QUIMICA 4ºB

67 68 COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3er. Año Secundaria QUÍMICA 3er. Año Secundaria

ATOMO GRAMO:

Es el mismo peso atómico de un elemento pero expresado en gramos. También se le llama “peso atómico gramo”. Se le representa por at – grEjemplos:

Elemento Peso atómico Atomo gramoHidrógeno 1.008 1.008 gr.Oxígeno 15.9994 15.9994 gr.Carbono 12.0111 12.0111 gr.Hierro 55.85 55.85 gr.Cloro 35.456 35.456 gr.

Como se podrá observar, es posible relacionar el peso atómico de un elemento con su átomo gramo, lo cual se puede hacer mediante las fórmulas siguientes:

Ó W = (at . gr) . ( P . A )

donde:W = peso del elemento expresado en gramosat.gr. = Nº de átomos gramos del elementoP.a. = peso atómico del elemento.

EJEMPLO:

¿Cuántos átomos gramos existirán en 336 gr. Del elemento hierro?

Solución:a) Por aplicación de la regla de tres simple:

Como el P.a. del Fe = 56; se tendrá que: 1 at.gr. de Fe = 56 gr.

De modo que es posible plantear la siguiente regla de tres.

56 gr. de Fe __________________ 1 at.gr. Fe

336 gr. de Fe __________________ X at.gr. Fe

b) Por aplicación de fórmula:

donde:at.gr. = Nº de at.gr. del elemento = ?W = peso, en gr. del elemento = 336 gr.P.a. = peso atómico del elemento = 56

Reemplazando valores en la fórmula se tiene:

Rp.: En 336 gr. del elemento hierro existirán 6 at.gr. de hierroPESO MOLECULAR:

Es el peso relativo de una molécula y está dado por la suma de los pesos atómicos de todos los átomos que constituyen la molécula. Al igual que el peso atómico, el peso molecular tampoco tiene unidades (o en todo caso u.m.a. ó u.p.a.) y se le representa por PM, P.m. o simplemente .

EJEMPLO:

Determinar el peso molecular del Na3AsO4. Si P.A. (Na = 23, As = 75)

Solución:

El Na3AsO4 está formado por:

3 átomos de Na ........................... 3 x 23 = 691 átomo de As ........................... 1 x 75 = 754 átomos de O ........................... 4 x 16 = 64

208 PM

S3QI34B El nuevo símbolo de una buena educación....” S3QI34B El nuevo símbolo de una buena educación....”

ESTEQUIOMETIV


MOL:

Es el mismo peso molecular de un compuesto pero expresado en gramos. También se le conoce con el nombre de: peso molecular gramo, peso fórmula gramo, gramo mol, molgramo, molécula gramo, etc.

Ejemplo:Molécula Peso molecular Mol

Na3ASO4 208 208 gr.CuSO4 . 5H2O 249.5 249.5 gr.Na 40 40 gr.H2SO4 98 98 gr.

Como se podrá observar, es posible relacionar el peso molecular de un compuesto con su mol, lo cual se puede hacer mediante las fórmulas siguientes:

ó w = N ( PM )

donde:n = número de moles de un compuestoW = peso del compuesto expresado en gramosPM = peso molecular del compuesto

EJEMPLO:

¿Cuántos moles existirán en 62.4 gr. de Na3AsO4?

Como el PM del Na3AsO4 es 208, 1 mol de Na3AsO4 = 208 gr.

a) Por aplicación de la regla de tres simple:

1 mol de Na3AsO4 ____________ 208 gr.X mol de Na3AsO4 ____________ 62.4 gr.

b) Por aplicación de fórmula:

donde: Solución:

h = Nº de moles del compuesto =?W = peso del compuesto = 62.4 gr.PM = peso molecular del compuesto = 208

reemplazando valores en la fórmula se tiene:

Rp.: En 62.4 gr. de Na3AsO4 existen 0.3 moles.

NUMERO DE AVOGRADO (No)

Es el número de átomos que hay en un átomo gramo de cualquier elemento. También se le define como el número de moléculas contenidas en un mol de cualquier compuesto.

El número de Avogadro se la representa por la letra N y es igual a 6.023 x 1023.

El número de Avogadro nos permite conocer:

- El peso de un átomo o de una molécula.- El número de átomos contenido en un peso dado de un

elemento. S3QI34B El nuevo símbolo de una buena educación....” S3QI34B El nuevo símbolo de una buena educación....”


- El número de moléculas contenido en un peso dado de un compuesto; etc.EJEMPLO 1: Calcular el peso de un átomo de Cu.

Solución:Como el peso atómico del Cu = 63.54; se tiene que:

1 at.gr. de Cu = 63.54 gr. = 6.023 x 1023 átomos de Cu.

Por lo tanto:

6.023x1023 átomos de Cu _____________63.54 gr.

1 átomo de Cu_____________ X gr.

Rp. : El peso de un átomo de Cu es 1.055 x 10-22 gr.

EJEMPLO 2: ¿Cuál será el peso de una molécula de sacarosa, C12H22O11?

Solución:Como el peso molecular de la C12H22O11 es 342, se tiene que:

1 mol de C12H22O11 = 342 gr. = 6.023 x 1023 moléculas de C12H22O11

De modo que:

6.023 x 1023 moléculas de C12H22O11 ____________ 342 gr.

1 molécula de C12H22O11 ____________ X gr.

Rp. : Una molécula de sacarosa pesa 5.68 x 10-22 gr.

EJEMPLO 3: ¿Cuántos átomos de cloro existirán en 1/2 Kg. de este elemento?.

Solución:

P.a. Cl = 35.456; 1 at.gr. de Cl = 35.456 gr. = 6.023 x 1023

átomos de Cl.Además, 1/2Kg. de Cl. = 500 gr. de Cl.

Por lo tanto:35.456 gr. de Cl ______________ 6.023 x 1023

átomos de Cl.

500 gr. de Cl ______________ X átomos de Cl.

Rp. : En 1/2 de Cl existen 8.49 x 1024 átomos del elemento cloro.EJEMPLO 4: Calcular el número de moléculas de glucosa, C6H12O6, que

existirán en 840 gr. de este compuesto.

Solución:

P.M. de C6H12O6 = 180; 1 mol de C6H12O6 = 180 gr. 6.023 x 1023

moléculas de C6H12O6 Por lo tanto, planteando la siguiente regla de tres simple, se

tiene:

180 gr. de C6H12O6 _____________ 6.023 x 1023 moléc.

