EXAMEN FINAL 11/12/2009

Objetos Perdidos

Si alguien se olvidó una calculadora el día del parcial: pedirla en el depto. de Química, Oficina 207

y si alguien se olvidó un anotador tamaño oficio pedirlo en planta baja , a la entrada, en

Seguridad.

Elvira

Calendario

Entrega de notas y firma:

Jueves 3 de diciembre : Comisión 10509 10:00 hs
Comisión 10511 18:00 hs

Clase de consulta:

Lunes 7 de diciembre 9:00 a 10:00 hs Aula 32

Examen Final diciembre:

Viernes 11 de diciembre : Comisión 10509 10:00 hs
Comisión 10511 18:00 hs

LLEGAR 15' ANTES -- AULAS A DESIGNAR

Comisión 10509: Entrega de notas y firma: Lunes 14 de diciembre 9:00 hs

Comisión 10511: Entrega de notas: Al finalizar el examen
Firma : Lunes 14 de diciembre 14:30 hs; Sala B, Planta Baja


Examen Final febrero:

Miércoles 24 de febrero de 2010

Comisión 10509: 10:00 hs
Comisión 10511: 18:00 hs

Segundo Parcial: Mirate!

20º Clase: 23 de Noviembre

Hoy vimos el último tema antes de terminar la cursada: Soluciones reguladoras.

Una solución reguladora es aquella que evita que haya variaciones importantes en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte.

En esencia para que una solución regule el pH debe estar formada por un ácido débil y una sal que contenga a la base conjugada de ese ácido débil (por ejemplo ácido acético y acetato de sodio CH3COOH / CH3COONa).

También podría estar formado por una base débil y una sal que contenga al ácido conjugado de esa base débil (por ejemplo amoníaco y cloruro de amonio NH3 /NH4Cl).

Las disociaciones del sistema de una solución reguladora serán (ejemplo para el CH3COOH / CH3COONa)

CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O+
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+

Es importante destacar que el ácido débil está poco disociado (recordá que los valores de Ka son chiquitos lo que da un indicio que en el equilibrio "casi todo" está como reactivo y por lo tanto la concentración de CH3COOH es mucho mayor que la de CH3COO-. Entonces, como la reacción de disociación de la sal es completa, la principal fuente de base conjugada (CH3COO-) es el CH3COONa.

Con estos supuestos se considera que la concentración del ácido (ca) es la concentración inicial (es decir se supone que el CH3COOH no se disocia) y que la concentración de la base (cb) es lo que se puso inicialmente de sal (porque de acuerdo a la estequiometría de la reacción si se ponen x moles de CH3COONa, se obtendrán x moles de CH3COO-).

Entonces, teniendo en cuenta estos supuestos se puede calcular el pH de un buffer aplicando la fórmula de Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log cb/ca

donde cb es la concentración de la base y ca es concentración del ácido.

Para que una solución tenga buenas propiedades reguladoras debe cumplir algunas condiciones: 1) Las concentraciones del par ácido/base conjugada o base/ácido congujada deben estar comprendidas entre 0,05 y 1 molar.
2) La relación cb/ca debe estar comprendida entre 0,1 y 10

De esta forma si la relación cb/ca es 0,1 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:
pH = pKa -1

y si la relación es cb/ca es 10 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:
pH = pKa +1

Por lo tanto una solución reguladora tiene un intervalo de valores de pH para los cuales "regula bien".

pKa -1 <> CH3COO- + H3O+
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+

Se tendrá una determinada relación cb/ca que junto al pKa producirán un pH "inicial"
Si se agrega un ácido fuerte se estarán agregando H3O+. ¿Qué especie de la solución reguladora neutralizará los H3O+? La respuesta es que la base de la solución reguladora reaccionará con los H3O+. Entonces en la solución reguladora que se ejemplifica será la base conjugada CH3COO- quien reaccionará con los H3O+. La siguiente es la ecuación representa como actúa el sistema para amortiguar el agregado de un ácido fuerte:

CH3COO- + H3O+ --------> CH3COOH + H2O

Para los cálculos numéricos hay que tener en cuenta que se consume base conjugada y se produce más ácido débil por lo tanto cambiará la relación cb/ca y por lo tanto se tendrá otro pH.

En clase hicimos los ejercicios 10.54, 10.58, 10.60, 10.63, 10.64 y 10.67.

No deben resolver los siguientes ejercicios de soluciones reguladoras: 10.62, 10.65, 10.66, 10.68, 10. 69 y 10.70.

