COLEGIO DE BACHILLERES PLANTEL 14 MILPA ALTA

“FIDENCIO VILLANUEVA ROJAS”

Guía de estudio para presentar el examen de recuperación de:

Química I

Plan de estudios 2014

Clave 206

Nombre del alumno:

___________________________________________

Matrícula

Propiedad macroscópica de la materia

Es aquella propiedad que se puede distinguir a simple vista. Macroscópicamente, la materia másica se

presenta en el sistema solar, en uno de cuatro estados de agregación molecular: sólido, líquido, gaseoso y

plasma. Los cuerpos presentan en los diferentes estados físicos propiedades que los caracterizan.

Estado sólido

Es uno de los cuatro estados de agregación de la materia más conocidos y observables; se caracteriza porque

opone resistencia a cambios de forma y de volumen. Sus partículas se encuentran juntas y correctamente

ordenadas. Las moléculas de un sólido tienen una gran cohesión y adoptan formas bien definidas. Los sólidos

se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están

unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.

En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido. Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. Algunos ejemplos del estado sólido son una piedra, un martillo de hierro, bola de acero... . Estado gaseoso

Bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta energía cinética. Los gases son fluidos altamente compresibles, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras. Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión. Algunos ejemplos de este estado son, el agua al evaporarse, hidrogeno, dióxido de carbono… Estado liquido

Es un estado de agregación de la materia en forma de fluido altamente incompresible lo que significa que su volumen es, bastante aproximado, en un rango grande de presión. Es el único estado con un volumen definido, pero no con forma fija. Un líquido está formado por pequeñas partículas vibrantes de la materia, como los átomos y las moléculas, unidas por enlaces intermoleculares. Como un gas, un líquido es capaz de fluir y tomar la forma de un recipiente. A diferencia de un gas, un líquido no se dispersa para llenar cada espacio de un contenedor, y mantiene una densidad bastante constante. Una característica distintiva del estado líquido es la tensión superficial, dando lugar a fenómenos humectantes. Estado plasma

En física y química, se denomina plasma al cuarto estado de agregación de la materia, un estado fluido similar al estado gaseoso pero en el que determinada proporción de sus partículas están cargadas eléctricamente y no poseen equilibrio electromagnético, por eso son buenos conductores eléctricos y sus partículas responden fuertemente a las interacciones electromagnéticas de largo alcance.

Orden de las moléculas en los diferentes estados de agregación

CAMBIOS DE ESTADOS

Para cada elemento o compuesto

químico existen determinadas

condiciones de presión y temperatura a las que se producen los cambios de estado, debiendo interpretarse, cuando se hace referencia únicamente a la

temperatura de cambio de estado, que ésta se refiere a la presión de la atm. (La presión atmosférica). De este modo, en "condiciones normales" (presión atmosférica, 0 °C) hay compuestos tanto en

estado sólido como líquido y gaseoso (S, L y G). Los procesos en los que una sustancia cambia de estado son: la sublimación (S-G), la vaporización (L-G), la condensación (G-L), la solidificación (L-S), la fusión (S-L), y la sublimación inversa (G-S). Es importante aclarar que estos cambios de estado tienen varios nombres. Fusión: Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del calor; durante este proceso endotérmico (proceso que absorbe energía para llevarse a cabo este cambio) hay un punto en que la temperatura permanece constante. El "punto de fusión" es la temperatura a la cual el sólido se funde, por lo que su valor es particular para cada sustancia. Dichas moléculas se moverán en una forma independiente, transformándose en un líquido. Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del calor; durante este proceso endotérmico (proceso que absorbe energía para llevarse a cabo este cambio) hay un punto en que la temperatura permanece constante. El "punto de fusión" es la temperatura a la cual el sólido se funde, por lo que su valor es particular para cada sustancia. Dichas moléculas se moverán en una forma independiente, transformándose en un líquido. Solidificación: Es el paso de un líquido a sólido por medio del enfriamiento; el proceso es exotérmico. El "punto de solidificación" o de congelación es la temperatura a la cual el líquido se solidifica y permanece constante durante el cambio, y coincide con el punto de fusión si se realiza de forma lenta.