C6H12O6

840 gr. de C6H12O6 _____________ X moléc. C6H12O6



Rp. : En 840 gr. de C6H12O6 existen 2.81 x 1024 moléculas.

VOLUMEN EN MOLAR :

El volumen que ocupa un mol de cualquier gas, a condiciones normales de temperatura y presión, es constante e igual a 22.4 lt.Se dice que un gas está a condiciones normales de temperatura y presión cuando el gas está a 0ºC de temperatura y 1 atmósfera de presión.

El volumen molar se representa por Vm.

Con el concepto de volumen molar es posible calcular:1) El peso de un volumen dado de gas a TPN2) El volumen, a CNTP, de gas de un peso dado de gas3) La densidad de un gas a condiciones normales

EJEMPLO 1: ¿Cuánto pasarán 60 lts. De H2S, medidos a condiciones normales?

Solución:1 mol de H2S = 34 gr. de H2S = 22.4 lt. de H2S a

TPN.

Por consiguiente:

22.4 lt. de H2S a TPN ___________________ 34

gr.

60.0 lt. de H2S a TPN ___________________ X gr.

EJEMPLO 2: ¿Qué volumen a C.N. ocuparán 275 gr. de CO2?

Solución:1 mol de CO2 = 44 gr. de CO2 = 22.4 lt. de CO2 a

CNTP.

Por lo tanto:44 gr. de CO2 ___________________ 22.4 lt. a CNTP275 gr. de CO2 ___________________ X lt. a

CNTP

Rp. : Los 275 gr. de CO2 ocuparán un volumen de 140 lt. a C.N.

EJEMPLO 3: ¿Cuál será la densidad del nitrógeno, N2, a C.N.?

Solución:

Mol de N2 = 28 gr. = 22.4 lt. a C.N.

Pero, la densidad de un gas se calcula mediante la siguiente fórmula:



donde:d = densidad del gas = ?W = peso del gas expresado en gramos = 28 gr.V = volumen del gas = 22.4 lt.

reemplazando valores en la fórmula se tiene:

Rp. : La densidad del N2 a C.N. es 1.25 gr / lt.COMPOSICIÓN PORCENTUAL O DETERMINACIÓN DE

PORCENTAJES

Conocida la fórmula de un compuesto así como los pesos atómicos de los elementos que lo constituyen, es fácil calcular la composición porcentual (composición en porcentaje o composición centesimal) de cualquier elemento. Esto se realiza, según dos métodos:

a) Por aplicación de una regla de tres simple.b) Por aplicación de la siguiente fórmula:

EJEMPLO 1: Determinar el porcentaje, en peso, de cada uno de los

elementos en el sulfato de aluminio, Al2(SO4)3

Solución:

2 átomos de Al ..... 2 x 27 = 54

Cálculo del PM del Al2(SO4)3 3 átomos de S ..... 3 x 32 = 96

12 átomos de O ..... 12 x 16 = 192

Peso molecular .................... 342

a) Cálculo del porcentaje de cada elemento por regla de tres simple:

Para Al:

342 g Al2(SO4)3 ______ 54 g. de Al 342 g ________ 100%

100 g Al2(SO4)3 ______ X g. de Al 54 g ________ X

Para S:

342 g Al2(SO4)3 ______ 96 g. de S 342 g ________ 100%

100 g Al2(SO4)3 ______ X g. de S 96 g ________ X

Para O:



342 g Al2(SO4)3 ______ 192 g. de O 342 g ________ 100%

100 g Al2(SO4)3 ______ X g. de O 192 g ________ X

b) Cálculo del porcentaje de cada elemento por aplicación de fórmula:

Para Al:

Para S:

Para O:

Rpta : Los porcentajes de los elementos Al , S y O son 15.8% , 28.1% y 56.1% respectivamente

EJEMPLO 2: ¿Cuál es el porcentaje de agua de cristalización del cloruro de

magnesio dihidratado, MgCl2 . 2H2O?.

Solución:

1 át. de Mg .... 1 x 24.3 = 24.3

Peso molecular del MgCl2 - 2H2O 2 át. de Cl .... 2 x 35.5 = 71.0

2 moléc. de H2O .... 2 x 18 = 36.0

Peso molecular ........ 131.3

a. Aplicando regla de tres simple:

131.3 gr de MgCl2 . 2H2O -------- 26 gr de H2O 131.3 g --------- 100%100.0 gr de MgCl2 . 2H2O -------- X gr de H2O

36.0 --------- X %

Rp.: El % de H2O de cristalización del MgCl2 . 2H2O es 27.4%.

DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS

Se deben considerar dos tipos de fórmulas:

Fórmulas empíricas.Fórmulas moleculares.

1. FÓRMULAS EMPÍRICAS:



Llamada fórmula molecular aparente y representa la relación más simple de los elementos que constituyen la fórmula. Puede concordar o no con la realidad, es decir, puede ser cierta o falsa.Para determinar una fórmula empírica es necesario conocer la composición porcentual (o relación de pesos ) de los elementos constituyentes. Así:

EJEMPLO 1:Al analizar un compuesto nos muestra que está constituido por 85.69% de carbono y 14.31% de hidrógeno. Calcular la fórmula empírica del compuesto.

Solución:

La fórmula del compuesto es:

Dónde:

X = N° de átomos de

Y = N° de átomos de

Rpta.: La fórmula empírica del compuesto es CH2. Además, no concuerda con la realidad pues no existe ningún compuesto que tenga esta fórmula.EJEMPLO 2:Un óxido de hierro contiene 69.9% de Fe y 30.1% de oxígeno. Hallar la fórmula empírica de este compuesto.

Solución:

La fórmula del compuesto es:

dónde:



Rp.: La fórmula empírica del compuesto es Fe2O3. Además, si concuerda con la realidad pues este compuesto existe y se llama óxido férrico, óxido de hierro (III) o sesquióxido de hierro.

2. FÓRMULA MOLECULAR:

Es la verdadera fórmula del compuesto y es la misma fórmula empírica (cuando concuerda con la realidad) o un múltiplo de ella (cuando no concuerda con la realidad). Para determinarla se debe conocer, además de la composición porcentual el peso molecular del compuesto.

EJEMPLO 1:El peso molecular de un compuesto de fórmula empírica CH2

(problema 1) es 84. ¿cuál es la fórmula molecular de este compuesto?.

Solución:

La fórmula molecular del compuesto es:

dónde:

N = N° de veces que debe repetirse la fórmula empírica para que origine la fórmula molecular.

