NOMENCLATURA DE SALES

Función Sal.

Las sales se definen como las sustancias resultantes de la reacción entre los ácidos y las bases. También pueden resultar de combinaciones entre un metal y un no-metal, con el oxígeno.

Las sales son compuestos binarios, ternarios o cuaternarios, que resultan de la unión de una especie cationica con una especie anionica, las cuales vienen de los ácidos y bases involucradas.

• Sales Neutras. Al formarse, todos los hidrógenos del ácido y todos los hidroxilos de la base reaccionan completamente, hasta neutralizarse.

• Sales Ácidas. Los ácidos que contienen mas de un hidrógeno en sus moléculas pueden dar origen a más de un anión. Por ejemplo, el ácido carbónico da origen a dos iones. La nomenclatura de los aniones hidrogenados es similar a la empleada con para otros aniones, solo que se específica el número de hidrógenos presentes.

Ejemplo: el HCO- 3, se llama anión hidrogenocarbonato o carbonato ácido. 

La nomenclatura de las sales ácidas se realiza de la misma manera que para las sales neutras, con nombre del anión hidrogenado. También se acostumbra a colocar a las sales ácidas provenientes de ácidos de dos hidrógenos el prefijo bi para indicar la presencia del hidrógeno, aunque, el prefijo ni, en este caso, no quiere decir dos.

Ejemplo: para NaHCO3 es el hidrogenocarbonato de sodio, bicarbonato de sodio o carbonato ácido de sodio.

• Sales Básicas: Se forman cuando la base de la cual provienen contienen más de un  OH-, dando origen a cationes que aún contienen iones OH-. Para nombrarlas, se procede de igual manera que para la sales neutras, colocando la palabra "básico" o "dibasico" al nombre según si contienen uno o dos OH-.

Ejemplo: el Ca(OH)Cl es cloruro básico de calcio.

Sales Dobles: Son las que se obtienen cuando ácido reacciona con dos bases de diferentes metales.

Ejemplo: KNaSO4  sulfato de potasio y sodio 

CRONOGRAMA 4to AÑO

Por motivos, de la situación tan incierta que se vive actualmente en el país  las actividades para el grupo de 4to año serán de programadas de la siguiente manera:

• Lunes 19/06/17: Presentación de Art.112 pautado para el día viernes 16 de junio, se presentara a tercera hora es decir de 10:20 a 11:50. En la hora de Pre-militar (Hora que fue solicitada previamente con la Coordinadora Académica) se presentara el laboratorio, que estaba  pautado para el mismo viernes;  el cual se presentara en grupos separados, es decir que para cada grupo d laboratorio la experiencia tendrá una duración de 45 minutos (10 minutos de presentación para el pre-laboratorio y 35 minutos de la práctica correspondientemente).

• Martes 20/06/17: Este día se realizara la explicación de los ejercicios sobre el ultimo contenido, del cual toda la teoría esta anexada en el blog de la asignatura.

• Viernes 23/06/17: Presentación del trabajo práctico.

LABORATORIO #2: CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

Introducción: Una gran cantidad de los alimentos que consumimos diariamente y de medicamentos, como el suero fisiológico, son soluciones. Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias llamadas soluto y solvente. Estas se encuentran en proporciones variables dentro de ciertos limites y no se separan al reposar, sino mediante procedimientos físicos tales como: evaporación, destilación y cristalización.

Para expresar cuantitativamente, con exactitud, la concentración de las soluciones, se utilizan unidades de concentración porcentual: volumen-volumen (v/v), masa-masa (m/m) y masa-volumen (m/v).

El % en v/v indica el volumen de soluto que hay en cien partes de volumen de solución.

El % en m/m/ expresa la cantidad de gramos de soluto contenidos en cien gramos de solución.

El % en m/v indica la cantidad de gramos de soluto contenidos en cien partes de volumen de solución.

Materiales.

• Cilindro graduado
• Balanza
• Pipeta
• Sal común
• Agua
• Ácido fosfórico

Experiencia 1: Preparar tres soluciones con de 60g, 80g y 150g de solución de NaCl al 20%, 45%, 60% en m/m correspondientemente.

1. Determina, a partir de los datos suministrados, la cantidad de soluto que se requiere para preparar la solución.
2. Determinar la masa del solvente.
3. Una vez determinada cantidades preparar las soluciones e identificar cada una de ellas.

Experimento 2: Preparar 20cm³ de solución de Ácido fosfórico al 35% en v/v

1. Determinar, a partir de los datos suministrados, el volumen de ácido fosfórico que se necesita para preparar la solución.
2. Determinar el volumen de agua.
3. Vierta en un vaso de precipitado, con la ayuda de una pipeta las cantidades determinadas y agitar la solución hasta que sea homogénea.

LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES (4to año)

De acuerdo con la cantidad de soluto presente, tendremos soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas. Si bien podemos diferenciar una solución concentrada de una diluida, no podemos determinar exactamente que tan concentrada o diluida está.

La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto en una cantidad determinada de solvente o solución.
La concentración desde el punto de vista cuantitativo y físico, se puede clasificar de acuerdo con la relación entre soluto y solución.

Unidades de Concentracion

Unidades Físicas.

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

% m/m= msto/msoln * 100

• Porcentaje referido al volumen: se refiere al volumen de soluto, en ml, presente en cada 100ml de solución.

% v/v= vsto/vsoln * 100

• Porcentaje masa-volumen: representa la masa de soluto en g por cada 100ml de solución.

% m/v= msto/vsoln * 100

• Partes por millón (ppm): esta unidad de concentración mide las partes de soluto presentes en un millón de partes de solución. Para soluciones solidas se utilizan, por lo regular, las unidades mg/kg y para soluciones líquidas, mg/L.

ppm= mg msto/L o ppm= mg msto/kg

Unidades Químicas

• Molaridad (M): es la forma más usual de expresar la concentración de una solución. Se define como el número de moles de soluto disueltos en un litro de la solución.

M= n(moles)/V(L)

• Molalidad (m): indica la cantidad de moles de soluto presentes en un Kg de solvente.
• Cuando el solvente es agua, y debido a que la densidad de esta es 1g/ml, 1kg equivale a un litro.

m= n sto/kg este

• Normalidad (N): relaciona el número equivalentes gramo o equivalentes químicos de un soluto con la cantidad de solución, en litros.

N= n equivalentes - gramos de soluto/ V(L)

El concepto de equivalente gramo o equivalente químico ha sido desarrollado especialmente para referirse a ácidos y bases. Así, un equivalente gramo es la masa de sustancia (ácido o base) capaz de producir un mol de iones de H+ o OH-, según sea el caso. Para pasar de moles a gramos se emplean las masas moleculares de las sustancias involucradas.

• Fracción molar (X): expresa el número de moles de un componente de la solución en relación con el número total de moles, incluyendo todos los componentes presentes.

XA= n de moles de A / n totales de la solución

XB= n moles de B / n moles totales de la solución

La suma de las fracciones molares de una solución es igual a 1

Diluciones

Al diluir, el volumen del solvente aumenta, por ende aumentara el volumen de la solución, mientras que el número total de moles o moléculas del soluto permanecen igual. Esto significa que el número de moléculas o de moles del soluto al principio y al final, es el mismo.

Lo más común es que la concentración de las sustancias se encuentren expresadas como molaridad. Si partimos de una de una solución inicial n= M1 * V1, para obtener una segunda solución n2= M2 * V2, debe cumplirse que el número inicial de moles sea igual al número final de moles (n1=n2). De ahí deducimos que M1 * V1 = M2 * V2; esta expresión es la clave para determinar el volumen final, o la concentración final, según sea el caso.

LABORATORIO ACIDOS/HIDROXIDOS (3er Año)

Práctica de laboratorio #2

Introducción: la acidez o basisidad de una sustancia le proporciona determinadas características, que son visibles cuando entran en contacto cuando entran en contacto con un medio acuoso u otra sustancia. Conocer estas características es de suma importancia. El pH es uno de los conceptos mas importantes en la química y todas sus áreas relacionadas: se sabe por ejemplo, que muchas reacciones químicas requieren de un pH determinado para poderse llevar a cabo. En la bioquímica es vital, ya que el medio celular, y en general en el medio de un ser vivo, necesita determinadas condiciones para que la vida sea posible. Es de carácter de interés que una pequeña variación del pH en la sangre, por ejemplo, puede llevar a la muerte de la persona; muchos de los productos de consumo humano requieren de pH específico: jabones, champú, cremas, jugos y muchos más.

Reactivos.

• Ácido clorhídrico
• Solución de NaOH

Materiales.

• Cápsula de porcelana
• Mechero
• Pipeta
• Vaso de precipitado de 100ml
• 2 goteros

1. Preparar una solución de HCl, disolviendo 2ml de ácido concentrado en 20ml de agua
2. Añadir gotas de fenolftaleina a la solución de hidróxido de sodio hasta que la coloración sea permanente.
3. Coloca el vaso con la anterior solución sobre una hoja de papel blanco y con la ayuda de una pipeta, agrega gota a gota la solución de HCl, agita permanente el vaso que contiene la solución de NaOH, sigue agregando el ácido hasta que con la adición de una gota desaparezca la coloración violeta de la solución.
4. Coloca en la cápsula de porcelana 5 gotas de solución incolora y calienta suavemente hasta que la solución desaparezca.

