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UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL Prof.: Ing. Ricardo Zamponi FACULTAD REGIONAL LA PLATA JTP.: Qco, Juan C Alberino CÁTEDRA QUIMICA INORGÁNICA INSTRUCCIONES PARA EL ESTUDIO PREVIO. 1. Se debe leer el trabajo práctico antes de ir al laboratorio. Al hacerlo plantearse las siguientes preguntas: a) Objetivo del trabajo práctico (T.P.) b) ¿Cuáles son los fundamentos teóricos y empíricos que conducirán al logro del objetivo? ¿Las experiencias son cualitativas y/o cuantitativas? En este ultimo caso ¿qué es lo que se desea medir? ¿Cuáles son los cálculos que deberán realizarse para obtener los resultados buscados? INSTRUCCIONES PARA EL LABORATORIO 1. Se deben seguir las instrucciones de la Guía de T.P. complementadas con las indicaciones dadas por el Jefe de T.P. 2. Está prohibida la realización de cualquier experiencia no autorizada por el Jefe de T.P. 3. No pesar sustancias directamente sobre el platillo de la balanza. 4. Los frascos con los reactivos para la realización del T.P. del día se encuentran en sectores del laboratorio. a) No se deben transportar a otro sitio. b) En caso de que un frasco este vacío, solicitar al docente que reponga el contenido. c) No se debe devolver a los frascos de reactivos lo que se ha extraído de ellos d) No se debe introducir en ellos ningún objeto. 5 a) No se deben tocar las sustancias con las manos. 1 QUÍMICA INORGÁNICA

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INSTRUCCIONES PARA EL ESTUDIO PREVIO.

1. Se debe leer el trabajo práctico antes de ir al laboratorio. Al hacerlo plantearse las siguientes preguntas:a) Objetivo del trabajo práctico (T.P.) b) ¿Cuáles son los fundamentos teóricos y empíricos que conducirán al logro del objetivo? ¿Las experiencias son cualitativas y/o cuantitativas? En este ultimo caso ¿qué es lo que se desea medir? ¿Cuáles son los cálculos que deberán realizarsepara obtener los resultados buscados?

INSTRUCCIONES PARA EL LABORATORIO

1. Se deben seguir las instrucciones de la Guía de T.P. complementadas con lasindicaciones dadas por el Jefe de T.P.2. Está prohibida la realización de cualquier experiencia no autorizada por el Jefe de T.P.3. No pesar sustancias directamente sobre el platillo de la balanza.4. Los frascos con los reactivos para la realización del T.P. del día se encuentran en sectores del laboratorio.a) No se deben transportar a otro sitio.b) En caso de que un frasco este vacío, solicitar al docente que reponga el contenido. c) No se debe devolver a los frascos de reactivos lo que se ha extraído de ellos d) No se debe introducir en ellos ningún objeto.5 a) No se deben tocar las sustancias con las manos. b) No frotarse los ojos cuando esté en el laboratorio. c) No probar ninguna sustancia. d) No oler directamente acercando la cara al recipiente de reacción; traer un poco de gas hacia la nariz, moviendo la mano sobre la superficie del mismo.6 a) Al calentar sustancias en un tubo de ensayos, evitar inclinarlo hacia un compañero o hacia uno mismo.b) Observar que el recipiente que se está por calentar, no esté rajado.c) Cuando se trabaja con sustancias peligrosas, utilizar gafas protectoras.d) Utilizar -las vitrinas con campana cuando se desprenden gases.7. En caso de que una sustancia corrosiva se ponga en contacto con la piel o con los ojos, lo primero que debe hacerse, es lavar con abundante cantidad de agua, e inmediatamente recurrir al docente.8. Tener especial cuidado con el vidrio caliente (este tiene el mismo aspecto que el frío).

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9. Antes de desconectar el mechero Bunsen, asegúrese que se ha cerrado la llave de gas.10. a) Se deben tirar todos los sólidos y papeles inservibles en el recipiente indicado para tal fin. b) No dejar ningún objeto o residuo en las piletas. c) Si se derramara alguna sustancia, o se rompiera material de vidrio limpiar inmediatamente el sitio.11. SE DEBE INFORMAR INMEDIATAMENTE AL JEFE, SOBRE CUALQUIERACCIDENTE, POR PEQUEÑO QUE PAREZCA.

INFORMES DEL LABORATORIO

1) Registrar todos los datos y observaciones del trabajo practico, en un cuaderno o libreta de anotaciones, no hacerlo en hojas sueltas que puedan perderse.2) Indicar las operaciones matemáticas realizadas y las unidades usadas en cadamedición.

.

COMPUESTOS BINARIOSAspectos generales

1. Se denominan compuestos binarios aquellos que resultan de la combinación de dos elementos; por tal razón en sus fórmulas intervendrán tan sólo dos símbolos. Para fijar tanto el orden en el que éstos han de escribirse como en el que habrán de leerse, la I.U.P.A.C.( International Union of Pure and Applied Chemistry )

 - ha tomado como base la siguiente secuencia de los diferentes elementos:

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Metales, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F.

Formulación

Para formular un compuesto binario se escribe en primer lugar el símbolo del elemento que se encuentra más a la izquierda en la anterior secuencia y a continuación el del otro. El número de oxidación del primer elemento, prescindiendo de su signo, se coloca como subíndice del símbolo del segundo elemento y viceversa, utilizando cifras de la numeración ordinaria. Si uno de ellos o ambos coinciden con la unidad se omiten. Si uno es múltiplo del otro se dividen ambos por el menor y los resultados correspondientes se fijan como subíndices definitivos.

Nomenclatura

El nombre de cualquier compuesto binario se establece citando en primer lugar y en forma abreviada el elemento situado en la fórmula más a la derecha seguido de la terminación -uro (excepto los óxidos); a continuación se nombra el elemento de la izquierda precedido de la preposición de. En el caso de que dicho elemento pueda actuar con distintos índices de oxidación se escribirá a continuación en números romanos y entre paréntesis, aquél con el cual interviene en la formación del compuesto (salvo el signo).

Otra forma de nomenclatura para los compuestos binarios, aceptada asimismo por la I.U.P.A.C., consiste en expresar el número de átomos de cada molécula, o lo que es lo mismo, sus subíndices, mediante los prefijos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, etc. para los números 1, 2, 3, 4, 5, etc.

Las anteriores reglas generales de formulación y nomenclatura serán aplicadas a continuación a casos concretos que corresponden a diferentes tipos de compuestos binarios.

Compuestos binarios del oxígeno

Las combinaciones binarias del oxígeno con cualquier otro elemento del sistema periódico reciben el nombre de óxidos.

Ejemplos de formulación

Supongamos que se trata de formular el óxido de potasio. En primer lugar habrán de recordarse los respectivos índices de oxidación de los elementos oxígeno y potasio para después colocarlos en forma de subíndices intercambiados. Dado

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que el K, que es un metal, es anterior al O en la lista anteriormente citada, precederá a éste en la fórmula:

K (I) O (-II): K2O

De forma análoga se procedería para los óxidos siguientes:

Oxido de calcio:

Ca (II) O (-II): Ca2O2 = CaO

Oxido de hierro (III). El Ill indica el índice de oxidación que posee el Fe en este compuesto:

Fe (III) O (-II): Fe2O3

Oxido de carbono (IV). El carbono es anterior al oxígeno en la referida lista, por lo que su símbolo se escribirá en primer lugar:

C (IV) O (-II): C2O4 = CO2

Oxido de azufre (VI):

S (VI) O (-III): S2O6 = SO3

Oxido de nitrógeno (V):

N (V) O (-II): N2O5

Ejemplos de nomenclatura

En general, el proceso será inverso al de formulación. Si se tratase de nombrar el Cl2O, por los símbolos se reconocería que es un óxido de cloro; pero dado que el cloro actúa con diferentes índices de oxidación, al observar la ausencia de subíndice en el oxígeno concluimos que se trata, en este caso, del cloro (I), por lo que el nombre correcto será óxido de cloro (I). Asimismo podría haberse nombrado eligiendo la segunda forma de nomenclatura como el monóxido de dicloro.

Para los demás casos se procederá análogamente:

NO N (II) O (-Il)óxido de nitrógeno (II)

monóxido de nitrógeno

Cl2O5 Cl (V) O (-II)óxido de cloro (V)

pentóxido de dicloro

PbO2 Pb (IV) O (- II) óxido de plomo (IV)

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dióxido de plomo

Al2O3 Al (III) O (-II)óxido de aluminio (III)

trióxido de dialuminio

A propósito de los óxidos cabe señalar una cuestión que es de aplicación general para todo tipo de compuesto químico. Al igual que sucede con los átomos, la condición de molécula o de agrupación iónica equivalente lleva aparejada la neutralidad eléctrica. Por esta razón el número que resulta de la suma algebraica de los índices de oxidación de cada uno de los átomos que intervienen en la fórmula ha de ser igual a cero. Para conseguirlo los átomos de cada elemento han de intervenir en número suficiente como para que se compensen mutuamente los índices de oxidación. Ejemplo:

De acuerdo con esto y recordando que cada símbolo representa un átomo del correspondiente elemento, resulta fácil comprender el porqué de los subíndices, así como la razón del intercambio de los números de oxidación.

Compuestos binarios del hidrógeno

Tanto la nomenclatura como la formulación de tales compuestos se rige por las normas generales; sin embargo, es preciso hacer constar que las combinaciones binarias del hidrógeno con los elementos F, Cl, Br, I, S, Se, Te, que le siguen en la ordenación de la I.U.P.A.C., reciben el nombre especial de hidrácidos, pues tales compuestos, en solución acuosa, se comportan como ácidos. Por esta razón, cuando se hallan disueltos en agua se nombran anteponiendo la palabra ácido al nombre abreviado del elemento (que junto con el hidrógeno forma la combinación), al que se le añade la terminación hídrico. Los referidos elementos actúan en tal caso con su número de oxidación más bajo: -I para los cuatro primeros y -II para los tres últimos.

