jueves, 16 de febrero de 2017

PORTAFOLIO DE QUÍMICA GRADO 8° 2017

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LOS MATERIALES

La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso.
Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua.
La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso:
·         Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras. Ejemplo: cristal, plástico, papel, madera, azúcar, etcétera.
·         Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos. Ejemplos: agua, alcohol, aceite, leche, etcétera
·         Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión. Ejemplo: aire, vapor de agua, hidrógeno, oxigeno, etcétera.
·         Plasma: es un estado fluido similar al estado gaseoso, pero en el que determinada porción de sus partículas están cargas eléctricamente. Ejemplo: los televisores con pantalla de plasma, tubos fluorescentes, los rayos durante una tormenta, las estrellas etc.

El agua, que es el compuesto más abundante en nuestro planeta, se puede encontrar, al igual que otros compuestos, en los tres estados de agregación. Según la temperatura, el agua se puede encontrar en forma de hielo (solido), agua (liquido) o vapor de agua (gas).

TAREA:

1.     Realizar la experiencia haciendo clic en el enlace. Y escriba las observaciones de la experiencia, resultados y respuestas a las preguntas planteadas en las actividades interactivas para el estado (sólido, líquido y gaseoso)

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es un proceso en el cual dos o más compuestos o elementos llamados reactivos se ponen en contacto y por acción de un factor energético reaccionan para formar unos productos nuevos.
Los átomos se unen para formar compuestos; cada átomo tiene unas características particulares.
Dos reacciones importantes relacionadas con la vida son la fotosíntesis y la respiración. Los dos procesos son complementarios, ya que en la fotosíntesis se produce un azúcar llamado glucosa, el cual es utilizado por las mitocondrias para la producción de energía; a su vez, cuando las células realizan la respiración producen dióxido de carbono, CO2, el cual se eleva a la atmósfera y es tomado por las plantas como uno de los elementos básicos para efectuar el proceso de fotosíntesis.
Durante el proceso de la fotosíntesis el dióxido de carbono, CO2, reacciona con el agua y en presencia de luz solar y de un pigmento llamado clorofila, que es el que le da el color verde a las plantas, produce la glucosa (azúcar) y oxígeno libre que va a dar a la atmósfera. Por esta razón se dice que las plantas son los pulmones de la Tierra.
La reacción de la fotosíntesis se puede resumir en la siguiente ecuación:

En este proceso se utiliza un azúcar, llamado glucosa, que proviene de los productos que consumimos de las plantas y el oxígeno que se toma directamente de la atmósfera; cuando reaccionan da origen al dióxido de carbono, el agua y la energía. El dióxido de carbono sale del cuerpo y llega a la atmósfera, de allí es utilizado nuevamente por las plantas en el proceso de fotosíntesis; el agua también sale en forma de vapor. Por este motivo, los espejos se empañan cuando se respira encima de ellos; y la energía es la que nos permite caminar, hablar, pensar, trabajar, hacer deporte y cumplir muchas funciones más.
La ecuación de la respiración es:

EJERCICIO: Hacer una canción con el tema de la clase.












































































CONCEPTO DE SOLUCIÓN
SOLUCIONES
Como recordarás, la materia puede existir en forma de elementos, compuestos y mezclas. Los elementos son las sustancias más sencillas que existen en la naturaleza, por ejemplo, el oro, el oxígeno y el calcio, entre otros.

Los compuestos son sustancias que se forman mediante la unión de dos o más elementos de diferente clase, como el agua, la glucosa y la sal. Las mezclas se forman por la unión de dos o más sustancias que se hallan en proporciones variables. Sus componentes conservan sus propiedades físicas y químicas, lo que permite que se puedan separar mediante métodos físicos como evaporación, cristalización, destilación, cromatografía, filtración, centrifugación o decantación, entre otros.