Vaporización y ebullición: Son los procesos físicos en los que un líquido pasa a estado gaseoso. Si se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a esa presión continuar calentándose el líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el calor se emplea en la conversión del agua en estado líquido en agua en estado gaseoso, hasta que la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso. Condensación: Se denomina condensación al cambio de estado de la materia que se pasa de forma gaseosa a forma líquida. Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Deionización: Es el cambio de un plasma a gas. Ionización: Es el cambio de un gas a un plasma. Características macroscópicas de los estados

Sólido Líquido Gaseoso

Forma Tienen forma propia No tiene forma

propia

No tiene forma

propia

Volumen Tienen volumen

propio

Tienen volumen

propio

No tienen volumen

propio

Compresibilidad Casi no se pueden

comprimir

Se comprimen más

fácilmente que los

sólidos

Son muy

compresibles

Dilatación Se dilatan muy

poco

Se dilatan mas que

los salidos

Se dilatan mas que

los sólidos y los

líquidos

Densidad Poseen elevada

densidad

Densidad media Densidad alta

EJERCICIOS

I.- RELACIONA LAS COLUMNAS

1.- Es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. ( ) Medir 2.- Fuerza de atracción gravitacional que ejerce la tierra o cualquier ( ) Densidad astro sobre un cuerpo. 3.-Es el espacio tridimensional ocupado por una cantidad de materia ( ) Masa 4.-Es el proceso mediante el cual se compara una característica ( ) Peso de un cuerpo, con uno ya establecido. 5. Es la relación masa volumen. ( ) Volumen 6.-Cambia de sólido a líquido cuando se aumenta la temperatura ( ) Solidificación 7.-De líquido pasa a sólido, cuando la temperatura disminuye ( ) Sublimación 8.-Sí aumentas la temperatura un líquido pasa a vapor ( ) Condensación 9.-De vapor pasa a líquido sin pasar por el estado sólido ( ) Evaporación 10.-Cambio de estado de sólido a gas ( ) Licuefacción 11.-Pasa de gas a líquido cuando aplicas presión ( ) Fusión

II ESCRIBE EN EL CUADRO EL NOMBRE DEL PROCESO QUE CORRESPONDE

III COMPLETA EL CUADRO

Nivel macroscópico

ESTADO DE AGREGACIÓN

SÓLIDO LÍQUIDO GAS

FORMA

VOLUMEN

Nivel nanoscópico

Distancia entre partícula

Atracción entre partículas

Velocidad de partículas

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA: SUSTANCIAS PURAS (COMPUESTOS Y ELEMENTOS) Y MEZCLAS.

Elementos, compuestos y mezclas

Las sustancias son los materiales con los que trabaja el químico y éstas pueden ser puras o no. Las sustancias

puras se clasifican en elementos y compuestos.

Los elementos son sustancias simples que no pueden descomponerse por métodos químicos ordinarios.

La mínima unidad material que representa las características de un elemento es el átomo. Un elemento posee

átomos iguales entre sí y diferentes a los de otro elemento.

Desde la antigüedad se conocen varios elementos, algunos son muy abundantes, otros son muy raros, algunos

son radiactivos y otros se han sintetizado en el laboratorio y tienen una vida muy corta.

Los elementos se representan por medio de un símbolo y se encuentran ordenados en la tabla periódica.

Por ejemplo:

Los compuestos son sustancias que resultan de la unión química de dos o más elementos en proporciones

definidas, se combinan de tal manera que ya no es posible identificarlos por sus propiedades originales e

individuales y solamente por medio de una acción química se les puede separar.

Los compuestos se representan con fórmulas y la mínima unidad material que simboliza las características del

compuesto es la molécula. Por ejemplo: ácido sulfúrico (H2SO4), cloruro de sodio (NaCl), amoníaco (NH3) y

agua (H2O).

Las mezclas son el resultado de la unión física de dos o más sustancias a las cuales se les llama

componentes, éstos pueden ser elementos o compuestos, y al efectuarse dichas mezclas

conservan sus propiedades individuales.

La composición de las mezclas es variable y sus componentes podrán separarse por medios

físicos o mecánicos debido a que no están unidos químicamente.

Las mezclas se pueden clasificar en homogéneas y heterogéneas.

Mezclas homogéneas: Son aquéllas cuyos componentes forman una sola fase y no se puede

distinguir un componente de otro.

Ejemplo: la sangre, el agua de mar o una solución alcohólica, mayonesa, aire.

Mezclas heterogéneas: Son aquéllas cuyos componentes no forman una fase homogénea, es

decir, no hay una distribución uniforme de los mismos.

Ejemplo: arena, agua y aceite, suspensiones.

Observa la siguiente tabla e identifica las diferencias entre compuesto y mezcla.

Soluciones, Coloides y Suspensiones Las mezclas se clasifican por el tamaño de la partícula en soluciones o disoluciones, coloides y suspensiones.

