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Teoría de Dalton: (210)
1. Página 210 1: Cuando el cobre y el azufre reaccionan formando un compuesto químico lo hacen en la proporción 10 de Cu--- 5 de S.
a)Si mezclamos y hacemos reaccionar 10 g de cobre con 7 de azufre ¿Cuantos g de sulfuro de cobre se formarán? ¿Cuantos gramos de azufre se quedarán sin reaccionar?.
b) ¿Cuantos gramos de azufre reaccionarán con 15 g de cobre?
2. Página 210: Ejercicio 2
Explica y dibuja utilizando la teoría atómica de Dalton estos hechos:
a) Es posible descomponer en dos sustancias el sulfuro de cobre, pero no pueden descomponerse el azufre ni el cobre.
b) La masa del sulfuro de cobre obtenido es siempre igual a la suma de las masas del cobre y del azufre que han reaccionado.
c) El cobre y el azufre reaccionan siempre en la misma proporción?.
3. ¿Cómo logró Dalton conocer la masa relativa de los átomos de oxígeno respecto a los átomos de hidrógeno?
Día 19 de Septiembre:
Hemos estudiando porque los científicos dedicaron tanto tiempo a los gases.
Comenzamos por la ley de Boyle.
Para casa tenemos que buscar información sobre la fabricación y venta de diferentes gases en nuestra sociedad.
Día 21 de Septiembre.
Comenzamos con este problema
¿Cuanto tiempo le va a durar la botella de aire comprimido a un submarinista?
Vamos a pensar qué datos necesito:
Dos botellas de 8L a una presión de 300 atm. Necesito 3 L cada ciclo; 15 veces por minuto.
Leyes de Gay-Lussac sobre los gases: (219)
Problema de clase:
¿Explotará el neumático de una bicicleta al ciruclar en veranoi a pleno sol?
En el garaje hinchamos la rueda a una presión de 4 atm y la temperatura es de 20ºC
Después de circular un rato la temperatura del neumático puede haber llegado a 60ºC, la presión habrá aumentado.
Podemos usar la ley de Gay-Lussac que nos dice que la presión es proporcional a la temperatura absoluta:
4 atm/ 293ºK = x / 333 ºK o por una regla de tres....... x= 333.4/273 = 4,88 atm
la presión ha aumentado desde 4 atm a 4,88 atm lo que puede cambiar un poco la conducción pero en principio no debe explotar.
Para casa.
1) Basándote en la teoría cinética de los gases (página 217) explicar la ley de Boyle y la Ley de Gay-lussac explicadas en clase, es decir tienes que explicar porqué la presión de un gas aumenta al disminuir el volumen y porque la presión de un gas aumenta al aumentar la temperatura.
2) Página 227 nº42. Un gas ocupa 175L a una presión de 101 kPa, ¿cual será su volumen si la presión aumenta a 140 kPa y a temperatura permanece constante? 100kPa=1atm.
3) ¿A qué presión habría que encerrar el aire de la habitación para poderlo meter en una botella del tamaño de una de butano?
Día 24 de Septiembre.
Hemos acabado la segunda ley de Gay-Lussac. El volumen de un gas es proporcional a la temperatura absoluta.
Hemos estudiado la Hipotesis de Avogadro. (212)
Esta hipótesis hoy en día ya está demostrada experimentalmente. Nos indica que la presión y el volumen de un gas dependen del número de moléculas no de su masa.
En la descomposición del agua. Si tenemos 100 g de agua y se obtiene hidrógeno y oxígeno en proporción 1:8 ¿cuantos gramos de cad gas se obtienen?. Escribiendo la reacción según Dalton ¿Qué volumen de cada gas se obtiene?.
Dalton escribiría: HO ----- H + O de 1g de H y 8g de O se obtienen 9g de HO por proporciones puedo calcular que con
100 g de HO puedo obtener 88g de O y 11 g de H.
En volumen no debe ocupar más el oxígeno, el volumen depende del número de partículas es decir debo obtener el mismo volumen de H que de O.
Para casa::
1) Página 227 problema 43
2) Las ollas de presión de la cocina trabajan con una presión de 3 atm. El volumen de la olla es de 12L. Cuando cerramos la olla la temperatura es de 20ºC y la presión 1 atm. ¿Qué temperatura se debe alcanzar para llegar a las 3 atm?
3) Opcional Explosión de un neumático. Un neumático de coche puede tener un volumen de unos 10L. Lo hinchamos a una temperatura de 23 ºC y a una presión de 2 atm. El fabricante del neumático nos indica que la presión de seguridad es 15 atm. ¿Qué temperatura deberiamos alcanzar para llegar a esa presión?
Día 25 de Septiembre.
Página 212 hemos estudiado la 3ª ley de Gay-Lussac. Trata de los volúmenes de gases que intervienen en una reacción.
Después hemos visto como se tuvo que arreglar el punto de la Teoría de Dalton sobre las moléculas sencillas y como se llegó a las moléculas actuales.
Hemos visto la definición de valencia.