19º clase: 19 de noviembre

La clase de hoy la dedicamos a los Ácidos y Bases Débiles

Vimos la Constante de Equilibrio Ka y Kb que los caracteriza y la relación con pKa y pKb

Resolvimos problemas de soluciones de ácidos y bases débiles junto con la resolución de la ecuación cuadrática.

Finalmente la relación entre Ka y Kb, la constante y un ácido débil y su base conjugada y analizamos la Fuerza ácida de distintas especies.

Ya se pueden resolver todos los problemas hasta el 10.53 (excepto 10.33 y 10.34 que se resolveran la clase que viene)

Problemas excluídos del parcial

Los siguientes problemas no entran como contenidos del segundo parcial, ni de los finales de diciembre 2009 y febrero 2010:

Serie 6 - Soluciones: Sacar 50, 51, 52, 53 y 54.

Serie 8 - Reacciones Químicas: Sacar 34, 35, 36, 37, 38, 39.

Serie 9 - Equilibrio Químico: Entran los primeros 4 problemas. Sacar desde el 5 en adelante.

Serie 10 - Ácidos y Bases: Sacar 10, 11, 23, 24, 25, 31, 40, 43, 44c), 45c), 46, 47, 48, 49, 62, 65, 66, 68, 69 y 70.

Cualquier duda, consultar.

18º clase: 16 de noviembre

En esta clase vimos la última unidad correspondiente al segundo parcial: Equilibrio Ácido-Base.

Comenzamos por las definiciones conceptuales de ácido y base dadas por la Teoría de Arrhenius y luego por la Teoría de Bronsted y Lowry.

Definimos Soluciones ácidas, básicas y neutras en función de las concentraciones de ion hidronio y de ion hidróxido.
Hablamos del concepto de pH, utilidad y propiedades.

Finalmente clasificamos a los ácidos y a las bases en fuertes y débiles.

Vimos como se procede para calcular el pH de soluciones de ácidos y bases fuertes.

Hicimos los ejercicios: 10.8, 10.16 y 10.20.

Ya podemos resolver hasta el problema 10.22

Textos de aplicación

A partir de preguntas que ustedes hacen en clase subimos algunos textos al sitio de la materia. Los mismos están disponibles (una vez que se registran) en http://www.aprendiendoquimica.ecaths.com/index.php?q=textos
Son textos básicos y la idea es que los podamos seguir discutiendo luego en clase.
También hay otros links interesantes y útiles para la materia.

Esperamos que les gusten!

17º clase: 12 de noviembre de 2009

Unidad 9 de Equilibrio Químico: Vimos la diferencia entre una reacción que se completa con una reacción que llega al equilibrio (cuando los reactivos no se transforman totalmente en productos). Planteamos la constante de equilibrio como cociente entre el producto de las concentraciones de los Reactivos sobre el producto de las concentraciones de los Productos (todas las concentraciones elevados a sus coeficientes estequimétricos). Vimos como podemos calcular las concentraciones en el equilibrio en función de x, teniendo como dato las concentraciones iniciales. Resolvimos los ejercicios: 9.1, 9.2, 9.3 y 9,4.

Luego enunciamos el principio de LeChatellier y, de acuerdo a ese principio, analizamos qué ocurre con un sistema en equilibrio cuando se cambian las concentraciones de reactivos y productos.

Solo por este cuatrimestre la unidad 9 finaliza con estos temas. Retomaremos cálculos en el equilibrio con algunos ejercicios de la unidad 10.

Al final empezamos con Equilibrio ácido –base: Definimos ácido y base según Bronsted y Lowry (incluidos ácido y base conjugados). Analizamos la autoionización del agua y planteamos Kw.

16º clase: 9 de noviembre

Continuamos con Reacciones Químicas y los cálculos estequiométricos (son los cálculos que se hacen en base a reacciones químicas balanceadas).

Vimos conceptos como: Pureza de reactivos, Reactivo limitante y Rendimiento de una reacción.

Practicamos estos conceptos con la resolución de algunos problemas: 8.16; 8.19; 8.21; 8.23; 8.28; 8.31; 833. Finalmente con el problema 8.26 vimos como se razona un problema "inverso".

Terminamos así la explicación de la serie 8. Ya podemos resolver hasta el ejercicio 8.33 inclusive (los problemas desde el 8.34 hasta 8.39 no entran en el parcial)

15º clase: 5 de noviembre

En la clase de hoy empezamos con el tema Reacciones Química. Estuvimos viendo las distintas clases de reacciones: 1) de síntesis, 2) de descomposición, 3) de precipitación, 4) de neutralización, 5) de combustión, 6) de óxido-reducción.

