MÓDULO DE NIVELACIÓN

Modulonivelaciondequimica 170427012015 (1) de Catalina Esquivel

TABLA PERIÓDICA

Tabla periodica de Catalina Esquivel

GASES

GASES

Bienvenidos a esta nueva parte del blog. Acá daremos a conocer todo lo relacionado con los gases tales como: conceptos, leyes, fórmulas; realizaremos desde laboratorio hasta ejercicios y de esta forma  dejar claro todo sobre el extenso pero grandioso tema de los GASES. Espero y anhelo que la información puesta en esta entrada sea de mucha ayuda para cada lector de esta página. Que salgan llenos de sabiduría y entendimiento.

OBJETIVOS

-Dar a conocer todo información sobre cada ley existente en la que se manejan los gases. 

-Diferenciar las fórmulas de cada una.

-Tener claridad sobre las unidades universales que se utilizan en el tema.

MARCO TEÓRICO

CONCEPTOS

Estado de agregación

Los estados de un material depende de las condiciones de presión y temperatura. La variación de estos estados se denomina ESTADOS DE AGREGACIÓN, relacionadas con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que constituyen la materia.

ESTADO SÓLIDO: Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos se presentan en forma sólida y los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregados generalmente como duros y resistentes.

ESTADO LÍQUIDO: Si se aumenta la temperatura entonces el sólido va "descomponiéndose" hasta desaparecer la estructura cristalina, bañense mugrientos alcanzando el estado líquido. Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene.

ESTADO GASEOSO: Incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Los átomos o moléculas del gas se encuentran virtualmente libres de modo que son capaces de ocupar todo el espacio del recipiente que lo contiene, aunque con mayor propiedad debería decirse que se distribuye por todo el espacio disponible.

Temperatura

La temperatura mide la intensidad de calor. La temperatura de los gases se mide generalmente en grados centígrados, cuando se aplican las leyes de los gases ideales esta temperatura debe convertirse a la Escala Kelvin.

Presión

La presión es la fuerza ejercida por unidad de área. Se mide a nivel del mar y a una temperatura de 0 grados centígrados, la columna de Mercurio queda a una altura de 760 ml. 

La presión atmosférica se mide por medio del barómetro a unidades de TORR.

Otra unidad muy empleada es la ATMÓSFERA (Atm).

1 Atm equivale a 760 torr o 760 mm Hg.

VOLUMEN

El volumen es el espacio ocupado por un cuerpo.

La unidad en el Sistema Inglés (SI) es el m3, pero como es una unidad bastante grande se usa el dm3, aunque generalmente se le da el nombre de L. Para volúmenes más pequeños usaremos el centímetro cúbico (cm3) o el mililitro (ml). 

Cantidad de gas 

La cantidad de un gas se relaciona con el número total de moléculas que la componen.

Para medir la cantidad de un gas usamos como unidad de medida el mol .

Como recordatorio diremos que un mol (ya sea de moléculas o de átomos) es igual a 6,022 por 10 elevado a 23:

-1 mol de moléculas = 6,022•10 23

-1 mol de átomos =  6,022•10 23 

LEYES

Ley de Avogadro  

Esta ley relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en litros (L), considerando que la presión y la temperatura permanecen constantes (no varían).

El enunciado de la ley dice que:

El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo.

Esto significa que:

Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del mismo.

Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo.

Esto tan simple, podemos expresarlo en términos matemáticos con la siguiente fórmula:

      V = k

n

Ley de Boyle 

Ley de Boyle o Marlotte: A temperatura constante el volumen de una muestra de gas seco varia en forma inversamente proporcional a la presión a la que se somete.

Ecuación:       

V1  =  P2

  V2     P1  

Ley de Charles

Ley de Charles: Dice que a presión constante el volumen de un gas varia directamente proporcional a la temperatura absoluta

ECUACIÓN:

V1  =  V2

T1       T2

Ley de Gay- Lussac

La ley de Gay- Lussac establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.

El cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor:

        P  = K

T

Ley de los gases ideales

Ley generalizada

LABORATORIO

Instrucciones

SALA DE BOYLE

SALA DE CHARLES

SALA DE GRAHAM

 

EJERCICIOS

Ley de avogadro

1) 

2)

MÉTODO DE TANTEO Y ÓXIDO-REDUCCIÓN

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

INTRODUCCIÓN

Buen día usuarios. Por medio de esta entrada explicaremos los métodos existentes para balancear ecuaciones y su importancia. Se requiere de una buena lectura y concentración para realizar adecuadamente los procesos matemáticos que se utilizan en este. Espero que les guste. 

OBEJTIVOS

-Dar a conocer los diferentes métodos existentes para balancear ecuaciones químicas.

-Por medio de ejemplos y ejercicios, ser un buen sosporte para el entendimiento de cada uno de los métodos a estudiar.

