3746 - Quimica - Peralta Sanhueza

Profesores:Dra. Carmen E. Peralta Sanhueza

Dra. Gabriela Beatriz NaranjoBioq. Patricia E. Prieto

Química

Para uso exclusivoPrograma de Ingreso

003800

Universidad de Belgrano Facultad de Ciencias Exactas y Naturales

Facultad de Ciencias de la Salud

QUIMICA PROGRAMA DE INGRESO

Destinado a los aspirantes a las carreras de Farmacia

Lic. en Ciencias Biológicas Licenciatura en Ciencias Químicas

Licenciatura en Tecnología de Alimentos Lic. en Nutrición

Dra. Carmen E. Peralta Sanhueza Dra. Gabriela Beatriz Naranjo

Bioq. Patricia. E. Prieto

Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Peralta Sanhueza – Naranjo - Prieto Facultad de Ciencias de la Salud Programa de Ingreso - Química Universidad de Belgrano

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ÍNDICE PROGRAMA ....................................................................................................................................... 4 CRITERIO DE EVALUACIÓN .......................................................................................................... 5 UNIDAD 1: INTRODUCCIÓN A LOS SISTEMAS MATERIALES ............................................... 6 Materia, cuerpo y sustancia ........................................................................................................................... 6 Estados de agregación de la materia ............................................................................................................. 7 Propiedades de la materia .............................................................................................................................. 9 Clasificación de los sistemas materiales .................................................................................................... 10 Métodos de separación y fraccionamiento de los sistemas materiales .................................................. 13 Sustancias puras simples y compuestas ..................................................................................................... 17 Composición centesimal o porcentual de los sistemas materiales ......................................................... 18 Guía de ejercicios .......................................................................................................................................... 21 Actividad de Integración .............................................................................................................................. 27 UNIDAD 2: ÁTOMOS Y MOLÉCULAS ......................................................................................... 28 Composición del átomo. Número atómico y número másico. ................................................................ 29 Isótopos, isóbaros y nucleidos ..................................................................................................................... 32 Magnitudes atómico-moleculares ...................................................................................................... 34 Notación científica ............................................................................................................................. 38 Tabla de unidades básicas del Sistema Internacional ........................................................................ 39 Tabla de múltiplos y submúltiplos decimales .................................................................................... 39 Guía de ejercicios ............................................................................................................................... 40 Actividad de Integración .............................................................................................................................. 45 UNIDAD 3: NOMENCLATURA QUÍMICA ................................................................................... 46 Clasificación de los elementos químicos ................................................................................................... 46 Clasificación de los compuestos químicos sencillos ................................................................................ 49

Hidruros metálicos ...................................................................................................................... 49 Hidruros no metálicos o hidrácidos ............................................................................................ 50 Óxidos metálicos (óxidos básicos) ............................................................................................. 51 Óxidos no metálicos (óxidos ácidos) .......................................................................................... 52 Sales binarias .............................................................................................................................. 53 Hidróxidos .................................................................................................................................. 54 Oxoácidos ................................................................................................................................... 54 Sales ternarias (Oxosales) ........................................................................................................... 56

Tabla Periódica .................................................................................................................................. 59 Guia de ejercicios ............................................................................................................................... 61 Actividad de Integración .............................................................................................................................. 64 UNIDAD 4: SOLUCIONES .............................................................................................................. 65 Soluto y solvente ........................................................................................................................................... 65 Formas de expresar las concentraciones .................................................................................................... 67

Porcentaje masa en masa: ( % m/m) ........................................................................................... 67 Porcentaje masa en volumen: ( % m/v) ...................................................................................... 68 Porcentaje volumen en volumen: (% v/v) .................................................................................. 69


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Molaridad (M) ............................................................................................................................ 69 Molalidad (m) ............................................................................................................................. 71 Diluir una solución ..................................................................................................................... 71 Concentrar una solución ............................................................................................................. 72

Apéndice Unidad 4............................................................................................................................. 74 Porcentajes – Regla de tres simple – Problemas ................................................................................ 74 Guía de ejercicios ............................................................................................................................... 79 Actividad de Integración .............................................................................................................................. 83 UNIDAD 5: REACCIONES QUÍMICAS ......................................................................................... 84 Transformaciones físicas y químicas ......................................................................................................... 85 Reacciones de descomposición y de combinación ................................................................................... 86 Ecuaciones Químicas – Leyes de Conservación....................................................................................... 87 Balanceo de ecuaciones químicas – Método algebraico .......................................................................... 88 Cálculos estequiométricos .......................................................................................................................... 92 Guía de ejercicios ............................................................................................................................... 94 Actividad de Integración .............................................................................................................................. 98


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Programa de Ingreso Universidad de Belgrano Química General

Materia Específica para las carreras: Ciencias Químicas Ciencias Biológicas Tecnología de Alimentos Farmacia Nutrición

Carga horaria: 42 horas

PROGRAMA Objetivos

Identificar sistemas heterogéneos y homogéneos; determinar formas de separación y fraccionamiento de estos sistemas; expresar su composición porcentual.

Conocer la composición del átomo. Nombrar diferentes compuestos químicos a partir de su fórmula o, dado el nombre, escribir

su fórmula. Calcular la concentración de soluciones Realizar cálculos estequiométricos sencillos.

Contenidos Unidad 1: Introducción a los sistemas materiales Cuerpo. Materia. Estados de agregación. Sustancias simples. Elementos. Símbolos. Sistemas materiales. Métodos de separación. Expresión de la composición de los sistemas materiales. Unidad 2: Átomos y moléculas Composición del átomo. Partículas subatómicas. Núcleo y electrones. Número atómico y número de masa. Magnitudes atómico-moleculares: masa atómica relativa. Mol. Unidad 3: Nomenclatura química Hidruros, Óxidos, hidróxidos, ácidos (oxoácidos, hidrácidos), sales (oxosales, sales binarias), hidruros. Unidad 4: Soluciones Soluto y solvente. Formas de expresar la concentración de las soluciones: %m/m, %m/V, molaridad, molalidad. Unidad 5: Reacciones Químicas Ecuaciones químicas y su significado. Conservación de la masa: balanceo de ecuaciones, método algebraico. Cálculos estequiométricos sencillos.


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Bibliografía

‐ QUIMICA 4. A. Rolando y M.R. Jellinek. Ed. A-Z, Buenos Aires, 1995.

‐ QUÍMICA BÁSICA. C. Di Risio, M. Roverano e I. Vázquez, 3ª ed., Ed. CCC Educando, Buenos Aires, 2009.

‐ QUÍMICA. R. Chang, 9ª ed., Ed. Mc Graw Hill Interamericana, 2007.

‐ TEMAS DE QUÍMICA GENERAL. M. C. Angelini y otros, Ed. Eudeba, Buenos Aires, 1995.

CRITERIO DE EVALUACIÓN

El curso se evaluará con un examen final. El mismo constará de cinco puntos teórico-prácticos, correspondientes a cada una de las unidades incluidas en el programa de la materia.

Se considerará “aprobado” a aquel alumno que haya resuelto satisfactoriamente por lo menos un 50% de cada unidad. De este modo el estudiante se asegurará haber alcanzado un nivel de conocimientos aceptable para iniciar con éxito su carrera universitaria.

Los alumnos que no hayan logrado alcanzar este desempeño se considerarán “no aprobados”. Sin embargo podrán ingresar a sus respectivas carreras, debiendo concurrir de manera obligatoria a un taller de nivelación a realizarse durante el primer cuatrimestre de primer año. De esta manera podrán alcanzar el nivel recomendable para enfrentar las futuras exigencias académicas.


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UNIDAD 1: INTRODUCCIÓN A LOS SISTEMAS MATERIALES

En esta primera unidad centraremos nuestra atención en el objeto de estudio de la Química, esto es, los materiales que constituyen el mundo que nos rodea. Analizaremos los sistemas materiales, las propiedades que los caracterizan y la forma de clasificarlos. Luego veremos de qué manera se pueden subdividir esos sistemas de modo de obtener los componentes que los forman y, eventualmente, lograremos desagregar, “desmenuzar” estos componentes hasta llegar a nivel de las moléculas átomos presentes. Por último, expresaremos cuantitativamente la composición porcentual de los sistemas materiales.

Nuestra intención es que al terminar el estudio de esta unidad usted pueda:

Reconocer los cambios de estado de agregación de la materia Diferenciar propiedades intensivas de extensivas Identificar y diferenciar sistemas homogéneos y heterogéneos Diferenciar las fases y los componentes de un sistema material Diferenciar soluciones de sustancias puras Identificar sustancias simples y compuestas Determinar formas de separación y fraccionamiento de sistemas materiales sencillos Calcular la composición centesimal de sistemas materiales

1. Materia, cuerpo y sustancia

El universo que nos rodea está formado por una gran variedad de objetos: plantas, mesas, sillas, ventanas, libros y bacterias, entre otros.

Estos objetos poseen distintas cualidades: algunos son líquidos muy pesados como el mercurio o livianos como el alcohol, sólidos blandos como una manteca o duros como un metal, pueden ser gases como los que respiramos diariamente o con los que inflamos un globo, algunos poseen grandes tamaños y otros son tan pequeños que requieren la asistencia de un microscopio para ser observados. En algunos casos pueden tener olor y sabor.

¿De qué están hechos los objetos?

En principio, podemos decir que todo objeto está constituido por materia. Definimos materia como todo aquello que nos rodea, que ocupa un lugar en el espacio y que es perceptible por nuestros sentidos.


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A su vez, toda porción limitada de materia recibe el nombre de cuerpo. Los cuerpos son objetos materiales que se caracterizan por su forma. La cantidad de materia que posee un cuerpo se denomina masa. La unidad de masa en el Sistema Internacional de Unidades es el kilogramo (kg). Es una cantidad escalar y no debe confundirse con el peso, que es la fuerza con la que nuestro planeta, la Tierra, atrae a los cuerpos.

El peso de los cuerpos depende de la posición geográfica y de la altura sobre el nivel del mar. Como la masa es una constante propia de cada cuerpo, no depende de estos factores, aún en los lugares más remotos del universo. Hay diferentes tipos de materia, por ejemplo, un vaso puede ser de vidrio o de plástico. Cada tipo diferente de materia se llama sustancia. Éstas se distinguen unas de otras por una serie de características especiales que son las propiedades de esa sustancia. En síntesis… Estados de agregación de la materia

La materia se presenta en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Para explicar los diferentes estados de la materia se ha elaborado una teoría llamada

cinético-molecular que está basada en los siguientes enunciados:

La materia está formada por partículas que se hallan en continuo movimiento, es decir, que poseen energía cinética.

Si bien estas partículas están separadas entre sí, tienen fuerzas de atracción que las acercan, que se denominan fuerzas de cohesión.

Cuanto mayor es la temperatura, mayor es el movimiento de las partículas.

Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen propios. Las partículas que los constituyen forman un conjunto compacto en el que predominan las fuerzas de atracción. Los sólidos no son compresibles, es decir, su volumen cambia poco con los cambios de presión. No fluyen cuando son sometidos a la acción de una fuerza, a menos que ésta sea extraordinariamente grande.

¿Cuál es el peso de un astronauta en el espacio? ¿Cuál es su masa?

Los cuerpos están formados por materia compuesta a la vez por diferentes sustancias.


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Los líquidos tienen volumen propio pero adoptan la forma del recipiente que los contiene. Sus partículas no están ordenadas regularmente y las fuerzas de atracción y repulsión están equilibradas, pueden deslizarse unas sobre otras, por lo que los líquidos pueden fluir. Son poco compresibles.

Los gases no tienen forma ni volumen propio. Las partículas que los constituyen tienen

mucha movilidad y son capaces de una expansión infinita, esto significa que ocupan todo el espacio del recipiente que los contiene. Son fácilmente compresibles y es el estado en el que las partículas se encuentran más desordenadas.

Es posible pasar de un estado de agregación a otro variando la temperatura, la presión o ambas a la vez:

Pasaje sólido-líquido: si sacamos del freezer un cubo de hielo y lo dejamos a temperatura ambiente, éste se derretirá formando agua líquida. El pasaje del estado sólido al estado líquido se lo denomina fusión y la temperatura a la que se produce se denomina temperatura de fusión, es característica de cada cuerpo puro. Durante el cambio de estado, todo el calor suministrado es aprovechado para transformar íntegramente el sólido en líquido, por lo que la temperatura permanece constante. Una vez que todo el sólido se funde, la temperatura aumenta si se continúa calentando. Si se enfría un líquido puro se obtiene la solidificación a la misma temperatura que la de fusión, conocida como temperatura de solidificación.

Pasaje líquido-vapor: si se calienta agua líquida la temperatura aumenta hasta los 100º C

donde permanece constante y el agua hierve. El pasaje del estado líquido al estado de vapor que tiene lugar en toda la masa del líquido se lo conoce como ebullición, y la temperatura en la que se produce se conoce como temperatura de ebullición, la cual es propia de cada cuerpo puro a una presión determinada. Nuevamente, durante el cambio de estado la temperatura no varía.

Ahora bien, es sabido que el agua de los charcos se evapora o que la ropa se

seca a temperatura ambiente: esto quiere decir que el agua se evapora aún a temperaturas menores que la de ebullición. Este proceso se conoce como evaporación: y es el pasaje de líquido a vapor que se produce desde la superficie de un líquido a cualquier temperatura.

El pasaje del estado gaseoso al estado líquido se lo denomina condensación, cuando se produce por disminución de la temperatura o licuación, cuando ocurre por aumento de presión.

Pasaje sólido-vapor: algunas sustancias sólidas calentadas a la presión atmosférica no se funden sino que pasan directamente del estado sólido al de vapor; este pasaje se conoce como volatilización. Algunos ejemplos conocidos son la vaporización de la naftalina, utilizada para combatir a las polillas o la del hielo seco. El pasaje del estado gaseoso al estado sólido es conocido como sublimación.

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Propiedades extensivas: no se refieren a características propias y pueden variar dentro de límites muy amplios, por ejemplo el peso, la masa, el volumen y la superficie.

Para ejemplificar, consideremos un sistema formado por agua a 15° C, imaginemos que de allí tomamos dos muestras: una de 5 y otra de 10 gramos.

¿Tienen ambas muestras el mismo volumen? No. ¿Por qué? Porque el volumen es directamente proporcional a la masa.

El volumen es una propiedad extensiva, depende de la cantidad de materia. ¿Tendrán las muestras la misma densidad? Sí. ¿Por qué? Porque la densidad a una determinada temperatura es igual en cada una de sus partes. Es una propiedad que caracteriza a una sustancia pura.

Resuelve la siguiente actividad:

1. Las siguientes propiedades fueron determinadas sobre trozo de oro. Indique cuáles son propiedades intensivas y cuáles extensivas.

a- Masa: 3 g b- Densidad: 19,3 g/cm3 c- Volumen: 0,16 cm3 d- Insoluble en agua. e- Color: amarillo

2. De las propiedades mencionadas, ¿cuáles les servirían para identificar si un anillo es del mismo material? ¿Por qué?

Clasificación de los sistemas materiales Para poder realizar estudios o experimentos resulta necesario definir un fragmento del universo

que será objeto de nuestros análisis. Esta porción que debemos independizar del resto del universo en forma real o imaginaria la llamamos sistema material. Lo definimos como el conjunto de cuerpos objeto de nuestro estudio. Son ejemplos de sistemas materiales el agua contenida en una botella, un clavo, una célula que

observamos en un microscopio, un pez en su pecera, un puñado de granos de trigo, etc. Todo lo que rodea a nuestro sistema material es el medio ambiente. Por ejemplo, el agua de un

lago puede constituir un sistema separado de todo lo que la rodea o está contenido en él (orilla,


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fondo, peces, vegetación, entre otras). Durante el estudio de un sistema material, dicho medio debe ser considerado, ya que puede impactar de diversas formas. Imaginemos, por ejemplo, un sistema formado por un recipiente que contiene a un gas sumergido en un baño con agua: el gas es el sistema de estudio, el límite del sistema son las paredes del recipiente que lo contiene y el agua es su medio ambiente. Un sistema material puede llegar a interactuar con el medio o entorno, existiendo la posibilidad de que intercambie con éste materia y/o energía.

Según su relación con el medio ambiente, los sistemas materiales se clasifican en:

Sistemas abiertos: son aquellos que intercambian materia y energía, generalmente en forma de calor, con el medio que los rodea. Por ejemplo, si colocamos alcohol en un vaso a una temperatura de 70º Celsius (no son centígrados) sobre una mesa, veremos lo siguiente:

Sistemas cerrados: son aquellos que no intercambian materia pero sí energía con su entorno. Si volvemos al ejemplo anterior, pero ahora colocamos el alcohol en un recipiente cerrado, veremos:


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Sistemas aislados: son aquellos que no intercambian materia ni energía con su entorno. ¿Se les ocurre un ejemplo cotidiano que involucre esta clase de sistema? ¿toman mate?

Según las propiedades de la materia, los sistemas materiales se clasifican en:

Sistemas homogéneos

Sistemas heterogéneos

Son aquellos que presentan las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. Pueden ser de dos tipos: las sustancias puras y las soluciones. Algunos ejemplos de sustancias puras son el agua, el alcohol, el aceite, las naftas, el gas contenido en una garrafa, un trozo de oro puro. Y entre los ejemplos de soluciones podemos nombrar agua con sal disuelta, agua y alcohol, entre otras.

Son los que presentan variaciones de al menos una propiedad intensiva en alguno de sus puntos. Algunos ejemplos son agua y aceite o el granito (formado por cuarzo, mica y feldespato). Pueden estar formados por la misma sustancia en distintos estados de agregación (agua con hielo) o por sustancias diferentes (arena y sal).

Un sistema material puede ser homogéneo o heterogéneo según sea el método utilizado para observarlo. La leche o el helado a simple vista parecen sistemas homogéneos, sin embargo, cuando se los observa utilizando un microscopio se encuentra un paisaje bastante distinto:

Por lo tanto, podríamos decir que un sistema es homogéneo si al ser visualizado con un microscopio no se observan distintas fases. Esto sucederá si las partículas que lo componen son menores a 1 nm (1 nm = 10-9 m) que es el límite visible utilizando el instrumento mencionado.

