grado: undécimoa p2 -11... · 2 tema 1: carbohidratos objetivo: comprender la estructura de los...
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INSTITUCIÓN EDUCATIVA MUNICIPAL NACIONAL
CIENCIAS NATURALES
GUÍA SEGUNDO PERIODO
GRADO: Undécimo
DOCENTES: Adriana María Bautista Vargas – Carlos Fernando Díaz Torres
COMPETENCIAS:
Uso comprensivo del conocimiento científico. Explicación de fenómenos.
Indagación.
DESEMPEÑO: Argumento y propongo soluciones a situaciones planteadas sobre distribución electrónica de los elementos, su relación con la tabla periódica, los enlaces químicos y sus fórmulas y la nomenclatura inorgánica.
INSTRUCCIONES GENERALES:
Esta guía está dividida en tres módulos que corresponden a las tres asignaturas que componen las Ciencias Naturales: biología, física y química.
Se sugiere que en cada semana el estudiante avance en cada una de las asignaturas.
El desarrollo de la guía debe darse a lo largo del segundo periodo académico que comprende del 11 de mayo hasta el 12 de julio del 2020.
Cada asignatura está dividida en un conjunto de temas que al final presentan un taller que se sugiere resolver antes de pasar al siguiente tema.
En cada taller se indica el tiempo estimado para su desarrollo y las fechas en que deberán hacer entrega los estudiantes que cuentan con internet.
Los estudiantes sin acceso a internet, podrán hacer entrega del desarrollo de la guía en
su totalidad una vez pase la cuarentena.
ÍNDICE
MÓDULO BIOLOGÍA .................................................................................................................................. 1
MÓDULO FÍSICA ....................................................................................................................................... 17
MÓDULO QUÍMICA .................................................................................................................................. 34
MÓDULO BIOLOGÍA DOCENTE: Adriana María Bautista Vargas
INTENSIDAD HORARIA: 1 hora semanal
INSTRUCCIONES PARA EL DESARROLLO DE LAS GUÍA Apreciado estudiante Nacionalista, el sistema educativo nos ha puesto un reto durante este momento de pandemia,
y desde luego la situación no impedirá el desarrollo de sus competencias. Así que lo invito para que aproveche al
máximo el tiempo, sea honesto en el proceso, ya que usted será el único beneficiado (a).
Espero disfrute aprendiendo, fortalezca su trabajo autónomo y nos contacte en caso de que presente alguna
dificultad, estaremos prestos a atenderlo.
Buen provecho, y no te preocupes, sólo ocúpate!
1. La guía aborda dos temas: carbohidratos y lípidos, que se desarrolla durante el segundo
periodo.
2. La estructura de la guía comprende lo siguiente: un objetivo, una introducción, aspectos
teóricos, preguntas de revisión, actividad de afianzamiento y guía evaluativa.
3. Cada clase que tengamos deberá estar realizando la actividad correspondiente para que no
acumule trabajo.
4. Durante cada semana tendremos uno o dos encuentros virtuales, para apoyar el desarrollo de
los actividades propuestas, a través de la plataforma zoom.
5. Los temas estarán apoyados con información que se subirá en la plataforma de classroom
(cada inicio de semana), se subirá videos tutoriales para apoyará su proceso, además, las
dudas inmediatas que usted pueda tener las podrá realizar por la aplicación de whatsaap
(3115084447); la intención es fortalecer su aprendizaje.
6. Una vez culminado el tiempo para el desarrollo de las guías, deberá realizar la entrega del
mismo a través de la plataforma classroom.
*No olvides que el producto de los resultados, es proporcional a su esfuerzo*
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Tema 1: CARBOHIDRATOS
Objetivo: Comprender la estructura de los carbohidratos, al igual que su importancia bioquímica.
Tiempo de desarrollo del tema: 4 horas. (Del 11 de mayo al 5 de Junio)
Introducción: Los carbohidratos no son sólo una fuente importante de producción rápida de energía en las células, sino
que son también las estructuras fundamentales de las células y componentes de numerosas rutas metabólicas. En la
actualidad se reconoce que los polímeros de azúcares unidos a proteínas y a lípidos son un sistema de codificación de alta
densidad. Los seres vivos aprovechan la vasta diversidad estructural de estas moléculas para producir la capacidad
informática necesaria para los procesos vitales. En la siguiente guía se describen la estructura y la química de moléculas de
carbohidratos típicas presentes en los seres vivos.
Revisión Teórica.
La proporción en la que se encuentran los diferentes elementos (átomos) es distinta para los seres
vivos y para la materia no viva. Los átomos que forman parte de la estructura de los seres vivos se
denominan bioelementos. Los que pueden presentarse
aislados o formando biomoléculas. Entonces, podemos
decir que la base química de la célula está dada por
las biomoléculas y bioelementos que la conforman. De
los más de 100 elementos químicos conocidos, solo 27
son bioelementos y 4 constituyen cerca del 96% de la
masa de los seres vivos, como se muestra en la siguiente
tabla:
Las biomoléculas se clasifican en
inorgánicas y orgánicas, según si están
formadas o no por carbono. La unión de
varias biomoléculas entre sí da origen al
siguiente nivel de organización: las
macromoléculas, que se caracterizan
por sus elevados pesos moleculares.
Dentro de este nivel encontramos a los lípidos, carbohidratos, proteínas y ácidos nucleicos.
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4
Antes de abordar el estudio de los carbohidratos y lípidos es necesario revisar y complementar alguna
información relacionada con la propiedad de las sustancias denominada isometría.
Isomería
¿Qué son los isómeros?
Son compuestos que tienen la misma
fórmula molecular. Se clasifican en
estructurales y espaciales (esteroisómeros).
Los isómeros estructurales se caracterizan
por tener diferente fórmula estructural;
estos pueden ser de cadena, de posición y
de grupo funcional.
Los isómeros de cadena
Isómeros de posición
Isómeros de función o grupo funcional
Los estereoisómeros corresponden a un tipo particular de
isómeros que se caracterizan porque sus átomos se
distribuyen de manera espacial, es decir,
tridimensionalmente. Los estereoisómeros se clasifican en
isómeros geométricos e isómeros ópticos. El área de la
química que estudia este tipo de isómeros se llama
estereoquímica.
La isomería geométrica más frecuente se produce en los
alquenos: el doble enlace C = C genera un plano de
simetría y los sustituyentes en los carbonos adyacentes
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pueden ubicarse en el mismo lado del plano o en el lado opuesto; pueden presentar isomerías cis o
trans.
Ejemplo: figuras 4, 5, 6 y 7.
La isomería geométrica puede intervenir en algunos procesos biológicos.Una molécula cis puede
interactuar de forma diferente con una enzima en comparación a su homólogo trans.
La isómeros ópticos o enantiómeros (del griego enantio = opuesto),
corresponde a aquella molécula que NO posee una imagen especular.
Cabe señalar que todas las moléculas tienen imagen especular; no
obstante, solo aquellas que no son superponibles corresponden a
isómeros ópticos.
A diferencia de los isómeros geométricos, los enantiómeros no poseen
plano de simetría. Así, si trazamos un plano imaginario sobre el centro de
la molécula, ambas mitades resultantes no son imágenes especulares
entre sí. El átomo central se denomina centro estereogénico o carbono
quiral. Cuando una molécula presenta un plano de simetría y, además,
es superponible con su imagen especular, se dice que es una molécula
aquiral.
Propiedad de los esteroisómeros:
Actividad óptica: propiedad de ciertas moléculas orgánicas que nos permite reconocer
experimentalmente a los enantiómeros. Se da cuando un haz de luz polarizada en un plano atraviesa
una muestra sólida, líquida, gaseosa o una disolución de moléculas orgánicas, haciendo girar el plano
de la luz.
Desde el punto de
referencia de un
observador, el
enantiómero que gira el plano hacia
la derecha
(equivalente a las
manecillas del
reloj) se denomina
enantiómero
dextrorrotatorio (d)
y el que gira el
plano hacia la
izquierda (contrario a las manecillas del reloj) corresponde a su análogo levorrotatorio (l). Por
convención, se asigna un signo negativo (-) a la rotación hacia la izquierda y positivo (+) si la rotación
es hacia la derecha.
Mezcla racémica: Una mezcla de los dos enantiómeros de un compuesto, en proporciones 50:50, se
denomina mezcla racémica (±) o racemato. Las mezclas racémicas son ópticamente inactivas
debido a que la rotación provocada por uno de los isómeros es anulada por una rotación idéntica y
opuesta proveniente de su enantiómero. Así mismo, otras propiedades físicas, como los puntos de
ebullición y fusión, la densidad o la solubilidad difieren entre la forma racémica y los enantiómeros
puros.
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Aplicaciones biológicas de la actividad
óptica
Como ya sabemos, los enantiómeros difieren únicamente entre sus propiedades físicas en la actividad óptica. Una de las aplicaciones más importantes de la estereoquímica se puede observar en la industria farmacéutica. Una gran variedad de fármacos se sintetizan químicamente como mezclas racémicas, aunque solo uno de los enantiómeros presenta actividad biológica. Para que una determinada molécula tenga efectos fisiológicos debe ser reconocida por un receptor dentro del organismo. Los receptores suelen ser altamente específicos; por esta razón, solo uno de los enantiómeros puede activar a un determinado receptor y así desencadenar una serie de respuestas bioquímicas en las células. Así como la mano derecha solo puede entrar a un guante derecho, determinado enantiómero se acoplará solo a un receptor que tenga la forma complementaria adecuada, mientras que el otro no. Por ejemplo, el conocido antiinflamatorio llamado ibuprofeno solo uno de sus enantiómeros presenta actividad farmacológica. En ocasiones, el enantiómero inactivo de un medicamento produce efectos adversos y debe eliminarse de la mezcla racémica. Tal es el caso de la talidomida, un sedante débil cuyo enantiómero inerte desencadena graves malformaciones congénitas.
Actividad 1. Compara y clasifica. ISOMERÍA Y LA VISIÓN
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Responde:
1. Describe las transformaciones que sufre el ß–caroteno dentro del organismo. 2. ¿Recomendarías el consumo de zanahorias a modo de prevenir trastornos a la visión?, ¿por qué? 3. ¿Cuál es tu opinión con respecto al consumo de frutas o verduras y los beneficios que esto genera a la salud? Explica mediante ejemplos que conozcas. 4. Investiga sobre las principales vitaminas que contienen frutas y verduras. Luego, selecciona tres de estas y elabora un póster científico sobre los beneficios que trae su consumo.
CARBOHIDRATOS
Los carbohidratos también denominados glúcidos o hidratos de carbono, están formados por
carbono, hidrógeno y oxígeno. La glucosa, cuya fórmula molecular es C6H12O6, fue el primer
carbohidrato obtenido de manera pura. En principio se pensó que eran carbonos hidratados
(C(H2O)), ya que su relación mínima de átomos es de 1:2:1 (C:H:O), razón por la cual se les denominó
hidratos de carbono o carbohidratos. Sin embargo, esta idea se abandonó pronto, pero esta
denominación se ha mantenido.
Según el número de monómeros, los carbohidratos se clasifican en:
Monosacáridos
Los monosacáridos son las unidades elementales de los carbohidratos y, desde el punto de vista
químico, todos tienen en su estructura el grupo hidroxilo (–OH) y el grupo carbonilo (–C=O). Este último
puede estar en forma de aldehído (–CHO) o de cetona (–CO–), existiendo así aldosas y cetosas,
respectivamente. De acuerdo con el número de carbonos, los monosacáridos pueden clasificarse en
triosas (tres), tetrosas (cuatro), pentosas (cinco), hexosas (seis), y así sucesivamente.
Actividad 2. Compara y clasifica.
La estructura de los monosacáridos puede representarse mediante cadenas abiertas o cerradas.
Las cadenas cerradas se forman debido a la reacción entre el grupo carbonilo y uno de los grupos
hidroxilo. La glucosa se cicla originando así un anillo heterociclo hexagonal. Producto de esta
ciclación se pueden generar dos estructuras de glucosa distintas. Observa las imágenes de la
derecha, de a-glucosa y ß-glucosa, y compáralas.
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Actividad 3. ¿Qué diferencia hay entre las dos estructuras (α-
glucosa y β-glucosa)?
Disacáridos
La unión de dos monosacáridos da origen a un disacárido. En la
mayoría de los casos, la reacción ocurre entre el hidroxilo de un
monosacárido y el hidroxilo del otro. El nuevo enlace que se
origina entre ambos monosacáridos se llama enlace
glucosídico. Este enlace se forma debido a que un átomo de
oxígeno
sirve de
puente
entre las dos unidades monoméricas.
Polisacáridos
Cuando se unen más de diez monosacáridos
hablamos de polisacáridos, los que pueden
llegar a contener hasta 90000 unidades. En la
naturaleza, el almidón y la celulosa son los
polisacáridos más abundantes y comunes.
Ambos son polímeros de glucosa.
Almidón: El almidón es un polisacárido de reserva
producido por los vegetales a partir del CO2 que
incorporan desde el aire y del H2O que obtienen
del suelo. Está formado por dos polímeros:
amilopectina y amilosa, en distintas
proporciones. La amilopectina es un polímero
ramificado
constituido por 1000 o más moléculas de a-glucosa, unidas por
enlace a (1,4) y a (1,6); en tanto, la amilosa es un polímero lineal
formado por 300 o más moléculas de a-glucosa, unidas solo por
enlace a (1,4) (ver imagen).
Celulosa: La celulosa es un polímero presente en todos los
vegetales. Está formado por miles de unidades de ß-glucosa
enlazadas por uniones 1,4-ß-glucosídicos. Las diferentes moléculas
de celulosa interactúan a través de puentes de hidrógeno,
originando así una gran estructura, que otorga resistencia y rigidez
a los vegetales. Las hojas, la corteza de los árboles y el algodón
corresponden en gran medida a celulosa. Este polímero es
utilizado también en la fabricación de
papel.
Glucógeno: Reserva de carbohidratos
de los animales. Se encuentra en el
hígado y en el tejido muscular. Es más
ramificado que la amilopeptina.
Propiedades físicas de los carbohidratos:
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Los monosacáridos son compuestos sólidos, cristalinos, e incoloros. Forman puentes de hidrógeno con
el agua, son solubles en agua y poco solubles en alcohol e insoluble en compuestos no polares. La
fructosa es el azúcar más, no superior a la sacarosa quien es el referente.
Propiedades químicas de los carbohidratos: las más comunes son oxidación, esterificación, y
reducción de monosacáridos.
1. ¿Por qué se le llaman a los carbohidratos hidratos de carbono?
2. ¿Describa las características principales de los monosacáridos?
3. ¿Cómo se clasifican los monosacáridos según su composición?
4. ¿A qué se le llama carbono quiral o asimétrico?
5. ¿Qué propiedad característica presentan las moléculas que contienen carbonos asimétricos?
6. ¿Qué significado tiene el que una sustancia cambie el plano de la luz polarizada?
7. ¿Qué son enantiómeros y cuál es su importancia?
8. ¿Cómo se identifica una molécula quiral, en su nomenclatura?
9. ¿Cómo se identifica un azúcar de la serie la serie D ó L?
10. ¿Qué son esteroisómeros?
11. ¿Qué es un oligosacárido?¿Cómo se forma?
12. ¿Qué nombre recibe el enlace que une a dos monosacáridos?
13. ¿Qué es el almidón?
14. ¿Qué es el glucógeno?
15. ¿Qué es el ácido hialurónico, qué importancia tiene en la industria de belleza?
1. ¿Cuál de los siguientes compuestos son isómeros correspondientes a la formula C2H6O? I. CH3 – CH2 – OH II. CH3 –CO – CH3 III. CH3 – O – CH3 A. Solo I B. Solo II C. Solo III D. Solo I y III E. Solo I, II y III 2. ¿Cuáles de estos compuestos orgánicos son isómeros entre sí? A. Solo 1 y 2 B. Solo 2 y 3 C. Solo 3 y 1 D. Solo 1, 2 y 3 E. Ninguno
3. La
siguiente estructura representa un átomo? A. Hidrocarburos. B. Alifáticos. C. quiral.
D. Isómero. E. Enantiómero. 4. ¿Qué tipo de isomería puede presentar el siguiente compuesto? CH3COCH3 A. Función. B. Estructura. C. Cadena. D. Posición. E. Ninguna de las anteriores 5. ¿Cuándo una molécula orgánica es considerada levórrotatoria? A. Si el plano de luz polarizada gira hacia la derecha. B. Si el plano de luz polarizada gira hacia la izquierda. C. Si el plano de luz polarizada no experimenta giro. D. Si está constituida por carbonos terciarios. E. Solo si es un alqueno. 6. Aquellas moléculas que tienen varios carbonos quirales, presentan diferentes tipos de esteroisómeros, donde algunas parejas son imágenes especulares entre sí, éstas son conocidas como _____________________________. 7. ¿Qué grupos funcionales caracterizan la clasificación de los carbohidratos? A. Alquilo y carboxilo.
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B. Carbonilo e hidroxilo. C. Aldehídos y cetonas. D. Alquilo e hidroxilo. E. Carbonilo y alcoxi. 8. El monómero de la maltosa es: A. Lactosa. B. Celulosa. C. Sacarosa. D. Glucosa. 9. Nombre de la rama de la ciencia que se dedica al estudio de la química que se preocupa del estudio de las moléculas orgánicas propias de los seres vivos es la A. Bioquímica. B. Orgánica C. Analítica D. Inorgánica 10. Los polisacáridos de origen animal tienen una función biológica fundamentalmente: A. Enzimática. B. Energética. C. Digestiva. D. De transmisión hereditaria. 11. Con respecto a las estructuras de los monosacáridos fructosa y galactosa se puede afirmar que:
I. ambas poseen grupos hidroxilos. II. ambas contienen al grupo carbonilo. III. el grupo carbonilo de la fructosa se encuentra en forma de éster. IV. la galactosa presenta la función aldehído. A. Solo I y II B. Solo III y IV C. Solo I y III D. Solo I, II y IV E. I, II, III y IV 12. La función de las mitocondria es: _____________________________________________________________________________________________. 13. Los monosacáridos que conforman la sacarosa son:
a. C b. A c. B d. A y C 14. La fórmula general de los carbohidratos son a. CnHO2n+2 b. CnH2n -4Oºc. (CH2O)n d. CnH2nO e. (CnH2nO)n 15. El enlace que une los disacáridos entre sí es llamado: a. oligosacárido b. Peptídico c. glucosídico d. monomérico e. Ninguna de las anteriores
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Tema 2: LÍPIDOS
DOCENTE: Adriana María Bautista Vargas
INTENSIDAD HORARIA: 1 hora semanal
Objetivo: Comprender la estructura de los lípidos al igual que su importancia bioquímica.