Las soluciones o disoluciones son mezclas homogéneas con un tamaño de partícula igual a un átomo (de 1 a

10 nanómetros), son traslúcidas, no sedimentan en reposo y no se pueden separar por filtración. Están formadas

por un soluto y un solvente, el soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción, solvente es la

sustancia que está en mayor proporción, una disolución preparada con 500 mililitros de alcohol en 2 litros de

agua, el alcohol es el soluto y el agua es el solvente. Son disoluciones; el vino, un perfume.

Los coloides son mezclas que están entre las homogéneas y las heterogéneas, sus partículas son de 10 a 100

nanómetros de diámetro, no se ven a simple vista, no sedimentan en reposo y no se pueden separar por

filtración, los coloides están formados por una fase dispersa y una fase dispersora, a diferencia de las

disoluciones presentan el Efecto Tyndall, es decir al pasar un haz de luz la dispersan. Existen diferentes

coloides, éstos se clasifican de acuerdo con la fase dispersa y la fase dispersora:

aerosol : nubes espuma: crema batida emulsión: mayonesa solidas: jaleas

espuma sólida: piedra pómez emulsión sólida: mantequilla solido-sólido: perla

Son ejemplos de coloides las gomitas, las nubes, la piedra pómez, los quesos.

Las suspensiones son mezclas heterogéneas, cuando están en reposo sedimentan, se pueden separar por

filtración, son turbias, sus partículas se ven a simple vista. Son ejemplos de suspensiones, los antiácidos, el

agua de horchata, los antibióticos en suspensión.

Soluciones (o disoluciones) químicas

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada

componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto

último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida,

líquida o gas) bien definida.

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición

es constante. Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas que se

encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como las

aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como

disoluciones.

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones. Las

soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño

molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua

Características de las soluciones (o disoluciones):

1. Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración,

centrifugación, etc.

2. Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.

3. Los componentes de una solución son soluto y solvente.

Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser

sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como

gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El

solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido,

el solvente más común es el agua.

4. En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños

(moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus

componentes por métodos mecánicos.

Concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar

agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una

disolución se utiliza una magnitud denominada concentración. Dependiendo de su concentración, las

disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal

de mesa en 100 gramos de agua.

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25

gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más

cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos

restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura

determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas.

Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Suspensiones químicas

Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por un sólido en polvo o pequeñas partículas

no solubles (fase dispersa) que se dispersan en un medio líquido (fase dispersante o dispersora). Cuando uno

de los componentes es agua y los otros son sólidos suspendidos en la mezcla, son conocidas como

suspensiones mecánicas. Las suspensiones se diferencian de los coloides o sistemas coloidales,

principalmente en el tamaño de las partículas de la fase dispersa. Las partículas en las suspensiones son

visibles a nivel macroscópico, es decir, a simple vista, y de los coloides a nivel microscópico, es decir con una

lente de aumento. Además al reposar las fases de una suspensión se separan, mientras que las de un coloide

no lo hacen. La suspensión es filtrable, mientras que el coloide no es filtrable.

Coloide

En física y química un coloide es un sistema fisicoquímico formado por dos o más fases, principalmente: una

continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas; por lo general sólidas. La fase dispersa es

la que se halla en menor proporción. Normalmente la fase continua es un líquido, pero pueden encontrarse

coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación.

El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas que significa «que puede pegarse». Este nombre que

hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o

formar coágulos.

Los coloides también afectan el punto de ebullición del agua y son contaminantes. Los coloides se diferencian

de las suspensiones químicas, principalmente en el tamaño de las partículas de la fase dispersa.

Las partículas en los coloides no son visibles directamente, son visibles a nivel microscópico (entre 1 nm y 1

µm), y en las suspensiones sí son visibles a nivel macroscópico (mayores a 1 µm). Además al reposar las fases

de una suspensión se separan, mientras que las de un coloide no lo hacen. La suspensión es filtrable, mientras

que el coloide no es filtrable.

EJERCICIO:

Clasifica los siguientes ejemplos como disoluciones, coloides o suspensiones:

a) agua mineral

b) espuma para rasurar

c) agua de melón

d) spray fijador

e) un rubí

f) agua con azúcar

g) crema para el cuerpo

h) un helado de vainilla

i) agua con cal

j) el ron

k) ate

l) agua con arena

m) suero salino

n) nata batida

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS:

DECANTACIÓN. Es un método utilizado para separar un sólido, de grano grueso

e insoluble, de un líquido. Consiste en esperar que se sedimente el sólido para

poder vaciar el líquido en otro recipiente.