Al observar un sistema material, no tenemos que confundir fases con componentes. Por ejemplo, Si tenemos un sistema constituido por agua, hielo y limaduras de hierro, diremos que el sistema posee tres fases (agua, hielo y limaduras de hierro) y dos componentes (agua -sólida y líquida- y limaduras de hierro).

Grasa Micelas de caseína


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Una solución es un sistema homogéneo que está constituido por dos o más componentes. Se denomina solvente al componente que se encuentra en mayor proporción, y soluto al componente que se encuentra en menor proporción. Ejemplos de soluciones son el agua azucarada, agua salada, una mezcla de agua y alcohol, etc. Al ser sistemas homogéneos, podemos comprobar que sus propiedades intensivas son las mismas en toda su extensión.

Como podemos ver, los sistemas heterogéneos no son uniformes sino que presentan partes separadas por superficies de discontinuidad bien definidas. Cada una de esas partes que tiene iguales propiedades intensivas se denomina fase.

Lee la siguiente consigna y responda: 1- Un sistema formado por agua líquida, cubitos de agua, alcohol y aceite: a) ¿Es homogéneo o heterogéneo? b) ¿Qué componentes tiene? c) ¿Cuántas fases posee y cuáles son?

Métodos de separación y fraccionamiento de los sistemas materiales

En la práctica diaria es posible que nos encontremos ante la necesidad de separar las distintas fases que componen un sistema heterogéneo. Para ello se aplican distintos métodos físicos sencillos que aprovechan las diferentes propiedades de los componentes del sistema:

Disolución: sirve para separar dos fases sólidas. Una de ellas se disuelve en un determinado solvente. Por ejemplo, si queremos separar una mezcla de arena y sal podremos agregar agua al sistema para disolver la sal y luego completar la separación con otro método como la filtración.

Filtración: permite la separación de un sólido que se encuentra en contacto con una fase líquida. Retiene partículas sólidas por medio de una barrera (filtro, colador o tamiz), la cual puede consistir en mallas, fibras, material poroso o un relleno sólido.


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Sedimentación y decantación: permiten separar las fases de un sistema que difieran mucho en densidad. Se emplean para separar fases sólidas de líquidas (arena y agua) o líquidas de líquidas (agua y aceite). El sistema se deja en reposo y al cabo de un tiempo, el material más denso se deposita en el fondo de un recipiente (sedimenta). Luego se vuelca cuidadosamente la fase líquida superior a otro recipiente (se decanta). Para separar fases líquidas pueden utilizarse ampollas de decantación que posibilitan el escurrimiento del líquido inferior a través de una llave.

Centrifugación: se utiliza para aislar fases sólidas de líquidas o líquidas de líquidas por la acción de una fuerza centrífuga. Acelera la sedimentación.


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Tamización: aprovecha la diferencia de tamaño entre partículas sólidas. Una malla o tamiz retiene las partículas más gruesas dejando pasar a las más finas.

Magnetismo: la separación magnética es un

proceso que sirve para separar dos sólidos (uno de ellos debe ser ferroso o tener propiedades magnéticas). El método consiste en acercar un imán a la mezcla a fin de generar un campo magnético que atraiga al compuesto ferroso dejando solamente al material no ferroso en el contenedor. Un ejemplo claro es el azufre o la arena mezclada con hierro. Al acercar un imán a la mezcla el hierro se adhiere al imán y el azufre queda en el contenedor.

Sublimación: divide aquellas fases capaces de sublimar. Es el caso de la arena y el

yodo. Cuando el sistema recibe calor el yodo se convierte en vapor y luego pasa nuevamente al estado sólido al tomar contacto con una superficie fría.

Flotación: en la flotación interviene la diferencia entre la densidad de los sólidos y la

del líquido en que se encuentran en suspensión. Sin embargo, contrariamente a lo que ocurre en la decantación, este proceso de separación sólido – líquido se aplica únicamente a partículas que tienen una densidad real (flotación natural) o aparente (flotación provocada) inferior a la del líquido que la contiene.

Veamos ahora los métodos de fraccionamiento de los sistemas homogéneos…

Fraccionar un sistema homogéneo significa obtener sus componentes constitutivos. Esto es posible aplicando distintos métodos físicos de fraccionamiento:


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Destilación: consiste en el calentamiento del sistema y la posterior condensación de los vapores producidos al pasarlos por un tubo refrigerante. Las destilaciones más utilizadas son la destilación simple y la destilación fraccionada.

Cristalización: se emplea para separar sólidos disueltos en solventes líquidos. Puede hacerse por enfriamiento, es decir, por disminución de solubilidad por descenso de temperatura o por calentamiento, por disminución de la capacidad de disolución por evaporación del solvente.

Extracción: Consiste en separar varios solutos disueltos en un disolvente. Se utiliza la diferencia de solubilidad de cada soluto en diferentes disolventes. Se añade un disolvente inmiscible, que no se disuelve, con el disolvente de la mezcla, y los solutos se distribuyen entre los dos disolventes. Alguno de los solutos será más soluble en el primer disolvente y otros en el segundo disolvente. Posteriormente las dos fases se separan como mezclas heterogéneas por decantación.

Para recordar la definición de los términos soluto y solvente puede remitirse a la parte de “clasificación de los sistemas materiales”, desarrollada anteriormente.

Es momento de poner en práctica algunos contenidos. Te invitamos a responder las siguientes consignas:

Destilación simple Destilación fraccionada


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De los sistemas que se mencionan a continuación indican:

Cuántas fases tienen y cuáles son. Cómo podrías separarlas.

a. Agua y nafta. b. Telgopor, agua y arena. c. Aserrín y talco. d. Alcohol y agua. e. Carbón en polvo y sal. f. Arena y limaduras de hierro. g. Arena y piedras. h. Arena y azúcar.

Si un sistema homogéneo no puede ser dividido o fraccionado luego de aplicar en forma reiterada distintos métodos físicos de fraccionamiento, diremos que está constituido por un único componente al que denominamos sustancia. La composición de una solución puede modificarse dentro de ciertos límites, en cambio, la composición de las sustancias es invariable. Sustancias puras simples y compuestas

Si bien no es posible descomponer una sustancia mediante métodos físicos, puede lograrse mediante el uso de métodos químicos. Por ejemplo, a través de la aplicación de la electrólisis, podemos descomponer el agua en dos sustancias gaseosas: hidrógeno y oxígeno.

Si una sustancia está formada por dos o más elementos, y puede descomponerse en otras más simples se dice que es compuesta. Por el contrario, si una sustancia está constituida por un único elemento no podrá descomponerse y se la denominará sustancia simple.

Ambas clases de sustancias tienen algo en común: están constituidas por elementos químicos. Las sustancias simples están formadas por un único elemento, mientras que las compuestas están formadas por dos o más elementos.

Hasta el momento se conocen 114 elementos, algunos son muy comunes y necesarios como el carbono, el oxígeno o el hidrógeno. Y otros, que son creados artificialmente en aceleradores de partículas o en reactores atómicos, son tan raros que sólo existen durante milésimas de segundo.

Los distintos elementos químicos se representan en el lenguaje internacional mediante símbolos constituidos por una o dos letras, de las cuales la primera es siempre mayúscula. La ordenación de estos elementos en función de sus propiedades físicas y químicas dio lugar a la llamada "Tabla Periódica". Fue ideada por un químico ruso, Mendeleiev, en el año 1869. Desde aquella primera tabla que contenía tan sólo 63 elementos hasta la actual que tiene más de 100, se han publicado más de setecientas (al final de la unidad encontrará una con la que trabajaremos más adelante). Durante su primer año de carrera estudiará extensamente este tema.

Este esquema resume la clasificación de los distintos sistemas materiales y las sustancias:


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2. Composición centesimal o porcentual de los sistemas materiales

Hasta ahora hemos visto cómo estudiar los sistemas materiales y cómo separar cada uno de sus componentes, analizando sus distintas propiedades. Pero para determinar la composición de dichos sistemas de manera cuantitativa es necesario determinar la masa de cada uno de sus componentes. Habitualmente, para expresar se expresa la relación que existe entre la masa de un componente y la masa total del sistema se utiliza el concepto de composición centesimal o porcentaje.

Veamos un ejemplo...

Si tenemos un sistema heterogéneo formado por 10 g de agua + 30 g de arena + 10 g de aire, su composición referida a 100 gramos de sistema, es decir, su composición centesimal sería:

Para ello es necesario calcular la masa total de la mezcla:

Agua………. 10 g

Arena……… 30 g

Aire……….. 10 g

Total 50 g de sistema


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Ahora debemos referir la composición anterior como si la cantidad de sistema fuese 100 g:

Si 50 g de mezcla ……tienen…….. 10 g de agua

100 g de mezcla………tendrán…….. x = 100 g x 10 g = 20 g de agua = 20 % de agua

50 g

Lo mismo debemos realizar para el resto de los componentes:

Si 50 g de mezcla………tienen…….. 30 g de arena

100 g de mezcla……tendrán……….. x = 100 g x 30 g = 60 g de arena = 60 % de arena

50 g

Si 50 g de mezcla………tienen…….. 10 g de aire

100 g de mezcla………tendrán…….. x = 100 g x 10 g = 20 g de aire = 20 % de aire

50 g

Una representación gráfica de este sistema podría ser la siguiente:

En forma inversa a los ejemplos analizados, a partir de la composición centesimal de un sistema podemos deducir la masa de cada uno de sus componentes.

Supongamos que tenemos 150 g de un sistema cuya composición es la siguiente:

23 % de arroz

58 % de maíz

19 % de trigo

¿Cuántos gramos de cada componente obtendremos al separarlos?

Si 100 g de mezcla………tienen…….. 23 g de arroz

150 g de mezcla………tendrán…….. x = 150 g x 23 g = 34.5 g de arroz

100 g


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Si 100 g de mezcla………tienen…….. 58 g de maíz

150 g de mezcla……tendrán……….. x = 150 g x 58 g = 87.0 g de maíz

100 g

Si 100 g de mezcla………tienen…….. 19 g de trigo

150 g de mezcla……tendrán……….. x = 150 g x 19 g = 28.5 g de trigo

100 g

Estos ejemplos se refieren a la composición de sistemas heterogéneos, pero también se puede expresar la composición de una mezcla homogénea de forma centesimal. Un punto fundamental en química es conocer cuál es la composición de las soluciones.

Veamos, por último, el siguiente ejemplo…

Luego de fraccionar una solución se obtuvieron 50 g de agua y 30 g de alcohol. ¿Cuál será la composición centesimal?

Agua………. 50 g

Alcohol.…… 30 g

Total 80 g de solución

80 g de solución…………….. 50 g de agua

100 g de solución…………….. x = 100 g x 50 g = 62.5 g de agua = 62.5 % de agua 80 g

80 g de solución……… 30 g de alcohol

100 g de solución………. x = 100 g x 30 g = 37.5 g de alcohol = 37.5 % de alcohol


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Guía de ejercicios 1. Lee las siguientes afirmaciones e indica cuáles son correctas: La masa de un cuerpo: a- Depende de la posición geográfica y de la altura sobre el nivel del mar en que se halla. b- Es una propiedad que no depende del sitio del universo donde se halla ubicado el cuerpo. c- Es una propiedad de los cuerpos que se encuentran en la superficie terrestre. d- Ninguna de las anteriores. 2. Menciona los tres estados de agregación de la materia y sus características ¿En qué son similares y en qué son diferentes? 3. Señala el nombre de los siguientes cambios de estado: a) De agua líquida a vapor de agua. b) De cobre sólido a cobre líquido. c) De oxígeno gaseoso a oxígeno líquido. d) De azufre líquido a azufre sólido. e) De yodo gaseoso a yodo sólido. f) De dióxido de carbono sólido a dióxido de carbono gaseoso. 4. Menciona las diferencias entre propiedades intensivas y extensivas. Señala dos ejemplos de cada una. 5. ¿Cuáles de las siguientes propiedades son intensivas (I) (no dependen de la cantidad de materia) y cuáles extensivas (E)? a) Volumen b) Punto de ebullición c) Estado físico d) Masa e) Densidad f) Solubilidad g) Altura h) Temperatura i) Combustibilidad j) Intensidad de color 6. Lee las siguientes afirmaciones e indica cuáles son correctas a) El cociente entre dos propiedades intensivas es una propiedad intensiva. b) Cuando se mezcla 1 L de agua a 100° C con 1 L de agua a 5O° C se obtienen 2 L de agua a 150° C. c) El punto de ebullición del agua a una atmósfera de presión es 100° C. Es una propiedad intensiva. 7. Todo cambio de fase va acompañado por un intercambio de energía. Así por ejemplo, para transformar hielo en agua líquida o para pasar agua del estado líquido al gaseoso será necesario entregar calor. Entonces:


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a) La cantidad de calor que hay que entregar para hervir 1 L de agua ¿es mayor, menor o igual a la que hay que entregar para hervir 100 L? b) Los libros informan que la cantidad de energía que hay que suministrar al agua para que pase del estado líquido al estado gaseoso es de 2,26 kJ/g. Con esta información, controla si la respuesta que has dado en el ítem anterior es correcta. Para ello considera que 1L de agua pesa 1000 g. c) Al valor 2,26 kJ/g se lo conoce como calor de vaporización del agua. ¿El calor de vaporización del agua es una propiedad extensiva o intensiva? 8. El cloroformo es un líquido que se utiliza como anestésico y tiene una densidad de 1,48 g/cm3 a) ¿Cuál es el volumen de 10,0 g de cloroformo? b) ¿Cuál es la masa de 10,0 cm3 de cloroformo? 9. a) Las siguientes propiedades fueron determinadas sobre un trozo de hierro. Indica cuáles son propiedades intensivas y cuáles extensivas. - Masa: 40 g; densidad: 7,8 g/cm3; color: grisáceo brillante - Punto de fusión: 1535° C; volumen: 5,13 cm3 - Se oxida en presencia de aire húmedo - Insoluble en agua. b) De las propiedades antes mencionadas, ¿cuáles servirían para identificar al hierro? 10. La densidad del aire a 25° Celsius y a la presión atmosférica normal es 1,18 g/dm3. ¿Cuál es la masa expresada en k de aire de una habitación que mide 4,21 x 5,00 x 3,82 m? 11. Si decimos que el sodio (Na) tiene una densidad de 0,971 g/cm3 y el litio (Li) funde a 180,54 °C, entonces: a) Las propiedades de ambos son extensivas. b) La densidad es propiedad extensiva y el punto de fusión es propiedad intensiva. c) Ambas son propiedades intensivas. d) La densidad es propiedad intensiva y el punto de fusión es propiedad extensiva. 12. Describe las principales diferencias entre un sistema homogéneo y uno heterogéneo. 13. ¿Qué es una solución? 14. ¿Qué entiendes por sustancia pura? ¿Cómo se clasifican las sustancias puras? 15. Indica si los siguientes sistemas son homogéneos: a) Aire (*) b) Aire filtrado c) Agua pura d) Agua potable e) Agua del riachuelo f) Agua y arena g) Agua, arena y sal (*) El aire cerca de la superficie de la tierra contiene N2 (78,09%), O2 (20,94%), Ar (0,93%), CO2 (0,03%) y otros (0,01%).


23

16. ¿Cuáles de las siguientes mezclas son homogéneas? a) Infusión de té b) Sopa de verduras c) Sal y azúcar d) Gas natural (*) e) Sal y azúcar disuelto en agua (*) El aire cerca de la superficie de la tierra contiene N2 (78,09%), O2 (20,94%), Ar (0,93%), CO2 (0,03%) y otros (0,01%). 17. Un sistema constituido por un recipiente de cobre (Cu), 2 clavos de hierro (Fe) un litro de agua y 4 bolitas de vidrio, ¿cuántas fases contiene? 18. Indica cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas: a) Un sistema con un solo componente debe ser homogéneo. b) Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo. c) Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo. d) Un sistema compuesto por una sustancia pura simple debe ser homogéneo. e) Un sistema con dos componentes distintos debe ser heterogéneo. f) El agua está formada por O2 y H2. g) Cuando el O2 reacciona con el hierro se obtiene óxido de hierro. 19. ¿Cuáles de los siguientes sistemas son homogéneos y cuáles heterogéneos? a) Oxígeno líquido b) Agua c) Oxígeno gas + nitrógeno gas d) Arena + sal común e) Oxígeno líquido y aire gaseoso en contacto f) Agua con vapor en equilibrio 20. Un sistema formado por agua, arena y trozos de hielo a) ¿Es homogéneo o heterogéneo? b) ¿Cuáles son sus componentes? c) ¿Cuántas fases tiene y cuáles son? 21. Indica en los siguientes ejemplos si el sistema es homogéneo o heterogéneo. En el último caso señala el número de fases y cuáles son: a) Azufre y arena b) Agua, trozos de hielo y vapor de agua c) Agua salada d) Agua corriente (filtrada) e) Agua y aceite f) Arena + alcohol g) Iodo, arena y vapor de iodo


24

22. Dado el siguiente sistema: agua, aceite, arena y corcho molido es: a) Un sistema homogéneo. b) Un sistema heterogéneo formado por tres fases. c) Un sistema heterogéneo formado por cuatro fases. d) Un sistema heterogéneo formado por cinco fases. e) Un sistema heterogéneo formado por dos fases. 23. Si se tiene un sistema formado por oxígeno gaseoso y cloro gaseoso: a) El sistema es homogéneo. b) El sistema tiene dos fases. c) El sistema es heterogéneo. d) Son dos sustancias puras simples. 24. Si se tiene un sistema formado por agua, vapor de agua, alcohol y nitrógeno gaseoso: a) El sistema tiene cuatro fases b) El sistema tiene 3 componentes y tres fases. c) El sistema tiene tres componentes y dos fases. d) El sistema tiene dos componentes y tres fases. 25. Clasifica los siguientes alimentos en sistemas homogéneos o heterogéneos: a) Bebida gaseosa en su envase cerrado. b) Jugo de limón exprimido. c) Sopa de fideos. d) Agua potable. e) Condimento de ensalada: aceite, vinagre y sal. f) Arroz con leche. g) Ensalada de frutas. 26. Responde las siguientes preguntas y justifica tu respuesta. a) Un sistema conformado por alcohol y limaduras de hierro, ¿es un sistema heterogéneo? b) Un sistema formado por un vaso de agua, al cual se le agregó una cucharada de cloruro de potasio (sal) y se lo revolvió enérgicamente, ¿qué clase de sistema es? ¿cómo harías para separar los componentes? c) Si tenemos 20 mL de aceite y 15 mL de agua. ¿cuántas fases tenemos? ¿Cómo llegarías a obtener sustancias puras? d) Un sistema formado por hielo y agua en estado líquido ¿es homogéneo? 27. ¿Cómo obtendrías sustancias puras a partir de los siguientes sistemas? a) 20 mL de aceite y 25 monedas del tamaño de 5 centavos. b) Pepitas de Oro y agua. c) Limaduras de Hierro y arena. d) Agua de mar (salada).


