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UNIVERSIDAD AUTONOMA DE ZACATECASQUIMICA III CUADERNO DE APUNTES I.Q. Luis Morones Hernández 2015 UNIVERSIDAD AUTONOMA DE ZACATECAS UAPUAZ PROGRAMA IV 2 PROPOSITO GENERAL Identificar las relaciones materiales en las reacciones químicas para describir los procesos que se utilizan con modelos físicos y matemáticos para formular la composición química de las sustancias. Generalizar los conceptos inmersos en las leyes estequiométricas, así como en las expresiones de las concentraciones de las soluciones y del cálculo de las variables implicadas en el estudio de los gases ideales. Contrastar los conceptos en el laboratorio por medio de actividades realizadas con la metodología científica y reflexionar sobre la aplicación de las relaciones ciencia-tecnología-sociedad y ambiente en diferentes contextos. 3 INDICE 1 Composición química de las sustancias 1.1 El nacimiento de la química como ciencia. 1.2 La naturaleza del mundo material según Aristóteles (Concepción continua de la materia). 1.3 Planteamiento de Demócrito sobre la concepción discontinua de la materia. 1.3.1 Estudio físico de los gases a partir del siglo XVII. 1.3.2 Estudios sobre reacciones químicas hasta finales del siglo XVIII. 1.4 Los elementos químicos. 1.4.1 El método experimental de Antoine Laurent Lavoisier en el siglo XVIII. 1.4.1.1 La ley de la conservación de la materia. 1.5 Establecimiento de la estructura atómica de la materia. 1.5.1 Postulados de John Dalton en 1808. 1.6 Estudio de las Leyes Ponderales en Química. 1.6.1 Ley de las proporciones constantes o definidas de Joseph-Louis Proust de 1799. 1.6.2 Ley de las relaciones volumétricas. Hipótesis de Avogadro de 1811. 1.7 La simbología química propuesta por Jöns Jacob Berzelius en 1813 y por Justus Von Liebig en 1834. 1.8 Profundización de la teoría atómica de la materia: el concepto de molécula 1.8.1 Ley de Amadeo Avogadro en 1811. 1.9 Consecuencia de la teoría atómica molecular: determinación de masas atómicas. 1.10 El concepto mol como cantidad de sustancia. 1.11 Cálculos que comprenden elementos y compuestos. 1.11.1 Masa molar y masa molecular. 1.11.2 De unidades molares. Constante de Avogadro ( NA ). 1.11.3 De la composición porcentual de los compuestos. 4 1.11.4 Determinación de fórmulas empíricas mínimas y la fórmula molecular. 2 Estudio sistemático de las reacciones químicas. 2.1 Distintas definiciones de reacción química de acuerdo a diferentes marcos conceptuales. 2.1.1 Términos, símbolos y significado de reacción química. 2.1.2 Balanceo de ecuaciones químicas utilizando distintos métodos. 2.2 Clasificación de las reacciones químicas inorgánicas. 2.2.1 Combinación. 2.2.2 Descomposición. 2.2.3 Sustitución sencilla. 2.2.4 Doble sustitución. 2.2.5 Neutralización. 2.3 Clasificación de las reacciones químicas orgánicas. 2.3.1 Sustitución. 2.3.2 Adición. 2.3.3 Eliminación. 3 Estequiometría de las reacciones químicas. 3.1 Interpretación del significado de una ecuación química. 3.2 La razón estequiométrica para la resolución de problemas de estequiometria. 3.3 Resolución de problemas estequiométricos por el método molar (utilizando el factor unitario). 3.3.1 Mol-mol. 3.3.2 Masa-masa. 3.3.3 Masa-volumen. 3.3.4 Volumen-volumen. 4 Disoluciones. 4.1 El soluto y el disolvente. 4.2 Formas de expresar las concentraciones de las disoluciones. 5 4.2.1 Porcentaje referido a la masa y al volumen. 4.2.2 Partes por millón. 4.2.3 Fracción molar. 4.2.4 Molaridad. 4.2.5 Normalidad. 4.3 Diluciones. 5 Gases. 5.1 Características de los gases de acuerdo con la teoría cinética molecular. 5.2 Leyes de los gases. 5.2.1 Ley de Boyle – Mariotte. 5.2.2 Ley de Charles- Gay-Lussac. 5.2.3 Ley de Avogadro. 5.3 Ecuación del gas ideal. 5.4 Cálculos estequiométricos en gases. 5.5 Ley de Dalton de las presiones parciales de los gases. 6 1 Composición química de las sustancias. 1.1 El nacimiento de la química como ciencia. USO DE LOS METALES Europa: Paracelso. Lavoisier - Dalton Edad de piedra El Nacimiento de la Química como ciencia QUIMICA MODERNA Sustancias puras La alquimia Hipótesis atómica EGIPTO:COLORANTE,CERAS, BARNIZ. MINERALES AURIFEROS. El fósforo Ramas de la química CHINA:Pólvora,Porcelana El Eclectisismo Sistema periódico GRECIA: Los 4 elementos Alcohol y el agua regia. El átomo moderno Instrumentación quím. 1.2 La naturaleza del mundo material según Aristóteles (Concepción continua de la materia). Aristóteles creía que toda la materia existente en el universo estaba compuesta por cuatro elementos básicos: tierra, agua, fuego y aire. Estos elementos sufrían la acción de la gravedad (tendencia de la tierra y del agua a hundirse) y la ligereza (tendencia del aire y del fuego a ascender). También creía que la materia era continua, es decir, que cualquier clase de materia podía dividirse sin límite hasta quedar en partes cada vez más pequeñas. Aristóteles consideró que existía una materia unida primaria y cuatro propiedades principales: calor, frío, humedad y sequedad, sus combinaciones son elementos materiales: 7 Humedad Aire Agua Calor Frio Fuego Tierra Sequedad 1.3 Planteamiento de Demócrito sobre la concepción discontinua de la materia. La duda era si un pedazo de materia podría ser subdividido infinitamente en pedazos cada vez más pequeños (materia continua) o si llegara un momento en que nos toparíamos con un pedazo indivisible de materia. En el siglo V a.c. Demócrito se afilió a ésta última propuesta y empleó la palabra “átomo” (que significa indivisible). a) Hay tantos átomos como sustancias diferentes b) Cada átomo tiene peso distinto, por lo que, cada material tiene una densidad característica El concepto átomo le permitió interpretar la evaporación, la difusión, el crecimiento de los cristales y muchos otros fenómenos cotidianos. Desgraciadamente Aristóteles y Platón negaron las ideas atomísticas de Demócrito, lo que condujo al olvido éste modelo de la estructura de la materia. 1.3.1 Estudio físico de los gases a partir del siglo XVII. El estudio de los gases, y en particular del aire, atrajo la atención de los físicos del siglo XVII y más concretamente la del irlandés Robert Boyle (16271691). Las experiencias que le permitieron establecer su conocida ley consistieron, básicamente, en añadir mercurio a un tubo acodado suficientemente largo abierto por un extremo y provisto de una llave en el otro. Con la llave abierta vertía mercurio y su nivel en las dos ramas del tubo se igualaba (principio de los vasos comunicantes). A continuación cerraba la llave y añadía sucesivamente cantidades de mercurio iguales, con lo cual, la presión a la que estaba sometido el gas encerrado en el otro extremo del tubo, aumentaba en igual proporción. Mediante sucesivas medidas de la distancia entre los dos niveles alcanzados por el mercurio en ambas ramas del tubo, observó que la disminución del volumen del gas guardaba cierta relación con el aumento de presión. Si doblaba el peso de mercurio, el volumen se reducía a la mitad, si lo triplicaba se reducía a la tercera parte y así sucesivamente. Un análisis cuidadoso de tales resultados experimentales le permitió, finalmente, enunciar su ley. El estudio de la dilatación de los gases puede efectuarse con la ayuda de un matraz de vidrio que termine en un tubo capilar acodado por cuyo interior puede deslizarse un índice de mercurio sobre una escala graduada. La dilatación 8 de la sustancia gaseosa contenida en el recipiente, puede observarse, de forma controlada, sumergiendo el matraz en un baño de agua cuya temperatura puede variarse a voluntad. La lectura del volumen del gas sobre la escala graduada y de la temperatura del agua sobre un termómetro empleado al efecto, permite encontrar una relación entre ambas magnitudes físicas en condiciones de presión constante e igual a la presión atmosférica. Experimentos de este tipo llevaron al químico francés Joseph Louis GayLussac (1778-1850) a concluir que, a presión constante, el volumen de un gas aumenta proporcionalmente al incremento de temperatura, siendo la constante de proporcionalidad la misma para todos los gases. Este enunciado, que se conoce como primera Ley de Gay-Lussac. Esta se le conoce también como ley de Charles-Gay Lussac, ya que fue sugerida con anterioridad en una forma semejante por Jacques Charles (1746-1823). Las leyes de Boyle-Mariotte y de Gay-Lussac sobre el comportamiento de los gases, aunque son aplicables dentro de una buena aproximación a los gases existentes en la naturaleza, son tanto más imprecisas cuanto mayor es la densidad, la presión o la temperatura del gas. Por ello los gases que cumplen con exactitud dichas leyes físicas se denominan gases perfectos o ideales. 1.3.2 Estudios sobre reacciones químicas hasta finales del siglo XVIII. La teoría del Flogisto suponía que las sustancias combustibles, contienen un “principio inflamable” denominado flogisto (llama). La combustión es concebido como el proceso de liberación a la atmósfera de flogisto contenido en dicha sustancia, dando lugar a un residuo llamado cal o ceniza. Cuanto mas inflamable sea una sustancia, mayor será su contenido en flogisto. Representados de la siguiente manera: Calcinación Metal è Cal + Flogisto ↑ Combustión Sustancia è Ceniza + Flogisto ↑ Cal Carbón è Metal El Inglés J. Priestley y el Sueco K.W. Sheele, descubrieron de forma independiente la existencia de un aire que avivaba el fuego, denominado por Priestley “aire desflogisticado”. Lavoisier experimentó en el análisis del aire desflogisticado, cuidando masa y volumen de las sustancias participantes. El análisis de sus resultados lo llevó a encontrar que era una porción pura que se encontraba en el aire, identificándolo como elemento al que llamó “Oxígeno”. Responsable de la combustión y la calcinación, así como con propiedades ácidas. Calcinación o Combustión Sustancia + Oxígeno è Öxido Reducción de óxido de metal Oxido de metal + Carbón è Metal + nueva Sust. 9 1.4 Los elementos químicos. Elemento Una hipótesis histórica de su nombre es que procede de las letras: l, m, n, t. Las cuales al ser leídas producen la combinación fónica “el” “em” “en” “te” o “elemente”. Que en latín suena “elementum”. Paracelso en el siglo XVI propuso que todas las sustancias consistían de tres principios: el mercurio, la sal y el azufre, portadores de tres propiedades: volatilidad, solidez y combustibilidad. Robert Boyle dijo debían tener una naturaleza material y ser componentes de cuerpos sólidos. A. L. Lavoisier formuló que los elementos son sustancias que los científicos todavía no podía descomponer. Elemento es pues, un conjunto de átomos que poseen una estructura determinada. Es una sustancia simple, elemental, que no puede descomponerse en otras mas sencillas mediante procedimientos químicos ordinarios. A T R I E R R A A R A S O N Gases Nobles R S Halógenos T M E N T O D E N S I C I Anfígenos E Nitrogenoides L Carbonoides E Térreos Alcalinotérreos Metales Alcalinos Se agrupan en una tabla periódica propuesta por Dimitri Mendeleev de la siguiente forma: S 1.4.1 El método experimental de Antoine Laurent Lavoisier en el siglo XVIII. Lavoisier empezó por calentar sustancias al aire (en 1772). Una vez compró (con otros químicos) un diamante que colocó en un recipiente cerrado y enfocó en el los rayos de sol que concentraba una lupa, y el diamante desapareció. Sin embargo, el recipiente se llenó de anhídrido carbónico, lo que prueba que en gran parte o en su totalidad el diamante estaba compuesto por carbono. Lavoisier también notó especialmente que el diamante no ardía en ausencia de aire. Continuó quemando fósforo y azufre y comprobó que los productos obtenidos pesaban más que el original, por lo que pensó que se había adicionado alguna sustancia a partir del aire (no creía que el flogisto tuviera un peso negativo). 