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Departamento de Ciencias Naturales Colegio Manantial

Sandra Herrera – Carolina Parraguez

Módulo 5

Soluciones químicas Nombre: Retroalimentación

Curso: 2° Medio A y B

Objetivo (OA 16): Planificar y conducir una investigación experimental para proveer evidencias que expliquen las propiedades coligativas de las soluciones y su importancia en procesos cotidianos (la mantención de frutas y mermeladas en conserva) e industriales (aditivos en el agua de radiadores) Objetivos del módulo: Aplicar las propiedades coligativas a diversos problemas.

Fecha de entrega: 05/06/2020 Puntaje: _____/ 39 ptos

Instrucciones generales:

Consultas y dudas vía correo electrónico:

o 2° Medio A : Carolina Parraguez ([email protected])

o 2° Medio B: Sandra Herrera ([email protected])

Plazo máximo de la entrega viernes 05 de junio del 2020.

Las consultas favor de indicar su nombre claramente (puede anexar fotos del desarrollo en caso de dudas)

RETROALIMENTACIÓN GENERAL

Fortalezas Debilidades Recomendaciones

En los trabajos recibidos, la mayoría ha mostrado manejar correctamente el balanceo de ecuaciones químicas, ¡Felicitaciones!

Han disminuido las entregas de trabajos. Se han visto problemas para manejar el procedimiento para realizar los cálculos.

1. En caso de dudas y preguntas, por favor comunicarse con las profesoras por los medios de comunicación ya informados. 2. Se recomienda seguir el procedimiento indicado para la realización de los ejercicios, si lo considera necesario construya un formulario en su cuaderno para tener a mano para la resolución de los problemas.

Videos:

Actividad 1: https://youtu.be/TU2n83B0NfY ; https://youtu.be/yk4DfkxffiY ; https://youtu.be/7Wrjq_4iI5Y ;

https://youtu.be/HRzIz-uPQ0w

Actividad 2: https://youtu.be/y2vnP9ekaX0

Actividad 3: https://youtu.be/KxgBoM0EkBw ; https://youtu.be/mtNq8CAfCb8 ;

https://youtu.be/hv8eoUdNtdE

mailto:[email protected]

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https://youtu.be/TU2n83B0NfY

https://youtu.be/yk4DfkxffiY

https://youtu.be/7Wrjq_4iI5Y

https://youtu.be/HRzIz-uPQ0w

https://youtu.be/y2vnP9ekaX0

https://youtu.be/KxgBoM0EkBw

https://youtu.be/mtNq8CAfCb8

https://youtu.be/hv8eoUdNtdE



Para recordar… Actividad 1: Resuelve los siguientes ejercicios (Hab.: Aplicar – 21 ptos)

1. De la siguiente reacción química:

¿Cuál es el reactivo limitante, sabiendo que se usó 1Kg de Al y 1Kg de óxido ferroso (Fe2O3)?

Balanceo de la reacción (3 ptos)

Para balancear la ecuación química, se realiza mediante el método del tanteo:

Solo fue necesario agregar un coeficiente 2 al Aluminio y al hierro.

Desarrollo (3 ptos) Respuesta (1 pto)

Como debemos calcular cual es el reactivo limitante, primero debemos saber cuántos moles tenemos de cada uno de los reactivos para ello utilizaremos en cada caso la siguiente fórmula:

Calcularemos los moles de aluminio:

Nos dan la masa, pero esta se encuentra en kilogramos y la necesitamos en gramos, por lo tanto debemos pasarlo a gramos, para ello solo multiplicamos por 1000: 1Kg --------- 1000g Y debemos buscar la masa atómica del aluminio en la tabla periódica, que es de 27g/mol. Ahora que ya tenemos esa información reemplazamos y resolvemos:

Por lo tanto el reactivo limitante es el óxido ferroso.



