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TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS Los cuerpos y la materia que nos rodea, sufren contínuamente transformaciones o cambios que denominados fenómenos. Si dejamos un cubito de hielo fuera de la heladera, un clavo dentro de un vaso con agua, un papel en contacto con una llama, observaremos que sufren transformaciones: el hielo se derrite, el clavo se oxida y el papel se quema. Si analizamos detenidamente éstos fenómenos, podemos concluir que si colocamos el agua del cubito derretido dentro del congelador nuevamente podemos repetir el mismo fenómeno antes observado. Si intentamos hacer lo mismo en los otros dos casos, observaremos que esto es imposible, una vez que todo el clavo se ha oxidado o que todo el papel se ha quemado. Esto nos permite distinguir dos tipos de fenómenos:

Fenómenos Físicos Son aquellos en los cuales no se produce un cambio sustancial de la materia, pudiendo repetirse el fenómeno, con la misma materia inicial. En el ejemplo del cubito de hielo, al derretirse experimenta una transformación física. Para que el agua cambie de estado, necesita incorporar calor, es decir, energía. Podemos deducir entonces, que en toda transformación física, hay involucrado un intercambio de energía, en nuestro ejemplo, entre el cubito y el medio ambiente. ¿Qué ocurre cuando regeneramos el cubito dentro del congelador? Podríamos representar este fenómeno mediante la siguiente ecuación:

H2O(s) + Calor

H2O(l)

Fenómenos Químicos En este caso, se produce un cambio sustancial de la materia, no pudiendo repetirse el fenómeno, con la misma materia inicial. En el ejemplo del clavo de hierro que se oxida en contacto con el agua, observamos que el clavo original, constituido exclusivamente por un tipo de sustancia denominada hierro (Fe), luego de un tiempo de estar en contacto con el oxígeno del agua, se transformó en otra sustancia, con propiedades diferentes, constituida por hierro y oxígeno (óxido de hierro). Podríamos representar entonces esta transformación mediante la siguiente ecuación:

2 Fe + O2

2 FeO

De la misma forma que las transformaciones físicas involucran intercambios de energía, los fenómenos químicos también, y para darnos cuenta, consideremos el ejemplo del papel que se quema: en este caso, la celulosa del papel se combina con el oxígeno del aire siempre que exista una llama que provea la energía necesaria para esta transformación. Ejercicio A: Veamos lo que aprendimos hasta aquí; indica en los siguientes fenómenos, cuáles son físicos y cuáles son químicos: 1)- Evaporación del alcohol 2)- Solubilización de azúcar en agua 3)- Crecimiento de una planta 4)- Combustión de una vela 5)- Limación de un trozo de hierro

6)- Rotura de una copa 7)- Fotosíntesis 8)- Cocción de una torta 9)- Digestión de alimentos 10)- Precipitación pluvial

Reacción Química Denominamos así a las transformaciones químicas que experimenta la materia. Supongamos que quemamos gas metano (componente más abundante en el gas natural): de esta combustión, obtenemos tres productos, dióxido de carbono, vapor de agua y calor. Podemos representar este fenómeno mediante la siguiente ecuación química:

CH4 + 2O2

CO2 + 2H2O + 212 Kcal

1

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Veamos lo que ocurre realmente en esta reacción, representando las moléculas de las sustancias involucradas:

De lo visto, podemos sacar algunas conclusiones: a)- Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. b)- Las sustancias que aparecen a la izquierda de la ecuación se las denomina sustancias reaccionantes o reactivos. c)- Las sustancias que aparecen a la derecha de la ecuación se denominan productos. d)- Como en esta reacción se libera energía en forma de calor, podemos decir que se trata de una reacción exotérmica. Veamos que pasa cuando calentamos una sustancia como el óxido de mercurio (HgO):

2 HgO

2 Hg + O2

En este caso, para que la reacción se produzca, es necesario calentar a la sustancia, es decir que absorbe energía en forma de calor. Podemos decir entonces que se trata de una reacción endotérmica pues absorbe calor. El símbolo representado sobre la flecha indica calor. Si analizamos detenidamente la última ecuación planteada podemos observar que la sustancia reaccionante es una sustancia pura compuesta, mientras que los productos son sustancias puras simples. Podíamos decir entonces que la reacción planteada es una reacción de descomposición.