DECANTACIÓN DE LÍQUIDOS. Este método se utiliza para la separación de dos

líquidos no miscibles y de diferentes densidades, utilizando un embudo de

decantación. Este método es aplicado en la extracción de petróleo en yacimientos

marinos la cual separan el petróleo, al ser menos denso, quedando en la parte

superior del agua. El petróleo se almacena y el agua es devuelta al mar.

LA FILTRACIÓN. Con este método se puede separar un sólido insoluble de grano

relativamente fino de un líquido. En este método es indispensable un medio poroso

de filtración que deja pasar el líquido y retiene el sólido. Los filtros más comunes

son: papel filtro, redes metálicas, fibra de asbesto, fibra de vidrio, algodón fibras

vegetales y tierras especiales.

LA CENTRIFUGACIÓN. Es un método utilizado para separar un sólido

insoluble de grano muy fino y de difícil sedimentación de un líquido. Esta

operación se lleva a cabo en un aparato llamado centrífuga, en el que

aumenta la fuerza gravitación provocando la sedimentación del sólido. El

plasma de la sangre puede separarse por este método.

DESTILACIÓN. Este método permite separar mezclas de líquidos

miscibles, aprovechando sus diferentes puntos de ebullición. Un

ejemplo sencillo es separar una mezcla de agua y alcohol el cual no se

puede decantar y es más apropiado destilarlo, colocando la mezcla en

un matraz de destilación, el cual estará conectado a un refrigerante

(con circulación de agua) y todo este sistema sujetado por pinzas a los

soportes universales. En la parte superior del matraz un termómetro

para controlar la temperatura y en la parte inferior un anillo con una tela

con asbesto para homogenizar la temperatura que tendrá en la parte

inferior por el mechero de bunsen.

Al calentar de manera controlada el alcohol se evaporará primero y al

pasar por el refrigerante se condensara y volverá a estado líquido para

recuperarlo al final del recipiente en un vaso de precipitados. Otro ejemplo es por destilación fraccionada y en

grandes torres se efectúa la separación de los hidrocarburos del petróleo. Por destilación con arrastre de vapor

se separa el solvente que extrae el aceite de las semillas, por ejemplo, hexano que extrae el aceite de ajonjolí.

También de esta forma se extrae esencias como la de anís o de orégano.

CRISTALIZACIÓN. Con este método se provoca la separación de un

sólido que se encuentra disuelto en una solución quedando el sólido

como cristal y en este proceso involucra cambios de temperatura,

agitación, eliminación del solvente, etc. Por este método se obtiene

azúcar, productos farmacéuticos, reactivos para laboratorio (sales),

etc.

EVAPORACIÓN. Con este método se separa un sólido disuelto en un líquido y consiste

en aplicar incremento de temperatura hasta que el líquido hierve y pasa del estado

líquido a estado de vapor, quedando el sólido como residuo en forma de polvo seco. El

líquido puede o no recuperarse.

CROMATOGRAFÍA. Este método consiste en separar mezclas de gases o líquidos,

pasando la solución o muestra a través de un medio poroso y adecuado, con la ayuda

de un solvente determinado.

El equipo para esta operación puede ser tan simple como una columna rellena, un papel

o una placa que contienen el medio poroso, o bien un cromatógrafo. Por este proceso

se analizan mezclas como aire, productos extraídos de plantas y animales, productos

elaborados como tintas, lápices labiales, etc. Un ejemplo sencillo se puede hacer con

un gis y agua. En la parte media del gis se hace una marca de tinta (plumón) y luego se coloca el gis en agua

sin que ésta llegue a la marca. Después de un tiempo se verán los componentes de la tinta.

SUBLIMACIÓN. Método utilizado en la separación de sólidos, aprovechando que alguno de

ellos es sublimable, pasa de manera directa del estado sólido al gaseoso por incremento de

temperatura.

IMANTACIÓN. Con este método se aprovecha la propiedad de algún material para ser atraído

por un campo magnético. Los materiales ferrosos pueden ser separados de otros

componentes por medio de un electroimán, para su tratamiento posterior.

DIFERENCIA DE SOLUBILIDAD. Permite separar sólidos de líquidos o líquidos de

líquidos al contacto con un solvente que selecciona uno de los componentes de la

mezcla. Este componente es soluble en el solvente adecuado y es arrastrado para

la separación ya sea por decantación, filtración vaporización, destilación, etc.,

dejándolo en estado puro. Es muy común en la preparación y análisis de productos

farmacéuticos.