Por lo tanto, tenemos 37 moles de aluminio en el kilogramo de masa. Ahora calculamos los moles de óxido ferroso:

De igual manera, tenemos 1Kg de masa que significan 1000g de óxido ferroso, pero no tenemos la masa molar del compuesto por ello lo calculamos, utilizando la masa atómica de sus componentes:

Con los datos, reemplazamos y resolvemos:

Ahora solo nos queda determinar el reactivo limitante, mediante la relación entre la cantidad de moles y el coeficiente estequiométrico:



Como vemos la relación que dio un valor menor es el reactivo limitante.

2. Dada la siguiente ecuación química:

a. ¿Cuántos gramos de sulfato de cobre (CuSO4) se formarán por cada mol de cobre (Cu) que reacciona?

b. ¿Cuántos gramos de cobre se requerirán para producir 100g de sulfato de cobre (CuSO4)?


El primer paso para balancear esta ecuación química mediante el método ión – electrón en medio ácido es obtener los estados de oxidación de cada elemento:

Luego planteamos las semi reacciones:

Balanceamos los elementos distintos a oxígenos e hidrógeno:



En este caso se agregó a la primera semi reacción, el ácido sulfúrico puesto que faltaba el azufre. Ahora balanceamos los oxígenos, agregando moléculas de agua donde corresponda:

Balanceamos los hidrógenos, agregando protones:

Ahora balanceamos los electrones, debemos considerar cuántos electrones me faltan para que el estado de oxidación sea igual a ambos lados:

Como tenemos la misma cantidad de electrones a ambos lados, solo multiplicaremos por 1:

Se suman las semi reacciones, dejando una sola:



Los protones se incorporan a las moléculas señaladas y nos queda:

Y finalmente lo comprobamos:

Por lo tanto, la ecuación química balanceada es:

Desarrollo (3 ptos) Respuesta (2 ptos)

a. Nos piden calcula la masa de sulfato de cobre que se formaría por un mol de cobre, en este caso, si nos damos cuenta en la reacción química balanceada, por cada mol de cobre se forma un mol de sulfato de cobre, por lo tanto debemos considerar que tenemos un mol del sulfato y con ello calculamos la masa:

Primero calculamos la masa molar del compuesto:

a. Por lo tanto por cada mol de cobre se forman 160g de sulfato de cobre.

b. Por lo tanto, necesitamos 40g de cobre para formar 100g de sulfato de cobre.



Ya con los datos, reemplazamos y calculamos:

Por lo tanto por cada mol de cobre se forman 160g de sulfato de cobre. b. Ahora me piden calcular la masa de cobre que necesito para formar 100g de sulfato de cobre, por lo tanto, primero debemos calcular la cantidad de moles de sulfato de cobre presentes en esos 100g:

Tenemos la masa y masa molar de la molécula, así que solo reemplazamos y resolvemos:



Como ya habíamos dicho, por cada mol de cobre se forma un mol de sulfato de cobre, por lo tanto se considera que se tienen también 0,625 moles de cobre. Ahora solo nos queda calcular la masa de este:

Tenemos los moles de cobre y la masa atómica se busca en la tabla periódica (64g/mol), reemplazamos y calculamos:

Por lo tanto, necesitamos 40g de cobre para formar 100g de sulfato de cobre.



3. Para la reacción química:

a. ¿Qué masa de H2SO4 se necesita para obtener 252g de Na2SO4?

b. ¿Cuántos moles de HCl se formarán a partir de 294g de H2SO4?


La reacción de puede balancear por el método del tanteo:

Desarrollo (3 ptos) Respuesta (1 pto)

a. Como nos preguntan por la masa de ácido sulfúrico que se necesitan para obtener 252g de sulfato de sodio. Primero debemos calcular los moles que se formarían de sulfato de sodio:

Nos falta calcular la masa molar del sulfato de sodio:

a. Por los tanto se necesitan 173,46g de ácido sulfúrico para formar 252g de sulfato de sodio.

b. Se formarían 6 moles de ácido clorhídrico.