Tiempo de desarrollo del tema: 4 horas. (Del 8 de junio al 12 de julio)
Introducción: Los lípidos o grasas son moléculas orgánicas formadas principalmente por átomos de
carbono, hidrógeno y oxígeno. También pueden incluir átomos de fósforo, nitrógeno y azufre. Las
principales fuentes de este tipo de moléculas son los aceites y las grasas de origen vegetal o animal.
Los lípidos desempeñan importantes funciones en nuestro organismo, como Ser una importante
fuente de reserva energética, conducir señales químicas (por ejemplo, las
hormonas), proveer de una capa de aislamiento bajo la piel frente al calor,
actuar como aislantes eléctricos en la conducción de los impulsos nerviosos.
Dentro de los lípidos, es importante destacar a los triglicéridos, los cuales son triésteres provenientes del
glicerol y tres moléculas de ácidos grasos. Los ácidos grasos son ácidos carboxílicos constituidos por
largas cadenas hidrocarbonadas sin sustituyentes.
LIPIDOS
Los lípidos son un grupo de moléculas de naturaleza química heterogénea, formadas principalmente
por los elementos C, H, O, presentando en algunos casos fósforo y nitrógeno. Entre sus características
más importantes está el poseer extensas regiones formadas casi exclusivamente por hidrógeno y
carbono, con una menor proporción de oxígeno que los carbohidratos. Esto hace que los lípidos sean
apolares y, por lo tanto, insolubles en solventes polares como el agua, pero que se disuelven
fácilmente en solventes orgánicos no polares como el cloroformo, el éter y el benceno. Dada su
naturaleza química diversa, no se puede hablar de monómeros en este caso, aunque muchos lípidos
son derivados de ácidos grasos. Estos se denominan lípidos saponificables, y los que no contienen
ácidos grasos en su estructura, se llaman insaponificables.
Actividad 1. Revisa detenidamente los siguientes mapas conceptuales y a partir de su estructura,
desglosa cada uno de los términos que en el esquema aparecen, debe tener claridad de cada uno
de los términos.
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Realiza la siguiente lectura y responde las preguntas:
1. ¿Qué conclusiones se pueden extraer de este estudio? ¿Existe una relación entre la obesidad y el
consumo de azúcares?
2. ¿Por qué el grupo que consumió glucosa durante el estudio no experimentó cambios? 3. ¿Cómo se podría evitar el aumento de la obesidad en nuestro país? ¿Por qué es tan importante
tener una dieta equilibrada?
4. ¿El consumo de edulcorantes artificiales será una buena solución frente a enfermedades tales
como la obesidad y la diabetes? Investiguen.
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1. Nombre de la rama de la ciencia que se
dedica al estudio de la química que se
preocupa del estudio de las moléculas
orgánicas propias de los seres vivos es la
A. Bioquímica.
B. Orgánica
C. Analítica
D. Inorgánica
2. Clasifica las siguientes estructuras como
triglicérido, ácido graso saturado o insaturado,
según corresponda.
1. ___________________________
2. ___________________________
3. ___________________________
3. Con respecto a las estructuras de los
monosacáridos fructosa y galactosa se puede
afirmar que:
I. ambas poseen grupos hidroxilos.
II. ambas contienen al grupo carbonilo.
III. el grupo carbonilo de la fructosa se
encuentra en forma de cetona.
IV. la galactosa presenta la función aldehído.
A. Solo I y II
B. Solo III y IV
C. Solo I y III
D. Solo I, II y IV
E. I, II, III y IV
4. ¿Cuál de las siguientes opciones no presenta
en forma correcta la relación polímero-
monómero?
A. Lípido-ácido graso.
B. Proteína-aminoácido.
C. Ácido nucleico-nucleótido.
D. Polisacárido-monosacárido.
E. Todas están correctamente relacionadas.
5 .La función ________________________ biológica
de los lípidos es: Algunos forman parte de las
membranas plasmáticas de las células y sus
orgánulos (ejemplo, fosfolípidos, esfingolípidos,
colesterol)
A. Energética
B. Hormonal
C. Estructural
D. Protectora
6. Las ceras:
A. son los productos resultantes de la
esterificación de un ácido graso de cadena
larga con un alcohol de cadena corta.
B. son solubles en agua debido a sus grupos
polares.
C. cumplen fundamentalmente una misión
protectora.
D. en ellas no encontramos nunca ácidos
grasos insaturados.
7. Los dobles enlaces en los ácidos grasos:
A. son poco abundantes.
B. tienen configuración trans.
C. aparecen seguidos en la molécula.
D. suponen un giro en la molécula.
8. Los lípidos son:
A. polímeros.
B. moléculas hidrosolubles.
C. biomoléculas orgánicas.
D. moléculas de gran tamaño.
9. Los triacilglicéridos:
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A. son los lípidos más abundantes y pueden ser
sintetizados en la mayor parte de los tejidos del
organismo.
B. no son sintetizados en el hígado.
C. consisten en una molécula de glicerol
esterificada con dos ácidos grasos.
D. siempre llevan unidos los mismos ácidos
grasos.
10. Los lípidos cumplen funciones:
A. se encuentran en elevadas concentraciones
en las células en forma libre.
B. poseen uno o dos grupos carboxilo unidos a
una larga cadena hidrocarbonada.
C. difieren entre sí por la longitud de sus
cadenas y por el número y posición de los
dobles enlaces.
D. suelen tener un número impar de átomos de
carbono
11. Las HDL:
A. son lipoproteínas de densidad intermedia.
B. transportan el exceso de colesterol de los
tejidos hasta el hígado.
C. favorecen directamente la digestión y
absorción de las grasas.
D. son los precursores de los quilomicrones.
12. Explique la diferencia entre jabones blandos
y duros.
13. ¿Por qué no se recomienda las grasas trans
en la dieta alimenticia?
14. Explique brevemente el proceso de la
saponificación.
15. Haga un cuadro comparativo entre ácidos
grasos saturados e insaturados.
16. A que se le conoce como moléculas
anfipáticas, señale dos ejemplos.
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MÓDULO FÍSICA DOCENTE: Carlos Fernando Díaz Torres
INTENSIDAD HORARIA: 3 horas semanales.
INSTRUCCIONES:
Los contenidos están divididos en 6 temas principales, para cada uno deberá desarrollarse un conjunto de
actividades.
En cada tema se especifica el número de horas estimadas para su desarrollo y las fechas para la entrega de las
actividades en el caso de los estudiantes que cuentan con internet.
Los talleres presentan una clasificación de las actividades: Primero se muestran las actividades que deberán
desarrollar todos los estudiantes y después hay algunas actividades adicionales que desarrollarán solamente
los estudiantes que cuenten con internet.
En la plataforma Google Classroom podrán encontrar recursos que complementarán la información de las
guías y las herramientas necesarias para los estudiantes que desarrollen las actividades virtuales.
Los talleres 3 y 5 son en grupos de 3 para los estudiantes con internet. La calificación se compone de la entrega
y la posterior sustentación de uno de los puntos por cualquiera de los integrantes. Plazo hasta el 22 de mayo
para reportar el grupo con el que trabajarán. Si no reportan grupo, trabajan y sustentan individualmente.
Tema 1: Principio de Arquímedes
Objetivo: Explicar la flotación de los cuerpos a partir del análisis de fuerzas. Tiempo de desarrollo: 6 horas. Fecha de entrega: 24 de mayo. Modalidad de entrega: Individual. Totalmente a mano.
Nota: Antes de iniciar el tema los estudiantes con internet deben realizar el punto 6 del taller. Todo cuerpo sumergido en un fluido experimenta una fuerza de empuje (E) vertical hacia arriba, que es igual al peso del volumen de líquido desplazado.
Por ejemplo, si se sumerge una pelota de 1000 𝑐𝑚3 en un lago, esta desplazará el mismo volumen de agua. El agua desplazada tiene una masa de 1 kg y por tanto pesa 10 N. Esta será la fuerza con que se empuje la pelota hacia arriba.
Si se sumerge una roca de 1000 𝑐𝑚3, también será empujada hacia arriba con una fuerza de 10 N, pues el empuje depende del volumen sumergido.
Nota: Antes de continuar el tema, todos los estudiantes deben realizar el punto 1 del taller.
Si sumergimos la misma pelota de 1000 𝑐𝑚3 en agua de mar, el fluido desplazado es más denso y en consecuencia más pesado. Por lo tanto, la fuerza con que va a empujar la pelota será mayor a 10 N.
Podemos concluir entonces que: El empuje únicamente depende de la densidad del fluido y del volumen que se haya sumergido. Matemáticamente:
𝑬 = 𝝆𝑭𝒍𝒖𝒊𝒅𝒐 ∙ 𝒈 ∙ 𝑽𝑺𝒖𝒎
Las unidades correspondientes serían:
𝐸 =𝑘𝑔
𝑚3∙
𝑚
𝑠2∙ 𝑚3
𝐸 =𝑘𝑔 ∙ 𝑚
𝑠2
𝐸 = 𝑁
Ejemplo 1
Determine la fuerza de empuje de un cubo con arista de 20 cm, si es sumergido por completo en:
a) En un lago. b) En el mar.
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En primera instancia debemos hallar el volumen del cubo expresado en 𝑚3 para que coincidan las unidades. Por tanto, arista es de 0,2 m.
𝑉𝑐𝑢𝑏𝑜 = (0,2 𝑚)3 = 8 × 10−3 𝑚3
a) En el lago
𝐸 = 𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑔 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚
𝐸 = (1000𝑘𝑔
𝑚3) ∙ (10
𝑚
𝑠2) ∙ (8 × 10−3 𝑚3) = 80 𝑁
b) En el mar
𝐸 = 𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 𝑠𝑎𝑙 ∙ 𝑔 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚
𝐸 = (1020𝑘𝑔
𝑚3) ∙ (10
𝑚
𝑠2) ∙ (8 × 10−3 𝑚3) = 81,6 𝑁
Nota: Antes de continuar, los estudiantes con internet deben realizar el punto 6 taller.
Al sumergirse un objeto en un fluido, puede suceder que este flote o no. Esto depende de las fuerzas que se estén ejerciendo, el siguiente diagrama las ilustra:
Según el diagrama, la fuerza neta o sumatoria de fuerzas sería:
∑ 𝐹𝑦 = 𝐸 − 𝑃
Dependiendo del resultado de la sumatoria se pueden presentar los siguientes casos:
Como se puede observar si el peso es mayor al empuje, la fuerza neta estará dirigida hacia abajo y se hunde. Si el empuje es mayor, la fuerza neta será hacia arriba y el objeto sube hasta la superficie. Un
caso más, es que sean iguales, la fuerza neta es cero y el objeto no sube ni baja.
Como se comprobó en el experimento del huevo, si la densidad del objeto es mayor que la del fluido, se hunde pues su peso es mayor al empuje. Pero al agregar sal se cambia la densidad del agua para que el objeto tenga menor densidad que el fluido y en este caso flota.
Ejemplo 2
Un bloque de madera cuyo peso es 10 N ocupa un volumen de 1300 𝑐𝑚3 y flota sobre la superficie del agua contenida en un recipiente. Determinar:
a) La densidad de la madera. b) El volumen del bloque sumergido en el agua.
Solución a)
Para hallar la densidad es necesario conocer la masa y el volumen. Ambos en unidades del SI.
1300 𝑐𝑚3 ∙ (1 𝑚
100 𝑐𝑚)
3
1300 𝑐𝑚3 ∙1 𝑚3
106 𝑐𝑚3= 1,3 × 10−3 𝑚3
𝑃 = 𝑚 ∙ 𝑔
𝑚 =𝑃
𝑔=
10 𝑁
10 𝑚/𝑠2= 1 𝑘𝑔
𝜌 =𝑚
𝑣=
1 𝑘𝑔
1,3 × 10−3 𝑚3 = 769,23 𝑘𝑔
𝑚3
Solución b)
Para hallar el volumen sumergido o desplazado hay que tener en cuenta que si el bloque flota es porque
el peso es igual al empuje.
𝐸 = 𝑃
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑔 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 = 𝑚 ∙ 𝑔
Se elimina la gravedad que está en ambos lados:
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 = 𝑚
𝑉𝑆𝑢𝑚 =𝑚
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎=
1 𝑘𝑔
1000 𝑘𝑔𝑚3
= 1 × 10−3 𝑚3
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Ejemplo 3
¿Qué tanto se ve de un iceberg y qué tanto está escondido?
Este ejercicio no nos pregunta por un volumen en específico, más bien pide un porcentaje del volumen total.
De nuevo, si el iceberg flota es porque el peso es igual a la fuerza de empuje. En la mayoría de los
ejercicios este será nuestro punto de partida.
𝐸 = 𝑃
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑔 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 = 𝑚𝐼𝑐𝑒 ∙ 𝑔
Para relacionar el volumen total y el volumen sumergido, se requiere tener el volumen total del iceberg en la ecuación, esto se puede hallar así:
𝜌𝐼𝑐𝑒 =𝑚𝐼𝑐𝑒
𝑉𝐼𝑐𝑒
𝑚𝐼𝑐𝑒 = 𝜌𝐼𝑐𝑒 ∙ 𝑉𝐼𝑐𝑒
Este término se sustituye en la ecuación:
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑔 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 = 𝜌𝐼𝑐𝑒 ∙ 𝑉𝐼𝑐𝑒 ∙ 𝑔
Se elimina la gravedad de ambos lados.
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 = 𝜌𝐼𝑐𝑒 ∙ 𝑉𝐼𝑐𝑒
Podemos despejar el volumen desplazado y usando la densidad del hielo y el agua.
𝑉𝑆𝑢𝑚 =𝜌𝐼𝑐𝑒 ∙ 𝑉𝐼𝑐𝑒
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎=
(900 𝑘𝑔𝑚3
) ∙ 𝑉𝐼𝑐𝑒
1000 𝑘𝑔𝑚3
𝑉𝑆𝑢𝑚 = 0,9 ∙ 𝑉𝐼𝑐𝑒
Lo anterior, indica que de un determinado volumen de hielo, el 90% queda sumergido y por tanto el 10% queda por fuera del agua.
Ejemplo 4
Un esquimal se encuentra sobre un bloque de hielo de 1 𝑚3 de volumen, de manera que la superficie superior del bloque coincide con la superficie del agua del río en el cual se encuentra. Determinar la masa del esquimal.
Igualamos de nuevo el peso y el empuje, pero en este caso debemos tener en cuenta que el peso es del esquimal y del bloque de hielo.
𝐸 = 𝑃𝐸𝑠 + 𝑃𝐻𝑖
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑔 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 = 𝑚𝐸𝑠 ∙ 𝑔 + 𝑚𝐻𝑖 ∙ 𝑔
La gravedad se puede eliminar y para hallar la masa del hielo, usamos la ecuación de densidad:
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 = 𝑚𝐸𝑠 + 𝑚𝐻𝑖
𝜌𝐻𝑖 =𝑚𝐻𝑖
𝑉𝐻𝑖
𝑚𝐻𝑖 = 𝜌𝐻𝑖 ∙ 𝑉𝐻𝑖
Se sustituye en la ecuación:
𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 = 𝑚𝐸𝑠 + 𝜌𝐻𝑖 ∙ 𝑉𝐻𝑖
Se despeja la masa del esquimal:
𝑚𝐸𝑠 = 𝜌𝐴𝑔𝑢𝑎 ∙ 𝑉𝑆𝑢𝑚 − 𝜌𝐻𝑖 ∙ 𝑉𝐻𝑖
Al decir que la superficie superior del bloque coincide con la del agua, implica que está sumergido por completo:
𝑚𝐸𝑠 = (1000 𝑘𝑔
𝑚3) ∙ (1 𝑚3) − (900
𝑘𝑔
𝑚3) ∙ (1 𝑚3)
𝑚𝐸𝑠 = 𝟏𝟎𝟎 𝒌𝒈
Taller 1: Principio de Arquímedes
1. Vamos a realizar un experimento muy sencillo: a) Vierta agua en un vaso hasta llenar
aproximadamente las tres cuartas partes. b) Introduzca un huevo crudo en el vaso, anote
sus observaciones. c) Retire el huevo y agregue cuatro cucharaditas
de sal, mezcle lo mejor posible. d) Vuelva a introducir el huevo en el vaso, anote
sus observaciones. ¿Qué podemos concluir al respecto?
2. Un globo se eleva cuando se calienta el aire que se encuentra adentro. Explique cuál podría ser la razón para que se presente este fenómeno.
3. Al dejar sumergir un objeto en el agua a cierta profundidad y soltarlo, actúan dos fuerzas el peso y el empuje. Construya el diagrama de fuerzas correspondiente si el objeto es: a) Una pelota llena de aire. b) Una roca. c) Un objeto con densidad de 1 𝑔/𝑐𝑚3.
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4. ¿Cuál será el empuje que sufre una bola esférica de 1 cm de radio cuando se sumerge en el agua? (0,04 N)
5. Un trozo de metal de 20 g tiene una densidad de 4 𝑔/𝑐𝑚3 y está sumergido por medio de una cuerda en una pileta con un aceite especial de densidad 1,6 𝑔/𝑐𝑚3, como se muestra en la figura. ¿Cuánto vale la tensión de la cuerda? (0,12 N)
Actividad complementaria para estudiantes online
6. Revise el siguiente video y responda: https://www.youtube.com/watch?v=JxrwpyywpOs
a) ¿Cuál es la forma que encontró Arquímedes para medir el volumen de la corona?
b) ¿Puede medirse el volumen de cualquier objeto con este método? En caso negativo, ¿por qué?
7. Se tienen los siguientes fluidos:
Aire – Gasolina – Aceite de oliva – Agua – Miel.
Se tienen bloques de los siguientes materiales:
Icopor – Madera – Hielo – Ladrillo – Aluminio
a) Trate de predecir para cada objeto en cuál de los fluidos podría flotar. Organice sus datos en una tabla. (La calificación no depende de qué tan acertadas sean sus predicciones).
b) Ingrese al simulador:
https://phet.colorado.edu/sims/density-and-buoyancy/buoyancy_es.html
Seleccione la opción Sala de Juegos de Flotación. En la parte superior izquierda podrá seleccionar el material del bloque. En la parte inferior central podrá seleccionar el fluido. Verifique sus predicciones y señale en la tabla, cuales fueron correctas.