El balanceo de la ecuación química es fundamental para cualquier cálculo posterior. El balanceo, que se puede hacer por "tanteo", refleja la "Ley de conservación de la masa": en un proceso químico la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma y por lo tanto la masa de materia que se pone de reactivos debe ser igual a la masa que se obtiene de productos.

A continuación hicimos los ejercicios 8.10 y 8.14 para ejemplificar la forma de hacer cálculos de masa y cantidad de productos que se forman o de cantidad o masa de reactivos que es necesario utilizar para obtener los productos.

Con lo visto en esta clase pueden hacer hasta el ejercicio 8.15
En la página aprendiendoquímica pueden consultar los ejercicios resueltos hasta el 8.8

La próxima clase seguiremos con Reacciones Químicas.

14º clase : 2 de noviembre

Hoy estuvimos discutiendo las propiedades de los GASES. Primero relacionamos con los otros estados de agregación que ya habíamos estado viendo en las primeras clases. Luego discutimos los distintos parámetros que podemos medir a un gas en un recipiente y su relación entre ellos.

Planteamos la ecuación general del gas ideal: P.V= n.R.T

Vimos el volumen molar de un gas y expresamos la ecuación general en funciónn de la densidad del gas.

Finalmente discutimoslas propiedades de una mezcla de gases.

13º Clase: 29 de noviembre

En esta clase analizamos de que se trata una dilución:

Como relacionar las concentraciones antes y después de la dilución, los volúmenes inicial y final, las masas de solvente. Y sobre todo la importancia de tener en cuenta que la masa de soluto no cambia.

Vimos además al material de vidrio que se utiliza en el laboratorio para preparar soluciones y diluciones

Repuesta problema 6.27 para Libélula

Publicación Notas Primer Parcial

Sieno las 19:30 del sábado 31 de octubre (Día de Brujas y Cumpleaños de una de mis hijas!!!!), las notas fueron publicadas en nuestra web: aprendiendoquimica.ecaths.com.

Tienen un enlace con dicha página web a la derecha del blog, en Sitios de interés.

Sepan disculpar la espera.

El lunes haremos la revisión de los parciales.

Saludos y buen resto de fin de semana.

Notas Primer Parcial

El lunes 2 de noviembre vamos a hacer la revisión de los parciales.
Si las notas llegaran a estar antes del lunes las vamos a publicar en la página web. La información se las vamos a dar por este medio. Mañana (jueves 29) lo charlamos.
Saludos

12º CLASE: 26 de octubre de 2009

En la clase de hoy empezamos con Soluciones. Primero recordamos que una solución es una mezcla homogénea de dos o más componentes. Los componentes de una solución son el soluto (en general es el que está en menor proporción) y el solvente (en general es el que está en mayor proporción). El agua siempre se considera solvente independientemente de la proporción en la que esté.

Las formas de expresar concentración que vamos a estudiar son:
Porcentaje masa en masa: (% m/m): gramos de soluto en 100 gramos de solución
Porcentaje masa en volumen: (% m/V): gramos de soluto en 100 cm3 de solución
Molaridad: (M) moles de soluto en 1000 cm3 de solución
molalidad: (m) moles de soluto en 1000 gr de solvente
Porcentaje volumen en volumen: (%V/V) cm3 de soluto en 100 cm3 de solución.

Como aplicación hicimos los problemas 6.3, 6.5, 6.7, 6.10, 6.11 y 6.19.
Con lo visto en esta clase pueden ir haciendo hasta el problema 6.23 inclusive

La próxima clase vamos a ver diluciones.

Respuest para María: Problema 6.1

Más fotos: ¿Saliste?

Primer Parcial de Química 22/10/2009. Mirate!

Respuesta para Tabatha

Respuesta problemas 5.35 y 5.36 b)

POR FAVOR HAGAN LAS PREGUNTAS EN EL FORO "DUDAS Y CONSULTAS" Y ACLAREN EL PROBLEMA QUE NO LES SALE, ESCRIBIENDO EL ENUNCIADO, PORQUE TENENEMOS QUE ESTAR ADIVINANDO!!!

GRACIAS!!!!!!

Información sobre el primer parcial

El 22 de octubre a las 17 hs es el primer parcial.

Nos vemos en el Aula 36.

Los contenidos que comprende el 1º parcial corresponden a las primeras 6 Unidades del programa de la materia y los 5 primeros Capítulos de la Guía de Ejercitación.

No olviden traer:Lapicera, lápiz, goma.Hojas borrador.
Calculadora que funcione y que sepan usar (además pilas de repuesto)

LIBRETA UNIVERSITARIA O DNI

11º Clase: 19 de octubre de 2009

En la clase de hoy (la última antes del parcial), hicimos un resumen de las propiedades de las sustancias según el tipo de unión que presentan: iónica, metálica y covalente molecular. Vimos los Puntos de Ebullición y de Fusión, el estado de agregación a temperatura ambiente, la capacidad de conducir la corriente eléctrica y la solubilidad.