I MARCA CON UNA X DONDE CORRESPONDA.

SUSTANCIA SUSTANCIA PURA MEZCLA

Oxígeno O2 _________________ __________

Acero _________________ __________

Agua _________________ __________

Aire _________________ __________

Aluminio _________________ __________

Plata _________________ __________

NaCl (sal) _________________ __________

II COMPLETA LOS SIGUIENTES CUADROS.

MEZCLA TIPO DE MEZCLA MÉTODO DE SEPARACIÓN

Sal con agua _______________________ __________________________

Harina y arroz _______________________ __________________________

Pastilla de baño _______________________ __________________________

Mezcla de pigmentos. _______________________ __________________________

Hierro y arena _______________________ __________________________

Tipo de mezclas

Características

Disoluciones

Coloides

Suspensiones

Tamaño del soluto

Sedimenta o no

Homo/ heterogénea

Anota un ejemplo

Método de separación.

IV RELACIONA AMBAS COLUMNAS Y LAS ILUSTRACIONES, ANOTANDO EN EL PARÉNTESIS LA

LETRA DE LA COLUMNA DE LA DERECHA QUE CORRESPONDA.

1.-Este método se puede emplear para separar un sólido no disuelto en un líquido, se hace ( ) Sublimación

pasar a través de un papel filtro.

2.-Método para separar mezclas heterogéneas donde uno de los líquidos a separar tiene ( ) Cromatografía.

mayor densidad que el otro.

3.-Es una operación física que consiste en hacer pasar un líquido al estado de vapor, que luego ( ) Tamizado

se condensa por enfriamiento y vuelve al estado líquido.

4.-Separación de sustancias coloridas, que se basa en las propiedades de capilaridad y tamaño ( ) Destilación

de partícula.

5.-Sirve para separar mezclas, en donde una de las sustancias se sublima ( ) Decantación

6.-Sirve para separar dos sólidos, tomando en cuenta la diferencia de tamaño ( ) Filtración

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

COMPOSICIÓN PORCENTUAL MASA-VOLUMEN %m/v

Al calcular el % m/v se debe considerar que el soluto se expresa en gramos (unidad de masa) y la disolución

en cm3, cc ó ml (unidades de volumen). Como estas unidades no son iguales, no se pueden sumar el valor del

soluto + el valor del solvente de manera directa para obtener el volumen de la disolución.

La fórmula para determinar la concentración es:

% m/v = gramos de soluto / volumen disolución x 100

Ejercicio 1: ¿cómo calcular la concentración en % m/v?

Un alumno mezcló 300 mg de sal de mesa con agua hasta obtener 60 ml de disolución ¿Qué concentración

tiene esta disolución?

a) lo primero que se debe hacer es convertir los 300 mg a gramos, plantearemos una regla de 3 simple:

1 gramo ------------------------ 1000 mg

x ------------------------ 300 mg

X = 300 mg . 1 g / 1000 mg , eliminando las unidades comunes, tenemos

X = 0,3 g

b) calcular la concentración

soluto = sal de mesa; solvente = agua; disolución= agua salada

% m/v = g soluto / ml disolución X 100

% m/ v = 0,3 g / 60 ml x 100 =

% m/v = 0,5 % m/v = 0,5 g/ml

Ejercicio 2: ¿cómo calcular la masa del soluto?

Un blanqueador de ropa de uso doméstico conocido comúnmente como "cloro comercial" se prepara

disolviendo hipoclorito de sodio (NaClO) en agua; la concentración adecuada de este limpiador es de 5,25 %

g/ml. ¿Qué cantidad de soluto estará presente en un envase de 1/4 de litro del cloro comercial?

soluto = NaClO; solvente = agua; disolución= cloro comercial

a) convertir 1/4 l a ml, se plantea una regla de 3 simple:

1 litro----------------- 1000 ml

1/4 litro -------------- X (1/4 = 0,25)

X = 0,25 litro. 1000 ml / 1 litro eliminando unidades comunes

X = 250 ml

b) se aplica la fórmula general % m/v = g soluto / ml disolución x 100, despejamos g soluto

g soluto = % m/v . ml disolución / 100

g soluto = 5,25 g/ml . 250 ml / 100, eliminando unidades comunes,

g soluto = 13,125 g de NaClO

-------------------------------------------------------------------------------------------------

Ejercicio 3: ¿cómo calcular el volumen de disolución?