Ejemplos de formulación

Si se trata de averiguar la fórmula del ácido clorhídrico, inmediatamente habremos de reconocer que es una combinación binaria de cloro e hidrógeno en disolución acuosa (aq). Por preceder el H al Cl en la ordenación de la I.U.P.A.C. se escribirán, pues, en este orden:

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H (I) Cl (-I): HCI (aq)

He aquí algunos otros ejemplos:

Cloruro de hidrógeno:

Se trata del mismo compuesto, pero sin estar en disolución acuosa, por lo tanto será: HCI.

Se ha dicho cloruro de hidrógeno y no hidruro de cloro, pues para la nomenclatura el orden de prioridad que rige es inverso al de la formulación (se nombra en primer lugar el elemento situado más a la derecha en la fórmula).

Trihidruro de nitrógeno:

Esta forma de nomenclatura indica directamente que la proporción de hidrógeno a nitrógeno es de 3:1, luego la fórmula será: NH3.

Sulfuro de hidrógeno:

H (I) S (-II): H2S

Acido fluorhídrico:

H (I) F (-I): HF (aq)

Ejemplos de nomenclatura:

Hl: Ioduro de hidrógeno

HBr (aq): Acido bromhídrico

H2Se: Seleniuro de hidrógeno

PH3: Trihidruro de fósforo

CaH2: Hidruro de calcio

NaH: Hidruro de sodio

Sales binarias

Se las denomina en ocasiones genéricamente sales en uro, por ser ésta la terminación sistemática de su nombre. Son combinaciones iónicas de los no metales F, Cl, Br, I, S, Se, Te, con elementos metálicos. Tanto su formulación como su nomenclatura se ajusta estrictamente a las reglas generales dadas inicialmente.

Ejemplos de formulación:

Cloruro de sodio:

Na (I) Cl (-I): NaCl

Ioduro de plata:

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Ag (I) I (- l): Agl

Cloruro de hierro (III):

Fe (III) Cl (-II): FeCl3

Tetracloruro de carbono: CCl4

Sulfuro de cinc:

Zn (II) S (-II): Zn2S2 = ZnS

Ejemplos de nomenclatura

PbCl4 Pb (IV) Cl (-I)cloruro de plomo (IV)

tetracloruro de plomo

Al2S3 Al (III) S (-II)sulfuro de aluminio (III)

trisulfuro de dialuminio

KCI cloruro de potasio

Cul Cu (I) I (- l) ioduro de cobre (I)

LiBr bromuro de sitio

COMPUESTOS SEUDOBINARIOS:

En química existen algunos compuestos que sin ser binarios se pueden asimilar a ellos por ser la combinación de un grupo poliatómico iónico, siempre fijo, y un ion variable de signo contrario. Los hidróxidos son los compuestos seudobinarios de mayor importancia.

Un hidróxido está formado por la combinación del grupo hidroxilo OH- con un ion positivo, por lo general metálico. El grupo OH- es un caso típico de ion poliatómico negativo y a efectos de nomenclatura se trata como si fuera un solo elemento con grado de oxidación (-I); de ahí que los hidróxidos sean considerados como compuestos seudobinarios. Los hidróxidos se comportan químicamente como bases; es más, constituyen las bases típicas.

La formulación de tales compuestos se lleva a efecto escribiendo en primer lugar el elemento metálico y a continuación el radical hidroxilo entre paréntesis, si el subíndice que le corresponde es superior a la unidad. En cuanto a la nomenclatura, los hidróxidos se nombran anteponiendo la palabra hidróxido al nombre del metal que irá precedido de la preposición de. En el caso de que el

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metal pueda actuar con más de un grado de oxidación, se hará constar éste entre paréntesis de la forma habitual. La situación es, pues, semejante a la establecida para los compuestos binarios.

Ejemplos de formulación:

Hidróxido de calcio:

Ca (II) (OH) (-I): Ca (OH)2

Hidróxido de aluminio:

Al (III) (OH) (-I): Al (OH)3

Hidróxido de sodio:

Na (I) (OH) (-I): NaOH

Ejemplos de nomenclatura:

KOH: hidróxido de potasio

Fe(OH)2: Fe (II) (OH) (-I) hidróxido de hierro (II)

Ni(OH)3: Ni (III) (OH) (-I) hidróxido de níquel (III)

COMPUESTOS TERNARIOS

Como su nombre indica, son compuestos formados por la combinación de tres elementos diferentes. En lo que sigue se consideran dos tipos distintos de compuestos ternarios: los oxoácidos y las sales ternarias u oxosales.

Oxoácidos

Son ácidos formados por la combinación de hidrógeno H, oxígeno O y otro elemento X, por lo general no metálico. Su fórmula típica es, pues, HaXbOc. En ellos el oxígeno actúa con índice de oxidación -II, el hidrógeno con índice de oxidación I, por lo que conocida la fórmula y teniendo en cuenta que el índice de oxidación resultante para una molécula ha de ser nulo, resulta sencillo determinar el número de oxidación correspondiente al elemento central X, que será siempre positivo.

Formulación

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El hecho de que los óxidos no metálicos al combinarse con el agua den oxoácidos, puede ser utilizado inicialmente para elaborar las fórmulas de éstos. Considerando el elemento genérico X (que representa a cualquiera de los no metales), que junto con el H y el O constituyen los oxoácidos, y suponiendo que actúa con todos los índices de oxidación positivos posibles, es posible formular los diferentes tipos de oxoácidos.

Nomenclatura

Para nombrar los oxoácidos, la I.U.P.A.C. admite las reglas tradicionales, las cuales dan lugar a nombres que pueden resultar, en algún caso, familiares. Dichas reglas consisten básicamente en lo siguiente:

Al nombre abreviado del elemento central X se le antepone la palabra ácido y se le hace terminar en -oso o en -ico, según que dicho elemento actúe con el índice de oxidación menor o mayor respectivamente. Esta regla, que es válida únicamente para el caso de que el elemento posea dos diferentes grados de oxidación positivos, puede extenderse al caso de que tenga cuatro, sin más que combinar los prefijos hipo- y per- con los sufijos -oso e -ico de la siguiente manera:

ácido hipo oso para el grado de oxidación más bajo

ácido oso para el inmediato superior

ácido ico para el siguiente

ácido per ico para el grado de oxidación más alto

Por otra parte, cuando de un mismo óxido resultan varios ácidos por adición de un número diferente de moléculas de agua, para diferenciarlos, se les añade el prefijo meta- u orto-, según su contenido en agua sea el menor o el mayor respectivamente.

Existe, no obstante, una segunda forma de nomenclatura especialmente recomendada por la I.U.P.A.C. por su sencillez y su carácter sistemático. Consiste en nombrar en primer lugar la palabra oxo precedida de los prefijos di-, tri-, tetra-, etc. en el caso de que el subíndice del oxígeno en la fórmula del ácido sea 2, 3, 4, etc. A continuación se escribe el nombre del elemento central en forma abreviada unido a la terminación -ato y tras indicar entre paréntesis el grado de oxidación con el que actúa dicho elemento, se añade la palabra hidrógeno precedida de la preposición de. La determinación en cualquier caso del número de oxidación se realiza bien en base a la electroneutralidad de la molécula, o por comparación de la fórmula con la correspondiente de la tabla 2.

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Ejemplos de nomenclatura

Si se trata de nombrar el oxoácido de fórmula H2SO4 se identificará primero el elemento central que en este caso es el azufre; consultando la tabla 1 se observa que puede actuar con dos números de oxidación positivos distintos IV y VI. Comparando la fórmula dada con las de la tabla 2 se concluye que actúa con el número de oxidación VI (el mayor) en la formación de este compuesto. Según la nomenclatura tradicional será, pues, el ácido sulfúrico. Si se emplea la nomenclatura sistemática su nombre será tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno.

HCIO: el Cl puede actuar con los siguientes grados de oxidación positivos: I, III, V, Vll. Para determinar con cuál interviene en este caso se recurre a la condición de electroneutralidad:

1(H) + n(CI) - 2(O) = 0

luego n(CI) = 1. Será pues el ácido hipocloroso, o lo que es lo mismo, el oxocloráto (I) de hidrógeno.

HBrO4: el Br puede actuar con los números de oxidación positivos I, III, V, Vll. Aplicando la condición de electroneutralidad se tiene:

1(H) + n(Br) - 4 · 2(O) = 0

luego n(Br) = 8 - 1 = 7. Será, pues, el ácido perbrómico, o lo que es lo mismo, el tetraoxobromato (VII) de hidrógeno.De forma análoga se procederá en los casos siguientes:

HNO3

ácido nítrico

trioxonitrato (V) de hidrógeno

H2SO3

ácido sulfuroso

trioxosulfato (IV) de hidrógeno

Ejemplos de formulación

Acido nitroso: el nitrógeno puede actuar con índices de oxidación positivos III y V. La terminación -oso hace referencia al más bajo de los dos, luego observando la tabla 2 se puede concluir que se trata del HNO2.

Trioxoclorato (V) de hidrógeno: la indicación explícita del índice de oxidación (V) permite formular con rapidez el compuesto: HClO3.

Acido carbónico: el sufijo -ico indica que el carbono actúa en este compuesto con índice de oxidación (IV). Su fórmula será por tanto: H2CO3.

Tetraoxomanganato (VII) de hidrógeno: HMnO4

Oxosales

Resultan de la sustitución del hidrógeno en los oxoácidos por átomos metálicos.

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Al igual que las sales binarias son compuestos iónicos. El ion positivo o catión es un ion monoatómico metálico, pero a diferencia de aquéllas, el ion negativo o anión es un ion poliatómico, esto es, una agrupación de átomos con exceso de carga negativa. Si a efectos de formulación y nomenclatura dicho grupo se considera como si fuera un elemento, las cosas se simplifican mucho, pues se procede prácticamente como si se tratara de un compuesto binario del catión y del anión.

La fórmula del anión se obtiene haciendo perder a la del ácido sus átomos de hidrógeno y asignándole por consiguiente igual número de cargas negativas. En cuanto al nombre, se obtiene cambiando la terminación -oso del ácido por -ito y la -ico por -ato y sustituyendo la palabra ácido por la de ion. Los prefijos, si los -hubiere, permanecen inalterados. Si se desea proceder utilizando la nomenclatura sistemática bastará anteponer al nombre del ácido la palabra ion y suprimir de hidrógeno.