8. En el simulador del punto 6, seleccione la madera como material del bloque y agua como fluido. a) Fije un volumen de 2 L para el bloque. b) Suelte el bloque sobre el agua y con ayuda
del método de Arquímedes determine qué volumen queda sumergido.
c) Cambie el volumen por 3 L y de nuevo verifique que volumen queda sumergido.
d) Repita el procedimiento con otros 5 volúmenes.
e) Divida el volumen del bloque por el volumen sumergido para cada caso, organice los datos en una tabla.
f) Repita los anteriores pasos con el bloque de icopor o PE expandido.
g) Teniendo en cuenta este experimento y el Ejemplo 2, ¿qué conclusiones obtiene?
9. ¿Cuál debe ser la densidad en 𝑔/𝑐𝑚3 de un cuerpo que flota en un lago, si se sabe que el 20% de su volumen está fuera del agua? ¿Por qué?
10. Consulte qué es caudal y en qué unidades se mide.
11. ¿En qué consiste el principio de continuidad?
Tema 2: Calor y Temperatura
Objetivo: Diferenciar el calor de la temperatura y
explicar las leyes de gases ideales.
Tiempo de desarrollo: 3 horas.
Fecha de entrega: 31 de mayo.
Modalidad de entrega: Individual. A mano o a
computador.
Termodinámica
Es el estudio de la energía en relación con los conceptos de calor y temperatura, a su vez analiza los efectos que puede tener sobre la materia.
Nota: Antes de continuar los estudiantes deberán realizar el punto 1 del taller.
Calor y temperatura
Como habíamos estudiado previamente, la energía
asociada al movimiento de los cuerpos se conoce
como energía cinética. Las moléculas que conforman
la materia también están en movimiento, la energía
asociada es la energía cinética molecular.
La temperatura (T°) es una medida cuantitativa
equivalente a la energía cinética molecular.
Un cuerpo con alta T° se percibe como caliente y
sus moléculas se mueven con gran velocidad.
Un cuerpo con baja T° se percibe como frio y sus
moléculas se mueven con baja velocidad.
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Para una mejor comprensión, ver el siguiente video
antes de continuar:
https://www.youtube.com/watch?v=GTWWA9B21l0
El calor es la transferencia de energía desde un
cuerpo de mayor temperatura a otro de menor
(nunca sucede al contrario).
Por ejemplo, si ponemos en contacto un cubo de hielo a 0°C con un vaso de agua a 20°C, el calor fluye desde el agua hacia el hielo.
Un cuerpo no contiene calor, este solo es energía que va de un cuerpo a otro.
Taller 2: Calor y Temperatura
1. Sin consultar en ninguna fuente, trate de explicar que diferencia existe entre el calor y la temperatura. (La calificación no depende de qué tan correcta sea la respuesta)
2. Realice un dibujo de un fenómeno físico que permita mostrar la diferencia entre calor y temperatura (no se vale pegar imágenes).
Actividad complementaria para estudiantes online
Ingrese al siguiente laboratorio virtual y desarrolle:
https://phet.colorado.edu/sims/html/gas-properties/latest/gas-properties_es.html
3. Elija el modo “Energía”. En la izquierda de la pantalla podrá desplegar la gráfica de energía cinética y la casilla de rapidez promedio. En la derecha la opción partículas. a) En la casilla de partículas, ajuste 200
partículas, puede ser pesado o ligero. b) En la parte inferior ajuste la cubeta para que
suministre calor a la cámara. Registre qué sucede con el valor de la rapidez promedio, la gráfica de energía y el valor de la temperatura en la parte superior.
c) Ajuste la cubeta para que extraiga calor de la cámara. Registre qué sucede con el valor de la rapidez promedio, la gráfica de energía y el valor de la temperatura en la parte superior.
d) ¿Qué conclusiones se pueden obtener?
4. Elija el modo “Ideal”. a) En la casilla de partículas, ajuste 250
partículas, puede ser pesado o ligero.
b) Ajuste el ancho de la cámara a 9 nm. Seleccione el botón “Volumen” en la casilla “Mantener constante”. Después de unos momentos registre la presión y la temperatura.
c) Suministre calor y registre que pasa con la presión y la temperatura.
d) Remueva calor hasta que la temperatura sea de 10 K. Registre que pasa con la presión.
e) ¿Qué se puede concluir de este experimento? 5. Use el botón reiniciar que está en la esquina
inferior derecha.
a) En la casilla de partículas, ajuste 250 partículas, puede ser pesado o ligero.
b) Después de unos momentos registre la
presión y la temperatura. Seleccione el botón
“Presión ↕V” en la casilla “Mantener
constante”.
c) Remueva el calor hasta que la temperatura
sea de 200 K. Registre qué sucede con el
volumen, aún sin el valor del volumen, la
medida del ancho de la cámara le dará una
idea de qué tanto aumenta o disminuye.
d) Suministre calor hasta que la temperatura
sea de 400 K. ¿Qué sucede con el volumen?
e) ¿Qué se puede concluir de este experimento?
6. Use el botón reiniciar que está en la esquina
inferior derecha.
a) En la casilla de partículas, ajuste 250
partículas, puede ser pesado o ligero.
b) Después de unos momentos registre la
presión y la temperatura. Seleccione el botón
“Temperatura” en la casilla “Mantener
constante”.
c) Ajuste a 8 nm el ancho de la cámara y
registre qué sucede con la presión.
d) Ajuste el máximo número de partículas en la
cámara. Disminuya el volumen hasta su
mínimo valor. Registre lo sucedido.
e) ¿Qué se puede concluir de este experimento?
22
Tema 3: Medición de la temperatura
Objetivo: Explicar la forma en que se cuantifica la temperatura. Tiempo de desarrollo: 3 horas. Fecha de entrega: 7 de junio. Modalidad de entrega: Individual. Grupos de 3 para los estudiantes con internet. Totalmente a mano.
DILATACIÓN TÉRMICA
Es el aumento del volumen de una sustancia debido a los aumentos de temperatura, se origina por la separación de sus moléculas cuando incrementan la velocidad en su movimiento.
De la misma manera si se disminuye la temperatura el volumen disminuye pues sus moléculas se mueven más despacio.
Dilatación en sólidos
El aumento del volumen en los sólidos es casi imperceptible; sin embargo, es de gran importancia en nuestra vida cotidiana o en la construcción de puentes, edificios, entre otras obras civiles.
La dilatación térmica es más significativa en algunos elementos como los metales; por lo tanto, hay una propiedad llamada coeficiente de dilatación que es característica de cada material.
Por otro lado, la dilatación térmica que experimenta un cuerpo es proporcional al volumen inicial del mismo. Un objeto grande aumentará más su volumen que uno pequeño, a pesar de que ambos sean del mismo material.
Dilatación lineal: Es la medida de dilatación en cuerpos que tienen una de sus dimensiones mucho mayor que las otras.
Por ejemplo, un alambre tiene longitud mucho mayor que su diámetro; de manera que la dilatación más significativa es en su longitud.
∆𝐿 = 𝛼 ∙ 𝐿0 ∙ ∆𝑇 α: coeficiente de dilatación lineal (°𝐶−1)
Dilatación superficial: Es la medida de dilatación en cuerpos que tienen dos de sus dimensiones mucho mayor que la otra.
Por ejemplo, una lámina metálica tiene el largo y ancho mucho mayor que su espesor, de manera que la dilatación significativa se da en su área.
∆𝐴 = 𝛽 ∙ 𝐴0 ∙ ∆𝑇
β: coeficiente de dilatación superficial (°𝐶−1) 𝛽 ≈ 2𝛼
Dilatación volumétrica: Es la medida de dilatación en cuerpos que tienen sus tres dimensiones igualmente significativas.
∆𝑉 = 𝛾 ∙ 𝑉0 ∙ ∆𝑇
𝛾: coeficiente de dilatación volumétrica (°𝐶−1)
𝛾 ≈ 3𝛼
Ejemplo 1
Una regla de acero tiene una longitud de 0,45 m a una temperatura de 18°C, ¿cuál es la longitud a 100°C? 𝐿0 = 0,45 𝑚 𝐿𝑓 = ?
𝑇0 = 18°𝐶
𝑇𝑓 = 100°𝐶
∝= 11 × 10−6 °𝐶−1 Se consulta en la tabla.
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Al preguntar por la longitud, resulta adecuado usar
la ecuación de dilatación lineal:
∆𝐿 = 𝛼 ∙ 𝐿0 ∙ ∆𝑇
∆𝐿 = (11 × 10−6) ∙ (0,45 𝑚) ∙ (100°𝐶 − 18°𝐶)
∆𝐿 = 4,059 × 10−4 𝑚
Es importante tener en cuenta que aún no hemos hallado la longitud que tendrá la regla, sabemos cuánto aumentará.
𝐿𝑓 = 𝐿0 + ∆𝐿
𝐿𝑓 = 0,45 𝑚 + 4,059 × 10−4 𝑚 = 0,4504 𝑚
Es importante usar el número suficiente de cifras decimales para que se note que la longitud cambió.
Ejemplo 2
Una esfera de vidrio tiene un radio de 5 cm a 5°C. Calcular el volumen a 68°C. 𝑟 = 5 𝑐𝑚 𝑉0 = ? 𝑉𝑓 = ?
𝑇0 = 5°𝐶
𝑇𝑓 = 68°𝐶
∝= 9 × 10−6 °𝐶−1
No se conoce el volumen inicial, pero se puede calcular:
𝑉0 =4
3𝜋𝑟3
𝑉0 =4
3∙ 𝜋 ∙ (5 𝑐𝑚)3 = 523,6 𝑐𝑚3
∆𝑉 = 𝛾 ∙ 𝑉0 ∙ ∆𝑇
Se debe tener en cuenta que en la tabla se encuentra el coeficiente lineal, para este caso se debe calcular el coeficiente volumétrico.
𝛾 ≈ 3 ∙∝= 3 ∙ (9 × 10−6 °𝐶−1) = 2,7 × 10−5 °𝐶−1
∆𝑉 = (2,7 × 10−5 °𝐶−1) ∙ (523,6 𝑐𝑚3) ∙ (68°𝐶 − 5°𝐶)
∆𝑉 = 0,89 𝑐𝑚3
𝑉 = 𝑉0 + ∆𝑉
𝑉 = 523,6 𝑐𝑚3 + 0,89 𝑐𝑚3 = 524,49 𝑐𝑚3
Dilatación en líquidos
Sólo se habla de dilatación volumétrica. Debemos tener en cuenta que al aumentar la
temperatura se incrementa tanto el volumen del líquido como el del recipiente.
Ejemplo 3
Un frasco de vidrio cuyo volumen es 1000 𝑐𝑚3 a 0°C se llena completamente de mercurio a esta temperatura. Cuando frasco y mercurio se calientan a 100°C se derraman 15,2 𝑐𝑚3 de líquido. Calcula el coeficiente de dilatación volumétrica del vidrio.
𝑉0𝐻𝑔 = 1000 𝑐𝑚3 𝑉0𝐹𝑟 = 1000 𝑐𝑚3
𝑇0 = 0°𝐶
𝑇𝑓 = 100°𝐶
𝛾 = ? 𝑉𝑖𝑑𝑟𝑖𝑜
𝛾 = 180 × 10−6 °𝐶−1 𝑀𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜 En este ejercicio queda claro que los líquidos tienen una mayor dilatación que los sólidos y por tanto el mercurio aumenta más el volumen que la capacidad del frasco. El coeficiente del vidrio puede despejarse de la ecuación de dilatación volumétrica. Pero no sabemos el aumento del volumen, lo único que se conoce es que el mercurio aumentó 15,3 𝑐𝑚3 más su volumen que el frasco: ∆𝑉𝐻𝑔 = ∆𝑉𝐹𝑟 + 15,3 𝑐𝑚3
Lo anterior indica que, si conocemos el aumento de volumen del mercurio, podremos hallar el del frasco. ∆𝑉𝐻𝑔 = 𝛾 ∙ 𝑉0𝐻𝑔 ∙ ∆𝑇
∆𝑉𝐻𝑔 = (180 × 10−6 𝐶−1) ∙ (1000 𝑐𝑚3) ∙ (100°𝐶 − 0°𝐶)
∆𝑉𝐻𝑔 = 18 𝑐𝑚3
∆𝑉𝐹𝑟 = ∆𝑉𝐻𝑔 − 15,3 𝑐𝑚3
∆𝑉𝐹𝑟 = 18 𝑐𝑚3 − 15,2 𝑐𝑚3 = 2,7 𝑐𝑚3
∆𝑉𝐹𝑟 = 𝛾 ∙ 𝑉0 ∙ ∆𝑇
𝛾 =∆𝑉𝐹𝑟
𝑉0 ∙ ∆𝑇=
2,7 𝑐𝑚3
(1000 𝑐𝑚3) ∙ (100°𝐶 − 0°𝐶)
𝛾 = 2,7 × 10−5 𝐶−1
24
Medición de la temperatura
La temperatura no se mide directamente, se
mide a partir de sus efectos.
El instrumento utilizado es el termómetro.
El termómetro requiere que su temperatura se
iguale con la del objeto o sustancia de estudio.
El termómetro más utilizado es el de mercurio,
basado en la dilatación térmica de los líquidos.
El mercurio dentro de un termómetro se dilata si
aumenta su temperatura, como su área es constante
lo único que se incrementa es su altura. Al ser
medida la altura de la columna de mercurio, lo
siguiente es la calibración del termómetro, esto
requiere dos temperaturas de referencia (Puntos de
fusión y ebullición del agua), dependiendo del valor
que se les asigne se pueden obtener diferentes
escalas.
Escala Aplicación
Celsius (°C) Vida cotidiana
Fahrenheit (°F) Estados Unidos - Reino Unido
Kelvin (K) Sistema Internacional de Unidades
Ciencia
Conversiones entre escalas:
Celsius – Fahrenheit °𝐹 =9
5°𝐶 + 32
Celsius – Kelvin 𝐾 = °𝐶 + 273
Ejemplo 4
1. La temperatura más baja registrada en la Tierra
es de – 129 °F, exprese esta temperatura en
Kelvin.
Primero se hace la conversión a °C para después
pasarlo a K.
°𝐹 =9
5°𝐶 + 32
°𝐶 =5
9. (°𝐹 − 32)
°𝐶 =5
9. (−129 − 32) = −89,44
𝐾 = °𝐶 + 273
𝐾 = −89,44 + 273 = 183,56
Taller 3: Medición de la temperatura
1. ¿Qué problemas se podrían presentar en las construcciones si no se tiene en cuenta la dilatación térmica?
2. Una varilla de hierro tiene una longitud de 5 m a una temperatura de 15 °C. ¿Cuál será su longitud al aumentar la temperatura a 25 °C? (5,0006 m)
3. La longitud de un puente de hierro es 34 m a la temperatura ambiente de 18°C. Calcular la diferencia entre las longitudes en un día de invierno cuya temperatura es - 6°C y un día de verano cuya temperatura es 40°C. (0,019 m).
4. Una barra de 10 m de longitud a 0°C experimenta un cambio de 1.4 cm cuando su temperatura se incrementa hasta 55°C. ¿De qué material está fabricada la barra? (Aluminio).
5. Un disco de acero tiene un diámetro de 20 cm a 10°C. Calcular su área a 85 °C. (314,68 °C)
6. Un vaso de vidrio con capacidad de 1 L está lleno de mercurio a 10 °C. ¿Qué volumen de mercurio se derramará cuando se calienta hasta 160 °C? (22,95 cm3).
7. En un experimento se tiene un gas en un recipiente a 300 K. Determine a cuántos °F equivale esta temperatura. (80,6 °F)
Actividad complementaria para estudiantes online
Revise el siguiente video y responda: https://www.youtube.com/watch?v=t9G_9jiRUvc
8. ¿Cuál es la diferencia entre las propiedades intensivas y extensivas de la materia? ¿Por qué la temperatura es intensiva?
9. ¿En qué consistió el experimento con que Galileo inició el camino en la medición de temperatura?
10. Mencione las ventajas y desventajas que tiene el
termómetro de mercurio.
25
Tema 4: Calor
Objetivo: Cuantificar la cantidad de calor necesario
para generar transformaciones físicas en la materia.
Tiempo de desarrollo: 6 horas.
Fecha de entrega: 21 de junio.
Modalidad de entrega: Individual. Totalmente a
mano.
Ley cero de la Termodinámica
Si dos o más cuerpos se encuentran a diferente temperatura y son puestos en contacto, pasado cierto tiempo, alcanzarán la misma temperatura, por lo que llegarán al equilibrio térmico.
Para equilibrarse, el cuerpo de mayor temperatura cede calor y el de menor temperatura lo absorbe (intercambian calor). Esto sucede hasta que igualen su temperatura. Por tanto, solo hay flujo de calor mientras haya diferencia de temperatura.
Nota: Antes de continuar el tema los estudiantes con internet deben desarrollar el punto 7 del taller.
Medición del Calor (Q)
La primera unidad establecida para la medida del calor fue la caloría. Se simboliza como “cal”.
En los alimentos es muy usada la unidad kilocaloría (kcal).
1000 𝑐𝑎𝑙 = 1 𝑘𝑐𝑎𝑙
La unidad utilizada en el S.I. para el calor es la misma que en todos los tipos de energía, el joule (J).
1 𝑐𝑎𝑙 = 4,18 𝐽
Calor sensible
Es el calor que absorbe o cede una sustancia para variar su temperatura.
Por ejemplo, cuando se desea cocinar algo, la estufa cede calor a la olla y esta última como consecuencia aumenta su temperatura.
La cantidad de calor latente necesario para
incrementar la temperatura de una sustancia
dependerá de los siguientes factores:
Variación de la temperatura: A medida que se
incrementa el calor suministrado a una sustancia, se
incrementa su temperatura en la misma proporción.
Se puede decir que son directamente
proporcionales.
Masa: Si se desea incrementar la temperatura de una
sustancia, se deberá suministrar más calor si es
mayor la cantidad de dicha sustancia. El calor es
directamente proporcional a la masa.
Cuando un cuerpo gana o pierde calor, este puede tener uno de los siguientes efectos:
Variación en su temperatura. → Calor sensible.
Cambio de fase. → Calor latente.
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Composición: Algunas sustancias requieren más
calor que otras para incrementar su temperatura.
La cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 g de cierta sustancia en 1°C, se conoce como calor específico y es una propiedad característica de cada sustancia. Se representa con (c).