Un niño desea preparar una bebida instantánea al 10 %m/v y sólo dispone de 50 mg del concentrado en

polvo. ¿Qué volumen de disolución puede preparar con esa cantidad de soluto?

soluto = concentrado en polvo; solvente = agua; disolución = bebida instantánea

a) aplicar la fórmula general

% m/v = g soluto / ml disolución X 100; y se despeja los ml de disolución

ml disolución = g soluto / % m/v x 100

10 % m/v = 10 g/ ml

ml disolución = 50 g / 10 g/ml x 100 , eliminando unidades comunes, tenemos:

ml disolución = 500 ml de la bebida instantánea

Cuestionario:

1. Menciona tres ejemplos de disoluciones acuosas de uso cotidiano e indica para cada caso cuál es el soluto

y cuál el disolvente.

2. ¿Cómo debe prepararse una disolución acuosa de azúcar al 20%? Suponer que se desea preparar 1 litro de

disolución.

3. Se tiene una disolución al 10 % en masa de cloruro de amonio, ¿cuántos gramos de esta sal están presentes

en 200 g de disolución?

4. Una lata de cerveza de 345 mL de 6º GL ¿qué volumen de alcohol contiene?

5. El vinagre es una disolución de ácido acético en agua. Si cierto vinagre tiene una concentración del 1.5 % en

volumen, ¿cuánto ácido acético hay en un litro de este vinagre?

PARTES POR MILLÓN (ppm).

Partes por millón (ppm), es una unidad de medida de concentración. Se refiere a la cantidad de unidades de la

sustancia (agente, etc.) que hay por cada millón de unidades del conjunto.

Ppm significa partes por millón, es decir, los mg (miligramos) que hay en un kg de disolución; como la densidad

del agua es 1, 1 kg de solución tiene un volumen de aproximadamente 1 litro, los ppm son también los mg de

una sustancia en un litro.

Expresado de otra forma: mg/L

Siguiendo el mismo razonamiento, los ppm también son los gramos que contiene cada metro cúbico, g/m3.

Para calcular los ppm se divide el peso en mg por el volumen en litros, por ejemplo, una disolución de 15

gramos (g) en 3 metros cúbicos de agua:

15 g x 1000 mg/g = 15000 mg

3 m3 x 1000 l/m3 = 3000 l

Concentración: 15000 / 3000 = 5 mg/l = 5 ppm

Partes por Millón:

Las Partes por millón (ppm) es una unidad de medida de concentración que mide la cantidad de unidades

de sustancia que hay por cada millón de unidades del conjunto.

El método de cálculo de ppm es diferente para sólidos, líquidos y gases:

ppm de elementos sólidos y líquidos: se calcula según el peso:

Partes por Millón (ppm) =

peso de la sustancia analizada

· 106

peso total

ppm de gases: se calcula según el volumen:

Partes por Millón (ppm) = volumen de la sustancia analizada

· 106 volumen total

Es una unidad empleada para la medición de presencia de elementos en pequeñas cantidades (trazas).

Para medición de concentraciones incluso todavía más pequeñas se utilizan las partes por billón (ppb).

Ejemplos de Partes por Millón:

Ejemplo 1: para medir la calidad del aire se utilizan las unidades ppm (partes por millón) y ppb (partes

por billón). Ejemplos de niveles peligrosos:

o 9 ppm de Monóxido de carbono (CO): 9 litros de CO en 1 millón de litros de aire

o 5 ppb de Monóxido de nitrógeno (NO): 5 litros de NO en 1.000 millones de litros de aire

Ejemplo 2: se han detectado 12 mg de sustancia radioactiva en un depósito de 3 m3 de agua. Calcular

la concentración:

o Peso de sustancia analizada = 12 mg = 1,2·10-5 kg

o Peso de los 3 m3 de agua = 3.000 kg

o ppm = (1,2 · 10-5 / 3.000) · 106 = 0,004 ppm

o ppb = (1,2 · 10-5 / 3.000) · 109 = 4 ppb

o En este caso es más adecuado emplear la concentración ppb por ser extremadamente baja

Ejemplo 3: en un control sanitario se detectan 5 mg de mercurio (Hg) en un pescado de 1,5 kg. Calcular

la concentración:

o Peso de mercurio = 5 mg = 5 ·10-6 kg

o Peso del pescado = 1,5 kg

o ppm = (5 · 10-6 / 1,5) · 106 = 7,5 ppm

Nota: las partes por millón también se le llama a un indicador de calidad en la industria, de manera que

representa las unidades con defectos detectados por cada millón de unidades fabricadas.