Formulación

Para formular las oxosales se escribe primero el símbolo del elemento metálico y a continuación el anión sin hacer explícita su carga. Seguidamente se escriben como subíndices los respectivos números de oxidación intercambiados, como si se tratara de un compuesto binario (se considera como número de oxidación del anión su carga eléctrica).

Nomenclatura

El nombre de las oxosales se forma anteponiendo el del anión poliatómico correspondiente al del elemento metálico, precedido de la preposición de y seguido del número de oxidación en el caso de que el metal pueda actuar con más de uno.

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Ejemplos de nomenclatura:

Ejemplos de formulación

trioxonitrato (V) de mercurio (II)

trioxosulfato (IV) de cinc

trioxocarbonato (IV) de magnesio

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Unidad de masa atómica

Unidad de masa utilizada fundamentalmente para expresar la masa de los átomos. Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono: el 12C. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se abrevia como uma, aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés: amu (Atomic Mass Unit). ¿A cuántos Kilogramos equivale una unidad de masa atómica?

1 uma = 1.67 · 10-27 kg = masa de 1 átomo de C12 / 12

1 g ~ 6 · 1023 uma

Por ejemplo, la masa atómica del Silicio es de 28,1 uma.

Mol

Unidad básica del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de sustancia, y que se representa con el símbolo mol.

Es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene la misma cantidad de objetos elementales que átomos hay en 0.012 kilogramos de carbono 12. Debe especificarse a qué tipo de objetos se refiere (átomos, moléculas, etc.). Dada una molécula de una sustancia determinada cuya masa molecular expresado en umas sea m, la masa de un mol de dicha sustancia es m pero expresada en gramos. Esta propiedad junto con el hecho de que cada nucleón pese aproximadamente una uma hacen del mol una forma muy conveniente de contar moléculas (o átomos).

Masa molar

Masa expresada en gramos de un mol de una determinada sustancia. Dada una molécula de una sustancia determinada cuya masa molecular expresado en umas sea m, la masa de un mol de dicha sustancia es m pero expresada en gramos.

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La masa molar se calcula usando la tabla periódica de los elementos . En el caso de la molécula de agua, contiene 2 átomos de hidrógeno con una masa atómica de 1.008 uma y uno de oxígeno con una masa atómica de 16.0 uma (redondeada). Al sumar estas dos masas, se obtiene una masa molecular de 18 gramos (redondeada). Por tanto la masa de un mol de agua es de 18 gramos. Su masa molar o peso molecular es 18 g/mol. 5 moles de moléculas tendrán una masa de:

5 mol × (18g/mol) = 90 g

Podríamos decir que 6.02×10 23 moléculas de agua tienen una masa de 18 g. Obtenido de «http :// enciclopedia . us . es / index . php / Masa _ molar »

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Átomo-gramo Es de igual valor que el peso atómico, pero expresado en gramos (no en umas). Permite manejar masas más semejantes a las manipuladas en el laboratorio. 

Molécula-gramo ("mole" o "mol") Es de igual valor que el peso molecular, pero expresado en gramos por las mismas razones que el átomo-gramo.Nota: las masas atómicas que figuran en la Tabla Periódica de los elementos se han calculado teniendo en cuenta la abundancia relativa de los isótopos. 

Número de Avogadro Amadeo Avogadro (1776-1856) determinó que: “Volúmenes iguales de gases distintos en iguales condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas”.  Llamamos volumen molar al volumen que ocupa la masa molar de un gas a 1,00 atmósferas de presión y 0º C que son las condiciones normales de presión y temperatura (CNPT).

1 mol de gas en CNPT = 22,4 l (es el volumen molar normal)

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En su honor, cuando años más tarde los científicos determinaron cuántas moléculas hay en una molécula-gramo ("mol"), pusieron su nombre a ese número, que resultó ser 6,023 x 1023.

1 molécula gramo = 6,023 x 1023 unidades

(algo más de seiscientos mil trillones). Esto significa que en 1 mol, por ejemplo en 18 gramos de agua, hay 602.300.000.000.000.000.000.000 moléculas.

2 átomos gramo de O: pesan 2 x 16g --- 1 átomos gramo de S: pesa 32g 

contienen contienen

2 x 6,023 x 1023 atomos de O 6,023 x 1023 átomos de S

1 molécula gramo de SO2

6,023 x 1023 moléculas de SO2

 

Ocupan 22,4 litros en CNPT

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pesan 64g

FORMULAS Y COMPOSICIONES

Una formula empírica expresa el número relativo de átomos de los diferentes elementos en un compuesto con el conjunto más pequeño posible de números enteros.Consideremos un compuesto que según el análisis tiene; C=12,5%, O=50,0%, N=29,17%, H=8,33%.Esta notación esta indicando los gramos de cada elemento por cada 100g de compuesto.A partir de la composición porcentual o centecimal, es factible conocer la relación entre los elementos en el compuesto; es decir, la formula empírica.A modo de ejemplo:Para ello se deben conocer los siguientes datos:C= 12,0g/at.-g N=14,0g/at.-g O=16,0g.-at.-g H=1,0g/at.-g

Según la composición centecimal se sabe que por cada 100g de compuesto:C=12,5g N=29,17g O=50,0g H=8,33gAhora se puede comenzar el cálculo correspondiente.Primero se calcula el número de átomos-gramo (at.-g) de cada elemento en el compuesto:C=12,5g/ 12,0g./at.-g= 1,04 at.-g N=29,17g/14,0g./at.-g=2,08 at.-gO=50,0g/16,0 g./at.-g= 3,125at.-g H=8,33g/1,00 g./at.-g= 8,33at.-gEl conjunto: C=1,04 at.-g N=2,08 at.-g O= 3,125 at.-g H=8,33 at.-g (a)

Guardan entre si una relación.Si se multiplican o dividen los números relativos, por un mismo factor, los números resultantes guardaran entre si la misma relación que en (a).El objeto es buscar la menor relación de “números enteros” de átomos de los elementos que forman el compuesto.

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Para ello, se divide a los cuatro valores obtenidos por el menor de todos ellos (1,04 at.-g).C=1,04 at.-g/ 1,04 at.-g= 1,00 O=3,125at.-g/1,04 at.-g=3,00N=2,08at.-g/ 1,04 at.-g= 2,08 H=8,33at.-g/ 1,04 at.-g= 8,00

Estos valores indican los números relativos de átomos-gramo y por lo tanto, de átomos de C, O, N, e H.La formula empírica es, en consecuencia: CO3N2H8 o correctamente CO3(NH4)2.Para el caso de los compuestos químicos donde tiene existencia real la molécula, es necesario realizar aun un paso mas para obtener la formula molecular a partir de la empírica. Sin embargo, es necesario aclarar, se debe poseer el dato del peso molecular del compuesto, determinado experimentalmente.Ejemplo:Una sustancia se ha aislado y purificado convenientemente. Experimentalmente se ha comprobado que su peso molecular es 186.

Su composición porcentual es:C=77,42% H=13,98% O=8,60%

C=77,42g/ 12,0g/at.-g=6,45 at.-g H=13,98g/ 1,00g/at.-g=13,98 at.-gO=8,60g/16,0g/at.-g= 0,54 at.-gC=6,45 at.-g/ 0,54at.-g= 11,94 (12) O=8,60g/16,0g/at.-g= 0,54 at.-gO=0,54 at.-g/ 0,54 at.-g = 1,00La formula mínima es: C12H26O y deberá cumplir la siguiente relación:

A x n = Peso molecular del compuesto, donde A es el peso de la formula mínima o empírica:A = 12 x 12,00 + 26 x 1,00 + 1 x 16,00 = 186,00 luego:186,00 x n = 186,00 n= 186,00/ 186,00= 1,00

Si n es mayor que 1 entonces se deberá proceder de la siguiente manera:Un compuesto cuyo peso molecular es 120 (dato experimental), Su composición porcentual es C= 60,0% H=13,33% O=26,67% entonces:

C= 60,0g/12,0g/at.-g = 5,0 at.-g H=13,33g/1g/at.-g= 1at.-gO=26,67g/16,0g/at.-g= 1,67 at.-g

O=1,67 at.-g/1,67 at.-g= 1,00 C=5,0at.-g/ 1,67 at.-g = 2,99 at.-g (3,00)H=13,33at.-g/ 1,67 at.-g =7,98 at.-g (8,00)

La formula mínima es: C3H8O Entonces el peso molecular de la formula mínima es A = 60,0 luego: A x n = 120,00 y 60,0 x n = 120O sea que, n= 2,0

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(C3H8O) x n = 120 C6H16O2 = 120,0

SOLUCIONES

INTRODUCCIÓN

Una mezcla de dos o más componentes puede dar como resultado un sistema homogéneo o heterogéneo. los primeros, formados por una sola fase, y cuyas propiedades a veces, difieren enormemente de los componentes que le dieron origen , reciben el nombre de soluciones.

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más componentes.

Según el estado de agregación de los componentes de la solución, esta puede ser gaseosa sólida o líquida.

SOLUCIONES GASEOSAS

Se forman cuando se disuelve un gas en otro. Un ejemplo de este tipo de soluciones es el aire, que a grandes rasgos está formada por oxígeno (21%) y nitrógeno (79%).

SOLUCIONES SÓLIDAS

Son de enorme importancia práctica, ya que constituyen una elevada proporción de las sustancias denominadas aleaciones. Una aleación puede

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definirse como una combinación de dos o más elementos que posee propiedades metálicas. Por ejemplo el latón, aleación de cobre y cinc.

SOLUCIONES LIQUIDAS

Dado que gran cantidad de reacciones químicas de aplicación práctica en diversos métodos analíticos cuali y cuantitativos ocurren en solución líquida centraremos en ellas especial atención. Las soluciones líquidas se forman cuando se disuelve una sustancia en cualquiera de sus tres estados en un líquido, cuando el líquido es el agua la solución se denomina acuosa. En el estudio de las soluciones es útil emplear el término soluto y disolvente. En general se suele llamar disolvente o solvente a la sustancia más abundante y soluto a la menos abundante. Empero estos términos pueden intercambiarse si así conviene, un ejemplo de ello es el ácido sulfúrico y agua, el ácido se considera como soluto y en realidad las moléculas de este se encuentran en mayoría y las del agua en minoría.

