1. ¿Qué traje y qué me llevo?

R= traje muchas ganas de estudiar que ala mera hora no lo hice y me llevo muchas experiencias que debo tomar en cuenta por que para pasar hay que asistir y poner atencion en clase.

 

2. ¿Cómo evalúas al Módulo?

R= el modulo lo evaluo con un 90% por que la verdad la maestra si nos da muchas facilidades y nosotros no las aprovechamos el modulo parece perfecto.

 

3. ¿Cómo evalúas al grupo?

R= con un 50% por que en el grupo hay muchos huebones en esos me incluyo por que no trabajamos o no cumplimos con las cosas y somos muy relajientos.

 

4. ¿Cómo evalúas tu participación?

R= con un 30% por que no le puse nada de ganas a este semestre y si me evaluo mal.

 

5. ¿Cómo evalúas al Instructor (a)?

R=es buena gente y enseña muy bien en clase.

Descomposición química

La descomposición química es un proceso que experimentan algunos compuestos químicos en el que, de modo espontáneo o provocado por algún agente externo, a partir de una sustancia compuesta se originan dos o más sustancias de estructura química más simple. Es el proceso opuesto a la síntesis química.

La ecuación química generalizada de una descomposición química es:

AB → A + B , o bien, Reactivo → A + B + ...

Un ejemplo específico es la electrólisis de agua que origina hidrógeno y oxígeno, ambos en estado gaseoso:

2 H₂O _{( l)} → 2 H_{2 (g)} + O_{2 (g)}

La descomposición química es, con frecuencia, una reacción química no deseada, pues la estabilidad de un compuesto es siempre limitada cuando se le expone a condiciones ambientales extremas como el calor, la electricidad, las radiaciones, la humedad o ciertos compuestos químicos (ácidos, oxidantes, etc). Los casos más frecuentes de descomposición son la descomposición térmica o termólisis y la electrólisis. La descomposición química total de un compuesto origina los elementos que lo constituyen.

Una definición más amplia del término descomposición también incluye la separación de una fase en dos o más fases^[

Procesos de descomposición

Salvo en los casos de moléculas muy pequeñas, el proceso de descomposición es, en general, muy complejo y no está bien definido. Es muy frecuente que una molécula pueda dividirse en un conjunto de fragmentos más pequeños, con diferentes modos de separación. Esta característica es utilizada en ciertas técnicas analíticas, sobre todo la espectrometría de masas, el análisis gravimétrico tradicional y el análisis termogravimétrico. Se somete a un compuesto a un proceso de descomposición y se analizan los fragmentos resultantes; tras su reconocimiento se puede inferir la estrucutura de la molécula inicial.

Dentro de este tipo de complicados procesos de descomposición se encuentran los procesos de formación del suelo en los que se va disgregando y transformando la roca madre; la descomposición de restos biológicos (residuos de animales y plantas...) que convierten las complejas moléculas orgánicas en unidades más sencillas que pueden ser de nuevo asimiladas por los organismos vivos (véase ciclo del carbono); o los procesos que intervienen en la digestión en la cual los nutrientes se descomponen en sustancias más simples capaces de ser asimiladas por las células.

Tipos de descomposición y ejemplos

Hay tres tipos de reacciones de descomposición, dependiendo del agente causante de la misma:

• Térmica, producida por una temperatura elevada.
• Electrolítica, producida por la corriente eléctrica, y
• Catalítica, producida por la acción de un catalizador, que acelera una reacción que de otro modo sería muy lenta.

Un ejemplo de descomposición espontánea es la del peróxido de hidrógeno, que poco a poco se descompone en agua y oxígeno:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Los carbonatos se descomponen cuando se calientan, siendo una excepción notable el ácido carbónico , H₂CO₃. El ácido carbónico, que produce la efervescencia de los refrescos, latas de bebida y otras bebidas carbonatadas, se descompone con el tiempo (espontáneamente) en dióxido de carbono y agua.