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28. Indica cuáles de los siguientes sistemas son soluciones y cuáles sustancias puras: a) agua salada. b) agua + alcohol. c) óxido de hierro. d) mercurio. e) bromo líquido. f) óxido de calcio. 29. De las siguientes sustancias, son sustancias puras simples: a) Azufre. b) Ozono. c) Agua. d) Alcohol. 30. ¿Cómo podrías separar las siguientes mezclas? Explica cómo procederías con la ayuda de un diagrama de flujo. a) Sal de mesa y arena b) Limaduras de hierro y azufre en polvo c) Carbón vegetal y azúcar de mesa d) Aceite y agua e) Azúcar disuelta en agua f) Alcohol (PE: 78° C) y éter etílico (PE: 36° C) 31. Al efectuar una destilación simple de una solución, en el recipiente colector se deposita un líquido y en el balón de destilación un sólido cristalino. ¿Podemos afirmar que el líquido obtenido es una sustancia pura? ¿Podemos decir lo mismo con respecto del sólido? 32. Marca con una cruz la/s afirmaciones correctas: a) Una molécula es la parte más pequeña de un compuesto que puede existir en forma individual. b) En una molécula los átomos están asociados entre sí. c) Una molécula es una mezcla de átomos. d) Todas las sustancias tienen una composición definida. e) No todas las moléculas de agua son idénticas. f) Una molécula de agua está formada por dos átomos de hidrogeno y uno de oxigeno. g) La atomicidad del hidrogeno en el agua es de dos. 33. Organiza los siguientes términos en un mapa conceptual: Sistema homogéneo - Fase – Materia - Sustancia compuesta – Moléculas - Sistema material - Sustancia simple – Átomo - Sistema heterogéneo – Sustancia - Solución 33. Indica cuáles de los siguientes métodos emplearía para fragmentar en sus componentes los sistemas que se detallan a continuación:


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Destilación Centrifugación Levigación Disolución Imantación Cristalización Decantación Sublimación Tamización Extracción Flotación

Arena + agua + corcho Semillas de trigo + arcilla Sal + agua Arena + limaduras de hierro Agua + alcohol (etanol) Arena mas agua Yodo + arena Nafta +agua Canto rodado + arena

Ejercicios de composición de sistemas materiales 1. Una aleación de cobre y cinc está compuesta por 60% de cobre y 40% de cinc. ¿Cuántos kg de cobre y de cinc se necesitan para hacer 3,5 toneladas? 2. La bolsa de 25,0 kg de un alimento para cerdos está compuesta por la mezcla de 5,0 kg de harina de pescado, 6,7 kg de salvado de trigo y 13,3 kg de maíz. Calcule la composición porcentual de la mezcla. 3. Una salmuera preparada para ser usada en conserva de hortalizas se prepara disolviendo 43,0 kg de cloruro de sodio en 150 litros de agua. Calcule la composición de la salmuera en: a) g de soluto por 100 cm3 de agua. b) gramos de soluto por dm3 de agua. 4. La composición aproximada de un arroz tipo es la siguiente: Hidratos de carbono 80,0 % Proteínas 7,00 % Calcio 0,020 % Fósforo 0,15 % Hierro 0,030 % Fibra 12,8 % Cuando cocina 100 g de arroz, su masa total aumenta a 150 g. ¿Cuál es la nueva composición porcentual del arroz incluida el agua? 5. Un sistema heterogéneo está formado por 50% de agua, 20% de aceite y 30% de corcho. Si se separa completamente el corcho, ¿Cuál es la composición centesimal del sistema final? 6. ¿Qué masa de iodo debe agregarse a un sistema formado por 15 g de sal y 45 g de arena para que su porcentaje sea del 60%? 7. ¿Qué masa de sal debe agregarse a 50 g de agua para que su porcentaje sea del 30%? 8. Si se quieren preparar 30 g de una solución de alcohol + agua, en el que el porcentaje de alcohol sea del 10%, ¿qué masa de alcohol y de agua deben tomarse?


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9. Si se tienen 90 g de glucosa en 1000 g de agua. ¿cuál será el porcentaje de glucosa? Y si se evaporan 300 g de agua. ¿Cuál será el nuevo porcentaje? 10. Un sistema heterogéneo está formado por 60 g de iodo y 30 g de arena. Al calentarlo, parte del iodo sublima quedando finalmente un sistema en el cual el porcentaje de iodo es del 20%. ¿Qué masa de iodo se evaporó? 11. El porcentaje de sal en una solución es del 15%. Partiendo de una masa tal de solución que contiene 80 g de sal, calcule la masa que será necesario sacar para que su porcentaje se reduzca al 10%. 12. Un sistema heterogéneo está compuesto por 4% de cobre, 18% de hierro y el resto de plomo. Partiendo de 30 g del sistema se elimina parte del plomo hasta obtener un nuevo sistema con 30,6% de plomo. ¿Qué masa de plomo se elimino?

Actividad de Integración Se dispone de un sistema formado por canto rodado (3 unidades, masa unidad 1 = 1,3105 g, masa unidad 2 = 2,5210 g, masa unidad 3 = 4,3740 g), arena (7,0 g) y sal (3,0 g): a) Señale el tipo de sistema material. b) Indique el número de fases y cuáles son. c) Mencione la composición porcentual del sistema d) ¿Qué método de separación y/o fraccionamiento utilizaría para, a partir de dicho sistema, obtener los componentes que lo integran por separado? Indique brevemente en qué orden aplicaría las técnicas elegidas y qué componente(s) del sistema logra individualizar con cada una de ellas. e) Para los 3 g de sal que integran el sistema anterior, señale cuál/es de las siguientes propiedades son intensivas: - Peso - Solubilidad en agua - Temperatura de congelación - Volumen


28

UNIDAD 2: ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

En la unidad anterior nos hemos ocupado de la materia, de los cuerpos presentes en el entorno que nos rodea. Vimos que, en general, los sistemas materiales son bastante complejos y que muchas veces para poder estudiarlos en profundidad suele ser necesario dividirlos, desagregarlos en partes cada vez más simples. Así, por ejemplo, un sistema material heterogéneo formado por agua, alcohol y arena podría ser subdividido por decantación en dos partes: arena, por un lado, y agua y alcohol, por otro.

Vimos, también, que el nuevo sistema obtenido, agua y alcohol, podría ser subdividido en sus componentes por destilación: el alcohol, por tener menor punto de ebullición, destila y de este modo se separa del agua.

Hemos logrado, entonces, obtener por separado los tres componentes del sistema: agua, alcohol y arena. Ahora, centremos nuestra atención en el agua obtenida. Al volumen obtenido de agua lo podríamos dividir en dos fracciones y, a su vez, a cada una de estas nuevas fracciones de agua las podríamos volver a dividir.

¿Cuántas veces podremos llevar a cabo este procedimiento? ¿Cuál es la menor porción concebible de agua?

La menor porción concebible de agua es una molécula de agua. Una molécula de agua puede ser dividida en partes más pequeñas pero aquello que obtenemos ya no es agua. A partir de una molécula de agua podemos obtener dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

¿Podrán los átomos ser divididos en porciones de materia más pequeñas? La respuesta es positiva y de esto nos ocuparemos en esta unidad.

Así pues, en esta segunda unidad analizaremos el concepto de átomo y molécula. Veremos cómo están conformados los átomos, qué es lo que diferencia a los diferentes átomos entre sí para abocarnos, luego, al estudio del concepto de mol, masa atómica y masa molar.

Esperamos que al finalizar el estudio de esta unidad puedas:

Conocer la composición del átomo Identificar las partículas subatómicas nucleares (protones y electrones) y extranucleares

(electrones) y conocer sus cargas eléctricas y la relación entre sus masas Aplicar los conceptos de número atómico y número másico. Reconocer isótopos Interpretar la información provista por las diferentes magnitudes atómico moleculares: masa

atómica, masa molecular, mol, masa molar, constante de Avogadro Repasar notación científica Repasar conversión de unidades de masa


29

1. Composición del átomo. Número atómico y número másico.

En la antigüedad, los pensadores se preguntaban acerca de cómo estaba constituida la materia en su interior hasta que Demócrito, filósofo griego del siglo V A.C., denominó átomo (que significa indivisible) a la partícula más pequeña de la materia.

Dalton retomó las ideas de los filósofos griegos y en el año 1806 desarrolló la Teoría Atómica. Esta teoría fue ampliada y corregida a raíz de nuevas evidencias aportadas por científicos de la época. Así se conformó la Teoría Atómico - Molecular, en la que aparece por primera vez el concepto de molécula. En esta teoría el átomo es considerado una diminuta esfera maciza e indivisible. Esto cambia a fines del siglo XIX y principios del siglo XX cuando, por una serie de experiencias, se revela que el átomo no es una unidad sino que está formado por tres partículas subatómicas fundamentales: el electrón, el protón y el neutrón.

En el átomo se distinguen dos sectores bien diferenciados:

El núcleo, que posee un volumen muy pequeño y concentra prácticamente toda la masa del átomo. Contiene protones y neutrones.

La zona extranuclear, que tiene gran volumen aunque la cantidad de masa es despreciable.

Contiene electrones.

En el siguiente esquema sintetizamos estas ideas:


30

A pesar de que el átomo en su conjunto es eléctricamente neutro, los electrones y los protones tienen cargas eléctricas. A continuación, veamos las características del electrón, del protón y del neutrón:

El electrón

Es una partícula subatómica que tiene carga negativa. Su descubrimiento deriva de los

experimentos realizados con electricidad. En 1897, Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando

la desviación de los rayos catódicos por los campos eléctrico y magnético.

e/m = -1.75 x 108 coulomb/gramo

En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón:

qe = -1.602 x 10-19 Coulomb

Este valor corresponde a la menor carga conocida. A partir de estos datos se pudo calcular la

masa de un electrón:

me = 9.1096 x 10-28 g

El protón

Es una partícula subatómica con carga positiva, que tiene la misma cantidad de carga que los electrones, de manera que un átomo sea eléctricamente neutro. Su masa es:

mp = 1.6726 x 10-24 g

Si comparamos la masa de protones y electrones, observamos que la masa del protón es

1840 veces mayor que la del electrón. El neutrón

Es una partícula que no posee carga, por eso se lo denomina neutrón. En 1932 Chadwik determinó, mediante el estudio de reacciones nucleares, la masa de esta partícula:

mn = 1.6750 x 10-24 g

Es decir que posee una masa aproximadamente igual a la del protón.

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31

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32

1. Teniendo en cuenta lo desarrollado hasta el momento, completa el siguiente cuadro:

elemento A Z N°

protones N°

electrones N°

neutrones

2- Ahora completa los datos faltantes:

elemento Z N A N° electrones

2 4

Fósforo 31

Rubidio 49

47 60

¿Qué son los isótopos, los isóbaros y los nucleidos?

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que presentan el mismo número atómico pero distinto número másico. Esto quiere decir que se diferencian en el número de neutrones.

Tienen propiedades químicas idénticas, es decir que el número de neutrones no afecta el comportamiento químico, pero presentan propiedades físicas diferentes.

En general, los isótopos no tienen nombres especiales, se los denomina nombrando al elemento y a su número de masa correspondiente. Por ejemplo: 12C y 14C.

Solamente en el caso del hidrógeno los isótopos reciben distintos nombres:


33

Los isóbaros son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico pero distinto numero atómico, por lo tanto, tienen propiedades diferentes.

Por ejemplo:

Un nucleido es todo átomo caracterizado por valores determinados del número atómico (Z) y número de masa (A).

Por ejemplo el nucleido 23Na es un átomo de Na que tiene número atómico 11 y número de masa 23.

Tiempo de fijar conceptos…

1- Determina cuáles de los siguientes elementos son isótopos y cuáles son isóbaros:

2- Calcule la masa en gramos de un átomo de cada uno de los siguientes isótopos:


34

2. Magnitudes atómico-moleculares

En el punto anterior vimos que los átomos están constituidos por protones, electrones y neutrones, partículas cuyas masas son muy pero muy pequeñas (del orden de 10-23 g). Esto hace que sea engorroso trabajar con ellas. Por eso los químicos prefieren trabajar con masas atómicas relativas (Ar), que indican el peso de los átomos de un elemento comparado con los átomos de un elemento tomado arbitrariamente como patrón de referencia.

En un principio se consideró al hidrógeno como patrón, por ser el elemento más liviano, y se le adjudicó arbitrariamente el peso unidad. A la masa correspondiente se la denominó unidad de masa atómica (u.m.a.).

Debido al difícil manejo del hidrógeno y, sobre todo, a que con él se obtenían pesos moleculares no enteros para muchos elementos, se adoptó como nuevo patrón al oxígeno, ya que éste se combina con una gran cantidad de elementos. Al átomo de oxígeno se le asignó, también arbitrariamente, una masa atómica de 16 u.m.a.

A partir del año 1961, la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) acordó la utilización de un nuevo patrón: el isótopo del carbono, de número másico 12 (que se representa como C12 o como C-12), al que se le otorgó la masa atómica exacta de 12 u.m.a. Estudios posteriores comprobaron que esta unidad difiere muy poco de la masa real de un átomo de hidrógeno.

1 u (u.m.a.) = masa del átomo de 12C

12

De esta manera, por ejemplo, que el calcio tenga un peso atómico de 40, significa que sus átomos son cuarenta veces más pesados que 1/12 del átomo de C12.

Las masas que se encuentran en todas las tablas periódicas representan la masa atómica de cada elemento expresada en uma. No es la masa de un átomo en particular, sino que es un promedio de la masa de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza, que tienen una abundancia determinada. El promedio que se realiza para determinar la masa atómica de un elemento es un promedio pesado o ponderado (dando mayor importancia cuanto mayor es la abundancia de ese isótopo).

Por ejemplo, si consideramos que el carbono natural es una mezcla de tres isótopos (98,892% de 12C, 1,108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C), podremos calcular la masa atómica relativa del átomo de carbono en la naturaleza:

(98,892) x (12 u.m.a.) + (1,108) x (13,00335 u.m.a.) = 12,011 u.m.a. 100

Una vez conocidas las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos que forman un determinado compuesto podremos definir su masa molecular relativa, que es un número que indica cuántas veces mayor resulta la masa de una molécula (o la fórmula empírica de una sustancia


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no molecular) que 1 u.m.a. Para calcularla, se suman las masas atómicas relativas de todos los atomos que constituyen la molécula.

Por ejemplo, la masa molecular relativa del agua se calcula así:

Mr (H2O) = 2 x Ar H + Ar O

Mr (H2O) = 2 x 1 u.m.a. + 16 u.m.a.

Mr (H2O) = 18 u.m.a.

3. Mol

En la vida diaria la palabra cantidad tiene significados muy diversos. Cuando hablamos de agua generalmente hacemos referencia a la masa o a su volumen, en cambio, cuando hablamos de manzanas nos referimos al número de éstas.

Para facilitar las tareas de investigación sobre algún elemento químico los científicos utilizan gran cantidad de átomos y para simplificar los cálculos usan la unidad de cantidad de materia, llamada mol, del latín “moles”, que significa “montón”:

Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales, ya sean átomos, moléculas, iones o partículas subatómicas, entre otras.

Este número de partículas elementales (6,02 x 1023), que quizás le resulte familiar, se conoce

como el número o constante de Avogadro, es un número realmente impresionante.

6,02 x 1023 partículas = 602.000. 000.000. 000.000. 000.000, o sea, 602.000 trillones de partículas.

Cuando un químico utiliza el término mol, debe dejar en claro qué tipo de partículas se están

considerando:

1 mol de átomos 1 mol de moléculas 1 mol de iones 1 mol de cualquier partícula elemental En síntesis, un mol es una cantidad que incluye 6,02 x 1023 elementos, de forma análoga a, por

ejemplo, una docena de elementos. No es lo mismo una docena de facturas que una docena de caramelos, una docena de automóviles o una docena de libros. Del mismo modo, no es lo mismo un mol de átomos que un mol de moléculas, debemos aclarar en todo momento de qué estamos hablando.

A partir de esta definición podemos observar que moles de moléculas de distintos compuestos quizás no tengan la misma masa en gramos o kilogramos. Esto significa que, por ejemplo, no puede


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ser igual la masa de 100 tornillos que la masa de 100 destornilladores, aunque en ambos casos haya el mismo número de unidades.

Debemos insistir en la diferencia conceptual entre masa y cantidad de materia. Si las partículas elementales fuesen nueces y manzanas podríamos considerar dos pares de muestras:

a) Cinco nueces y cinco manzanas. b) Treinta nueces y tres manzanas.

En el caso a) la cantidad de materia de ambas muestras es la misma, pero no lo es su masa. Y

en el caso b) la masa es aproximadamente la misma pero no la cantidad de materia.

