricas

II. TEMAS: Composición centesimal Fórmula empírica Fórmula molecular RELACIONES DE MASA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

• Determinación de Fórmulas Empíricas y Molecular

Fórmula Empírica (o mínima): indica sólo tipo y proporción de átomos en la molécula o fórmula. Fórmula Molecular: indica tipo y número de átomos en la molécula. Por lo tanto, dos o más compuestos pueden tener igual fórmula empírica, pero difieren en la molecular. Ejemplo:

-Benceno (fórmula empírica: CH; fórmula molecular: C6H6) -Acetileno (fórmula empírica: CH; fórmula molecular: C2H2)

Cómo se determinan estas fórmulas: Experimentalmente, se analizan los elementos (“análisis elemental”) que constituyen el

compuesto y su composición (%). Con estos datos, y conociendo las masa atómicas de los

elementos, se deduce la fórmula empírica según:

1. cálculo de moles (n) de cada elemento presente (base de cálculo: 100 g de muestra).

2. transformación de la relación de moles, para que resulte una relación entre número

enteros sencillos (dividiéndolas todas por el menor de ellas).

3. La anterior es la relación que existe entre los átomos que forman la molécula, es

decir, la fórmula empírica.

Conocida la fórmula empírica y la masa molar (MM) del compuesto, se puede determinar

la fórmula molecular:

1. Determinación de la masa molar correspondiente a la fórmula empírica.

2. Cálculo del número de veces que se repite la fórmula empírica en cada molécula de

compuesto (dividiendo la masa molecular del compuesto por la masa molar

obtenida para la fórmula empírica, le llamaremos χ a esta división).

3. Multiplicación de todos los subíndices de la fórmula empírica por el valor anterior

(χ), con lo que se obtiene la fórmula molecular.

Ejemplo:

• Un hidrocarburo que contiene 92,3% de C y 7,74% de H, tiene una masa molar

aproximada de 79 g/mol. ¿Cuál es su fórmula empírica y molecular?

(masa atómica: C=12, H=1 g/mol)

Respuesta

FE = CH, masa molar (FE)=13 g/mol, χ=6

FM = C6H6

III. ACTIVIDAD PREVIA: - Material de apoyo Nº1. sesión 8 pág: 23-25 CREE, (asignaturas y programas/material del

profesor/química general) IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown , Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:80-82 CREE\ asignaturas\material_profesor\material_qgeneral\formulasempirica.pdf

SESION Nº 18 TEMA: Cálculos con ecuaciones químicas I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Comprender el concepto de ecuación química • Determinar rendimiento de una reacción química • Identificar calculando el reactivo limitante • Calcular el producto de una reacción a partir del reactivo limitante.

II. TEMAS: Composición centesimal Fórmula empírica Fórmula molecular Ecuación Química En general hemos supuesto que en la reacción estaban presentes cantidades

estequiométricas exactas de reactivo (R). Una vez concluida la reacción, no quedaba nada

de los reactivos. Sin embargo, esto casi nunca ocurre, generalmente el material más barato

se usa en exceso, para asegurar que el más costoso se consuma por completo.

Reactivo limitante

Es el reactivo (R) que se consume por completo, una vez que éste se agota, ya no puede

formarse más producto (P). Por lo tanto, se usa para calcular la cantidad máxima de

producto que se puede obtener en un caso dado.

Para calcular la cantidad de producto que se forma siempre debe utilizar el reactivo limitante:

Por otra parte, la cantidad máxima de producto (P) que se obtiene cuando se calcula a partir

de suponer que todo el RL ha reaccionado, se denomina rendimiento teórico (100%). Sin

embargo, generalmente, esto no ocurre: el rendimiento real es menor que el teórico, debido

a reacciones colaterales que conducen a otro producto, a pérdidas durante el proceso de

separación o purificación ,etc. Es decir:

obtenible.teórico.productoobtenido.real.productoR =

En general, se expresa en %:

100obtenible.teórico.producto

obtenido.real.productoR% •=

Ejemplo: En la reacción de combustión de propano (reacción balanceada) realice lo siguiente:

• Determine cual es el reactivo limitante oxígeno (O2) o propano(C3H8). • Determine cuánto reactivo en exceso queda en la reacción una vez que ésta finaliza. • Cuál es la cantidad máxima teórica de CO2 posible de obtener.

)l(2)g(2)g(2)l(83 OH4CO3O5HC +→+

Respuesta:

• El oxígeno es el reactivo limitante, por lo tanto el propano es el reactivo en exceso. • 0,164 mol de propano queda sin reaccionar. • 0,188 mol de CO2; 8,27 gramos de CO2.