10 Para probar esto, calentó estaño y plomo en atmósfera limitada de aire y sobre ambos metales apareció una capa de óxido que se comprobó que pesaba más que el metal del que provenía. Lavoisier vio que el metal, su óxido, el aire, y todo el conjunto, no habían variado de peso al calentarlos. Esto quería decir que si el óxido había ganado peso por un lado, el mismo peso se tenía que haber perdido por otro sitio, posiblemente el aire. Si en realidad era el aire, tendría que aparecer un vacío parcial en el recipiente. Estando seguro de ello, Lavoisier abrió el recipiente y el aire entró siendo entonces cuando ganó peso el conjunto. 1.4.1.1 La ley de la conservación de la materia. Lavoisier pudo demostrar que el óxido era una combinación del metal con el aire y por tanto que la oxidación (y la combustión) no acarreaban una pérdida del flogisto, sino una ganancia de al menos una porción de aire. Cuando esta teoría se abrió paso entre los químicos, se derrumbó la teoría del flogisto y se estableció la química sobre los fundamentos en que hoy descansa. Además la demostración de Lavoisier de que la materia no se crea ni se destruye sino que cambia de un estado a otro en el transcurso de los procesos químicos a que se somete, es la Ley de Conservación de la Materia, que representa un baluarte de la química del siglo XIX (y una tercera razón por la que se le proclama padre de la química moderna). Einstein amplió y afinó este concepto. La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable. 1.5 Establecimiento de la estructura atómica de la materia. 1.5.1 Postulados de John Dalton en 1808. Un profesor inglés se encargó de darle forma y razón a la teoría atomística de su época (discontinuidad de la materia), basada en una gran cantidad de información; las leyes de los gases, de la conservación de la masa, de las composiciones constantes, de las proporciones definidas y los avances alcanzados en el análisis químico. 1) Una sustancia elemental puede subdividirse hasta el punto que se obtengan las partículas indivisibles llamadas átomos, que considero tienen forma de esferas. 2) Los átomos de un mismo elemento son idénticos en su masa y tienen las mismas propiedades físicas y químicas. Los átomos de distintos elementos, tienen diferentes masas y diferentes propiedades físicas y químicas. Es imposible crear o destruir un átomo de un elemento. 3) Los compuestos se forman cuando los átomos de los elementos se unen entre sí en una relación constante y sencilla. Pero hay algunos hechos que ponen en cuestionamientos al modelo atómico de John Dalton: 1) Actualmente se sabe que los átomos si se pueden subdividir. 11 2) 3) 4) 5) 6) El proceso por el cual se liberan electrones de un material por la acción de la radiación se denomina efecto fotoeléctrico o emisión fotoeléctrica y sus características esenciales son: a) para cada sustancia hay una frecuencia mínima o umbral de la radiación EM por debajo de la cual no se producen fotoelectrones, por más intensa que sea la radiación y b) la emisión electrónica aumenta cuando se incrementa la intensidad de la radiación que incide sobre la superficie del metal, ya que hay más energía disponible para liberar electrones. Actualmente es necesario introducir el concepto de isótopo (átomos de un mismo elemento de distinta masa, y esa es la característica que los diferencia entre sí). De ésta manera asignó la formula al agua (HO) y al amoniaco (NH). Emisión de luz por estados electrónicos excitados de los átomos, y la absorción de la línea atómica característica (fenómeno atómico). Lo que significa que los átomos pueden dividirse en sus partículas fundamentales. Los gases producen los espectros de emisión discontínuos, los rayos proceden de emisiones de átomos excitados, mientras que los de banda de moléculas excitadas. La radiactividad (emisión de energía por la desintegración de núcleos de átomos inestables. α, β, γ y neutrones). 1.6 Estudio de las Leyes Ponderales en Química. 1.6.1 Ley de las proporciones constantes o definidas de Joseph-Louis Proust de 1799. En 1799. Joseph Proust (1754-1826) estableció que "Cien libras de cobre, disuelto en ácido sulfúrico o nítrico y precipitado por carbonato de sodio o potasio, producen invariablemente 180 libras de carbonato de color verde." Esta observación y otras similares constituyeron la base de la Ley de Proust, o la Ley de las proporciones definidas: El agua contiene dos átomos de hidrógeno (H) por cada átomo de oxígeno (O), un hecho que puede representarse simbólicamente por una fórmula química, la conocida fórmula H2O. Las dos muestras descritas a continuación tienen las mismas proporciones de los dos elementos, expresadas como porcentajes en masa. Por ejemplo, para determinar el porcentaje en masa de hidrógeno, simplemente se divide la masa de hidrógeno por la masa de la muestra y se multiplica por 100. En cada muestra se obtendrá el mismo resultado: 11,9 por ciento de H. Muestra A Composición 10,000 g Muestra B 27,000 g 1,119 g de Hidrogeno % de Hidrogeno = 11,19 3,021 g de Hidrogeno 8,881 g de Oxigeno % de Oxigeno = 88,81 23,979 g de Oxigeno 12 1.6.2 Ley de las relaciones volumétricas. Hipótesis de Avogadro de 1811. A iguales condiciones de presión y temperatura, en volúmenes iguales de todos los gases, existe el mismo número de moléculas, y por tanto el mismo número de moles” . P, T = Ctes ! V = Cte · n (n = número de moles) Podemos definir así el VOLUMEN MOLAR de un gas como el volumen ocupado por un gas en unas condiciones determinadas de presión y temperatura. Cuando las condiciones son de 0 ºC y 1 atm. (Condiciones normales), hablamos de VOLUMEN MOLAR NORMAL, que para cualquier gas vale 22'4 litros. Esta hipótesis da lugar a la idea de que los gases elementales poseen moléculas diatómicas : 1 volumen de Cl + 1 volumen de H è 2 volúmenes de Cloruro de Hidrógeno ; Ésto sólo es posible si Cl y H están en la forma Cl2 y H2 1.7 La simbología química propuesta por Jöns Jacob Berzelius en 1813 y por Justus von Liebig en 1834. Jons Jakob Berzelius, científico sueco, nació en 1779 en el pueblecito de Wáfversunda y murió en 1848 en Estocolmo. Su papel fue fundamental en la elaboración de la química moderna; le corresponde el mérito de haber ampliado y enriquecido la química en todas sus ramas más importantes. Presentó una primera tabla de equivalentes, introdujo los conceptos de isomería, polimería y alotropía, estudió la catálisis, enunció las leyes de la electroquímica y aisló numerosos cuerpos simples. Determinó con gran precisión el peso atómico de numerosos elementos. Berzelius desarrolló su teoría electroquímica después de comprobar que existe un parentesco muy próximo entre los fenómenos químicos y la electricidad. Para Berzelius la propiedad fundamental de las partículas más diminutas es su polaridad eléctrica. Aplicó también las leyes fundamentales de la teoría atómica a las substancias orgánicas. Otra de sus valiosas aportaciones es la creación de la formulación química. Como símbolo de una sustancia simple o elemento se emplea la inicial de su nombre griego o latino, seguido en algunas ocasiones de una segunda letra en minúscula. Así, el símbolo H sig-nifica hidrógeno (hidrogenium), S (sulfur) azufre, O (oxygenium) oxígeno, N (nitrogenium) nitrógeno, C (carboneum) carbono. Fe (ferrum) hierro, etc. Estos símbolos no sólo expresan la naturaleza del elemento, sino también su peso atómico, es decir, que son también símbolos numéricos. H significa una unidad de peso de hidrógeno, S 32 unidades de peso de azufre, N 14 unidades de peso de nitrógeno, C 12 de carbono. Fe 56 de hierro, etc. Los químicos calculan con estos símbolos numéricos. El símbolo de un compuesto 13 químico, la fórmula, está formado por los símbolos de los elementos que lo componen. De acuerdo con la ley de las proporciones múltiples, estos símbolos llevan, generalmente debajo y a la derecha, los multiplicadores correspondientes. Berzelius fue también el primer químico que concibió desde un punto de vista atomístico las combinaciones orgánicas y que manifestó su convencimiento de que la ley de las proporciones múltiples es válida también en la química orgánica. Aceptó ya la existencia de complejos de átomos en los compuestos orgánicos, los llamados "radicales", que pueden intercambiarse con otros (radicales equivalentes), igual que si se tratase de átomos individuales. Por entonces se desconocían las necesidades alimenticias esenciales de la especie humana, pues únicamente se estimaban basándose en la cantidad de alimentos consumidos. Con tales conocimientos era pues imposible establecer los requerimientos alimenticios de distintos grupos de población. Pero algunos científicos de la época buscaban ya sistemas más racionales: FranÇois Magendie estudió el comportamiento de los perros a los que solo se les administraba, durante mucho tiempo, el mismo alimento y observó que únicamente con la carne gozaban de buena salud. Si en su lugar se les daba azúcar, pan o grasa los animales perdían peso, enfermaban y morían transcurrido cierto tiempo. La sintomatología de estos animales correspondía a lo que dos siglos más tarde se conocerían como avitaminosis. Liebig y colaboradores no solo realizaron los primeros análisis fiables de composición química de los alimentos sino que aprovecharon los resultados para estudiar cuantitativamente sus funciones. Para ello se basó, sin duda alguna, en la clasificación de los alimentos de Magendie, que los dividía en nitrogenados y no nitrogenados, pero Liebig fue mucho más lejos que el sabio francés ya que consideró a los nitrogenados como esenciales para la formación de los músculos y otros tejidos y por ello los denominó elementos plásticos de la nutrición. En cambio pensaba que los no nitrogenados eran la principal fuente de calor y energía animal porque al componerse solo de carbono, oxígeno e hidrógeno eran el combustible principal del organismo, rindiendo al quemarse u oxidarse CO2 y agua. 1.8 Profundización de la teoría atómica de la materia: el concepto de molécula 1.8.1 Ley de Amadeo Avogadro en 1811. Hipótesis de “ Amadeo Avogadro” “Volumi eguali di gas nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione contengono lo stesso numero di molecole” (Volúmenes iguales de gas que se encuentran a las mismas condiciones de temperatura y de presión contienen el mismo número de moléculas). 14 1.9 Consecuencia de la teoría atómica molecular: determinación de masas atómicas. + p n° è átomo + átomo è e- elemento + elemento è molécula + molécula è compuesto Número de masa Es la suma de los nucleones, es decir, las partículas que se encuentran en el núcleo de un átomo. Es la suma de los protones mas los neutrones. Se indica con la letra A. 13. Escribe el número de masa de los halógenos, asimismo, el nº: Halógeno Símbolo Número de masa - nº - Masa atómica Indica la cantidad de materia que contiene un átomo, y se mide en uma, ya que la masa del hidrógeno, por ejemplo, es de 1.6 X 10-24. una uma es la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono (C12).