Con los factores anteriormente descritos se tiene que el calor sensible se puede calcular como:
𝑸 = 𝒄 ∙ 𝒎 ∙ ∆𝑻
c = Calor específico (cal
g ∙ °C−
J
kg ∙ K)
m = masa (g − kg)
∆T = Variación de temperatura (°C − K)
Debemos tener en cuenta que el calor puede ser positivo o negativo:
Si un cuerpo aumenta su temperatura (Q >0).
Si un cuerpo disminuye su temperatura (Q <0).
Según la ley cero, si un cuerpo absorbe calor
significa que otro se lo está cediendo, de manera
que:
𝑄𝑎𝑏𝑠 = −𝑄𝑐𝑒𝑑
Ejemplo 1
Calcule la cantidad de calor que se debe suministrar a dos litros de agua para que su temperatura aumente de 20°C a 80°C.
Como se requiere la masa de la sustancia que intercambiará calor, se hace la conversión:
2 𝑙 ∗1000 𝑐𝑚3
1 𝑙= 2000 𝑐𝑚3
𝜌 =𝑚
𝑣
𝑚 = 𝜌 ∙ 𝑣
𝑚 = (1 𝑔
𝑐𝑚3) ∙ (2000 𝑐𝑚3) = 2000 𝑔
𝑄 = 𝑐 ∙ 𝑚 ∙ ∆𝑇
𝑄 = (1 𝑐𝑎𝑙
𝑔 ∙ °𝐶) ∙ (2000 𝑔) ∙ (80°𝐶 − 20°𝐶) = 120.000 𝑐𝑎𝑙
Ejemplo 2
En un calorímetro con 𝑚1 = 1 𝑘𝑔 de agua a temperatura 𝑡1 = 25 °𝐶 se deposita una esfera de plomo, de masa 𝑚2 = 1 𝑘𝑔 y temperatura 𝑡2 = 95 °𝐶. Si la temperatura de equilibrio es 𝑡𝑐 = 27,1 °𝐶. ¿cuál es el calor específico del plomo?
Si se tienen los dos cuerpos o sustancias se parte del
hecho que el calor que uno absorbe es igual al que el
otro cede:
𝑄𝑎𝑏𝑠 = −𝑄𝑐𝑒𝑑
Manejaremos agua como 1 y plomo como 2:
𝑐1 ∙ 𝑚1 ∙ (𝑇1 − 𝑇𝑓) = −𝑐2 ∙ 𝑚2 ∙ (𝑇2 − 𝑇𝑓)
Teniendo en cuenta que las masas son iguales, se
pueden cancelar:
𝑐1 ∙ (𝑇1 − 𝑇𝑓) = −𝑐2 ∙ (𝑇2 − 𝑇𝑓)
Se despeja el término de interés 𝑐2:
𝑐2 = −𝑐1 ∙ (𝑇1 − 𝑇𝑓)
(𝑇2 − 𝑇𝑓)
𝑐2 = −(1
𝑐𝑎𝑙𝑔 ∙ °𝐶
) ∙ (25°𝐶 − 27,1°𝐶)
(95°𝐶 − 27,1°𝐶)= 0,031
𝑔
𝑐𝑚3
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Calor Latente
Es la cantidad de calor necesaria que una sustancia cambie de fase o estado.
El calor suministrado se utiliza para vencer las fuerzas de atracción entre las moléculas.
El calor no puede ser sensible y latente a la vez (los cambios de fase son a temperatura constante).
En la siguiente curva de calentamiento, se puede observar que hay intervalos de tiempo en que la sustancia aumenta su temperatura (calor sensible) y otros intervalos en que la temperatura es constante y por tanto está cambiando de fase (calor latente).
Calor latente de fusión: Calor necesario para que un gramo de la sustancia cambie del estado sólido al estado líquido. Se representa como 𝐿𝑓.
𝐿𝑓 =𝑄
𝑚
Si la sustancia pasa del estado sólido al líquido absorbe calor, pero si la sustancia pasa del estado líquido al sólido cede calor.
Calor latente de vaporización: Calor necesario para que un gramo de la sustancia cambie del estado líquido al estado gaseoso. Se representa como 𝐿𝑣.
𝐿𝑣 =𝑄
𝑚
Si la sustancia pasa del estado líquido al gaseoso absorbe calor, pero si la sustancia pasa del estado gaseoso al líquido cede calor. El calor latente de fusión y el de vaporización son característicos de cada sustancia.
Con lo anterior el calor necesario para que una sustancia cambie de fase se calcula como:
𝑄 = 𝐿𝑓 ∙ 𝑚 𝑄 = 𝐿𝑣 ∙ 𝑚
Ejemplo 3
Un cubo de hielo de masa 100 g a temperatura de – 20 °C se introduce en un recipiente y se le suministra calor hasta que en la fase gaseosa su temperatura es 140 °C. Determinar la cantidad de calor que se debe suministrar durante el proceso.
Como se puede observar en la curva de calentamiento, para que un cubo de hielo a – 20 °C se transforme en vapor a 140°C, debe recibir calor a lo largo de 5 intervalos de tiempo.
Intervalo 1: Calor sensible (de – 20 °C a 0 °C)
𝑄1 = 𝑐 ∙ 𝑚 ∙ ∆𝑇
Tengamos en cuenta que el calor específico del hielo no es igual al del agua.
𝑄1 = (0,53𝑐𝑎𝑙
𝑔 ∙ °𝐶) ∙ (100 𝑔) ∙ (0°𝐶 − (−20°𝐶))
𝑄1 = 1060 𝑐𝑎𝑙
Intervalo 2: Calor latente (Fusión del hielo).
𝑄2 = 𝐿𝑓 ∙ 𝑚
𝑄2 = (80𝑐𝑎𝑙
𝑔) ∙ 100 𝑔 = 8000 𝑐𝑎𝑙
Intervalo 3: Calor sensible (de 0 °C a 100°C)
𝑄3 = (1𝑐𝑎𝑙
𝑔 ∙ °𝐶) ∙ (100 𝑔) ∙ (100°𝐶 − 0°𝐶)
𝑄3 = 10.000 𝑐𝑎𝑙
Intervalo 4: Calor latente (Vaporización del agua).
𝑄4 = 𝐿𝑣 ∙ 𝑚
𝑄4 = (540𝑐𝑎𝑙
𝑔) ∙ 100 𝑔 = 54.000 𝑐𝑎𝑙
28
Intervalo 5: Calor sensible (de 100 °C a 140°C)
𝑄5 = (1𝑐𝑎𝑙
𝑔 ∙ °𝐶) ∙ (100 𝑔) ∙ (140°𝐶 − 100°𝐶)
𝑄5 = 4.000 𝑐𝑎𝑙
El calor total que debe suministrarse a la sustancia es: 𝑄𝑇 = 𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3 + 𝑄4 + 𝑄5
𝑄𝑇 = 1060 𝑐𝑎𝑙 + 8000 𝑐𝑎𝑙 + 10.000 𝑐𝑎𝑙 + 54.000 𝑐𝑎𝑙+ 4.000 𝑐𝑎𝑙
𝑄𝑇 = 77.060 𝑐𝑎𝑙
Transferencia de Calor
La transferencia de calor entre dos puntos de diferente temperatura, se puede llevar a cabo de tres formas.
1. Transferencia de calor por conducción
Transmisión de calor a través de los sólidos. No requiere transporte de materia. Se debe a que el punto de mayor temperatura
hace que sus moléculas con mayor energía cinética choquen con sus vecinas transmitiéndoles su energía, de esta manera se propaga hacia el punto de menor temperatura.
2. Transferencia de calor por convección
Transmisión de calor a través de los fluidos. Requiere el transporte de masa caliente. Se da por el movimiento de las partes del fluido,
la sección con mayor temperatura disminuye su densidad y asciende, la parte superior a menor temperatura al ser más densa desciende, el proceso forma corrientes de convección.
3. Transferencia de calor por radiación
Transmisión de calor a través del vacío. Se transportan mediante ondas
electromagnéticas (infrarrojo) que, al incidir sobre objetos opacos, agitan sus partículas transfiriéndole su energía.
Es de resaltar que la transferencia de calor no es inmediata, toma cierto tiempo. La rapidez con que fluye el calor se conoce como flujo de calor y depende de la diferencia de temperaturas, la forma y composición de los cuerpos que intercambian calor.
Por ejemplo, el calor fluye más rápidamente a través de los metales que del plástico, pues el metal es mejor conductor de calor.
Taller 4: Calor
1. ¿Siempre que un cuerpo recibe calor, ¿aumenta su temperatura? Argumente su respuesta.
2. Compare la cantidad de calor que se debe suministrar a 500 g de agua para que su temperatura varíe de 40 °C a 70 °C, con la cantidad de calor que debe suministrarse a 500 g de hierro para que su temperatura tenga la misma variación. (El agua requiere 13.200 cal más)
3. Una esfera de vidrio de 4,5 kg recibe 54.000 calorías de radiación solar y su temperatura sube hasta 80 °C. Si el calor específico del vidrio es 0,2 cal/g°C. ¿Cuál es la temperatura inicial de la esfera? (20 °C).
4. Indique el mecanismo de transferencia de energía térmica que tiene lugar en cada caso. a) Calentamiento del agua de mar por la
energía procedente del sol. b) Aumento de temperatura al calentar agua en
una estufa eléctrica. c) Calentamiento de una viga metálica en un
incendio.
d) Calentamiento de aire en un globo.
29
5. Una tina contiene 50 L de agua a 70 °C. ¿Cuántos litros de agua a 20 °C tendría que añadir para que la temperatura final sea de 40 °C? (75 L).
6. Se tienen 20 g de vapor de agua a 200 °C, ¿qué cantidad de calor libera para transformarse en hielo a 0°C? (16.400 cal).
Actividad complementaria para estudiantes online
7. Ingrese al siguiente objeto virtual: http://www.objetos.unam.mx/fisica/termodinamica1/index.html Trate de seguir las instrucciones dadas y responder las preguntas que le vayan haciendo, hasta que le indiquen que ha llegado al final del diálogo y aparezca la opción “Ir al cierre”. Tras realizar la actividad, responda las siguientes preguntas. a) ¿Cómo es posible comprimir un gas sin
aumentar su temperatura? b) ¿Cómo se relaciona la ley cero de la
termodinámica con la animación de los dos termómetros y la olla?
c) Describa qué sucede a nivel molecular para que se igualen las temperaturas de los gases A y B que se ponen en contacto.
8. Ingrese al siguiente simulador: http://labovirtual.blogspot.com/search/label/equilibrio%20t%C3%A9rmico a) Elija temperaturas y volúmenes para cada
recipiente. Determine la temperatura final de la mezcla.
b) Haga lo mismo con otras dos temperaturas y masas.
c) Determine la cantidad de calor que se transfirieron en cada caso.
Bonus: Los primeros 3 estudiantes que me envíen el procedimiento para calcular la temperatura final tendrán una calificación adicional. Antes de enviar verifique con el simulador si su desarrollo predice correctamente la temperatura final.
9. Ingrese al siguiente simulador: http://labovirtual.blogspot.com/search/label/Curva%20de%20calentamiento. a) Elija agua, masa de 200 g, potencia de 250 W
y temperatura inicial de - 10 °C. b) Encienda la estufa y empiece a registrar
datos. Recuerde que son 5 intervalos, deje registro de todos los intervalos y que el último dato sea cuando esté terminando de evaporarse.
c) Construya una tabla con los datos. d) Construya la curva de calentamiento. e) ¿Qué conclusiones puede sacar de la curva
de calentamiento y del experimento en general?
f) ¿Qué recomendaciones daría en la toma de datos para que estos faciliten la construcción de la curva de calentamiento?
Tema 5: Primera ley de la Termodinámica
Objetivo: Explicar las transformaciones de la energía en fenómenos de la vida cotidiana. Tiempo de desarrollo: 6 horas. Fecha de entrega: 5 de julio. Modalidad de entrega: Individual. Grupos de 3 para los estudiantes con internet. A mano.
Conceptos fundamentales
Sistema Es una porción del universo que se separa del resto mediante límites o fronteras que pueden ser reales o imaginarias. La región no incluida se conoce como el exterior o entorno.
Equilibrio termodinámico Es logrado cuando las variables (presión, volumen, temperatura y cantidad de sustancia) se mantienen constantes. Equilibrio térmico: La temperatura se mantiene
constante. Equilibrio mecánico: La presión se mantiene
constante. Equilibrio químico: La composición se mantiene
constante.
Energía interna
Es la suma de las energías cinética y potencial de las moléculas que conforman un sistema. Es representada como U y se mide en joules (J) o calorías (cal). Los cambios de la energía interna son directamente proporcionales a los cambios de temperatura.
30
Trabajo realizado por un gas
Recordemos que el trabajo es la cantidad de energía
transferida a un cuerpo, cuando sobre este se aplica
una fuerza que logra desplazarlo cierta distancia.
Si se tiene un gas dentro de un pistón, cuando aumenta su volumen empuja el pistón cierta distancia; es decir, realiza un trabajo.
𝑊 = 𝑃 ∙ ∆𝑉
De esta ecuación se puede deducir que, si el volumen del gas aumenta, su variación es positiva y por tanto, el trabajo es positivo. De lo contrario, si el volumen disminuye el trabajo es negativo.
El diagrama Presión vs Volumen (P-V) es una de las representaciones gráficas más utilizadas en la termodinámica debido a que el área bajo la curva es equivalente al trabajo realizado. Adicionalmente estos diagramas muestran la dirección en que cambian la presión y el volumen, de esta manera se deduce si el trabajo es positivo o negativo.
Primera ley de la termodinámica
La energía no se crea ni se destruye, simplemente se transforma.
Nota: Los estudiantes con internet deben desarrollar el punto 5 del taller antes de continuar.
Teniendo en cuenta que los cambios de temperatura están directamente relacionados con los cambios de la energía interna, esta ley describe cómo se logran los cambios de temperatura en un sistema cilindro – pistón.
Si se realiza trabajo sobre un sistema o se le suministra calor, la energía interna aumenta.
Si el sistema realiza trabajo o cede calor, la energía interna disminuye.
∆𝑼 = 𝑸 − 𝑾
Las magnitudes se expresan en joules (J) o calorías (cal).
Convención de signos.
∆𝑼= Variación de la energía interna (+ si aumenta, - si disminuye).
𝑸 = Calor (+ si ingresa al sistema, - si es cedido por el sistema)
𝑾 = Trabajo (- si es realizado sobre el sistema, + si lo realiza el sistema). Ejemplo 1
1 𝑐𝑚3 de agua se transforma en 1.671 𝑐𝑚3 de vapor
cuando hierve a la presión atmosférica 105 𝑁/𝑚2. ¿Cuál es el incremento de la energía interna? Para aplicar la primera ley es necesario hallar tanto el calor como el trabajo realizado.
Calor: Para cambio de fase se hallaría latente. Tengamos en cuenta que, según la densidad del agua, 1 𝑐𝑚3 tiene una masa de 1 g. 𝑄 = 𝐿𝑣 ∙ 𝑚
𝑄 = (540 𝑐𝑎𝑙
𝑔) ∙ (1 𝑔) = 540 𝑐𝑎𝑙
Trabajo: Como el volumen aumenta es un trabajo positivo, lo realiza el sistema.
𝑊 = 𝑃 ∙ ∆𝑉
𝑊 = (105𝑁
𝑚2) ∙ (1,671 𝑐𝑚3 − 1 𝑐𝑚3)
Primero se convierten los 𝑐𝑚3 a 𝑚3.
1.671 𝑐𝑚3 ∙ (1 𝑚
100 𝑐𝑚)
3
1.671 𝑐𝑚3 ∙1 𝑚3
106 𝑐𝑚3= 1,671 × 10−9 𝑚3
𝑊 = (105𝑁
𝑚2) ∙ (1,671 × 10−9 𝑚3 − 1 × 10−6 𝑚3)
𝑊 =167 J
No olvidemos que las unidades de energía deben coincidir para aplicar la primera ley, en este caso la usaremos en calorías:
𝑊 = 167 𝐽 ∙1 𝑐𝑎𝑙
4,18 𝐽= 40 𝑐𝑎𝑙
Aplicando la primera ley:
∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊
∆𝑈 = 540 𝑐𝑎𝑙 − 40 𝑐𝑎𝑙 = 𝟓𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
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Procesos Termodinámicos
Es la modificación en una o más de las variables de un sistema. Estos modelos permiten representar múltiples fenómenos de la vida cotidiana, como el proceso de cocción en una olla de presión o la evaporación de cierta cantidad de agua.
Los procesos más básicos en el estudio de la termodinámica son los que mantienen uno de sus parámetros constante.
Los diagramas de Presión vs Volumen (P-V) se usan para la representación de procesos termodinámicos, su forma en la mayoría de los casos es indicativo del tipo de proceso. A continuación, se muestra un proceso termodinámico en que el gas dentro de un pistón se comprime, el diagrama P-V correspondiente indica que la presión aumenta y el volumen disminuye.
Tipos de procesos termodinámicos
Proceso adiabático
Sin intercambio de calor con el exterior. Puede ser un sistema aislado o un proceso muy rápido.
Con el término 𝑄 = 0, la primera ley se expresa: ∆𝑈 = −𝑊
El diagrama de P-V no tiene una forma característica, se indica sobre el gráfico la condición adiabática.
Proceso isotérmico
Temperatura constante. Por ejemplo un cambio de fase.
No hay variación de la energía interna. Con el término ∆𝑈 = 0, la primera ley se expresa:
𝑄 = 𝑊 El diagrama de P-V no tiene una forma
característica, se indica sobre el gráfico la condición isotérmica.
Proceso isócoro o isométrico
Volumen constante. Por ejemplo el proceso de cocción en la olla a presión antes de levantar la válvula de alivio.
Al no haber variación del volumen, no se realiza trabajo (𝑊 = 0) y la primera ley se expresa:
∆𝑈 = 𝑄 El diagrama P-V muestra una línea vertical.
Proceso isobárico
Presión constante. Por ejemplo al dejar un globo en la nevera.
Todos los términos de la primera ley se conservan:
∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊 El diagrama P-V muestra una línea horizontal.
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Proceso cíclico
Tras una serie de procesos, el sistema vuelve a su estado inicial. Por ejemplo, un motor de combustión interna.
Si la temperatura vuelve a su valor inicial, no hay variación de la energía interna (∆𝑈 = 0), la primera ley se expresa:
𝑄 = 𝑊 El diagrama P-V muestra una gráfica cerrada.