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

Con este nombre se refiere a la proporción que existe entre las cantidades de soluto y solvente.

Concentración = Partes de soluto / Partes de solvente

Si la cantidad de soluto que posee una solución es relativamente baja, se dice que la solución es diluida, por el contrario si la cantidad de soluto es alta, estamos en presencia de una solución concentrada, en realidad no existe un límite definido entre ambos tipos de soluciones, por lo que esta clasificación es un tanto arbitraria. Recordemos que si la cantidad de soluto es la máxima que puede admitir un solvente, la solución se denomina saturada.

SOLUBILIDAD

Es la máxima concentración alcanzada de un soluto en un disolvente. Esencialmente depende de tres factores:

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a.- Naturaleza del soluto.b.- Naturaleza del solvente o disolvente.c.- Temperatura.

VELOCIDAD DE DILUCIÓN

La velocidad de dilución determina el tiempo que tarda un sólido en formar parte de la solución, una vez puesto en contacto con el solvente. Depende de los siguientes factores:

a.- Tamaño de los gránulos de sólido:b.- Temperatura:c.- Agitación:

CURVA DE SOLUBILIDAD

En general las sustancias sólidas son más solubles con el aumento de la temperatura y no son afectadas en gran medida por la presión. La curva de solubilidad representa la variación de la solubilidad con la temperatura y se construyen utilizando tablas, en las que se especifica el soluto y el solvente de que se trata. La curvas de solubilidad se trazan en un sistema de ejes coordenados, en donde en abscisas se representa la temperatura y en ordenadas la solubilidad. La solubilidad se expresa en gramos de soluto por cada 100 gramos de agua.

Ejemplo: Temperatura ( ºC) Soluto (g/100 g H2O) 0 10 20 30 40 50 A 50 70 85 100 130 150 B 60 60 60 60 60 60 C 110 90 80 65 45 25

La sustancia A muestra un aumento de la solubilidad con la temperatura.La sustancia B, no presenta cambios en la solubilidad con la variación de temperatura.La sustancia C muestra una disminución de la solubilidad con la temperatura.

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FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Muchas de las propiedades de las soluciones, por ejemplo intensidad cromática, dulzor del agua azucarada, etc. depende de la concentración de la misma, la cual puede expresarse de distintas formas:

UNIDADES QUÍMICAS

a.- Fracción molar (X)

Es la razón de los moles de un componente y el número total de moles de la solución. Se designa con la letra X. La suma de las fracciones molares de los componentes presentes debe ser igual a la unidad.

b.- Molaridad (M)

Molaridad de un soluto, es el número de moles de este, que contiene un litro de solución, se designa con la letra M.

c.- Formalidad (F)

Representa el número de pesos formula - gramo de soluto que contiene un litro de solución, se designa con la letra F. Numéricamente no existe ninguna diferencia entre el peso formula y el peso molecular, en los casos que el soluto se encuentra en solución en formas de moléculas simples, pero en casos de solutos que se disocian (iónicos) o se asocian (polímeros), las fórmulas no representan la composición de una molécula, por lo que en esos casos no resulta del todo apropiado denominar peso molecular el peso que surge de sumar solamente el peso de los elementos integrantes de su fórmula, multiplicados por sus subíndices, por ello en su reemplazo se define el peso formula y en consecuencia la formularidad, reemplaza a la molaridad.

d.- Molalidad (m)

Molalidad de un soluto, es el número de moles de este, por cada 1000 gramos de disolvente, se designa con la letra m.

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e.- Normalidad (N)

Normalidad de un soluto, es el número de equivalentes gramos de este, por litro de solución, se designa con la letra N.

UNIDADES FÍSICAS

a.- Porcentaje de soluto

Los químicos expresan con frecuencia la composición de las soluciones en porcentajes. Esta costumbre desafortunada, conduce a cierta ambigüedad, ya que la composición centesimal de una solución puede expresarse de varios modos. Los 3 más comunes son los siguientes:

Tanto por ciento peso en peso

% (p/p) = (peso de soluto/peso de solución) . 100

Tanto por ciento en volumen

% (V/V) = (volumen de soluto/volumen de solución) . 100

Tanto por ciento peso - volumen

% (P/V) = (peso de soluto/volumen de solución) . 100

La primeras son independiente de las unidades de peso o volumen empleadas para definirlas, en cambio en la tercera el peso de soluto debe expresarse en gramos y el volumen de la solución en mililitros. El porcentaje en peso tiene la gran ventaja de ser independiente de la temperatura, mientras que los otros porcentajes no lo son, por esta razón se utiliza se utiliza mucho más.

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La concentración de los reactivos que se encuentran en el comercio como soluciones acuosas suelen expresarse por sus porcentajes en peso. Así por ejemplo un ácido nítrico concentrado del 70% significa que contiene 70 gramos de ácido nítrico por cada 100 gramos de solución. Tanto porciento peso en volumen se suele emplear para indicar la concentración de soluciones acuosas diluidas de los reactivos sólidos, así una solución de nitrato de plata al 5%, se prepara disolviendo en agua destilada 5 gramos de dicha sal y completar luego hasta 100 ml de solución con agua destilada. Para evitar este tipo de incertidumbre debe indicarse el tipo de porcentaje empleado.

b.- Parte por millón (ppm) Se usa para referirse a concentraciones de soluciones muy diluidas, en estas soluciones el empleo de los tanto por ciento, resulta incómodo a causa del número de ceros que son necesarios para situar la coma decimal. Se designa cono ppm y su definición es la siguiente:

ppm = (peso de soluto/peso de solución) x 1.000.000

Si la solución es acuosa (densidad aproximadamente igual a 1 g/ml), se puede expresar como miligramos por litro de solución.

DILUCIÓN

Con este nombre se denomina a la operación que se realiza cuando se agrega solvente sobre un volumen determinado de una solución concentrada, pasando así a una más diluida. Generalmente esta operación se realiza en un matraz aforado, en el cual una vez agregada la solución a diluir se completa con solvente hasta llegar al aforo del mismo. En este tipo de operación generalmente el objetivo es determinar que volumen de la solución más concentrada se debe tomar para preparar la solución más diluida, cuyo volumen y concentración se preestablecieron de acuerdo a las necesidades. Llamaremos C1 a la concentración de la solución a diluir (más concentrada), C2 a la concentración de la solución a preparar, que como ya se dijo se preestablecen de acuerdo a las necesidades, junto con el volumen de la misma V2.

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El volumen de la solución más concentrada V1 (a diluir) se calcula mediante un simple cálculo que veremos a continuación. Dado que en la dilución se agrega solvente puro, la cantidad de soluto no sufre modificaciones y esa constancia es la que emplearemos para el cálculo.

Recordemos que:

Concentración = Cantidad de soluto/ Volumen de la solución.

Despejando cantidad de soluto queda:

Cantidad de soluto = Concentración/ Volumen de la solución.

Aplicándolo a ambas soluciones queda:

V1 x C1 = Cantidad de soluto en la solución 1

V2 x C2 = Cantidad de soluto en la solución 2

y como

Cantidad de soluto en la solución 1 = Cantidad de soluto en la solución 2

V 1 x C1 = V2 x C2

(1)

C1: Conocido, a diluir.V1: A calcular.C2: Preestablecido según necesidad.V2: Preestablecido según necesidad.

Despejando de (1), V1 queda: V1 = V2 x C2

C1

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Ahora solo resta medir el volumen V1 (calculado) y completar el volumen hasta V2. La concentración se puede expresar en Molaridad, Normalidad, Formalidad o % P/V, pero siempre se debe tener la precaución de que ambas concentraciones se expresen en las mismas unidades.

PARTE PRÁCTICA

UNIDADES FÍSICAS

PORCENTAJE DE SOLUTO

a.- Tanto porciento peso en peso:

% (p/p) = (peso de soluto/peso de solución) . 100

a.1.- Se disolvieron 35 g de KOH en suficiente agua para completar 180 g de solución. Calcular su concentración expresada en % p/p.

180 g solución --------------------- 35 g KOH 100 g solución --------------- x = 19,44 g KOH

Respuesta: 19,44 % p/p.

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b.- Tanto porciento volumen en volumen:

% (v/v) = (volumen de soluto/volumen de solución) . 100

b.1.- Se mezclan 65 ml de etanol con 250 ml de agua. Si no se produce contracción ni expansión de volumen, expresar su concentración en % v/v.

Volumen total = volumen de etanol + volumen de agua = 65 ml + 250 ml = 315 ml

315 ml solución -------------------- 65 ml etanol 100 ml solución --------------- x = 20,63 ml etanol

Respuesta: 20,63 % v/v.

c.- Tanto porciento peso en volumen:

% (p/v) = (peso de soluto/volumen de solución) . 100

c.1.- Se disuelven 49 g de NaOH en cantidad de agua suficiente para completar 450 ml de solución. Expresar la concentración en % p/v.

450 ml solución -------------------- 49 g NaOH 100 ml solución -------------- x = 10,89 g NaOH

Respuesta: 10,89 % p/v

INTERCORVERSION DE UNIDADES

Si se desea convertir expresiones de concentración expresadas de manera diferente (una en masa y otra en volumen) es necesario contar con la densidad.

Ejemplos:

a.- Se tiene una solución 27 % p/v cuya densidad es 1,80 g/ml, expresar su concentración en % p/p.

1 ml solución ------------------- 1,80 g 100 ml solución --------------- x = 180 g

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180 g solución --------------------- 27 g soluto 100 g solución --------------- x = 15 g soluto

Respuesta: 15 % p/p.

Si se desea pasar de concentración expresada % p/p a % p/v se debe recorrer el camino inverso.

b.- Se tiene una solución 15 %p/p cuya densidad es 1,80 g/ml, expresar su concentración en %p/v.

1,80 g solución --------------------- 1 ml solución 100 g solución -----------------x = 55, 5 ml solución

55,5 ml solución --------------------- 15 g soluto 100 ml solución ---------------- x = 27 g soluto

Respuesta: 27 % p/p.