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

Otros carbonatos se descomponen cuando se calientan produciendo el correspondiente óxido de metal y dióxido de carbono. En la siguiente ecuación M representa un metal:

MCO₃ → MO + CO₂

Un ejemplo concreto de esta descomposición es la del carbonato de calcio:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Los cloratos de metal también se descomponen cuando se calientan originando como productos un cloruro de metal y oxígeno.

2 MClO₃ → 2 MCl + 3 O₂

Un ejemplo de esta descomposición es la del clorato de potasio que transcurre como sigue:

2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂

combinación o síntesis

En este tipo de reacciones, se combinan dos o más sustancias que pueden ser elementos o compuestos para formar un producto. Las reacciones de este tipo se clasifican como de combinación o síntesis, y se representan de forma general de la siguiente manera:

Entre las reacciones de combinación tenemos las siguientes posibilidades:

Metal + no metal compuesto binario (óxido, sulfuro o haluro)

Para los metales de los grupos IA, IIA y también para el aluminio, zinc y plata, siempre podemos predecir el producto que han de formar. Para otros metales que tienen estado de oxidación variable, el producto final depende de las condiciones de reacción, pero generalmente se necesita más información para predecir el producto. Considere el siguiente ejemplo :

Esta reacción es muy exotérmica, es decir que libera bastante energía. En el recipiente se ha agregado arena para absorber el calor y, finalmente, unas gotas de agua para acelerar la reacción química.

Otro ejemplo de este tipo de reacción química, es la reacción entre aluminio metálico con bromo líquido para producir cloruro de aluminio sólido según la siguiente ecuación:

No metal + oxígeno óxido de no metal

En general, hay una variedad de productos que pueden formarse en reacciones de este tipo. Por ejemplo cuando el carbono se combina con el oxígeno, si la cantidad de oxígeno presente es limitada , el producto es monóxido de carbono (CO); si hay un exceso de oxígeno, el producto es dióxido de carbono (CO₂), como se puede observar en las siguientes ecuaciones:

Oxido de metal + agua hidróxido de metal

Por ejemplo , el óxido de calcio (CaO) se combina con el agua para formar hidróxido de calcio de acuerdo a la siguiente ecuación:

La fórmula del hidróxido formado está determinada por el conocimiento del número de oxidación del metal y la carga del ion hidroxilo (OH^-). Si el metal presenta más de un estado de oxidación el estado de oxidación en el hidróxido es siempre igual al que tenía el óxido. Por ejemplo, el óxido de hierro (III) forma el hidróxido de hierro (III). Debido a la formación del hidróxido del metal o base, a partir del óxido de metal en agua, el óxido del metal es algunas veces llamado óxido básico.

Oxido de metal + agua oxácido

Los óxidos de no metales reaccionan con agua para formar oxácidos . Por esta razón son frecuentemente llamados óxidos ácidos. Ejemplo , el dióxido de azufre reacciona con agua para formar ácido sulfuroso según la siguiente ecuación:

El dióxido de azufre, SO₂ puede ser oxidado en el aire para formar SO₃. Cuando éste se combina con el agua, se produce ácido sulfúrico.

Oxido de metal + óxido de no metal sal

Estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización. Puesto que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal es un anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente un tipo de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en reacciones de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal formaría es estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si estuviera en agua. Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base se determina el producto. Por ejemplo:

Desprendimiento de Calor

En química, el desprendimiento de calor hace referencia a la energía provocada por cuerpos en movimiento, siempre teniendo en cuenta las particularidades físicas y químicas que posea.

El desprendimiento de calor se logra mediante la combustión. En este sentido, hablamos de combustión como la cantidad de calor que cede a la masa del cuerpo, teniendo en cuenta que puede variar su temperatura inicial únicamente si tal cuerpo absorbe o cede calor o energía, los cual genera el desprendimiento de calor.   