Es momento de ejercitación…

1- El cobre es un metal que se utiliza en cables eléctricos y en monedas, entre otras cosas. Las masas atómicas de sus dos isótopos más estables, 63

29Cu (69,09%) y 65 29Cu (30,91%) son 62,93

uma y 64,9278 uma, respectivamente. Calcula la masa atómica promedio del cobre. Los porcentajes entre paréntesis indican sus abundancias relativas. 2- La población mundial es aproximadamente de 65 mil millones. Suponga que cada persona sobre la tierra participa en un proceso de contar partículas idénticas a un número de dos partículas por segundo. ¿Cuántos años llevaría contar 6,02 x 1023 partículas? Suponga años de 365 días. 3- ¿Cuántos átomos hay en 5,10 moles de azufre? 4- Define el concepto de mol. ¿Qué tienen en común el mol con el par, la decena y la docena? La masa molar

Es la masa de un mol de una sustancia, es decir, la masa de 6.022 x 1023 átomos de un elemento o moléculas de un compuesto. Es numéricamente igual a la masa atómica relativa de un átomo o a la masa molecular relativa de un compuesto, expresadas en gramos por mol (g/mol).

Para expresar la masa atómica molar se usa la letra A y para la masa molecular molar la letra M.

Por ejemplo, la masa de un mol de átomos de carbono es de 12 g. Cada átomo de carbono tiene una masa atómica relativa de 12 u.m.a. A partir de estos datos podremos saber la masa absoluta, verdadera, de un átomo como el carbono.


37

6,022 x 1023 átomos de carbono → pesan 12 g

1 solo átomo → x = 1 molécula x 12 g__ = 1,993 x 10-23 g 6,022 x 1023 moléculas

La masa molecular molar de una sustancia (M) se obtiene a partir de la suma de las masas atómicas molares de cada uno de los átomos que componen esa sustancia. Por ejemplo, si queremos conseguir la masa molecular molar del dióxido de carbono (CO2):

M ( CO2 ) = A (C) + 2 . A (0) =

M ( CO2 ) = 12 g + 2 . 16 g =

M ( CO2 ) = 44 g (por mol)

La masa molar puede usarse para determinar el número de moles presentes en una muestra de una sustancia y viceversa. Asimismo, utilizando la masa molar, el mol y el número de Avogadro, es posible saber el número de partículas en cierta masa de una sustancia.

1 mol = masa molar (en g) = 6.022 x 1023 átomos o moléculas

Resuelve estos ejercicios:

1- El helio (He) es un gas valioso para la industria, para investigaciones en las que se requiere bajar la temperatura, para los tanques para buceo profundo y para inflar globos. ¿Cuántos moles de átomos hay en 6,46 g de gas? 2- Una muestra de un elemento tiene una masa de 139,62 g y contiene 2,50 moles de ese elemento. Indique el nombre y el símbolo de ese elemento. 3- ¿Cuál es la masa en gramos de 1,00 x 1022 átomos de plomo (Pb)? A continuación podrás encontrar material adicional con información de utilidad para la resolución de la guía de ejercicios de esta unidad.


38

Notación científica

Para escribir números muy grandes, como en el caso de grandes distancia o cantidades, o números muy pequeños, como los relacionados con las dimensiones de los microorganismos, es útil hacerlo en Notación Científica.

En este sentido, cada cero en los ejemplos anteriores representa un múltiplo de 10. Por ejemplo, el número 100 representa 2 múltiplos de 10 (10 x 10 = 100). En la notación científica, 100 puede ser escrito como 1 por 2 múltiplos de 10:

La notación científica es una manera simple de representar los números grandes ya que el exponente sobre el 10 (2 en este ejemplo) indica cuántos lugares hay que mover el decimal del coeficiente (el 1 en el ejemplo de arriba) para obtener el número original. En nuestro ejemplo, el exponente 2 nos dice que hay que mover el decimal a la derecha dos lugares para generar el número original.

1 x 102 = 100

La notación científica puede ser usada aún cuando el coeficiente es otro número que el 1. Por ejemplo:

2,4 x 108 = 240000000

Esta abreviación también puede ser utilizada con números muy pequeños. Cuando la notación científica se usa con números menores a uno, el exponente sobre el 10 es negativo y el decimal se mueve hacia la izquierda, en vez de hacia la derecha. Por ejemplo:

3,82 x 10-3 = 0,00382

Es decir, usando la notación científica, la distancia de la tierra al sol es 1.5 x 108 km y el tamaño de un virus de fiebre aftosa es de 2,4 x 10-6 cm.

Para comprender mejor la notación observemos lo siguiente:

7280000 = 7,28 x 106

= 72,8 x 105

= 728 x 104

= 7280 x 103

7280000 = 72800 x 102

= 728000 x 101

=7280000 x 100 (100=1)

Podríamos decir que multiplicar por una potencia de 10 “compensa” el corrimiento de la coma en el número original. El caso de los números muy pequeños es exactamente igual, usando potencias de 10 con exponente negativo.

100 = 1 x 10 x 10 = 1 x 102 (en la notación científica)

Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Peralta Sanhueza – Naranjo - Prieto Facultad de Ciencias de la Salud Curso de Ingreso - Química Universidad de Belgrano

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Tabla de unidades básicas del Sistema Internacional

Tabla de múltiplos y submúltiplos decimales

Factor Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo

1024 yotta Y 10-1 deci d

1021 zeta Z 10-2 centi c

1018 exa E 10-3 mili m

1015 peta P 10-6 micro μ

1012 tera T 10-9 nano n

109 giga G 10-12 pico p

106 mega M 10-15 femto f

103 kilo k 10-18 atto a

102 hecto h 10-21 zepto z

101 deca da 10-24 yocto y

Magnitud Nombre Símbolo

Longitud metro m

Masa kilogramo kg

Tiempo segundo s

Intensidad de corriente eléctrica ampere A

Temperatura termodinámica kelvin K

Cantidad de sustancia mol mol

Intensidad luminosa candela cd


40

Guía de ejercicios 1.- Indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si es válida o no, justificando en cada caso tu respuesta:

a) Los isótopos son átomos que tienen igual número de neutrones. b) Si dos átomos tienen igual número másico, son isótopos. c) Para un átomo dado, el numero másico es la suma de protones y neutrones. d) Los neutrones ocupan la zona extranuclear. e) Siempre el número de protones es igual al número de neutrones. f) La zona nuclear ocupa un pequeño volumen sin masa. g) La masa de un protón es mucho menor que la masa de un neutrón.

2.- Completa los datos que faltan en el siguiente cuadro: elemento n° atómico n° másico protones electrones neutrones As 33 42 Cd 48 112 P 31 15 Al 13 14 K 19 20 3.- Completa los datos que faltan en el siguiente cuadro: elemento n° atómico n° másico protones electrones neutrones 14 14 108 47 32 16 19 9 12 6 4.- ¿Cuánto pesa un átomo de hidrogeno ( 11H)? ¿ yY uno de Tritio (3

1H)? R: 1 átomo de 11H pesa 1,6818 . 10-24 g ; 1 átomo de 31H pesa 5,0235 . 10-24 g 5.- Una gragea de aspirina pesa aproximadamente 625 mg:

a) ¿Cuántos átomos de hidrógeno será necesario reunir para alcanzar ese valor? b) Esa cantidad de átomos de hidrogeno es mayor/menor o igual que 37 mil millones? c) ¿Cuánto pesarían 6,02 x 1023 átomos de hidrógeno ( 11H)?

R: a) 3,73 x 1020 ; b) mayor ; c) 1 g 6.- Los átomos son extremadamente pequeños. En su mayor parte tienen diámetros de entre 1 x 10-10 m y 5 x 10-10 m. Si el diámetro de un átomo de plata es de 2,88 Ǻ (1 Ǻ = 1 ángstrom = 10-10 m).


41

a) ¿Cuántos átomos de plata colocados uno al lado de otro en línea recta cabrían en el diámetro de una moneda de un peso (diámetro de moneda de $1 = 22 mm)?

b) ¿Cuántos millones de átomos de plata entrarían alineados en fila a lo ancho de una moneda de 1 peso?

R: a) 7,6 x 107; b) 76 7.- Marcar cuál/es de las siguientes afirmaciones es/son verdadera/s (V) o falsa/s (F). Explique brevemente.

a) Gran parte de la masa de un átomo se debe a la presencia de electrones. b) La característica que distingue a un átomo de varios elementos es su número másico. c) Todos los elementos naturales existen como una mezcla de isótopos. d) Todos los isótopos son radiactivos. e) El número atómico es siempre un número entero. f) Los átomos pueden ser visualizados con ayuda de un microscopio electrónico. g) Las bacterias son mas pequeñas que los átomos h) Las moléculas se forman por asociación de átomos entre sí. i) Una molécula de agua es más pesada que una célula.

8.- Complete con una palabra, frase, fórmula o número.

a) La carga en el núcleo de un átomo de carbono es……………………… b) La partícula fundamental con carga positiva es el………………………. c) La partícula fundamental sin carga es el………………………. d) En un átomo, el ……………….y el………………...están en el núcleo. e) Las dos partículas fundamentales que tienen casi la misma masa son el………………….y el

…………………. f) Las dos partículas fundamentales que tienen igual carga pero opuestas en signo son

el………………….y el…………………… g) Átomos del mismo elemento que tienen diferente masa se denominan……………………. h) La cantidad de partículas subatómicas en el átomo de paladio (Pd) con número de masa 106

son………….protones, …………….neutrones , y ………………….electrones. 9.- Indique con una cruz cuál/es son la/s elección/es correctas/s:

a) Dos isótopos del mismo elemento difieren en: i. ….número atómico

ii. ….Número másico iii. ….carga total iv. ….número de protones v. ….número de electrones

b) Para el isótopo identificado por 61

27X se verifica que….

i. ….un átomo de X contiene 27 electrones ii. …. un átomo de X contiene 61 neutrones

iii. ….el elemento X debe ser Prometio (Pm) iv. …. un átomo de X contiene 34 protones v. …. un átomo de X tiene un número de protones y electrones igual a 61


42

c) Si un átomo neutro tiene un número atómico de 28 y un número de masa de 60 contiene:

i. ….28 neutrones ii. ….32 electrones

iii. ….60 electrones iv. ….32 protones v. ….un número total de partículas nucleares igual a 60

10.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones acerca de los átomos de Magnesio no es/son correcta/s?

a) Todos los átomos de Magnesio tienen un número atómico de 12. b) Todos los átomos de Magnesio tienen el mismo número de protones c) Todos los átomos de Magnesio tienen doce protones y doce electrones. d) Todos los átomos de Magnesio tienen el mismo número de neutrones e) Todos los átomos con número atómico 12 son átomos de magnesio f) Un átomo de magnesio pesa 24,40 g.

11.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones no es/son correcta/s?

a) Una molécula esta formada por átomos. b) Un átomo es indivisible. c) La distribución de masa en un átomo es homogénea. d) Los sistemas materiales están formados por átomos. e) La materia es discontinua. f) Ninguna de las respuestas anteriores.

12.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones no es/son correcta/s?

a) Una molécula es un sistema materia homogéneo. b) Un grupo de moléculas representa un sistema material heterogéneo. c) La unidad de agua más pequeña que se puede concebir es la molécula de agua. d) En el agua hay un 66,7% de oxigeno y un 33.3% de hidrogeno. e) Las moléculas existen al estado libre. f) Las moléculas mantienen su identidad en una reacción química. g) Loa átomos mantienen su identidad en una reacción química.

Magnitudes atómico- moleculares 14.- a) ¿Que se entiende por mol de partículas? b) ¿Qué se entiende por mol de átomos? ¿A cuántos átomos corresponde? c) ¿Qué se entiende por mol de moléculas? ¿A cuántas moléculas corresponde? 15.- ¿Alguna de las siguientes afirmaciones es cierta? El número 6,02 x 1023 es ….

i) …. Un número decimal. ii) ….menor que 602


43

iii) ….igual a 0,602 x 1024 iv) ….igual a 602 x 1021 v) ….igual a 602000000000000000000000

16.- a) Se estima que para el año 2050 la población mundial ascenderá a 9200 millones de habitantes. Si usted dispusiera de un número de Avogadro (6,02 x 1023) de empanadas para repartir entre 9200 millones de personas, habría suficiente cantidad de empanadas para todos. b) Según informa la prensa, la fortuna personal de Bill Gates en 1998 era de unos 55000 millones de dólares. Si recibieras una herencia de 6,02 x 1023 dólares, ¿serias más o menos rico que Bill Gates? ¿Cuántas veces más rico/pobre? R: Serías 1013 veces más rico que Bill Gates. 17.- ¿Qué se entiende por masa atómica relativa? 18.- ¿Cuál es la masa atómica relativa del Helio? Consulte la Tabla Periódica.

a) ¿Cuántas veces más pesado es un átomo de helio que uno de hidrógeno? b) ¿Cuánto pesa un mol de átomos de helio? c) ¿Cuánto pesa un mol de helio? d) ¿Cuánto pesa un átomo de helio?

19.- El diamante es una forma natural del carbono puro.

a) ¿Cuántos moles de carbono hay en un diamante de 1,25 quilates (1quilate = 0,200 g? b) ¿Cuántos átomos hay en ese diamante?

R: a) 0,021; b) 1,25 x 1022

20.- Una muestra de un elemento tiene una masa de 150,44 g y contiene 0,750 moles de ese elemento. Indicar el nombre y el símbolo de ese elemento. R: mercurio; Hg 21.- ¿Qué se entiende por masa molar relativa o Mr? ¿Cuál es la masa molar relativa del agua? 22.- ¿Qué cantidad de moléculas de etanol (CH3CH2OH) habría que colocar en el platillo de una balanza para que su display arrojara una lectura de 46,06 g? R: 6,02 x 1023 23.- a) ¿Cuántos moles hay en 8 kg de argón? b) ¿Cuánto pesa en gramos una molécula de oxígeno (O2)? R: a) 2 x 102; b) 5,31 x 10-23 g 24.- Una muestra de hormona sexual masculina testosterona, C19H28O2, contiene 3,08 x 1021 átomos de hidrogeno.

a) ¿Cuántos átomos de carbono hay presentes en esa muestra?


44

b) ¿Cuántas moléculas de testosterona contiene dicha muestra? c) ¿Cuántos moles de testosterona hay allí presentes? d) Calcule la masa de la muestra en gramos.

R: a) 2,09 x 1021; b) 1,10 x 1020; c) 1,83 x 10-4; d) 5,8 x 10-2 25.- Una cierta cantidad de glucosa (C6H12O6) tiene 3,612 x 1022 átomos de hidrogeno. Calcular

a) Los átomos de carbono que tiene. b) La masa de muestra de glucosa

R: a) 1,803 x 1022 átomos; b) 0,9 g 26.- Alrededor del 75% del peso corporal humano esta constituido por agua. Para una persona de 65 kg calcular:

a) Los moles de moléculas de agua que la conforman. b) La cantidad de moléculas de agua. c) La cantidad de átomos de hidrógeno.

R: a) 2,71.103 mol de moléculas; b) 1,63.1027 moléculas; c) 3,26.1027 átomos de hidrógeno. 27.- Indicar si las siguientes proposiciones son V o F , justificando en cada caso la respuesta:

a) El número de átomos de nitrógeno que hay en 150g de amoníaco (NH3) es igual al número de átomos de hidrógeno que hay en 400 g de fosfina (PH3).

b) En 3 moléculas de cloro hay igual número de átomos que en 2 moléculas de tetracloruro de carbono.(CCl4)

c) En 2 moles de átomos de helio hay igual número de átomos que en un mol de moléculas de cloro (Cl2).

d) En 4,25 g de amoníaco hay menor número de moléculas que en 11 g de dióxido de carbono (CO2) (uno de los gases que se produce en la combustión).

e) Seis millones de moléculas de dióxido de azufre (SO2), uno de los gases responsables de la llamada “lluvia ácida”, pesan 3,61.102 g.

f) El valor numérico del Mr de una sustancia coincide con la masa en u.m.a. de un mol de moléculas de la misma sustancia.

28.- A 20°C, 1,00 mol de agua líquida ocupa un volumen de 18,0 cm3. Considerar un vaso cuya masa es de 150 g en el que se vierten 100 cm3 de agua líquida a 20°C. Aparte se tiene un cubito de hielo de 2,50 cm de arista y se sabe que 1,00 mol de agua sólida a 0°C ocupa un volumen de 19,6 cm3.

a) ¿Cuántos moles de agua líquida hay en el vaso? b) ¿Cuántos moles de agua hay en el cubito de hielo? c) ¿Cuántas moléculas de agua hay en el vaso luego de agregar el cubito al agua

líquida contenida en el vaso? d) Si la masa de cada molécula de agua fuera 18 g, ¿podría una persona levantar el

vaso? Para un cálculo estimativo como este, ¿influye la masa del vaso? e) ¿Cuál es la masa del sistema luego de agregar el cubito de hielo al vaso con agua

líquida? R: a) 5,55; b) 0,797; c) 3,82 x 1024; d) imposible pues el sistema pesaría unos 7 x 1019 tn; e) 264


45

29.- a) ¿Qué cantidad de protones hay en una molécula de nitrógeno (N2)? b) ¿Qué cantidad de electrones hay en mol de moléculas de metano (CH4)? c) ¿Qué cantidad de electrones hay en 36 g de agua? R: a) 14; b) 6,02 x 1024; c) 1,2 x 1025

30.- Empleando la tabla halla las masas moleculares relativas de los siguientes compuestos:

a) HNO3 b) NaOH c) H3PO4

31.- Empleando la tabla indicar la masa molar de cada una de las siguientes sustancias:

a) ácido nítrico (HNO3) b) hidróxido de sodio (NaOH) c) ácido sulfúrico (H2SO4) d) sacarosa (C12H22O11) e) aspirina (C9H8O4) f) ácido ascórbico (C6H8O6)

Actividad de Integración Un científico dispone de 2g de vitamina C (C6H8O6) para realizar una serie de estudios relacionados con la estabilidad del compuesto frente a la oxidación. Calcule: a) La masa molar del compuesto. b) ¿Cuántos moles de átomos y cuántos moles de moléculas se encuentran contenidos en los 2 gramos de la vitamina? c) ¿Cuántos núcleos atómicos y cuántos electrones posee dicha masa? 2- Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justifique su respuesta. a) Un mol de moléculas de vitamina C está constituido por 6,02 x 1023 moléculas. b) 176 g es la masa asociada a una molécula de dicha vitamina.