Luego realizamos un repaso de Isomeria:

Plana o Estructural: de cadena, de posición y de función.

Espacial o Estereoisomeria: Vimos isomeria geométrica.

Finalmente repasamos Relación Estructura-Propiedades para los compuestos orgánicos.

10º Clase: 15 de octubre de 2009

Hoy hablamos de la relación entre el Punto de fusión y ebullición de las sustacias con las características de las mismas: tipo de unión, polaridad, polarizabilidad, masa molar, etc.

Para lo cual nos referimos primero a las Fuerzas Intermoleculares que mantienen unidas a las moléculas en el estado sólido u líquido:
1) Fuerzas de London,
2) Dipolo-dipolo,
3) Unión por puente de hidrógeno.

Resolvimos el ejercicio 5.14

Luego aplicamos todo lo visto en la clase a las sustancias orgánicas analizando las características de cada grupo funcional: polaridad, fuerzas intermoleculares, presencia de puente de hidrógeno....

Teniendo en cuenta además para cada compuesto: la longitud de la cadena, ramificaciones, etc.

Vamos a redondear el tema la clase que viene....

Problemas Química Orgánica

QUÍMICA ORGÁNICA

1) Escribir la fórmula semidesarrollada del ácido carboxílico del cual deriva la butanamida.
2) Indicar si el valor del ángulo de enlace H-C-Br presente en CH2Br2 se aproxima más a 109º, 120º o 180º.


3) Escribir la fórmula semidesarrollada del ácido carboxílico del cual deriva el pentanoato de propilo.
4) Indicar si el valor del ángulo de enlace C-C-C presente en el HC≡CCH3 aproxima más a 109º, 120º o 180º


RESPUESTAS

1) CH3(CH2)2COOH
2) 109º

3) CH3(CH2)3COOH
4) 180º

Problemas Uniones Químicas

UNIONES QUÍMICAS
1) Dados los siguientes compuestos: a) HClO3 b) H2S c) SiH4 d) K3PO4
i) Dibujar la estructura de Lewis del compuesto ternario iónico
ii) Identificar con su fórmula al compuesto binario que tiene mayor punto de ebullición. Justificar la respuesta sobre la base de las interacciones intermoleculares actuantes y sus intensidades relativas, en ambos compuestos.
iii) Nombrar el compuesto a)

2) Dados los siguientes compuestos: a) Mg(BrO3)2 b) NF3 c )CH4 d) H2SO4
i) Dibujar la estructura de Lewis del compuesto ternario covalente
ii) Identificar con su fórmula al compuesto binario que tiene mayor punto de ebullición. Justificar la respuesta sobre la base de las interacciones intermoleculares actuantes y sus intensidades relativas, en ambos compuestos.
iii) Nombrar el compuesto a)



RESPUESTAS
1) i) K3PO4 ii) H2S iii) ácido clórico
2) i) H2SO4 ii) NF3 iii) bromato de magnesio

Problema resuelto de Magnitudes Atómico-Moleculares

A pedido de Tabatha resolví uno de los ejercicios que están en la fotocopiadora:


La densidad de la acetona líquida (C3H6O) a 25 ºC y 1,00 atm es 0,792 g cm-3. Si el volumen de una gota de acetona ( a 25ºC y 1,00 atm) es 0,065 cm3:
a) Calcular en cuántas gotas de acetona hay 1,07x 1021 moléculas de acetona.
Dato: NA: 6,02.1023

Este problema se resuelve en varios pasos y podés llegar al mismo resultado final por varios caminos. Acá te propongo uno:

-Utilizando el dato de la densidad vamos a calcular primero la masa de una gota de acetona:

1cm3---------------------0,792 g de acetona
0,065 cm3---------------x = 0,051480 g de acetona (masa de una gota)

-Ahora vamos a relacionar el número de moléculas de acetona que nos propone el problema con la masa, utilizando la Masa molar de la acetona (C3H6O) y el Número de Avogadro:

M(C3H6O) = 58 g/mol 6,02.1023 moléculas de acetona-----------58g
1,07x1021 moléculas de acetona-----------x = 0,103090 g

-Finalmente podemos relacionar la masa con el número de gotas.

