Blog de química Isabela García

ELODEA DESCRIPCIÓN: Robusta planta acuática que crece en largos cordones separados por verticilos foliares dispuestos a lo largo de los tallos, con hojas dispuestas en roseta muy apretadamente concentradas, de color verde intenso. A cualquier altura de los tallos pueden emerger raíces adventicias que se dirigen rápidamente hacia el fondo. La  Elodea  es nativa de Norteamérica y está extensamente usada como vegetación de acuario. La introducción de algunas especies de  Elodea en cursos de agua en Europa, Australia, África, Asia, Nueva Zelanda ha creado problemas, y se considera una maleza peligrosa fuera de su área de distribución original. TAMAÑO: Originaria de Sudamérica, zona sur de Brasil, Argentina y Chile. En la actualidad se puede encontrar prácticamente distribuida por todo el mundo considerándose en algunas zonas como plaga lo que ha logrado que no se comercialice. Su erradicación es muy difícil y requiere el empleo de herbicidas en medios naturales. CONDICIONES AC

SE REALIZA LA EVALUACIÓN DE PERÍODO

LOS HIDROCARBUROS ¿QUÉ SON? Los hidrocarburos son aquellos compuestos orgánicos formados solamente por átomos de carbono e hidrógeno. Consisten en la unión de átomos de hidrógeno a un gran armazón de carbono. Forman la base fundamental de la materia orgánica. Las cadenas de carbonos pueden ser lineales o ramificadas y abiertas o cerradas. Los hidrocarburos se clasifican en 2 que son alifáticos y aromáticos.  Los alifáticos, según el tipo de enlace se dividen en : -Alcanos . Los átomos de carbono están unidos por enlaces sencillos. Su fórmula molecular es CnH2n+2 donde n es el número de átomos de carbono de la cadena. -Alquenos. Al menos hay dos átomos de carbono que están unidos por un doble enlace. Responden a la fórmula molecular CnH2n -Alquinos . Almenos hay dos átomos de carbono que están unidos por un enlace triple. Responden a la fórmula molecular CnH2n-2 NOMENCLATURA DE LOS HIDROCARBUROS Un prefijo indica el número de átomos de carbono que tiene la cadena. Un

LABORATORIO EL ESTADO GASEOSO  LOGRO:  observar experimentalmente algunas leyes de los gases. - la ley de dalton - la ley de boyle  - la ley de graham  - a ley de charles Prácticas: -INFLAMOS LA BOMBA La bomba esta sometida a dos presiones , una externa y una interna. ¿por que estallo la bomba ? R/ porque todo el gas interno intenta salir por el orificio en ese punto disminuye la presión. -INFLAMOS UNA BOMBA Y LA PONEMOS EN CONTACTO CON EL FUEGO . Lo que ocurre al entrar en contacto la bomba con el fuego de la vela lo que hace es estallar por que se derritió el caucho por la presión interna.  - LLENAMOS LA BOMBA DE AGUA Y LA PONEMOS EN CONTACTO CON FUEGO . Cuando la bomba entra en contacto con la vela la bomba no estalla ya que el agua impide que el caucho se derrita.  VELA : PARAFINA  C7OH142 C7OH142 +  211/2  O2 + 71H2O + E          COMBUSTIÓN COMPLETA   El color azul de la vela es el punto mas alto donde esta mayor la combustión.