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Las mezclas heterogéneas son aquellas en las que algunos de sus componentes se pueden diferenciar a simple vista y presentan dos o más fases. Por ejemplo, en el agua con aceite se observan dos fases, ambas líquidas y, al mezclar arena con agua, se evidencian dos fases, una en estado líquido y otra en estado sólido. Las mezclas homogéneas son aquellas que forman una sola fase, su aspecto es uniforme, de manera que sus componentes no se pueden diferenciar. Por ejemplo, al disolver una cucharadita de azúcar en un vaso de agua, se observa una sola fase en estado líquido, o, al preparar un café con leche, se identifica una sola fase líquida. A las mezclas homogéneas se les denomina soluciones.

Una solución está formada por dos componentes: el soluto y el solvente. El soluto es la sustancia que se disuelve y se encuentra distribuida uniformemente en el solvente. El solvente es la sustancia que disuelve y generalmente está en mayor proporción. Por ejemplo, cuando disuelves un poco de sal en agua, la sal es el soluto y el agua es el solvente o disolvente. Las soluciones en las cuales el solvente es agua se denominan acuosas.
Existen varias clases de soluciones: sólidas, líquidas y gaseosas.

CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIONES SÓLIDAS
Las soluciones sólidas están formadas por sólidos en los cuales un componente está disperso al azar en otro componente. Estas soluciones son de gran importancia en la industria, las aleaciones pertenecen a estas soluciones. Por ejemplo, el bronce está constituido por cobre y estaño, el latón está formado por cobre y zinc, y el acero está formado por hierro y carbono.

SOLUCIONES LÍQUIDAS
Las soluciones líquidas se pueden obtener al disolver una sustancia sólida, líquida o gaseosa en un líquido. Las partículas del soluto se encuentran distribuidas al azar en toda la solución, por ejemplo, una mezcla de agua y alcohol.

SOLUCIONES GASEOSAS
En las soluciones gaseosas los gases se mezclan en todas las proporciones, formando siempre mezclas homogéneas. Por ejemplo, una mezcla de oxígeno y nitrógeno. Cuando un líquido se disuelve en otro y forman una solución, se dice que son solubles o miscibles. Pero, si al mezclarse se forma más de una fase, se dice que son insolubles o inmiscibles. Por ejemplo, el alcohol es miscible o soluble en agua y el aceite es inmiscible o insoluble en agua.

SOLUCIONES SATURADAS E INSATURADAS
Con frecuencia se encuentra que existe un límite en la cantidad de un soluto que se puede disolver en una cantidad dada de un solvente; es decir, hay un límite en la concentración solución. Por ejemplo, para preparar una solución de NaCl en agua, una manera es ir agregando el soluto al agua, a medida que se agita para favorecer la disolución. Al avanzar en este proceso observaremos que llega un momento en el cual el soluto adicionado se deposita en el fondo y allí permanece a pesar de la agitación: ya no se disuelve más sal. Específicamente, si par de 100 ml (100 g) de agua a temperatura ambiente, notaremos que podemos disolver un m de 36 g de NaCI. Si nos excedemos de esta cantidad, el exceso se depositará en el fondo, manera que la cantidad disuelta no sobrepasa los 36 g en los 100 g de agua.
Cuando una solución tiene disuelta la cantidad máxima de soluto posible, se dice que es saturada. La mejor manera de lograr una solución saturada es mantener un exceso de soluto en contacto con la solución
Si la cantidad de soluto es menor que el máximo posible, se tiene una solución insaturada pero, comúnmente, de estas soluciones se dice que son diluidas si la cantidad de soluto es relativa poca (baja concentración) y que son concentradas si la cantidad de soluto es considerable. (Alta concentración).

SOLUCIÓN SATURADA
Se dice que una solución está saturada cuando a una temperatura determinada a una cantidad dada de solvente se tiene disuelta la máxima cantidad de soluto que se pueda disolver. Por ejemplo, una solución de KBr que tenga disueltos 116 gramos de KBr en 100 gramos de agua a 50 grados C es una solución saturada: cualquier exceso de KBr se deposita en el fondo del recipiente.