0,051480 g-------------1 gota
0,103090 g------------x = 2,002519 gotas àCon tres cifras significativas : 2,00 gotas

b) Calcular en cuántas gotas de acetona hay tantos átomos de oxígeno como en 2,00g de glucosa (C6H12O6)

-Calculemos primero la masa molar de la glucosa: M (C6H12O6) = 180 g/mol

-Luego lo podemos relacionar con los átomos de oxígeno

180g de glucosa--------6 moles de átomos de oxígeno
2,00g de glucosa-------x = 0,066667 moles de átomos de oxígeno

-Ahora vamos a calcular cuantas gotas de acetona contienen esa misma cantidad de átomos de oxígeno, pero antes vamos a relacionar la masa de acetona con la cantidad de átomos de oxígeno de la misma:

“1 molécula de acetona tiene un átomo de oxígeno por lo tanto un mol de acetona tiene un mol de átomos de oxígeno”.


1 mol de átomos de oxígeno--------------58 g de acetona (Masa molar)
0,066667 mol de átomos de oxígeno-----x = 3,868886 g de acetona

Recordando que la masa de una gota de acetona es: 0,051480g

0,051480g de acetona----------1 gota
3,868886 g de acetona------x = 75,110451 gotasà con 3 cifras significativas: 75,1 gotas

Fijate que en los cálculos intermedio utilicé 6 decimales y expresé con 3 cifras significativas solo el resultado final!

Se entendió?

Problemas que NO entran!!!

Los siguientes problemas se sacan de los contenidos de este cuatrimestre. NO se evaluarán ni en los parciales, ni en los finales de diciembre del 2009 y febrero del 2010:

Biopolímeros (4.36, 4.37, 4.38 y 4.39)
Solubilidad, 5.42, 5.43 y 5.44.
Isomería óptica : 5.36 a), 5.37 b), 5.38 b), 5.39 b) , 5.40 b), 5.41(completo)

9º Clase: 8 de octubre de 2009

En la clase de hoy completamos los temas de Compuestos orgánicos:

- Aldehídos y Cetonas: grupo funcional, estructura de Lewis y Nomenclatura (página 82 de la guía)
- Acidos Carboxílicos: grupo funcional, estructura de Lewis y Nomenclatura (página 82)
- Derivados de Acidos Carboxílicos: Esteres, Amidas y Sales: grupo funcional, estructura de Lewis y Nomenclatura (página 83).
- Nitrilos: grupo funcional, estructura de Lewis y nomenclatura (página 83)

También analizamos los compuestos polifuncionales y vimos cuál es el orden de prioridades para nombrarlos (cuadrito del final de la página 83).

En la segunda parte de la clase vimos la Teoría de Repulsión del par electrónico de valencia (TREPEV)
En términos generales los cuatro postulados de TREPEV dicen que: "se pueden imaginar que todos los electrones que participan en enlaces y los pares solitarios que pertenecen al átomo central se distribuyen en forma homogéneamente a su alrededor. Los pares de electrones son "regiones" que se repelen mutuamente. A efectos de minimizar dicha repulsión, las zonas que ocupan los electrones se sitúan demodo que estén lo más alejadas posible unas de otras." (Química, Peter Atkins, 1989). Recuerden que a efectos de esta teoría se considera que el efecto de repulsión que ejerce un par de electrones en un enlace simple es el mismo que en un enlace dativo o el que ejercen dos pares de electrones en un enlace doble o tres pares de electrones en un enlace triple. Y por último hay que tener presente que los pares de electrones libres o "solitarios" ejercen un efecto de repulsión mayor y por lo tanto "ocupan más espacio" que los electrones involucrados en un enlace.

En base a estos postulados analizamos las GEOMETRIA MOLECULAR (GM), la DISTRIBUCION ELECTRONICA (DE), el ANGULO de ENLACE (a) y la POLARIDAD que presentan moléculas de distintos tipos. En los casos en los que no hay pares de electrones libre, entonces la molécula posee una DE que es igual a su GM. No se puede generalizar respecto de la polaridad ya que hay que analizar la simetría de la molécula y de acuerdo a eso estudiar si se cancelan o no los momentos dipolares (u).

- Moléculas tipo AX2 (ejemplos BeCl2 y CO2): Moléculas triatómicas sin pares de electrones libres, GM: lineal; a = 180º. En ambos casos, u = 0

- Moléculas tipo AX2 (ejemplo SO2): Moléculas triatómicas con un par de electrones libres, GM: angular; DE: triangular; a menor que 120º. u distinto de cero

- Moléculas tipo AX2 (ejemplo H2O): Moléculas triatómicas con dos pares de electrones libres, GM: angular; DE: tetraédrica, a menor que 109,5º. u distinto de cero.