Descomposición Química: Es una reacción química en la cual a partir de una sustancia pura compuesta se obtienen dos o más sustancias (simples o compuestas), con propiedades diferentes a las de la sustancia original. Veamos algunos ejemplos:

2 HgO

2 Hg

CaCO3

CaO

2

+

O2

+

CO2

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Combinación Química: Es una reacción química en la cual a partir de dos o más sustancias puras simples o compuestas se obtiene una sustancia pura compuesta, con propiedades diferentes a las de las sustancias originales.

2Fe

+ O2

2FeO

Fe

+ S

FeS

Modelo de Reordenamientos de enlace y Transferencia de Partículas De lo visto en esta última parte podemos sacar algunas conclusiones: En las reacciones químicas se rompen los enlaces que mantienen unidos a los átomos que forman las moléculas de los reactivos. Estos átomos se reordenan nuevamente uniéndose con otros átomos presentes y generando moléculas distintas a las anteriores. Si la energía que mantiene unidos a los átomos de los productos es menor que la energía que mantenía unidos a los átomos de los reactivos, entonces en la reacción se libera energía, es decir es exergónica o exotérmica (libera energía en forma de calor). Si la energía que mantenía unidos a los átomos de los reactivos es menor que la energía que necesitan los átomos de productos para unirse, entonces es necesario entregar energía a la reacción para que ésta se produzca, es decir se trata de una reacción que absorbe energía, o sea, es endergónica o endotérmica (calor).

Calor de Reacción: Es la energía involucrada en una reacción química, es decir, la energía absorbida o liberada durante un proceso químico. Si durante la transformación no varía la presión, a este parámetro se lo denomina entalpía de reacción y se la simboliza Hr. El calor de reacción se puede calcular a partir de los valores de H de formación de productos y reactivos: Hr = ni Hfproductos – nj Hfreactivos En donde significa sumatoria y ni y nj son los coeficientes molares de la ecuación correspondiente de reactivos y productos. Los Hf de las sustancias puras en su estado natural por definición son 0 (cero). Ejercicio B: Indicar en las siguientes reacciones, cuáles son de combinación y cuáles de descomposición, calcular los valores de Hr e indicar de qué tipo de reacciones se trata (endotérmicas o exotérmicas): 1]- N2 + O2 2NO 4]- 2NO + O2 2NO2 2]- 2H2O2 2H2O + O2 5]- 2CO(g) C(s) + CO2 (g) 3]- CO + 2H2 CH3OH 6]- H2 + Cl2 2HCl Datos: valores de Hf NO(g): 21.59 kcal/mol NO2 (g): 7.94 kcal/mol H2O2 (l): -44.92 kcal/mol CO2 (g): - 94.62 kcal/mol H2O(l): - 68.38 kcal/mol CO (g): - 26.44 kcal/mol CH3OH (l): - 57.10 kcal/mol HCl (g): -22.08 kcal/mol Veremos a continuación las leyes que regulan las transformaciones físicas y químicas de la materia. 3

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LEYES GRAVIMETRICAS Estudian las relaciones cuantitativas de masa entre los elementos que se combinan. También son llamadas leyes ponderales.

Ley de la Conservación de la Masa Fue enunciada por Antoine L. LAVOISIER (1743-1794) en 1774: " Todo sistema material aislado conserva su masa, independientemente de las transformaciones físicas y químicas que en él se produzcan ". En otras palabras, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de reacción, es decir, la materia se conserva. En 1905, Albert EINSTEIN enunció el principio de equivalencia entre masa y energía mediante la siguiente ecuación:

E=

8

2

m.c

c = 3 x 10 m/seg.

En esta ecuación, E es la variación de energía, m es la variación de masa y c es la velocidad de la luz en el vacío. Según este principio, una cierta cantidad de materia se transforma en energía aunque su magnitud es imponderable frente al orden de energías en que se trabaja habitualmente. Este principio es importante en los procesos de fusión y fisión nuclear donde la transformación de materia en energía es considerable.