SE REALIZA EL QUIZ DE LETES DE LOS GASES HIDRACIÓN DEL CARBONO: La  hibridación del carbono  consiste en un  reacomodo  de orbitales del mismo nivel de energía (orbitales) al orbital del último nivel de energía. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones sencillos en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, compuesta por nitrógeno líquido que hace compartirlas con cualquier otro elemento químico ya sea una alcano o comburente. La hibridación del átomo de carbono fue estudiada por mucho tiempo por el químico Chester Pinker Hibridación sp 3  o tetraédrica: Para los compuestos en los cuales el carbono presenta enlaces simples, hidrocarburos saturados o alcanos, se ha podido comprobar que los cuatro enlaces son iguales y que están dispuestos de forma que el núcleo del átomo de carbono ocupa el centro de un tetraedro regular y los enlaces forman ángulos iguales de 109º 28' dirigidos hacia los vértices de un te

Ejercicicos de la ley de Dalton o  presiones Parciales Ejemplo 1 .: En un balón de 5 L, se tiene una muestra que contiene 2,43 moles de nitrógeno y 3,07 moles de oxígeno, a 298, 15 K. Determina:  a) la presión total de los gases en el balón  b) la presión parcial de cada gas en el recipiente, por las leyes de Dalton Desarrollo a.-  Determinamos los moles totales: 2,43 mol de N2 + 3,07 mol de O2 = 5,5 mol  A través de ley de los gases ideales, obtendremos la presión total de los gases en el balón: P= 𝑛+𝑅+𝑇 𝑉 n= 5,5 mol  R= 0,082 L* atm / mol * K T= 298,15 K  V= 5,0 L  P= 5,5 𝑚𝑜𝑙×𝑜,𝑜82( 𝐿∗𝑎𝑡𝑚 𝑚𝑜𝑙∗𝐾 )×298,15 𝐾 5,0 𝐿 = 26,89 atm Desarrollo b.-  Determinaremos las fracciones molares de cada gas:  XN2= 2,43 𝑚𝑜𝑙 5,5 𝑚𝑜𝑙 = 0,44  XO2= 3,07 𝑚𝑜𝑙 5,5 𝑚𝑜𝑙 = 0,56  Finalmente determinamos las presiones parciales de cada gas:  PN2= 0,44 * 26,89 atm= 11.83 atm  PO2= 0,56 * 26,89 atm= 15, 05 atm  Para comprobar, sumamos las presiones parciales y el resulta

LEY DE DALTON, PRESIONES PARCIALES DEFINICIÓN Cuando se colocan en un recipiente varios gases que no reaccionan entre sí, las partículas de cada gas chocan contra las paredes del recipiente, independientemente de la presencia de los otros gases. Esta ley dice:  “la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la componen” La mayoría de los gases son insolubles al agua, por lo que en el laboratorio se obtienen fácilmente con el método de desplazamiento del agua. Por tanto para calcular la presión del gas seco, es necesario conocer la presión del vapor de agua a esa temperatura. La presión que ejerce un gas es proporcional al número de moléculas presentes en el gas, e independientemente de su naturaleza. En una mezcla gaseosa cada uno de los gases obedece la ecuación del gas ideal, por lo tanto: Si todos los gases se encuentran en las mismas condiciones de volumen y temperatura, tenemos: Ejemplos 1. -

Ley del Gas Ideal  n de gas ideal, las moléculas no tienen volumen y no hay interacción entre ellos. En términos reales, no hay un gas, es sólo una suposición. Todos los gases reales se ha de pequeños volúmenes y hay interacciones entre ellos. En solución de problemas; asumimos todos los gases como el gas ideal. Ecuación dada a continuación es la ley del gas ideal. Lo conseguimos mediante la combinación de todas las leyes de los gases en la sección anterior. P.V=n.R.T Donde,  P  presión, volumen  V ,  n  el número de partículas,  R  constante de los gases 0,08206 L atm / mol K o 22,4 / 273 L atm / mol K, y  T  la temperatura Ahora que resolver algunos problemas relacionados con la ley del gas ideal para una mejor comprensión, se suceden ejemplo atentamente. Ejemplo:  Buscar la presión de 8,8 g de CO 2  a 27  0 C en un recipiente con volumen 1230 cm 3 . (C = 12, O = 16) Solución:  En primer lugar, encontrar la masa molar de CO 2 ; CO 2 =12+2.16=44 Entonces, nos encontramos con