Este valor “n” se calcula según:

Luego, la fórmula molecular es: 6 (CH2) = C6H12


Cx Hy

Fex Oy

n (CH2)


Rp.: La fórmula molecular del compuesto es C6H12.

EJEMPLO 2: El análisis de un compuesto que solamente está constituido por

carbono, hidrógeno y oxígeno da lo siguiente: C = 40%, H=6.71% y el resto es oxígeno. Determinar la fórmula molecular del compuesto si se sabe que su peso molecular es 180.

Solución:

El porcentaje de oxígeno = % de O = 100 – (40 + 6.71) = 53.29%La fórmula del compuesto es: Cx Hy Oz

dónde:



z = N° de átomos de

Por lo tanto, la fórmula empírica del compuesto es: CH2O, se tiene:Peso molecular del compuesto = 180Peso molecular de la fórmula empírica = 30

La fórmula molecular es: n (CH2O)

donde:

Por lo tanto:

6 (CH2O) = C6H12O6

Rp.: La fórmula molecular del compuesto es C6H12O6 que es la glucosa.

PRACTICA DE CLASE

01. La masa, molar de C6 H3 O6 (ácido ascórbico o vitamina C) es:

a) 164 g b) 160 g c) 176 g d) 29 g e) 168 g

02. El número total de átomos que expresa la formula química Ba(OH)2, es:

a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6

03. El número total de átomos de oxígeno que expresa la fórmula

química , es:

a) 5 b) 7 c) 8 d) 11 e) 28

04. ¿Cuántos moles de etano (C2H6) están presentes en 1200 g de C2 H6?

a) 40 b) 45 c) 50 d) 55 e) 60

05. La composición centesimal de un hidrocarbono definido es:C = 85,7 %H = 14,3 %

Determinar la fórmula de dicho hidrocarburo si se sabe que 7 gramos de él contiene 1,5.1023 moléculas.

a) C2H4 b) C2H2 c) C3H6 d) CH4 e) C3H8

EJERCICIOS PROPUESTOS N° 01

01. Hallar la masa presente en 5 at – g de hidrógeno

a) 1 b) 2 c) 3 d) 5 e) 10



02. Determinar el peso atómico de un elemento si 20 g de él presentan 0,5 at - g

a) 10 b) 20 c) 40 d) 60 e) 80

03. ¿Cuánto pesa un átomo de plata si su peso atómico es 108?

a) 1.8 x 1023g b) 1.8 x 10-23 c) 1.8 x 10-22 d) 1.8 x 10-24 e) 10.8 x 10-

24

04. El número total de átomos que expresa la formula química Ca3(PO4)2 , es:

a) 3 b) 6 c) 8 d) 10 e) 13

05. Hallar los átomos – gramos presentes en 115 g de sodio. PA = 23

a) 2 at – g b) 3 at – g c) 4 at – g d) 5 at – g e) 6 at – g

06. ¿Quién presenta la mayor masa? Dato: P.A. Ca = 40

a) 0,5 at – g de hidrógeno b) 0,2 at – g de oxígeno c) 0,4 at – g de carbonod) 0,6 at – g de nitrógeno e) 0,25 at – g de calcio

07. ¿Cuántos moles de átomo de cobalto hay en 6.022 x 109

átomos de Co?

a) 1 x 10-14 b) 1.5 x 10-14 c) 1.5 x 10 –13 d) 2 x 10-13 e) 2.5 x 10-

13

08. Determinar la masa de una molécula de óxido de hierro (II)P.A. Fe = 56,0 = 16

a) 1,2 x 10-23 g b) 1,2 x 10-22 g c) 1,2 x 10-24 g d) 0,6 x 10-22 g e) 0,6 x 10-

23 g

09. Hallar el número de moléculas que existe en 440g de anhídrido carbónico. Co2

a) 6.1023 b) 6.1024 c) 6.1022 d) 6.1025 e)6.1026

10. Determinar la formula de un óxido que contiene 44% de fósforo.

a) P2 O3 b) P2 O c) PO3 d) P2 O5 e) PO2

TAREA DOMICILIARIA N° 01

01. Si el peso molecular es 98 de H2SOx. Hallar el valor de “x”.H = 1, S = 32, O = 16

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

02. Determinar el % de “P” en el fosfato de calcio (Ca3(PO4)2)Datos: P.A. : Ca = 40, P = 31

a) 5 % b) 10 % c) 20 % d) 30 % e) 40 %

03. ¿Qué % presenta el oxigeno en el mineral “mulita”?

Datos:

a) 20.4 % b) 10.5 % c) 31.4 % d) 48.8 % e) 60.2 %04. ¿Qué % de poder fertilizante (contenido de nitrógeno) hay en la UREA?

Datos:

a) 10.15 % b) 21.8 % c) 46.6 % d) 31.6 % e) 55.8 %

05. ¿Qué peso de calcio se tendrá en 500g de un mineral que contiene 80% de carbonato de calcio (CaCo3)?

a) 30 b) 180 c) 160 d) 230 e) 98

06. Hallar la composición centesimal del óxido férrico (Fe2 O3).

Datos: P.A. : Fe = 56 O = 16 % Fe % 0



a) 20 80b) 80 20c) 30 70d) 70 30e) 56 48

07. Hallar el peso de una mezcla formado por 10At – g de carbono y 5At - g de calcio y 1At – g de azufre. C = 12, Ca =40, S = 32

a) 352 b) 120 c) 32 d) 400 e) 500

08. En un mineral hay 80 % de Fe2O3 puro. Hallar la masa de hierro que existe en dicho mineral.

a) 5,6 g b) 112 c) 56 d) 50 e) N.a.

09. Determinar la fórmula empírica del compuesto que contiene 1,12 g de nitrógeno y 1,92 g de oxígeno (N =14, O = 16)

a) NO3 b) NO2 c) N5O7 d) NO e) N2O3

10. Determinar la fórmula de un óxido que contiene 44% de fósforo.

Datos: P = 31 O = 16

a) P2O3 b) P2O c) PO3 d) P2O5 e) PO2

INTRODUCCIÓN

Químicos, físicos y biólogos, actualmente piensan en los procesos químicos, físicos y biológicos que tienen lugar entre átomos y moléculas a escala microscópica o atómica. Sin embargo, no se puede ver individualmente a los átomos y las moléculas, es necesario trabajar en el laboratorio con un enorme número de estas pequeñas partículas. Los químicos observan estos procesos a escala macroscópica y la trasladan al lenguaje del mundo atómico a través de las relaciones cuantitativas que existen en las reacciones químicas, de forma que las transformaciones químicas naturales o las que se llevan a cabo en los laboratorios e industrias, se requiere calcular la cantidad de los materiales que se emplean o que se producen. El estudio de tales cantidades de materia, son el objeto de estudio de la ESTEQUIOMETRIA.