Ahora reemplazamos y calculamos:

Ya con los moles de sulfato de sodio, podemos calcular la masa de ácido sulfúrico que se necesitan para formarlos. Para ello debemos considerar que en la ecuación química balanceada nos indica que por cada mol de ácido sulfúrico se forma un mol de sulfato de sodio, por lo tanto, igual se tienen 1,77 moles de ácido sulfúrico. Ahora calculamos la masa de ácido sulfúrico:

Nos falta la masa molar del ácido sulfúrico:

Ya con los datos, reemplazamos y calculamos:



b. Para saber cuántos moles de ácido clorhídrico se forman a partir de 294g de ácido sulfúrico, primero debemos calcular los moles que hay del ácido súlfurico hay:

Utilizamos la masa molar de la letra anterior, reemplazamos y calculamos:

Si observamos la ecuación química nos daremos cuenta, que por cada mol de ácido sulfúrico se forman 2 moles de ácido clorhídrico, por lo tanto, como tenemos 3 moles de ácido sulfúrico, tendremos el doble de ácido clorhídrico:

Propiedades coligativas



Cuando se crea una disolución, resulta que las propiedades de las sustancias que la forman muestran variaciones

significativas respectos a en su estado puro. Por ejemplo, el agua pura tiene un punto de congelación de 0°C en

condiciones normales, sin embargo, es fácil comprobar que las disoluciones acuosas se congelan a temperaturas más

bajas. De igual manera, la presencia de moléculas de soluto en el disolvente hace que la temperatura de ebullición

de la disolución aumente respecte a la del disolvente puro.

Lo anterior representa dos ejemplos de propiedades físicas de las disoluciones que dependen de la cantidad de

soluto disuelto (concentración), pero no de su naturaleza o identidad. Estas propiedades se le denominan

propiedades coligativas.

En otras palabras, las propiedades coligativas son aquellas cuyo valor solo depende de la concentración del soluto

disuelto, NO de su naturaleza. Por ejemplo, si tenemos una solución acuosa de sal y otra solución acuosa de azúcar,

con la misma concentración, las propiedades coligativas de ambas soluciones deberían tener los mismos valores.

Actividad 2: Analiza la situación y responde las preguntas (Hab.: Analizar – 6 ptos)

(Actividad modificada del texto de estudio página 75)

En dos recipientes idénticos se vierte agua destilada en el primero y jugo de naranja en el segundo. Se cubren ambos recipientes herméticamente con una campana de cristal, a temperatura ambiente. Transcurridas algunas horas, se comparan los niveles de líquido en ambos recipientes y se observa que el contenido del recipiente con agua pura es ahora menor, en tanto que el nivel del vaso con jugo de naranja es mayor que el inicial.

1. ¿Cuál crees que fue la pregunta de investigación que se realizaron los investigadores? (Formula una pregunta de

investigación 2 ptos, no formula una pregunta de investigación 0pto)

Pregunta de investigación: es el problema que buscamos resolver, pero planteado como una pregunta

que busca respuesta. Esta pregunta no puede responderse con un sí o un no, debe permitir que sea

comprobable.

“¿El agua es un buen solvente?” esta pregunta no se puede considerar como una pregunta científica,

puesto que incita a responderla con un sí o un no.

“¿Por qué las hojas del boldo son verdes?” esta pregunta si se puede considerar como científica, puesto

que no se puede responder con un sí o un no, si no que busca una explicación a algo.

2. ¿Qué crees que pudo haber ocurrido? (Formula una inferencia 2 ptos, no formula una inferencia 0 ptos)



Constantemente hay una parte de los líquidos por ejemplo del agua, que siempre estará pasando a gas, es por ello que cuando se dejan tapados ambos vasos se puede ver que ese vapor se condenso en las paredes.

La evaporación de una sustancia y aclare que no solo cuando ebullen (o hierven) las sustancias se evaporan, sino que esto depende de cuán volátiles sean, pudiendo existir transformación de moléculas líquidas a gaseosas a diversas condiciones de temperatura y presión.