Ejemplo 2
En la figura, se muestra un diagrama P-V para dos procesos diferentes, A y B, a los que somete un gas contenido dentro de un cilindro para llevarlo del estado 1 al estado 2. Si en ambos casos la energía interna aumenta en 100 J, determinar el calor absorbido por el sistema en cada proceso.
Proceso A Para usar la primera ley hace falta conocer el trabajo realizado, como tenemos el diagrama P-V se puede hallar como el área bajo la gráfica. En este proceso sería el rectángulo formado entre la línea roja y el eje horizontal. 𝑊 = 𝐴 = 𝑏 ∙ ℎ 𝑊 = (0,05 𝑚3 − 0,01 𝑚3) ∙ (15.000 𝑃𝑎) = 600 𝐽 De la primera ley se despeja el calor 𝑄: ∆𝑈 = 𝑄 − 𝑊 𝑄 = ∆𝑈 + 𝑊 𝑄 = 100 𝐽 + 600 𝐽 = 700 𝐽
Proceso B Se lleva a cabo el mismo procedimiento, pero esta vez el rectángulo formado bajo la línea verde. 𝑊 = (0,05 𝑚3 − 0,01 𝑚3) ∙ (5.000 𝑃𝑎) = 200 𝐽
𝑄 = 100 𝐽 + 200 𝐽 = 300 𝐽
Taller 5: Primera ley de la Termodinámica
1. ¿Cuál es el incremento en la energía interna de un sistema si se le suministran 700 calorías de calor y se le aplica un trabajo de 900 Joules? (915,31 cal)
2. El gas contenido en un cilindro provisto de un pistón, se comprime en un proceso en el que se mantiene la presión constante, cuyo valor es 80.000 Pa y se produce una disminución de 0,02 𝑚3 en el volumen. Si la energía interna del gas aumenta en 400 J, determinar: a) El trabajo que se realiza sobre el gas. b) El calor cedido o absorbido por el gas.(-1200
J) 3. En la figura, se muestra un diagrama P-V en que
se representan dos procesos, A y B, a los que se somete un gas para pasar del estado 1 al estado 2. Determinar: a. El proceso en el que se realiza mayor trabajo
sobre el gas. b. El proceso en el que es mayor el incremento
de energía interna. c. El proceso en el que el sistema cede más
calor.
4. Represente la siguiente transformación en un
gráfico de presión contra volumen: A una presión de 10 Pa, 12 litros de un gas ideal se comprimen isotérmicamente hasta un volumen de 4 litros. Luego se dejan expandir isobáricamente hasta obtener su volumen original.
Actividad complementaria para estudiantes online
5. Explore las opciones del siguiente simulador y responda: https://phet.colorado.edu/sims/html/energy-forms-and-changes/latest/energy-forms-and-changes_es.html A partir de la experiencia brindada por el simulador, ¿cómo podría complementar la definición dada en la guía sobre la primera ley de la termodinámica?
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Tema 6: Segunda ley de la Termodinámica
Objetivo: Explicar el funcionamiento de las máquinas térmicas y sus limitaciones. Tiempo de desarrollo: 3 horas. Fecha de entrega: 12 de julio. Modalidad de entrega: Individual. Totalmente a mano.
Máquinas térmicas
Son dispositivos que generan trabajo mecánico a partir del calor. Absorbe calor Q de un foco caliente (caldera) y por medio de una sustancia (agua y vapor) efectúa trabajo W. En la imagen se ve como la caldera le da la suficiente energía al agua para convertirse en vapor a alta presión y este empuja el pistón realizando un trabajo. Este trabajo es aprovechado para hacer girar la rueda, transmitiendo el movimiento a las máquinas.
Segunda ley de la Termodinámica
Es imposible que una máquina térmica utilice todo el calor absorbido para producir una cantidad equivalente de trabajo.
Una máquina térmica absorbe una cantidad de
calor 𝑄𝐶 y cede una cantidad de calor 𝑄𝑓.
El calor netamente utilizado por la máquina es: 𝑄 = 𝑄𝐶 − 𝑄𝑓.
Usando la forma de la primera ley en procesos cíclicos:
𝑊 = 𝑄𝐶 − 𝑄𝑓
La eficiencia de la máquina esta dada por:
𝐸 =𝑊
𝑄𝐶=
𝑄𝐶 − 𝑄𝑓
𝑄𝐶
La eficiencia de una máquina es menor al 100%.
En las máquinas térmicas y en todos los procesos de la naturaleza, parte de la energía se transforma en calor que no se puede aprovechar. Por ejemplo, parte de la energía del automóvil escapa debido a la fricción y al enfriamiento del motor. Ejemplo 1 La eficiencia de una máquina es del 24% y realiza un
trabajo de 480 cal. ¿Cuánto calor absorbe en cada
ciclo? ¿Cuánto calor cede?
𝐸 = 24% = 0,24 𝑄𝐶 = ?
𝑊 = 480 𝑐𝑎𝑙 𝑄𝑓 = ?
¿Cuánto calor absorbe? Foco caliente.
𝐸 =𝑊
𝑄𝐶
𝑄𝐶 =𝑊
𝐸
𝑄𝐶 =480 𝑐𝑎𝑙
0,24= 2000 𝑐𝑎𝑙
¿Cuánto calor cede? Foco frio. 𝑊 = 𝑄𝐶 − 𝑄𝑓
𝑄𝑓 = 𝑄𝐶 − 𝑊
𝑄𝑓 = 2000 𝑐𝑎𝑙 − 480 𝑐𝑎𝑙 = 1520 𝑐𝑎𝑙
Taller 6: Segunda ley de la Termodinámica
1. Determine la eficiencia de una máquina térmica que absorbe 200 kJ y elimina 75 kJ. (62,5 %)
2. El motor de un automóvil consume una energía de 150.000 J con un rendimiento del 50%. a) ¿Qué trabajo mecánico realiza? (75000 J) b) ¿Cuál sería el rendimiento si el trabajo
realizado fuese 50.000 J? (33,33 %)
Actividad complementaria para estudiantes online
3. Revise los siguientes videos. https://www.youtube.com/watch?v=OrdcwZugfXo&list=WL&index=152&t=33s (Solo desde el min 5:00 hasta el 17:40 y desde el 23:32 hasta el final) https://www.youtube.com/watch?v=LetmPf0XLBk&list=WL&index=152 a) Recordemos el experimento realizado en
clase en que analizamos por qué la pelota cada vez rebotaba con menos altura. A partir del primer video, ¿qué pasa con la energía?
b) Con los dos videos construya una definición para la entropía y como se relaciona esta con la segunda ley.
4. Revise el siguiente video y construya un mapa mental que lo resuma.
https://www.youtube.com/watch?v=WN9ssJSCIEA&list=
WL&index=155&t=0s
34
MÓDULO QUÍMICA
DOCENTE: Adriana María Bautista Vargas
INTENSIDAD HORARIA: 4 horas Semanales
INSTRUCCIONES PARA EL DESARROLLO DE LAS GUÍA Apreciado estudiante Nacionalista, el sistema educativo nos ha puesto un reto durante este momento de pandemia,
y desde luego la situación no impedirá el desarrollo de sus competencias. Así que lo invito para que aproveche al
máximo el tiempo, sea honesto en el proceso, ya que usted será el único beneficiado (a).
Espero disfrute aprendiendo, fortalezca su trabajo autónomo y nos contacte en caso de que presente alguna
dificultad, estaremos prestos a atenderlo.
Buen provecho, y no te preocupes, sólo ocúpate!
1. La guía de química aborda cuatro temas: Estados de agregación y gases, soluciones,
electroquímica y cinética química, que serán desarrollados durante el segundo periodo.
2. La estructura de la guía comprende lo siguiente: un objetivo, una introducción, aspectos
teóricos, preguntas de revisión, actividad de afianzamiento y guía evaluativa.
3. Cada clase que tengamos deberá estar realizando la actividad correspondiente para que no
acumule trabajo.
4. Durante cada semana tendremos uno o dos encuentros virtuales, para apoyar el desarrollo de
los actividades propuestas, a través de la plataforma zoom.
5. Los temas estarán apoyados con información que se subirá en la plataforma de classroom
(cada inicio de semana), se subirá videos tutoriales para apoyará su proceso, además, las
dudas inmediatas que usted pueda tener las podrá realizar por la aplicación de whatsaap
(3115084447); la intención es fortalecer su aprendizaje.
6. Una vez culminado el tiempo para el desarrollo de las guías, deberá realizar la entrega del
mismo a través de la plataforma classroom.
*No olvides que el producto de los resultados, es proporcional a su esfuerzo*
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Tema 1: ESTADOS DE AGREGACIÓN, ESTADO GASEOSO
Objetivo: Establezco condiciones para demostrar el comportamiento de las moléculas en los
diferentes estados de la materia y expresar de una forma cualitativa y cuantitativa la concentración
de las soluciones.
Tiempo de desarrollo del tema: 8 horas. (De mayo 11 al 22)
Introducción: La materia que nos rodean se encuentra en diferentes estados físicos, unos en estado
sólido, otros en estado líquido y otros en estado gaseoso. Además de estos, existen otros estados, que
son derivados de los tres anteriores. Por ejemplo, los coloide, que son un estado intermedio entre el
sólido y el líquido; o el estado plasma, que presenta un gas cuando se somete a elevadas
temperaturas, como el sol y las estrellas. Las sustancias se comportan de manera diferente cuando se
someten al calor, y pueden pasar de un estado a otro, de la misma manera sucede cuando la
temperatura se reduce.
Revisión Teórica.
¿Qué son los estados de agregación de la materia?
Los estados de agregación de la materia, dependen del tipo y la intensidad de las fuerzas de
atracción entre las partículas que componen dicha materia (tales como átomos, moléculas, etc.).
Se conocen principalmente tres estados de agregación de la materia: el estado sólido, el estado
líquido y el estado gaseoso. También existen otros menos frecuentes, como el estado plasmático o los
condensados fermiónicos (o condensado Bose-Eisntain), pero estas formas no se producen
naturalmente en el medio ambiente.
El principio que explica la naturaleza de los estados físicos se conoce como la teoría cinético
molecular (T.C.M). La teoría cinético molecular es un modelo que usan los científicos para explicar la
naturaleza de la materia. Una teoría o modelo consiste en hacer un conjunto de suposiciones
(hipótesis) de cómo están hechas las cosas o de cómo funcionan, a lo que llamamos interpretación
teórica.
La T.C.M se basa en las siguientes hipótesis:
Las sustancias están formadas por moléculas.
Entre molécula y molécula no hay nada, es decir existe vacío.
Las moléculas están en continuo movimiento, aumentando la velocidad de estas cuando aumenta
la temperatura.
Modelo del sólido según la TCM:
Aquel en el que las moléculas están juntas y ordenadas,
En continuo movimiento de vibración.
Como consecuencia de esto los sólidos tienen volumen y forma fijos (alta
fuerza de cohesión).
Se dilatan y se contraen al variar la temperatura.
No se pueden comprimir.
Dureza (propiedad a ser rayado) tenacidad (resistencia o rompimiento)
Modelo del líquido según la TCM:
Las moléculas están juntas, pero desordenadas en continuo movimiento de
vibración y rotación.
36
Todo esto es debido a que las fuerzas entre las moléculas son más débiles que en el estado sólido.
Los líquidos tienen volumen propio (no varía), pero pueden fluir y adoptar la forma del recipiente.
No Pueden contraerse y expandirse.
Modelo del estado gaseoso según TCM:
Las moléculas están muy separadas, en continuo movimiento, por lo que
chocan unas contra otras, y con las paredes del recipiente que contiene al
gas.
Por lo cual decimos que los gases ejercen presión.
Las partículas se mueven en línea recta. Cambiando su dirección cuando se
producen choques.
El tiempo que dura un choque en mucho menor que el espacio de tiempo que
transcurre entre dos choques sucesivos en una molécula.
Los gases posen forma y volumen variables
Se comprimen con facilidad y se expanden continuamente.
Algunas sustancias que se encuentran en estado gaseoso son el nitrógeno (N2), oxígeno (O2), hidrógeno (H2). Gases indispensables para el desarrollo de la vida.
Oxígeno: gas descubierto por el científico <inglés Joseph Priestley (1733 – 1804), en 1774 al
calentar polvo rojizo de (oxido de mercurio II, HgO). Años más tarde 1777, Lavoisier determino
que en la atmósfera se encontraba en una concentración del 20 %, y reconoció una relación
entre dicho gas con la combustión y respiración; dando el nombre de oxígeno (“engendrador
de ácido”.
Cada uno de los estados de
agregación posee así características
físicas diferentes, como volumen, fluidez
o resistencia, a pesar de que no supone
una diferencia química real entre un
estado y otro: el agua sólida (hielo) y el
agua líquida (agua) son químicamente
idénticas.
Puede obligarse la materia a pasar de
un estado de agregación a otro, tan
sólo alterando la temperatura y
la presión en las que se encuentra la
materia. Así, puede hervirse agua
líquida para llevarla a estado gaseoso
(vapor) o puede enfriársela lo bastante
como para llevarla al estado sólido
(hielo).
Estos procedimientos de transformación de un estado de agregación de la materia a orto suelen ser
reversibles, aunque no sin cierto margen de pérdida de la sustancia. Los procesos más conocidos son
los siguientes:
Vaporización o evaporación. Se introduce calor (energía calórica) a una sustancia líquida,
cuyas partículas se mantienen juntas de manera cercana pero laxa, fluida, y se las hace vibrar
mucho más rápidamente, aumentando el espacio entre ellas y obteniendo así un gas.
Condensación. Es el proceso inverso al anterior: se le retira energía calórica (se añade frío) a
gas, para forzar sus partículas a moverse más lentamente y aproximarse unas a otras,
obteniendo así un líquido de vuelta.
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Licuefacción. Si se somete a un gas a presiones muy altas, es posible obtener de él un líquido,
sin variar la temperatura a que se encuentra. Es un proceso paralelo a la condensación.
Solidificación. De nuevo: retirando energía calórica (añadiendo frío), se puede aproximar y
enlentecer aún más las partículas de un líquido, para hacer que construyan estructuras fuertes,
resistentes, que determinan a un sólido. Estas estructuras pueden ser cristalinas o de otra
naturaleza.
Fusión. El proceso contrario a la solidificación: se le añade energía calórica (calor) a un objeto
sólido, cuyas partículas están estrechamente conectadas y por lo tanto se mueven poco o
muy lentamente, y se lo puede derretir hasta hacerlo fluir y convertirse en líquido, al menos
mientras dure a una temperatura determinada.
Sublimación. Al recibir energía calórica, ciertos sólidos pueden movilizar velozmente sus
partículas hasta desprenderlas de sí mismo, convirtiéndose así en gas sin pasar primero por el
estado líquido.
Deposición o cristalización. El caso contrario al anterior: al perder o serle retirada su energía
calórica a un gas determinado, es posible hacer que sus partículas se agrupen y se conviertan
en cristales sólidos, sin pasar primero por el estado líquido.
Ampliar temario en: http://www.carm.es/edu/pub/08_2015/2_2_contenido.html
ESTADO GASEOSO
Estamos rodeados de sustancias en estado gaseoso. El aire que respiramos, el gas que contiene la
bebida que tomamos, etc. En esta parte de la guía nos adentrarnos un poco en este estado que
resulta tan importante para nuestra supervivencia.
Teoría cinético-molecular de los gases
Desde un punto de vista físico-químico el estado gaseoso, necesita un marco teórico que nos diga
cómo funcionan y que debemos esperar de su comportamiento. La teoría cinético-molecular de los
gases plantea una serie de características que nos permiten entender a escala microscópica de este
estado de la materia.
Los postulados de la teoría son:
Las moléculas de un gas están muy separadas, las distancias que las separan son más grandes que
ellas mismas.
Las moléculas de un gas no se atraen entre sí, carecen de interacciones intermoleculares. De
suceder esto, las moléculas se agregarían y formarían el estado líquido.
Todas las moléculas de un gas son iguales y la energía cinética que ellas poseen es equivalente.
Las moléculas de un gas se encuentran en constante movimiento, aunque no todas
necesariamente viajan en la misma dirección y sentido.
Las moléculas de un gas sufren choques entre ellas y con el recipiente que las contiene. Estos
choques son perfectamente elásticos.
Cuando un gas se comporta según la teoría cinético-molecular lo llamamos gas ideal. El
comportamiento de los gases en rangos normales de presión y temperatura es bastante cercano a
como lo predice la teoría, pero cuando las temperaturas empiezan a bajar o la presión empieza a
subir, el comportamiento del gas se desvía de la norma y hablamos de un gas real.
Matemáticamente es posible corregir los errores de la teoría cuando nos encontramos en presencia
de un gas real. A pesar de estos casos especiales, los planteamientos de la teoría nos permiten
entender fácilmente las características más comunes del estado gaseoso:
Forma indefinida: Como las partículas del gas no se atraen entre ellas, no pueden tomar una forma
determinada, como si lo hacen los sólidos y en algunos casos los líquidos. De hecho un gas toma la
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forma del recipiente que lo contiene. Responsables de este comportamiento también es la gran
separación entre las moléculas y la casi nula atracción que existe entre ellas.
Alta compresibilidad: Esta característica muy propia del estado gaseoso se da gracias a que las
moléculas se encuentran muy separadas y por lo tanto, con la aplicación de una fuerza de
compresión podemos disminuir su volumen.
Difusión y Efusión rápida: Difusión se refiere al movimiento libre de las moléculas, y efusión a su
capacidad para escapar por orificios de los recipientes que las contienen. El continuo movimiento
de las moléculas de un gas a grandes velocidades permite que estos viajen a través del espacio
más rápidamente que cualquier otro estado.
Baja densidad: Dado que las moléculas de un gas se encuentran muy separadas unas de otras, el
espacio que ocupan es mucho más grande. Como la densidad es inversamente proporcional al
volumen, si ocupan más cantidad de espacio implica una menor densidad.
Presión de un gas
Una característica muy importante, y que se ilustra también en la teoría cinético-molecular, es que los
gases ejercen presión. Para que entendamos por qué los gases ejercen presión recordemos que esta
magnitud se define como la fuerza que se ejerce en una determinada unidad de área. Como los
gases se mueven continuamente chocando con las paredes del recipiente, ejercen una fuerza neta
sobre él, que finalmente se conoce como la presión de un gas. De lo anterior debemos extraer
necesariamente la idea de que la presión de un gas se ejerce en todas direcciones, ya que es el
resultado del movimiento de sus moléculas, que se mueven de esa forma.