UNIDADES QUÍMICAS

FRACCIÓN MOLAR

a.- Se tiene una solución que contiene 1 ml de ClNa y 6 moles de agua. Calcular la fracción molar del ClNa y el H2O

La fracción molar del ClNa será:

XClNa = moles de ClNa/moles totales

XClNa = 1/1 + 6 = 1/7

La fracción molar del H2O será:

XH2O = moles de H2O/moles totales

XH2O = 6/1 + 6 = 6/7

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Luego: XClNa + XH2O = 1

1/7 + 6/7 = 1

MOLARIDAD

a.- Cuantos gramos de CO3Na2 son necesarios para preparar 350 ml de una solución 1,8 M.

1000 ml --------------------------- 1,8 mol 350 ml ----------------------- x = 0,63 mol

Ahora solo resta trasformar los moles a gramos.

1 mol CO3Na2 -------------------- 106 g 0,63 mol CO3Na2 -------------- x = 66,78 g

Por lo tanto, habrá que pesar 66,78 g y completar hasta 350 ml de solución.

b.- Calcular la molaridad de una solución que contiene 39 g de CO3Na2 en 250 ml de solución.

Respuesta: Primeramente calculamos cuantos gramos de CO3Na2 hay en 1000 ml de solución, y luego solo nos resta transformar esos gramos a moles.

250 ml solución --------------------- 39 g CO3Na2

1000 ml solución ---------------- x = 156 g CO3Na2

106 g CO3Na2 ---------------------- 1 mol 156 g CO3Na2 ---------------- x = 1,47 mol

Por lo tanto esa solución será 1,47 M.

c.- ¿Cuantos mililitros de una solución de H2SO4 2,5 M son necesarios para disponer de 15 g de dicho ácido?

1 mol H2SO4 = 98 g

1 mol H2SO4 ------------------------ 98 g

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2,5 mol H2SO4 ---------------------- x = 245 g

245 g H2SO4 -------------------------- 1000 ml 15 g H2SO4 ---------------------- x = 61,22 ml

En 61,22 ml de solución se encuentran los 15 g de H2SO4.

d.- Calcular la molaridad de una solución de HCl 37 % p/p, densidad 1,19 g/ml

Primero calculamos el peso de 1000 ml de solución mediante la densidad.

1 ml solución ------------------ 1,19 g 1000 ml solución ---------------- x = 1190 g Por medio de la riqueza calcularemos la cantidad de HCl puro que se encuentran en los 1190 g.

100 g solución -------------------- 37 g HCl puros 1190 g solución ----------------- x = 44,3 g HCl puros

Ahora pasamos los 44,3 moles a gramos:

36,5 g HCl -------------------------- 1 mol 44,3 g HCl ----------------------- x = 12 moles

El resultado dice que la solución contiene 12 moles de HCl por litro de solución, de lo cual se desprende que dicha solución es 12 M.

e.- ¿Que cantidad de HCl, riqueza 32 % p/p, densidad 1,10 g ml es necesario medir para prepara 500 ml de solución 6 M.?

1000 ml solución -------------------- 6 moles HCl 500 ml solución ------------------ x = 3 moles HCl

Necesitamos 3 moles de HCl. Pasaremos esos moles a gramos.

1 mol HCl ------------------------- 36,5 g 3 moles HCl -------------------- x = 109,5 g

Por medio de la riqueza veremos en que cantidad de solución se encuentran esos 109,5 g de HCl.

32 g HCl puros ----------------- 100 g solución

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109,5 g HCl puros ------------ x = 342,19 g solución

Por medio de la densidad pasaremos los 342,19 g de solución a ml.

1,10 g solución --------------------- 1 ml 342,19 g solución --------------- x = 311,08 ml Para preparar dicha solución se debe medir 311,08 ml de dicho ácido y completar a 500 ml de solución con agua destilada.

1.- Se dispone de un HCl 35 % p/p, densidad 1,15 g/ml. ¿Calcular la cantidad de HCl puro que hay en 45 ml de dicho ácido?

1 ml ------------------------------- 1,15 g solución 45 ml ----------------------------x = 51,75 g solución.

100 g solución ------------------- 35 g HCl puro 51,75 g solución ------------- x = 18,11 g HCl puro

Respuesta: 18,11 g

2.- Que cantidad del ácido del ejercicio anterior se necesita para dispones de 25 g de HCl puro.

35 g HCl puro ----------------------- 100 g solución 25 g HCl puro ------------------ x = 71,43 g solución

Para pasarlo a volumen usamos la densidad.

1,15 g solución ---------------------- 1 ml 71,43 g solución --------------- x = 62,11 ml

Respuesta: En 62,11 ml se encuentran los 25 g de HCl puro buscados.

NORMALIDAD La resolución de problemas que involucran normalidad es similar a los ya vistos en los ejemplos anteriores para molaridad con la única diferencia que en lugar de trabajar con moles se lo debe hacer con número de equivalentes.

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a.- ¿Cuantos gramos de SO4Na2 son necesarios para preparar 600 ml de una solución 0,75 N?

1000 ml solución -------------------- 0,75 equiv. 600 ml solución ----------------- x = 0,45 equiv.

Peso equivalente SO4Na2 = mol / Valencia total del catión o anión = 142 / 2 = 71 g.

1 equiv. SO4Na2 --------------- 71 g 0,45 equiv. SO4Na2 ------------ x = 31,95 g

Respuesta: Disolviendo 31,95 g de SO4Na2 hasta completar 600 ml de solución se logra una solución 0,75 N.

b.- Calcular la normalidad de una solución que contiene 23 g de Ba(OH)2 por cada 400 ml de solución.

En primer lugar calculamos los gramos de soluto por litro de solución y luego transformamos los gramos a equivalentes.

400 ml solución --------------------- 23 g Ba(OH)2

1000 ml solución -----------------x = 57,5 g Ba(OH)2

Peso equivalente del Ba(OH)2 = mol / número de OH- = 171,3/2 = 85,65 g

85,65 g Ba(OH)2 --------------------- 1 equiv. 57,5 g Ba(OH)2 ---------------x = 0,67 equiv.

Respuesta: Esta solución contiene 0,67 equivalentes de Ba(OH)2 por litro de solución, por lo tanto es 0,67 N.

c.- ¿Cuantos mililitros de una solución 1,5 N de H2SO4 son necesarios para disponer de 42 g de dicho ácido?

Peso equivalente del H2SO4 = mol / número de H+ = 98/2 = 49 g

1 equiv. H2SO4 ----------------- 49 g 1,5 equiv. H2SO4 -------------- x = 73,5 g

73,5 g H2SO4 ----------------------- 1000 ml solución 42 g H2SO4 ------------------ x = 571,42 ml solución

Respuesta: En 571,42 ml de solución se encuentran los 42 gramos buscados.

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d.- Calcular la normalidad de una solución de H2SO4 98 p/p, densidad 1,98 g/ml.

Primero calculamos el peso de 1000 ml de solución mediante la densidad.

1 ml solución ----------------- 1,98 g 1000 ml solución -------------- x = 1980 g

Por medio de la riqueza calculamos la cantidad de H2SO4 puro.

100 g solución -------------------- 98 g H2SO4 puro 1980 g solución ----------------- x = 1940,4 g H2SO4 puro

Ahora pasamos los 1940,4 g a equivalentes.

49 g H2SO4 ------------------- 1 equivalente. 1940,4 g H2SO4 ---------------- x = 39,6 equivalentes.

Respuesta: Por cada 1000 ml de solución hay 39,6 equivalentes, por lo tanto dicha solución es 39,6 N.

e.- Que cantidad de H2SO4 de las mismas características del ejemplo anterior se requiere para preparar 500 ml de solución 6 N.

1000 ml solución -------------------- 6 equivalentes 500 ml solución ---------------- x = 3 equivalentes

Se necesitan 3 equivalentes, pasaremos esos equivalentes a gramo.

1 equivalente H2SO4 ------------------ 49 g 3 equivalentes H2SO4 ----------- x = 147 g

Por medio de la riqueza veremos en que cantidad de solución se encuentran los 147 g de H2SO4

98 g H2SO4 puro -------------------- 100 g solución 147 g H2SO4 puro ---------------- x = 150 g solución

Para pasarlo a volumen utilizamos la densidad.

1,98 g solución --------------------- 1 ml 150 g solución ------------------ x = 75,76 ml

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Respuesta: Para preparar dicha solución se debe medir 75,76 ml del H2SO4 y completar hasta 500 ml con agua destilada.

ESTEQUIOMETRIA

Comentario previo.El alumno debe iniciar el análisis del tema Estequiometria, con una revisión de conocimientos necesarios para la correcta resolución de los problemas estequiometricos (el ayudante previamente al desarrollo del seminario efectuara la parte mas relevante de la revisión). .

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Como el desarrollo de estos tópicos alcanzaría una extensión excesiva; (son tópicos cuya consulta se puede realizar en muchos textos), se ha resuelto dar una lista con los mas significativos, con el fin de orientar al alumno para una mejor preparación.Se necesita conocer:Unidades de medida de. Masa, volumen, longitud, densidad, peso especifico, temperatura, presion, etc.Definiciones de: densidad, densidad relativa, peso especifico, peso especifico relativo, peso atómico absoluto y relativo, peso molecular absoluto y relativo, átomo gramo, mol, etc.Leyes de: los gases ( Boyle, Charles- Gay Luzca, Dalton, etc), de Faraday de la electrolisis, principio de Avogadro, de Conservación de la masa y energía, de las Proporciones Definidas o Constantes, de las Proporciones múltiples, etc.Métodos de igualación de ecuaciones químicas. Debe tenerse en cuenta que el primer paso en todo calculo estequiometrico, es plantear la ecuación química correctamente igualada. Una ecuación incorrectamente igualada jamás permitirá una solución correcta.IntroducciónSe ha considerado que el alumno puede realizar el esfuerzo necesario para resolver los problemas que se le plantean. Para poder llevar a acabo una reacción química, sobre todo si esta debe producirse con una velocidad adecuada para el propósito perseguido, es necesario que las moléculas, átomos o iones choquen entre si para dar lugar a la transformación esperada.