Ejercicios de Partes por Millón:

Ejercicio 1: El agua de mar contiene 4 ppb de oro. Calcular la cantidad de agua de mar que tendríamos

que destilar para obtener 1 kg de oro. Dato: densidad del agua = 1,025 kg/l.

Ejercicio 2: Calcular las ppm de 80 mg de ion sulfato (SO42−) en 5 litros de agua.

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Lavoisier propuso que el nombre de un compuesto debía describir su composición, y es esta norma la que se

aplica en los sistemas de nomenclatura química.

Para los efectos de nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es necesario agruparlos en

categorías de compuestos. Una de ellas los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el

compuesto, distinguiéndose así. (1) los compuesto binarios y (2) los compuestos ternarios.

COMPUESTOS BINARIOS

Los compuestos binarios están formados por dos elementos diferentes. Atendiéndose a su composición estos

se clasifican en:

1. COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS.

Los óxidos están formados por oxígeno y otro elemento. Si el el elemento es un metal, se llaman óxidos

metálicos, y óxidos no metálicos si el otro elemento es un no metal.

a. Óxidos metálicos, u óxidos básicos. (M + O2)

b. Tradicionalmente, cuando el metal tiene más de una valencia, para denominar a estos óxidos, se agrega

al nombre del metal la terminación "oso" o "ico" según sea la valencia menor o mayor.

Otra forma designar estos óxidos consiste en indicar la valencia mediante un número romano: estos son los

nombres de Stock ( químico alemán de este siglo).

EJEMPLOS:

Fórmula Nombre tradicional Nombre de Stock

Na2O óxido de sodio óxido de estaño

SnO óxido estanoso óxido de estaño (II)

SnO2 óxido estánico óxido de estaño (IV)

FeO óxido ferroso óxido de fierro (II)

Fe2O3 óxido férrico óxido de fierro (III)

Cu2O óxido cuproso óxido de cobre (I)

CuO óxido cúprico óxido de cobre (II)

c. Oxidos no metálicos. (NM + O2)

Para nombrar a estos óxidos se aplica la misma norma que rige para los óxidos metálicos. Un grupo importante

de los óxidos no metálicos puede reaccionar con el agua para dar origen a los compuestos conocidos como

oxiácidos, e estos óxidos se les denomina "anhídridos". En la nomenclatura tradicional se diferencian las

valencias del no-metal mediante los sufijos "oso" e "ico" y los prefijos "hipo" y "per"

Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock

SiO2 anhídrido silíco óxido de silicio

P2O3 anhídrido fosforoso óxido fósforo (III)

P2O5 anhídrido fosfórico óxido de fósforo (V)

Cl2O anhídrido hipocloroso óxido de cloro (I)

Cl2O3 anhídrido cloroso óxido de cloro (III)

Cl2O5 anhídrido clórico óxido de cloro (V)

Cl2O7 anhídrido perclórico óxido de cloro (VII)

1. COMPUESTOS BINARIOS HIDROGENADOS.

En este grupo se pueden distinguir dos subgrupos:

a. Los hidruros. compuestos formados por hidrógeno y un metal. Se les nombra con la palabra

genérica "hidruro" seguida del nombre del metal.

EJEMPLO:

Fórmula Nombre

LiH hidruro de litio

NaH hidruro de sodio

AlH3 hidruro de aluminio

b. Los hidrido o hidrácidos. compuestos formados por hidrógeno y un no-metal.

EJEMPLO:

Fórmula Nombre

HCl cloruro de hidrógeno,ácido clorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno, ácido bromhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno, ácido sulhídrico

NH3 nitruro de hidrógeno, amoniaco

PH3 fosfuro de hidrógeno, fosfamina

1. SALES BINARIAS.

Estas sales son compuestos binarios que contienen un metal y un no-metal. Se les denomina utilizando el

nombre del no-metal terminado en el sufijo "uro" y colocando a continuación el nombre del metal; mediante un

número romano se indica el estado de oxidación del metal cuando éste presenta más de una valencia.

EJEMPLO:

Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock

KBr bromuro de potasio bromuro de potasio

FeCl2 cloruro ferroso cloruro de fierro (II)

FeCl3 cloruro férrico cloruro de fierro (III)

CuS sulfuro cúprico sulfuro de cobre (II)

COMPUESTOS TERNARIOS

Se llaman compuestos ternarios a aquellos que estan formados por tres elementos diferentes. Este conjunto de

compuestos, igual que los binarios, incluye substancias que pertenecen a funciones diferentes. Las más

importantes son:

1. hidróxidos.