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reacción con desprendimiento de gases

En esta experiencia vamos a estudiar, utilizando sustancias que puedes encontrar fácilmente en casa, una reacción química en la que se desprenden gases.

Material que vas a necesitar:

·         Un vaso

·         Una cucharilla

·         Bicarbonato del que se vende en las farmacias

·         Vinagre

·         Limón

¿Qué vamos a ver?

En la experiencia vamos a ver cómo reacciona el bicarbonato de sodio (NaHCO₃) con sustancias que tienen un carácter ácido. Podrás ver cómo se descompone el bicarbonato y se desprende un gas, el dióxido de carbono. Esto ocurre porque el vinagre y el zumo de limón son sustancias que llevan disueltos ácidos: ácido acético, en el caso del vinagre, y ácido cítrico, en el caso del limón.

La reacción química que tiene lugar es la siguiente:

NaHCO₃ + HAc ----> NaAc + CO₂ + H₂O

Los productos que se obtienen son: una sal (NaAc) que queda disuelta en el agua (H₂O) y dióxido de carbono (CO₂) que al ser un gas burbujea a través del líquido.

¿Qué debes hacer?

Experimento 1

·         En el fondo de un vaso, o en un plato, coloca un poco de bicarbonato de sodio en polvo.

·         Deja caer sobre él unas gotas de vinagre. ¿Qué ocurre? Observa el efecto del gas que se desprende.

·         Repite la experiencia utilizando zumo de limón en vez de vinagre.   

·         Haz otros experimentos para ver si el bicarbonato reacciona con otras bebidas ácidas (por ejemplo, zumo de naranja, zumo de manzana, refresco de cola, etc.).

Experimento 2

·         Prepara una disolución con 1 cucharadita de bicarbonato en medio vaso de agua.

·         Utiliza una parte de la disolución para ver cómo reacciona con el vinagre y otra para el zumo de limón.

·         Repite la experiencia con disoluciones más concentradas de bicarbonato (2, 3 cucharaditas, etc.) y compara los resultados obtenidos con los del caso anterior. ¿Observas diferencias? ¿Cuáles?

Sigue experimentando

Ahora podemos intentar recoger el gas (dióxido de carbono) que hemos obtenido. Para ello vamos a repetir el experimento 2 utilizando una botella, en vez de un vaso, y un globo.

·         Pon vinagre en una botella.

·         En un globo pon una cucharadita de bicarbonato.

·         Sujeta el globo en la boca de la botella, con cuidado para que no caiga el bicarbonato. Ya tenemos preparado el experimento.

·         Levanta el globo y deja caer el bicarbonato sobre el vinagre. Observa como según se va desprendiendo el dióxido de carbono el globo se va hinchando.

Puedes probar con distintas cantidades de reactivos (vinagre y bicarbonato) y ver cómo varía la presión del gas en el globo.    

                             

2.2 Pensamiento de Antoine Lavoisier.

Antoine Lavoisier, fue el principal artífice del abandono de la teoría del flogisto

Desde el momento que se introdujeron criterios cuantitativos la teoría ya no estaba tan clara. Y esto precisamente fue lo que hizo A. Lavoisier cuando en 1772 iniciar una serie de experimentos en los cuales calentaba metales en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire. Sobre la superficie del metal se desarrollaba una capa de calcinado hasta que esta no avanzaba más. Mediante pesadas cuidadosas llegó a las siguientes conclusiones:

1. El calcinado es más pesado que el metal original.

2. El sistema estudiado pesa lo mismo antes y después de la combustión.

Por tanto, algo en el recipiente debía haber perdido una cantidad de peso equivalente a la ganancia del metal original; y ese algo podría ser el aire.

Los partidarios de la teoría del flogisto dirían que se iba formando una cal hasta que el aire del sistema se saturaba de flogisto y ya no podía absorber más. Y que el hecho de que los materiales ganasen peso cuando se convertían en su cal era debido a que el flogisto es más ligero que el aire y, al combinarse con las sustancias tiende a levantarlas, haciendo disminuir su peso; por consiguiente, una perdida de flogisto debía hacer más pesada a la sustancia.