Ley de las Proporciones Definidas Fue enunciada por Louis J. PROUST en 1799: " La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto es constante". Ejemplo:

Supongamos que analizamos la composición de dos sustancias: 76.00g de Compuesto A contiene 28.00g de N, 48.00g de O. 216.00g de Compuesto B contiene 56.00g de N , 96.00g de O. masa N)A masa O)A

28.00 g = = 0.58 g 48.00

masa N)A

masa O)B =

masa O)A

masa N)B

56.00 g =

masa O)B

= 0.58 96.00 g

Se verifica la Ley de Proust masa O)B

Sobre la base de estos resultados concluimos que A y B son el mismo compuesto.

Ley de las Proporciones Múltiples Fue enunciada por John DALTON (1766-1844) en 1808: " Si dos elementos se combinan para formar varios compuestos, la relación entre las proporciones en que lo hacen en cada uno de ellos, es una relación de números enteros y pequeños ". Cuando dos elementos pueden formar más de un compuesto, al calcular las relaciones de masa entre los elementos de ambos compuestos y dividirlas entre sí, se obtiene un número que puede ser expresado como el cociente entre dos números enteros y pequeños.

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T Trra an nssffo orrm ma ac ciio on ne ess F Fííssiic ca ass yy Q Qu uíím miic ca ass Ejemplo:

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100 g de H2O contienen 11.11g de H y 88.89g de O. 100 g de H2O2 contienen 5.88g de H y 94.12g de O.

Para H2O: masa O

88.89 g =

masa H Por lo tanto,

=8

Para H2O2:

11.11 g m O/ m H (H2O)

m O/ m H (H2O2)

masa O masa H

= 16

8 = 2

94.12 g =

= 16 5.88 g

1 Relación de números enteros y pequeños

Para verificar esta ley, es necesario encontrar dicha relación de números enteros y pequeños. Vamos a considerar números enteros y pequeños hasta 7 inclusive.

Ley de las Proporciones Equivalentes Fue enunciada por Jeremy Benjamín RITCHER en 1780: " Dados tres elementos A,B,C que forman tres compuestos AB, BC y AC, la relación entre las proporciones de masa en que se combinan dos de ellos con el tercero (B y C con A en AB y AC), es igual a la relación en que se combinan entre sí en BC, o ésta multiplicada por una relación de números enteros y pequeños". Ejemplo: 18.00g de H2O: 2.00g de H y 16.00g de O 16.00g de CH4: 4.00g de H y 12.00g de C 44.00g de CO2: 12.00g de C y 32.00g de O. Para H2O: Para CH4: Para CO2: Entonces:

masa O /masa H = 16.00 g / 2.00 g = 8 masa C / masa H = 12.00 g / 4.00 g = 3 masa O / masa C = 32.00 g / 12.00 g = 2.67 (masa O / masa H) en H2O

= 8/3 = 2.67 = (masa O / masa C) en CO 2

(masa C / masa H) en CH4

Equivalente Gramo (Eg): es la masa de un elemento que se combina con 8.00 g de Oxígeno o 1.00 g de Hidrógeno. La relación de masas en que dos elementos se hallan combinados en un compuesto es la misma relación que existe entre sus equivalentes gramo. Ejemplo:

Supongamos que 100.00g de CuO contienen 20.25 g de O y 79.75 g de Cu Si 20.25g de O 79.75 g Cu Cada 8 g de O EgCu= 31.51g 100.00g de Cu2O: 11.18g de O y 88.82g de Cu Si 11.18 g de O -------------> 88.82 g de Cu Cada 8 g de O -------------> EgCu= 63.50g EgCu en Cu2O = EgCu en CuO

63.50 g La masa de Cu en Cu 2O es el doble de = 2 la masa de Cu en CuO, ambas en relación 31.51 g a la masa de oxígeno.