Sabiendo que la valencia del H es 1 y la del oxígeno 2, dibujar las siguientes moléculas (con sus enlaces) indicando la valencia de cada elemento que forma parte de ellas:
CH4; C2H6, AgO, Ag2O, N2, NaOH, SiO2, SO2 , SO3.
Día 26 de Septiembre
Hemos visto primero la electrolisis del agua. Al romper el agua con electricidad se obtiene el doble de hidrógeno que de oxígeno.
La molécula del agua debe ser H2O como descubrieron Avogadro y Gay Lussac.
Se sabe que el carbono se une al hidrógeno en proporción de 3 g de C por cada g de hidrógeno. Además en las moléculas hay cuatro átomos de hidrógeno por cada átomo de carbono. Si damos a la masa relativa del hidrógeno 1 ¿Cual será la masa relativa del carbono?.
Cogemos el compuesto CH4 ------- lo dividimos en sus átomos C --------- 4 de H la parte del Carbono pesa 3 veces más que la parte de los 4H en conjunto
como consecuencia la el átomo de carbono pesa 12 veces más que un solo átomo de H. Su masa relativa es 12.
Preguntas para casa:
1. ¿Qué es la valencia? ¿Cómo han medido los científicos la vlencia de los elementos?
2. ¿Qué significan los números 1, 12, 16 que vienen junto al Hidrógeno, Carbono y Oxígeno en la tabla periódica? ¿Qué son? ¿Cómo los han llegado a medir los científicos?
3. En el óxido de uranio UO2 que se utiliza en las centrales nucleares ¿Qué valencia tiene el uranio?. ¿Que porcentaje en átomos hay de Uranio en el dióxido de Uranio? Si separo el oxígeno y el uranio en el óxido de uranio ¿Qué parte pesara más?
Si en el laboratorio se comprueba que la parte del uranio pesa 7.43 veces más que la parte del oxígeno ¿Cuantas veces pesará más el átomo de Uranio que el átomo de oxígeno? ¿Cuantas veces pesará más el átomo de uranio que el átomo de hidrógeno?
28 de Septiembre:
¿Por qué es más importante el número que la masa o el volumen?
Esta pregunta se deberá entregar en una hoja aparte el día del examen.
Casa: pregunta 7 y 8 de la página 213.
Mira el dibujo de la balanza en la página 213. Copiálo en tu cuaderno y responde ¿En qué lado hay más cantidad?
mira el dibujo de la página 216. ¿¿En qué lado hay más cantidad? ¿Cual pesará más?
Página 226 problema 28. No solo explica snotambién dibuja.
1 de Octubre:
¿Qué es el mol? Ejemplos
Día 18 de Septiembre:
Número de Avogadro.
1. Explicar que pasos hay que dar en el laboratorio para poner en tubos de ensayo:
a. Azufre b. Aluminio c. Sacarosa (C12H22O11)
d. Alcohol etílico ( C2H6O densidad de la mezcla 0,8 g/mL pureza 70%).
ojo con este.
1mol pesa 24+6+16=46g 0,1 moles pesan 4,6 g
con la densidad 0,8 g es 1 ml.......4,6g serán 5,7 mL
y además solo el 70% de la botella es alcohol.
100 ---- 70 de alcohol para llevarme 5,7 de alcohol necesito 8,1mL
e. Agua (H2O d=1 g/mL)
2. Problema 38 , página 227 (el apartado e) no)
2 de Octubre:
Aplicaciones del "mol".:
- Calcular porcentajes en masa de cada átomo de una fórmula.
- Encontrar la fórmula de un compuesto sabiendo los porcentajes.
- Averiguar la masa de un átomo o una molecula individual.
- Calcular la presión de un gas.
- Calcular la densidad de un gas.
Leer esta página y realizar los ejercicios 1 y 2
Ver el vídeo sobre el mol.
3 de octubre.
Para hacer el informe de laboratorio ver esta página.
1. Analiza el informe que viene en los datos adjuntos según las normas de la página.
5 de Octubre.
1. Corrección de un informe. En los archivos adjuntos tienes un informe que ha hecho un compañero y enviado por correo a alumnopalacios@gmail.com
Escribe en tu cuaderno que correcciones se te ocurren:
Tipo, tamaño y color de letra.
Apartados
Conclusiones
Utilización de imágenes.
¿Qué nota le pondrías?
2. Página 308 nº 35; 38 y 39
8 de Octubre.
1. Problema 37 página 308
un compuesto binario tiene por fórmula XCl4 contiene un 54,43% en masa de Cl. Si la masa molar del Cl 35,45 ¿cual es la masa de 1 mol de X?
2. La azida de sodio es la sustancia que genera el gas que infla en airbag de los automóviles en caso de accidente. La composición centesimal en g de la azida de sodio es 35,36 % de Na y 64,46% de N. La masa de 1 mol de Na es 23g, y de N 14g. Averiguar la fórmula empírica de la azida. ¿Puede ser cierta est fórmula? Dibujar la molécula.