3. ¿La concentración del jugo será la misma que al inicio del experimento? Explica (Menciona un argumento 2 ptos,

no menciona argumento 0 pto)

Puede aumentar la concentración o disminuir dependiendo de cuan volátil sea el compuesto.

Descenso de la presión de vapor

Cuando tenemos un líquido, una parte de este se evapora, es decir, se transforma en vapor. Por ejemplo, cuando

dejamos un vaso de agua al sol o en la sombra, luego de un tiempo nos daremos cuenta que el volumen inicial será

diferente al final, a pesar de que la temperatura no alcanza a llegar al punto de ebullición.

Para entender el concepto de presión de vapor

veremos el siguiente ejemplo: si tenemos un

poco de cloroformo dentro de un vaso

precipitado y cubierto por una campana de

vidrio, al cabo de un tiempo se puede observar

que el nivel de cloroformo en el vaso baja y se

estabiliza en un cierto punto. El nivel de

cloroformo disminuye porque, inicialmente,

algunas moléculas tienen energía suficiente para

pasar al estado de vapor. El vapor en el interior

de la campana ahora ejercer una presión,

denominada presión de vapor, de manera que

algunas de las partículas que forman el vapor

choca con la superficie del líquido, retornado a

éste ya que se condensan. En el inicio, la

velocidad de evaporación es mayor que la velocidad de condensación por lo cual el nivel de cloroformo en el vaso va

bajando. A medida que la cantidad de vapor aumenta, la velocidad de evaporación va disminuyendo y la de

condensación aumentando, hasta que se igualan. Cuando esto ocurre se dice que fue alcanzado el equilibrio entre el

líquido y el vapor (equilibrio dinámico), como se muestra en la imagen.

Por otro lado, cuando añadimos a un solvente un soluto no volátil

(sustancia que no tiende a pasar a estado gaseoso), obtendremos una

solución, en donde las partículas del disolvente les será más difícil

abandonar la disolución, por ende, la presión de vapor será menor,



puesto que la cantidad de moléculas de disolvente en fase de vapor disponibles, será menor y ejercerán una menor

presión.

El nivel en que el soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a su concentración. Esta relación se

expresa en la Ley de Raoult, que plantea: “La relación existente entre la presión de vapor de cada componente en

una disolución ideal depende de la presión de vapor del componente y de se fracción molar en la disolución”.

Matemáticamente esto se expresa de forma general como:

Dónde: A es un compuesto volátil. PA es la presión parcial del componente A P°A es la presión de vapor del componente A puro XA es la fracción molar del componente A en la disolución

Por otro lado, la fracción molar de un componente A (XA) es la relación entre el número de moles de ese

componente (nA) y el número total de moles que aportan todas las sustancias presentes en la disolución. Se expresa

de la siguiente manera:

Dónde: XA es la fracción molar del compuesto A nA es la cantidad de moles del compuesto A nB es la cantidad de moles del compuesto B

Ejemplo resulto:

“Utilizando un manómetro se determina que a 20 ºC la presión de

vapor del agua es de 2,33 kPa, y eso equivale a una altura de 17,5

mm en la columna de mercurio (Hg). Si se mantiene la

temperatura constante mientras agregamos glucosa (C6H12O6) al

agua, de modo que la disolución resultante tenga XH2O = 0,800 y

XC6H12O6 = 0,200, ¿cuál sería la diferencia entre las columnas de

Hg?”

Primer paso: Registrar los datos:

P°A= 2,33Kpa

H1= 17,5 mm

XH2O = 0,800

XC6H12O6 = 0,200

H2= ¿?

Segundo paso: Para resolver el problema debemos calcular la presión de vapor de agua en disolución, para ello

debemos aplicar la ley de Raoult:



Tercer paso: ahora que ya tenemos la presión de vapor de agua en la disolución, tenemos que calcular la nueva

altura que va a presentar la columna de mercurio, para ello utilizaremos la Regla de tres simple, en donde

relacionamos la altura y presión:

En esta relación observamos que a 2,3KPa teníamos una altura de 17,5 mm, entonces nosotros nos preguntamos si

tenemos 1,864 KPa, qué altura tendríamos, entonces tenemos que multiplicar cruzado para despejar X:

Tercer paso: Responder:

Por lo tanto, la nueva altura de la columna de mercurio es de 14mm.