Las unidades en las que se mide la presión en el SI es el Pascal (Pa); en química se utiliza otra llamada
Atmósferas (atm), donde 1 atm= 1,05x105 Pa, milímetros de Mercurio (mmHg), para los cuales se
cumple que 760 mmHg = 1 atm.
Además de conocer la idea general de lo que es la
presión, otro concepto relacionado y que nos
interesa mucho es el de presión atmosférica. Esta se
define como la presión ejercida por la columna de
aire de 1m2 que se encuentra por encima de
nosotros. De la definición anterior, debemos inferir
necesariamente que la presión atmosférica
depende de la altura.
LEYES DE LOS GASES.
Nos adentrarnos en el estudio de las leyes que rigen el comportamiento macroscópico de los gases. A
lo largo de la historia de la química moderna, han sido muchos científicos los que han experimentado
con gases tratando de buscar leyes que nos ayuden a entender mejor la naturaleza del estado
gaseoso, y en este capítulo repasaremos las más importantes.
Ley de Boyle (presión–volumen)
Robert Boyle estudió el comportamiento de los gases en
condiciones de temperatura constante. Se dio cuenta que un
aumento en el volumen significaba una disminución en la
presión y, por el contrario, cuando disminuía el volumen, la
presión aumentaba. Dadas estas conclusiones se dio cuenta
que en un gas presión y volumen son inversamente
proporcionales cuando la temperatura es constante y planteó
la siguiente igualdad:
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Ejercicio propuesto. Una muestra de gas, confinado en un volumen de 2 litros y una presión de 0,5
atmósferas, disminuye su volumen a 0,5 litros, ¿cuál es el nuevo valor de la presión?
Ley de Charles (Temperatura–volumen)
Jacques Charles manteniendo la presión constante.
Su experimento consistía en calentar una muestra de
gas y medir el cambio en el volumen. Cuando la
muestra de gas se calentaba, el volumen aumentaba
y cuando se dejaba enfriar, volvía a su volumen
original. Esto quiere decir que la temperatura y el
volumen de un gas son directamente proporcionales.
De acuerdo a estas conclusiones postulo la siguiente
igualdad:
La temperatura de un gas es la temperatura absoluta,
la cual se mide en grados Kelvin (K).
En el caso contrario, cuando enfriamos el gas, las
moléculas disminuyen su energía cinética y con ellos
sus choques. Como la presión sobre el gas está fijada, las partes móviles del recipiente (que
anteriormente permitieron la expansión) comprimen el gas, es decir, disminuyen el volumen.
Un esquema de la Ley de Charles se aprecia a continuación:
Ejercicio propuesto.- Si un gas a presión constante, se encuentra en un recipiente de 6 litros con un
émbolo, a una temperatura 27ºC y se enfría hasta los —73ºC ¿cuál es su nuevo volumen?
Ley de Gay-Lussac (Temperatura–presión)
Joseph-Louis Gay-Lussac, su experimento consistía en calentar
una cantidad fija de gas, confinada en un cierto volumen y
medir los cambios en la presión. Como era de esperar, los
aumentos en la temperatura, provocaban un aumento de la
presión del gas, lo que
indicaba que ambas
magnitudes son
directamente
proporcionales. Con esto en consideración, Gay-Lussac
postuló la siguiente igualdad:
Analizando a partir de la teoría cinético-molecular de los gases, tenemos lo siguiente
Cuando calentamos un gas, las moléculas adquieren mayor energía cinética y aumentan sus
choques contra el recipiente. Ya que el recipiente no permite la expansión, toda esa energía
cinética adicional se traduce en un aumento de la presión.
Por el contrario, cuando enfriamos el gas, las moléculas disminuyen su energía cinética y con ellos
sus choques. Al estar el volumen fijo, toda esa disminución de la energía cinética significa también
una disminución de la presión.
40
Ejercicio propuesto.- Una muestra de gas a —73ºC marca una presión de 0,3 atm. Si calentamos esta
muestra hasta los 227ºC ¿a cuánto aumenta la presión?
Ley de Avogadro (Cantidad–volumen)
Amadeo Avogadro, mencionado anteriormente por ser quien determinó la cantidad numérica
conocida como mol, también estudió los gases a presión y temperatura constante. Su estudio
consistía en variar las cantidades (número de moles) de los gases para ver qué cambios produce esto
en el volumen. Sus resultados fueron claros: a la misma presión y temperatura el volumen que ocupa
un gas es directamente proporcional al número de partículas. Aunque esto nos parece obvio (menos
cosas ocupan menos espacio), el descubrimiento de Avogadro llega hasta incluso la estequiometría,
ya que podemos relacionar los volúmenes de dos gases (lo que es más fácil de medir) con el número
de moles.
Las conclusiones de los experimentos de Avogadro se encuentras
expresadas en la siguiente igualdad:
Donde n es el número de moles de gas y V el volumen en litros.
Ejercicio propuesto.- Se tienen 2 moles de un gas en un recipiente con un émbolo y una capacidad
de 0,5 litros a determinada presión y temperatura. Si le agregamos 4 moles del mismo gas a la misma
presión y temperatura ¿cuál es el nuevo volumen?
Los estudios de Avogadro fueron más allá y llegaron a plantear que en condiciones normales de
presión y temperatura (CNPT), es decir, 1 atm de presión y 0ºC (273 K) de temperatura, se cumple para
cualquier gas que:
Ejercicio propuesto. 5 moles de un gas se encuentran en CNPT ¿qué volumen ocupan?
Ley de los gases ideales
Los descubrimientos de Avogadro y las
leyes anteriormente mencionadas,
sentaron las bases para plantear una ley
universal que incluya todas las variables
macroscópicas que hemos estudiado.
Dado que todas ellas están relacionadas
proporcionalmente, es posible determinar
una igualdad que considere las relaciones
de cada una de ellas, obteniendo algo
similar a esto:
P, V, n y T son las variables que hemos definido
anteriormente, medidas en las unidades anteriormente
recomendadas. R por su parte es lo que llamamos la constante universal de los gases ideales y en las
unidades que hemos utilizado su valor es de: R=0,082atm.L/K.mol
A lo largo de tu estudio encontrarás que estas ecuaciones son muy importantes tanto para gases
cómo para la estequiometría. Ten en consideración que todo lo que acabamos de ver de gases no es
ajeno a lo que vimos de estequiometría, siempre y cuando existan gases involucrados.
Ejercicio propuesto. Calcula el volumen que ocupan 2,5 moles de un gas que se encuentra a 27ºC de
temperatura y cuya presión es de 1 atm
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1. ¿Por qué un globo lleno con Helio se eleva, y un balón lleno con aire se hunde?
2. ¿A qué atribuyes que un globo inflado al entrar en contacto prolongado con el sol, se estalle?
3. ¿Dónde crees que hay más presión? ¿En Bogotá o en Neiva?
4. ¿Qué crees que le pueda pasar a un globo inflado que se deje en el congelador de tu nevera
por un largo tiempo?
5. ¿Por qué es posible que el oxígeno se pueda mezclar con otro gas?
6. La olla de presión alcanza temperaturas mayores de 100 °C, con agua en ebullición. ¿Cuál es la
razón para que esto sea posible?
7. Porque el agua del radiador de un carro hierve durante un viaje por las montañas a pesar de que
el aire esta frio?
8. Es peligroso depositar en las basuras latas que contienen: desodorantes, bebidas gaseosas
espumas apara afeitar, insecticidas entre otros.
9. Porque hay personas que se marean cuando sube una montaña alta
10. Como se relaciona la presión arterial de una persona con respecto a la altura? Si la persona es
hipertensa que medio le favorece y porque?
11. Como cree Ud. Que empacan las cremas en tubo, si la fábrica está en Bogotá y estas tienen que
llegar a Barranquilla o viceversa?
12. Interprete las siguientes gráficas, explique que demuestran, y que leyes se representan
13. Porque el mercurio a pesar de ser una sustancia toxica es más adecuado que el agua para
utilizarse en los barómetros?
14. En donde sería más fácil tomar agua o gaseosa con un pitillo en la cima de una montaña o a
nivel del mar.
15. La presión atmosférica en una mina que está a 500 m bajo el nivel del mar como se relaciona
con una atmosfera? Explique.
42
43
DEMUESTRA TU APTITUD
ACTIVIDAD EVALUATIVA
1. En el siguiente esquema se muestra un proceso de
compresión en un cilindro que contiene el gas X
De acuerdo con la información anterior, si se aumenta la
presión ejercida sobre el gas X, es probable que éste se
A. solidifique
B. evapore
C. sublime
D. licúe
2. Un gas es sometido a tres procesos identificados con las
letras X, Y y Z. Estos procesos son esquematizados en los
gráficos que se presentan a continuación:
Las propiedades que cambian en el proceso X son
A. V , T
B. P , V
C. T , P
D. P , V , T
3. Son características de los gases I. son poco compresibles
II. adquieren la forma del recipiente que los
contiene
III. tienen un volumen definido
IV. difunden rápidamente
V. presentan muy baja densidad
A) I, II y IV B) I, III y V C) II, III y V
D) II, IV y V E) Todas
4. Respecto a la teoría cinético molecular de un gas
ideal, podemos afirmar que: I. Define además el comportamiento real de un gas.
II. Considera a los gases como partículas
corpusculares iguales y pequeñas.
III. Considera la cohesión entre las partículas como
despreciable.
A) solo I B) solo II C) I y II
D) II y III E) I, II y III
5. En un laboratorio hay 5 globos y Cada uno
contiene un gas diferente, según el siguiente
esquema: Cada globo tiene la misma masa de gas a la misma
presión y temperatura. Luego, el globo de mayor
volumen es el que contiene
A) H2 B) He C) O2 D) N2
E) CH4
6. La densidad en g/l del dióxido de carbono a 29°C y 540
mmHg, es
a. 44 g
b. 22.4 litros
c. 1.26 g/L
d. 0.59 g/L
7. Un gas que se comporta idealmente ocupa un
volumen de 10 L a 1 atm de presión. Considerando
la temperatura constante, podemos afirmar que: I. A 0,5 atm de presión ocupará un volumen de 5 L.
II. A 4 atm de presión ocupará un volumen de 2,5 L.
III. Si la temperatura del sistema es de 273 K, 11,2 L
de este gas equivalen a 0,5 mol.
A) solo I B) solo II C) II y III
D) I y III E) I, II y III
8. ¿Qué volumen ocupará 1 Kg de monóxido de
carbono a 28 K y 1520 mmHg, si este se comporta
idealmente? A) 112 L B) 100 L C) 82 L
D) 56 L E) 41 L
9. De las siguientes aseveraciones acerca de las
moléculas de un gas, según la teoría cinético-
molecular, la que NO corresponde es: A) Las fuerzas intermoleculares entre ellas permiten
que el gas mantenga su conformación
B) La distancia que las separa es muy grande en
comparación a ellas mismas
C) Son iguales una con otra
D) Todas se mueven en línea recta
E) Todos los choques, tanto entre ellas como con el
recipiente son elásticos
44
10. Si el peso molecular del SO2 es 64 g/mol, ¿cuál será la
densidad del SO2 a 35ºC y 530 mmHg?
11. ¿Cuál es el peso de 2,5 litros de NH3 en condiciones
normales?
12. Explica la teoría cinética de los gases.
13. Explica los factores que afectan o alteran las
condiciones normales de los gases.
14. Un gas tiene una densidad de 1,52 g/L en condiciones
normales. ¿Cuál será la masa molecular del gas?
15. Una muestra de gas presenta un volumen de 770 mL a
23ºC, ¿cuál es el volumen del gas si la temperatura se
aumenta a 80ºC?
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Tema 2: SOLUCIONES O DISOLUCIONES QUÍMICAS
Objetivo: Expresar la concentración de una solución en términos cualitativos y cuantitativos Y Conocer
las propiedades coligativas de las soluciones y determinar los valores de presión de vapor, punto de
congelación y punto de ebullición cuando se agregan solutos no volátiles a las soluciones
Tiempo de desarrollo del tema: 8 horas. (De mayo 24 a junio 5)
Introducción: Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta
se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la
sustancia donde se disuelve denominada solvente. En cualquier discusión de soluciones, el primer
requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los
diversos componentes.
Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en
donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los
ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua.
Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.
Revisión Teórica.
Una mezcla es un sistema formado por dos o más
sustancias que no reaccionan entre sí, de modo que
cada componente conserva sus propiedades y
pueden ser separados por métodos físicos. Se
clasifican en homogéneas y heterogéneas. Una
mezcla es heterogénea cuando se pueden distinguir
dos o más fases y es homogénea cuando no se
distinguen sus fases.
El tamaño de las partículas de una mezcla
determina si se considera homogénea, heterogénea
o intermedia. Las disoluciones verdaderas son
mezclas homogéneas y su tamaño de partícula corresponde al tamaño de moléculas o iones. Las
suspensiones son mezclas heterogéneas, cuyo tamaño de partícula es superior a 1 µm. Los coloides
son intermedios entre disoluciones verdaderas y mezclas heterogéneas, con tamaños de partículas
entre 1 nm y 1 µm de diámetro.
Los coloides están formados por una fase dispersa, que es semejante al soluto de una disolución
verdadera, y una fase dispersante, que contiene a las partículas de la fase dispersa. Dentro de los
coloides encontramos las espumas (fase dispersa: gas; fase dispersante: líquido), los aerosoles (fase
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dispersa: líquido o sólido; fase dispersante: gas) y las emulsiones (fase dispersa: líquido; fase
dispersante: líquido).
A simple vista, los coloides parecen disoluciones verdaderas, pero si se observaran al microscopio,
podrían distinguirse las partículas de la fase dispersa. La mejor forma de distinguirlos es observando su
comportamiento frente a la luz: al observar en dirección perpendicular a un haz de luz, este no es
visible al pasar a través de una disolución, pero sí al pasar a través de un coloide. Este fenómeno se
denomina efecto Tyndall y se produce por la dispersión de la luz ejercida por las partículas coloidales.
SOLUCIÓN O DISOLUCIÓN QUÍMICA
Una disolución es una mezcla homogénea de uno o más solutos (sustancia disuelta) distribuidos en un
disolvente (sustancia que disuelve a la otra) que se encuentra en mayor proporción o que determina
el estado de agregación en el que se encuentra la disolución.
Cuando se agrega una cierta cantidad de azúcar al agua, se puede observar que esta sustancia se
va disolviendo lentamente en el líquido. Luego de un tiempo determinado, el material obtenido se
presenta homogéneo, lo que constituye una disolución. Al agregar mayor cantidad de azúcar al
mismo volumen de agua, se aprecia que continúa el proceso de disolución, sin embargo, llegará un
momento en el que el agua no podrá disolver más sólido.
A esta característica que presentan las sustancias se le denomina solubilidad y nos indica la cantidad
de una sustancia que se puede disolver en una cantidad específica de disolvente, a una temperatura
y presión determinada.
Tipos de disoluciones Dependiendo del número
de componentes:
Dependiendo del
estado de agregación
del disolvente
Dependiendo de la naturaleza del soluto:
Binaria
Ternaria
Cuaternaria
Sólida
Líquida
Gaseosa
Electrolíticas (iónicas): soluto se disocia
en iones (Ej. NaCl). Conducen la
corriente eléctrica.
No electrolíticas (moleculares): soluto
no se disocia en iones (Ej. azúcar). No
conducen la corriente eléctrica.
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Unidades porcentuales de concentración La concentración de una disolución es una medida de la cantidad de soluto que hay en ella. Se
puede expresar de distintas formas, dentro de las cuales están las unidades porcentuales o físicas:
La forma más usual para expresar la concentración de una disolución es por medio de unidades
químicas. Estas se diferencian de las unidades físicas en que están referidas a los mol de las especies
involucradas en la disolución. Entre las unidades químicas más utilizadas tenemos la molaridad, la
molalidad y la fracción molar.
Molaridad: Es la cantidad de moles de soluto por cada litro de solución. Como fórmula:
M = n/V M=𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 M: Molaridad. n: Número de moles de soluto. V: Volumen de solución
expresado en litros.
Molalidad: Es la cantidad de moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente. En fórmula:
m = n/kg solvente; m =𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝒌𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆
m = molalidad. n: Número de moles de soluto por Kg = 1000 gramos de solvente o 1 kg de solvente
Normalidad: Es la cantidad de equivalentes químicos de soluto o equivalente gramo de soluto, por
cada litro de solución. Como fórmula: N = neq/V
N= #𝒆𝒒 𝒈𝒓𝒂𝒎𝒐 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
N = Normalidad. #eq. : Número de equivalentes gramos del soluto.
V: Volumen de la solución en litros.
Para hallar el número equivalente gramo se procede de la siguiente manera, dependiendo si el
soluto es acido, base o sal.
48
Acido: se tiene en cuenta la cantidad de hidrógenos en el ácido;
#Eq. g del ácido =𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓 𝒅𝒆𝒍 𝒂𝒄𝒊𝒅𝒐
𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒂𝒄𝒊𝒅𝒐
Ej: equivalente gramo del H2SO4 = 98
2 = 49; 1 equivalente gramo de acido sulfúrico equivale a 49.
Eq gramo del hidróxido o base: se tienen cuenta el número de OH
#Eq. g de la base=𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒃𝒂𝒔𝒆
𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒐𝒙𝒊𝒍𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒃𝒂𝒔𝒆
Eq gramo de Ca(OH)2 = 72
2 = 36: un equivalente gramo de hidróxido de calcio equivale a 36.
Equivalente gramo de una sal, se tienen en cuenta las cargas positivas de la sal, las del catión o ion
positivo, el metal.
#Eq. g de una sal= 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓 𝒅𝒆 𝒍 𝒔𝒂𝒍
𝒏𝒖𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒄𝒂𝒓𝒈𝒂𝒔 𝒑𝒐𝒔𝒊𝒕𝒊𝒗𝒂𝒔.
#Eq. g de Al2 (SO4)3 =342
6 =57 , se deduce que el numero 6 resulta de Al+3 , son 2 aluminios ,
multiplicados por su carga , 2 x 3 = 6.
49
Dilución Es el procedimiento que se realiza para preparar una disolución menos concentrada a partir de una
más concentrada. Al efectuar un proceso de dilución conviene recordar que, al agregar más
disolvente a una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye)
sin que se modifique el número de mol de soluto presente en la disolución. En otras palabras mol (n)
de soluto antes de la dilución = mol (n) de soluto después de la dilución
Como todo el soluto proviene de la disolución concentrada original, se concluye que
Dónde: C1: concentración molar de la disolución inicial; C2: concentración molar de la disolución final. V1: volumen (L) de la disolución inicial; V2: volumen (L) de la disolución final.