46

UNIDAD 3: NOMENCLATURA QUÍMICA

Como vimos en las unidades anteriores, introducirnos en el mundo de la química supone la adquisición de un nuevo lenguaje. Términos como sistemas materiales, soluciones, sustancias puras, elementos y muchos otros comenzarán a convivir con nosotros diariamente.

De la misma manera en que aprendimos a escribir cuando éramos pequeños -primero letras, luego palabras, más tarde oraciones- empezaremos a manejar los distintos símbolos químicos que representan a los elementos, y luego los uniremos para formar distintos compuestos. Finalmente, los combinaremos para llegar a lo que se conoce como ecuaciones químicas.

Todos los compuestos químicos se representan por medio de fórmulas químicas que nos indican los átomos que los forman así como el número o proporción de estos átomos en dicha sustancia. Por ejemplo, la fórmula del agua, H2O, nos informa que este compuesto está formado por hidrógeno y oxígeno y, además, que por cada átomo de oxígeno hay dos átomos de hidrógeno unidos.

El objetivo de la formulación y nomenclatura química es que a partir del nombre de un compuesto sepamos cuál es su fórmula y a partir de la fórmula sepamos cuál es su nombre.

Sin embargo, a lo largo de la historia se emplearon distintos nombres, conocidos como “comunes”, según el idioma de cada país. Para evitar esta confusión, en 1947 se conformó la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (I.U.P.A.C) encargada de estructurar las reglas y principios que de manera unificada describieran los compuestos químicos. Más adelante veremos que, a pesar de los esfuerzos, aún no ha logrado imponerse completamente.

Para llegar a manejar la nomenclatura de compuestos con fluidez, comenzaremos por ver cómo se clasifican los elementos químicos de acuerdo con sus características y, posteriormente, cómo se combinan para generar distintos compuestos.

Al finalizar el estudio de esta unidad podrás:

Determinar el número de oxidación de un elemento Diferenciar entre compuestos binarios y ternarios Diferenciar entre óxidos, hidróxidos, hidruros, hidrácidos, oxoácidos, sales. Utilizar nomenclatura Iupac y tradicional para nombrar diferentes compuestos dada su

fórmula o escribir sus f´órmulas a partir de sus nombres.

1. Clasificación de los elementos químicos

Como vimos anteriormente, los elementos químicos constituyen las sustancias puras, ya sea simples (un único elemento) o compuestas (dos o más elementos).

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En los primeros meses de su carrera aprenderá en detalle la estructura atómica de cada elemento y la naturaleza íntima de las uniones químicas. Verá entonces que el término valencia se ha ido reemplazando por el de número de oxidación, un concepto mucho más amplio.

¿Qué es el número de oxidación?

Es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.

El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos y es negativo cuando el átomo gana electrones o los comparte con un átomo que tiene tendencia a cederlos.

Existen reglas para asignar el número de oxidación:

1. El número de oxidación de un elemento en una sustancia elemental es 0.

Es el caso de: Metales: Fe, Li, Na, Hg

No metales: O2, F2, N2, He, P

2. a) Para compuestos neutros, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a cero.

Por ejemplo: HCl el H es +1 y el Cl -1

+1 (H) + (-1) (Cl) = 0

b) Para iones, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, es igual a la carga neta del ión.

Es el caso de: NO3- la suma de N (+5) y 3. O (-2) tiene que dar igual a -1

+5 + 3. (-2) = -1

3. El hidrógeno combinado presenta habitualmente un número de oxidación +1, excepto en los hidruros de no metales que tiene número de oxidación -1.

4. El oxígeno combinado posee un número de oxidación -2.


49

5. Todos los elementos de la tabla del grupo 1 tienen número de oxidación +1.

6. Todos los elementos de la tabla del grupo 2 tienen número de oxidación +2.

7. El flúor siempre presenta número de oxidación -1.

8. Los otros halógenos (elementos del grupo 17 de la tabla periódica) tienen número de oxidación -1 en compuestos binarios formados con metales o con hidrógeno.

2. Clasificación de los compuestos químicos sencillos

El siguiente esquema representa una clasificación acotada de los compuestos químicos inorgánicos. Existen más en la naturaleza, pero durante el desarrollo de este curso nos centraremos en conocer sólo algunos de ellos:

Hidruros metálicos

Se forman por la combinación de un metal con el hidrógeno. Su fórmula se escribe

colocando en primer lugar el metal, seguido del hidrógeno y, a continuación, se colocan subíndices correspondientes al número de oxidación de cada uno de los elementos (ver tabla de números de oxidación al final de la unidad). En estos compuestos, el número de oxidación del hidrógeno es siempre -1:

Me H Nº oxidación Nº oxidación del Hidrógeno del metal


50

Los subíndices “1” no hace falta escribirlos.

De forma tradicional, estos compuestos se nombran como “hidruro del metal”. Se usa la terminación “oso” cuando el metal actúa con su menor número de oxidación e “ico” cuando el metal actúa con su mayor estado de oxidación. La nomenclatura I.U.P.A.C indica que se denomina “hidruro del metal” y en el caso de tratarse de metales con varios números de oxidación se aclara entre paréntesis cuál es el que se está utilizando (se escriben con números romanos).

Resumiendo, tienen la fórmula general: “Me Hx“ siendo x el número de oxidación. Algunos ejemplos:

Compuesto Fórmula Nomenclatura

tradicionalNomenclatura

I.U.P.A.C

Hidruros metálicos

General MHx

Hidruro de metal Hidruro

metaloso/metálico

Hidruro de metal Hidruro de metal (x)

Ejemplos

NaH Hidruro de sodio

Hidruro de sodio

CaH2 Hidruro de calico

Hidruro de cálcio

FeH2 Hidruro ferroso

Hidruro de hierro (II)

FeH3 Hidruro férrico Hidruro de hierro (III)

Hidruros no metálicos o hidrácidos

Se forman por la combinación de un no metal con el hidrógeno.

Su fórmula se escribe colocando en primer lugar el hidrógeno, seguido del no metal en

cuestión (X). A continuación, y del mismo modo que en el caso anterior, se colocan subíndices correspondientes al número de oxidación de cada uno de los elementos. En estos compuestos, el número de oxidación del hidrógeno es siempre +1 y el número de oxidación del no metal es el menor de los posibles (en la tabla son los que están con número negativo):

H X

Nº oxidación Nº oxidación del no metal del hidrógeno

Los subíndices “1” no hace falta incluirlos.

Se los conoce como “ácido no metal-hídrico”. La nomenclatura I.U.P.A.C indica que se nombra como “no metal-uro de hidrógeno”.

Su fórmula general es: “ Hx X“ siendo x el número de oxidación del no metal.


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Compuestos Fórmula Nomenclatura


I.U.P.A.C

Hidruros no metálicos o hidrácidos

General HxX Ácido no metal-

hídrico No metal-uro de

hidrógeno

Ejemplos

HF Ácido fluorhídrico Fluoruro de hidrógeno

HCl Ácido clorhídrico Cloruro de hidrógeno

H2S Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno

H2Se Ácido selenhídrico Seleniuro de hidrógeno

Hay que considerar que los nombres tradicionales corresponden a las sustancias disueltas en agua. El nombre de los compuestos puros, que son gaseosos en condiciones ambientales, es igual al de la nomenclatura I.U.P.A.C. Excepto:

El hidruro del nitrógeno de fórmula NH3, que se lo nombra con su nombre común que es amoníaco. También presenta la característica que al ser disuelto en agua no da un ácido sino un hidróxido.

Otros compuestos que usan su nombre común son: H2O…………..Agua PH3…………...Fosfina SiH4…………..Silano AsH3…………. Arsina

Óxidos metálicos (óxidos básicos)

Se forman por la combinación de un metal con el oxígeno.

Su fórmula se escribe colocando en primer lugar el metal, luego el oxígeno y, a

continuación, se escriben los subíndices correspondientes al número de oxidación de cada uno de los elementos. En estos compuestos, el número de oxidación del oxígeno es siempre -2:

Me O Nº oxidación Nº oxidación del Oxígeno del metal

Si los números de oxidación del metal y del oxígeno son múltiplos, deben simplificarse.

De forma “tradicional” se denominan “óxido del metal” y se usa la terminación “oso” cuando el metal actúa con su menor número de oxidación e “ico” cuando el metal actúa con su mayor estado de oxidación. La nomenclatura I.U.P.A.C indica que se lo nombra como


52

“óxido del metal” y en el caso de tratarse de metales con varios números de oxidación, se aclara entre paréntesis cuál es el que se está utilizando.



I.U.P.A.C

Óxidos metálicos (óxidos básicos)

General MenOm Óxido de metal

Óxido metaloso/metálico

Óxido de metal Óxido de metal (m)

Ejemplos

Na2O Óxido de sodio Óxido de sodio

CaO Óxido de calcio Óxido de calcio

Cu2O Óxido cuproso Óxido de cobre (I)

Ni2O3 Óxido niquélico Óxido de níquel (III)

Óxidos no metálicos (óxidos ácidos)

Se forman por la combinación de un no metal con el oxígeno.

Su fórmula se escribe colocando en primer lugar el no metal, luego el oxígeno y después se

colocan los subíndices correspondientes al número de oxidación de cada uno de los elementos. En estos compuestos, el número de oxidación del oxígeno es siempre -2:

X O Nº oxidación Nº oxidación del Oxígeno del no metal

Si los números de oxidación del no metal y del oxígeno son múltiplos, deben simplificarse.

Se los denomina “óxidos del no metal” usando la terminación “oso” cuando el metal actúa con su menor número de oxidación e “ico” cuando el no metal actúa con su mayor estado de oxidación.

Como algunos elementos (Cl, Br, I) pueden actuar con cuatro números de oxidación posibles, se nombrará a los respectivos óxidos como “hipo-no metal-oso”, “no metal-oso”, “no metal-ico” y “per-no metal-ico”, en orden creciente de números de oxidación. La nomenclatura I.U.P.A.C indica que se nombra como “óxido del no metal” y en el caso de tratarse de no metales con varios números de oxidación se aclara entre paréntesis cuál es el que se usa.


53


tradicional Nomenclatura

IUPAC

Óxidos no metálicos (óxidos ácidos)

General XnOx Óxido

Óxido de no metal (x) Óxido de mono, di, etc., de mono, di, etc. no

metal

Ejemplos

SO2 Óxido sulfuroso Óxido de azufre (II)

dióxido de azufre

Cl2O3 Óxido cloroso Óxido de cloro (III) trióxido de dicloro

Cl2O7 Óxido perclórico Óxido de cloro (VII) heptóxido de dicloro

N2O3 Óxido nitroso

Óxido de nítrógeno (III)

trióxido de dinitrógeno

Sales binarias

Se forman por la combinación de un metal con un no metal.

Su fórmula se escribe colocando en primer lugar el metal, luego el no metal y, a

continuación, se escriben los subíndices correspondientes al número de oxidación de cada uno de los elementos. Los no metales que forman hidruros actúan con su número de oxidación más bajo:

Me X Nº oxidación Nº oxidación del no metal del metal

De forma “tradicional” se nombran como “no metal-uro del metal”, usando la terminación “oso” cuando el metal actúa con su menor número de oxidación e “ico” cuando el no metal ejerce su mayor estado de oxidación. La nomenclatura I.U.P.A.C indica que se lo denomina “no metal-uro del metal” y si el metal tiene varios números de oxidación, se aclara entre paréntesis cuál es el que se utiliza.


54


tradicional Nomenclatura IUPAC

Sales binarias

General MxXm

No metal-uro del metal No metal-uro

metaloso/metálico

No metal-uro del metal No metal-uro del

metal (m)

Ejemplos

NaCl Cloruro de sodio Cloruro de sodio

CaBr2 Bromuro de calcio Bromuro de calcio

CoS Sulfuro cobaltoso Sulfuro de cobalto (II)

Co2S3 Sulfuro cobáltico Sulfuro de cobalto (III)

Hidróxidos

Son compuestos ternarios formados por un metal y el grupo hidróxido (OH).

Su fórmula se escribe colocando en primer lugar el metal, luego el grupo (OH) y, a

continuación, se colocan los subíndices que dan cuenta del número de oxidación de cada uno de ellos. El número de oxidación del grupo hidróxido es siempre -1:

Me (OH) Nº oxidación Nº oxidación del grupo hidróxido del metal

De forma “tradicional” se llama “hidróxido del metal” y se usa la terminación “oso” cuando el metal actúa con su menor número de oxidación e “ico” cuando actúa con su mayor estado de oxidación. La nomenclatura I.U.P.A.C indica que se denomina “hidróxido del metal” y en el caso de tratarse de metales con varios números de oxidación se debe aclarar entre paréntesis cuál se utiliza.

Compuestos Fórmula Nomenclatura tradicional Nomenclatura IUPAC

Hidróxidos

General M (OH)m Hidróxido de metal

Hidróxido metaloso/metálicoHidróxido de metal

Hidróxido de metal (m)

Ejemplos

Na(OH) Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Hidróxido de calcio

Pb(OH)2 Hidróxido plumboso Hidróxido de plomo (II)

Oxoácidos

Son compuestos ternarios formados por hidrógeno, un no metal aquí llamado (X) y oxígeno.

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- Prieto Química

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NomenclatuI.U.P.A.C

No metal-ato hidrógeno N

metal-ato (x) hidrógeno

Carbonato dhidrógeno

Clorato (I) dhidrógeno

Clorato (III) hidrógeno

Clorato (V) dhidrógeno

Clorato (VII) hidrógeno

Sulfato (IV) dhidrógeno

Sulfato (VI) dhidrógeno

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- Prieto Química

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57

El número de oxidación del metal es buscado en tablas y el del anión coincidirá con el número de hidrógenos que poseía el oxoácido de origen.

A los oxosales se los nombra cambiando las terminaciones “oso” e “ico” de los oxoácidos

de origen por “ito” y “ato” y, a continuación, se aclara el nombre del metal. Si éste posee un único número de oxidación se lo llama metaloso y metálico en caso de poseer dos.

Veamos varios ejemplos para aclarar nuestras ideas…


tradicional Nomenclatura

I.U.P.A.C

Oxosales

General Ma(XbOc)m

No metal-ato del metal

No metal-ito/ato del metal

No metal-ato del metal-oso/ico

No metal-ito/ato del metal-

oso/ico

No metal-ato del metal

No metal-ato del metal (m)

No metal-ato (x) del metal

No metal-ato (x) del metal (m)

Ejemplos

Na2CO3 Carbonato de

sodio Carbonato de

sodio

Na2SO3 Sulfito de sodio Sulfato (IV) de

sodio

KClO Hipoclorito de

potasio Clorato (I) de

potasio

KClO2 Clorito de

potasio Clorato (III) de

potasio

KClO4 Perclorato de

potasio Clorato (VII) de

potasio

Ca(IO4)2 Periodato de

calcio Iodato (VII) de

calcio

Ni(NO2)3 Nitrito niquélicoNitrato (III) de

níquel (III)

PbSO4 Sulfato

plumboso Sulfato (IV) de

plomo (II)

Pb(SO4)2 Sulfato

plúmbico Sulfato (VI) de

plomo (IV)

Co(NO3)2 Nitrato

cobaltoso Nitrato (V) de

cobalto (II)

Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio

Sulfato (VI) de aluminio

Es momento de ejercitación…


58

Completa la siguiente tabla:

Nombre del compuesto Fórmula

CaSO4

FeO

Ni(OH)3

NH3

Ácido fluorhídrico

Ácido perclórico

Dióxido de carbono

Carbonato de sodio

Hasta aquí vimos los principales tipos de compuestos inorgánicos. Parecen difíciles de formular y de nombrar, pero ya verá que con mucha ejercitación pronto estarás dominando el lenguaje químico.


59

Tabla Periódica

Esta es una tabla periódica muy sencilla, asi que les convendría ir consiguiendo una para utilizar el año próximo durante la cursada de las materias.


60


61

Guia de ejercicios 1.- Une con una o varias flechas los conceptos de ambas columnas:

metales capaces de ser moldeados no metales antimonio maleables conductores del calor metaloides frágiles dúctiles capaces de ser convertidos en hilos

2.- Indica cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, ayudándote con la tabla periódica:

a) P designa al potasio b) Li designa al litio c) I designa al hierro d) F designa al fósforo

e) Al designa al aluminio f) S designa al sodio g) Br designa al bromo h) Ca designa al carbón

3.- Completa la siguiente tabla. Clasifica a los distintos elementos en metal, no metal o metaloide:

4.- Predice la formula y el nombre del compuesto binario que se forma con los siguientes elementos: a) Na y H , b) Ba y O, c) Na y S, d) Fy O, e) Sr y Cl. Escribe el nombre correspondiente y clasifiquelos (hidóxidos, ácidos,etc)

5.- Completa el siguiente cuadro con los respectivos óxidos; clasificalos en metálicos y no metálicos:

ELEMENTO SÍMBOLO CLASIFICACIÓN

Manganeso

Flúor

K

Sn

Cromo

Antimonio

Ba

O

Selenio

Neón


62

Nombre tradicional Nombre IUPAC Fórmula

Dióxido de carbono

SO3

Óxido de potasio

H2O

Óxido de níquel (III)

Óxido ferroso

6.- Escribe la fórmula de las siguientes sales binarias:

a. cloruro de hierro (II) b. sulfuro cuproso c. ioduro de aluminio d. bromuro de plata (I) e. cloruro plúmbico

7.- Escribe la fórmula de los compuestos que se forman con cada uno de los siguientes pares de elementos. Nombralos de acuerdo a la nomenclatura tradicional y a la nomenclatura IUPAC:

a) Li - O b) F - H c) Fe (III) - S d) Sr - O e) K - Br f) Cl – Ba g) Na – H

8.- Escribe la fórmula de 5 hidróxidos. Nómbralos.