Aumento en el punto de ebullición

Cuando se aumenta un soluto al líquido, la presión de vapor disminuye, aumentando, en consecuencia, la

temperatura de ebullición del líquido. La diferencia que existe entre el punto de ebullición de la disolución respecto

a la del disolvente puro se expresa como:

Dónde: Es la variación de la temperatura o punto de ebullición de la disolución. Tab punto de ebullición de la disolución T°ab es el punto de ebullición del solvente puro

Esta diferencia es directamente proporcional a la concentración del soluto en la disolución y a la molalidad de la

disolución y se demuestra en la ecuación:

Dónde: Kab es una constante de proporcionalidad que depende delsolvente y se denomina constante molal de ascenso ebulloscópico. m es la molalidad dela disolución.

En la siguiente tabla se observan las constantes de ebulloscopía más utilizadas:



Ejemplo resuelto:

“En el proceso para la obtención del azúcar, uno de los pasos consiste en la obtención de un jarabe que no es más que

una disolución acuosa de sacarosa (C12H22O11) al 10% en masa. Si sabemos que este paso se realiza al vacío, ¿a qué

temperatura entraría en ebullición la disolución si el proceso se realizara a presión normal?”

Paso 1: registrar los datos:

Disolución de sacarosa

Concentración = 10% en masa

Presión de trabajo= 1 atm

Paso 2: calcular:

Primero supongamos una masa de disolución de 1 kg (1 000 g) y sabiendo que la disolución está al 10 %m/m,

entonces en la disolución hay 100 g de sacarosa y 900 g de agua.

La masa molar de la sacarosa se puede calcular mediante el método que hemos utilizado en los módulos anteriores,

dando como resultado:

M(C12H22O11) = 342,3 g/mol

Teniendo en cuenta que:

y

Se igualan y tenemos:

Despejamos los que nos interesan:



Reemplazamos los datos:

Paso 3: Responder:

La disolución entraría en ebullición a 100,17°C

Descenso del punto de congelación

La adición de un soluto disminuye la presión de vapor del líquido, en consecuencia, la temperatura de ebullición del

líquido aumenta y la de congelación disminuye. Este fenómeno ocurre debido a que las interacciones de las

moléculas del disolvente con el soluto disuelto entorpecen el paso de moléculas del disolvente de la fase líquida a la

fase sólida.

Al igual que con la temperatura de ebullición, el punto de congelación es proporcional a la concentración del soluto

en la disolución y a esa constante de proporcionalidad se le denomina constante molal de descenso crioscópico o

constante crioscópica. Su expresión matemática es similar a la del proceso anterior:

Dónde: Es la variación de la temperatura o punto de congelación de la disolución. Tc punto de congelación de la disolución T°c es el punto de congelación del solvente puro

Esta diferencia es directamente proporcional a la concentración del soluto en la disolución y a la molalidad de la

disolución y se demuestra en la ecuación:

Dónde: Kc es una constante de proporcionalidad que depende del solvente y se denomina constante molal de descenso crioscópico o constante crioscópica m es la molalidad de la disolución.

En la siguiente tabla se observan las constantes de crioscópica más utilizadas:



Ejemplo resuelto:

“En un laboratorio se desea determinar la masa molecular de un polímero. Para este fin se dispone de ciclohexanol

como disolvente (C6H12O, Tf = 25 °C, kc = 39,3), y todos los equipos necesarios para llevar a cabo la determinación.

Se preparó la disolución del polímero usando 1 g del polímero en 100 g del disolvente. Si la variación de la

temperatura de congelación en ciclohexanol fue de 0,2 °C, ¿cuál es la masa molecular del polímero?”