Solubilidad La solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en otra
y depende de una serie de factores como la naturaleza del disolvente y del soluto, la temperatura y la
presión del sistema. Se representa con una letra S e indica la máxima cantidad de soluto que puede
disolverse en cierta cantidad de disolvente a una temperatura determinada. Puede expresarse en
cualquier unidad de concentración, como molaridad o porcentaje en masa, pero la forma más
frecuente es como masa (g) o volumen de soluto (mL) por masa o volumen de disolvente
(generalmente 100 g o 100 mL). Por ejemplo, la solubilidad del nitrato plumboso (Pb(NO3)2) a 20 °C es
de 52 g/100 mL de agua, lo que significa que a esa temperatura se puede disolver como máximo 52 g
de esta sal en 100 mL de agua. Si se agrega más soluto, se formará un precipitado.
La solubilidad, expresada en gramos de soluto por 100 mL de disolvente, se puede calcular mediante
la siguiente fórmula:
De acuerdo a la solubilidad de un soluto en un disolvente determinado a cierta temperatura y a la
concentración de la disolución, podemos tener tres tipos de disoluciones:
1. Disolución insaturada: se refiere a una disolución donde el disolvente puede seguir disolviendo más
soluto. Se distingue una sola fase.
2. Disolución saturada: es una disolución que ha llegado al máximo permitido, es decir, el disolvente
no puede disolver mayor cantidad de soluto.
50
3. Disolución sobresaturada: en este caso, el disolvente se ve forzado a disolver más soluto de lo que
normalmente puede. Esto se debe a que al aumentar la temperatura de la mezcla de disolución
saturada con soluto cristalizado al fondo, la disolución
saturada acepta más cantidad de soluto,
desapareciendo el exceso de soluto no disuelto,
dejando de ser mezcla y convirtiéndose en una
disolución (una fase). Ahora, si esta disolución se enfría
lentamente y sin perturbaciones externas, se puede
mantener solubilizado ese exceso de soluto,
convirtiéndose en una disolución sobresaturada. Este
tipo de disoluciones son muy inestables y cristalizarán
al ser perturbadas.
Propiedades coligativas Cuando se añade un soluto a un disolvente, algunas propiedades de este quedan modificadas, aún
más cuanto mayor sea la concentración de la disolución resultante. Estas propiedades (presión de
vapor, punto de congelación, punto de ebullición y presión osmótica) se denominan coligativas por
depender únicamente de la concentración de soluto; no dependen de la naturaleza o del tamaño
de las moléculas disueltas. Las propiedades coligativas permiten determinar masas moleculares.
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1. Defina con mucha precisión los siguientes conceptos. Tenga en cuenta NO TRASCRIBA
a. Solución, soluto, solvente
b. Solución diluida, concentrada, saturada , sobresaturada.
c. Que es una disolución física y una disolución química
d. Defina miscibilidad y solubilidad.
2. Tenga en cuenta las siguientes soluciones, o
mezclas e indique cual es el soluto y el
solvente, el estado de agregación de la
materia en que se encuentra la solución. Y la
polaridad de cada sustancia
agua con sal o solución salina
aceite en gasolina
alcohol y agua
oxígeno en agua
gas butano en éter
hexano en tetracloruro de carbono
bebida gaseosa.
Acero
aire
jugo o zumo de naranja
3. Enumere tres características que diferencie una
solución de una sustancia pura.
4. La solubilidad de un soluto en un solvente,
puede ser afectada por factores externos.
Cuáles son estos factores, explique cada uno.
5. La temperatura es uno de los factores que
afectan la solubilidad, las siguientes graficas le
permiten analizar como la temperatura afecta
la solubilidad de varias sales.
6. Analice las gráficas, dé, el nombre de cada sal
involucrada en las gráficas, al mismo tiempo
coloque su fórmula al frente. Responda:
a. Cual sustancia presenta mayor solubilidad en
cada una de las gráficas. Y que solubilidad
presentan a 0°C y 30°C
b. Cual sustancia presenta menor solubilidad a 80°C. en las 2 graficas
c. En la primera grafica que le sucede al cloruro de calcio? Explique lo que interpreta, recuerde
que es una sal hidratada o un hidrato.
d. Que sales presentan la misma solubilidad a 90°C , en la primera gráfica y en la segunda a 50° y
70°C ,aproximadamente.
e. Cuantos gramos y moles de nitrato de potasio se disuelven a 70°C en la primera gráfica y en la
segunda cloruro de sodio a 80°C
f. Que sucede con la solubilidad del cloruro de sodio en las 2 graficas.
g. Que sucede con la solubilidad del sulfato de potasio en la primera gráfica y el sulfato de cerio
en la segunda gráfica.
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7. Teniendo en cuenta las propiedades coligativas de las soluciones, que sucedería en esta
situación. Se coloca en la estufa 2 recipientes del mismo tamaño con la misma cantidad de
agua, un recipiente con agua pura y en el otro agua y sal de cocina. Inician el proceso de
calentamiento al mismo tiempo hasta que el agua comience a bullir.
a. ¿Cuál de las ollas comienza primero a bullir?
b. Si coloca en el congelador, estos recipientes una vez reposadas cual se congela
primero
c. Cuál de las 2 presenta mayor presión de vapor y cual menor.
1. Disolvemos 45 gramos de amoniaco NH3 en 500 gramos de agua . Calcula el porcentaje en masa
de la disolución.
2. Calcular los gramos de una sustancia que hay que pesar para preparar una disolución de 100 ml y
composición %20g/L.
3. Averigua la molaridad de una disolución que contiene 58,8 gramos de yoduro de calcio CaI2 , por
litro.
4. Determina cuántos gramos de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, hay en 500 ml de disolución 0,6 M.
5. Calcula la molaridad de una disolución de cloruro de sodio NaCl , cuya composición % es 30 g/L
6. Se prepara una disolución de cloruro de potasio, KCl , con 3g de KCl y 25 cm3 de agua . la solución
resultante tiene una densidad de 1,05 g/cm3 . Calcula:
a)Molaridad
b)Porcentaje en masa
c)Composición % m/v
7. Calcula la molaridad de un ácido sulfúrico comercial del 95% en masa y densidad de 1,83 g/cm3.
DEMUESTRA TU APTITUD
ACTIVIDAD EVALUATIVA
1. ¿Cuál es el % en peso/volumen de una
solución que contiene 16 g de KOH en 75 mL
de solución?
2. ¿Cuántos mL de alcohol se requiere para
preparar 200 mL de solución al 45%?
3. Calcule la molaridad para una solución que
contiene 40 g de KBr en 900 mL de solución.
4. Calcule la molaridad para una solución que
contiene 0,3 moles de HNO3 en 500 mL de
solución.
5. Cuántos gramos de soluto hay en una
solución de 400 mL de KNO3 0,25M?
6. Calcule la molaridad de una solución de HCl
de densidad 1.16 g/mL cuya concentración es
de 32% por peso.
7. ¿Cuál es la molaridad de una solución de
NaOH cuya densidad es 1.11 g/mL y
concentración de 12,1%?
8. Una disolución acuosa tiene 6,00 % en masa
de metanol y su densidad es de 0,988 g/mL. La
molaridad del metanol en esta disolución es
A. 0,189 M B. 1,05 M C. 0,05 M
D. 0,85 M E. 1,85 M
9. Un vinagre tiene 5,05 % en masa de ácido
acético, CH3-COOH, y su densidad es 1,05
g/mL. ¿Cuántos gramos de ácido hay en una
botella de vinagre de 1L?
53
A. 0,100 g B. 0,050 g C. 50,5 g
D. 208 g E. 53,0 g
10. Calcule la M de una solución de NH3 cuya
densidad es 0,92 g/mL y concentración 19% por
peso.
11. Calcule el peso de 1 equivalente para las
siguientes sustancias:
a. CaCl2 b. HNO3 c.
Al(OH)3
d. H3PO4 e. Ca(OH)2
12. Calcule el número de equivalentes gramos
para cada uno de los siguientes casos:
a. 60 g de CaCl2 b. 120 g de HNO3
c. 200 g de Al(OH)3 d. 100 g NaCl
e. 90 g de H3PO4
13. ¿Cuántos equivalentes gramo de HCl hay
en 100 mL de solución 3 molar?
14. ¿Cuántos equivalentes gramo de KCl hay
en 1 L de solución 0,5 M?
15. ¿Cuál es la normalidad de 90 g H3PO4 en
500 mL solución?
16. ¿Cuál es la normalidad de una solución que
contiene 0.5 equivalentes de CaCl2 en 50 mL
de solución?
17. ¿Cuántos gramos de soluto hay en 800 mL
de H2SO4 3M?
18. Calcule la normalidad para la solución de
NH3 de densidad 0,902 g/mL y concentración
de 26,6%.
19. ¿Cuál es la normalidad de una solución de
KOH cuya densidad es de 1.41 g/mL si su
concentración es 41,2% por peso?
20. Cuál es la molalidad para una solución de 2
moles de HNO3 en 2Kg de agua.
21. Calcule la molalidad para las siguientes
soluciones:
a. 10 g de KCl en 2000 g de agua.
b. 100 g de KMNO4 en 3 kg de agua.
c. 0.2 g de MgCl2 en 800 g de agua.
22. Una disolución que contiene 296,6 g
de Mg(NO3)2 por litro de disolución tiene una
densidad de 1,14 g/mL. ¿Cuál es la molaridad
de la disolución?
23. Se disuelven 25,5 g de fenol (C6H5OH) en 495
g de etanol (C2H5OH). ¿Cuál es el porcentaje
en masa de fenol en la disolución?
24. En 175 mL de una disolución de 3,5 M de
ácido fosfórico (H3PO4), ¿cuál es la masa en
gramo de ácido presente? ¿Cuál es el
porcentaje masa volumen?
¡“No te preocupes, ocúpate”!
54
Tema 3: ELECTROQUÍMICA
Tiempo de desarrollo del tema: 8 horas. (De junio 8 al 19)
Introducción: Las reacciones redox son importantes para nuestra vida. El funcionamiento de la batería
del automóvil, las baterías que dan energía a tu calculadora o a una linterna, implica reacciones de
óxido-reducción, así como los procesos metabólicos que realizan las células.
En la presente guía, se hablará de las reacciones de óxido-reducción como reacciones en las que
ocurre una transferencia de electrones para producir electricidad; esta relación entre la energía
química y la energía eléctrica es estudiada por la electroquímica.
La electroquímica puede comprender la electrolisis, proceso en él que se emplea electricidad para
producir un cambio químicos y las celdas electroquímicas, dispositivos que emplea una reacción
química para producir una corriente eléctrica.
Aspectos Teóricos
¿Qué es una reacción redox?
Las reacciones de óxido-reducción son un tipo muy común en la naturaleza. Las platas se basan en la
óxido-reducción para hacer la fotosíntesis e incluso nuestro cuerpo necesita de muchas de estas
reacciones para producir los compuestos necesarios que nos permiten vivir.
Para comenzar recordemos como asignar estados de oxidación…
Dentro de una molécula covalente, los átomos se encuentran en estado neutro. En el capítulo de
enlace químico aprendimos que según la diferencia de electronegatividades, los electrones se
encuentran desplazados hacia el átomo cuya electronegatividad es mayor, generando una
diferencia de cargas entre los componentes de la molécula. De acuerdo a lo anterior, el estado o
número de oxidación (EDO) se define como la carga que tendría un átomo si los electrones se
transfirieran completamente al átomo más electronegativo.
Por ejemplo, si miramos la estructura de Lewis de la molécula de agua podemos ver que solo dos de los 4 electrones de enlace pertenecen al hidrógeno. Si desplazáramos estos 4 electrones hacia el
átomo más electronegativo, en este caso el Oxígeno, tendremos que este adquiere carga “—2”, ya
que se le agregan 2 electrones que no le pertenecían. Para el caso del Hidrógeno, cada uno de ellos
perdió un electrón, por lo que quedan con carga “+1”. La determinación del EDO no siempre será así. Para ayudarnos a determinar más simple y
rápidamente el número de oxidación, seguiremos las siguientes indicaciones:
55
Recuerda que…
- Oxidación: Es el aumento del EDO (más positivo) producto de una pérdida de electrones. Por
ejemplo, cuando el Li se transforma en Li+, perdiendo un electrón
- Reducción: Es la disminución del EDO (más negativo) por la ganancia de electrones. Por
ejemplo, cuando el Cl gana un electrón y se transforma en Cl—.
Las reacciones REDOX tienen grandes aplicaciones prácticas, debido a la presencia de cargas
eléctricas. Son útiles en la minería, donde es posible obtener elementos en estado puro, y en las pilas y
baterías convencionales que nos proporcionan energía eléctrica. En este capítulo veremos cómo
funciona la electroquímica y que aplicaciones puede tener.
Celdas electroquímicas
Como vimos anteriormente, cuando un elemento se oxida y otro se reduce existe una transferencia
de electrones entre uno y otro. Esta transferencia es directa desde la especie oxidada a la especie
reducida, sin embargo, si las especies se separan físicamente, la transferencia puede hacerse a través
de un medio como una solución o un cable. Esta transferencia a distancia establece en el sistema un
flujo de electrones que genera
electricidad.
Un dispositivo que utiliza una
reacción REDOX para generar
electricidad se denomina celda
o pila electroquímica (o
galvánica) y un diagrama de
una se presenta en la siguiente
imagen:
Como se aprecia en la imagen,
la liberación de 2 electrones por
un átomo de zinc hace que
estos viajen a través del cable
para llegar al cobre, donde los
átomos de este elemento en
solución los captan. A medida
que avanza la reacción, el
electrodo de Zinc comienza a
perder masa, ya que los cationes
de Zinc se disuelven en la
solución de sulfato de zinc. El electrodo de Cobre, por el contrario, aumenta paulatinamente su masa
a medida que los átomos de Cobre en solución captan electrones y se adhieren al electrodo.
56
No es coincidencia que la semirreacción de oxidación ocurra en el ánodo y la reducción en el
cátodo.
De hecho toda celda electroquímica determina su ánodo y su cátodo respecto a que reacción
ocurre en ellos. Siempre se tiene que en el cátodo se produce la reducción y en el ánodo se produce
la oxidación. Una forma simple de recordarlo es que las consonantes van con las consonantes
(Cátodo y Reducción) mientras que las vocales van con las vocales (Ánodo y Oxidación).
Un ejemplo clásico de una celda electroquímica es la que se utiliza para purificar el cobre. El cobre
lleno de impurezas puede encontrarse en el ánodo como cobre Blister, o bien en una solución de
sulfato de cobre. A medida que transcurre la reacción, los átomos de cobre en solución y en el ánodo
de cobre se reducen, adhiriéndose al cátodo de cobre (como lo vimos anteriormente). Este cátodo
finalmente es extraído como cobre de alta pureza. Potenciales estándar de reducción
Cuando construimos una celda electroquímica, podemos utilizar un voltímetro para calcular el
potencial de esa celda. También es posible predecir los voltajes de una celda gracias a los valores de
potencial estándar de reducción determinados para cada reacción REDOX. Estos valores, al igual que
en termoquímica, se miden en condiciones estándar, es decir, 25ºC y 1 atm de presión. Además,
como nos encontramos en presencia de soluciones, las condiciones estándar también implican una
concentración de 1 M. Para determinar el potencial estándar de la celda utilizamos la siguiente
ecuación:
Ahora bien, para determinar
experimentalmente los
potenciales estándar de una
reacción particular, se utiliza un
procedimiento muy ingenioso.
Se define el potencial de
reducción del hidrógeno como
0 y en base a las mediciones de
potencial obtenidas cuando se
combina el hidrógeno con otras
reacciones se determinan los
potenciales estándar para esas
reacciones utilizando la
ecuación anterior. Gracias a
este procedimiento, se han
podido determinar muchos
potenciales de reducción,
algunos de los cuales se
resumen en la siguiente imagen:
57
Para entender los valores
entregados debemos tener en
consideración que un potencial
de celda (E°celda) más positivo
significa que la reacción es más
favorable, así el Flúor, que posee
el potencial más positivo es el
que tiende más a oxidarse. Por
otro lado, el Litio nos muestra un
valor muy negativo, lo que nos
indica que su reducción no es
favorable, sin embargo su
oxidación será altamente
favorable. De acuerdo a este
razonamiento, la celda que tendrá un potencial mayor en condiciones estándar será una formada
por un cátodo de Flúor (donde ocurra la reducción) y un ánodo de Litio (donde ocurra la oxidación).
Utilizando la ecuación anterior, este potencial tendrá un valor de:
E°celda = E°cátodo — E°ánodo = 2,87 V — (—3,05) V = 5,92 V
1. ¿qué implica una reacción de óxido-reducción? Explica con ejemplos.
2. ¿Cómo es el funcionamiento de una pila o de una batería? ¿Por qué son útiles en la vida del
ser humano?
3. Consulta la diferencia entre celda electrolítica y celda voltaica.
4. ¿Qué relación tienen las reacciones químicas con la producción de energía eléctrica?
5. ¿para qué se utiliza la electrolisis?
6. ¿Qué relación tiene la química con el funcionamiento de una calculadora o de un
computador?
7. Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones químicas, completa la tabla:
a. B2O3 + Mg → B + MgO
b. SO2 + O2 + CaCO3 → CaSO4 + CO2
c. C2H2 + O2 → CO2 + H2O
d. NH3 +NO2 → N2 + H2O
e. MnO2 + KClO3 + KOH → KMnO4 + KCl + H2O
Ecuación Sustancia oxidada Sustancia reducida Agente oxidante Agente reductor
a
b
c
d
e
58
8. Con base en los potenciales estándar de las siguientes medias celdas, escoge las dos que ,
conectadas apropiadamente, formen una celda que dé el mayor voltaje y otra que dé el
menor voltaje:
a. Zn, Zn+2
b. Mg, Mg+2
c. Cu, Cu+2
d. Fe, Fe+2
9. Explica cada uno de los siguientes términos:
a. Oxidación
b. Reducción
c. Transferencia de electrones
d. Acero
10. Describe una celda electrolítica en términos de reacción de transferencia de electrones.
11. ¿Cuál es la función del puente salino en una celda voltaica?