Lavoisier examinó la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas. La explicación de Lavoisier de la combustión reemplazó a la teoría del flogisto, sustancia que desprendían los materiales al arder.

Fue por todas estas disputas que durante una generación la química se convirtiese en la "ciencia francesa" (la frase persistió mas en Francia que en los demás países).

Luego, con el químico francés Claude Louis Berthollet y otros, Lavoisier concibió una nomenclatura química, o sistema de nombres, que sirve de base al sistema moderno. La describió en Método de nomenclatura química (1787). En Tratado elemental de química (1789), Lavoisier aclara el concepto de elemento como una sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún método de análisis químico conocido, y elaboró una teoría de la formación de los compuestos a partir de los elementos.

                                                         

Precipitación química           

Es la separación de sustancias por asentamiento gravitacional,mediante el agregado de reactivos químicos que alteran su estado físicoo su solubilidad (precipitantes, coagulantes, floculantes, etc.).

La precipitación química es un proceso de tres pasos que consiste en:

coagulación, floculación y sedimentación.

-Coagulación: En esta etapa las fuerzas entre las partículas de los

contaminantes se reducen o eliminan mediante la adición de productosquímicos, lo que permite la interacción de partículas mediante elmovimiento molecular y la agitación física. La mezcla rápida permite ladispersión en el agua residual del producto químico utilizado en eltratamiento y promueve el choque de partículas, lo que hace que laspartículas se agrupen para formar otras de mayor tamaño, es decir, lacoagulación. Los productos químicos añadidos para promover dichaagregación se denominan coagulantes y tienen dos propósitos básicos:El primero es desestabilizar las partículas, lo que permite la interacción,y el segundo es promover la agrupación de partículas reforzando así lafloculación.

-Floculación: Se produce después de un período de mezcla rápida ya

que es necesario disminuir la velocidad de la mezcla para que se formenflóculos más grandes. (Si la velocidad de mezcla es alta, los flóculoscontinúan siendo destruidos por excesivo contacto físico).

-Sedimentación: Debido al tamaño de las partículas sigue siendo

necesario algo de mezcla para que exista contacto entre las masas desólidos y promover así la formación de flóculos que se sedimentaránrápidamente. Durante la precipitación, los sólidos se separan dellíquido normalmente por sedimentación. lo que debe resultar en doscapas claramente visibles: una sólida y una líquida, que puedensepararse fácilmente.

La precipitación química se realiza la mayor parte de las vecesutilizando hidróxido de sodio, compuestos de sulfato (alumbre o sulfatoférrico) o sulfuros (sulfuro de sodio o sulfuro de hierro). La adición deestos compuestos a aguas residuales portadoras de metales formahidróxidos de metal o sulfuros de metal respectivamente, y lasolubilidad en el agua de éstos es limitada.

Esta técnica se utiliza para remover la mayoría de los metales de lasaguas residuales, y algunas especies aniónicas como sulfato y fluoruro.Los compuestos orgánicos en las aguas residuales pueden formarcomplejos de metal y reducir la eficacia de este tipo de tratamiento, encuyo caso probablemente se necesite realizar estudios a nivellaboratorio o de proyecto piloto para determinar los métodos de1

tratamiento apropiados para romper el complejo y hacer que se

precipite el metal.

Frecuentemente este problema puede resolverse utilizando mejores

técnicas de separación de residuos.

1 Combustión

Es un proceso de oxidación rápida de una sustancia, acompañado de un aumento de calor y frecuentemente de luz. En el caso de los combustibles comunes, el proceso consiste en una combinación química con el oxígeno de la atmósfera que lleva a la formación de dióxido de carbono, monóxido de carbono y agua, junto con otros productos como dióxido de azufre, que proceden de los componentes menores del combustible. El término combustión, también engloba el concepto de oxidación en sentido amplio. El agente oxidante puede ser ácido nítrico, ciertos percloratos e incluso cloro o flúor.