MARCO TEÓRICO

OXIDO-REDUCCIÓN

OXIDACIÓN: Es la pérdida de electrones acompañado de un aumento de número de oxidación hacia un valor más positivo.

Ejemplo: 

Cuando el Zn reacciona con el HCl, cada átomo de Zn pierde 2 electrones y aumenta su número de oxidación del 0 al 2.

Zn + HCl ------ ZnCl2 + H2

Zn0------ Zn+2

Números de oxidación

-Zn: 0

-H: +1

-Cl: -1

-Zn: +2

-Cl2: -1

-H2: O

REDUCCIÓN: Es la ganancia de electrones acompañada de una disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo.

Ejemplo:  

2H +2e- ---- H2

                                                                     Zn -2e- ----- Zn

Números de oxidación

-2H: +1

-H2: 0

-Zn: 0

-Zn: +2

Las reacciones de oxidación y reducción suceden simultáneamente. A estas reacciones, normalmente se le llaman REDOX (reducción-oxidación).

AGENTE OXIDANTE: Es el elemento o compuesto que capta electrones para reducirse. Los no metales se portan como oxidantes. Este carácter aumenta al crecer la afinidad electrónica. Los halógenos y el Oxígeno son agentes oxidantes muy enérgicos.

AGENTE REDUCTOR: Es el elemento o compuesto que cede electrones para oxidarse. Los elementos electropositivos metales son reductores.

MÉTODO DE OXIDO-REDUCCIÓN

El mecanismo comúnmente utilizado para igualar ecuaciones químicas es el siguiente:

1) Se escribe la ecuación del proceso y se determina el número de oxidación para cada uno de los elementos participantes en la reacción escribiendo este valor en la parte superior del símbolo.

2)Se establece cuales átomos sufren cambios en su número de oxidación y cual de ellos es el oxidado y reducido.

3)Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir las ecuaciones iónicas.

4)Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y el reductor de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por factores adecuados.

5)Se asigna como coeficiente de las sustancias afectadas en la ecuación los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

6)Por último, el equilibrio se logra por el método de ensayo.

Ejemplo: 

Balancear por el método de oxido-reducción la siguiente ecuación siguiendo el método anterior:  Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → K2CrO4 + H2O+KCl + K2SO4

1. Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → K2CrO4 + H2O + KCl + K2SO4
2. Cr2+3(S+6O4–2)3 + K+1O-2H+1 + K+1Cl+5O3-2 →K2+1Cr+6O4-2 + H2+1O-2 + K+1Cl-1 + K2+1S+6O4-2
3. Cr+3 → Cr+6 Cl+5 → Cl–
4. Cl+5 → Cl– Reacción de reducción
5. 2Cr+3 → Cr+6 Reacción de oxidación
6. Cl+5 → Cl– Esta semireacción tiene balanceado el cloro así que no se hace nada
7. 2Cr+3 → Cr+6 Se balancea esta semireacción de la siguiente manera                     .             2Cr+3 → 2Cr+6
8. Cl+5 + 6e–→Cl– Balanceadas las cargas de la semireacción de reducción.             .     2Cr+3→2 Cr+6 + 6e– Balanceadas las cargas de la semireacción de oxidación
9. 6Cl+5 + 36 e– → 6 Cl–               12Cr+3 → 12 Cr+6 + 36 e–
10. 6Cl+5 + 36e–+ 12Cr+3 → 6Cl– + 12Cr+6 + 36 e–
11. 6 Cl+5 + 12 Cr+3→ 6 Cl– + 12 Cr+6
12. Cl+5 + 2 Cr+3→ Cl– + 2 Cr+6
13. Cl+5 + 2 Cr+3→ Cl– + 2 Cr+6 Esta balanceada en cargas y en masa.
14. Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → 2 K2CrO4 + H2O +KCl + K2SO4
15. Cr2(SO4)3 + KOH + KClO3 → 2 K2CrO4 + H2O +KCl + K2SO4
16. Esta ecuación no se encuentra balanceada totalmente así que se realiza un balanceo por tanteo para terminar obteniéndose la siguiente ecuación plenamente balanceada.          Cr2(SO4)3 + 10KOH +KClO3 → 2 K2CrO4 + 5H2O +KCl + 3K2SO4

EJERCICIOS DE BALANCEO DE ECUACIONES

Entra al siguiente link y podrás practicar lo enseñado anteriormente, es decir, puedes hacer ejercicios de balanceo.

https://phet.colorado.edu/es/simulation/balancing-chemical-equations


Es una página sencilla de manejar. A continuación mostraremos el paso a paso con algunos ejemplos de ecuaciones para balancear:

































































































Los pantallazos presentados anteriormente son una muestra de como se realizan los balances en la página puesta, es muy fácil de manejar y da un buen aprendizaje.

¡ESPERO LO DISFRUTEN Y LES SIRVA DE MUCHA AYUDA!.