Paso 1: registrar los datos:

Disolvente: Ciclohexanol (C6H12O)

Tf =25°C

Kc= 39,3°C Kg/mol

Masa de soluto = 1g

Masa de disolvente = 100g=0,1Kg

ΔTc=0,2°C

Paso 2: calcular:



Paso 3: Responder:

La masa molecular del polímero es de 1965g/mol.

Actividad 3: Resuelve los siguientes problemas (Aplicar – 12 ptos)

1. La presión máxima de vapor de agua pura, a 20°C, es de 17,54mm de Hg (P°). Si se disuelven 36g de glucosa (MM

glucosa = 180g/mol) en 500g de agua (MM agua = 18 g/mol) ¿Cuál sería el descenso absoluto de la presión de vapor

de la solución?

Datos (1 pto) Desarrollo (2 ptos) Respuesta (1 pto)

P°= 17,54 mmHg Masa glucosa= 36g MM glucosa= 180g/mol Masa agua= 500g MM agua= 18g/mol

Para poder calcular el descenso de la presión de vapor existente en la disolución se debe considerar la siguiente fórmula:

Pero para ello necesitamos tener la fracción molar:

Ahora debemos calcular los moles que hay del soluto y del solvente:

Ya con estos datos calculamos la fracción molar:

Ya con el dato de la fracción molar, podemos calcular el descenso de la presión de vapor:

Por lo tanto la presión de la solución desciende a 17,36mmHg



2. Diez gramos de una sustancia, de masa molar 266 g/mol, fueron disueltos en 500g de tetracloruro de carbono.

¿Cuál es la temperatura de ebullición de la solución, bajo presión normal? (Constante ebulloscópica del tetracloruro

de carbono = 5,32; temperatura de ebullición del tetracloruro = 77°C)


Masa soluto = 10g MM soluto= 266g/mol Masa solvente= 500g Keb= 5,32 T° ebullición solvente puro= 77°C

Para calcular la temperatura de ebullición de la solución debemos utilizar la siguiente fórmula:

Pero para ello necesitamos el aumento del punto de ebullición:

Debemos calcular la molalidad de la solución, para ello debemos calcular los moles del soluto:

Ahora calculamos la molalidad:

Ojo: la molalidad utiliza la masa del solvente y esta debe estar en kilogramos, por lo tanto se transformaron los 500g a kg multiplicando por mil. Como ya tenemos la molalidad, calculamos el descenso del punto de ebullición:

Finalmente calculamos la temperatura de ebullición de la solución, reemplazando los valores, despejando la incógnita y calculando:

Por lo tanto, la temperatura de ebullición de la solución es de 77,0404°C.



3. ¿Cuál es la temperatura de congelación de una solución conteniendo 8,9g de antraceno (C14H10) en 256g de

benceno? (temperatura congelación del benceno puro = 5,42°C; constante crioscópica del benceno = 5,12; masa

molar antraceno = 178 g/mol)


Masa de antraceno=8,9g Masa de benceno= 256g Tc benceno = 5,42°C Kc= 5,12 MM antraceno = 178g/mol

Como debemos calcular la temperatura de congelación de la solución tenemos que usar esta fórmula:

Pero para ello necesitamos calcular primero la variación del punto de congelación, y para ello utilizaremos:

Lo único que nos falta para poder calcular la variación del punto de congelación, es la molalidad, y esta se calcula con los moles del soluto y la masa (en kilogramos) del solvente, por ello primero calcularemos los moles que hay del antraceno:

Ahora ya podemos calcular la molalidad de la solución, recordando que la masa del solvente en este caso del benceno, debe estar expresada en kilogramos, por lo tanto debemos dividir lo gramos por mil:

Como ya tenemos la molalidad de la solución

Por lo tanto la temperatura de congelación de la solución es de 4,422°C.



podemos calcular la variación del punto de congelación:

Finalmente calculamos el nuevo punto de congelación de la solución:

¿Para qué crees que sirve lo que estas aprendiendo?

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