1.1 Liberación de energía

La mayoría de los procesos de combustión liberan energía (casi siempre en forma de calor), que se aprovecha en los procesos industriales para obtener fuerza motriz o para la iluminación y calefacción domésticas. La combustión también resulta útil para obtener determinados productos oxidados, como en el caso de la combustión de azufre para formar dióxido de azufre y ácido sulfúrico como producto final. Otro uso corriente de la combustión es la eliminación de residuos.

La energía liberada durante la combustión provoca una subida de temperatura en los productos. La temperatura alcanzada dependerá de la velocidad de liberación y disipación de energía, así como de la cantidad de productos de combustión. El aire es la fuente de oxígeno más barata, pero el nitrógeno, al constituir tres cuartos del aire en volumen, es el principal componente de los productos de combustión, con un aumento de temperatura considerablemente inferior que en el caso de la combustión con oxígeno puro. Teóricamente, en toda combustión sólo se precisa añadir una mínima porción de aire al combustible para completar el proceso. Sin embargo, con una mayor cantidad de aire, la combustión se efectúa con mayor eficacia y aprovechamiento de la energía liberada. Por otra parte, un exceso de aire reducirá la temperatura final y la cantidad de energía liberada. En consecuencia habrá de establecerse la relación aire-combustible en función del nivel de combustión y temperatura deseados. Para lograr altas temperaturas puede utilizarse aire rico en oxígeno, o incluso oxígeno puro, como en el caso de la soldadura oxiacetilénica. El nivel de combustión puede aumentarse partiendo el material combustible para aumentar su superficie y de este modo incrementar su velocidad de reacción. También se consigue dicho aumento añadiendo más aire para proporcionar más oxígeno al combustible. Cuando se necesita liberar energía de modo instantáneo, como en el caso de los cohetes, puede incorporarse el oxidante directamente al combustible durante su elaboración.

La forma más común de aprovechar la energía de la combustión para fines prácticos es el motor de combustión interna.

1.2 Motor de combustión interna

Tipo de máquina que obtiene energía mecánica directamente de la energía química producida por un combustible que arde dentro de una cámara de combustión, la parte principal de un motor. Se utilizan motores de combustión interna de cuatro tipos: el motor cíclico Otto, el motor diesel, el motor rotatorio y la turbina de combustión. El motor cíclico Otto, cuyo nombre proviene del técnico alemán que lo inventó, Nikolaus August Otto, es el motor convencional de gasolina que se emplea en automoción y aeronáutica. El motor diesel, llamado así en honor del ingeniero alemán nacido en Francia Rudolf Christian Karl Diesel, funciona con un principio diferente y suele consumir gasóleo. Se emplea en instalaciones generadoras de electricidad, en sistemas de propulsión naval, en camiones, autobuses y algunos automóviles. Tanto los motores Otto como los diesel se fabrican en modelos de dos y cuatro tiempos.

2 Teorías de combustión.

Desde el principio de los tiempos, la combustión ha estado con nosotros, pero sólo recién en los tiempos de Aristóteles se le ha observado con seriedad. Éste definió que el fuego era uno de los cuatro compuestos que componían toda la materia. Después de esta explicación debieron pasar siglos hasta que alguien, para ser más preciso, el médico Ernst Stahl, intentara explicar la naturaleza de la combustión mediante un método serio.