9.- Escribir la fórmula de los siguientes oxoácidos:

a. ácido sulfúrico b. ácido carbónico c. sulfato (IV) de hidrógeno d. ácido perclórico e. iodato (III) de hidrógeno f. nitrato (III) de hidrógeno

10.- Nombra las siguientes oxosales:

a. Na NO3 b. Li2 CO3 c. Ca (BrO3)2 d. Fe2 (SO4)3 e. Pb (SO4)2


63

11.- Escribe las fórmulas de las siguientes oxosales:

a. carbonato de sodio b. sulfato (VI) de bario c. nitrato (III) de potasio d. hipoclorito de sodio e. iodato (VII) de cobre (II) f. sulfato (IV) de calcio

12.- Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos:

a. óxido de hierro (III) b. nitrito de sodio c. sulfato de níquel (II) d. nitrato de bario e. monóxido de carbono f. ácido hipocloroso g. trióxido de azufre h. trióxido de diantimonio i. ácido sulfhídrico j. perclorato de potasio k. dióxido de nitrógeno l. sulfito de aluminio m. hidróxido de cobalto (III) n. óxido de estaño (IV) o. hidróxido de plata p. ácido hipoiodoso q. carbonato de níquel (III)

13.- Nombra los siguientes compuestos:

a. Na2SO4 b. NaOH c. SO2 d. Ba (OH)2 e. H2SO3 f. HClO g. FeO h. H2S i. Co(OH)2 j. HgO k. Ca(NO3)2 l. MgSO3 m. CsCl n. HBr o. BaCO3 p. ZnO q. Sn(OH)4


64

Actividad de Integración

1. Indica, para cada uno de los siguientes compuestos, cuál es su fórmula molecular correcta. Analiza cuál es el error cometido en las opciones falsas.

Sulfato de calcio: a) CaSO4 b) Ca2(SO4)2 c) Ca2SO4

Ácido perclórico: a) H2ClO4 b) HClO3 c) HClO4

Óxido férrico: a) Fe2O3 b) FeO c) Fe3O2

2. Indica cuál/es son los nombres correctos de los siguientes compuestos:

H2SO3: a) sulfato (VI) de hidróg. b) ácido sulfúrico c) ácido sulfuroso

Mg(OH)2 a) hidróxido magnésico b) hidróxido de magnesio c) hidróxido de magnesio (II)

HBr: a) ácido bromhídrico b) ácido hipobromoso c) bromuro de hidrógeno


65

UNIDAD 4: SOLUCIONES

En la Unidad 1 nos ocupamos de una clase particular de sistemas materiales homogéneos: las soluciones. Vimos que existían soluciones gaseosas, por ejemplo aire filtrado; soluciones líquidas, por ejemplo vinagre blanco, y soluciones sólidas, por ejemplo aleaciones. Dado que muchas reacciones químicas, tanto en el laboratorio como en la industria ocurren cuando los reactivos se encuentran disueltos en un solvente, es necesario estudiar con más detalle las soluciones líquidas. De esto nos ocuparemos en esta unidad.

Las soluciones son sistemas homogéneos formados por dos o más componentes. En general, en las soluciones hay un componente mayoritario. A ese componente, es decir, el que se encuentra en mayor proporción, se lo llama solvente. Al componente o a los componentes que se encuentra/n en menor proporción se lo/s denomina soluto/s.

En esta asignatura nos referiremos sobre todo a soluciones binarias y acuosas. Se conoce con el nombre de soluciones binarias aquellas que tienen sólo dos componentes y con el nombre de soluciones acuosas aquellas donde el solvente (componente mayoritario) es el agua.

Esperamos que al finalizar el estudio de esta unidad puedas:

Definir el concepto de solución, solvente y soluto Conocer las diferentes formas de expresar la concentración de una solución Expresar la concentración de una solución en diferentes unidades Repasar conversión de unidades de masa, volumen, longitud Repasar el concepto de densidad

1. Soluto y solvente

Como vimos en la unidad 1, las soluciones son sistemas homogéneos formados por dos o más sustancias puras, miscibles entre sí. Cuando la solución está formada por dos sustancias puras, una de ellas suele hallarse en menor proporción y se denomina soluto, y la otra se llama solvente o disolvente.

Existen dos criterios para diferenciar el soluto y el solvente:

El solvente es el componente que predomina, el otro es el soluto.

El solvente es el componente cuyo estado físico coincide con el estado físico de la solución obtenida.

Muchas veces se llega a la misma conclusión aplicando ambos criterios. Cuando ocurre esto,

suele darse preferencia al segundo criterio. A diferencia de las sustancias puras, las soluciones pueden ser separadas en sus componentes

por los métodos de fraccionamiento que mencionamos en unidades anteriores. Por otro lado, las soluciones pueden clasificarse de acuerdo con el estado de agregación en:


66

*aleación: Es una mezcla sólida homogénea de metales con algunos elementos no metálicos. Para su fabricación se mezclan los elementos llevándolos a temperaturas tales que sus componentes fundan. Por ejemplo, el oro en su estado natural es un hermoso metal de brillo intenso, de color amarillo, muy resistente a la corrosión, pero altamente maleable y dúctil, por lo cual resulta demasiado blando para utilizar en la fabricación de joyas. Para poder aumentar su dureza, es mezclado o aleado con otros metales, tales como plata, cobre, cinc, níquel, platino, paladio, telurio y hierro, para obtener las diversas tonalidades que van desde el oro blanco hasta el oro rojo.

En esta materia nos vamos a referir, en la mayoría de los casos, a soluciones binarias, compuestas por dos sustancias, en medio acuoso (tomando como solvente al agua).

También podemos clasificar a las soluciones según la proporción de sus componentes:


67

Veamos el siguiente ejemplo…

A 20° C y a presión atmosférica normal, la máxima cantidad de sal (cloruro de sodio) que puededisolverse es de 36 g del compuesto cada 100 g de agua, es decir que esa concentración es la quecorresponde a una solución saturada.

En cambio, si a la misma temperatura tenemos disueltos 30 g de sal en 100 g de agua, la soluciónsería no saturada concentrada. Si la solución tuviera 5 g de sal disuelta cada 100 g de agua, seríauna solución no saturada diluida.

2. Formas de expresar las concentraciones La concentración de una solución es la cantidad de soluto contenido en una cantidad

determinada de solvente o solución. Puesto que términos como “concentrado”, “diluido”, “saturado” o “insaturado” son inespecíficos, existen maneras de expresar exactamente la relación que existe entre ambos componentes.

Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan distintos sistemas, en

los que se consideran masas, masas y volúmenes o volúmenes de soluto y solvente o solución. A continuación definiremos las utilizadas más frecuentemente: Porcentaje masa en masa: ( % m/m)

Indica la masa de soluto expresada en gramos que está disuelta cada 100 g de solución. Es decir, si tengo una solución de concentración 5% m/m significa que tengo 5 g de soluto disueltos en 100 g de solución. Vale la pena aclarar que:

Observemos el siguiente ejemplo…

Una muestra de agua de mar contiene 15,0 g de NaCl en 300 g de agua. Para expresar su concentración en %m/m habría que hacer:

15,0 g sal (soluto) + 300 g agua (solvente) = 315 g de solución

Entonces 15,0 g de soluto se encuentran en 315 g de solución. Como a nosotros nos interesa saber la cantidad de soluto presente cada 100 g de solución:

315 g de solución ……………. 15,0 g de soluto

100 g de solución …………….. x = 100 g x 15,0 g = 4,76 g de sto en 100 g de sc.

315 g Respuesta : 4,76 % m/m

masa de soluto + masa del solvente = masa de solución


68

1. ¿Cuántos gramos de agua deberán usarse para disolver 120 g de NaCl a fin de obtener una solución al 15% m/m?

2. ¿Cuántos gramos de solución al 15 % p/p de NaCl se necesitan para extraer 39 g de NaCl?

Porcentaje masa en volumen: ( % m/v)

Indica la masa de soluto expresada en gramos que está disuelta cada 100 cm3 (100 mL) de solución. Es decir, si tenemos una solución de concentración 5% m/V, significa que 5 g de soluto se encuentran disueltos en 100 mL de solución. En este caso que las unidades de masa de solución pueden ser pasadas a volumen utilizando la densidad de la solución:

δ (sc.) (densidad de la solución) = masa de la solución

volumen de la solución

Analicemos el siguiente ejemplo:

Se prepara una solución disolviendo 33,0 g de sacarosa (azúcar común) en 132 g de agua. La densidad de la solución es de 1,10 g/cm3. Ahora calcularemos su concentración expresada en % m/V.

33,0 g (soluto) + 132 g agua (solvente) = 165 g de solución

δ (sc.) = 1,10 g/ cm3 = masa de solución = 165 g por lo tanto V = 165 g = 150 cm3

volumen de solución V 1,10 g/cm3

Entonces 33,0 g de soluto se encuentran en 150 cm3 de solución y para saber la cantidad de soluto presente cada 100 cm3 de solución:

150 cm3 de solución ……………. 33,0 g de soluto

100 cm3 de solución …………….. x = 100 g x 33,0 g = 22 g de sto en 100 cm3 de sc.

150 cm3 Respuesta: 22 % m/v


69

1. ¿Cuántos gramos de Ca(NO3)2 están contenidos en 175 mL de solución al 18,5 % m/V? 2. Al disolver 30,0 g de FeCl3 en 250 g de agua, se obtiene una disolución cuya densidad es 1,09 g/cm3. Exprese su concentración en % m/V.

Porcentaje volumen en volumen: (% v/v)

Indica la masa de soluto expresada en cm3 (mL) que esta disuelta cada 100 cm3 (100 mL) de solución. Se usa cuando soluto y solvente son líquidos.

Generalmente la graduación alcohólica de las bebidas se expresa en % v/v. Por ejemplo, la cerveza tiene 5°, quiere decir que tiene 5 cm3 de alcohol por cada 100 cm3 de solución.

Veamos esto con un ejemplo:

Para calcular la concentración % v/v que tiene una solución en la que se disuelven 10 cm3 de HCl en 50 cm3 de solución hay que hacer. 50 cm3 solución …………….. 10 cm3 de soluto. 100 cm3 solución …………….. x = 100 cm3 x 10cm3 = 20 cm3 de sto en 100 cm3 de sc.

50cm3 Respuesta = 20 %v/v

Si el volumen del soluto está dado y no se tiene el volumen de la solución pero sí el volumen del solvente, entonces podemos sumar “volumen de soluto + volumen de solvente” para conocer el “volumen de la solución”. Durante la carrera verás que muchas veces esta aproximación no es válida, pero resulta muy útil.

☺ En los tres casos anteriores, % m/m, %m/v y %v/v siempre se refieren a 100 g o 100 cm3

de “solución”; en el caso que se refieran a “solvente” se debe aclarar:

% m/ msv % m/ vsv % v/vsv

Molaridad (M)

Indica los moles de soluto que están disueltos en 1 dm3 (1L) de solución (1dm3 = 1000cm3). Se simboliza con la letra M (mayúscula).


70

Por ejemplo:

Si tenemos una solución 1 M …… tenemos …1 mol de soluto en 1 dm3 de solución.

El número de moles lo podemos obtener a partir de la siguiente expresión:

n° moles= masa soluto

M

M = Masa molar del compuesto, representa la suma de las masas atómicas de la tabla expresadas en g/mol. Para repasar el concepto de Masa Molar puedes volver a la unidad 2.

Veamos esto con un ejemplo:

Una solución contiene 196 g de ácido sulfúrico (H2SO4) en 500 cm3 de solución.Para calcular la molaridad primero debemos saber los gramos de solutos disueltos en 1000 cm3 de solución:

500 cm3 sc ..……………………196 g de soluto

1000 cm3 sc……………………. X = 196 g x 1000 cm3 = 392 g de sto en 1000 cm3 sc.

500 cm3

Ahora debemos convertir los gramos de soluto en moles; para eso buscamos primero en la tabla periódica las masas atómicas:

A (S) = 32 A (O) = 16 A (H) = 1

M (H2SO4) = 2x1 + 32 + 4x16 = 98 g/mol

Luego aplicamos la formula:

n° moles= masa soluto = 392 g = 4 moles

M 98 g/mol

Entonces tenemos 4 moles de soluto en 1000 cm3 de solución: es decir 4 M.

Respuesta: La solución es 4M

1. Si se tiene una solución de HCl 3M en agua, ¿cuántos gramos de soluto están contenidos en 250 mL de solución?

2. ¿Cuál es la concentración molar de una solución que contiene 16 g de CH3OH en 200 mL de solución?


71

Molalidad (m)

Indica los moles de soluto que están disueltos en 1 kg (1000 g) de solvente. Se simboliza con la letra m (minúscula).

Para obtener la molalidad (m) de una solución de KCl que tiene 9 g de soluto en 100 g de agua, primero debemos averiguar los gramos de soluto en 1000 g de agua (1kg)

100 g de sv…………………9 g de sto.

1000 g de sv…………………x = 1000 g x 9g = 90 g de sto

100 g

Luego aplicamos la fórmula para sacar el n° de moles (M (KCl) =74,6 g/mol)

:

n° moles= masa soluto = 90 g = 1,21 moles.

M 74,6 g/mol

Como tenemos 1,21 moles de soluto en 1000 g de agua = 1,21 m

Respuesta : 1,21 m

1. Calcule la molalidad de una solución de 13 g de benceno (C6H6) disuelta en 17 g de tetracloruro de carbono (CCl4).

2. ¿Qué cantidad de alcohol deberá agregarse a 80 g de I2 para preparar una solución desinfectante 3 m en ese elemento?

Diluir una solución

En el trabajo habitual de laboratorio las soluciones se preparan pesando una determinada cantidad de soluto sólido y, posteriormente, disolviendo éste en el solvente adecuado. Pero también es muy común preparar soluciones (por lo general de ácidos) a partir de soluciones concentradas de los mismos, por lo que debe tomarse una cierta cantidad y diluirla para su uso. Este proceso de dilución se lleva a cabo agregano solvente de manera tal que la cantidad de soluto no cambia.

n° moles de soluto antes de diluir = n° moles de soluto después de diluir

La masa de solución final será la suma de la masa de la solución inicial (concentrada) más la masa del solvente agregado.

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73

La solución original tiene un volumen de 100 g y contiene :

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(a) Como la masa del solvente permanece constante:

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97 g sv (es lo que tenemos)...............................x = 6,0 g x 97 g = 6,1 g sto.

96 g

Es decir que necesitamos 6,1 g de sto y tenemos 3,0 g, luego debemos agregar:

6,1 g - 3,0 g = 3,1 g

(b) Como se evapora solvente, la masa de soluto permanece constante:

La solución original tiene un volumen de 100 g y contiene:

3,0 g de soluto 97 g de solvente (agua)

6,0 g sto (es lo que queremos: 6,0 % m/m) ........... 97 g sv

3,0 g sto (es lo que tenemos)............................... x =3,0 g x 97 g = 48,5 g sv

6,0 g

Es decir tenemos 97 g de sv y necesitamos 48,5 g:

97,0 g - 48,5 g = 48,5 g

Respuesta: se tienen que evaporar 48,5 g de agua.

Antes de terminar te proponemos que realices la siguiente actividad:

1. Si se tienen 100 g de una solución 35% m/m y se la quiere concentrar evaporando parte del agua, hasta obtener una solución 59% m/m. ¿Qué masa de agua es necesario evaporar? 2. Se calientan 250 g de una solución de ácido sulfúrico 18% m/m para eliminar parte del agua hasta obtener una solución 35% m/m. Calcule la masa de agua que se evaporó.


74

Apéndice Unidad 4 Porcentajes – Regla de tres simple – Problemas

A lo largo de la unidad vimos que es de suma importancia manejar correctamente estas herramientas matemáticas. Asi que en este espacio le proponemos algunos ejemplos y ejercicios para que pueda reforzarlas. En primer lugar, veamos un ejemplo cotidiano:

Imaginemos que se nos plantea el siguiente problema:

Si necesito 350 gramos de harina para hacer 2 pizzas, ¿Cuántos gramos voy a necesitar para hacer 7 pizzas?

Este problema suele interpretarse de la siguiente manera:

2 pizzas son a 350 gramos como 7 pizzas son a X gramos.

Para resolver este problema debemos utilizar una "regla de tres simple directa": tenemos que multiplicar 7 por 3,5 y el resultado dividirlo por 2. Por lo tanto, necesitaremos 1225 gramos de harina. De manera formal, la regla de tres simple directa enuncia el problema de la siguiente manera:

A es a B como C es a X

Lo que suele representarse así:

A B

C X

Donde A es 2, B es 350, C es 7 y X es el término desconocido. Para resolver todas las reglas de tres simples directas debemos recordar la siguiente fórmula:

X = C x B A

Vamos a ejemplos de laboratorio:

Si tenemos una solución de sal 2.5 % m/V (2,5 g de sal en 100 mL de solución) tomamos 20 mL de esa solución y le agregamos 80 mL de agua.

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- Prieto Química

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76

Ahora, si a la primera solución le agregamos la segunda, tendríamos 100 mL en total de solución y 0.6 gramos de sal de la solución 1 y 1.8 gramos de sal de la solución 2, 4 gramos en total. Entonces nuestra nueva solución es 2.4 % m/V.

A continuación te presentamos una serie de ejercicios resueltos a modo de ejemplos, que esperamos te sirvan de utilidad para comprender el uso de estas herramientas analíticas. Luego… a practicar!!

1. ¿Cuántos mL de una solución de sacarosa 18 % m/V debo tomar para obtener 100 mL de una solución 3 % m/V?

Respuesta:

Para resolver este problema partimos de una solución 18 % m/V, esto quiere decir que tenemos 18 gramos de soluto cada 100 mL de solución. La solución a la que tenemos que llegar tendría que tener 3 gramos de soluto cada 100 mL de solución (3% m/V), una menor concentración. Esto significa que deberemos tomar una determinada cantidad de la solución inicial y diluirla. Esa cantidad debe contener únicamente los tres gramos que vamos a necesitar para la nueva solución. Por lo tanto, procederemos de la siguiente forma: Si tenemos: 18 gramos cada 100 mL ¿en cuántos mL tendríamos los 3 g? 18 g de soluto 100 mL de solución 3 g de soluto X= 3 x 100 = 17 mL 18 Tomamos de la solución inicial los 17 mL y llevamos a 100 mL con agua desmineralizada.