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Equivalente Químico (Eq): son las partes de un elemento que se combina con 8 partes de Oxígeno o una parte de Hidrógeno. El equivalente químico expresado en gramos es igual al equivalente gramo, por esta razón se los utiliza indistintamente. También se lo denomina peso de combinación. En el ejemplo anterior: Eq Cu en CuO => 31.51 Eq Cu en Cu2O => 63.50

Ley de las Combinaciones Gaseosas Fue enunciada por el físico-químico Joseph Louis Gay Lussac en 1808: " Los volúmenes de combinación de sustancias gaseosas, medidas en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros y pequeños". De aquí se deduce: 1)- los volúmenes de los reactivos gaseosos guardan entre sí una relación de números enteros y pequeños, 2)- los volúmenes de los productos gaseosos guardan entre sí una relación de números enteros y pequeños, 3)- Existe una relación simple entre el volumen total de los reactivos y el volumen total de los productos. Ejemplos: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O => 1 vol.+ 2 vol.= 1 vol.+ 2 vol. H2 + Cl2 2HCl => 1 vol.+ 1 vol.= 2 vol. N2 + 3H2 2NH3 => 1 vol.+ 3 vol.= 2 vol. Ejercicio C: Se analizaron cinco muestras con la siguiente composición: M U E S T R A M a s a T o ta l M a s a d e NM a s a d e OM a s a d e H I

1 7 0 . 0 0 g

6 2 . 6 3 g

1 0 7 . 3 6 g

I I

1 2 0 . 0 0 g

3 1 . 1 1 g

8 8 . 8 9 g

0 . 0 0 g 0 . 0 0 g

I I I

1 0 4 . 0 0 g

8 5 . 6 4 g

0 . 0 0 g

1 8 . 3 6 g

I V

6 0 . 0 0 g

0 . 0 0 g

5 3 . 3 3 g

6 . 6 7 g

V

9 8 . 5 3 g

3 6 . 3 0 g

6 2 . 2 3 g

0 . 0 0 g

a)- ¿Qué leyes gravimétricas se verifican entre las distintas muestras?. b)- Hallar el equivalente gramo de N en cada muestra. c)- ¿Cuáles muestras corresponden a un mismo compuesto? Justificar d)- ¿Qué masa de muestra III contiene 180.00 g de H?

LEYES GENERALES DE LOS GASES Veremos ahora las leyes que rigen el comportamiento de un gas al modificar sus variables que permiten caracterizar el estado de un gas: presión, volumen y temperatura. Estas leyes son experimentales:

Ley de Boyle y Mariotte (1662) Roberto BOYLE (1627-1691) y Edmundo MARIOTTE (1620-1684) estudiaron en forma independiente la relación que existe entre la presión y el volumen de una determinada masa gaseosa cuando permanece constante la temperatura. Esta ley expresa la compresibilidad de un gas: " El volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión ". En otras palabras: si la temperatura y la masa permanecen constantes, a mayor volumen menor presión .

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Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:

P = km,T . 1/V Donde km.T representa una constante que depende de la masa de gas dentro del recipiente y de la temperatura. Veamos como se representa gráficamente esta ley:

Ley de Boyle-Mariotte P.V=cte. 30 25 P r e s i ó n

20 15 10 5 0 0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6 6.5 7 7.5 8 8.5 9 9.5 10 Volumen 20ºC

30ºC

40ºC

Leyes de Charles y Gay Lussac Jaime A. CHARLES y Jose Luis GAY LUSSAC estudiaron en 1778 la relación que existe entre la presión y la temperatura cuando se mantiene constante el volumen; y entre el volumen y la temperatura cuando se mantiene constante la presión, sin variar la masa de gas. Estas leyes expresan la expansión de un gas: 1ª.Ley: " El volumen de una determinada masa de gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta" En otras palabras: si la presión y la masa permanecen constantes, a mayor temperatura mayor deberá ser el volumen para que la presión no cambie.

Para no trabajar con temperaturas negativas en la escala Celsius ( Pf Hg = -33.89 ºC), se utiliza la escala KELVIN o de Temperaturas Absolutas cuyo CERO ABSOLUTO es el nivel térmico más bajo posible, y cuyo valor coincide con - 273.15 ºC .