2. ácidos oxigenado u oxiácidos.

3. sales derivadas de los ácidos oxigenados.

1. FORMULACIÓN Y NOMENCLATUAR DE HIDRÓXIDOS.

Desde el punto de vista de su fórmula química, los hidróxidos pueden considerarse formados por un metal y el

grupo monovalente OH (radical hidróxilo). Por lo tanto, la formulación de los hidróxidos sigue la misma pauta

que la de los compuestos binarios.

EJEMPLO: Escribir la fórmula del hidróxido de aluminio.

a. se escribe el símbolo de Al y el grupo OH encerrado entre paréntesis: Al(OH)

b. se intercambian las valencias: Al1(OH)3

c. se suprime el subindice 1: Al(OH)3

La fórmula general de los hidróxidos es : M(OH)n , donde "n" indica el número de grupos OH unidos al metal.

Para nombrar los hidróxidos se utiliza la palabra "hidróxido" seguida del nombre del metal, indicando con número

romano la valencia del metal, cuando es del caso.

EJEMPLO:

Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura de Stock

KOH hidróxido de potasio hidróxido de potasio

Al(OH)3hidróxido de aluminio hidróxido de aluminio

Fe(OH)2 hidróxido ferroso hidróxido de fierro (II)

Fe(OH)3 hidróxido férrico hidróxido de fierro (III)

1. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE ÁCIDOS OXIGENADOS U OXIÁCIDOS.

Los oxiácidos está constituidos por H, un no-metal y O. Para escribir las fórmulas de los oxiácidos,

los símbolos de los átomos se anotan en el siguiente orden:

1º el símbolo de los átomos de hidrógeno.

2º el símbolo del elemento central, que da el nombre al oxiácido.

3º el símbolo del oxígeno.

Cada uno con su subíndice respectivo:

HnXOm

La mayoría de los oxiácidos se pueden obtener por la reacción de un anhídrido con agua. Por esto, para nombrar

a los oxiácidos, se cambia la palabra "anhídrido" por la de "ácido ".

a. Veamos en primer lugar los anhídridos del cromo y sus ácidos que se deben originar:

b. Los anhídridos del P, As y Sb se pueden combinar con una, dos o tres moléculas de agua, para

diferenciar los distintos oxiácidos que se originarán, se utilizan los prefijos META, PIRO y ORTO, para

una, dos o tres moléculas de agua respectivamente.

i) Una molécula de agua.

ácido metafosforoso

ácido metaantimónico

ii) Dos moléculas de agua.

ácido piroarsénico

ácido piroantimonioso

iii) Tres moléculas de agua.

ácido ortofosfórico

ácido ortoarsenioso

1. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LAS SALES.

El procedimiento para establecer la fórmula de una sal ternaria, es análogo al utilizado para las sales binaria, la

diferencia fundamental radica en que en este caso al reemplazar el hidrógeno, quedan dos elementos para

combinarse con el metal.

Una forma simple de determinar la fórmula de la sal es la siguiente:

EJEMPLO:

1)

2.

Para nombrar las sales ternarias, simplemente se cambia el sufijo del ácido que las origina, de la siguiente

forma:

Fórmula Sistema tradicional Sistema de Stock

Fe2(SO4)3 sulfato férrico /sulfato de fierro (III)

NaNO3 nitrato de sodio

/Al(ClO4) perclorato de aluminio

PbSeO3 selenito plumboso/ selenito de plomo (II)

Cu(NO2)2 nitrito cúprico/ nitrito de cobre (II)

Co3(PO4)2 ortofosfato cobáltoso /fosfato de cobalto (II)

Ni(IO)3 hipoyodito niquélico /hipoyodito de niquel (III)

Ca(AsO3)2 metaarseniato de calcio

HgCrO4 cromato mercúrico / de mercurio (I)

Une un cation (+) con cada uno de los siguientes aniones ( - ), escribiendo dentro del espacio

correspondiente la fórmula y el nombre químico de las combinaciones.

Ilumina de azul los ácidos, de rojo las bases, de verde las sales y de gris los óxidos.

Aniones + - Cationes

(SO4)-2 (NO2)-1 (OH)-1 Cl-1 (PO4)-3 O-2

Al+3

H+1

Ca+2

K+1

Sn+2

Sn+4

(NH4

)+1

Hg+2

Hg+1