Es obvio que se persigue una mezcla intima de las sustancias que han de reaccionar. Tal situación se logra en fase gaseosa o bien en una disolución. Como el manejo de gases es algo difícil, y además el numero de sustancias gaseosas no es muy elevado, se comprende que la mayoría de las reacciones que tienen lugar en la industria, y la casi totalidad de las que se realizan en laboratorios, se producen a partir de sustancias en disolución.Resulta entonces imprescindible conocer exactamente la proporción de la sustancia disuelta en la disolución, es decir, su concentración, para calcular la cantidad de sustancia en la reacción química, a partir de la disolución, o bien para conocer, calculo mediante, el volumen que contiene la cantidad de sustancia necesaria a tomar de la disolución.

En una disolución de una sustancia en otra, la sustancia disuelta se denomina SOLUTO. La sustancia en donde se disuelve el soluto se denomina SOLVENTE o DISOLVENTE. Cuando la cantidad relativa de una sustancia en una disolución es mucho mayor que la otra, la sustancia presente en mayor cantidad es considerada generalmente como disolvente o solvente. Cuando las cantidades relativas de las

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dos sustancias son del mismo orden de magnitud resulta difícil, y de hecho arbitrario, especificar que sustancia es el disolvente.

Término que expresa la

concentraciónSímbolo

Forma de expresar el

soluto

Forma de expresar el solvente o

soluciónRelación

Formalidad F

Peso formula gramo de

soluto Litros de solución

Peso formula gramo de soluto / l de solución

Molaridad M Moles de soluto

Litros de soluciónmoles de

soluto / l de solución

Molalidad M Moles de soluto

1000 g de solventeMoles de soluto

/1000 g de solvente

Fracción Molar X Moles de soluto

Moles de solventemoles de soluto

/ moles de soluto + moles

de solvente

Normalidad NEquivalentes

gramo de soluto

Litros de soluciónEquivalentes

gramo de soluto / l de solución

Porcentaje en peso

% P/ P Gramos de soluto

100 g de solución100 x (Gramos

de soluto / 100 g de solución)

Porcentaje en volumen

% P/V Gramos de soluto

100 ml de solución100 x (Gramos de soluto / 100 ml de solución)

Este cuadro incluye las formas mas comunes de expresión de la concentración en la soluciones. No existe relación matemática entre la concentración de una disolución y su densidad, si bien, en general existe una relación tal entre ambas que, a cada concentración corresponde una densidad y cada densidad corresponde a una sola

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concentración. Esta relación se conoce para distintas sustancias y conocida su densidad puede hallarse la concentración correspondiente.Una relación que sigue usándose aun en la industria es la de dar la concentración de algunas sustancias en grados Baumè. La escala Baumè en realidad es una escala de densidades tomando puntos fijos de la misma, el agua pura y una disolución al 10% de NaCl.

ESCALA BAUMEPara líquidos mas densos que el agua

Densidad de agua pura = 0º BèDensidad de NaCl 10% = 10º Bè

Para líquidos menos densos que el agua

Densidad de agua pura = 10º BèDensidad de NaCl 10% = 0º Bè

La relación entre grados Baumè y la densidad, depende de la temperatura. Para temperaturas de 15,5ºC se han establecido las siguientes relaciones:

º Bè = 145 – 145 / dens. ºBè = grados Baumè

dens. = 145 / 145 - º Bè dens. = densidad relativa de la solución respecto del agua a la misma temperatura.

Para líquidos menos densos que el agua

º Bè = 140/ dens – 130. ºBè = grados Baumè

dens. = 140 / 130 + º Bè dens. = densidad relativa de la solución respecto del agua a la misma temperatura.

EJERCICIOS

1. Que masa de tetracloruro de carbono va a alojar un tanque de 1500 litros

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de capacidad, sabiendo que la densidad del CCl4 es 1,60 g/ml2) Es necesario determinar la densidad de una solución. Para ello se utiliza un recipiente de vidrio que pesa 20,2376 g cuando esta vacío y 20,3102 g cuando se llena con agua a 4ºC hasta una señal grabada. El mismo recipiente se seca después y se llena con la disolución hasta la misma señal a 4ºC. El recipiente pesa ahora 20,3300 g ¿Cuál es la densidad de la disolución?3) El ácido sulfúrico utilizado en los acumuladores de plomo tiene un peso especifico de 1,283g/ ml y contiene 38% en peso de H2SO4 ¿Cuántos gramos de de ácido puro contiene un litro de ácido de batería?4) a) Calcular el peso de HNO3 puro por ml del ácido concentrado con 69,8% en peso de HNO3 b) Calcular el peso de HNO3 puro en 60ml de ácido concentrado c) ¿Qué volumen del ácido concentrado contiene 63,0g de HNO3

puro?

Un aspecto muy importante que se ha de plantear a continuación, es el cálculo de la masa de una sustancia correspondiente al Equivalente Químico de dicha sustancia.Es un dato muy importante y resulta imprescindible si se ha de preparar o trabajar con soluciones normales (N).Al iniciar el análisis de este tema se da por sabido lo referente a Peso Equivalente de los elementos.Las soluciones normales involucran fundamentalmente cuatro grandes tipos de sustancias a saber:

I) Ácidos II) BasesIII) Sales IV) Sustancias oxidantes o reductoras.

Previamente indiquemos que:1 EQUIVALENTE QUIMICO de la sustancia A = PESO EQUIVALENTE de la sustancia A.

I) ACIDOS

Peso Equivalente = Peso formula gramo / nº de H+ reemplazables

a) HCl en reacción con NaOH: HCl + NaOH -------> NaCl + H2O H+ + HO- -----> H2O , reacción de neutralización

Peso formula gramo de HCL = 36,5g Peso Equivalente = 36,5g / 1 = 36,5g HCl

36,5g HCl = Peso Equivalente HCl = 1 equivalente químico de HCl = = 1 peso formula gramo (1 F) = 1 Mol (M)

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b) Para:H2SO4 + 2 NaOH -------> NaHSO4 + H2O (realizar un análisis similar al anterior)

c) H2SO4 + 2 NaOH -------> Na2SO4 + 2 H2O

(realizar un análisis similar al anterior)

d) H3PO4 + NaOH -------> NaH2PO4 + H2O

(realizar un análisis similar al anterior)

e) H3PO4 + 2 NaOH -------> Na2HPO4 + 2 H2O

Peso formula gramo de H3PO4 = 98,0g; Peso Equivalente 98,0g / 2 = 49,0g H3PO4

49,0g H3PO4 = Peso Equivalente H3PO4 = 1 equivalente químico de H3PO4 = 0,5 peso formula gramo (0,5 F) = 0,5 Mol (0,5 M)

f) H3PO4 + 3 NaOH -------> Na3PO4 + 3 H2O(realizar un análisis similar al anterior)

II) BASES

Peso Equivalente = peso formula gramo / nº de OH- reemplazables

a) NH4Cl en reacción con NaOH

NH4Cl + NaOH -------> NaCl + NH3 + H2O

Peso formula gramo de NH4Cl = 53,5g Peso Equivalente = 53,5g / 1 = 53,5g

53,5g de NH4Cl = Peso Equivalente de NH4Cl = 1 Equivalente Químico de NH4Cl = 1 peso formula gramo (1F) = 1 Mol (1M)

b) NaHCO3 + NaOH -------> Na2CO3 + H2O

Peso formula gramo NaHCO3 = 84,0g; Peso Equivalente = 84,0g / 1 = 84,0g

84,0g de NaHCO3 = Peso Equivalente NaHCO3 = 1 Equivalente Químico de NaHCO3 = 1 peso formula gramo (1 F) = 1 Mol (1 M)

c) K2CrO4 + 2 AgNO3 -------> Ag2CrO4 + 2 KNO3

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(realizar un análisis similar al anterior)

III) SUSTANCIAS OXIDANTES O REDUCTORAS

Peso Equivalente = peso formula gramo (oxidante o reductora) / nº de electrones(ganados o cedidos)

a) KMnO4 en medio acido: MnO4- + 8 H+ + 5 e- -------> Mn+2 + 4 H2O

peso formula gramo de KMnO4 = 158,0g Peso Equivalente = 158,0g / 5 = 31,6g

31,6g KMnO4 = peso equivalente de MnO4- = 1 equivalente químico de MnO4

- =

1 / 5 peso formula gramo = (0,2 F) = 1 / 5 Mol (0,2M)

b) a) KMnO4 en medio alcalino: MnO4- + 4 H2O + 3 e- -------> MnO2 + 4 OH-

Peso Equivalente = 158,0g / 3 = 52,67g

52,67g KMnO4 = peso equivalente de MnO4- = 1 equivalente químico de MnO4

- =

1 / 3 peso formula gramo = (0,33 F) = 1 / 3 Mol (0,33M)

Con el concepto de Equivalente Químico esta asociado el de submúltiplo: “miliequivalente”.

supóngase que se considera el HClO4 : Su peso molecular gramo es:

Cl: 1 x 35,5 = 35,3O : 4 x 16,0 = 64H : 1 x 1,0 = 1,0

entonces es = 100,5g

Su peso equivalente = 100,5g / 1 = 100,5g1 equivalente químico de HClO4 = 100,5g de HClO4

1 miliequivalente de HClO4 se considera la milésima parte; luego será:1 equivalente químico = 1000 miliequivalentes (meq)entonces, 1 meq = 0,1005g de HClO4

Ejemplo:Se neutralizan 20ml de una solución de HClO4 cuya concentración se desconoce, con 25,5ml de una solución de NaOH 0,1225N ¿Se desea conocer cuantos gramos de HClO4 hay en los 280ml de solución que se dispone?

Peso equivalente de HClO4 = 100,5g / 1 = 100,5g

39QUÍMICA INORGÁNICA

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Peso equivalente de NaOH = 40,0g / 1= 40,0guna solución de NaOH 0,1225N, por definición es aquella que tiene 0,1225 Eq/ l o 122,5 meq/ l

1000ml de sol. --------- 122,5 meq1ml -------- x = 0,1225 meq Si sabemos que para 1 equivalente

quimico de HClO4 necesitamos de 1equivalente químico de NaOH, por lo tanto para 1 meq de HClO4 hemos de necesitar 1 meq de NaOH.