12. Explica la diferencia que hay entre la conductividad metálica y la conductividad electrolítica.
1. A partir de los potenciales estándar de reducción, iindica cuál par es más reductor; justifica tu
respuesta y escribe las medias reacciones de reducción y oxidación correspondiente.
a. Mg+2/Mg y Cu+2/Cu
b. Br-1/Br2 y Ag+1/Ag
c. Cl-1/Cl2 y Fe+2/Fe
d. Li+1/Li y Pb+2/Pb
e. F-1/F2 y Al+3/Al
DESARROLLA TUS COMPETENCIAS CIENTÍFICAS
ACTIVIDAD EVALUATIVA
1. El N.O. que presenta el átomo de Cr en el
compuesto Cr2O72– es de:
a. +6 b.– 4 c.+8 d.– 12 e.–
7
2. En la siguiente ecuación redox, es cierto que:
MnO4– + H2O2 → MnO2 + 2OH– + O2
a. El Mn se reduce
b. El Mn actúa como oxidante
c. El Mn pasa de un estado de oxidación +7 a
uno de +4
d. El Mn gana tres electrones
e. Todas las anteriores son correctas
3. 3 Indica qué reacciones corresponden a
procesos de oxidación.
I. Na → Na+ + e
II. Cu2+ + 2e → Cu
III. Fe2+ → Fe3+ + e
IV. Cl2 + 2e → 2Cl–
a. Solo I b. I y III c. Solo II
d. II y IV e. Solo IV
4. En la electrólisis del CaF2, el gas flúor se
recoge en el:
a. cátodo. b. ánodo. c. anión.
d. catión. e. acumulador.
5. 6 En la reacción:
10 HNO3 + 3 Br2 → 6 HBrO3 + 10 NO + 2H2O, el
número de electrones transferidos es:
a. 3 b. 5 c. 10 d. 15 e.
30
6. 7 Dada la siguiente ecuación general:
59
K2Cr2O7(ac) + HCl(ac) → KCl(ac) + H2O(ac) + Cl2(g) + CrCl3 (ac)
¿Cuál de los postulados siguientes es correcto?
I. El dicromato de potasio es el agente
reductor.
II. El ácido clorhídrico es el agente oxidante.
III. El dicromato de potasio es el agente
reductor.
IV. El elemento Cr aumenta su N.O.
V. El elemento Cr disminuye su N.O.
a. I, II, IV y VI b. I, II, V y VII c. III, IV, V y VI
d. III, IV y VI e. Solo III y VI
7. 8 Dada la ecuación general
KI + S2O3 → I2 + H2S, indica el par de
semirreacciones correctas:
8. 12 ¿Cuál será el E de una celda constituida
por las semiceldas Zn/Zn2+ y Cu/Cu2+ a 25 ºC si
[Zn2+] = 0,25 M y [Cu2+]= 0,15 M?
a. 1,09 V b. 0,42 V c. 0,63 V
d.–1,09 V e. –0,42 V
9. ¿Si se tienen dos semirreacciones cuyos
potenciales normales de reducción son
I. Cd+2/Cd0 E°: -0,40v
II. Ag+/Ag° E°: 0,79v
Indica si la reacción puede utilizarse para
realizar una celda galvánica o electrolítica.
10. Deduce razonadamente y escribe la
ecuación ajustada: “Es factible que el hierro en
su estado elemental pueda ser oxidado a Fe (II)
con MoO42–”.
Datos:
E0:(MoO42–/Mo3+)= 0,51 V;
E0: (NO3–/NO)= 0,96 V;
E0: (Fe3+/Fe2+)= 0,77 V;
E0: (Fe2+/Fe0)= –0,44 V.
a. Sí, es posible oxidarlo.
b. No es posible oxidarlo bajo ninguna
condición.
c. Sí, es factible oxidarlo considerando un
cambio en las condiciones estándar.
d. No ocurre redox.
e. Solo es posible reducirlo.
11. Se procede a diseñar una pila a base de
electrodos de magnesio y plata en sus
respectivas disoluciones. ¿Cuál(es) de las
siguientes afirmaciones es (son) correcta(s)?
I. El E0 de la pila es de 2,16 V.
II. El cátodo es el electrodo de plata.
III. La concentración del magnesio aumenta
con el tiempo.
a. Solo II b. II y III
c. I y II d. I, II y III
e. I y III
12. Considera una celda galvánica que consta
de un electrodo de Mg en contacto con nitrato
de magnesio y uno de Cd en contacto con
solución 1M de su respectivo nitrato. Diagrame
la celda, según corresponda y señale todas sus
partes.
13. Para la celda galvánica formada por un
electrodo de cobre y otro de plomo es posible
afirmar que:
I. el cátodo es el Pb.
II. el potencial de la celda es 0,21 V (aprox.).
III. el cátodo es el Cu.
IV. el ánodo es el Pb.
a. I y II b. II y III c. III y IV
d. I, II y IV e. II, III y IV
Para el estudiante que se atreve a ir un
poco más allá…
Una corriente depositó 0,400 gramos de plata
(masa atómica: 107,88) en media hora. ¿Cuál
es la intensidad de la corriente, en amperios?
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑎 =#𝑒𝑞 − 𝑔
𝐹. 𝑄
𝑄 = 𝐼. 𝑡
60
Tema 4: CINÉTICA QUÍMCA
Objetivo: Comprender condiciones que favorecen la velocidad de las reacciones químicas en
situaciones propuestas.
Tiempo de desarrollo del tema: 12 horas.
Introducción: A priori sabemos que las moléculas de cualquier compuesto se mueven, aunque a lo
largo de nuestro estudio esto pasa normalmente desapercibido. La cinética se encarga de estudiar el
movimiento de las moléculas y como esto afecta al desarrollo de las reacciones. En esta guía nos
adentraremos en los conceptos más importantes de esta rama de la química y analizaremos las
reacciones desde un nuevo punto de vista: su velocidad.
Teoría de las colisiones y el complejo activado
La teoría cinética de los gases nos decía que las partículas se
encontraban en movimiento constante y que chocaban unas
con otras. Sería lógico entonces pensar (y no estaríamos
equivocados) que las reacciones químicas son producto de las
colisiones entre las moléculas de los reactivos, lo que
denominamos la teoría de las colisiones. Ahora bien, no
cualquier choque entre moléculas conlleva a la formación de
productos, de hecho, para que estos se formen, es necesario que los choques sean efectivos. Un
choque efectivo es aquel que ocurre en zonas específicas de las moléculas y que permite la ruptura
de los enlaces y la formación de otros nuevos. Claramente, por un tema probabilístico, se tiene que
cuanto mayor sea el número de moléculas involucradas en la reacción, mayor es la probabilidad de
que los choques se realicen de manera efectiva y, por ende, de que la reacción se realice. La
imagen de abajo nos muestra las diferencias entre una colisión efectiva y una no efectiva
Cuando la colisión es efectiva, las moléculas que se separan son distintas a las que se unieron,
mientras que cuando no es efectiva, las moléculas se separan sin cambios. Es importante resaltar que, la transformación de reactivos a productos no es de forma directa. La teoría del complejo activado plantea que cuando dos moléculas chocan de forma efectiva, se forma
una especie transitoria llamada complejo activado, que luego dará lugar a la formación del
producto. Este complejo activado tiene una energía potencial mayor que los reactivos y, por tanto, es
altamente inestable. Esto explica que al final de la reacción no se aprecien “moléculas” de complejo
activado.
Además de efectuarse en una orientación determinada, los choques que forman el complejo
activado deben realizarse con una energía cinética tal que se alcance el estado energético del
complejo activado.
Esta energía necesaria se denomina energía de activación (Ea) y determina que moléculas menos
energéticas no formen productos, aunque choquen de forma efectiva. Con esto en consideración
podemos ver otro factor que determina la realización de una reacción química: la temperatura.
61
Como ya debemos saber, la temperatura es una medida de la energía cinética de las moléculas, por
lo que a mayor temperatura, mayor energía cinética y por lo tanto mayores posibilidades de que se
efectúen choques con la energía cinética necesaria para formar el complejo activado.
Para analizar reacciones desde un punto de vista energético
podemos utilizar un diagrama de energía en el cual se expresan
las energías de los reactivos, los productos y el complejo activado.
A continuación realizamos el diagrama energético para la
siguiente reacción: A + B → C + D
En el diagrama se aprecia
claramente que la energía
del complejo activado es
mayor que la de los reactivos y su diferencia es la
energía de activación.
También podemos notar que la energía de los reactivos es mayor
que la de los productos, por lo que podemos decir que esta
reacción es exotérmica y el ∆H es negativo. Un ejemplo de una reacción endotérmica y su diagrama de
energía se puede ver a continuación:
Velocidad de una reacción y ley de velocidad
Las reacciones requieren de ciertas condiciones moleculares para producirse, sin embargo no hemos
dicho que tan rápidas o lentas ocurren. La velocidad de una reacción se puede calcular, de una
forma bastante básica, como la variación de las concentraciones de los reactivos o productos en el tiempo, por ejemplo, para la siguiente reacción tenemos:
A →B
El uso de un signo negativo en el caso de la velocidad para el reactivo se explica porque, dado que
la concentración de este disminuye, la cantidad ∆[A] es negativa y por lo tanto, dado que la
velocidad de una reacción es una cantidad positiva, necesitamos cambiarle el signo. En el caso de
∆[B] no es necesario ya que es una cantidad positiva.
Ahora bien, ¿qué ocurre cuando hay más de un mol de A? ¿o más de un mol de B? Para responder
estas preguntas veamos la siguiente reacción: 2A → B
Se requieren dos moles de A para obtener B, por lo que utilizar las mismas expresiones de arriba para
calcular la velocidad sería un error, ya que la reacción tendría dos velocidades distintas. Para surtir
este problema igualamos ambas velocidades utilizando los coeficientes estequiométricos:
62
Por la teoría de las colisiones, la cantidad de
moléculas determina que una reacción química
se produzca o no. También es válido pensar que
si aumentamos la cantidad de reactivos
entonces, al haber una mayor cantidad de
choques, la reacción se realizaría más rápido.
Entonces, dado que la velocidad de una
reacción depende directamente de las
concentraciones de los reactivos, podemos
escribir una ley de velocidad que nos permita
calcularla. Para una reacción: donde x e y son
valores determinados experimentalmente y que no son necesariamente iguales a y b. Para
determinar ambos exponentes es necesario saber cómo
afecta la concentración de cada reactivo a la velocidad de
la reacción. Imaginemos que en el laboratorio realizamos un
estudio de la velocidad inicial de una reacción y arrojó los
siguientes resultados:
Como podemos ver en la tabla, al duplicar la concentración de NO (comparando las Experiencias 1 y
2), la velocidad de la reacción se cuadruplica. Esto quiere decir que la velocidad de la reacción es directamente proporcional al cuadrado de esa concentración (¿por qué?). En el caso del H2, cuando
duplicamos su concentración (comparando las experiencias 2 y 3) vemos que la velocidad de la
reacción se duplica, lo que quiere decir que es directamente proporcional a ella. De esta forma, la ley de velocidad nos queda: Velocidad = k [NO]2.[H2]
Podemos ver inmediatamente que los valores obtenidos para x e y no se corresponden
necesariamente con los coeficientes estequiométricos. Además, gracias a esta expresión podemos
calcular el valor de la constante de velocidad utilizando los datos de cualquiera de los 3
experimentos. Lo haremos para los valores dados en el experimento 3:
63
Hasta ahora no hemos visto la importancia de los exponentes que acompañan a los reactivos en la
ley de velocidad. Estos números nos dicen el orden en el cual la concentración de los reactantes
afecta la velocidad. De esta forma, en el ejemplo del NO y el H2, el NO es de orden 2 para la
reacción y el H2 es de orden 1. Cuando un reactivo es de orden 0 para cierta reacción, se entiende
que la velocidad de esta es independiente de la cantidad del reactivo en cuestión
Si sumamos los órdenes de los reactivos obtenemos el orden de reacción global que para el mismo
ejemplo anterior es 3. En el caso que el orden de una reacción sea 0, eso significa que la velocidad
de ella es independiente de la concentración del o de los reactivos que participen en ella. Cada
orden de reacción tiene una cinética característica asociada, independiente de los reactivos que
participen en ella.
1. A partir de la lectura del texto, escriba lo que comprende de cada uno de las siguientes opciones:
a. La teoría de las colisiones, y en qué momento las colisiones son efectivas.
b. energía de activación
c. la formación del complejo activado y en que consiste.
d. proceso endotérmico y proceso exotérmico.
2. Aque se denomina mecanismos de reaccion.
3. Cuáles son los factores que afectan la velocidad de reacción. Explique cada uno; y si es posible
mencione un ejemplo para cada uno.
4. Los catalizadores desempeñan funciones muy importantes en las reacciones bioquímicas, de los
seres vivos. Que nombre reciben este tipo de catalizadores? Si no existieran que sucedería en el
organismo?
5. Realice una consulta sobre la aplicación de los catalizadores en la industria y la biotecnología.
6. Describa la ecuacion de velocidad.
7. La variacion de la concentracion de los reactivos a
medida que trascurre el tiempo , depende del
orden de la reccion con que cada uno de ellos
participa en la ley de la velocidad de reaccion.
Consulte con respecto al enunciado en que
consisten las reacciones de orden cero, uno y dos.
8. Tenga en cuenta la siguiente gráfica y explique
como la presencia del catalizador influye en la
velocidad y la energía de activación
9. Llena la siguienta tabla escribiendo: aumenta,
disminuye o iguala , para ilustrar el efecto de cada
uno de los cambios del propceso que se enuncia
sobre los valores V, Ea , en una reaccion en fase
gaseosa
64
Cambio efectuado Velocidad
Energia de activacion
Aumenta la concentracion de
reactivos
Se añade un catalizador
Se disminuye el volumen del recipiente
Se aumenta la temperatura
Se disminue la presion.
1. La velocidad para una reacción entre dos sustancia A y B viene dada por:
Experimento [A0] (mol·l–1) [B0] (mol·l–1) v0 (mol·l–1·s–1)
1 1,0 · 10–2 0,2 · 10–2 0,25 · 10–4
2 1,0 · 10–2 0,4 · 10–2 0,50 · 10–4
3 1,0 · 10–2 0,8 · 10–2 1,00 · 10–4
4 2,0 · 10–2 0,8 · 10–2 4,02 · 10–4
5 3,0 · 10–2 0,8 · 10–2 9,05 · 10–4
Determina los órdenes de reacción parciales y total, la constante de velocidad y la velocidad cuando [A0] = 0,04 M y [B0] = 0,05 M.
DESARROLLA TUS COMPETENCIAS CIENTÍFICAS
ACTIVIDAD EVALUATIVA
1. Escribe la expresión correspondiente a k eq para las siguientes reacciones. a. N2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 NO( g )
b. Ti( s ) + 2 Cl2 ( g ) → TiCl4 ( s )
c. 2 C2H4 ( g ) + 2 H2O( g ) → 2 C2H6 ( g ) + O2 ( g )
d. 2 HI ( g ) → H2 ( g ) + I2 ( g )
e. 2 NO( g ) → N2 ( g ) + O2 ( g )
2. Se coloca yoduro de hidrógeno gaseoso en un recipiente cerrado a 500 °C, donde se descompone parcialmente en hidrógeno y yodo: 2 H I ( g ) → H 2 ( g ) + I 2 ( g )
Se determina que en el equilibrio [HI] = 3,5 . 10–3
M; [H2] = 4,8 . 10–4 M; y [I2] = 4,8 . 10–4 M. ¿Cuál es el valor de a keq esta temperatura?
3. A 100 °C, el valor de keq en la siguiente reacción es 7,8 . 10–2:
SO2 Cl2 ( g ) → SO2 ( g ) + Cl2 ( g )
En una mezcla de los tres gases en equilibrio las concentraciones de S O 2 C l 2 y S O 2 son de 0,136 M y 0,072 M, respectivamente. ¿Cuál es [Cl2] en la mezcla en equilibrio? 4. 2000 °C la constante de equilibrio de la reacción
2 NO( g ) → N2 ( g ) + O2 ( g )
keq = 2,5 . 10 −3 M
Si la concentración inicial de NO es 0,40 M, ¿cuáles son las concentraciones de equilibrio de NO, N2 y O2 ? 5. Considera el equilibrio siguiente, en el que
ΔH < 0
65
2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) → 2SO3 ( g )
¿Cómo afectan las acciones siguientes a una mezcla de los tres gases en equilibrio? a. Se agrega O2 (g) al sistema. b. Se calienta la mezcla de reacción. c. Se duplica el volumen del recipiente de reacción. 6. ¿Cuáles son tres factores que afectan la velocidad de una reacción química? a. Temperatura, presión y humedad. b. Temperatura, concentración de los reactivos y volumen del recipiente. c. Temperatura, concentración de los reactivos y presión. d. Temperatura, concentración de los reactivos y catalizador. e. Catalizador, concentración de los reactivos y volumen del recipiente. 7. Según la cinética química, para que una reacción química ocurra, los átomos o moléculas deben: I. Chocar con la suficiente energía. II. Chocar con una orientación adecuada. III. Romper enlaces. a. Solo I c. II y III e. I, II y III b. I y II d. I y III
8. La velocidad con que se producen las reacciones químicas puede ser modificada por algunos factores. A continuación, se presentan cinco. ¿Cuál de ellos es el incorrecto? a. Masa molecular de los reactantes. b. Concentración de los reactantes. c. Estado de división de las especies participantes. d. Temperatura del sistema. e. Catalizadores.
9. ¿Cuál de los siguientes efectos no corresponde a la forma en la que se altera el equilibrio de un sistema cuando se agrega un catalizador? a. Se aumenta igualmente la velocidad de la reacción directa y de la reacción inversa. b. Se incrementa el número de colisiones efectivas. c. Se modifica el valor de la constante de equilibrio. d. Permite la creación de moléculas intermediarias que no se forman en las reacciones no catalizadas. e. Disminuye la energía de activación.
10. Según la teoría de las colisiones, la energía de activación corresponde a: a. La energía necesaria para que se produzcan choques efectivos. b. La energía liberada por el sistema al formar productos. c. La energía gracias a la cual se crea el complejo activado. d. La energía que fluye desde los reactivos a los productos al romperse y formarse enlaces. e. La energía absorbida para que se produzcan choques efectivos. 11. Respecto del complejo activado que aparece en el transcurso de una reacción química, es correcto afirmar que: a. Su contenido energético es mayor que el de los productos y también mayor que el de los reactivos. b. Su contenido energético es la media aritmética entre los contenidos energéticos de los reactivos y el de los productos. c. Su contenido energético es mayor que el de los productos, pero menor que el de los reactivos. d. Su contenido energético es menor que el de los productos, pero mayor que el de los reactivos. Completa el diagrama: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11.