- Moléculas tipo AX3 (ejemplo BCl3): Moléculas tetratómicas sin pares de electrones libres, GM = triangular plana; a = 120º. En este ejemplo u = 0

- Moléculas tipo AX3 (ejemplo NH3): Moléculas tetratómicas con un par de electrones libres, GM = piramidal; DE: tetraédrica, a = menor que 120º. u distinto de cero

- Moléculas tipo AX4 (ejemplo CH4): Moléculas pentatómicas sin pares de electrones libres, GM = tetraédrica; a = 109,5º. En este ejemplo u = 0

Aunque no vimos ningún ejemplo en clase, recuerden que los oxoaniones están compuestos por átomos unidos por enlaces covalentes y por lo tanto son moléculas. Por esa razón para predecir su geometría se aplican los mismos postulados de TREPEV que analizamos para moléculas neutras.

Con lo visto hasta aquí pueden hacer todos los ejercicios hasta el 5.10. Recuerden que no deben hacer los ejercicios 4.36, 4.37, 4.38 y 4.39.

Video: Disolución de NaCl en agua

8º Clase: 5 de octubre de 2009

En la clase de hoy continuamos con los siguientes Compuestos Orgánicos:

- Alquenos: Grupo funcional, estructura de Lewis y nomenclatura (página 80 de la Guía)
- Alquinos: Grupo funcional, estructura de Lewis y nomenclatura (página 80)
- Hidrocarburos cíclicos: Estructura general y nomenclatura (página 80)
- Hidocarburos aromáticos: Estructura general y nomenclatura (Página 81)
- Compuestos Halogenados: Nomenclatura (Página 81)

Estudiamos las distintas isomerías planas: a) de cadena; b) de posición y c) de función

Luego comenzamos a estudiar Compuestos orgánicos con Oxígeno y vimos cómo nombrar a dos grupos de ellos:

- Alcoholes: Grupo funcional, estructuras de Lewis, nomenclatura y analizamos cuándo un alcohol es primario, secundario o terciario (página 81).
- Eteres: Grupo funcional, estructuras de Lewis y nomenclatura (página 81).

Y por último estudiamos cómo nombrar a un grupo de Compuestos orgánicos con Nitrógeno:

- Aminas: Grupo funcional y analizamos cuándo una amina es primaria, secundaria o terciaria (página 82).

Con lo visto hasta aquí pueden hacer hasta el ejercicio 4.28 inclusive.

La próxima clase terminaremos con nomenclatura de Compuestos Orgánicos y vamos a comenzar a estudiar la Teoría de Repulsión del Par Electrónico de Valencia (TREPEV) y Geometría.

7º Clase: 1º de Octubre de 2009

En esta clase analizamos la estructura de los oxoaniones, vimos varios ejemplos de nomenclatura, con su correspondiente estructura de Lewis. Luego estudiamos las Oxosales, su nomenclatura y también las estructuras de Lewis. También vimos cómo es la nomenclatura de las Hidrogenosales y las Hidrogenoxosales.

Todo lo referente a nomenclatura de estos y los demás compuestos que vimos está en el Anexo de la Guía (página 76 en adelante).

A continuación empezamos con Nomenclatura de Compuestos Orgánicos (página 79 de la Guía de Problemas). Empezamos estudiando los Alcanos y vimos las primeras reglas básicas para nombrarlos.

Con lo visto hasta aquí pueden hacer todos los problemas hasta el 4.18 (excepto el 4.17).La próxima clase seguiremos analizando más compuestos orgánicos.

Problemas Parcial: Tabla Periódica

Algunos ejercicios recomendados:

1) Un átomo del elemento E del tercer período gana un electrón. El ion formado tienen ocho electrones en los orbitales del último nivel. Indique:
a) El número de neutrones del isótopo de E de número másico 37.
b) La C.E.E. de E indicando si es representativo, de transición o de transición interna.

2) Un átomo del elemento E pierde un electrón formando un ion que es isoelectrónico con el segundo elemento del grupo VIIIA. Determinar:
a) El número de masa de un isótopo de E que tiene 12 neutrones en su núcleo.
b) El número de protones que tiene un átomo del elemento que le sigue a E en la tabla periódica
c) La configuración electrónica que caracteriza a todos los elementos del grupo que antecede al de E







Respuestas:
1) a) n = 20, b) C.E.E.(17E): 3s2 3p5
2) a) A = 23, b) nº protones = 12, c) ns2 np6

Espero tu comentario

Problemas Parcial: Magnitudes Atómico-Moleculares

Les propongo que resuelvan este par de problemas de Magnitudes Atómico -Moleculares.

Son extraídos de parciales del año pasado.
Son muy interesantes, especialmente el de la leche fortificada.

MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES

1) En 67,0 g de una sustancia cuya fórmula molecular es XCl3 hay 9,06x10 23 átomos de cloro, calcular: Datos: NA = 6.02x10 23 mol-1, 1u = 1,66x10-24g
a) La masa, expresada en u, de una molécula de XCl3.
b) El volumen de diclorometano (CH2Cl2) que a 20 ºC tiene el mismo número de átomos de cloro que los 67,0 g de XCl3. Densidad CH2Cl2: 1,33 g/cm3 (a 20 ºC)

2) El FeSO4 es el compuesto utilizado para obtener leche fortificada con hierro. Si la masa de hierro requerida para 1,00 L de leche es 10,0 mg. Calcular: Datos: NA = 6.02x10 23 mol-1
a) La masa de FeSO4 que hay que agregar para realizar esta fortificación.
b) La cantidad de Fe2O3 expresada en milimoles, que tiene el mismo número de átomos de hierro que 50,0 mg de FeSO4.





Respuestas:
1) a) 134u b) 48,1 cm3
2) a) 0.0272 g b) 0,165 mmol

Espero tu comentario

6º clase 28 de septiembre de 2009

Comenzamos con Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos: (previamente repasamos números de oxidación)

Vimos:

Óxidos de Metales y de no Metales
Sales Binarias
Hidruros Metálicos
Hidruros de no Metales (Hidrácidos)
Hidróxidos
Oxoácidos

La clase que viene seguiremos con:

Oxosales (Oxoaniones)
Hidrogenosales
Hidrógenoxosales

Y vamos a empezar con Química Orgánica : Leer del Anexo página 79 a 84!

5ª clase: 24 de septiembre de 2009

Hoy empezamos viendo Propiedades Periódicas y como varían según grupo y período:
-Radio Atómico
-Energía de Ionización
Relacionamos con Carácter metálico, Facilidad para dar cationes y aniones.

Después comenzamos con Uniones Químicas y los criterios para determinar el tipo de unión (electronegatividad).

Hablamos de la Unión Iónica y de como realizar un Diagrama de Lewis.

Lo mismo con la Unión Covalente. Vimos además los distintos tipos: uniones simples, dobles y triples. Polares y no polares. También dativas.

Para la próxima clase les pedimos que lean Número de Oxidación y Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos para optimizar la clase siguiente.

Clases de consulta

Sede Montes de Oca:

Lunes: 9 a 10 Aula 32 Dra. D. Bekerman

13 a 14 Aula 32 Dra. D. Bekerman

19 a 21 Aula 34 Lic. H. Cols


Martes: 11 a 12 Aula a confirmar Dra. C. Bonazzola

13 a 14 Aula a confirmar Dra. C. Bonazzola

19.30 a 20:30 Aula 47 Lic. R. Servant

Para más información sobre otras sedes consultar la página web del CBC

FECHAS DE PARCIALES

PRIMER PARCIAL: jueves 22 de octubre (hasta la unidad 6 inclusive)

SEGUNDO PARCIAL: lunes 30 de noviembre

Información General

Con lo visto hasta la última clase (17 de septiembre), ya podés resolver alguno de los EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS (SERIE 11) que se encuentra al final de la guía de Ejercitación.

Los ejercicos son:

11.3 a), b), c), d) y e)
11.4 a), b), c)
11.5 a), b), c), d), y e)
11.6 a), b), c)
11.7 a), b), c) y d)

Foro 2: DUDAS Y CONSULTAS

Este espacio es para que puedas preguntar lo que no pudiste en clase. Los docentes vamos a "intentar" responderte.

Foro 1: NOS PRESENTAMOS

Este espacio es para que nos podamos conocer un poco más.....

Los invitamos a que se presenten brevemente indicando de que escuela secundaria vienen y si tuvieron Química como materia.

Cuéntennos además, a que carrera pertenecen y, si quieren, por qué la eligieron y cuáles son sus expectativas para el futuro.

Y contanos también........todo lo que quieras contar!!!!

Apunte: Notación Científica

Hacer click sobre la imagen para agrandar!

21 de septiembre: Feliz Primavera!!!!

4º clase 17 de septiembre de 2009

PRIMERA PARTE:

En la clase de hoy comenzamos con ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS con la idea de ubicar a los electrones en la zona extranuclear.

Planteamos el Modelo de Bohr para el átomo de Hidrógeno y los siguientes conceptos:

-Niveles /órbitas.
-Estado fundamental y estado excitado.
-Absorción y Emisión de Energía.

Y para el Modelo Moderno:

-Subniveles
-Orbitales

Escribimos la CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (CE) para un átomo siguiendo la regla de las diagonales teniendo en cuenta que el número máximo de electrones por orbital es 2 y que el número de orbitales depende del subnivel.

