Analisis de la materia y energia

UNIDAD DE APRENDIZAJE

UNIDAD 1

1.1 Identificar el comportamiento de la materia y la energía en función de sus propiedades y estructura atómica.

A. Descripción de la química.

• Definición
• Objeto de estudio
• Relación con otras ciencias

B. Detección de la propiedades de la materia

• Físicas
• Químicas

C. Identificación de los cambios físicos y químicos de la materia.

• Clasificación.
•Conservación de la materia y energía
• Estados de agregación de la materia
• Propiedades Intensivas y extensivas

D. Análisis de la estructura atómica

•Partículas fundamentales del átomo

•Teoría cuántica y números cuánticos.
•Configuraciones y diagramas energéticos.
•Relación de la estructura atómica con la construcción de la tabla periódica.
• Propiedades periódicas

E. Identificación de las propiedades de los compuestos en función de su tipo de enlace.

• Iónico
• Covalente
• Metálico
•Fuerzas intermoleculares
• Puente de hidrógeno.

1.2 Representar el comportamiento de la materia y la energía en función de sus interacciones químicas.

A. Identificación de fórmulas de los
compuestos inorgánicos.

•Iones monoatómicos y poliatómicos
• Hidruros
• Óxidos (metálicos y no metálicos)
• Hidróxidos
• Sales (binarias y oxisales)
• Ácidos (hidrácidos y oxácidos)

B.Distinguir la reacciones químicas y su balanceo

• Tipos de reacciones químicas inorgánicas.
• Ley de Lavoisier
•Balanceo de ecuaciones químicas

UNIDAD 2

2.1 Realizar el balance de masas a partir de reacciones químicas inorgánicas.

A. Determinación de la composición
cuantitativa de las sustancias

• Unidades químicas y factores de
conversión
• Composición porcentual de las
sustancias
• Fórmulas

B .Aplicación de las relaciones
estequiométricas

• Cálculos de pureza de reactivos
• Cálculos de eficiencia de la reacción
• Cálculos de reactivo limitante y
reactivo en exceso

2.2 Realizar el balance de energía calorífica a partir de reacciones químicas exotérmicas y endotérmicas.

A. Determinación de la velocidad de
reacción y equilibrio químico.

• Teoría de las colisiones
• Factores que modifican la velocidad
de una reacción
• Reacciones reversibles e irreversibles
• Determinación del valor de la
constante de equilibrio químico
• Factores que afectan el equilibrio
químico de un proceso

B .Análisis de las características de la termodinámica y termoquímica.

• Termodinámica y sus variables

• Termoquímica

UNIDAD 3

3.1 Identificar y representar la estructura molecular del carbono de acuerdo con su tipo de enlace y elementos que lo conforman.

A. Identificación química orgánica.

• Química del carbono
• Diferencia entre compuestos
orgánicos e inorgánicos
• Estructura electrónica del carbono
• Tipos de esqueletos
• Tipo de fórmulas

B. Representar los compuestos del carbono.

• Isomería
• Grupos funcionales
• Funciones químicas

3.2 Describir los compuestos del carbono aplicando las reglas de su nomenclatura.

A. Aplicación de la nomenclatura de los compuestos del carbono según las reglas de la unión internacional de química pura y aplicada.

• Hidrocarburos saturados
• Hidrocarburos Insaturados

B. Manejo de funciones orgánicas y grupos funcionales del carbono.

• Clases de compuestos
• Estructura general

2.2 Realizar el balance de energía calorífica a partir de reacciones químicas exotérmicas y endotérmicas.

 

  • Determinación de la velocidad de reacción y equilibrio químico
  • Teoría de las colisiones

La teoría de las colisiones propuesta por Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918, cualitativamente explica como reacciones químicas ocurren y porque las tasas de reacción difieren para diferentes reacciones.
Esta teoría está basada en la idea que partículas reactivas deben colisionar para que una reacción ocurra, pero solamente una cierta fracción del total de colisiones tiene la energía para conectarse efectivamente y causar transformaciones de los reactivos en productos. Esto es porque solamente una porción de las moléculas tiene energía suficiente y la orientación adecuada (o ángulo) en el momento del impacto para romper cualquier enlace existente y formar nuevas.
La cantidad mínima de energía necesaria para que esto suceda es conocida como energía de activación.
Partículas de diferentes elementos reaccionan con otras por presentar energía de activación con que aciertan las otras. Si los elementos reaccionan con otros, la colisión es llamada de suceso, pero si la concentración de al menos uno de los elementos es muy baja, habrá menos partículas para otros elementos reaccionar con aquellos y la reacción irá a suceder mucho más lentamente.
Con la temperatura aumentando, la energía cinética media y velocidad de las moléculas aumenta, pero esto es poco significativo en el aumento en el número de colisiones.
La tasa de reacción aumenta con la disminución de la temperatura porque una mayor fracción de las colisiones sobrepasa la energía de activación.
La teoría de las colisiones está íntimamente relacionada a la cinética química.
Los átomos de las moléculas de los reactivos están siempre en movimiento, generando muchas colisiones (choques). Parte de estas colisiones aumentan la velocidad de reacción química. Cuantos más choques con energía y geometría adecuada exista, mayor la velocidad de la reacción.

 

Hay dos tipos de colisiones:

  • Horizontal – Colisión más lenta
  • Vertical – Colisión más rápida, colisión efectiva

Veamos los dos modelos de colisiones para la formación de dos moléculas de HCl:
Colisión Horizontal:
Descripción: http://quimica.laguia2000.com/wp-content/uploads/2010/05/COLISI1.jpg
Observemos que luego de la primer colisión existe formación de apenas una molécula de HCl. La segunda molécula se formará en la segunda colisión.
Colisión Vertical
Descripción: http://quimica.laguia2000.com/wp-content/uploads/2010/05/COLISI2.jpg
Observe que la molécula de H2 se aproxima de la molécula de Cl2 con mucha velocidad. Enseguida, se chocan violentamente formando dos moléculas de HCl que se alejan enseguida.
La primera colisión forma el complejo activado (dos moléculas de HCl). Esta colisión sucede con mucha velocidad y por tanto más rápida y más efectiva. Torna la reacción química más rápida.
El estado intermedio de reacción, donde se forma el complejo activado es un estado de transición donde hay un alto valor de energía involucrado.
El complejo activado es la especie química con mayor valor energético en toda la reacción química que tiene vida muy corta.