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De esta forma podemos establecer una relación entre ambas escalas donde T es la temperatura absoluta en grados Kelvin y t es la temperatura en la escala Celsius o Centígrada: T(K) = 273.15 ºC + t (ºC) Experimentalmente, por cada grado centígrado que aumenta la temperatura, el volumen inicial (Vo) aumenta 1/273 de su valor inicial. Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:

V = km,P . T Donde km.P representa una constante que depende de la masa de gas dentro del recipiente y de la presión. Veamos como se representa gráficamente esta ley:

1ª Ley de Charles y Gay Lussac V/T = cte. 250 V

200

o l

150

ú m

100

e n

50 0 0

50

100 150 200 250 300 350 400 450 500 550 600 650 700 750 800 Temp. Absoluta 2 atm.

4 atm.

6 atm.

2ª.Ley: " A volumen constante la presión ejercida por una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta". En otras palabras: si el volumen y la masa permanecen constantes, a mayor temperatura mayor será la presión. Matemáticamente, la ley se expresa mediante la siguiente ecuación:

P = km,V . T Donde km.V representa una constante que depende de la masa de gas dentro del recipiente y del volumen de gas. Veamos como se representa gráficamente esta ley:

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2ª Le y de Charle s y Gay Lussac P/T= cte. 160 140 P r e s i ó n

120 100 80 60 40 20 0 0

50

100 150 200 250 300 350 400 450 500 550 600 650 700 750 800 Temperatura Absoluta 10 litros

5 litros

15 litros

ECUACION GENERAL DE LOS GASES: De las tres leyes anteriores puede deducirse una expresión general que las engloba:

Boyle – Mariotte 1ª Ley Charles y Gay Lussac

P1.V1 = P2 . V2 V1

=

T1 2ª Ley Charles y Gay Lussac

V2 T2

P1

=

T1

P2

Ecuación General P1.V1 T1

=

P2 . V2 T2

T2

Gases Ideales Son aquellos que cumplen estrictamente con las leyes de Boyle-Mariotte y Charles-Gay Lussac. Según estas leyes, en el cero absoluto, el volumen debería ser cero, lo cual obviamente es absurdo.

Gases Reales Son aquellos que se apartan del comportamiento ideal pero se comportan como ideales a bajas presiones y altas temperaturas, pudiendo aplicar entonces estas leyes. Para un gas real existen otras ecuaciones corregidas que incluyen parámetros de corrección que dependen del gas considerado: Ecuación de Van der Waals: Para gases ideales:

(P + a/V ) . (V - b) = R . T 2

P.V = n.R.T

Esta ecuación, denominada Ecuación General de Estado de Gases Ideales, relaciona las variables de estado de un gas ideal (P,V,T), donde n depende de la masa del gas y R es una constante denominada Constante Universal de los Gases. Dicha ecuación será analizada en la unidad siguiente, cuando estemos capacitados para calcular el valor de la constante .

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Ejercicio D: Un gas ocupa un volumen de 45.00 l a una temperatura de 65ºC y una presión de 1550.00 HPa. a)- ¿Qué presión tendrá si se reduce el volumen a la mitad a T cte?. b)- ¿Qué volumen ocupará si aumenta la temperatura a 110ºC manteniendo constante la presión? c)- ¿Cuál será su temperatura si la presión se disminuye en 1050.00 HPa a volumen constante? d)- ¿Cuánto aumentará su volumen si la temp.se eleva a 220ºC y la presión se reduce en 500.00 HPa? e)- Indique en cada caso que leyes se verifican. f)- Represente el problema en un gráfico de P vs. T, indicando las transformaciones efectuadas

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES Las propiedades de un gas pueden ser explicadas a partir de un conjunto de postulados hipotéticos acerca de su constitución, denominado Teoría Cinética de los Gases: a]- Las moléculas de un gas se hallan muy alejadas unas de otras, de forma tal que el volumen que ocupa cada una de ellas es despreciable frente a las distancias intermoleculares. b]- Las moléculas de un gas se hallan en contínuo movimiento de modo tal que chocan entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene (presión). Dichos choques son elásticos de modo tal que la energía de las moléculas permanece constante. c]- La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura absoluta del mismo. d]- No hay fuerzas de atracción entre las moléculas. Sobre la base de los postulados de esta teoría, la presión que ejerce un gas dentro de un recipiente, depende de la frecuencia de los choques de las moléculas contra las paredes del recipiente. De la misma forma, la ecuación general de estado de un gas ideal puede ser deducida a partir de los parámetros cinéticos acorde con esta teoría. Las reacciones químicas en fase gaseosa depende de la frecuencia de colisión de dos moléculas de reactivo, de acuerdo con esta teoría.