La palabra “estequiometría” se deriva del griego stoicheion, que significa “primer principio o elemento”, y metrón, que quiere decir “medida”. La estequiometría se aplica para calcular la relación de masas de los

elementos cuando se combinan para formar compuestos puros (ESTEQUIOMETRIA DE COMPOSICIÓN). Una extensión obvia, incluye los cálculos basados en la relación de masas de todas las sustancias cuando reaccionan de acuerdo a una reacción química conocida (ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES).

Los conocimientos que son indispensables, para poder abordar esta clase de cálculos son entre otros fundamentalmente: masa atómica, masa molecular, número de Avogadro, mol y fórmulas químicas.

1. LEYES DE LAS COMBINACIONES QUIMICAS

Son aquellas que regulan el comportamiento de los masas y volúmenes de los componentes de una reacción química. Estas leyes son de dos clases: Ponderales y volumétricas.

1.1 LEYES PONDERALES

Son lo que regulan el comportamiento de los pesos de los componentes de una reacción y son las 4 siguientes:

A) Ley de los Masas Constantes, Ley de la conservación de la materia (Ley de Lavoisier)“En toda reacción la suma de los masas reaccionantes es igual a la suma de los masas resultantes o productos”.

Ejemplo:A + B C + Dxg yg w g z g

B) Ley de las Proporciones Fijas o Definidas (Ley de Proust)“Cuando dos sustancias se combinan siempre lo hacen cantidades de masa que son definidas y constante, múltiplos o submúltiplos de ellos”.Ejemplo:

A + B C x g y g w g

Por ejemplo:2H2O + O2 2H2O 4g 32g 36g


ESTEQUIOMETRÍA DE LAS


*Siempre que se quiera formar H2O, los pesos del H y O deberán estar en la proporción de 1 a 8.Por tal razón, no podríamos combinar 10 g de hidrógeno con 32 g de oxígeno, puesto que la proporción nos dice que por cada 4 g de H2 y el resto (6g) queda en exceso.

C) Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton)“Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, la masa de uno es constante y la masa del otro varía, existe una relación de números enteros sencillos entre las masas del elemento constante y del que varía”.Ejemplo:

N2O N2O2 N2O3 N2O4 N2O5

WN : 28 28 28 28 28

WO : 16 32 48 64 80

(16x1) (16x2) (16x3) (16x4) (16x5)

Se observa que los pesos del oxígeno varían de acuerdo a los números 1, 2, 3, 4, 5; es decir que son múltiplos del peso original.

D) Ley de las Proporciones Recíprocas (Ley de Wenzel y Richter)“Los pesos de los elementos diferentes que se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, son también los pesos con que se combinarían entre sí o son múltiplos o submúltiplos de éstos, siempre y cuando puedan reaccionar”.Lo recíproco también se cumple, es decir: “Los pesos según los cuales dos elementos se combinan entre sí, son también los pesos según los cuales ellos se unen a un mismo peso de un tercer elemento”.Ejemplo:

A + B Xag bg

A + C Yag cg

Consecuencia:

B + C Ybg cg

Esta ley permitió establecer el PESO DE COMBINANCION o PESO EQUIVALENTE GRAMO DE UN ELEMENTO, que es

Por ejemplo:a) El peso equivalente del calcio es 20, porque es la cantidad que se

combina con 8 unidades de masa de oxígeno.b)El peso equivalente del sodio es 23, porque es la cantidad que se

combinan con 8 unidades de masa de oxígeno.

1.2 Leyes Volumétricas (Leyes de Gay Lussac)

Son aquellas que regulan el comportamiento de los volúmenes gaseosos de los componentes de una reacción química. Esta leyes son idénticas a las 3 últimas anteriores ponderales; la única que no se cumple siempre es la primera, es decir la de los VOLUMENES CONSTANTE, porque generalmente existe contracción de volumen; por lo tanto se cumple:

A) Ley de las Proporciones Definidas (Para gases).Ejemplo:

B) Ley de las Proporciones Múltiples (Para gases)Ejemplo:

N2O ; N2O2 ; N2O3 ; N2O4 ; N2O5

Se observa en los componentes nitrogenados gaseosos que teniendo un mismo volumen de nitrógeno (2 volúmenes), los volúmenes del otro componente o sea el oxígeno no varía en forma múltiple, según los números 1, 2, 3, 4, 5.

C) Ley de las Proporciones Recíprocas (Para gases)

Ejemplo:A (gas) + b (gas) X

A (gas) + c C (gas) Y a,b,c = volúmenes gaseososConsecuencia:

b (gas) + c C (gas) Z



Ley de los volúmenes constantes no se cumple en general, debido a la contracción o disminución de volumen; pero en todo caso la suma de los volúmenes productos.

Contracción (C ). Es la reacción que existe entre la disminución de los volúmenes gaseosos reaccionantes.Es decir:

Sr = suma de los volúmenes gaseosos reactantes (sólo coeficientes)Sp = suma de los volúmenes gaseosos productos (sólo coeficientes)

Ejemplos: a) H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g) Sr = 1+1=2 vol

b) N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

Sp= 2 vol

c) 2C2H2 (g) + 5O2 (g) 4CO2 (g) + 2H2O (liq)

Sr = 2 + 5 = 7 vol

(El agua es líquido)

ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONESLas reacciones químicas constituyen el mismo corazón de la ciencia química.Las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química representan la estequiometría de la reacción. Para interpretar una reacción cuantitativamente, se requiere aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol.

2.1 Cálculos en reacciones químicas ( Relaciones

estequiométricas )

La pregunta básica que se plantea en muchos cálculos estequiométricos es: “si se conocen las cantidades de las sustancias iniciales(esto es, los reactivos) en una reacción, ¿qué cantidad de producto se formará?” o en otros casos se puede plantear la pregunta inversa: “¿qué cantidad de materia prima se debe usar para obtener una cantidad específica de producto?”. En la práctica, las unidades usadas para los reactivos (o productos) pueden ser moles, gramos, litros (en el caso de gases) u otras unidades.