(isótopos de un mismo elemento son átomos cuyo núcleo es idéntico en el número de protones, pero tienen distinto número de neutrones). Las masas atómicas de los diferentes elementos son en realidad el promedio de las masas de sus isótopos. Cuando en el siglo XIX se separó al agua en sus elementos (H y O), se determinó que de cada 100 g de agua, 11.1 g eran de H y los restantes 88.9 g eran de O. más tarde se determinó la proporción de 2 a 1, de donde determinemos que un átomo de O pesa 16 veces más que uno de H. Ahora, si se determina al H una masa relativa de 1, entonces la masa relativa del O es de 16, en uma (normalizado respecto al isótopo 12C), para manejar cantidades más fáciles de expresar. Donde: 1 uma = 1.66054 X 10 -24 gramos; o bien 1 g = 6.02214 X 1023 uma. Cuando en la tabla periódica leemos masa atómica, hablamos en realidad de la masa atómica relativa de los elementos, pues se compara la masa de cada uno con una unidad de referencia. En realidad no podemos pesar la masa de un átomo individualmente. Uno de los cuadros pequeños que observas a la izquierda, sería una doceava parte del total. Es decir, el cuadro completo correspondería al átomo de carbono 12 y cada cuadrito es 1 uma. 15 Ejemplo 1: La abundancia natural del carbono 12 y del carbono 13 es de 98.90% y de 1.10%, respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del carbono 13 es de 13.0035 uma y la del carbono 12 es de 12.0000. Calcular la masa atómica promedio. Aprom. = (0.9890) (12.0000) + (0.0110) (13.0035) = 12.011 uma 30. Las masas atómicas de los dos isótopos estables de Boro, 105B (19.78%) y 11 5B (80.22%), son 10.0129 uma y 11.0093 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del boro. 1.10 El concepto mol como cantidad de sustancia. En el laboratorio o en la industria no se trabaja con símbolos o números, se trabaja con sustancias concretas, que se palpan. Para facilitar las tareas de investigación sobre algún elemento químico los científicos utilizan siempre gran cantidad de átomos. Como la cantidad de átomos que necesitan es realmente impresionante, para simplificar sus cálculos los químicos utilizan una unidad de cantidad de materia llamada mol (del latín moles que significa montón 1 mol = 6.02 X 1023). 1.11 Cálculos que comprenden elementos y compuestos. 1.11.1 Masa molar y masa molecular. Masa molar Es la masa expresada en gramos de una mol de una sustancia, elemento, compuesto, etc. Una cantidad molar es aquélla que está dividida por la unidad de cantidad de sustancia (mol). Cuando se hace esto con la masa m, se tiene una nueva cantidad llamada masa molar. M = m/n La masa molar del hidrógeno es: MH = 1g H/ 1 mol H = 1 g-mol-1 MH2 = 2g H2/ 1 mol H2 = 2 g-mol-1 16 1. Calcula la masa molar de las sustancias moleculares: No. 1 2 3 4 5 6 7 8 Sustancia Fórmula Peso molecular Masa molar Hidrógeno molecular Metano Ozono Monóxido de carbono Dióxido de carbono Ácido sulfúrico Ácido acético Alcohol etílico Volumen molar El volumen molar de un gas que ocupa una mol de moléculas a temperatura y presión normales (0° C y 760 mmHg) es de 22.4 L. Vm = V/n Peso fórmula gramo Es el peso de una fórmula asociada con la unidad de masa. Si tomamos como ejemplo al cloruro de sodio tenemos que: · · · Un mol de veces la fórmula NaCl, tiene una masa de La masa molar de NaCl es de Un peso fórmula gramo de NaCl es 58.45 g 58.45 g/mol 58.45 g 2. Calcula el peso fórmula gramo de las sustancias siguientes: No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Sustancia Fórmula Peso fórmula gramo Óxido férrico Cloruro de magnesio Sulfato de calcio Carbonato de sodio Yoduro de potasio Óxido cúprico Etano Benceno Amoniaco 1.11.2 De unidades molares. Constante de Avogadro ( NA ). Número de Avogadro Es la cantidad de átomos que hay en doce gramos de carbono (C12). Es aproximadamente 6.02 X 1023. Y es equivalente a una mol de una sustancia. NA = N/n Es decir, la masa atómica de un elemento en gramos es igual a 6.02 X 1023 átomos de ése elemento y es igual, asimismo, a un mol de átomos del elemento dado: 17 Sustancia Calcio Azufre Agua Hidróxido de sodio Ácido sulfúrico Masa atómica en gramos 40.1 32.06 17.99 39.97 98.01 Número de átomos 23 6.02 X 10 23 6.02 X 10 6.02 X 10 23 23 6.02 X 10 6.02 X 10 23 1 mol de átomos 6.02 X 1023 23 6.02 X 10 6.02 X 1023 23 6.02 X 10 6.02 X 1023 Nota importante: Observa que en todos los casos la masa atómica o molecular de una sustancia en gramos es igual a 1 mol de átomos o moléculas según sea el caso. 1.11.3 De la composición porcentual de los compuestos. Compuesto Es una sustancia homogénea que resulta de la unión química de dos o más sustancias elementales o elementos químicos (constituyentes) y, por lo tanto, puede experimentar descomposición ulterior. Características de los compuestos: a) Las partes que les forman pierden sus características originales b) Durante su formación hay manifestación de energía c) La proporción de sus constituyentes es fija d) Solo se pueden descomponer por medios químicos e) Atendiendo al número de elementos que lo constituyen, se clasifican en binarios, ternarios y cuaternarios f) Dependiendo del número de átomos que posee una de sus moléculas se clasifican en monoatómicos, di-atómicos, tri-atómicos o poli-atómicos. 3. Determina la clase de compuesto en función del número de átomos y de elementos, así como su nombre: Compuesto No. De elementos No. De átomos Nombre del compuesto NaCl CH3COOH HCl NaOH H3PO4 FeSO4 CaO CH3CH2OH NaClO CH4 CH3(CH 2)2CH3 18 Composición porcentual de los compuestos El cálculo de la composición porcentual de los elementos en un compuesto se realiza directamente a partir de las partes de cada uno de cada cien, es decir, en porcentaje. %E = mE X mC-1 X 100 Donde: %E = porciento de un elemento dado mE = masa individual del elemento mC = masa total del compuesto en donde se encuentra el elemento Ejemplo 4: Calcula la composición porcentual del cloruro de etilo: Datos: Fórmula %E = ¿? %E = mE X mC-1 X 100 CH3CH2 Cl Fórmula molecular: C2H5 Cl Se calcula el peso molecular: Elemento No. átomos Peso atómico Total C 2 12.0 uma 24.0 uma H 5 1.0 uma 5.0 uma Cl 1 35.5 uma 35.5 uma Peso molecular 64.5 uma Se calcula el porcentaje de cada elemento en el compuesto de la siguiente forma: %C = (24uma) X 100 = (64.5 uma) %H = (5.0 uma) X 100 = (64.5 uma) %Cl = (35.5 uma) (64.5 uma) 37.2 % 7.8 % X 100 = 55.0 % TOTAL 100.0 % 3. Calcula el porcentaje de composición de los siguientes compuestos: a) hidróxido de sodio. Na = 57.5%, O = 40% y H = 2.5% b) hidróxido de magnesio. Mg = 41.77%, O = 55.17% y H = 3.45% c) nitrato de calcio. Ca = 24.39%, N = 17.07% y O = 58.55% d) hidróxido de potasio. K = 69.64%, O = 28.57% y H = 1.79% e) nitrato de bario. Ba = 52.49%, N = 10.73% y O = 36.78% f) sulfuro de amonio. N = 41.18%, H = 11.76%, S = 47.06% 4. Calcule el porcentaje de oxígeno en cada una de las siguientes sustancias: g) ácido sulfúrico. 65.3% 19 h) bicarbonato de bario. 37.06% i) fosfato de amonio. 42.95% j) nitrato estanoso. 39.5% k) clorato de hierro (II). 43.05% l) hidróxido de magnesio. 55.17% m) ácido nítrico. 76.19% n) bisulfato de calcio. 54.7% o) fosfato de plomo (II). 13.63% p) bicarbonato de amonio. 60.76% 5. Calcula el porcentaje del metal en cada una de las siguientes sustancias: q) 0.45 gr de un metal que se combina con 0.32 gr de oxígeno. 58.4% r) 0.85 gr de sulfato de metal que contiene 240 mg de azufre. 15.3% s) una muestra de 7.50 gr de hierro impuro que contiene 6.00 gr de FeO. 82.21% t) 2.5 gr de metal que se combinan con 1.8 gr de azufre. 58.14% u) 0.42 gr de óxido de metal que contiene 120 mg de oxígeno. 71.43% v) una muestra de 3.50 gr de lejía que contiene 2.75 gr de hidróxido de sodio. 6. Calcula el número de: w) gramos de calcio en 8.5 gr de fosfato de calcio. 3.29 g x) gramos de plata en 1.25 moles de cloruro de plata. 135 g y) gramos de nitrato de zinc que contienen 0.35 gr de zinc. 1.01 g z) miligramos de estaño en 0.180 gr de óxido de estaño (II). 158.67 mg aa) gramos de hierro en 4.20 mmoles de fosfato ferroso. 0.235 g bb) gramos de aluminio en 0.75 gr de sulfato de aluminio. 0.118 g cc) gramos de potasio en 6.3 moles de fosfato de potasio. 737.1 g dd) gramos de bromuro de calcio contenidos en 1.4 gr de calcio. 7 0g ee) gramos de estaño en 250 mg de carbonato estánico. 0.124 g ff) miligramos de plomo en 1.50 mmoles de óxido de plomo (II). 0.31 g 7. Calcule el número de gramos de oxígeno en cada una de las siguientes sustancias: gg) 5.2 moles de sulfato de sodio. 332.8 g hh) 0.48 gr de carbonato de zinc. 0.184 g ii) 1.75 lb de perclorato de calcio. 425.5 g jj) 12.5 mmoles de fosfito de calcio. 1.2 g kk) 3.5 X10-2 microgramos de sulfato ferroso. 1.47 X 10-8 g ll) 8.25 gr de carbonato de sodio. 3.73 g mm) 1.5 moles de clorato de amonio. 72.0 g nn) 0.45 lb de trióxido de dimanganeso. 62.06 g oo) 25 mmoles de óxido de cromo (III). 1.2 g pp) 8.3 X 10-3 microgramos de hidróxido estánico. 2.84 X 10-9 g 20 1.11.4 Determinación de fórmulas empíricas mínimas y la fórmula molecular. Deducción de fórmulas a partir de la composición Análisis Químico Fórmula empírica Fórmula molecular Fórmula empírica Fórmula molecular Es la manera de expresar la composición de una molécula de un Es la fórmula más sencilla de un compuesto o elemento, utilizando los compuesto; es la proporción de símbolos de los elementos y en la que números enteros más pequeños los subíndices representan la cantidad posibles, de los átomos que componen de átomos de cada elemento presente la molécula de dicho compuesto. en la molécula. Es un múltiplo de números enteros de la fórmula empírica Ejemplo 2: ¿Cuántos alumnos hay en el salón? ¿Cuántos hombres? ¿Cuántas mujeres? ¿Qué proporción hay entre hombres y mujeres? X hombres : y mujeres = representa la fórmula molecular La proporción a:b representa la fórmula empírica En otras palabras, la fórmula molecular se determina a partir de la fórmula empírica y de la masa molecular del compuesto determinada en forma experimental. En algunos casos la fórmula empírica es igual a la fórmula molecular, como en el caso del agua H2O. Ejemplo 3: Un hidrocarburo tiene la siguiente composición: carbono = 82.7% e hidrógeno = 17.4%. su densidad de vapor a TPN es de 2.60 g/l. Calcule la fórmula molecular: Primero se calcula su fórmula empírica. a) b) c) d) e) f) g) Pasos a seguir: Determina el número de moles de los átomos Determina una relación entre ambos dividiendo entre el más pequeño Convierte a números enteros Calcula la masa molecular de la fórmula empírica Usa el factor unitario para determinar su masa molar Realiza una relación entre la masa molar y la masa molecular El resultado del punto anterior es el múltiplo de la fórmula empírica. 21 a) 82.7% + 17.4% ~ 100.0 %, por lo que, se puede tomar en gramos cada cantidad, de forma tal que, el carbono tiene 82.7 g y el hidrógeno 17.4 g y así: M = m / n despejando a n tenemos que: n = m / M, nC = 82.7 g / 12.0 g/mol = 6.89 mol de átomos de C o bien, 82.7 g de C x 1 mol de átomos de C = 6.89 mol de átomos de C 12.0 g de C nH = 17.4 g / 1.0 g mol-1 = 17.4 mol de átomos de H o bien, 17.4 g de H x 1 mol de átomos de H = 17.4 mol de átomos de H 1g de H b) para el C: 6.89 mol = 1 6.89 mol c) C1 (C1H2.5)2 = C2H5 Para el H: 17.4 mol = 2.5 6.89 mol H2.5 d) Para el C: 2 x 12 uma = 24 uma Para el H: 5 x 1.0 uma = 5 uma Masa fórmula empírica = 29 uma e) “La hipótesis de Avogadro arrojó como dato que 1 mol de moléculas de gas ocupan 22.4 L a TPN, por lo que éste dato se utilizará como factor unitario: 22.4 L a TPN x 2.60 g 1 mol 1L TPN = 58.2 g mol-1 f) Relación de masas: Masa molar del gas = 58.2 uma = 2 Masa fórmula empírica 29.0 uma g) Por lo tanto, se usa el resultado del punto anterior como múltiplo para determinar la fórmula molecular y: (C2H5)2 = C4H10 8. Determinar la fórmula empírica de cada uno de los siguientes: qq) un compuesto que contiene 25.9% de hierro y 74.1% de bromo rr) un compuesto que es 44.9% de potasio, 18.4% de azufre y 35.7% de oxígeno ss) un compuesto que contiene 43.66% de manganeso y 56.34% de cloro 22 tt) un compuesto que posee 4.64 gr de magnesio y 1.78 gr de nitrógeno uu) un compuesto que posee 2.63 mg de calcio, 4.22 mg de azufre y 3.15 mg de oxígeno vv) un compuesto que contiene 62.6% de estaño y 37.4% de cloro 9. Calcula la fórmula molecular de cada uno de los siguientes compuestos: ww) CH de PM = 39.0 xx) HgCl de PM = 472.2 yy) C2H5 de PM = 58.0 zz) CH de PM = 65.0 23 2 Estudio sistemático de las reacciones químicas. 