SOLUCIÓN INSATURADA
Cuando a una temperatura determinada en una cantidad dada de solvente se tiene disuelto menos soluto del que se puede disolver en ese solvente, se dice que la solución es insaturada.
En el caso del bromuro de potasio, si en lugar de tener exactamente 116 gramos de KBr en 100 gramos de agua, se tienen disueltos, por ejemplo, 90 gramos de KBr, la solución está insaturada. En la figura se ilustra una solución saturada, una sobresaturada y otra insaturada de NaCl.

SOLUCIONES SOBRESATURADAS

A pesar de que la concentración de una solución está limitada por la solubilidad máxima del soluto, es posible preparar soluciones que contengan disuelta una cantidad mayor de soluto a una temperatura T establecida. Estas soluciones se conocen como sobresaturadas.

De esta manera, una solución de NaCl que contenga disueltos 37 gramos de la sustancia es una solución sobresaturada.

La sobresaturación de una solución es un proceso muy cuidadoso; generalmente, se realiza por calentamiento. Mediante este proceso, parte del soluto por encima de la solubilidad máxima se disuelve. Al enfriar lentamente y en reposo la solución hasta la temperatura requerida, se obtiene la solución sobresaturada. Estas soluciones precipitan soluto al agitarlas o al adicionarles una pequeña cantidad de soluto.

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

La naturaleza del soluto y del solvente

que un soluto se disuelva debe presentar propiedades similares al solvente. Es decir, la solubilidad aumenta si las moléculas que entran en contacto tienen propiedades eléctricas y estructurales semejantes. Por esta razón, el agua, que es una molécula polar, disuelve a cientos de sustancias polares, como las sales inorgánicas; y no disuelve a sustancias no polares, como los aceites y las grasas. Los solutos no polares forman soluciones con solventes no polares, como el éter, el cloroformo y el tetracloruro de carbono.

En las soluciones de líquidos o de sólidos disueltos en líquidos debe haber atracción entre el soluto y el solvente para que se forme una solución. Si no hay atracción entre el soluto y el solvente, las partículas de soluto permanecen unidas y no se mezclan con las del solvente.

La temperatura
Generalmente al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad. Esto ocurre porque la temperatura incrementa el movimiento de las partículas, ya sean moléculas o iones. Por ejemplo, si agregas azúcar a un vaso de agua caliente, ésta se disolverá más rápido que en agua fría. Sin embargo, la solubilidad de un gas en un líquido y de un gas en sólido, disminuye al aumentar la temperatura. Esto se debe a que, al aumentar la temperatura, aumenta el movimiento de las partículas de soluto y de solvente. Por tanto, las moléculas gaseosas pueden escapar de la solución cuando alcanzan la superficie del líquido en un recipiente abierto.

La presión
La presión influye especialmente en la solubilidad de las sustancias gaseosas en los líquidos. Al aumentar la presión, aumenta la solubilidad de los gases en los solventes. La presión poco efecto tiene en la solubilidad de los líquidos y los sólidos, ya que son sustancias que se comprimen muy poco.

El tamaño de las partículas
Esta propiedad se refiere al estado de subdivisión de las partículas que conforman el soluto, es decir, a su tamaño. Tiene una gran influencia en las soluciones formadas por sustancias sólidas disueltas en líquidos. Entre más pequeñas sean las partículas del sólido, habrá mayor superficie de contacto entre las moléculas de soluto y de solvente, lo cual facilita el proceso de disolución.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

Cuando dos o más sustancias se mezclan para dar lugar a una solución, el resultado es una sustancia con una serie de propiedades físicas propias y diferentes a aquellas que poseían las sustancias originales. Estas propiedades emergentes en las soluciones reciben el nombre de propiedades coligativas y dependen directamente de la concentración de soluto, mas no de su naturaleza química.