A) Método del molEste método permite determinar la cantidad de producto formado en una reacción química. El método se basa en el hecho de que los coeficientes estequiométricos en una ecuación química se pueden interpretar comoel número de moles de cada sustancia.Considérese la combustión del monóxido de carbono en el aire para formar dióxido de carbono:

2 CO(g) + O2(g) _____ 2 CO2(g)

La ecuación y los coeficientes estequiométricos se pueden leer como: “dos moles de monóxido de carbono gaseoso se combinan con un mol de oxígeno gaseoso para formar dos moles de dióxido de carbono”Al analizar las relaciones cuantitativas es útil introducir el símbolo , que significa “estequiométricamente equivalente a” o simplemente “equivalente a”. En la anterior ecuación balanceada, se ve que 2 moles de CO reaccionan con 1 mol de O2; así 2 moles de CO equivalen a 1 mol de O2. De igual modo, como 2 moles de CO (o 1 mol de O2) producen 2 moles de CO2, se puede decir que 2 moles de CO (o 1 mol de O2) son equivalentes a 2 moles de CO2 :

2 mol CO 1 mol O2 2 mol CO2

En términos del método del factor unitario, se puede escribir éstos como:2 mol CO = 1 ó 1 mol O2 = 1 ó 2 mol CO = 1 ó 1 mol O2

= 1 1 mol O2 2 mol CO 2 mol CO2 2 mol CO2

Los cálculos estequiométricos en general se usan en ecuaciones moleculares dado que usualmente el interés se centra en las masas de unidades completas y no sólo en las masa de cationes o aniones aislados. El método de mol consta de los siguientes pasos:

Escribir las fórmulas correctas de reactivos y de productos y balancear la ecuación para establecer las relaciones cuantitativas.



Convertir todas las cantidades de las sustancias dadas (generalmente los reactivos) a moles.Si es necesario determinar el reactivo limitante.

Usando la relación de moles, en base a los coeficientes de las ecuaciones balanceadas, calcular el número de moles de las cantidades desconocidas (generalmente los productos), en el problema ( en términos del reactivo limitante si es necesario).

Finalmente convertir los números de moles calculados a las unidades requeridas de masa o volumen (cuando las sustancias reaccionantes son gases, 1 mol es igual a 22,4 L en CN).Verificar que la respuesta sea razonable en términos físicos.

Ejemplo:Dado una sustancia del sistema de reacción, hallar las otras:

Determine el número de gramos de H3PO4 que pueden obtenerse de 100 g de P4O10, según la siguiente ecuación:

P4O10 + H2O _______ H3PO4

Datos : MA ( H = 1; P = 31; O = 16 g/mol )

Resolución:

Paso 1Balancear la ecuación química, antes de realizar cualquier calculo.

Paso 2

Luego hallamos los moles del dato, en 100g.

= (100g / 284g mol –1) = 0,352 mol de

Paso 4

Luego calculamos el , de acuerdo a la estequiometría.

= = 1,408 moles de

Paso 5Transformados a masa, serían:

= 1,408 mol[98 g/mol] = 138 g de

Rpta.

A partir de 100g de , se pueden obtener 138g de .

Reactivo Limitante, Rendimiento Teórico y Porcentaje de RendimientoEn una reacción química existen dos factores que limitan el rendimiento de los productos: (1) la cantidad inicial de reactantes y (2) el porcentaje de rendimiento de la reacción.Muchas condiciones experimentales como por ejemplo: temperatura y presión, pueden ajustarse para incrementar el rendimiento de la reacción, pero los reactivos químico están de acuerdo a la relación de moles y solamente una cantidad limitada de producto puede formarse a partir de una cantidad inicial de reactante. El reactivo que se consume primero en la reacción, se llama reactivo limitante, por tener la menor relación de mol a coeficiente. Esta relación se obtiene dividiendo el número de moles del reactivo por el coeficiente de tal especie, como aparece en la ecuación química balanceada. Cuando se termina el reactivo limitante, los otros reactivos presentes en cantidades mayores se llaman reactivos excedentes.La cantidad real de reactivo limitante se usa en cálculos estequiométricos de rendimientos teóricos (o cantidades teóricas de otros reactivos consumidos). La cantidad de productos obtenido en esta forma es el rendimiento teórico. El rendimiento teórico es entonces el rendimiento máximo que se puede obtener. En la práctica, la cantidad de producto que se obtiene se llama rendimiento real.El porcentaje de rendimiento es la medida de eficiencia de la reacción y se define como:

% Rendimiento = Rendimiento real en g x 100 Rendimiento teórico en g

Ejemplo:Dados dos o más reactivos en proporciones no estequiométricas, hallar la cantidad máxima de producto y porcentaje de rendimiento de una reacción:

Considere la siguiente ecuación no balanceada:MnO2 + HCl _______ MnCl2 + Cl2 + H2O

Si reaccionan 74,3 g de MnO2 y 48,2 g de HCl .a) ¿Cuántos gramos de MnO2 pueden teóricamente producirse?



b) Si en realidad se obtienen sólo 32,6 g de MnCl2, ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

Datos : MA ( O = 16; H = 1; Cl = 35,45; Mn = 54,9 g/mol )

Resolución

Convirtiendo la masa dada en moles.

Hallamos el Reactivo Limitante.

Los 1,32 mol de HCl, son la base para el cálculo estequiométrico.

de

Y en peso:

+ 0,33 mol (125,8 g/mol) = 41,5 g de (R. Teórico)

Rpta.

Cuando reaccionan 74,3g. de y 48,2g de HCl se pueden producir

41,5g de teóricamente

Convirtiendo la masa en moles.

Rpta.El porcentaje de rendimiento de la reacción es del 78,6%

NOTA:Las relaciones estequiométricas (cálculos matemáticos) que se realizan entre las sustancias o elementos reaccionantes respecto a sus masas y volúmenes pueden ser:

Relación Ponderal o de Peso – PesoRelación Volumétrica o de Volumen-VolumenRelación Gravimétrica o de Peso –Volumen

PROBLEMAS RESUELTOS

Relación ponderal o de peso - peso01. ¿Cuántos gramos de sulfato de cinc, se producirá por la acción de

8,5 g de cinc en ácido sulfúrico?.(PA. Zn=65,35)

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Solución:

Dado que la ecuación esta balanceada, convertiremos la masa dada a moles.

n Z n = 8,5g Zn

Luego calculamos de acuerdo a la estequimetría.

n = 0,131 mol Zn ×

Rpta. Por acción de 8.5g de Zn se producirán 21,1g

02. Se desea preparar bióxido de nitrógeno (NO2), según la reacción siguiente:

N2 + 2O2 2NO2


Menor, luego el HCl es el reactivo

resultante


El nitrógeno que se usa en la reacción anterior, se obtendrá como sigue:2NH3 + 3CuO 3Cu + N2 + 3H2O

¿Qué peso de amoniaco (NH3) se necesita para obtener un total de 150 g de NO2 ¿* Suponga que hay exceso de todos los reactivos exceptuando el NO2 , N2 y NH3 .