2.1 La teoría del flogisto

Algunos historiadores afirman que la teoría del flogisto puede considerase como la primera gran teoría de la química moderna. A principios del siglo XVIII, el médico Georg Ernst Stahl (1660-1734) siguiendo las ideas de su maestro J.J.Becher (1635-1682), propuso una explicación conjunta de la calcinación de los metales, la combustión de los cuerpos combustibles y la respiración de los animales, basada en la existencia de un "principio de la combustibilidad" que denominó "flogisto". De acuerdo con sus ideas, los metales estaban formados por flogisto y la cal correspondiente, de modo que, cuando se calcinaban, el flogisto se desprendía y dejaba libre la cal. Del mismo modo, para obtener el metal a partir de la cal, era necesario añadirle flogisto, el cual podía obtenerse a partir de una sustancia rica en este principio, como el carbón, por ejemplo.

Los principios del flogisto

Se deduce de lo que acabamos de decir sobre la naturaleza del Fuego, que nos es imposible retenerlo y fijarlo en ningún cuerpo. Sin embargo, los fenómenos que presentan las materias inflamables mientras arden, nos indican que contienen realmente la materia del Fuego como uno de sus principios. ¿ A través de qué mecanismo este fluido tan penetrante, tan activo, tan difícil de retener, para el cual ninguna sustancia es impenetrable, se encuentra?. Es esta una pregunta que resulta muy difícil contestar de modo satisfactorio. Examinemos las propiedades de el “fuego fijo” (flogisto), convertido en principio de los cuerpos, al cual, para distinguirlo del fuego puro y libre, se ha designado con el nombre griego Phlogistos. Se le da también el nombre de principio azufre, o de materia inflamable. Según Georg Ernst Stahl las propiedades de dicho material son:

1.- Cuando se une a un cuerpo, no le comunica ni calor, ni luz.
2.- No cambia en absoluto su estado de solidez o fluidez, de modo que un cuerpo solido no se transforma en fluido por la adición de flogisto, y viceversa; solamente deja a los cuerpos con los que se une más dispuestos a entrar en fusión por acción del fuego ordinario.
3.- Podemos transportarlo de un cuerpo con el que está unido a otro cuerpo en el cual participa en su composición o permanece fijo.

Estos dos cuerpos, tanto aquél al cual se le quita el flogisto como aquél al que se le da, experimentan por ello cambios muy considerables. Es este último fenómeno lleva particularmente a distinguir el flogisto del fuego puro, y a considerarlo como el elemento del fuego combinado con alguna otra sustancia, que le sirve como base para formar una especie de principio secundario; puesto que si no se diferenciaran en nada, deberíamos poder introducir y fijar el fuego puro en los mismos cuerpos en los que nosotros introducimos y fijamos el flogisto, lo cual es, sin embargo, es imposible.

Nunca se pudo llegar a tener el flogisto puro y separado de toda otra sustancia, puesto que se suponía que no existían más que dos medios para separarlo de un cuerpo del cual forma parte: a saber, presentarle otro cuerpo, con el cual se une en el mismo momento en el cual se separa del primero, o bien calcinar e inflamar el compuesto que se pretende separar. En el primer caso, es evidente que no se tiene el flogisto puro, puesto que no hace más que pasar de una combinación a otra; y en el segundo caso, el flogisto se descompone y se disipa enteramente, de modo que es absolutamente imposible retenerlo.

Se deducía así que la inflamabilidad de un cuerpo era una señal certera de que contiene el flogisto; pero del hecho de que un cuerpo no sea inflamable, no se podía concluir que no lo contenga en absoluto; porque la experiencia había demostrado que existen ciertos metales abundantes en “flogisto” que no son inflamables.

El desarrollo de los estudios sobre los gases fueron una de las causas que llevaron al abandono de la teoría del flogisto, aunque estas investigaciones se desarrollaron dentro de este marco teórico. Un ejemplo ilustrativo de este hecho es la obra de Joseph Priestley (1733-1804). A pesar de que este autor realizó alguna de las principales aportaciones que contribuyeron al abandono de la teoría del flogisto, Priestley siempre interpretó sus resultados experimentales en el marco de esta teoría, lo que le llevó a acuñar términos como "aire flogisticado" o "aire desflogisticado".