1 ml de NaOH 0,1225N ------------ 0,1225 meq22,5 ml ------------------------------- x = 2,75625 meq Luego 2,75625 meq. de NaOH deben haber reaccionado con otros tantos meq. de HClO4

1 meq. de HClO4 ---------------------- 0,1005g de HClO4

2,75625 meq. ------------------------ x = 0,277g de HClO4

Ejemplo: Como complemento al tema de concentraciones, se desarrolla un problema sobre H2O2. Calcular a) Molaridad b) Normalidad c) % P/V, del H2O2 de 10 volúmenes. Para resolverlo, es necesario tener en cuenta que si el agua es de 10 volúmenes, significa que el volumen de oxigeno en CNPT que se libera en la descomposición del H2O2 en un volumen cualquiera de la disolución, es 10 veces el volumen de esta.

2 H2O2 -----------> 2 H2O + O2

10 litros de O2 (CNPT) / 1 litro de solución10 l de O2 (CNPT) ------------ x = 0,4464 mol de O2

1 mol de O2 --------------- 2 mol de O2

0,4464 mol de O2 ------- x = 0,8928 mol. de O2

como oxidante:H2O2 + 2 H+ + 2 e- -----------> 2 H2O

Peso molecular ( PM) de H2O2 :

H : 2 X 1,0 = 2,0O : 2 X 16,0 = 32

PM = 34

peso equivalente de H2O2 = 34,0g / 2 = 17,0g

1 mol/l H2O2 ----------- 2 eq/ l0,8928 mol/l H2O2------ x = 1,7856 eq/l (N)

en 1000ml ------------ 1,7856 eq.en 100ml---------------- 0,17856 eq.

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0,17856 eq. x 17 g/ eq = 3,0355 g/ 100ml

luego : H2O2 de 10 volúmenes tiene una concentración del 3% P/V.

Se llaman escalas volumétricas de concentración a aquellas que las concentraciones se expresan en función de la cantidad de soluto por un volumen fijo de disolución.Son ejemplos: Molaridad (moles de soluto/ litro de solución), Formalidad (peso formula gramo de soluto/ litro de solución), Normalidad (equivalente gramo de soluto/ litro de solución), % P/V ( gramos de soluto/ 100ml de solución), Cuando la concentración se expresa en una de estas escalas, la cantidad de soluto contenido en un volumen determinado de la disolución es igual al producto del volumen por la concentración.Cantidad de soluto disuelto = concentración x volumen

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 300ml de una solución 3% P/V ?

g NaCl = 3g/ 100ml x 300ml = 9,0g de NaCl

Problemas de diluciónCuando se diluye una disolución, el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la cantidad total de soluto es constante. Por ello, dos disoluciones de concentraciones diferentes pero que tienen las mismas cantidades de soluto, estarán relacionadas entres si del modo siguiente:

(Cantidad de soluto disuelto)1 = (Cantidad de soluto disuelto)2

Volumen1 x Concentracion1 = Volumen2 x Concentracion2

Si se conocen tres cualquiera de los términos de la ecuación anterior, se puede calcular el cuarto. Las magnitudes en ambos miembros de la ecuación deben expresarse en las mismas unidades.

Ejercicios

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1) Es necesario disponer de una disolución de nitrato de plata que contenga una concentración de 0,075 meq/ ml.a) A que volumen deberá diluirse una solución de nitrato de plata que tiene 0,800 meq/ ml, si se parte de un volumen de 60ml.b) ¿Cuál es la concentración resultante, si por error 60ml de disolución de 0,800meq/ ml se han diluido a 500ml ?

2) ¿A que volumen se ha de diluir 1 litro de agua oxigenada de 30% P/V si la concentración deseada es de 10% P/V ?

REGLA DE LAS MEZCLAS

En una planta industrial se dispone de una solución de KOH; su concentración es de 5,66% P/V.Normalmente en la planta se compra una solución de KOH cuya concentración es de 50,80 %P/V y se diluye de manera que su concentración sea de 36,00% P/V.El problema es en que proporción se deben mezclar ambas soluciones (de 5,66% y 50,80%) para obtener una concentración de 36,00% P/V.

5,66 50,80 - 36,00 = 14,80 partes de 5,66%

36,00

50,80 36 - 5,66 = 30,34 partes se 50,80%

Según el esquema planteado, para poder obtener una solución de 36,00% P/V a partir de una de 5,66% y otra de 50,80%, se deberán mezclar en la proporción siguiente:

14,80 partes de solución de 5,66% + 30,34 partes de solución de 50,80%

óxido-reducion

Las reacciones de óxido-reducción son las que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Los métodos comúnmente usados para el balanceo de estas ecuaciones, a saber son, el método de la media

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reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación. Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la media REDOX daremos unas definiciones importantes.

Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e - Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e - Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e - ) provocando la oxidación.

Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- ------> NO2 + H2O (Reducción)

N+5 + e- ------> N+4 (Reducción)

Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.

Ejemplo: C + 2H2O ------> CO2 + 4H+ + 4e- (Oxidación) C ------> C+4 + 4e-

(Oxidación) En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación).La oxidación y la reducción ocurren en forma simultánea y el numero de electrones cedidos es igual a los electrones captados en la reducción.

ESTADO DE OXIDACIÓN

Es necesario aclarar que el estado de oxidación no es lo mismo que la carga formal. Esta está basada en una descripción de la real distribución de la carga en una molécula o ion, para lo cual es necesario conocer la estructura y los tipos de enlaces involucrados. El estado de oxidación, es una propiedad mas

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sencilla que no necesita información sobre variables electrónicas del tipo de enlaces.

El estado de oxidación se calcula directamente de la formula misma, pero para asignar el estado de oxidación debemos considerar las siguientes reglas:

1 ) El estado de oxidación de un elemento libre sin combinar es cero. 2 ) El estado de oxidación del Hidrogeno en sus compuestos es +1, excepto

en el caso de los hidruros metálicos en donde es -1.3 ) La suma algebraica de los estados de oxidación positivos y negativos de

todos los átomos de un compuesto es igual a cero.4 ) La suma algebraica de los estados de oxidación positivos y negativos de

un ion iguala a la carga del ion.5 ) Muchos elementos tienen solamente un estado de oxidación ( además

de cero ). Otros tienen diversos números de oxidación6 ) En los compuestos iónicos binarios se iguala a la carga por átomo. Se

asigna teniendo en cuenta las respectivas electronegatividades.7 ) En compuestos no iónicos, los electrones que intervienen en la

formación del enlace no se transfieren completamente de un elemento a otro, sin embargo es convencional asignar cada electrón de enlace a un cierto átomo en particular. Si los átomos son de la misma clase, la mitad de los electrones de enlace se le asignan a cada uno de los dos átomos, si los átomos son distintos todos los electrones del enlace se asignan arbitrariamente a aquel que tiene mayor electronegatividad.

Método parcial de ion- electrón para igualar ecuaciones de óxido- reducción

1 ) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan los elementos que sufran variación del estado de oxidación.

2 ) Escribir una hemireaccion de oxidación. El elemento no deberá escribirse como un átomo libre o ion a no ser que exista realmente como tal.

3 ) Escribir una hemireaccion de reducción correspondiente.4 ) Igualar cada hemireaccion en cuanto al numero de átomos (igualar en

masa), en soluciones ácidas o neutras puede añadirse H2O o H+ para conseguir la igualación de átomos de hidrogeno y oxigeno. Los átomos de oxigeno se igualan primero. Por cada átomo de O en exceso en un miembro de la ecuación se asegura la igualación añadiendo H2O en el otro miembro. Si la solución es alcalina, puede utilizarse OH-. Por cada O en exceso en un miembro de la ecuación se asegura su igualación añadiendo H2O en el mismo

miembro y 2 OH- en el otro miembro. Si el H queda sin igualar después de esto, se añade un OH- por cada H en exceso en el mismo miembro y un H2O en el otro miembro.

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5 ) Igualar cada hemireaccion en lo que a cargas se refiere poniendo los respectivos electrones en el primer o segundo miembro de la reacción.

6 ) Multiplicar cada hemireaccion por un numero tal que los electrones cedidos ( oxidación ) sean igual a los ganados ( reducción ), Luego proceder a la suma anulando todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.

7 ) Puede considerarse el punto anterior como el final del proceso, pero a los efectos de realizar cálculos en que intervengan masas de reactivos y productos hay que transformar la ecuación ionica en molecular.

8 ) Comprobar si la ecuación final esta equilibrada en masa y en carga.

Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:

I2 + HNO3 ------> HIO3 + NO + H2O (Molecular)

Se pasa a forma iónica;

I2 + H+NO3- ------> H+lO3

- + NO + H2O (Iónica)

2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

I2 lO3-

NO3- NO

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :

I2 2lO3-

NO3- - NO

4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:

o

I2 + 6H2O 2lO3-

NO3- ---- NO + 2 H2O

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5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.

o

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+

NO3- + 4H+ ------> NO + 2H2O

6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)

I2 + 6H2O 2lO3

- + 12H+ + 10 e- (oxidación) NO3

- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O (reducción)

Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos alcalinos).

Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH-

como H+ haya. Combinar los H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”. Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO3).

7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.

3 x (I2 + 6H2O ----- 2lO3- + 12H+ + 10e-)

10 x (NO3- + 4H+ + 3e- ------ NO + 2H2O)

3 I2 + 18 H2O - 6 IO3- + 36H+ + 30 e-

10NO3- + 40 H+ + 30 e - ------ 10 NO + 20 H2O

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8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.

3 I2 + 18 H2O ----- 6 IO3- + 36H+ + 30 e

10 NO3- + 40 H+ + 30 e- ------ 10 NO + 20 H2O

Reacción total:

3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3

- + 10NO + 2H2O

__ Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.

__ Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.

Ejemplo:

3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O

Ejercitacion:

1. Determinar el estado de oxidación de los átomos en:

Cl2 N2O FH SO2

SO4-2 P2O5 HMnO4 PbO2

H2O2 Ca+2 SiO2 TlCl

MgCrO4 P2O7H4 AsH3 IO4-

I3N Na2ZnO2 H2S KClO4

NH4+ Cl2S PF3 ClSbO

Na2S2O3 S4O6-2 KCr(SO4)2 H6TeO6

2. Establecer si existen cambios en los estados de oxidación en las siguientes reacciones e identificar los elementos correspondientes:

4 FeS2 + 11 O2 ---------> 2 Fe2O3 + 8 SO2

H2 + Cl2 ---------> 2 HCl

2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H2O2 -------> 2 MnSO4 +5 O2 +K2SO4 + 8 H2O

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REDOX

Utilizando el metodo del ion- electron formular las hemireacciones de oxidación, reducción y total.