2.1 Distintas definiciones de reacción química de acuerdo a diferentes marcos conceptuales. Reacción química Es la interacción entre sustancias químicas mediante la cual se efectúa un cambio químico. Ecuación química Es la forma abreviada de expresar por escrito una reacción química por medio de fórmulas y símbolos. 2.1.1 Términos, símbolos y significado de reacción química. Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Términos y símbolos utilizados en las ecuaciones químicas. Término o símbolo Reactivos Productos è ó (g) (l) (s) (ac) Arriba o debajo de la flecha Símbolo arriba o debajo de la flecha Significado En el lado izquierdo de la ecuación En el lado derecho de la ecuación Separa los reactivos de los productos Gas o producto en forma de gas Líquido Sólido o prod. Sólido que ppt Sl’n acuosa (disuelta en agua) Calor necesario para iniciar o consumar una reacción catalizador 2.1.2 Balanceo de ecuaciones químicas utilizando distintos métodos. Balance de ecuaciones químicas. Método de tanteos. 1. Escribe las fórmulas correctas tanto de los reactivos como de los productos. No las cambies durante las operaciones de balance. 2. Selecciona el elemento específico a balancear. Por lo general, selecciona un elemento del compuesto que 24 contenga la mayor cantidad de átomos, en lo general y en lo particular. 3. Balancea los iones poliatómicos iguales en ambos lados de la ecuación, como si se tratara de una sola unidad. 4. Balancea los átomos de hidrógeno y luego los de oxígeno, excepto los del paso 3. 5. Verifica los coeficientes para comprobar que son números enteros y en la proporción más pequeña posible. 6. Marca cada átomo o ión con una palomita sobre la especie correspondiente en ambos lados de la ecuación para asegurarse que está balanceada. 1. Balancea por inspección cada una de las siguientes ecuaciones: a) Fe(s) + HCl(ac) è FeCl2(ac) + H2(g) b) Al(OH)3(s) + H3PO4(ac) è AlPO4(s) + H2O(l) c) C4H10(g) + O2(g) è CO2(g) + H2O(g) Reacciones de oxidación – reducción. Oxidación è pérdida de electrones Reducción è ganancia de electrones Ejemplo 23: En el óxido de magnesio (II) se tienen las siguientes configuraciones electrónicas de los elementos que conforman al compuesto dado: Del átomo neutro O8 à 1s2, 2s2 2p4 12 2 2 6 2 Mg à 1s , 2s 2p , 3s Del ión formado O-2 à 1s2, 2s 2 2p6 +2 2 2 6 0 Mg à 1s , 2s 2p , 3s Se dice que: El oxígeno se reduce al ganar 2 electrones El magnesio se oxida al perder 2 electrones A su vez: Agente reductor es la sustancia que reduce a otra. Es la sustancia que se oxida o pierde electrones. Agente oxidante es la sustancia que oxida a otra. Es la sustancia que se reduce o gana electrones. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 H He 2.1 - Li Be B C N 1.0 1.5 2.0 2.5 3.05 3.5 4.0 - Na Mg Al Si P Cl 0.9 1.2 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 Co Ni Cu Zn O S F Ne Ar 1.61 1.9 2.19 2.5 3.0 - Ga As Se Br Kr 2.4 2.8 - Ge 2.8 1.9 1.65 1.81 2.01 2.0 http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196 25 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 Cs Ba La Hf Ta W Re Sn Sb Te I 2.2 2.28 2.2 1.9 1.9 1.78 1.8 1.9 2.1 2.5 - Os Ir Pt Tl Pb Bi Po 1.54 1.7 At Rn 1.9 2.2 2.2 2.7 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2 - Nd Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 1.12 1.13 1.14 1.13 1.17 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.2 1.1 1.27 Th Pa U Np Bk Cf Fm Md No Lr 1.3 1.5 1.7 1.36 1.28 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 0.79 1.02 1.17 1.3 Fr Ra Ac 0.7 0.9 1.1 Ce Pr Pm Pu Am Cm Pd Ag Cd Au Hg Es 1.3 1.3 1.3 In Xe Números ó estados de oxidación. Es un número entero positivo o negativo, que se le asigna a un elemento en un compuesto o ión. Se basa en las siguientes reglas: Regla 1 2 3 4 5 6 Estado del elemento Compuesto neutro Sin combinar Ión monoatómico Ión poliatómico Metales con no metales No metales combinados Dos no metales 7 Hidrógeno Número de oxidación Suma de los n.o. = 0 Cero Igual a la carga iónica Suma de los n.o. = carga iónica Positivo Negativo Átomo más electronegativo Es el negativo +1 excepto en los hidruros -1 8 Oxígeno -2 excepto en peróxidos -1 NaCl Na0 +1 Na -1 ClO NaCl Ejemplo (+1) + (-1) = 0 n.o. = 0 n.o. = 0 [(+1) + (-2)]= -1 Na +1 n.o. = +1 Cl-1 n.o. = -1 NO N +2 O-2 HCl H +1 -1 NaH H MgO O-2 H 2O2 O-1 Ejemplo 1: Calcula el número de oxidación del fósforo que se indica en el siguiente compuesto: H3PO4 [ 3(+1) + n.o.P + 4(-2) ] = 0 [ +3 + n.o.P + (-8) ] = 0 [ +3 + n.o.P -8 ] = 0 -5 + n.o.P = 0 -5 + 5 + n.o.P = 0 + 5 n.o.P = +5 2. Para Cada una de las siguientes reacciones, diga cuál elemento se oxida y cuál se reduce, el cambio en el número de oxidación para cada elemento y el número total de electrones transferidos después de balancear la ecuación: a) H2 + Cl2 è HCl b) K + O2 è K2O c) Zn + HCl è H2 + ZnCl2 26 d) Al e) H2 f) Na g) Mg h) Al + + + + + O2 è O2 è O2 è HNO3 Cl2 è Al2O3 H2O Na2O è H2 AlCl3 + Mg(NO3)2 Balanceo de ecuaciones redox Método del número de oxidación: Método que se utiliza para balancear las ecuaciones en las reacciones de oxidación reducción, en el que se utilizan los números de oxidación de los elementos que participan en la reacción 1. Determina por inspección cuáles elementos cambian en su número de oxidación. 2. Escribe arriba de cada elemento que se oxida o que se reduce su número de oxidación. 3. Determina el número de electrones que pierde o que gana cada uno de los elementos que sufren un cambio en su número de oxidación. 4. Balancea el número de electrones que se pierden y el número de electrones que se ganan, colocando los coeficientes antes de éstos números, de manera que el número total de electrones que se pierden sea igual al número de electrones que se ganan. 5. Coloca éstos coeficientes antes de las fórmulas correspondientes de los reactivos y completa el balanceo de la ecuación. Si duplicas uno, se duplica toda la ecuación. 6. Coloca una marca de verificación sobre cada uno de los átomos en ambos lados de la ecuación para asegurarse que se encuentra balanceada y en la menor proporción posible. Ejemplo 3: Balancea la siguiente ecuación por el método del número de oxidación. C(s) + H2SO4(ac) + calor è CO2(g) + SO2(g) H2O(l) Números de oxidación: 0 +6 +4 +4 C(s) + H2SO4(ac) + calor è CO2(g) + SO2(g) H2O(l) Pérdida o ganancia de electrones: 0 à pérdida de 4 electrones à +4 C(s) + H2SO4(ac) + calor è CO2(g) + SO2(g) H2O(l) +6 à ganancia de 2 electrones à +4 Balanceo de los electrones perdidos y ganados 0 à 1 X (pérdida de 4 electrones) à +4 C(s) + H2SO4(ac) + calor è CO2(g) + SO2(g) H2O(l) +6 à 2 X (ganancia de 2 electrones) à +4 Se anotan coeficientes 0 à1 X (pérdida de 4 electrones) à +4 1C(s) + 2H2SO4(ac) + calor è CO2(g) + SO2(g) +6 à 2 X (ganancia de 2 electrones) à H2O(l) +4 Se balancean los coeficientes C(s) + H2SO4(ac) + calor è CO2(g) + SO2(g) H2O(l) 27 Se anota una marca de verificación C(s) + 2H2SO4(ac) + calor è CO2(g) + 2SO2(g) 2H2O(l) 3. Balancea las siguientes ecuaciones de oxidación- reducción por el método del número de oxidación, anota también los estados físicos de cada compuesto: a) HNO3 + HI è NO + I2 + H2O b) KI + H2SO4 è H2S + H2O + I2 + K2SO4 c) Cu + HNO3 è Cu(NO3)2 + NO + H2O d) KIO4 + KI + HCl è KCl I2 H2O e) HNO3 + I2 è NO2 + H2O + HIO3 f) Ag + H2SO4 è Ag2SO4 + SO2 + H2O Método del ión electrón. Método de balanceo para las ecuaciones de las reacciones químicas de oxidación – reducción que separa el proceso en dos reacciones parciales que representan dos semi-reacciones; una describe la reacción de oxidación y la otra describe la reacción de reducción. 1. Escribe la reacción en la forma iónica neta, sin intentar balancearla. 2. Determina a partir de los números de oxidación a los elementos que sufren un cambio en su número de oxidación y luego escribe las reacciones parciales, una semi-reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción. 3. Balancea los átomos en cada lado de las ecuaciones parciales: se necesitan se agregan +1 En ácido H H O H2O è 2H+1 En base H H2O è OH-1 O 2OH-1 è H2O 4. Balancea eléctricamente cada ecuación parcial agregando electrones del lado apropiado de la ecuación para que las cargas en ambos lados sean iguales: Oxidación M è M+ + 1eReducción X + 1e- è X5. Multiplica cada ecuación parcial entera por un número adecuado de modo que los electrones que se pierdan en una ecuación parcial de oxidación, sean iguales a los electrones que se ganan en la otra ecuación parcial de reducción. 6. Suma las dos ecuaciones parciales y elimina los electrones, iones o moléculas de agua que aparezcan en ambos lados de la ecuación. 28 7. Coloca una marca de verificación arriba de cada átomo en ambos lados de la ecuación, para asegurar que la ecuación está balanceada. Ejemplo 4: Balancea la siguiente ecuación que representa la reacción química de cinc con el óxido de mercurio (II) Zn + HgO ® ZnO2-2 + Hg Ya está en forma iónica. Ahora, se escriben dos ecuaciones parciales: Zn ® ZnO2-2 Oxidación HgO ® Hg Reducción Paso 3 Zn + 4OH-1 ® ZnO2-2 + 2H2O HgO + H2O ® Hg + 2OH-1 Paso 4 Zn + 4OH-1 ® ZnO2-2 + 2H2O + 2eHgO + H2O + 2e-1® Hg + 2OH-1 Paso 5 Zn + 4OH-1 + 2e- + HgO + H2O --> ZnO2-2 + 2H2O + 2e- + Hg + 2OH-1 Paso 6 Zn + 2OH-1 + HgO --> ZnO2-2 + H2O + Hg Paso 7 Zn + 2OH-1 + HgO --> ZnO2-2 + H2O + Hg Cargas -2 -2 4. Balancea las siguientes ecuaciones de oxidación-reducción por el método del ión electrón: a) Sn2+ + IO31- è Sn4+ + I1en solución ácida 1112+ b) AsO2 + MnO4 è AsO3 + Mn en solución ácida c) C2O42- + MnO41- è CO2 + Mn2+ en solución ácida 11d) Cl2 è ClO3 + Cl en solución básica e) Cl2 è ClO1- + Cl1en solución básica f) MnO2 + O2 è MnO41- + H2O en solución básica g) PbS(s) + H2O2 è PbSO4(s) + H2O en solución básica 29 2.2 Clasificación de las reacciones químicas inorgánicas. 2.2.1 Combinación. Una reacción de combinación o de síntesis ocurre cuando dos o más sustancias reaccionan para producir un compuesto, mediante la ecuación general: A + Z è AZ Donde A y Z son elementos o compuestos y AZ es un compuesto. Y pueden ser como las siguientes: a) b) c) d) e) metal + oxígeno + calor no metal + oxígeno + calor metal + no metal agua + óxido metálico agua + óxido no metálico è è è è è óxido metálico óxido no metálico sal (MX) base (hidróxido) oxiácido 5. Complete y balancee las siguientes ecuaciones que representan reacciones químicas de combinación: a) Ca(s) + O2(g) è b) C(s) + O2(g) è c) CaO(s) + H2O(l) è d) SO2(g) + H2O(l) è e) Al(s) + O2 è f) Al(s) + N2(g) è g) Al2O3(s) + H2O(l) è h) P4O10(s) + H2O(l) è i) Al(s) + Cl2(g) è j) Li2O(s) + H2O(l) è k) SO3(g) + H2O(l) è l) Mg(s) + S(g) è m) Na2O(s) + H2O(l) è n) N2O3(g) + H2O(l) è o) Mg(s) + N2(g) è 2.2.2 Descomposición. En estas reacciones una sustancia sufre una reacción para formar dos o más sustancias. La sustancia que se rompe siempre es un compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos. AZ è A + Z a) Carbonatos metálicos y carbonatos ácidos (bicarbonatos) se descomponen para producir CO2 gaseoso. b) Algunos compuestos se descomponen para producir oxígeno gaseoso. 30 6. Completa y balancea las siguientes ecuaciones que representan reacciones químicas de descomposición: a) HgO(s) + calor è b) KCLO3(s) + calor è c) MgCO3(s) + calor è d) Na2CO3.H2O + calor è e) Ca(HCO3)2(s) + calor è f) SrCO3(s) + calor è g) CaSO4. 