MAPA CONCEPTUAL DE LA UNIDAD

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EJERCITACIÓN

1)- Dentro de un reactor se colocaron 440 g de propano (C3H8) y 1600 g de Oxígeno (O2) obteniéndose 1320 g de Dióxido de carbono (CO2) y 720 g de agua. Plantee la ecuación química de la reacción involucrada y determine si se verifica la ley de Lavoisier. 2)- Dentro de un reactor se colocan 150 kg de Hidrógeno (H2) y 2.4 toneladas de Oxígeno (O2). Una vez terminada la reacción se observa que no queda reactivo sin reaccionar. Determinar cuál de los dos productos se ha formado agua o agua oxigenada. Explique la reacción producida a partir del modelo de reordenamientos de enlace, calcule el calor de reacción y determine si se trata de una reacción exergónica o endergónica. 3)- Calcule el calor liberado por la combustión de 1 kg de carbono grafito (83,33 moles) para dar anhídrido carbónico (CO2).

Rta: 7837.6 Kcal.

4)- Calcule el calor de reacción para la siguiente reacción: C3H8(g) +5 O2 (g) Rta: 2049.96 KJ/mol

3 CO2(g) + 4 H2O(g)

5)- Determine el calor de reacción para las siguientes reacciones e indique si se trata de reacciones endergónicas o exergónicas: a) 2HN3(l) +2NO(g) H2O2(l) + 4N2(g) c) 2 C2H2(g) +5 O2(g) 4 CO2(g) +2 H2O(g) b) CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) +2 H2O(g) d) 2 C2H6(g) +7O2 (g) 4 CO2(g) + 6 H2O(g) Rtas: a) –214.22 kcal; b) –192.24 kcal/mol; c)-301.05 kcal/mol; d)-342.04 Kcal/mol

6)- Se lleva a cabo la combustión de propeno (C3H6) mediante la siguiente reacción: 2 C3H6(g)+ 9 O2(g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (g) Durante la reacción se liberan 461.86 Kcal por cada mol de propeno. Calcular: a) El calor de formación del propeno b) La cantidad de calor que se libera al quemar 200 litros de propeno encerrados en un recipiente a 12 atm y 25ºC.

Rtas: a) 20.42 KJ/mol; b) 45339.10 kcal.

TABLA: Entalpías estandar de formación a 25ºC (cal/mol) H2O (l) H2O (g) SO3(g) SO2(g) H2SO4(ac) H2S(g) H2S (ac) D2O(l)

-68.32 -57.80 -94.58 -70.94 -217.32 -4.93 -9.49 -70.41

C(g) CO(g) CO2(g) H2O2(l) NH3(g) HN3(l) O3 NO (g)

171.29 -26.42 -94.53 -187.78 -11.02 63.10 34.11 21.57

CH4(g) C2H6(g) C2H2(g) C2H4(g) C3H8(g) C4H10(g) C2H3OH C6H6(l)

-17.88 -20.24 54.19 12.49 -24.82 -30.15 -66.37 11.71

9)- Indicar para los siguientes pares de compuestos, que ley gravimétrica se verifica: a) Comp. I:149.84 g de As y 48.00 g de O; Comp II:224.76 g de As y 72.00 g de O. b) Comp.I: 36.00 g de H y 576.00 g de S; Com.II: 20.00 g de H y 320.00 g de O. c) Comp I: 159.82 g de Br y 16.00 g de O; Comp II: 2397.30 g de Br y 1200.00 g de O. d) Comp I: 12.01 g de C y 32.00 g de O; Comp II: 228.19 g de C y 608.00 g de O. e) Comp I: 55.847 g de Fe y 16.00 g de O; Comp. II: 111.69 g de Fe y 48 g de O. 10)- Se analizaron 5 muestras obteniéndose los siguientes resultados: Muestra 1 2 3 4 5