Solución:

a) Calculo del nitrógeno, según la reacción:

xg 15 Og

Convertimos masa dada a moles.

nNO2 = 150g NO2 × =3,261mol NO2.

Calculamos moles N2, según estequiometría.

nNO2 = 3,261mol NO2× =1,631mol NO2.

b) Calculo del amoniaco necesario para preparar NO2. La ecuación:

x 1,631 mol

Según estequeomtetría se calcula moles NH3, luego se transforma a masa:

m NH3= 1,631 mol N2 × × = 55,45g NH3.

Rpta. Se necesita 55,45g de NH3 para preparar 150g de NO2.

03. Un alambre de plata que pesa 12,5 g se disolvió en ácido nítrico. ¿Qué peso de nitrato de plata se formó, siendo el rendimiento de la reacción del 80%?.

Ag +2HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O

Solución.Escribiendo los datos y preguntas diferentes al problema:

Ag + 2HNO3

12.5 g Xg (80,0%)

Convertimos masa de Ag a moles.

N Ag = 12,54g Ag × = 0,116 mol Ag

Calculamos moles de AgNO3 según estequiometría de reacción y luego se transforma a masa:

M Ag = 0,116 mol Ag × × =

(Redimiento teórico)

La masa de AgNO3 que se formaría al 80% sería:

% rendimiento = × 100

80 = × 100

Rendimiento Real = 15.77 g AgNO3

Rpta. Se formo 15.77g de AgNO3, cuando el rendimiento de la reacción es del 80%.

Relación Volumétricas o de Volumen - Volumen


67 68 COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3er. Año Secundaria QUÍMICA 3er. Año Secundaria 04. ¿Qué volumen se obtendrá de amoniaco (NH3) a partir de 124 l de

nitrógeno gaseoso, por el método sintético HABER, siendo el rendimiento de la reacción del 60%?

Solución:

El método sintético, esta dada por la reacción:

+

Según datos y preguntas referentes al problema:

+

124 L XL

Puesto que las sustancias reaccionantes son gases, se pueden establecer relaciones estequiométricas directas(leyes volumétricas). Calculando el volumen NH3. que se obtendrá:

= 248 L (Rendimiento teórico)

Calculo del volumen de al 60%

60% =

R. Real = 148.8 L

Rpta. Se obtendrá 148.8 L de a partir de 124 L de , cuando el

rendimiento de la reacción es del 60%.05. Al hacer reaccionar 44,8 l de N2 con 67,2 l de H2 a idénticas

condiciones para formar amoníaco .¿Qué volumen quedará sin reaccionará y de qué elemento?.

Solución:La reacción estará representada por la ecuación siguiente:

44.8 L 67.2 L

Convertir los volúmenes dados a moles.

= 44.8 L × = 2 mol L

= 67.2 L × = 3 mol L

Hallamos el reactivo limitante.

= = 2

= = 1 menor, luego el es el reactivo limitante.

Los 3 mol de , son la base para el cálculo estequimétrico, y se asume que

se consumirán totalmente en la reacción, mientras que el estará

ligeramente en exceso.

Cálculo del volumen el nitrógeno que quedará sin reaccionar:

Moles de que reaccionan estequimétricamente con .

= 3mol × = 1 mol reaccionan.

Moles de que quedan sin reaccionar.

sin reaccionar = TOTAL – que reaccionan.

“” = 2 – 1

“” = 1 moly en volumen a C.N.

sin reaccionar = 1 mol × = 22.4 L

Rpta. Quedarán 22.4 L de nitrógeno molecular sin reaccionar.06. Determinar el peso molecular de un hidrocarburo de la forma

CnH2n, sabiendo que en su combustión completa se obtiene su contracción de volumen igual a 5/11, sin considerar el agua por encontrarse en

estado líquido.

Solución:a) La combustión completa es:

CnH2n (g)+ 3n/2 O2 (g) n CO2 (g) +nH2O (líq)



b) Por lo tanto, siendo la contracción 5/11, se tiene:

Relación Gravimétricas o de Peso - Volumen

07. ¿Cuántos litros de gas hidrógeno en CN se producirán a partir de 86 gramos de aluminio por acción del ácido sulfúrico, en la siguiente reacción:

Al + H2SO4 Al2 (SO4)3 + H2

Solución:

– Balancear la ecuación química y escribir las datos y preguntas referentes al

problema.

2 Al + 3H2SO4 Al 2 (SO4)3 + 3H 2.86g x L (CN)

Puesto que el volumen de se hallará a partir del Al, no se necesitará

determinar reactivo determinante.

Al convertir la masa de Al en moles y luego calcular el número de moles de

según la estequiometría de la reacción se tiene:

N = 86g Al × = 4,77 mol

Calcular el volumen de contenidos en 4.77 moles a C.N.

= 4.77 mol × = 106.85

Rpta. A partir de 86g de Al por acción del se obtendrá 106,9 L de .

PRACTICA DE CLASE

01. 50 moles de Nitrógeno reacciona son suficiente cantidad de hidrógeno para formar amoniaco (NH3) de la siguiente manera:

H2 + O2 H2O

Hallar moles de producto formado:

a)25 b) 5 c) 10 d) 50 e) 100

02. El metano (Ch4) combustiona con 128g. De Oxígeno. Hallar el peso de Anhídrido Carbónico (CO2) que se forma en el producto. H = 1; O = 16; C = 12

CH4 + O2 CO2 + H2O

a)88 b) 176 c) 44

03. Los gramos de dióxido de carbono que se pueden producir al tratar 20gramos de carbono de calcio (CaCo3) con ácido clorhídrico de acuerdo con la siguiente reacción:

CaCO3 + HCl CO2 + CaCl2 + H2 O

a) 88 b) 880 c) 8,8 d) 0,88 e) N.a.

04. Al combustionarse 5 moles de metano (CH4) con suficiente cantidad de oxígeno.¿Cuántos gramos de C O2 se desprenden?

a) 110 b) 220 c) 100 d) 500 e) 200

05. Se hacen reaccionar volúmenes iguales de N2 y H2 para producir NH3. ¿Cuál es el % en volumen de exceso en la mezcla final?

a) 30% b) 40 % c) 50 % d) 70% e) 80 %


01. 100 moles de metano (CH4) combustiona en forma completa. Hallar las moles Oxígeno requerido.