LABORATORIO DE ÓXIDOS (3er Año)

República Bolivariana de Venezuela

Ministerio del Poder Popular para la Educación

Unidad Educativa Privada Colegio Internacional

Maracay - Edo. Aragua 

Práctica de Laboratorio #1: Obtención de Óxidos metálicos y Óxidos no metálicos
Introducción: Cada ciencia tiene un lenguaje propio y la química no es la excepción. En química inorgánica las sustancias han sido agrupadas en unas pocas funciones con el fin de poder ser reconocidos tanto por sus nombres como por sus propiedades. En las experiencias que se presentan a continuación vamos a plantear algunas formas de preparar sustancias químicas y reconocerlas.

Materiales.

• Tubos de ensayo
• Vela
• Fósforos
• Vasos de precipitado
• Agua destilada 
• Cucharilla de metal
• Azufre 
• Hierro
• Aluminio
• Zinc
• Pinzas

Experiencia #1: Se debe en primer lugar, encender la vela, seguidamente colocar una por una la muestra de cada metal y llevar al fuego una por una y anotar las observaciones para cada metal.

Experiencia #2: En el matraz tendremos que poner agua de la llave y una gotas del indicador universal.Pondremos el azufre en la cucharilla y lo calentaremos por un rato hasta que se concentre bien. Despúes la retiraremos del fuego, para luego poner la cucharilla dentro del matraz sin tocar el agua.

Esperaremos a que se produzca una especie de humo dentro del matraz y luego de ver una gran cantidad de humo, sacaremos la cucharilla y taparemos la boquilla del matraz.

Ya que tenemos la boquilla bien tapada comenzamos a revolver el agua con el humo y anotar las observaciones para la experiencia.

Nota: El estudiante solo traerá lo siguiente, por el grupo agua destilada, por cada integrante azufre, limadura de hierro, aluminio, zinc, cucharilla de metal, vela, fósforos y una pinza de madera. El estudiante debe traer la indumentaria correspondiente (bata, guantes y cabello recogido para las niñas).

EL MOL

CANTIDAD DE SUSTANCIA

En química, el rendimiento industrial el proceso no depende, entre otros factores de la medición correcta de las cantidades de sustancia reaccionantes. Por lo general los químicos la expresan las cantidades macroscópicas.

Al trabajar en ciencias se hace necesario también expresar el nivel microscópico para explicar ciertos fenómenos. Por tal razón hubo necesidad de definir una unidad que tuviera significado a este nivel, unidad que es conocida como Mol.

El mol se define como la cantidad de sustancia presente en un compuesto, que contiene un número de partículas muy grandes como átomos, moleculas, electrones u otras. El mol vendría constituyendo un número fijo de partículas que se ha denominado como número de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo Avogadro, quien formulo la ley de Avogadro cuyo enunciado dice que:

"Volúmenes de gases distintos (bajo las mismas condiciones de presión y temperatura), contiene igual número de partículas" . Siendo el número de Avogadro es equivalente a 6,02*10²³ ( seiscientos dos mil trillones de partículas).

• Unidad de Masa Atómica, unidad mas pequeña que se usa para expresar las masas de las partículas elementales como átomos, moléculas, protones. Lo cual se expresa como una.

Cuando nos referimos a la masa atómica expresamos un mol de átomos del átomo.

Ejemplo: Un mol de átomos de potasio tiene una masa de 39 una, ya que el peso atómico del potasio es de 39. Esto nos indica que en 39 una de potasio hay 6,02*10²³ átomos de potasio.

• Masa Molecular: Es la suma de las masas atómicas relativas de todos los átomos que constituyen una molécula.

Ejemplo: Se considera la molécula de agua la cual contiene un átomo de oxígeno cuya masa es 16, y dos átomos de hidrógeno cada uno con una masa atómica igual a 1. La masa molecular relativa de la molécula de agua es igual a 18.

• Masa Molar: Es la masa por mol de entidades (átomos g moléculas). La masa molar de cualquier sustancia tiene el mismo valor numérico de la masa atómica o de la masa molecular relativa.
• Volumen Molar: Se define como el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia gaseosa en condiciones normales (presión a 1atm y temperatura 0°C) y es de 22,4 litros

Se puede decir entonces que en 22,4 litros de un gas hay el equivalente a 6,02