III. ACTIVIDAD PREVIA: - Material de apoyo Nº1. sesión 8 pág: 23-25 del CREE, (asignaturas y programas\material

del profesor \química general)

IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown , Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:80-82 CREE\asignaturas\material_profesor\material_qgeneral\reactivolimite.pdf SESION Nº 19

TEMA: Termoquímica I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Definir Entalpía • Determinar la variación de entalpía de un sistema • Diferenciar reacciones endotérmicas y exotérmicas • Calcular la entalpía de una reacción a través de la Ley de Hess • Calcular entalpía de reacción a partir de las entalpías de formación estándar

II. TEMAS: Entalpía Entalpía de reacción y de formación Ley de Hess Primera ley de la termodinámica: “ley de conservación de la energía” “Cualquier energía que un sistema pierde deberá ser ganada por el entorno y viceversa”. La energía interna de un sistema (que incluye al núcleo y los electrones), no son posibles de

determinar con exactitud, lo que se hace es medir cambios de energía que acompañan a los

procesos físicos y químicos .

inicialfinal EEE −=∆

wqE +=∆ donde q es el calor agregado o liberado y w es el trabajo realizado sobre o por el sistema

• Cuando se transfiere calor del entorno al sistema, q es positivo • Cuando el entorno efectúa trabajo sobre el sistema, w es positivo

“Tanto el calor que se agrega al sistema como el trabajo que se efectúa sobre el sistema aumentan su energía interna. PROCESOS ENDOTÉRMICOS Y EXOTÉRMICOS • Cuando un sistema absorbe calor Proceso Endotérmico

Fluye calor hacia adentro del sistema.

• Un proceso que produce desprendimiento Proceso Exotérmico de calor

fluye calor hacia fuera

del sistema.

Entalpía

Define el calor absorbido o liberado a presión constante, se describe con la letra

H, es una función de Estado.

Lo que se mide es un cambio de entalpía: ∆H

inicialfinal HHH −=∆

Entalpías de Reacción

testanreacproductos HHH −=∆

Ejemplo:

)g(2)g(2)g(2 OH2OH2 →+ kj6,483H −=∆

)g(2)g(2 OH2 +

0H <∆ (exotérmico)

)g(2OH2

• como se observa en la gráfica, el producto (agua) tiene una entalpía menor que los reactantes (hidrógeno y oxígeno). Por lo tanto este es un proceso exotérmico, con un ∆H negativo.

• La entalpía es una propiedad extensiva, por lo tanto es proporcional a la cantidad de reactivo consumido en el proceso.

E N T A L P I A

Ley de Hess

La ley de Hess dice que si una reacción se efectúa en una serie de pasos, ∆H

para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía para los pasos

individuales.

Se utiliza la ley de Hess para calcular cambios de energía que son difíciles

de medir directamente.

Ejemplo: no es posible medir directamente la entalpía de combustión del

carbono para formar monóxido de carbono.

a) kJ5.393HCOOC )g(2)g(2)s( −=∆⇒→+

b) kJ0.283HCOOCO )g(2)g(221)g( −=∆⇒→+

utilizando estos datos, calcule la entalpía de combustión de C a CO:

Respuesta:

kJ5.110HCOOC )g()g(221

)s( −=∆⇒→+

ENTALPÍAS DE FORMACIÓN

)reactivos(Hm)productos(HnH ffr°°° ∆∑−∆∑=∆

°∆ rH , entalpía estándar de reacción, se define como el cambio de entalpía

cuando todos los reactivos y productos están en estado estándar (25ºC, 1 atm.)

°∆ fH , entalpía estándar de formación, definida como el cambio de entalpía de

la reacción que forma 1 mol del compuesto a partir de sus elementos.

n y m son los coeficientes estequiométricos de la reacción.

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág218-248 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION: -Lectura voluntaria: Brown , Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:153-187 Ejercicios Propuestos

1.- Calcule el cambio de energía interna del sistema para los procesos siguientes: Se calienta un globo agregándole 320 J de calor. El globo se expande y realiza 180 J de trabajo sobre la atmósfera.

2.- ¿Cuál de los enunciados siguientes es verdadero cuando se ha realizado trabajo sobre el sistema?

a).- no se ejerce fuerza alguna b).- un objeto está inmóvil c).- la energía del sistema debe aumentar d).- la energía del sistema debe disminuir 3.-A partir de los calores de reacción siguientes:,

2C (grafito) + 2H2 (g) + O2 (g) --> 2H2CO (g) H = -217 kJ/mol

2C (grafito) + 2H2 (g) + 2O2 (g) --> 2H2CO2 (l) H = -849 kJ/mol,

Calcule el calor de la reacción

2H2CO (g) + O2 (g) --> 2H2CO2 (l) H =?