Masa Total 132.91 g 108.85 g 272.64 g

Masa de S 48.00 g 0.00 g 96.19 g 256.60 g

Masa de O 0.00 g 48.00 g 144.00 g 0.00 g

Masa de H 7.86 g 0.00 g 6.40 g 0.00 g

a)- Complete el cuadro de resultados. b)- Verifique que leyes gravimétricas se cumplen. c)- ¿Cuáles muestras corresponden a un mismo compuesto? Justifique d)- ¿Qué masa de O hay en 750.00g de muestra IV ?.

11

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F Fííssiic co o –– Q Qu uíím miic ca a

11)- Al quemar 80 g de magnesio reaccionan químicamente con oxígeno del aire produciendo 132.65 g de óxido de magnesio (MgO). ¿Cuántos gramos de oxígeno han reaccionado? ¿En qué se basa para resolver este problema?

Rta: 52.65 g

12)- El 70.00 % de un óxido de hierro es Fe. ¿Cuánto hierro y que cantidad de oxígeno podrá extraerse a partir de 350 g de compuesto? Rta: 245 g de Fe y 105 g de O

13) Analizar las siguientes afirmaciones e indicar cuáles son verdaderas y cuáles falsas. Justifique. a) La relación de masas mA/mB en un compuesto formado por A y B siempre es un número entero y pequeño. b) Si la relación de Proust masa de Cobre/masa de oxígeno en muestras de un determinado óxido de cobre es 4, el % de cobre en ese compuesto es 80 % c) Según la ley de Dalton, la relación entre las masas de dos elementos X e Y involucrados en la formación de varios compuestos es 2 . d) La ley de Richter puede verificarse entre dos compuestos. 14)-En un recipiente de 25 m3 se encierra un gas a 55ºC y una presión de 12 atm. a)- ¿Qué temperatura alcanzará si se reduce el volumen a 8 m 3 a P cte.?

b)- ¿Qué presión tendrá si la temperatura se duplica isocóricamente?

c)- ¿Cuál deberá ser el volumen del recipiente para que la temperatura se eleve isobáricamente en 80ºC? d)- ¿Qué temperatura tendrá si se aumenta el volumen a 30 m3 y la presión a 18 atm.? e)- Indique en cada caso que leyes se verifican. f)- Represente el problema en un gráfico de V vs. T

Rta: a) –168.14ºC; b) 14 atm; c) 31.09 m3; d) 317,52ºC

15)- En un recipiente de 2500 cm3 se encierra un gas a 95ºC bajo una presión de 1.32 kg/cm2

a)- ¿Qué presión alcanzará si se reduce el volumen a 80 cm3 a T cte.? b)- ¿Qué temperatura tendrá si la presión se duplica isocóricamente? c)- ¿Cuál deberá ser la presión en el recipiente para que la temperatura se eleve isocóricamente a 180ºC ? d)- ¿Qué temperatura tendrá si se aumenta el volumen en 3.5 litros y la presión se aumenta a 2 kg/cm 2.? e)- Indique en cada caso que leyes se verifican. f)- Represente el problema en un gráfico de P vs. V

RTA: a) 41.25 kg/cm2; b) 463.15 ºC; c) 1.62 kg/cm2; d) 507.77ºC

16]-En los gráficos siguientes, indique las variables de estado del gas en los puntos indicados y las transformaciones señaladas: a]Punto A B C D E F G

Transformación

A B C D E F G

A

B

C

D

12

E

P

V

F

T

G

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F Fííssiic co o –– Q Qu uíím miic ca a

b]Punto A B C D E F G A

Transformación

A B C D E F G

B

C

D

P

E

V

T

F

G

17]- Dados los siguientes valores de P, V y T construya un gráfico P vs. V en papel milimetrado: Punto

A

B

C

D

E

F

G

H

I

J

K

Presión (Hpa)

1000

1200

1300

800

1400

1200

1500

500

250

1250

700

Volumen (litros)

15

20

27

19

25

21

10

70

60

20

50

Temperatura (K)

300

500

700

300

700

500

300

700

300

500

700

18]- Graficar V vs T P(atm) V(litros) T(ºC)

12 2 20

10 2.57 40

15 1.82 60

20 1.45 80

10 2.53 35

12 2.55 100

20 1.22 25

15 1.77 50

19]- A partir del gráfico siguiente completar la tabla:

45 40 V l i t r o s

35 30 25 20 15 10 5 0 0

100

200

300

400

500

600

700

800

900

1000

Temperatura (K) 2 atm.