2H2O + calor è h) Ba(HCO3)2 + calor è i) NaHCO3 + calor è j) KNO3 + calor è 2.2.3 Sustitución sencilla. Tipo de reacción química en el que reacciona un elemento y un compuesto, en donde el elemento sustituye a uno de los elementos del compuesto. a) Un metal A sustituye a un ión metálico en su sal o ácido. B puede ser un ión metálico o ión hidrógeno: A + BZ è AZ + B b) Un no metal X sustituye a unión no metálico en su sal o ácido. B puede ser un ión metálico o un ión hidrógeno: X + BZ è BX + Z Electrolitos y no electrolitos. Serie A Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Cd Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Au Serie B F Cl Br I Cuando una sustancia iónica se disuelve en agua, se disocia en iones (separación de los iones que conforman el compuesto cristalino). Los iones son rodeados por moléculas de agua, por lo que se dice que las moléculas de agua solvatan a los iones. Así, las sustancias que al disolverse en agua conducen electricidad se denominan electrolitos, que pueden ser fuertes y débiles fundamentado en la facilidad de conducción de la electricidad. Cuando se disuelve una sustancia molecular, y no ocurre ruptura de sus moléculas, no conduce la electricidad, por lo que, se le conoce como no electrolito. Serie electromotriz o de actividad: Nota : « El litio puede sustituír al potasio, bario, calcio, etc. el potasio puede sustituír al bario, calcio, sodio, etc. pero no al litio. El bario puede sustituír al calcio, sodio, magnesio, etc. pero no al litio, ni al potasio… » etc. 31 6. Completa y balancea las siguientes ecuaciones que representan reacciones químicas de reemplazo: a) Pb(s) + HCl(ac) è b) Ca(s) + H2O(l) è c) Fe(s) + CuCl2(ac) è d) Cl2(g) + NaBr(ac) è e) Al(s) + HCl(ac) è f) Al(s) + SnCl2(ac) è g) Hg(s) + SnCl2(ac) è h) Zn(s) + NiCl2(ac) è i) Na(s) + H2O(l) è j) Cu(s) + NaCl(ac) è k) Au(s) + NiSO4(ac) è l) Br2(ac) + NaCl(ac) è m) Cu(s) + FeCl2(ac) è n) Br2(g) + NaI(ac) è 2.2.4 Doble sustitución. Tipo de reacción química en la que reaccionan dos compuestos y el catión de uno de ellos intercambia su lugar con el catión del otro compuesto. AX + BZ è AZ + BX Por lo general, se llevarán a cabo si se cumple una de las tres condiciones siguientes: a) Si se forma un producto insoluble o ligeramente soluble (ppt) b) Si se obtienen como productos especies débilmente ionizadas. La especie más común de éste tipo es el agua. c) Si como producto se forma un gas. Reglas de solubilidad de las sustancias inorgánicas en agua. Iones -1 NO3 CH3COO-1 y Cl-1 -2 SO4 Sales Àcidos O-2 y OH-1 -2 S -3 -2 PO4 y CO3 Solubilidad Casi todos los nitratos y acetatos son solubles Todos los cloruros son solubles, excepto de Ag, Hg, PbCl3 (PbCl2 es soluble en agua caliente) Todos los sulfatos son solubles excepto de Ba, Sr y Pb II (Ca y Ag son ligeramente solubles) La mayor parte de las sales de I-A y de amonio son solubles Todos los ácidos comunes son solubles Todos los óxidos e hidróxidos son insolubles excepto los de I-A y de ciertos del II-A (Ca, Sr, Ba, Ra) el Ca(OH)2 es moderadamente soluble. Todos los sulfuros son insolubles, excepto I-A, II-A y de amonio Todos los fosfatos y carbonatos son insolubles, excepto los de I-A y sales de amonio. 32 7. Completa y balancea las siguientes ecuaciones que representan reacciones químicas de metátesis. Indica además cualquier precipitado con (s) y si es gas por (g). a) Pb(NO2)2(ac) + HCl(ac) è b) Pb(NO3)2(ac) + H2S(g) è c) Bi(NO3)3(ac) + NaOH(ac) è d) MnSO4(ac) + (NH4)2S(ac) è e) CaCO3(s) + HCl(ac) è f) ZnCO3(s) + H3PO4(ac) è g) BaCO3(s) + HNO3(ac)è h) FeSO4(ac) + (NH4)2S(ac) è i) AgNO3(ac) + H2S (g) è j) BiNO3(ac) + H2S(g) è k) FeCO3(s) + H2SO4(ac) è l) Ba(NO3)2 + NaOH(ac) è 2.2.5 Neutralización. Tipo de reacción química en el que reacciona un ácido u óxido ácido con una base u óxido básico, produciendo habitualmente agua como uno de los productos. 1. 2. 3. 4. 5. Acido + base è sal + agua Oxido metálico (básico) + ácido è sal + agua Oxido no metálico (ácido) + base è sal + agua Oxido no metálico + óxido metálico è sal Acido + amoniaco è sal amoniacal 8. Completa y balancea las siguientes ecuaciones que representan reacciones químicas de neutralización: a) Zn(OH)2(ac) + H2SO4(ac) è b) BaO(s) + H2SO4(ac) è c) CO2(g) + Ca(OH)2(ac) è d) Al(OH)3(s) + HCl(ac) è e) KOH(ac) + CO2(g) è f) BaO(s) + HCl(ac) è g) CaO(s) + CO2(g) è h) NH3(g) + HBr(g) è i) Fe(OH)3(s) + H3PO4(ac) è j) N2O3(g) + NaOH(ac) è k) Na2O(g) + HNO2(ac) è l) SO2(g) + NaOH(ac) è m) Pb(OH)2(g) + HNO3(ac) è n) MgO(s) + HCl(ac) è o) BaO(s) + SO2(g) è 33 p) NH3(g) + HCl(ac) è 2.3 Clasificación de las reacciones químicas orgánicas. 2.3.1 Sustitución. Un átomo o grupo de átomos es o son desplazados o sustituído por otro átomo. RA SUSTRATO + B REACTIVO è RB PRODUCTO + A PRODUCTO 2.3.2 Adición. Es la formación de un compuesto a partir de sus precursores. Las moléculas con dobles o triples enlaces entre átomos de carbono, incorporan átomos ó grupos de átomos, dando lugar a nuevos enlaces sencillos. | | -C=C- + AB SUSTRATO REACTIVO | | -C-C| | A B PRODUCTO è 2.3.3 Eliminación. Dos átomos o grupos de átomos unidos a carbonos vecinos son eliminados de la molécula, generando un enlace doble o triple. | | -C-C| | A B SUSTRATO + Z è | | -C=C- ZAB PRODUCTO PRODUCTO REACTIVO 2.3.4 Oxidación – Reducción. Estas reacciones suponen una transferencia de electrones, o un cambio en el número de oxidación. Una reducción en el número de átomos de Hidrógeno unidos a un átomo de Carbono; o un aumento en el número de enlaces de un Carbono con otros átomos, tales como, el C, O, N, Cl, Br, F ó S, indica una oxidación. R-H + X2 è R-X + X- 34 2.3.5 Transposición. Reorganización de los átomos de una especie química que tiene como resultado a otra con una estructura diferente. Catalizador CH3 – CH2 – CH2 – CH3 ∆ CH3 – CH – CH3 | CH3 35 3 Estequiometría de las reacciones químicas. 3.1 Interpretación del significado de una ecuación química. Término o símbolo Reactivos Productos è ó (g) (l) (s) (ac) Arriba o debajo de la flecha Símbolo arriba o debajo de la flecha Significado En el lado izquierdo de la ecuación En el lado derecho de la ecuación Separa los reactivos de los productos Gas o producto en forma de gas Líquido Sólido o prod. Sólido que ppt Sl’n acuosa (disuelta en agua) Calor necesario para iniciar o consumar una reacción catalizador 3.2 La razón estequiométrica. Resolución de problemas de estequiometria Razón estequiométrica. Es la relación entre dos cantidades de sustancias que intervienen en una reacción química y se basa en la representación de la misma en una ecuación balanceada. En la ecuación de arriba se pueden determinar las siguientes razones estaquiométricas: Estequiometrìa:Tèrmino utilizado para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones quìmicas. Razones estequiomètricas de la ecuación: 2 C4H10 + 13 O2 à 8 CO2 + 10 H2O S C 4H10 = 2 mol C4H 10 S CO2 = 8 mol CO2 O2 13 mol O2 O2 13 mol O2 S C 4H10 = 2 mol C4H 10 S CO2 = 8 mol CO2 CO2 8 mol CO2 H 2O 10 mol H2O S C 4H10 = 2 mol C4H 10 S O2 = 13 mol O2 H 2O 10 mol H2O CO2 8 mol CO2 S O2 = 13 mol O2 S H2O = 10 mol H2O C4H 10 2 mol C 4H10 CO2 8 mol CO2 S CO2 = 8 mol CO2 S H2O = 10 mol H2O C4H 10 2 mol C 4H 10 O2 13 mol O2 S H 2O = 10 mol H2O S O2 = 13 mol O2 C4H 10 2 mol C 4H10 H2O 10 mol H2O 3.3 Resolución de problemas estequiométricos por el método molar (utilizando el factor unitario). Cálculos químicos empleando el método del factor unitario Es un método de conversión entre medidas expresadas con diferentes unidades, en el que se desarrolla una relación entre éstas unidades para expresarla como un factor de ambas por medio de un mapa vial. Dato x Nota: factor Unitario = incógnita 36 El factor unitario debe contener en el denominador las unidades del dato. Por consecuencia el numerados son las unidades de la incógnita. Mapa vial Es el procedimiento mediante el cual se solucionará un problema dado. Es la secuencia de pasos a partir de un dato, y utilizando como factor unitario una constante, es decir, en un mapa vial simple trata con el cálculo a partir de tres variables: Fórmula r = m/V Donde: r = densidad m = masa V = volumen M = m / n M = masa molar m = masa sust. n = # moles N A = N / n N A=# Avogadro N =# Partículas n = # moles Calculo de Mapa vial Calculo de Mapa vial V = m m= Vr r 1/r Vèm m è V r m = nM M n è m n = m M 1/M m è n N = n NA NA n è N N = N NA 1/NA N è n Asimismo se pueden conectar los mapas viales de las tres fórmulas haciendo uno solo y poder decir: Ejemplo 1: Calcular el número de moléculas que contiene 20 mL de agua. Solución: Siguiendo la fórmula para encontrar una incógnita: Mapa vial : r 1/M NA VH2O è mH2O è nH2O è NH2O NH2O = 20 mL ( 1.0 g de H2O) ( 1 mol de H2O) ( 6.02 x 1023 moléculas H2O) = 1.0 mL H2O 18.02 g H2O 1 mol de H2O NH2O = 6.68 x 1023 moléculas de H2 3.3.1 Mol-mol. Con las razones estequiométricas expuestas se pueden determinar la cantidad de sustancia consumida o producida en la ecuación química balanceada. Para la ecuación química general: aA + bB à cC + dD Se pueden, por ejemplo, calcular los moles de sustancia B que reaccionan con la sustancia A, empleando el método del factor unitario y utilizando la razón estequiométrica específica: S(B/A) 37 à mol de sustancia B mol de sustancia A Ejemplo 2: ¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para la combustión de 3.2 moles de butano? Mapa vial S(O2/C 4H10) nC4H10 à nO2 = 3.2 mol de C4H10 13 mol de O2 = 20.8 mol de O2 2 mol de C4H10 n O2 3.3.2 Masa-masa. S g de A 1 mol de A X B A è g de A g de B 1 mol de B = g de B 3.3.3 Masa-volumen. S g de A X 1 mol de A g de A B A è g de B 1 mol de B X 1 mL de B X g de B = mL de B 3.3.4 Volumen-volumen. S mL de A X X g de A X mL de A X 1 mol de A g de A B A è g de B 1 mol de B X 1 mL de B g de B = mL de B 1. Resuelve los siguientes problemas estequiométricos: FeS + O2 à Fe2O3 + SO2 a) balancea la ecuación y calcula el número de moles del óxido férrico que pueden producir 7.20 moles de sulfuro de hierro b) calcula los gramos de dióxido de azufre que producen 3.25 mol de oxígeno c) calcula la masa de oxígeno que reaccionan con 0.125 gr de sulfuro de hierro d) si 18.5 gr de óxido férrico se producen en una reacción, ¿cuántos moles de dióxido de azufre se producen? e) ¿cuántos miligramos de sulfuro de hierro serán necesarios para producir 185 lb de dióxido de azufre? f) Calcule los moles de oxígeno que reaccionarán con 4.3 moles de sulfuro de hierro. 38 g) Calcule los gramos de oxígeno necesarios para producir 0.180 mol de óxido férrico. h) Calcule los gramos de sulfuro de hierro que reaccionan con 8.35 gr de oxígeno. i) Si 2.38 moles de dióxido de azufre son producidos en una reacción, ¿cuántos gramos de óxido férrico se producirán? j) Calcule el número de libras de oxígeno que se necesitan para producir 0.150 mg de dióxido de azufre. 2. Se tienen 70 mL de tolueno, cuya densidad es de 0.866 g mL-1.calcular: a) la masa molar de tolueno b) la masa de tolueno c) la cantidad de tolueno d) el número de moléculas de tolueno e) el número de átomos de carbono e hidrógeno. 