2. ¿Cuántos mL de una solución 7 % m/V tengo que utilizar para hacer 100 mL de una solución 2 % m/V? ¿y si solamente necesito preparar 75 mL?

Respuesta:

En este caso partiremos de una solución 7 % m/V para llegar a preparar 100 mL de una solución 2 % p/v. El razonamiento es idéntico al anterior. Si tenemos 7 gramos de soluto cada 100 mL ¿cuántos mL necesito para tener solamente 2 gramos de soluto? 7 g de soluto 100 mL de solución 2 g de soluto X= 2 x 100 = 29 mL y llevo a 100 mL con agua desmineraliza 7 Si necesitamos preparar únicamente 75 mL podemos plantearlo de esa forma. Pero si deseamos 29 mL de solución inicial para preparar 100 mL ¿cuántos mL solicitamos para preparar 75? Para 100 mL de solución 29 mL de solución Para 75 mL de solución X= 75 x 29 = 22 mL 100


77

3. Tenemos 30mL de una solución 3 % m/V a la que le agregamos 70 mL de una solución 5 % m/V ¿qué concentración tendrá la nueva solución? Y si a esa solución final le agregamos 20 mL más de la que tiene concentración 5% m/V, ¿cómo quedará?

Respuesta:

Este problema pude ser resuelto de varias formas. Una de ellas sería la siguiente: Partimos de dos soluciones: por un lado una de 30 mL 3 % m/V, a la cual se le adicionan 70 mL de una solución 5 % m/V. Recodemos que si bien los volúmenes son aditivos (se pueden sumar) las concentraciones no. Antes que nada hay que conocer la cantidad de soluto que va a haber en la solución final. Para ello es indispensable saber la cantidad de soluto que hay en cada una de las soluciones. Para la solución inicial I: 100 mL de solución 3 g de soluto 30 mL de solución X= 30 x3 = 0.90 g 100 Solución inicial II: 100 mL de solución 5 g de soluto 70 mL de solución X= 70 x5 = 3.5 g 100 Una vez que conocemos los gramos de soluto (éstos sí se pueden sumar) podemos decir que la cantidad de soluto que tenemos es de 4.4 g en 100 mL (30 de una solución + 70 de la otra), 4% m/V.

La otra parte del problema, en la que se le agregan 20 mL de solución 5 p/v a la que se acaba de formar, la analizaremos de la misma manera.

Ya se conoce la cantidad de soluto (4.4 g) y el volumen en el cual lo tenemos (100 mL). Ahora se necesita saber cuánto más se le está agregando. El dato del volumen ya se tiene: 20 mL y el del soluto se calcularía así: 100 mL de solución 5 g de soluto 20 mL de solución X= 20 x5 = 1 g 100 Hasta ahora hay 5.4 g de soluto en 120 mL de solución, pero como el problema pide la concentración expresada en m/V: 120 mL de solución 5.4 g de soluto 100 mL de solución X= 100 x 5.4 = 4.5 % m/V

120


78

4. ¿Cuántos mL de una solución 6 %m/V tengo que utilizar para hacer 150 mL de una solución 5 % m/V? ¿y si necesito preparar 500 mL?

Respuesta:

En este último ejercicio hay una solución inicial de 6 m/V y a partir de ésta se debe preparar dos soluciones:

Por un lado, 150 mL de una solución 5 % m/V y, por otro lado, 500 mL de una solución 5 p/v. Para la primera analizaremos los gramos de soluto que vamos a necesitar para 150 mL de una solución 5 % m/V. 100 mL de solución 5 g de soluto 150 mL de solución X= 150 x 5= 7.5 g de soluto 100 Ahora se deben tomar de esa solución la cantidad de mL que contengan exactamente los 7.5 gramos de soluto: 6 gramos de soluto 100 mL de solución 7.5 gramos de soluto X= 7.5 x100 = 125 mL 6 De esta forma se toman 125 mL de la solución inicial, se colocan en un matraz aforado y se enrasa a 150 mL. En el segundo caso, el procedimiento es idéntico al anterior: primero analizaremos los gramos de soluto que vamos a necesitar para hacer 500 mL de una solución 5% m/V. 100 mL de solución 5 g de soluto 500 mL de solución X= 500 x 5= 25 g de soluto 100 Ahora se debe tomar la cantidad de mL que contenga exactamente 25 gramos de soluto de la solución inicial: 6 gramos de soluto 100 mL de solución 25 gramos de soluto X= 25 x100 = 417 mL de solución 6 De esta forma se toman 417 mL de la solución inicial, se colocan en un matraz aforado y se enrasa a 500 mL.


79

Guía de ejercicios

1.- Señala con una cruz cuál/es de las siguientes afirmaciones no es/son correctas:

a) Una solución es un sistema homogéneo

b) Todas las soluciones son líquidas

c) Una solución está formada sólo por dos componentes

d) El solvente de las soluciones acuosas del agua.

2.- Define las siguientes expresiones de concentración:

a) %m/m

b) %m/v

c) M (molaridad)

d) m (molalidad)

3.- ¿Cuál es la concentración de una solución que se ha preparado a partir de 30 g de sal común de cocina (NaCl) en 150 mL de agua?

R: 16,7 %m/m

4.- La glucosa es un hidrato de carbono fundamental del metabolismo humano. Si se tiene una solución acuosa de glucosa de 20,0 %m/m.

a) Indicar cuál es el solvente de dicha solución.

b) Calcular la masa de soluto que se encuentra en 400 g de solución.

c) Calcular la masa de soluto que se encuentra disuelta en 400 g de solvente.

d) Si se preparan 550 mL de una solución de glucosa 20,0 %m/m y luego se derraman unos pocos mililitros de la misma, indicar qué ocurre con la concentración de la glucosa que queda en el recipiente.

R: (b) 80,0 g (c) 100 g

5.- Calcula la concentración en % m/m de una solución que se prepara disolviendo:

a) 5,0 g de sal en 80 g de agua; b) 2,50 g de azucar en 75 g de agua

R: (a) 5,9; (b) 3,2

6.- Calcula:

a) La concentración en %m/m de una solución que se prepara disolviendo 45,0 g de sal en 250 g de agua.

b) La composición porcentual de la solución anterior.

R: (a) 15,7; (b) %agua = 84,8; %sal = 15,2

7.- Calcula la molaridad de uma solución de cloruro de sodio que se prepara disolviendo 30 g de NaCl en agua hasta un volumen de 380 mL de solución.

R: 1,35 M


80

8.- Se colocan 16,0 g de glucosa en un matraz aforado y se ajusta su volumen con agua, llevándolo a 500 mL. Indicar cuál es su concentración en:

a) Gramos de soluto por litro de solución (g/L)

b) Gramos de soluto por cm3 de solución (g/cm3)

c) % m/V

R: (a) 32,0 g/L; (b) 0,032 g/ cm3; (c) 3,20 %m/V

9.- Se tienen 730 g de una solución de δ = 1,1 g/mL en la que 250 g son de soluto. Calcular:

a) % m/m; b) % m/msv; c) % m/V

R: (a) 34,25 % m/m; (b) 52,1 % m/msv; (c) 37,65 %m/V.

10.- ¿En qué masa de solución de ácido clorhídrico 3,6 % m/m hay presentes 36 g de ácido?

R: 1000 g

11.- ¿Qué masa de solvente es necesario agregar a 25 g de soluto para obtener una solución15%m/msv?

R: 166,7 g

12.- ¿Qué masa de solvente hay presente en 500 mL de solución 5% m/V (δ sn =1.04 g/mL)

R: 495 g

13.- ¿Qué volumen de solución 25 % m/V es necesario tomar para tener 36 g de soluto? ¿En qué masa de solvente están disueltos esos 36 g de soluto? (δ sn =1. 06 g/mL)

R: (a) 144 mL; 117 mL

14.- Se quiere preparar una solución de cloruro de sodio (NaCl) al 12% m/m y se dispone de 63 g de dicha sal. Calcular: a) la cantidad de agua que se necesita (en g) b) la masa de solución que se puede preparar.

R: (a) 462 g; (b) 525 g

15.- Para una reacción química se necesitan 7.2 g de ácido clorhídrico. Se tiene una solución del mismo que es 12.5 % m/m. ¿Qué masa de esta solución es necesaria? Siendo la δ sn de 1.06 g/mL ¿en qué volumen está contenida esa masa?

R: 57,6 g de solución; 54,3 mL

16.- Calcula el % m/V de una solución 30 % m/m (δ sn = 1.1 g/mL)

R: 33 % m/V

17.- A partir de 70 g de una solución al 15 % m/m queremos preparar otra al 5 % m/m. Calcula qué masa de agua se debe agregar.


81

R: 140 g de agua

18.- ¿Qué volumen de solución de HN03 63 % m/m de δ sn = 1. 63 g/mL se necesita para preparar 1 L de solución 36 % m/V?

R: 351 mL

19.- Calcular la molaridad de una solución de cloruro de sodio que se prepara disolviendo 30 g de NaCl en agua hasta un volumen de 380 mL de solución.

R: 1,35 M

20.- Calcular el volumen de solucion 0,25 M que se pueden preparar disolviendo en agua 50,0 g de NaOH.

R: 5,0 dm3.

21.- Se dispone de un a solución 2,00 M de un soluto de Mr = 84.0. Determine que masa de soluto esta presente en :

a) 500 cm3 de solución

b) 1000 mL de solución

c) 300 L de solución

R: (a) 84 g; (b) 168g; (c) 50,4 kg

22.- Señalar y justificar cuál de las siguientes soluciones de NaOH es la más concentrada:

a) 0,002 M

b) 1,008 g/dm3 de solución

c) 1.001 g/100 cm3 de solución

d) 0,551g/ 250 cm3 de solución

e) 0,005 g/mL de solución

R: c

23.- El ácido acético puro, conocido como ácido acético glacial (CH3COOH) es un líquido que a 25°C presenta una densidad de 1,049 g/mL. Calcular la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 20,00 mL de ácido acético glacial a 25°C en suficiente cantidad de agua como para obtener 250,0 mL de disolución.

R: 1,40

24.- Se prepara una solución mezclando 10 mL de agua con 100 mL de etanol (δ = 0,789 g/mL). Calcular la concentración de la solución en %m/m.

R: 11,2


82

25.- Usted tiene en la mesada de su laboratorio una botella de 1L de capacidad con 200 cm3 de una disolución de KBr. En el rotulo de dicho recipiente se lee lo siguiente:

KBr 2,40 M; δ= 1,200 g/cm3

a) Indicar cuál es el soluto y cuál es el solvente

b) Calcular las masas de soluto y solvente

c) Calcular los moles de soluto y solvente

d) Expresar la concentración de la disolución en %m/m

e) Expresar la concentración de la disolución en g de soluto /100 g de solvente.

f) Expresar la concentración de la disolución en %m/V

R: (b) 57 g sto y 183 g sv; (c) 0,48 moles de sto y 10,2 moles de sv; (d) 23,8; (e) 31; (f) 29

26.- Se tiene una solución 5,77 M de HF cuya densidad es 1,040 g/mL. Determinar la concentración en:

a) %m/m

b) g de soluto /100 mL de solución

c) g de soluto / 100 mL de solvente

d) molalidad

e) Si a 1000 mL de esta solución se le agregaran 200 mL de agua, ¿cuál sería la concentración de la solución final expresada en % m/m?

f) ¿El HF 5,77 M es un sistema material de que tipo?

R: (a) 11,1; (b) 11,5; (c) 12,5; (d) 6,24; (e) 9,2

27.- Se mezclan 20 mL de una solución 25% m/V de HCL con 40 mL de otra solución del mismo soluto, al 10 % m/V. Calcular el % m/V de la solución resultante.

R: 15

28.- En un laboratorio se encuentran frascos con diferentes soluciones del mismo soluto AgNO3. El frasco A contiene 10,0 L de solución 10,0 %m/m de δ= 1,099 g/cm3. El frasco B contiene 1,00 L de solución 5,00 M. El frasco C contiene 150 cm3 de solución 10 %m/V. Ordenar las soluciones según: ( a) concentración creciente; (b) masa de soluto creciente.

R: (a) C‹A‹B; (b) C‹B‹A

29.- Se deben identificar en un laboratorio dos soluciones acuosas de distintas sales de sodio de igual concentración 10,67 %m/V. Determinar, sabiendo que una de ellas es de 1,255 M, si corresponde a sulfato de sodio (Na2SO4) o a nitrato de sodio (NaNO3).

30.- Un recipiente contiene 5,00 dm3 de una solución acuosa de KBr de δ = 1,200 g/cm3. Otro recipiente contiene 3,00 L de una solución acuosa de la misma sal. Sabiendo que ambas soluciones contienen el mismo número de moles de soluto, calcular el %m/m de la primera solución.


83

R: 23,8

31. - En la etiqueta de un recipiente de laboratorio que contiene 100 cm3 de líquido, se lee:

HNO3 13,2 %m/V (δ = 1,10 g/mL)

a) Expresar la concentración en molar

b) Expresar la concentración en molal

c) Expresar la concentración en g soluto/100 g de solvente.

Actividad de Integración Se ha preparado una disolución de cloruro de cobre (II) (CuCl2) en agua, disolviendo 12 g de dicha sal en 98 g de agua, de forma que una vez disuelta ocupe un volumen de 100 cm3. a) Calcula la concentración en % en peso y en g/L. b) ¿Qué concentración tendrán 10 cm3 de esa disolución? c) Si evaporamos toda el agua que hay en los 10 cm3 de disolución, ¿cuánto cloruro de cobre se recuperará? d) ¿Cuál es la molaridad de la solución? e) ¿Qué cantidad de agua será necesario agregar a los 100 cm3 de la solución original para obtener otra solución de concentración 0,45 M?

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85

1. Transformaciones físicas y químicas

Como vimos en las otras unidades, el estado de agregación de la materia puede variar. Por ejemplo, al producirse variaciones en la temperatura ambiente, como la fusión de un sólido o la ebullición de un líquido, entre otras. Un cubo de hielo puede derretirse por calentamiento y volver a convertirse en un sólido si se lo enfría nuevamente. Este proceso puede repetirse una y otra vez con el mismo material. Se trata de una transformación física, en la que la naturaleza de las sustancias no varía, se conserva la materia original.

Además de los cambios de estado, otros tipos de transformaciones físicas son, por ejemplo, la disolución de algunas sustancias en determinados solventes. Si colocamos sal en agua, nos da la impresión que la sal desaparece. Sin embargo, si probamos el agua, rápidamente nos damos cuenta de que sigue allí y que el agua está salda. Sucede que sus moléculas se han “acomodado” de otra manera entre las moléculas de agua.

Ahora pensemos qué sucede cuando dejamos una pieza de hierro expuesta a la intemperie. Seguramente sabrá qué es lo que sucederá, aunque no posea profundos conocimientos de química. A medida que pasa el tiempo se irá formando una sustancia color marrón-anaranjado que previamente no se encontraba. Esto significa que el hierro se oxida, es decir, se combina con el oxígeno presente en el aire para formar una sustancia distinta a las originales (óxido férrico). En este caso, nos encontramos frente a una transformación química, en la que las sustancias originales (el hierro y el oxígeno del aire) se transforman en otras diferentes (óxido férrico). Las propiedades de las sustancias originales (reactivos) son diferentes de las propiedades de las sustancias resultantes (productos).

Las características de las transformaciones o reacciones químicas son:

Las sustancias que intervienen se transforman en otras sustancias de distinta naturaleza.

En una reacción química se produce un intercambio de energía con el medio ambiente que resulta mayor que el correspondiente a una transformación física. En una reacción química puede absorberse energía (reacciones endotérmicas) o puede desprenderse energía (reacciones exotérmicas).

A diferencia de los cambios físicos, los cambios químicos son permanentes.

Te proponemos ahora realizar las siguientes actividades:

Identifica cuáles de los siguientes fenómenos son físicos y cuáles, químicos:


86

Durante el proceso de fotosíntesis Fenómeno

a- La hoja TOMA CO2 del aire (también llega el H2O tomada del suelo por la raíz )

b- El AGUA se transforma en HIDRÓGENO y OXÍGENO

c- El OXÍGENO se desprende de la planta y vuelve a la atmósfera

d- El HIDRÓGENO reacciona con el DIÓXIDO DE CARBONO para formar ALMIDÓN

En un automóvil Fenómeno

a- Se INYECTA gasolina en un carburador

b- Se MEZCLA con aire

c- La mezcla se CONVIERTE en vapor

d - Se QUEMA (se obtienen los productos de la combustión)

e- Los productos de combustión se EXPANDEN en el cilindro

2. Reacciones de descomposición y de combinación

Existen dos grandes tipos de reacciones químicas: reacciones de descomposición y reacciones de combinación.

En una reacción de descomposición, una sustancia se descompone o se rompe, produciendo

dos o más sustancias distintas. El material inicial debe ser un compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos. Generalmente, se necesita calor para que ocurra la reacción.

Vimos un ejemplo cuando explicamos cómo se podían diferenciar las sustancias puras

simples y compuestas: mediante la aplicación del método químico, llamado electrólisis, se puede descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno.