CH4 + O2 CO2 + H2O

a) 10 b) 100 c) 50 d) 200 e) 300

02. 8 moles de Propano (C3H8) combustiona en forma completa. Hallar las moles de Oxígeno necesario.

C3H8 + O2 CO2 + H2O

a) 1 b) 5 c) 8 d) 40 e) N.a.03. 5 moles de Oxígeno reacciona con suficiente Hidrógeno.

Hallar las moles de agua formada de acuerdo a:



H2 + O2 H2O

a) 5 b) 2.5 c) 10 d) 1 e) N.a.

04. 10 moles de Hidrógeno reacciona con el oxígeno para formar agua. Hallar las moles de Oxígeno requerido de acuerdo a:

H2 + O2 H2O

a) 10 b) 5 c) 15 d) 2,5 e) 20

05. 2 moles de Nitrógeno reacciona con suficiente oxígeno. Hallar las moles del producto formado.

N2 + O2 NO

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 8

06. 16g de Hidrógeno reacciona con suficiente Oxígeno para formar Agua. Hallar las moles de Oxígeno requerido:

H2 + O2 H2O(H = 1; O = 16)

a) 1 b) 16 c) 4 d) 8 e) 2

07. En la formación de Amoniaco (NH3) reacciona 18g de Hidrógeno con Nitrógeno. Hallar las moles de Nitrógeno requerido. (H = 1; N = 14)

N2 + H2 NH3

a) 2 b) 3 c) 6 d) 12 e) 34

08. Al Combustionarse C3H8 (propano) se obtuvo 30moles de CO2. Hallar los gramos de oxígeno requerido.

a) 500 b) 1600 c) 2000 d) 3000 e) N.a.

09. Se hacen reaccionar de N2 con de H2. Calcular el volumen de amoniaco a las mismos condiciones:

a) b) c) d) e)

10. Calcular el volumen del oxígeno necesario para la combustión completa de de propano (C3H8)

a) b) c) d) e) N.a.TAREA DOMICILIARIA N° 02

01. Para la siguiente reacción: A2 + B2 ABPara 4 moles de A. Hallar los moles del producto formado.

a) 4 b) 2 c) 1 d) 8 e) 16

02. En la reacción: A + B2 A2B Calcular el número de moles del producto si se combinan 0,5 moles de “A” con

0,5 moles de B

a) 0,25 b) 0,123 c) 0,75 d) 1,00 e) 0,0625

03. Al reaccionar 6 moles de H2 con N2 de acuerdo a: H2 + N2 NH3. Hallar las moles requeridos de nitrógeno.

a) 1 b) 2 c) 4 d) 6 e) N.a.

04. Al reaccionar 10 moles de sodio con ácido clorhídrico. Hallar las moléculas de hidrógeno desprendido.

a) NA b) 2 NA c) 5 NA d) 20 NA e) N.a.

05. AL reaccionar el sodio con suficiente ácido sulfúrico se desprende 50 moles de gas hidrógeno. Hallar las moléculas del ácido requerido:

a) 25 NA b) 50 NA c) 100 NA d) 30 NA e) N.a.

06. 56 gramos de Nitrógeno reacciona con suficiente cantidad de Hidrógeno para formar el amoniaco (NH3): N = 14, H = 1

3H2 + N2 NH3

Hallar las moles de producto formado:

a) 34 b) 17 c) 2 d) 4 e) 8

07. 64g de Oxígeno reacciona con el Hidrógeno. Hallar las moles de Agua formado:

H2 + O2 H2OH = 1; O = 16

a) 4 b) 32 c) 18 d) 36 e) 72

08. Se hacen reaccionar 2 L de N2 con 5 L de O2 a las mismas condiciones. ¿Cuántos litros de N2O5 se producirá?

a) 2 L b) 5 L c) 4 L d) 1 L e) 10 L

09. Se hace reaccionar 2.8 g de CO con 4 g de O2. ¿Cuántos gramos de CO2 se formarán?

a) 2,2 g b) 8,8 g c) 4,4 g d) 4 g e) 6 g


67 68 COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3er. Año Secundaria QUÍMICA 3er. Año Secundaria 10. Del problema anterior que sustancia está en exceso y en que

porcentaje

a) CO : 20 % b) O2 : 32 % c) CO : 16 % d) O2 : 60 % e) O3 : 50 %

EL PESO EQUIVALENTE

EQUIVALENTE QUÍMICO (PE)

Es el peso relativo de una sustancia que ha logrado aceptar o transferir un carga unitaria, la carga unitaria puede ser:

e- : electrónH+ : ion hidrógeno, hidrogenión o protónOH- : ion hidroxilo

El peso equivalente puede ser igual al peso atómico o fracción de éste, lo mismo se cumple con respecto al peso molecular.En el cuadro a continuación se reúne al modo de hallar el peso equivalente de algunas sustancias.

SUSTANCIA

ELEMENTO

ÓXIDO ACIDO HIDRÓXIDO

SAL

Peso Equivalente

PA : Peso atómico(NO) : Valor absoluto del # de oxidación

: Peso molecular

EL EQUIVALENTE GRAMO (Eq-g)

Es el peso en gramos de una sustancia, numéricamente igual a su peso equivalente. Así, para hallar el valor del equivalente gramo de una sustancia, basta calcular su peso equivalente y expresarlo en gramos.

1 Eq-gx = PEx

(gramos) x = Sustancia

NÚMERO DE EQUIVALENTE GRAMO (# Eq-g)

Se halla dividiendo el peso en gramos de una sustancia entre su respectivo peso equivalente.

EJEMPLO 1:¿Cuánto vale el peso equivalente del calcio en el carbonato de calcio?

Peso atómico Ca = 40

Solución:

Hallamos el # de oxidación (NO) del calcio

(+2) (+4) (-2) Ca C O3

Aplicamos:

Rpta. PE Ca = 20

EJEMPLO 2:¿Cuál es el peso equivalente del ácido ortofosfórico?

Pesos atómicos: P = 31 ; O = 16 ; H = 1

Solución:

Sabemos que el ácido ortofosfórico es H3PO4

Además:

Rpta. PE H3 PO4 = 32,7

EJEMPLO 3:¿Cuál es el peso equivalente del hidróxido férrico?