4.- Suponga las reacciones hipotéticas siguientes:

X --> Y H = -80 kJ

X --> Z H = -125 kJ

Utilice la ley de Hess para calcular el cambio de entalpía en la reacción Y --> Z.

5.- Dados los valores de H° para las dos reacciones siguientes, ¿cuál es el H° en kJ en la reacción

IF5(g) --> IF3(g) + F2(g)?

IF(g) + F2(g) --> IF3(g) H° = -390 kJ

IF(g) + 2F2(g) --> IF5(g) H° = -745 kJ

SESION Nº 20 TEMA: Ecuaciones Termodinámicas I. OBJETIVOS DE LA SESION: Al término de la sesión el alumno será capaz de:

• Determinar la espontaneidad de una reacción a base a la función de estado entropía • Determinar la energía libre de Gibbs (∆G) de una reacción

II. TEMAS: Espontaneidad Entropía Energía libre de Gibbs

ENTROPÍA

La naturaleza espontánea de los procesos está relacionada con una

función termodinámica de estado llamada entropía, tiene un valor definido para

cada temperatura y presión.

Se denomina con la letra S (unidades: J/K), está relacionada con la

aleatoriedad o desorden. Cuanto mayor es el desorden, más grande es la

entropía.

Segunda ley de la termodinámica: la entropía del universo (un sistema y sus alrededores)

aumenta en forma constante

• Un proceso que aumenta el desorden del sistema, como la expansión de un gas,

conduce a un valor positivo de ∆S

• Para un sistema, ∆S = 0 proceso reversible

• Para un sistema, ∆S > 0 proceso irreversible (espontáneo)

)reactivos()productos( SSS ∑−∑=∆

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

La energía libre, G, es una función termodinámica de estado que

combina las dos funciones de estado entalpía y entropía:

TSHG −=

Para procesos que se llevan a cabo a temperatura constante, la

temperatura se mide en grados kelvin.

STHG ∆−∆=∆ = [kJ]

1. Si ∆G<0: negativo, la reacción es espontánea en el sentido directo.

2. Si ∆G = cero, la reacción está en equilibrio.

3. Si ∆G >0: positivo, la reacción en el sentido directo no es espontánea, se

debe aportar trabajo desde los alrededores para hacer que ocurra. La

reacción inversa es espontánea.

Es decir:

∆H ∆S ∆G Observaciones<0 >0 <0 Espontánea a

cualquier T >0 <0 >0 No espontánea

(procesos inverso) >0 >0 T

baja, >0 No espontánea abaja T

III. ACTIVIDAD PREVIA: Lectura de la sesión: R.Chang (1992) Química, Mc Graw Hill, pág:748-767 IV. METODOLOGIA DE LA SESION: Clase teórica con medios audiovisuales. Trabajo grupal en desarrollo y discusión del tema V. LECTURA POST SESION:

-Lectura voluntaria: Brown, Lemay, Química: La ciencia Central, Pearson Education, pág.:735-767 Ejercicios Propuestos 1.-De cada pareja, elija la muestra con más entropía, explicando el porque de su elección: a).- 1 mol de )(sNaCl o 1 mol de )(gHCl a 25ºC b).-2 mol de )(gHCl o 1 mol de )(gHCl a 25ºC c).- 1 mol de )(2 sN a 24 K o 1 mol de )(2 sN a 298 K. 2.-Prediga cómo cambia la entropía del sistema al ocurrir lo siguiente: a).- Un sólido se funde b).- Un líquido se vaporiza c).- Un sólido se disuelve en agua d).- Un gas se licua 3.-¿ Qué signo debería esperar para ∆S en una reacción química en la que dos moles de

reactivos gaseosos se convierten en tres moles de productos gaseosos?

4.- ¿Cuál de las sustancias siguientes tiene más entropía?

a) HCl(l) b) HCl(s) c) HCl(g)

5.- ¿En cuál o cuáles de los casos siguientes aumenta la entropía?

(a) un gas que escapa de un neumático lleno

(b) un sólido que se funde

(c) una sal que precipita de una solución

(d) carbonato de calcio que se descompone para formar dióxido de carbono y óxido de calcio

6. Calcule el ∆Gº de una reacción a 298 K, si ∆Hº = -19.5kJ y ∆Sº = +42.7 J/K. Prediga si la reacción es espontánea a 298K.

7.-A partir de los valores de ∆Hº y ∆Sº que se dan , calcule el ∆Gº de las reacciones

siguientes a 298 K. Si la reacción no es espontánea en condiciones estándar a 298 K. ¿A qué temperatura se tornaría espontánea?.

a) )(3)(2)(2 23 ggg NFFN →+ ∆Hº= -249 kJ ∆Sº = -278 J/K. b).- )(3)(2)(2 23 ggg NClClN →+ ∆Hº= 460 kJ ∆Sº = -275 J/K.