9 de Octubre.
moles y gases.
He puesto en clase dos problemas y no me acuerdo cual son. Si tu no te acuerdas tampoco puedes hacer:
1. ) Medimos la presión del aire de un neumático de coche a 20°C y obtenemos 1.2 atm- Al circular, las ruedas se calientan y la temperatura sube hasta 45°C. Calcula la presión que tendrán ahora suponiendo que el volumen de la rueda no varía. Calcular también la masa de aire que tiene dentro suponiendo que es 100 % nitrógeno (N2) (Resultado: p=1.30 atm).
2) Tenemos en un recipiente 42 g de un gas que ocupa 31.5 litros medidos a 60°C y 1.3 atm. Calcula:
a) La masa molar. (Resultado: 28 g/mol)
b) El volumen que ocuparía a una temperatura de 25 °C y una presión de 608 mmHg 1 atm=760 mm de Hg (Resultado: 45,8 litros )
10 de Octubre seguimos con los gases.
En clase hemos hecho el 38 y 39 de la página 227
Además ¿Cómo podemos medir la densidad de un gas? Sirve para calcular la masa molar (1mol). Por ejemplo 46 de la página 228 o 17 de la página 225.
Elegimos delegado:
11 de Octubre. Preparando el examen.
El día 19 de Octubre vamos a hacer un examen.
En este examen entra la materia que llevamos dando incluído el mol y sus aplicaciones.
El día del exámen hay que entregar por escrito una serie de cuestiones de teoría que representan lo mas interesante de la loección. Para responder estas cuestiones puedes utilizar el libro, esta página web u otras fuentes de información. Se tienen que entregar a ser posible a ordenador bien impresas o en un pen, o por correo. Intenta hacerlas con el ordenador en vez de a mano.
El lunes tienes que tener respondidas por escrito estas cuestiones:
¿Cómo se comportan los gases?
¿Por qué los químicos dan mas importancia al número de partículas que al peso?
¿Qué es la "cantidad" en química y como se mide?
¿Qué es y cómo se pudo deducir la masa atómica relativa de un átomo?
¿Cual fueron los principales aciertos y equivocaciones de Dalton?
Para el examen tienes que saber resolver ejercicios y problemas de esta clase:
1. Calcular los cambios de presión, temperatura y volumen en un gas.
2. Encontrar los porcentajes en átomos y gramos de un compuesto químico cualquiera.
3. Encontrar la fórmula empírica sabiendo los porcentajes en masa de cada átomo.
4. Encontar el nº de partículas, la masa de átomos o moléculas, utilizando el mol.
5. Calcular la presión, el volumen, la densidad de un gas sabiendo los demas datos y la cantidad de gas.
6. Calcular gramos, moles o masa molar en un gas conociendo presión, volumen o densidad.
Para repasar estos problemas puedes hacer los problemas:
1. Tenemos un gas que no sabemos cual es pero que está formado con nitrógeno y oxígeno. Se analiza y se comprueba que el 69,56% de su masa es Oxígeno y el resto Nitrógeno. Además se sabe que al introducir 410g de ese gas en un recipiente de 100L alcanza un presión de 1 atm a un temperatura de 0ºC. Calcular:
- densidad del gas. ¿Qué le ocurríria a la densidad si aumentamos la presión sin cambiar la temperatura?
- moles que tengo encerrados en el recipiente. masa de 1 mol (masa molar).
-fórmula empírica y fórmula "real o molécular".
2, Si la composición en volumen del aire seco es 78% de N2 21% de O2 y el resto de otros gases. Calcular los moles de oxígeno que tomo en cada inspiración a nivel del mar. (una inspiración pueden ser 3 L de aire y la presión 1 atm y la temperatura 20ºC). Cuantos gramos de oxígeno son.
Si subo a las cumbres del himalaya donde la presión es 0,3 atm y la temperatura -15ºC ¿Cuanto oxígeno estoy tomando en cada inspiración?
3. Calcula:
- la masa de 5 moléculas de agua
- la masa de 2 átomos de oxígeno
- la masa de 5 moles de Hierro.
- la masa de 10 moles de moléculas de O2
15 de Octubre.
1. La densidad aproximada del aire en condiciones normales (0ºC y 1 atm) es 1,29 g/L. Si el aire estuviera formado solo por un gas ¿cual sería su masa molar?
Comentar el resultado. Sugerencia partir de 1 g de aire......
Sol: 28,87 g/mol
2. Donde hay más partículas - en 10 botellas de 1,5 L llenas de aire en el laboratorio. (M = 28,9 g/mol)
- en un vaso de agua (200 cm3)
- en una llave de hierro (30g)
3. Repasa los dibujos de la página 224
4. Dibuja las moléculas y átomos de: He(g) Fe(s) CO2(g) NaCl(s) H2O (l)
20 de Octubre.
El lunes hay que traer el examen corregido. (con nota)
NUEVO BLOG DE APUNTES Y TAREAS PARA LOS ALUMNOS.....
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