3. Se tienen 400 g de mercurio, cuya densidad es de 13.6 g mL-1. calcular: a) el volumen de mercurio b) la masa molar del mercurio c) la cantidad de mercurio d) los átomos de mercurio 4. Acerca de la sustancia oxígeno, contesta las siguientes preguntas: a) ¿cuántos moles de O2 constituyen 35 g del mismo? b) ¿cuántas moléculas de oxígeno son? c) ¿cuántos átomos son? 5. Se tiene una sustancia llamada amoniaco: a) ¿cuántos mol de amoniaco constituyen 8.00 x 1020 moléculas? b) ¿cuál es su masa? c) ¿cuántos átomos de nitrógeno contiene? d) ¿cuántos átomos de hidrógeno? El reactivo Límite. Es el reactivo que limita el grado en el cual se lleva a cabo la reacción química. Es el reactivo que se utiliza por completo en una reacción química, se le llama así porque la cantidad de éste reactivo limita la cantidad de los nuevos compuestos que se forman. Es el reactivo que se encuentra en menor proporción respecto a la estequiometría de la reacción, y al que sobra se le llama reactivo en exceso. Si nA/nB < S(A/B) Si nA/nB = S(A/B) A es el reactivo Los reactivos cumplen con limitante Estequiométrica. B está en exceso Ninguno es limitante la Si nA/nB > S(A/B) relación B es el reactivo limitante A está en exceso 39 El procedimiento para la resolución de establecer cuál es el reactivo limitante es: a) Calcular los moles presentes de cada reactivo b) Construir el cociente nA/nB c) Comparar el punto anterior con la relación estequiométrica S(A/B) 6. C2H6 + O2 è CO2 + H2O a) Balancea la ecuación y mencione, ¿cuántos moles de etano se necesitarán para producir 1.85 gr de dióxido de carbono? b) ¿cuántos gramos de oxígeno se necesitarán para producir 9.25 gr de dióxido de carbono? c) ¿cuántos milimoles de dióxido de carbono pueden producirse a partir de 6.8 lb de etano? d) ¿cuántos miligramos de dióxido de carbono serán producidos en una reacción que forma 7.25 X 103 lb de agua? e) ¿cuántos litros de agua líquida pueden producirse a partir de 2.5 X 10-2 Kg de oxígeno? f) ¿cuántos moles de oxígeno reaccionarán con 4.72 moles de etano? g) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono pueden producirse a partir de 42.5 gr de etano? h) ¿Cuántas libras de dióxido de carbono pueden producirse a partir 4.5 moles de etano? i) ¿cuántos kilogramos de etano reaccionarán con 0.24 mmol de oxígeno? j) ¿cuántos miligramos de etano serán necesarios para producir 3.5 L de agua líquida? Ejemplo 3: Se queman 10 g de butano con 20 g de oxígeno. ¿cuál es el reactivo limitante? mC4H10 = 10 g mO2 = 20 g a) 10 g C4H10 mapa vial 1/M m à n 1 mol de C4H10 = 58 g de C4H10 20 g de O2 1 mol de O2 32 g de O2 = 0.625 mol de O2 b) nO2 = 0.625 mol de O2 = nC4H10 0.172 mol de C4H10 S O2 C4H10 c) 3.633 < = 6.5 13 mol de O2 2 mol de C4H10 0.172 mol de C4H10 3.633 = 6.5 por lo tanto, O2 es el reactivo limitante. 40 7. Para cada uno de los siguientes puntos, calcule el número de gramos de fosfato de calcio que pueden producirse , dada la siguiente ecuación que debes balancear: CaCO3 + H3PO4 è Ca3(PO4)2 + CO2 + H2O a) a partir de 12.5 gr de carbonato de calcio y 17.3 gr de ácido fosfórico b) a partir de 3.25 moles de carbonato de calcio y 475 gr de ácido fosfórico c) a partir de 3.25 mmoles de ácido fosfórico y 52.8 mg de carbonato de calcio d) a partir de 1.85 moles de carbonato de calcio y 325 gr de ácido fosfórico e) a partir de 0.275 gr de carbonato de calcio y 0.425 gr de ácido fosfórico f) a partir de 4.25 mmol de carbonato de calcio y 1.25 mg de ácido fosfórico g) calcule el número de gramos en exceso del reactivo presente en cada una de los incisos anteriores. 8. Al + H2SO4 è Al2(SO4)3 + H2 Balancea la ecuación y, si 2.25 gr de Al se agregan a 4.36 gr de ácido sulfúrico calcula: a) cuántos gramos de sulfato de aluminio se forman b) cuántos moles de hidrógeno se forman c) cuántos gramos en exceso del reactivo quedarán aún después que se ha completado la reacción d) cuántos moles de sulfato de aluminio se forman e) cuántos gramos de hidrógeno se forman f) cuántos moles en exceso quedarán aún después de que se ha completado la reacción Rendimiento de las reacciones. Rendimiento real. Es la cantidad de producto que se obtiene en una reacción química real; siempre es menor que el rendimiento teórico debido a las pérdidas durante las etapas de aislamiento y purificación, y a la producción de subproductos menores. Rendimiento Teórico. Es la cantidad de producto que se espera si todo el reactivo limitante forma producto sin ningún sobrante. Esto supone que ninguno de los productos se pierde durante el aislamiento y la purificación. Porcentaje de rendimiento. Porcentaje del rendimiento teórico realmente obtenido; se expresa como el rendimiento real dividido entre el rendimiento teórico y el resultado se multiplica por cien. % de rendimiento = Rendimiento real X Rendimiento teórico 100 Ejemplo 4: Si del ejemplo anterior tenemos que se obtuvieron sólo 13 g de dióxido de carbono, ¿cuál es el rendimiento de la reacción? 41 Se determinó ya que el reactivo limitante es el oxígeno con 0.625 mol de O2, por lo cual, a partir de éste se calcula los gramos de CO2 que se producirán teóricamente: S(CO2/O2) MCO2 Mapa vial nO2 à nCO2 à mCO2 0.625 mol de O2 8 mol de CO2 X 44 g de CO2 = 13 mol de O2 1 mol de CO2 % Rendimiento = 13.00 g X 100 = 76.83% 16.92 g 8. X 16.92 g de CO2 Si el carbonato de calcio reacciona con el ácido nítrico, calcula: a) ¿cuántos moles de nitrato de calcio pueden formarse a partir de 15.2 gr de carbonato de calcio b) ¿cuántos mg de dióxido de carbono pueden producirse a partir de 3.85 gr de carbonato de calcio? c) El % de producción si se utilizan 1.15 gr de carbonato de calcio y se forman 1.23 gr de nitrato de calcio d) Los gramos del reactivo en exceso si 12.2 gr de carbonato de calcio se combina con 16.3 gr de ácido nítrico e) ¿cuántos gramos de carbonato de calcio reaccionarán con 36.2 mL al 15% de ácido nítrico (D = 1.12 g/mL) f) ¿cuántos gr de ácido nítrico reaccionarán con 3.26 moles de carbonato de calcio? g) ¿cuántos kilogramos de carbonato de calcio serán necesarios para producir 285 gr de nitrato de calcio? h) El % de producción si 24.2 gr de carbonato de calcio reaccionaran con un exceso de ácido y producen 18.5 gr de nitrato de calcio i) Los gramos de reactivo en exceso si 3.75 gr de carbonato de calcio se combinan con 4.63 gr de ácido nítrico j) ¿cuántos mL al 26% de ácido nítrico reaccionarán con 16.5 gr de carbonato de calcio (D = 1.15 g/mL de ác. Nítrico) 42 5 Disoluciones. 4.1 El soluto y el disolvente. Solución. Es una mezcla aparentemente homogénea formada por dos o más sustancias puras y su composición puede variar dentro de ciertos límites. Se compone de , principalmente , dos sustancias, soluto y solvente. De acuerdo al número de componentes se clasifican en binarias, ternarias o multicomponentes. Soluto. Solvente. Es la sustancia que se encuentra disuelta en una solución, generalmente se encuentra en menor cantidad. Es la sustancia que se encuentra dispersa. Es la sustancia disolvente en una solución, por lo general se encuentra en mayor proporción que el soluto. Es la sustancia dispersante. Proceso de disolución. El agua es el solvente universal, las moléculas de agua son muy polares y un momento bipolar muy grande, por ello, atraen a otras moléculas polares y, desde luego, a los iones. El cloruro de sodio es un compuesto iónico, si un cristal de de éste se introduce en agua, los iones de la superficie cristalina atraen a las moléculas polares de agua y gradualmente los rodean separándolos de los iones superficiales. Los iones se hidratan. La atracción entre los iones sodio y cloruro y los iones que permanecen en el cristal llegan a ser tan pequeñas que los iones hidratados ya no quedan sujetos al cristal. Gradualmente se desplazan del cristal a la solución hasta completar lo que se llama “Disociación”. Combinaciones soluto – solvente. Disolvente Polar Polar No polar No polar Soluto Polar No polar Polar No polar ¿Hay dsl’n? Sí No No Sí Ahora, no solamente se pueden tener soluciones con agua, por ello te presenta a continuación algunos tipos de soluciones según su estado físico. Los disolventes van en orden de capacidad creciente para disolver materiales muy polares o iónicos, y comparados con una tabla de polaridad creciente. 43 Líquidos miscibles . Dos líquidos que se combinan completamente en cualquier proporción para formar una solución. Líquidos inmiscibles . Dos líquidos que no se mezclan sino que forman capas separadas; ninguno de los dos se disuelve de manera apreciable en el otro. Ejemplo 1: Una solución de agua y azúcar puede contener 1, 2 o 3 g de azúcar en 100g de agua y será siempre una solución de azúcar. En ésta el azúcar es el soluto y el agua el solvente. Nota: Una sustancia que contiene enlaces covalentes se dispersa, por lo general, en el disolvente como moléculas individuales (moléculas solvatadas) se dice entonces que se tiene una solución molecular; mientras que una sustancia iónica se disuelve, por lo general, como iones individuales entre las moléculas del disolvente se tiene luego una solución iónica. Tipos de soluciones. Solvente Soluto Gas Gas Líquido Sólido Gas Líquido líquido Sólido Gas Sólido Líquido Sólido Ejemplo Aire. O2-He (gas para buceo) Aire húmedo. Aire con humos. Aire naftaleno. Bebidas carbonatadas. Vinagre Agua de mar. Hidrógeno adsorbido en metales. Pd-H2 (gas ligero para estufa) Empastes odontológicos (amalgama dental). Aleaciones. Au-Ag de un anillo. 4.2 Formas de expresar las concentraciones de las disoluciones. 4.2.1 Porcentaje referido a la masa y al volumen. 1. Porciento con respecto a la masa. Comúnmente llamado porciento en peso, se refiere al cociente de la masa del soluto dividida entre la masa de la disolución, en cada cien partes: %m = mA mdisolución mdisolución = Donde: mA = masa del soluto mB = masa del solvente mdisl’n = masa de la disolución x 100 mA + mB 44 Ejemplo 2: Calcula el porcentaje en masa de una disolución con 5 g de sal en 95 g de agua. Datos: %m = ¿ m de soluto = 5 g m de svte. = 95 g m de sol’n.= 100 g Fòrmula: % m = mA mdisolución x 100 Sustitución: % m = 5.0 g de sal x 100 100 g de dsl’n Resultado: 5% 1. Calcule el porcentaje en masa de soluto en cada una de las siguientes soluciones: a) 8.60 g de cloruro de sodio en 95 gr de solución. 9.05% b) 25.0 g de carbonato potásico en 100 gr de agua. 20% c) 12.7 g de cloruro de sodio en 110 gr de solución. 11.5% d) 10.4 g de cloruro de bario en 80.7 gr de agua. 11.11% 2. Calcule los gramos de soluto que deben disolverse en: a) 350 g de agua en la preparación de una solución de sulfato de potasio al 15%. 61.76 g b) 15 g de agua en la preparación de una solución de cloruro de potasio al 10 %. 1.51 g 3. Calcule los gramos de agua que deben agregarse a: a) 16 g de azúcar en la preparación de una solución de azúcar al 25 %. 48 g b) 4.0 de yoduro de potasio en la preparación de una solución al 2.0 %. 196 g 4. Calcule el número de gramos de solución necesarios para obtener: a) 68.5 g de cloruro de sodio de una solución al 12.0 %. 570.8 g b) 1.0 g de bicarbonato de sodio de una solución al 6 %. 16.6 g 2. Porciento con respecto al volumen.- se obtiene como el volumen de soluto divido entre el volumen de la disolución y multiplicado por cien: VA x 100 Vdisolución Vdisolución = VA + VB %V = Donde: VA = volumen del soluto VB = volumen del solvente Vdisl’n = volumen de la disolución Ejemplo 3: El vinagre es una disolución de ácido acético en agua. Si cierto vinagre tiene una concentración de 1.3% en volumen, ¿cuánto ácido acético hay en un litro de ése vinagre? Se busca el volumen de soluto y despejando: VA = %volumen x Vdisolución = 1.3% ( 1000 mL ) = 13 mL de ácido acético 100 mL de disolución 100 5. De las siguientes soluciones, calcula y decide cual contiene mas alcohol: a) 50 mL de un brandy 39°GL 45 b) c) d) e) f) g) h) 50 mL de un bodka 78°PROOF 355 mL de una cerveza 8.5 °GL 300 mL de un vino blanco 12.5 °GL 300 mL de un vino tinto 22°GL 50 mL de un tequila 40°GL 50 mL de un mezcal 43°GL 50 mL de aguardiente 48°GL 6. Calcule el porciento con respecto al volumen de cada una de las siguientes soluciones: a) 2.5 moles de alcohol etílico en 450 mL de solución b) 7.50 % de ácido sulfúrico D=1.08g/mL a) 75 g de etanol en 450 mL de agua b) una solución de fenol al 40 % en benceno 4.2.2 Partes por millón. 8.- Partes por millón. ppm = mA mdisolución mdisolución = x 1’000,000 mA + mB Donde: mA = masa del soluto en gramos mB = masa del solvente en gramos mdisl’n = masa de la disolución en gramos 4.2.3 Fracción molar. 