1 ) MnO4- + H2O2 ------ medio sulfurico-------> Mn+2 + O2

2 ) Fe+2 + HNO3 ( dil. ) -------------------------> Fe+3 + NO3 ) I2 + S3O3

-2 ---------------------------- > I- + S4O6-2

4 ) CrO4-2 + SO3

-2 ----medio sulfurico------> Cr+3 + SO4-2

5 ) Fe+2 + HNO3 ( conc. ) -----------------------> Fe+3 + NO2

6 ) H2O2 + MnO4- ----medio alcalino---------> O2 + MnO2

7 ) Cr2O7-2 + Br- ----- medio acido -------------> Cr+3 + Br2

8 ) PbS + H2O2 ---------------------------------> SO4Pb + H2O

9 ) NO2NH4 ------------------------------------------- > N2 + H2O

10 ) FeS2 + O2 -------------------------------------- > Fe2O3 + SO2

11 ) Zn + NO3- ---- medio alcalino --------- > ZnO2

-2 + NH3

12 ) Cr2O7 ( NH4 ) -----------------------------------------> N2 + Cr2O3

Seminario Nº1

Numero de Avogadro-Mol-Volumen molar-UMA- Masa

atómica y Masa molecular relativa- Composición centesimal

1.- Cuantos at-g de Fe están contenidos en 39,9g de Fe2O3. Convertir estos at-g en g de Fe

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2.- Si una molécula de Fósforo es tetraatomica, calcular a) Nº de átomos contenidos en 1,5 moles b) Nº de moles de átomos c) masa en gramos de 1,13 x 1022 moléculas.

3.- Dado el siguiente compuesto Na2 SO4, calcular : a) masa, expresada en UMA de 2,3 x 1023 átomos de sodio. b) Nº de moles contenidos en 3,76 x 1025

UMA del compuesto. c) Nº de at- g de oxigeno y sodio contenidos en 1,6 moles del compuesto.

4.- La masa atómica del Cloro es 35,45. La masa del isótopo 3517Cl es 34,96885 y

la del isótopo 3717Cl es de 36,9659. Con estos datos averigüe cual es la

abundancia de cada isótopo en la naturaleza.5.- El tetrationato de sodio esta constituido por 17% de Na, 47,4% de S, y el resto

O. Determinar: a) Su formula empírica o mínima b) Su formula molecular, sabiendo que en 0,25 moles de la misma hay 9,035x1023 átomos de oxigeno.

6.- Calcular la masa expresada en gramos contenida en: a) 1,2 moles de: H2SO4

b) 2,13 litros de Nitrógeno en CNPT c) 1,3 at-g de Na d) 2,6x1024 moléculas de BaCl2 e) 2,3x1024 UMA de CuO f) 1,3x1023 átomos de Ca.

7.- Un adulto normal tiene en sangre 4,8x106 eritrocitos (glóbulos rojos) por mm3 y su volumen sanguíneo es de 5,0 litros ¿Cuántos eritrocitos, docenas de eritrocitos y moles de eritrocitos tiene en la sangre?

8.- Una muestra de un elemento tiene una masa de 150,44g y contiene 0,75 mol del elemento. ¿Cual es el elemento?

9.- a) determinar cuantos átomos conforman una molécula constituida por un solo elemento, sabiendo que su masa molecular relativa es igual a 48 y que cada átomo constituyente pesa 2,66x10-23g b) cual será la masa atómica relativa del elemento en cuestión c) identificar de que sustancia se trata.

10.- Se desconoce la atomicidad de las moléculas de la sustancia Xn, pero se conoce su masa molar ( MXn= 256 g/mol ) y se sabe que un átomo de X tiene una masa de 5,32x10-23g a) calcular la atomicidad de Xn b) indicar la formula molecular de la sustancia

11) Un oxido de hierro contiene 69,94% de hierro y 30,06% de oxigeno. Hallar la fórmula molecular de este compuesto.

12) Al quemar 2,371g de carbono se forma 8,688 g de un óxido gaseoso de este elemento. En CNPT, un litro de este óxido pesa 1,9768 g. Hallar la fórmula de este compuesto.

Seminario Nº 2Tema : Formulas, nomenclaturas

Escribir la formula o el respectivo nombre de la misma según corresponda.

FORMULA NOMBRE

MoCl2O2

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Hidruro de potasio

HCO3-

Hidrogenocarbonato de sodio

Fe (NO3)2

Cloruro de nitrosilo

H2S2O5

Oxido de estaño (IV)

LiHCO3

Fosfina

FeCl2

Hipoclorito de sodio

CH4

Oxido de oro (III)

HIO

Ozono

MgH2

Pentayoduro de arsénico

KMnO4

Acido dicromico

Hidruro de aluminio y litio

NaKs2O3

Fluoruro de Ni(III)

CoPO4

Tetratioarseniato(V) de sodio

SrCOS2

Fluoruro de uranilo(VI)

NO2F

borano

51QUÍMICA INORGÁNICA

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SnH4

Fluoruro tris(fosfato) de calcio

MgCl(OH)

dioxidicloruro de wolframio(VI)

UCl2O2

SEMINARIO Nº 3 : SOLUCIONES/ESTEQUIOMETRIA

1. Hallar la cantidad de pirolusita de un 72,6% de MnO2 necesaria paraobtener por reaccion con un exceso de HCl concentrado 25g de Cl2.

4 HCl + MnO2 -------> MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

2) Calcular la cantidad de sulfuro ferroso de 90,6% en FeS que se necesita para obtener, mediante acido sulfúrico diluido, 2 litros de H2S medidos a 23ºC y 785 mmHg.

FeS + H2SO4 -------> FeSO4 + H2S

3) Por accion de un exceso de soda caustica sobre 19,256g de una muestra de sulfato amonico se desprenden 3,62 litros de amoniaco, medidos a 18ºC y 745 mmHg. Hallar la pureza del sulfato amonico analizado.

(NH4)SO4 + 2 NaOH -------> Na2SO4 + 2 NH3 + 2 H2O

4) Se pesan 3,428g de sal común (ClNa impura) y se disuelven en agua hasta un volumen de 100ml, 25ml de ésta solución se acidifican con HNO3 y se precipita con solución de AgNO3 formándose el Agul. Este insoluble se separa por filtración, se lava, se seca y se pesa. Se obtienen 2,064g de Agul. Calcular la pureza en cloruro de sodio en la muestra de sal común.

5) Calcular los gramos de KMnO4 necesarios para preparar 180 ml de solución N/ 80, cuando este reactivo actúa como agente oxidante en solución ácida.

6) Que peso de MnO2 es reducido por 70 ml de ácido oxálico (etanodioico)0,16 N en medio sulfúrico.

MnO2 + (COOH)2 + H2SO4 -------> MnSO4 + 2 CO2 + 2 H2O

7) Se hacen reaccionar 230g de CaCO3 (87% de pureza) con 178g de Cl2.

CaCO3 + 2 Cl2 ------> Cl2O (g) + CaCl2 + CO2 (g) Los gases se recogen en un recipiente de 20,0 l a 10ºC y el Cl2O tiene una presión parcial de 1,16 at. Calcular: a) rendimiento de la reacción b) la molaridad de la sal disuelta en 800dm3 c) los átomos de oxigeno en la mezcla gaseosa.

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1. Se pesan 3,428g de sal común (ClNa impura) y se disuelven en agua hasta un volumen de 100ml, 25ml de ésta solución se acidifican con HNO3 y se precipita con solución de AgNO3 formándose el Agul. Este insoluble se separa por filtración, se lava, se seca y se pesa. Se obtienen 2,064g de Agul. Calcular la pureza en cloruro de sodio en la muestra de sal común.

SEMINARIO Nº 4 -Oxido Reduccion

Utilizando el método del ion- electrón formular las hemireacciones de oxidación, reducción y la reacción total equilibrada. Establecer cuales es el agente oxidante y reductor. 1) MnO4

- + H2O2 ------ medio sulfúrico-------> Mn+2 + O2

2) Mo+2 + Ce+4 + H2O ----------------------> MoO4-2 + Ce+2 + H+

3) Al + NO3-1 -------medio alcalino-------- > AlO2

-1 + NH3

4) Cu2S + NO3-1 ----------> Cu+2 + SO4

-2 + NO2

5) Fe+2 + HNO3 (conc ) --------------------> Fe+3 + NO2

6) H2O2 + MnO4- --medio alcalino---------> O2 + MnO2

7) TeO3-2 + I-1 ---- medio ácido -------> Te + I2

8) PbS + H2O2 ---------------------------> SO4Pb + H2O

9) NO2NH4 -------------------------- > N2 + H2O

10) AsO3-3 + I2 ---- medio alcalino ---------> AsO4

-3 + I- + H2O

11) Zn + NO3- --- medio alcalino --- > ZnO2

-2 + NH3

12) Cr2O7 ( NH4 ) --------------------------> N2 + Cr2O3

13) ClO - + I- ---- medio ácido -------> Cl - + I2 + H2O

14) Bi2O3 + ClO - --- medio alcalino --- > BiO3- + Cl – + H2O

15) H3AsO4 + Zn0 --- medio ácido ---> AsH3 + Zn+2 + H2O

16) Resolver indicando las hemireacciones correspondientes: Se calienta 0,4125g de una muestra de MnO2 impuro con 10cm3 de acido oxalico (COOH)2 1N y Ac. Sulfúrico en exceso; el MnO2 se reduce a Mn+2 y el ac. Oxalico se oxida a CO2. El exceso de ac. Oxálico se valora después con KMnO4 0,1N y se gastan 27,5cm3. Hallar el porcentaje de MnO2 en la muestra original.

53QUÍMICA INORGÁNICA

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