Presión de vapor
Las moléculas de un líquido cualquiera, a una determinada temperatura, poseen una cierta cantidad de energía cinética. Algunas moléculas, especialmente aquellas situadas cerca de la superficie, pasan espontáneamente al estado gaseoso, es decir, se volatilizan. No obstante, como resultado de las constantes colisiones entre moléculas, muchas de estas regresan nuevamente al líquido, dando como resultado un estado de equilibrio entre las fases gaseosa y líquida de la sustancia. Ahora bien, si el líquido se halla contenido en un recipiente cerrado, la fracción gaseosa ejercerá presión sobre la tapa del recipiente, al golpearla continuamente. Esta presión, denominada presión de vapor, se puede medir y es característica de cada sustancia.
La proporción entre las fases gas-líquido, depende de la fuerza de cohesión existente entre las moléculas. Si la cohesión es débil, una gran cantidad de moléculas se volatilizarán. Mientras que, si la cohesión es fuerte, serán muy pocas las que lo consigan. Esto es lo que determina que unas sustancias sean más volátiles que otras. Por otro lado, la presión de vapor aumenta con la temperatura, ya que, al contar con mayor energía cinética, más moléculas pasarán a la fase gaseosa.

Una solución cuyo soluto sea no volátil, poseerá una presión de vapor menor que la observada en el solvente puro. Por el contrario, si el soluto es volátil, la presión de vapor de la solución será la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla. Estas relaciones se resumen en la ley de Raoult, formulada por François Raoult (1830-1901) en 1887.
         Matemáticamente, la ley de Raoult se expresa así cuando el soluto es no volátil:
         PA = PoA . XA

        Donde PA es la presión de vapor de la solución, Po
       A es la presión de vapor del solvente puro y XA es la fracción molar del solvente en la solución. Así, entre más diluida sea la solución, menor será la disminución de la presión de vapor (Figura 17.)

       Para dos componentes volátiles tendremos:
       Psolución = PA + PB,

       Donde Psolución es la presión de vapor de la solución final, y PA y PB representan las presiones parciales de los componentes A y B, calculadas según la fórmula anterior.
Punto de ebullición

      El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión atmosférica. Si a este líquido se le adiciona un soluto no volátil, la temperatura de ebullición de la solución resultante, aumenta (figura 18). Experimentalmente se ha encontrado que la elevación del punto de ebullición  es proporcional a la concentración molal (m) de la solución, según la expresión:
     Donde, m es la concentración molal y  es la constante de proporcionalidad, llamada constante ebulloscópica molal.  se expresa en °C/m y es característica de cada solvente (figura 19).





Punto de congelación

     En soluciones formadas por solutos no volátiles se observa un descenso de la temperatura de congelación, respecto a la del solvente puro. Esta disminución es proporcional a la concentración molal de la solución y se relaciona por medio de la constante crioscópica molal, que se expresa en °C/m y depende de la naturaleza del solvente. La expresión matemática es:
Una de las aplicaciones de esta propiedad coligativa se relaciona con los anticongelantes, sustancias empleadas principalmente en automóviles para evitar que el agua de los radiadores se congele durante el invierno.

Presión osmótica
       La ósmosis es un fenómeno que se aplica especialmente a soluciones en las cuales el solvente es el agua. Consiste en el paso de moléculas de agua (solvente) a través de una membrana semipermeable, desde un compartimiento menos concentrado hacia otro, con mayor concentración de soluto.
       Una membrana semipermeable es una película, que permite el paso del solvente más no del soluto. Las moléculas del solvente pueden pasar en ambas direcciones, a través de la membrana, pero el flujo predominante ocurre en la dirección menor a mayor concentración de soluto y termina cuando la presión ejercida por el golpeteo de moléculas de soluto a uno y otro lado de la membrana, se iguala. Este golpeteo se traduce en un valor de presión, ejercida por las moléculas de soluto sobre la membrana, denominada presión osmótica (figura 20). La presión osmótica depende de la cantidad de soluto y puede interpretarse como si el soluto fuera un gas que ejerce presión sobre las paredes de un recipiente, su expresión matemática es:
      Donde,  representa la presión osmótica,  se interpreta como la concentración molar de la solución y R es la constante universal de los gases. Si el solvente es agua, la molaridad será equivalente a la molalidad. De donde, obtenemos que:  

LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

       De acuerdo con la cantidad de soluto presente, tendremos soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas. Si bien podemos diferenciar una solución concentrada de una diluida, no podemos determinar exactamente qué tan concentrada o diluida está. A continuación veremos cómo se cuantifica la cantidad de soluto presente en una solución, a través del concepto de concentración.
DEFINICIÓN DE CONCENTRACIÓN

      La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución. En términos cuantitativos, esto es, la relación o proporción matemática entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o, entre soluto y solución. Esta relación suele expresarse en porcentaje.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

UNIDADES FÍSICAS

       Porcentaje referido a la masa: relaciona la masa del soluto, en gramos, presente en una cantidad dada de solución. Teniendo en cuenta que el resultado se expresa como porcentaje de soluto, la cantidad patrón de solución suele tomarse como 100 g.
       La siguiente expresión resume estos conceptos:

      Porcentaje referido al volumen: se refiere al volumen de soluto, en mL, presente en cada 100 mL de solución.
      La expresión que utilizamos para calcularlo es:

    Porcentaje masa-volumen: representa la masa de soluto (en g) por cada 100 mL de solución. Se puede calcular según la expresión:
  Partes por millón (ppm): para medir algunas concentraciones muy pequeñas, por ejemplo, las partículas contaminantes que eliminan los automotores o la cantidad de cloro o flúor presentes en el agua potable, se utiliza una unidad de concentración denominada partes por millón (ppm), que mide las partes de soluto presentes en un millón de partes de solución. Para soluciones sólidas se utilizan, por lo regular, las unidades mg/kg y para soluciones líquidas, mg/L (fi gura 13). La siguiente expresión, permite calcular las partes por millón:
UNIDADES QUÍMICAS

     Molaridad (M): es la forma más usual de expresar la concentración de una solución. Se define como el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución. Alternativamente, se puede expresar como milimoles de soluto disueltos en mL de solución. Matemáticamente se expresa así:
   Molalidad (m): indica la cantidad de moles de soluto presentes en un kg (1.000 g) de solvente. Cuando el solvente es agua, y debido a que la densidad de esta es 1 g/ml, 1 kg de agua equivale a un litro. La molalidad se calcula mediante la expresión:
Normalidad (N): relaciona el número de equivalentes gramo o equivalentes químicos de un soluto con la cantidad de solución, en litros. Se expresa como:

El concepto de equivalente gramo o equivalente químico ha sido desarrollado especialmente para referirse a ácidos y bases. Así, un equivalente gramo es la masa de sustancia (ácido o base) capaz de producir un mol de iones H+ u OH-, según el caso. Para pasar de moles a gramos se emplean las masas moleculares de las sustancias involucradas. Por ejemplo, un mol de HCl, cuyo peso molecular es 36,5 g, se ioniza para producir un mol de H+, por tanto, el peso de un equivalente gramo (abreviado peqg) de HCl es 36,5 g. En el caso de ácidos o bases que generan más de un mol de OH- o H+, como por ejemplo, el H2 SO4 o el Al(OH)3 , el peso de un equivalentegramo se calcula así:



RESOLVER LAS PREGUNTAS ORIENTADORAS

  1. . ¿La solubilidad se da en función del aumento de temperatura? Explique.
  2.   Una solución saturada puede aceptar más solutos se cambia la temperatura? Explique.
  3.       La solubilidad de las sustancias varia con los cambios de presión? Explique-
  4.      ¿Qué es una solución saturada? Mencione un ejemplo de la vida cotidiana donde aplique.






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