P V T

2 600

10 500

2 10

4 atm.

6 12.3 600

900 13

6 atm.

4

2

6 12.5

1000

245

4.5 300

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F Fííssiic co o –– Q Qu uíím miic ca a

TRABAJO PRÁCTICO Nº 1 TRANSFORMACIONES QUÍMICAS

Objetivo:

Observar reacciones de combinación y descomposición y comprobar el cambio en las propiedades de las sustancias originales.

Materiales: dos tubos de ensayos c/tapón, pinza de madera, mechero de bunsen, astilla, balanza. Sustancias: limadura de hierro, azufre en polvo, óxido de mercurio Procedimientos: PRIMERA PARTE: Coloque en dos tubos de ensayos, 8 g de azufre y 14 g de limadura de hierro respectivamente. Observe y anote las propiedades de ambas sustancias. Mezcle el contenido de ambos tubos y caliente cuidadosamente. Se produce una reacción con luz brillante y abundante desprendimiento de calor. Una vez finalizada la reacción, deje enfriar, pese nuevamente el tubo y anote las propiedades del sistema. Vacie el tubo y peselo. La reacción que se produce es: Fe + S sulfuro de hierro

SEGUNDA PARTE: Coloque en un tubo de ensayos, 1 g de óxido de mercurio; observe y anote las propiedades de la sustancia. Caliente cuidadosamente el tubo observando y anotando los cambios producidos en el sistema. Acerque con cuidado una astilla incandescente a la boca del tubo. Una vez finalizada la reacción, deje enfriar, pese nuevamente el tubo y anote las propiedades del sistema. Vacie el tubo y peselo. La reacción que se produce es: óxido de mercurio Hg + O2 Cuestionario: 1º]- ¿ Qué tipo de transformación química se produce en la primera parte? 2º]- ¿ Cómo se manifiesta el intercambio de energía en la reacción? 3º]- ¿ Qué ocurre con las masas de reactivos y productos en ambas reacciones? Justifique. 4º]- ¿ Por qué acerca una astilla encendida a la boca del tubo en la segunda parte? 5º]- ¿ Qué tipo de racción química se produce en la segunda parte? TRABAJO PRÁCTICO Nº 2 LEYES GRAVIMÉTRICAS

Objetivo:

Verificar experimentalmente la validez de las leyes de la conservación de la masa de Lavoisier y de las proporciones definidas de Proust.

Material: Un frasco de erlenmeyer con tapón de goma, un tubo de ensayos c/tapón ( o tubo de hemodiálisis), balanza.

Sustancias: 100 ml de solución al 5% de cloruro de calcio, 10 ml de solución al 5% de carbonato de sodio, Procedimientos:

Coloque 100 ml de la solución de cloruro de calcio en un erlenmeyer, tape con tapón de goma y pese el sistema. Ponga dentro del tubo de ensayos 10 ml de solución de carbonato de sodio, tápelo y péselo. Una vez hecho ésto, vuelque los 10 ml de solución del tubo de ensayos dentro del erlenmeyer y tape rápidamente el frasco con el tapón de goma. Acabada la reacción, pese el frasco sin destaparlo y el tubo de ensayos vacío con el tapón. Compare las masas del sistema antes de la reacción (erlenmeyer + tapón + cloruro de calcio + tubo de ensayos con carbonato de sodio y tapón - tubo vacío con tapón) y del sistema después de la reacción. Con los datos obtenidos verifique la validez de las leyes gravimétricas propuestas más arriba. Reacción:

CaCl2 + Na2CO3

2 NaCl + CaCO3

14

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