7. Fracción molar.- es la fracción en número de moles de cada componente con respecto al número total de moles de la disolución. Es adimensional, y la suma de las fracciones molares de todos los componentes de la mezcla es igual a la unidad. X1 = n1 nT x1 + x2 + ... + xn = 1 Donde : x1 = fracciòn molar del componente 1 n1 = nùmero de moles del componente 1 nt = nùmero total de moles de la mezcla Ejemplo 4: Calcula la fracción molar de cada componente de una disolución que contiene 342.3 g de azúcar en un litro de agua. 46 nazúcar = mazúcar = 342.3 g Mazúcar 342.3 g/mol nagua = = 1.0 mol de azúcar 1000 g = 55.6 mol de agua 18 g/mol nt = 1.0 mol de azúcar + 55.6 mol de agua = 56.6 mol totales sacarosa = C12 H22 O11 glucosa = C6 H12 O6 x azúcar = nazúcar = 1.0 mol = 0.0177 ntotales 56.6 mol x agua = nagua = ntotales 55.6 mol 56.6 mol = 0.9823 X azúcar + x agua = 1 = 0.0177 + 0.9823 7. Calcule la fracción molar del soluto de cada una de las siguientes soluciones: a) 75 g de etanol en 450 mL de agua. 0.061 b) una solución acuosa de ácido clorhídrico al 20 %. 0.126 c) una solución que contiene 2.6 gr de sulfato sódico en 20 gr de agua. 0.016 d) una solución de fenol al 40 % en benceno. 0.36 4.2.4 Molaridad. Molaridad.- indica el número de moles de soluto que se encuentran presentes en un litro de disolución. M = n V Donde: C = concentración molar n = número de moles de soluto V = volumen de la disolución en litros Ejemplo 5: Calcular la concentración molar de 750 mL de una disolución acuosa que contiene 30 g de hidróxido de sodio. Datos: Fórmula M = ¿? M=n/V V = 750 mL = 0.750 L MnaOH = 30 g n = m / M = 30g / 40 g mol-1 = 0.75 mol M è Na = 23 g / mol O = 16 H = 1.0 M = 0.75 mol / 0.75 L = 1 mol L-1 Total = 40 g / mol = 1M 47 8. Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones: c) 2.5 moles de alcohol etílico en 450 mL de solución. 5.55 M d) 2.60 g de cloruro de sodio en 40 mL de solución.0.11 M e) 20.0 mg de azúcar en 275 microL de solución. 0.4 M f) 17.5 % de solución acuosa de hidróxido de sodio r=1.02 gr/Ml. 4.46 M g) 3.75 moles de bromuro de sodio en 850 mL de solución. 4.41 M h) 3.25 mo de solución de cloruro de calcio r=1.02 gr/mL. 3.31 M i) 10.0 g de cloruro de calcio en 640 mL de solución. 0.219 M j) 16.7 mg de bromuro de bario en 750 microL de solución.0.074 M k) 45% de solución acuosa de nitrato de calcio r=1.12 gr/mL. 3.4 M l) 7.50 % de ácido sulfúrico r=1.08g/mL.0.892 M 9. Calcule el número de gramos de soluto necesario para preparar las sigientes soluciones: a) 500 mL de solución de hidróxido de sodio 0.10 M. 2 g b) 250 mL de solución de cloruro de calcio 0.020 M. 0.555 g c) 100 mL de solución de sulfato sódico 0.15 M. 2.13 g . d) 135 mL de solución de ácido fosfórico a 0.80 M. 10.58 g 4.2.5 Normalidad. 6. Normalidad.- es otra forma de expresar la concentración relacionada directamente con el peso equivalente. Se tiene en cuenta el número de protones o de iones oxhidrilo o de cualquier otro tipo que potencialmente pueda ser liberado por la sustancia disuelta cuando ésta entra en reacción. N = PE V PE = Donde : N = concentración normal PE = peso equivalente V = volumen en litros PE = peso equivalente Pfg = peso fórmula gramo pfg # de iones liberados Ejemplo 6: Calcula la concentración normal cuando se prepara una disolución con 30 g de hidróxido de sodio en un matraz de 250 mL 30 g de NaOH x N = 1 pfg = 0.75 pfg 40 g NaOH PE = 0.75 pfg = 0.75 PE 1 ión desplazado 0.75 PE =3N 0.250 L 10. Calcule la Normalidad de cada una de las siguientes soluciones: a) 8.85 g de hidróxido de sodio en 450 mL de solución. 0.49 N b) 2.10 g de hidróxido de bario en 500 mL de solución que se utiliza en reacciones en donde se reemplazan ambos iones hidróxido. 0.0122 N 48 c) 65.5 g de ácido fosfórico en 250 mL de solución en donde se reemplazan los tres iones hidrógeno. 0.891 N d) 12.1 g de ácido sulfúrico en 750 mL de solución en donde se reemplazan ambos iones hidrógeno.. 0.082 N 4.3 Diluciones. Dilución de soluciones. La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada. Cuando aplicas agua a una solución, por consecuencia aumentas el volumen y disminuyes la concentración. Podrás entonces calcular la nueva concentración a partir de la siguiente ecuación, mediante el conocimiento de tres de las cuatro variables: MiVi = MfVf moles de soluto antes de la dilución = moles de soluto después de la dilución Donde: Mi y Mf = concentraciones molares de la disolución inicial y final Vi y Vf = volumen de la disolución inicial y final en Litros Ejemplo 7: Se tienen 100 mL de una solución salina cuya concentración es de 5 M, y queremos diluirla hasta tener un volumen de un litro de la solución: Datos: Vi = 100 mL Vf = 1 L Mi = 5 mol/L Mf = ¿? despeje: Sustitución: Mf = MiVi = (5 mol/L) ( 0.100 L) = 0.500 mol/L Vf 1L 11. A qué volumen final hay que llevar una disolución que contiene 50 mg de nitrato de plata por mL de solución, para que la concentración final sea de 18 mg/mL. 12. Describa como se prepara 1.00 L de una disolución de HCl 0.646 M a partir de una disolución de HCl 2.00 M. 13. A 25.0 mL de una disolución de KNO3 0.866 M se le agrega agua hasta que el volumen de la disolución es de 500 mL exactos. ¿Cuál es la concentración de la disolución final? 14. ¿Cómo prepararía 60.0 mL de disolución de HNO3 0.200 M a partir de una disolución concentrada de HNO3 4.00 M? 15. Se tienen 505 mL de una disolución de HCl 0.125 M y se quiere diluir para hacerla exactamente 0.100 M. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse? 49 5 Gases. 5.5 Características de los gases de acuerdo con la teoría cinética molecular. El científico Ruso Oparin supuso que la atmósfera primitiva estaba compuesta por vapor de agua, amoniaco e hidrocarburos, principalmente metano y ácido sulfhídrico. Tal mezcla de gases, sometidos a altas temperaturas y a la radiación UV que llegaba del sol sin obstáculos, debieron dar origen a nuevas moléculas orgánicas, como aminoácidos. En 1953, Millar dio apoyo a la teoría del Ruso mediante un experimento sencillo. Puso en un recipiente cerrado vapor de agua, metano, hidrógeno y amoniaco y sometió a ésta mezcla a descargas eléctricas durante una semana; se formaron ácidos orgánicos, aminoácidos y urea. Es probable que el agua se disociara y generara oxígeno dando óxidos en la corteza terrestre, oxidó al amoniaco produciendo agua y nitrógeno y una parte del oxígeno quedó sin reaccionar, se combinó entre sí y originó al ozono mismo que al formarse en la capa superior impidió, en gran medida, la entrada de los rayos UV. Con ello, facilitó la aparición de la vida vegetal, y gradualmente la vida animal. Así, hasta llegar a la composición que tiene actualmente nuestra atmósfera, 78% de N2, 21% de O2, 0.9% de Ar, vapor de agua, CO2, además de otros elementos y moléculas en pequeñas proporciones. Algunas sustancias que se encuentran como gases a 1 atm y 25º C Elementos H2 N2 O2 O3 F2 Cl2 He Ne Ar Kr Xe Rn Compuestos HF HCl HBr HI CO CO2 NH3 NO NO2 N2O SO2 H2S HCN Propiedades generales de los gases. · Se expanden uniformemente. Pueden llenar cualquier recipiente, sin importar que tan grande sea. · Se difunden rápidamente uno en otro. · Tienden a desplazarse hacia puntos con menor presión. · Ejercen presión sobre las paredes del recipiente que les contenga. La presión crece con la temperatura si rel gas está encerrado en un recipiente rígido. 50 · · · A presión constante, el volumen de un gas crece con la temperatura. Se les puede comprimir. Por debajo de cierta temperatura, llamada crítica, la compresión termina por licuarlos. Su densidad es pequeña comparada con la de los otros dos estados físicos, por ello, sus unidades son en g/L y no en g/mL como en los otros dos casos. Premisas del modelo cinético – molecular a) Toda la materia está constituida por pequeñas partículas llamadas moléculas. b) Las moléculas se encuentran en continuo movimiento al azar. Su energía de movimiento determina la temperatura del cuerpo. c) Las moléculas pueden interactuar entre sí con fuerzas de mayor o menor intensidad. Para los gases: d) La distancia entre moléculas es muy grande con respecto a sus dimensiones. Debido a ello, las fuerzas intermoleculares son despreciables. e) Las colisiones entre moléculas y con las paredes del recipiente que las contiene son elásticas. Parámetros de medida de los gases. Presión. En mecánica se define como la fuerza ejercida por unidad de área, pero un italiano Evangelista Torricelli invento el barómetro de mercurio que consiste en un tubo de vidrio cerrado por uno de sus extremos sobre un recipiente abierto conteniendo también mercurio. La distancia entre las superficies del mercurio, dentro del tubo y en el recipiente abierto es de 76.0 cm a nivel del mar, por lo que las unidades de medida de la presión son: 76 cm Hg = 760 mm Hg = 1 atm = 101325 N/m2 = 101325 Pa = 14.7 psi = 760 torr = 1,013 mbar = 29.9 in Hg = 101.325 Kpa Temperatura. Es una propiedad física intensiva que refleja macroscópicamente la cantidad de energía térmica que contienen los cuerpos. Cuando se le añade calor a un cuerpo, esto causa, generalmente, un incremento en la temperatura. Para medirla se utiliza un instrumento de laboratorio llamado “termómetro”. Las escalas de temperatura son la Celsius, la Fahrenheit y la Kelvin, pero la que se utiliza para conocer el comportamiento de los gases es la escala absoluta, la Kelvin: 51 Celsius p. ebullición Fahrenheit 100° C 100 partes Kelvin 212° F 180 partes p. congelación 0° C 373.15 K 100 partes 32° F 273.15 K Cero absoluto Tabla de conversiones de temperatura: Esc. °C °F °C K 9/5 ° C + 32 °F 5/9 (° F – 32) K K – 273.15 0K ° C + 273.15 5/9 (° F – 32) + 273.15 9/5 (K-273.15) + 32 1. Convierte las siguientes temperaturas en las escalas F y K ºC 58 -52 12 -10 Cambiar a ºF Cambiar a K 2. Convierte a las escalas C y F las siguientes temperaturas: K 105 311 273.15 10 45 Cambiar a ºF Cambiar a ºC Volumen. Es el espacio cúbico ocupado por la materia. Los gases ocupan la totalidad del recipiente que los contiene, su volumen es variable y depende de la magnitud de la temperatura y la presión del gas. en el sistema internacional sus unidades son el metro cúbico, pero en el laboratorio se utiliza el litro y/o el mililitro. Condiciones normales. 52 Son valores de presión y temperatura de referencia para comparar gases a idénticas condiciones. También llamadas condiciones estándar son: la presión igual a 1 atm y la temperatura igual a 0° C. Gas real Es un gas existente en la naturaleza, sus moléculas son muy pequeñas y se mueven en líneas rectas a gran velocidad, cuando chocan con otras moléculas se desvían de sus trayectorias y rebotan cuando chocan con las paredes del recipiente que las contiene. Gas ideal Es un gas imaginario que cumple con las siguientes características: · El volumen de sus moléculas es insignificante en comparación con el volumen total del gas. · No hay fuerzas de atracción entre sus moléculas. · Está constituido por masas puntuales. 3. Teniendo en cuenta que el volumen de los gases aumenta con la temperatura responde: a) ¿cuándo es menor la fracción del volumen del gas ocupado por las moléculas, a temperaturas altas o bajas? b) ¿cuándo son más débiles las fuerzas de atracción temperaturas altas o bajas? intermolecular, a c) ¿cuándo se asemeja más un gas real a uno ideal, a temperaturas altas o bajas? d) ¿cuándo se asemeja más un gas real a uno ideal, a presión alta o baja? 5.6 Leyes de los gases. 