Además aprendimos a determinar la CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA (CEE) de los átomos e intentamos relacionarlo con el tipo de ion que puede producir un átomo.

SEGUNDA PARTE:

Hicimos una descripción de la CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS: La tabla periódica que utilizamos ( de Dimitri Mendeleiev) ordena los elementos en GRUPOS y PERÍODOS y según el subnivel en el que se encuentra el último electrón.

Con lo visto hasta hoy podés resolver hasta el ejercicio 3.56.

3º clase 14 de septiembre de 2009

Primero resolvimos algunos ejercicios a pedido: 3.15, 3.17.

Calculamos el Volumen Molar de varias sustancias a partir de la densidad y la Masa Molar. Discutimos las diferencias para los distintos estados de agregación. Vimos que para los gases el Volumen Molar es el mismo para una misma Presión y emperatura ( 22,4 dm3 a 0º y 1 atm).

Hicimos el problema 3.12 a) para ver como se clacula la masa atómica promedio.

Seguimos resolviendo problemas de Magnitude Atómico Moleculares: ES UN TEMA MUY IMPORTANTE, PRACTICALO MUCHO!!!!!!

Resolvimos el 3.25, 3.27.........

Para la clase que viene ya podés resolver hasta el 3.28.

NO TE QUEDES CON DUDAS!!!!!!!!

2º clase 10 de septiembre de 2009

En esta segunda clase comenzamos a desarrollar MAGNITUDES ATÓMICO MOLECULARES:

• unidad de masa atómica (uma)
• masa atómica
• Masa molecular
• Mol
• Número de Avogadro
• Masa molar

Ya podés intentar hasta el ejercicio 3.23 (menos el 3.12)

1º clase 7 de septiembre de 2009

¡BIENVENIDOS A QUÍMICA!

Presentación de la materia:

Comisión 10511 Lunes y jueves 17 a 20

Docentes: Daniel Musikant / Elvira Vaccaro

Coordinadora : Daniela Guerrien


PRIMERA PARTE

Presentación de la materia: Programa, organización, condiciones de aprobación, clases de consulta.

Para más datos : http://www.cbc.uba.ar/dat/catedras/quimica/quimica.html

Bibliografía obligatoria: Química Ejercitación (Guía de Ejercicios)

Desarrollo de contenidos:
Comenzamos con la Introducción a la Unidad 1 con un vistazo general de las herramientas de la Química.
Materia y estados de agregación (sólidos, líquidos, gases).
Vimos características, diferencias, propiedades: densidad, distancia entre las partículas, compresibilidad e incompresibilidad.
Hablamos sobre los cambios de estado. Punto de fusión y punto de ebullición.
Sistemas materiales: Heterogéneos y homogéneos.Fases. Propiedades intensivas y extensivas.
Comentamos diferencias entre mezclas, soluciones, sustacias puras y elementos.
Sustancias moleculares y iónicas.
Ejemplificamos sustacias simples y compuestas.
Fórmula química, fórmula molecular, fórmula mínima.
Composición centesimal.

Resolvimos los ejercicios: 2.5, 2.7, 2.8. Planteamos el 2.10.

Ya podés resolver el resto de la SERIE 2- MATERIA, ÁTOMOS Y MOLÉCULAS.

Te sugiero que leas alguno de los libros de la bibliografía recomendada (Leer ayuda mucho!!!!!!):

QUÍMICA BÁSICA de Di Risio, Roverano y Vazquez ( Capítulo 1).
TEMAS DE QUÍMICA GENERAL de Angelini y otros EUDEBA (Capítulo 1).
QUÍMICA de Chang (Capítulo 1).

Te sugiero además que te pongás manos a la obra con la SERIE 2 de EJERCICIOS INTRODUCTORIOS donde vas a poner a prueba tus conocimientos matemáticos necesarios para resolver los futuros problemas de Química:

Ecuaciones de primer y segundo grado
Notación científica
Uso de la calculadora.
Logaritmos
Unidades de longitud/volumen o capacidad/masa.
Cifras significativas y redondeo.

CONSULTÁ LAS DUDAS!!!!

SEGUNDA PARTE:

Comenzamos con el desarrollo de los contenidos de la materia propiamente dicha!

Nos “metimos” dentro del átomo y decribimos las partículas que lo componen (masa y carga). Definimos Número Atómico (Z) y Número Másico (A).
Hablamos además de nucleidos, isótopos, iones (cationes y aniones).

Ya podé resolver la SERIE 3 COMPOSICIÓN ATÓMICA hasta el problema 3.10.

¿DUDAS? Recurrí a la bibliografía o preguntá en clase!!!!