Varios compuestos sufren reacciones de descomposición cuando se calientan. Por ejemplo,

muchos carbonatos metálicos se descomponen por acción del calor para formar óxidos metálicos y dióxido de carbono. Un ejemplo es la descomposición comercial del carbonato de calcio; la piedra

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89

Reactivos Productos

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4 átomos H 2 átomos H

2 átomos O 3 átomos O

Para que ocurra la reacción química deben romperse los enlaces en las moléculas de metano y de oxígeno y volverse a unir los átomos de manera diferente para formar moléculas de productos. Pero vemos que una molécula de metano y una molécula de oxígeno no pueden formar una molécula de dióxido de carbono y otra de agua, ya que antes y después de la reacción deberíamos contar con el mismo número de átomos. Si tenemos en cuenta la ley de Lavoisier, veremos que la ecuación queda balanceada si consideramos que se obtienen dos moléculas de agua en los productos:

CH4 + O2 CO2 + 2 H2O

Veamos otro ejemplo:

C + SO2 CS2 + CO

Nuevamente, el número de partículas a uno y otro lado de la flecha no es el mismo. Si actuaran de acuerdo con esta reacción, sí se cumpliría con la ley de la conservación de la masa:

5 C + 2 SO2 CS2 + 4 CO

Podemos observar, entonces, que las cantidades de reactivos y productos que participan en las reacciones químicas están relacionadas entre sí por medio de los coeficientes estequiométricos, que son los coeficientes numéricos que hacen que el número de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos. Son números siempre positivos y, por lo general, son enteros.

Balancear una ecuación es un procedimiento de ensayo y error que se fundamenta en la búsqueda de dichos coeficientes. Existen diversos métodos de balanceo cuyo objetivo es obtener rápidamente la correcta escritura de una ecuación química. Durante este curso aplicaremos dos métodos bastante simples, pero más adelante encontrará otros de mucha utilidad.


90

Para igualar ecuaciones sencillas suelen aplicarse una serie de pasos que se conocen como “método de tanteo”. Es importante aclarar que este método no puede utilizarse para ecuaciones químicas complicadas, con muchos elementos.

El orden para balancear y colocar los coeficientes estequiométricos es:

1. Balancear en primer lugar los elementos metálicos;

2. a continuación, los elementos no metálicos;

3. luego los aniones o radicales, si están presentes en ambos lados de la ecuación;

4. posteriormente, los hidrógenos;

5. por último, los oxígenos.

Veamos, a modo de ejemplo, la oxidación del hierro en contacto con el oxígeno:

Fe + O2 Fe2O3

a) El metal es el Fe. Observamos 1 átomo del lado de los reactivos y dos del lado de los productos, por lo que multiplicamos por 2 a la izquierda:

2 Fe + O2 Fe2O3

b) No hay elementos no metálicos excepto el oxígeno.

c) No hay radicales.

d) Balanceo de los oxígenos: tenemos dos átomos de oxígeno del lado de los productos y 3 del lado de los reactivos, entonces multiplicamos por 3 del lado izquierdo y por 2 del lado derecho, así obtendremos 6 átomos a uno y otro lado de la reacción:

2 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

e) No hay hidrógenos.

Ya terminamos con los cinco pasos a seguir. Sin embargo, revisando lo que hemos obtenido, notamos que se alteró la cantidad de Fe del lado de los productos, ahora tenemos 4 Fe y sólo 2 Fe del lado de los reactivos. Esto nos obliga a hacer un “retoque” y a cambiar el 2 colocado en el Fe reactivo por un 4:

4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

Ahora sí! Debemos seguir las siguientes reglas generales:

En ningún caso se deben alterar los subíndices de las fórmulas para facilitar el balanceo.


91

Para contar el número de átomos en un compuesto, se deben multiplicar los coeficientes por los subíndices. Para calcular el número de átomos de un mismo elemento en un mismo lado de la ecuación, se debe sumar el subtotal de cada átomo de todos los compuestos presentes en ese lado.

Si es necesario, revisar el balanceo final y modificar algún coeficiente.

Este método se vuelve muy tedioso cuando las ecuaciones a balancear son complejas. En ese caso, una de las posibilidades a emplear es el balanceo por el “método algebraico”, más rápido y poderoso que el anterior. Veamos un ejemplo (combustión celular de la glucosa) y vayamos describiendo los pasos a seguir:

C6H12O6 + O2 CO2 + H2O

a) Coloquemos delante de cada compuesto un coeficiente estequiométrico “genérico”, utilizando letras en lugar de números:

a C6H12O6 + b O2 c CO2 + d H2O

b) Analicemos qué sucede para cada elemento, cuántos átomos hay de cada uno de ellos a uno y otro lado de la reacción:

- Carbono: 6 a = c

- Hidrógeno: 12 a = 2 d

- Oxígeno: 6 a + 2 b = 2 c + d

c) Hemos generado un sistema de ecuaciones y ahora debemos resolverlo. Para poder hacerlo, el número de ecuaciones debería ser al menos igual al número de variables, ¿no es así? En nuestro caso faltaría una ecuación (3 ecuaciones, 4 incógnitas), por lo que utilizaremos una estrategia: asignaremos de forma arbitraria un valor para alguno de los coeficientes. Por ejemplo:

- a = 1

Entonces:

- Carbono: 6 x 1 = c c = 6

- Hidrógeno: 12 x 1 = 2 d d = 6

- Oxígeno: 6 x 1 + 2 b = 2 x 6 + 6 b = 2 x 6 + 6 – 6 x 1 b = 6 2

d) Asignemos cada uno de los resultados a los coeficientes estequiométricos de la ecuación química:

C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O

e) Revisemos el resultado. Ha sido exitoso


92

Balancea las siguientes ecuaciones por el método del tanteo y el método algebraico:

1) Mg + O2 MgO

2) Na2O + H2O NaOH

3) MnO2 + Al Al2O3 + Mn

5. Cálculos estequiométricos

Los cálculos estequiométricos se refieren a las relaciones cuantitativas que se pueden establecer a partir de la información que brinda una ecuación química. Dichas relaciones vinculan números de moles, masas o volúmenes de reactivos y de productos. Los cálculos deben hacerse utilizando las ecuaciones químicas balanceadas.

Los coeficientes estequiométricos indican los moles de reactivos y productos que reaccionan y se forman respectivamente. Consideremos por ejemplo, la ecuación equilibrada de formación del cloruro de hidrógeno:

H2 + Cl2 2 HCl (*) CNPT = hace referencias a las “condiciones normales de presión y temperatura”. En estas condiciones, la presión es igual a i atmósfera (1 atm equivale a 760 mm de Hg) y la temperatura es de 0 Kelvin (temperatura en Kelvin = temperatura en °C + 273). Veamos ahora un problema que se resuelve aplicando reacciones de masas: Para calcular la masa de óxido de calcio que se obtiene a partir de 200 g de Calcio debemos realizar los siguientes pasos: a) Escribir la ecuación balanceada:

2 Ca + O2 2 CaO b) Identificar el dato conocido y la incógnita a partir del enunciado del problema. Dato: masa de Ca = 200 g Incógnita: masa de CaO = x c) Establecer las relaciones estequiómetricas entre el dato conocido y la incógnita.

Entre moléculas 1 molécula 1molécula 2 moléculas Entre moles 1mol 1 mol 2moles Entre masas 2 g 71 g 2 x 36,5 g Entre volúmenes (CNPT)*

22,4 L 22,4 L 44,8 L


93

Mr Ca = 40 M Ca = 40 g Mr CaO = Mr Ca + Mr O Mr = 40 + 16 = 56 M CaO = 56 g 2 Ca + O2 2 CaO 2 x 40 g 2 x 56 g ↓ ↓ 80 g 112g d) Determinar la siguiente relación: Si 80 g de Ca ..................................112 g de CaO 200 g de Ca………………………...x = 200 g x 112 g = 280 80 g Respuesta: con 200 g de Calcio se obtienen 280 g de óxido de calcio.


94

Guía de ejercicios

1. Igualación de las reacciones químicas. Cuando se trata de balancear una ecuación química “complicada”, ¿a qué método/procedimiento se puede recurrir? Asegúrate de poder igualar las siguientes reacciones por el método algebraico:

a) .........S +............O2 ........SO3

b) ........CO + ...........O2 ........CO2

c) .......KClO3 ........KCl +............O2

d) ........NaOH +..........HCl .......NaCl +........H2O

e) .........HCl +............Mg .........MgCl2 + .......H2

f) ........H2SO4 +..........Zn ........ZnSO4 +.........H2

g) .........NH3 +.........H2SO4 .........(NH4)2SO4

h) ........C3H8 +..........O2 ........CO2 +........H2O

i) .........MnO2 +............HCl .........MnCl2 + ......H2O +......Cl2

j) .......H2SO4 +..........HI ........H2S +.........I2 + .......H2O

k) .......KClO3 +........I2 +..........H2O .......KCl +..........HIO3

l) .......KClO3 + .......KOH +......CrCl3. .......K2CrO4 +.......KCl +......H2O

ll) ........ HNO3 + .......Cu ......Cu(NO3)2 +.......NO +......H2O

m)........HI +.....KMnO4 +......H2SO4 ....I2 +....MnSO4 +.....K2SO4 +….H2O

2. Indicar cuáles de los siguientes procesos producen transformaciones físicas y cuáles químicas:

a) quemar un trozo de carbón, b) fermentar la leche, c) fundir un trozo de plomo, d) disolver azúcar en agua, e) estirar una barra de acero para hacer un alambre f) ebullición del agua, g) cocción de un huevo para endurecerlo, h) oxidación de un clavo, i) molienda de trigo para hacer harina j) descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno

3. Cuando a la panceta ahumada se la deja en contacto con el oxígeno del aire durante un cierto tiempo comienzan a producirse sabores rancios. ¿Se trata de una reacción química?

4. Balancea las siguientes ecuaciones por el método de tanteo y por el método algebraico:

a. .......Fe +........ HCl ........FeCl2 +....... H2

b. ........Fe2(SO4)3 +............KSCN ........... K3Fe(SCN)6 +.......... K2SO4


95

c. .........(NH4)2 CO3 ............. NH3 +........... CO2 +.......... H2O

d. .........(NH4)2Cr2O7 ............ Cr2O3 +.......... N2 +............. H2O

e. .........CaSiO3 +......... HF ..........H2SiF6 +............ CaF2 +........... H2O

f. ..........P4O10 +.......... Mg(OH)2 .......... Mg3(PO4)2 +............ H2O

g. .......I2O5 +........... BrF3 ............IF5 +........... O2 +.......... BrF2

h. .........AgNO3 +........... KBr ......... AgBr +..........KNO3

i. ........Cu(NO3)2 +........ Mg ........... Mg(NO3)2 +........... Cu

j. ........Cu + .......H2SO4 ..........CuSO4 +........... SO2 +.......... H2O

5. Teniendo en cuenta la siguiente reacción, complete el siguiente cuadro: 2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2

....moléculas de Zn ....moléculas de O2 ....moléculas de ZnO ....moléculas de SO2

....moles de Zn ....moles de O2 ....moles de ZnO ....moles de SO2

....gramos de Zn ....gramos de O2 ....gramos de ZnO ....gramos de SO2

6. El carbonato de calcio a temperaturas elevadas, se descompone según la siguiente ecuación:

CaCO3 CaO + CO2

Si se lleva a cabo la descomposición de 500 g de carbonato de calcio, calcular:

a) El número de moles de carbonato de calcio que reaccionaron. b) El número de moles de óxido de calcio formados. c) La masa de óxido de calcio obtenido.

R: (a) 5,00; (b) 5,00; (c) 280g 7. En los vehículos espaciales se utiliza hidróxido de litio sólido para eliminar el dióxido de

carbono exhalado por los tripulantes. El hidróxido de litio reacciona con el dióxido de carbono gaseoso formando carbonato de litio sólido y agua líquida, según la siguiente ecuación:

2 LiOH (s) + CO2 (g) Li2CO3 + H2O(l) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono puede absorber 1,000 g de hidróxido de litio?

R: 0,919 8. Teniendo en cuenta la siguiente reacción química: SO2(g) + O2(g) SO3 (g)

a) ¿La reacción está balanceada? b) ¿Cuántos gramos de SO3 se obtienen con 100,0 g de SO2?


96

c) ¿Cuántos moles de oxígeno son necesarios para obtener 7,0 moles de moléculas de SO3

? d) ¿Cuántas moléculas de SO3 se obtienen con 2,30 . 1023 moléculas de O2? e) ¿Cuál es el número de moles de moléculas de SO2 necesarios para obtener 500 g de

SO3? f) ¿Cuántas moléculas de SO3 se obtienen con 3,6 moles de moléculas de SO2?

R: (b) 125; (c) 3,5; (d) 4,6 . 1023; (e) 6,2; (f) 2,2 . 1024. 9. En base a la siguiente ecuación química: 4 K + O2 2 K2O.

a) Calcule la masa de óxido de potasio que se obtendría con tres moles de potasio. b) ¿Cuántas moléculas de oxígeno reaccionan con 500 g de potasio? c) ¿Cuántos moles de potasio reaccionan con 500,0 g de oxígeno?

R: (a) 141; (b) 1,95 .1024; (c) 62,5 10. La detonación de la nitroglicerina procede así: 4 C3H5N3O9 (l) 12 CO2 (g) + 6 N2 (g) + O2 (g) +10 H2O (g)

Si se detona uma muestra que contiene 3,00 mL de nitroglicerina (densidad = 1,592 g/mL), a) ¿Cuántos moles de gas se producen en total? b) Si cada mol de gas ocupa 55 L en las condiciones de la explosión, ¿Cuántos litros de gas

se producen? R: (a) 0,153; (b) 8,4 11. El peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) se descompone en determinadas condiciones

según la siguiente ecuación: 2 H2O2 2 H2O + O2

Si se produce la descomposición de 17,0 g del peróxido, a) ¿Cuántas moléculas de peróxido se descomponen? b) ¿Cuántos moles de agua se forman?

R: (a) 3,0 . 1023; (b) 0,500 12. Se hizo reaccionar 17,0 g de amoníaco con óxido de cobre (II)en cantidad suficiente, según la

siguiente ecuación: NH3 + CuO N2 + H2O + Cu Igualar la ecuación y luego calcular:

a) La masa de óxido de cobre (II) que reaccionó. b) El número de moles de moléculas de agua formados c) El número de moles de nitrógeno obtenidos. d) Si el amoníaco estuviese impurificado con compuestos inertes, ¿se obtendría: más,

menos o igual cantidad de cobre? R: (a) 119; (b) 1,50; (c) 0,50 13. El vinagre contiene 5,0 g de ácido acético cada 100 g. ¿Cuántos gramos de ácido acético

habrá presentes en 24 g de aderezo? R: 12 14. La presencia de azufre en los combustibles fósiles (carbón, petróleo y gas natural) da lugar a

la formación de dióxido de azufre uno de los compuestos responsables del fenómeno conocido como lluvia ácida. La producción anual de dióxido de azufre como resultado de la quema de la hulla, es de 26 millones de toneladas. ¿Qué cantidad de azufre presente en los materiales originales producirá esa cantidad de dióxido de azufre? Considere la siguiente reacción:


97

S (s) + O2 (g) SO2 (g) R: 17 millones de toneladas 15. El polvo para hornear está formulado sobre la base de bicarbonato de sodio (también conocido

con los nombres de carbonato ácido de sodio o hidrógeno carbonato (IV) de sodio). Cuando se calienta polvo para hornear, se libera CO2 gaseoso. Este gas es el responsable del esponjamiento del pan.

a) Escribe la reacción de descomposición del bicarbonato de sodio (NaHCO3) involucrada en este proceso. Tenga en cuenta que otro de los productos de la reacción es el carbonato de sodio (Na2CO3).

b) Calcular la masa de NaHCO3 requerida para producir 2,50 g de CO2. R: (b) 9,5 g 16. Por acción del calor el clorato de potasio se descompone en cloruro de potasio y oxígeno.

Suponiendo que se calientan 420,0 g de clorato de potasio. a) Escriba la ecuación balanceada b) ¿Cuántos moles de cloruro de potasio se forman? c) ¿Qué volumen de oxígeno se desprende, si se supone que se trabaja en condiciones

normales (CNPT)?

R: (b) 3,42; (c) 115,20 L 17. 30 L de cloro reaccionan con hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno. Calcular:

a) La masa de hidrógeno empleada. b) El volumen de cloruro de hidrógeno medidos en CNPT. c) El número de moles de moléculas de hidrógeno empleados.

R: (a) 2,67 g; (b) 60 L; (c) 1,33 moles 18. Los alimentos que ingerimos son degradados o desdoblados en el cuerpo para proporcionar la

energía necesaria para el crecimiento. La ecuación global para este proceso está representada por la degradación de la glucosa (C6H12O6) en dióxido de carbono y agua según la ecuación:

C6H12O6 + O2 CO2 + H2O Si una persona consume 800 g de glucosa durante un período de tiempo, Equilibre la

ecuación. ¿Cuál será la masa de dióxido de carbono producida? R:1173,3 g 19. Dada la siguiente reacción química.

H NO3 + AgOH → Ag NO3 + H2O

Si reaccionan 50 mL de ácido nítrico 50 %m/V con suficiente cantidad de solución de Hidróxido de plata,

a) ¿cuántos gramos de nitrato de plata se obtienen? b) ¿Cuántos moles de agua se obtienen?

R: (a) 67,5 g (b) 0,40 moles


98

20. Se obtienen 63,0 g de cloruro de manganeso. Calcular según la siguiente reacción (que hay que equilibrar):

.......MnO2 +..........HCl ...........MnCl2 +.......H2O +.........Cl2 (g)

a) ¿Cuántos moles de dióxido de manganeso se necesitan? b) ¿Qué volumen de una solución 5 M de HCl es necesario? c) ¿Qué volumen de cloro gas se desprende en CNPT?

R: (a) 0,5 moles; (b) 400 mL; (c) 11,2L

Actividad de Integración Una muestra de cobre se hace reaccionar con 60,0 L de una solución 0,500 M de ácido nítrico según la siguiente reacción:

Cu + HNO3 NO (g) + Cu (NO3)2 + H2O

a) Equilibra la reacción. b) Calcular la masa de sal obtenida c) Calcular el volumen de monóxido de nitrógeno obtenido en CNPT d) Calcular el número de átomos de hidrógeno contenidos en el agua formada.

R: (b) 2109 g; (b) 168 L; (c) 1,81 . 1025

3746 - Quimica - Peralta Sanhueza

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