5.2.1 Ley de Boyle – Mariotte. Ley de Robert Boyle (S. XVII). Principio que establece que, a temperatura constante, el volumen de una masa fija de un determinado gas es inversamente proporcional a la presión que éste ejerce. Es decir, si se duplica la presión, el volumen se reduce a la mitad. Va 1/P. P1V1 = P2V2 Ejemplo 1: El volumen de un gas, medido a presión normal, es de 17.4 L. Calcula la nueva presión en torr si el volumen cambia a 20.4 L y la temperatura permanece constante. 53 Solución. Datos: P1 = 1 atm V1 = 17.4 L V2 = 20.4 L P2 = torr? Despeje: Sustitución: P2 = P1 V1 = (1 atm) (17.4 L) = 0.853 atm V2 20.4 L Conversión: 0.853 atm 760 torr = 648.23 torr 1 atm 4. Haga la corrección de los siguientes volúmenes de gas de las presiones indicadas a la presiòn normal: a) 952 mL en 561 torr. 709 mL. b) 273 mL en 166 torr. 59.6 mL. c) 338 L en 6.30 atm. 2130 L. d) 598 mL en 5.0 atm. 2990 mL e) 77.0 L en 180 torr. 18.2 L Efectùe las correcciones indicadas en los siguientes volúmenes de gas: a) 0.600 L en 669 torr a 0.870 atm. 0.607 L. b) 380 mL en 772 torr a 804 torr. 365 mL. c) 0.338 L en 364 torr a 0.589 atm. 0.275 L. d) 459 mL en 4.32 atm a 9.40 atm. 211 mL e) 0.123 L en 0.832 atm a 865 torr. 0.0899 L. 5.2.2 Ley de Charles- Gay-Lussac. Ley de Charles Principio que establece que a presión constante, el volumen de una masa fija de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta (Kelvin); por tanto, cuando se duplica la temperatura Kelvin, también se duplica el volumen. V a T. V1 V2 = T1 T2 Ejemplo 2: Un gas ocupa un volumen de 4.50 L a 27° C. ¿a qué temperatura, en grados Celsius, el volumen será de 6.00 L si la presión permanece constante? Solución. Datos V1 = 4.50 L T1 = 27° C + 273.15 Despeje: Sustitución: T2 = V2 T1 = ( 6.00 L ) ( 300.15 K ) = 400.2 K V1 4.50 L 54 = 300.15 K V2 = 6.00 L T2 = ¿ ? en ° C T2 = 400.2 K - 273.15 = 127.05° C 5. Una muestra de un gas ocupa un volumen de 1.25 L a 100° C y 700 torr: a) Calcula la nueva temperatura kelvin , si el volumen cambia a 1.75 L y la presión permanece constante. b) Calcula la nueva temperatura en grados Celsius, si el volumen cambia a 850 mL y la presión permanece constante. c) Calcule el nuevo volumen en litros, si la temperatura cambia a 30 ° C y la presión permanece constante. a) b) c) d) e) Efectúe la corrección de los siguientes volúmenes gaseosos para el cambio de temperatura especificado a temperatura normal y presión constante: 617 mL en 9ª C. 597 mL. 609 mL en 83ª C. 467 mL 942 mL en 22ª C. 872 mL. 7.16 L en 280 K. 6.98 L 4.40 L en 7ª C. 4.29 L. Ley de Joseph L. Gay Lussac: Principio que establece que a volumen constante, la presión de una masa fija de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Por lo tanto, si se duplica la temperatura Kelvin, también se duplica la presión. P a T. P1 P2 = T1 T2 Ejemplo 3: La temperatura de 1.0 L de un gas que inicialmente se encontraba en condiciones TPN, cambia a 220° C y el volumen se mantiene constante. Calcula la presión final del gas en torr. Solución. Datos: Despeje: Sustitución P1 = 1 atm T1 = 0° C = 273.15 K P2 = P1 T2 = (1 atm) (493.15 K) = 1.8 atm T2 = 220° C = 493.15 K T1 ( 273.15 K ) P2 = ¿? Torr P2 = 1.8 atm 760 torr = 1372.11 torr 1 atm 6. Una muestra de un gas ocupa un volumen de 1.25 L a 100° C y 700 torr: f) Calcula la nueva presión en torr, si la temperatura cambia a 20° C y el volumen permanece constante. 55 g) Calcule la nueva temperatura, si la presión cambia a 780 torr y el volumen permanece constante. h) Calcula la nueva presión en torr, si la temperatura cambia a 20 ° C y el volumen permanece constante. Ley combinada de los gases: V a 1/P y V a T. P 1V 1 P 2V2 = T1 T2 Ejemplo 4: Un cierto gas ocupa 500 mL a 760 mm Hg y 0° C. ¿qué volumen en mL ocupará a 10.0 atm y 100° C? Solución. Datos: V1 = 500 mL P1 = 760 mm Hg T1 = 0° C V2 = ¿ ? mL P2 = 10.0 atm T2 = 100° C Despeje: Sustitución: V2 = P1V1T2 = (760 mm Hg) (500 mL) (373.15 K) T1 P 2 (273.15 K) (7600 mm Hg) V2 = 68.3 mL 7. Una muestra de un gas ocupa un volumen de 625 mL a 22° C y a 1.12 atm de presión: a) Calcule la nueva presión en atmósferas si el volumen y la temperatura cambian a 750 mL y a 27° C respectivamente. b) Calcula el volumen a condiciones STD c) Calcula la nueva temperatura en grados kelvin, si el volumen y la presión cambian 325 mL y 0.950 atm. d) Calcule el nuevo volumen si la temperatura y la presión cambian a 100° C y 775 torr. e) Calcula la nueva temperatura en grados Celsius si el volumen y la presión cambian a 1.15 L y 72.5 cm Hg respectivamente. f) Calcula el nuevo volumen si la presión y la temperatura cambian a 0.825 atm y 35°C respectivamente. g) Calcula la nueva temperatura en grados kelvin, si el volumen y la presión cambian a 425 mL y 1.32 atm. h) Calcule la nueva presión en atmósferas, si el volumen y la temperatura cambian a 845 mL y 15° C. i) Calcula la nueva temperatura en grados Celsius, si el volumen y la presión cambian a 1.35 mL y 740 torr j) Calcula la nueva presión en cm Hg, si el volumen cambia a 435 mL y la temperatura a 100° C. 5.2.3 Ley de Avogadro. 56 Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles. El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas: •Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen. •Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye. (El cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante) Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V 1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá: 5.7 Ecuación del gas ideal. Fórmula que permite a los científicos variar no solo la temperatura, la presión y el volumen de un gas, sino también su masa. V a 1/P, V a n y V a T. PV = nRT Donde: P = presión del gas en atmósferas V = volumen del gas en litros n = cantidad del gas en moles R = constante universal de los gases = 1 atm (22.414 L)/1 mol (273.15 K) 57 62.4 mm Hg.L/mol.K = 8.314 J/mol.K = 0.082057 atm L/mol K T = temperatura del gas en Kelvin Ejemplo 5: En un laboratorio cuando se calentó clorato de potasio, se obtuvo oxígeno, el cual se recogió en un matraz de 500 mL, si éste se encuentra a una presión de 600 mm Hg y 25° C. ¿cuántos moles de oxígeno se obtuvieron? Solución: Datos: Despeja: V = 500 mL P = 600 mm Hg = 0.789 atm n = P V = (0.789 atm) (0.500 L) = T = 25° C = 298.15 K RT (0.082 at.L/mol.K) (298.15 K) n = ¿? n = 0.016 mol 8. Calcule la densidad de cada uno de los siguientes gases: b) Dióxido de carbono a condiciones STP. c) Gas nitrógeno a 20° C y 745 torr. d) Dióxido de nitrógeno a condiciones STP e) Gas helio a 25° C y 775 torr 9. Calcule el peso molecular de cada uno de los siguientes gases: a) Un gas de densidad 1.75 g/L a condiciones STP. b) Un volumen de 125 mL de un gas a condiciones STP y de masa 0.420 g c) Un gas cuya densidad es de 1.25 g/L a 0.25 atm y 20° C. d) Un volumen de 245 mL de un gas a 27° C y 740 torr que tiene una masa de 0.825 g. e) Un volumen de 140 mL de un gas a condiciones STP y una masa de 0.570 g f) Un gas cuya densidad es 1.52 g/L a condiciones STP g) Un volumen de 325 mL de un gas a 20° C y 735 torr y de masa 1.05 g h) Un gas cuya densidad es 1.45 g/L a 27° C y una presión de 1.12 atm. 10. Calcule la masa en gramos de cada una de las siguientes muestras: b) 48.6 L de gas hidrógeno a condiciones STP c) 1.75 L de gas dióxido de carbono a 20° C y 740 torr d) 2.82 L de gas oxígeno a condiciones STP e) 32.5 L de gas dióxido de nitrógeno a 27° C y 1.05 atm 63. Calcule el volumen de cada una de las siguientes muestras: a) 4.25 g de gas oxígeno a condiciones STP b) 0.530 g de gas helio a 100° C y 730 torr c) 0.375 g de un gas nitrógeno a condiciones STP d) 8.25 g de un gas neón a 150° C y 1.45 atm. 5.8 Cálculos estequiométricos en gases. Ya hemos observado en un punto anterior el cómo se realizan los cálculos estequiométricos, relación molo-mol, masa-volumen y volumen-volumen. De manera similar se pueden realizar cálculos estequiométricos cuando en una 58 reacción química los reactivos y/o los productos se encuentran en el estado gaseoso. 5.5 Ley de Dalton de las presiones parciales de los gases. Ley de Dalton de las presiones parciales. Éste principio establece que cada gas en una mezcla de gas ejerce una presión parcial igual a la presión que ejercería si un solo gas estuviera presente en el mismo volumen; por tanto, la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de todos los gases presentes. Ptotal = P1 + P2 + P3 + ... Ejemplo 6: Un matraz de 1.0 L que está a 27° C contiene una mezcla de tres gases, que tienen presiones parciales de 300, 250 y 425 torr respectivamente. a) calcular la presión total en torr de la mezcla. b) si el gas A se separa en forma selectiva, calcular el volumen en condiciones TPN que ocuparían los gases restantes. Solución. a) Datos: A = 300 torr B = 250 torr C = 425 torr Solución: b) Datos: V1 = 1.0 L T1 = 27° C V2 = ¿? P1 = P2 = 760 torr T2 = 273.15 K Fórmula: Ptotal = P1 + P2 + P3 = 300 + 250 + 425 = Ptotal = 975 torr Despeje: V2 = P1V1T2 = (975 – 300 torr) (1.0 L) (273.15 K) = T1 P 2 (300.15 K) (760 torr) V2 = 0.808 L 11. Calcula la presión total en los siguientes problemas: b) Una mezcla de gases en donde cada uno ejerce una presión parcial: H2150 torr, N2-210 torr y He-320 torr. c) Una mezcla de gases en donde cada uno ejerce una presión parcial: He250 torr, Ne-180 torr y Ar-310 torr. 12. Cada uno de los siguientes gases es medido sobre agua. Calcula el volumen del gas seco en cada caso y a CNTP: a) 250 mL de oxígeno a 20° C y 745 torr 59 b) 525 mL de nitrógeno a 25° C y 1.15 atm c) 435 mL de hidrógeno a 27° C y 774 torr d) 125 mL de oxígeno a 30° C y 0.920 atm La presión de vapor de agua a ésas temperaturas es: Temperatura Presión en torr Temperatura Presión en torr °C °C 0 4.58 26 25.2 5 6.54 27 26.7 8 8.05 28 28.4 10 9.21 29 30.0 12 10.5 30 31.8 14 12.0 35 42.2 16 13.6 40 55.3 18 15.5 50 92.5 20 17.5 60 149.4 21 18.7 70 233.8 22 19.8 80 355.3 23 21.1 90 525.9 24 22.4 100 760.0 25 23.8 200 11,664.0 13. Los siguientes volúmenes gaseosos se recogieron sobre agua a las condiciones indicadas. Haga la correcciòn de cada volumen al volumen que ocuparìa el gas seco a la presiòn normal y a la temperatura indicada: a) 888 mL en 14ª C y 700 torr. 804 mL b) 30.0 mL en 16ª C y 581 torr. 22.4 L c) 34.0 L en 18ª C y 618 torr. 26.9 L d) 384 mL en 12ª C y 587 torr. 291 mL e) 8.23 L en 27ª C y 655 torr. 6.80 L. 60 Bibliografía Antología Química III M. en C. Juan Medina Guerrero UAPUAZ Química G. William Daub William S. Seese Pearson Educación Química A. Garritz J. A. Chamizo Addison Wesley Química Inorgánica Francisco Higinio Recio del Bosque UAC Fundamentos de Química Fred H. Redmore Prentice may Curso general de Química Ignacio Puig S.I. Ed. Marín Quìmica Smoot – Price Ed. CECSA Química Raymond Chang Ed. McGraw - Hill 61 ESTRUCTURA METODOLOGICA DE QUIMICA III Composición química de las sustancias. Estudio sistemático de las reacciones químicas. Estequiometría de las reacciones químicas. Disoluciones. Gases. Unidad de trabajo 1 Unidad de trabajo 2 Unidad de trabajo 3 Unidad de trabajo 4 Unidad de trabajo 5 CALENDARIZACIÒN Semestre que inicia el 11 de Agosto y concluye el 21 de Noviembre de 2014. Mes Semanas Exámenes Dìas Festivos 3 1 15 0 Agosto Clases 11 11-inicio clase Laboratorio 1 14 4 Septiembre 2 19 3 12 23454 5 Octubre 3 Noviembre 2 23 0 13 Recuperación y Ordinario 14 1 8 67891 10- Diciembre 3 Extraordinario 13 10 0 0 Total 18 7 84 14 44 10 CALENDARIZACIÒN DE EXAMENES Mes Ex 1 Ex 2 Ex 3 Ex 4 Ex 5 Recuperación Agosto 1 Septiembre 2 Octubre 3 4 Noviembre 5 1,2,3,4,5 Diciembre Ord y Extra % Concepto 50 Examen 20 Laboratorio 10 10 5 Participación Actividades Tareas 5 Trabajo en equipo CRITERIOS DE EVALUACIÒN: Evaluación Lunes a 5 Exámenes Miércoles Asistencia – Reporte Aportación en clase 5° G 7-8 Trabajo en clase 3° I 8-9 Trabajo en casa Trabajo de Investigación Atentamente I.Q. Luis Morones Hernández Docente. Horario Jueves Viernes 3° I 7-8:30 5° G 7-8:30