Pesos atómicos: Fe = 55,8 ; O = 16

Solución:


PESO EQUIVALENTE Y


Sabemos: PE Hidróxido =

Luego: PE Fe (OH)3 =

Rpta. PE Fe (OH)3 = 35,6

EJEMPLO 4:¿Cuántos equivalentes hay en 56 g de ácido sulfúrico?

Pesos atómicos: H = 1 ; S = 32 ; O = 16

Solución:

PE

Rpta. # Eq – g H2 SO4 = 1,14

EJEMPLO 5:¿Cuál es el valor de 1 equivalente gramo de sulfato de aluminio?

Pesos atómicos: Al = 27 ; O = 16 ; S = 32

Solución:El sulfato de aluminio es: Al2(SO4)3

Al2 (SO4)3 = 2 Al+3 + 3 SO 4

carga total (+) = + 6

carga total ( - ) = - 6

El peso equivalente de una SAL es:

Como 1 eq - g es el peso equivalente expresado en gramos:

Rpta. 1 Eq – g de Al2 (SO4)3 = 57 g

LAS SOLUCIONES

DEFINICIÓN.- Las soluciones son mezclas homogéneas formadas por dos o más sustancias que se han logrado dispersar a escala de moléculas o de iones.Así, al adicionar una cuchara de azúcar en ½ litro de agua y agitar con una cuchara o bagueta, se observa que:

Luego de agitar las partículas de azúcar se disuelven hasta alcanzar el tamaño de moléculas.

Aquí están dispersas moléculas de azúcar y H2O: Es una solución molecular.

Si con igual cantidad de sal común (NaCI), procedemos similarmente; siendo este compuesto de tipo iónico, se logrará en el agua la separación de los iones sodio Na+ y cloruro Cl-.



Los iones, tanto como las moléculas, no han sido vistos directamente ni con los microscopios más sofisticados, el gráfico de éstos en los dibujos tienen sólo un fin didáctico.

Son muy comunes las soluciones binarias, es decir, aquellas donde participan sólo dos sustancias, llamadas SOLVENTE a la sustancia que se halla en mayor cantidad y SOLUTO a la que participa en menor proporción.

Las soluciones ACUOSAS son aquellas donde el solvente es el agua.TIPOS DE SOLUCIONESSegún la cantidad de soluto y solvente, las soluciones se clasifican en:

a) Diluidas.- Hay muy poca cantidad de soluto presente.b) Concentradas.- La cantidad de soluto presente es apreciable.c) Saturadas.- Cuando la solución ya no puede admitir la más mínima cantidad

de soluto adicional, si agregamos algo más de soluto, se origina la precipitación de este exceso(caso de soluciones de sólidos en líquidos).

d) Sobresaturadas.- Aquellas soluciones que, habiendo estado saturadas, lograron admitir soluto adicional, generalmente ello es posible cuando elevamos la temperatura.

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

1. PORCENTAJE EN PESO: % W(sto)Expresa la cantidad de masa o peso de soluto por cada 100 unidades de

W : peso o masa

Sto : SOLUTO

Sol : Solución

2. PORCENTAJE EN VOLUMEN: % V(sto)Expresa la cantidad de volumen de soluto por cada 100 unidades de Volumen de Solución:

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

1. MOLARIDAD (M)Expresa la concentración en # de moles de soluto por cada litro de solución.

sto = solutosol = soluciónste = solvente

Es una solución 2 molar de hidróxido de sodio, es decir, que en un litro de esta solución hay 2 mol-g de Na OH.

2. NORMALIDAD (N)Expresa la concentración en # de equivalentes gramo de

soluto por cada litro de solución.

Es una solución 8 normal de ácido sulfúrico, es decir, que en 1 litro de está solución hay 8 equivalentes gramo de H2 SO4.

3. MOLALIDAD (m)Expresa la concentración en # de moles de soluto por cada kg de solvente.

4. FRACCIÓN MOLAR ( fm )Es el cociente entre el número de moles de uno de los componentes de la solución y el número de moles totales de la solución.



EJEMPLO 01:Se disolvieron 260 g de ácido sulfúrico puro en 5 litros de solución. ¿Cuál es la molaridad y la normalidad de la solución?

Solución:

WH2 SO4 = 260 g M = ?

V sol = 5 litros N = ?

Hallando la molaridad:

Hallando la normalidad:

Rpta. Es una solución de H2SO4 0,53 M ó también se puede expresar solución H2SO4 1,06 N

EJEMPLO 02:Se disuelven 80 gramos de hidróxido de sodio en 200 ml de agua. ¿Cuál es la molalidad de la solución?

Solución:

W NaOH = 80 g m = ?

V H2O = 200 ml

Recordemos que la densidad del agua es 1 g/ml, lo que quiere decir que 1 gramo ocupa un volumen de 1 ml, como se tienen 200 ml de agua, el peso será:

W H2O = 200 g = 0,2 KgLuego:

Rpta. La molalidad de la solución es 10

EJEMPLO 03:Si a 100 ml de una solución 0,6 M se la adiciona 500 ml de agua, ¿Cuál es la molaridad de la nueva solución?

Solución:

Observemos que el # de moles del soluto es igual en ambas soluciones, ya que solo se adicionó agua pura.

n sto (1) = n sto (2)

Luego : M1 x V sol (1) = M2 x V sol (2)

Rpta. M2 = 0,1



Los volúmenes deben darse en litros.

EJEMPLO 04:Se agregaron 800 ml de agua a 200 ml de una solución de HCI 6N.¿Cuál es la normalidad de la solución resultante?

Solución:

Como se agregó el agua pura, el # Eq - g del soluto (HCI) es el mismo en ambas soluciones:

# Eq - g sto (1) = # Eq - g sto (2)

Luego: N1 x V1 = N2 x V2

Rpta. N2 = 1,2

EJEMPLO 05:Se mezclan 80 cm3 de Kl. 0,8 M y 120 cm3 de Kl. 0,6 M. ¿Cuál es la molaridad de la solución resultante?

Solución:

SOLUCIÓN 1 SOLUCIÓN 2 SOLUCIÓN 3

V1 = 80 cm3 V2 = 120 cm3 V3 = 200 cm3

M1 = 0,8 M2 = 0,6 M3 = ?

Observa que le 3 de moles de soluto (Kl) en la solución 3, es igual a la suma de moles de soluto de las soluciones 1 y 2.

n sto (3) = n sto (1) + n sto (2)

Luego:

Rpta. M3 = 0,68

PRACTICA DE CLASE

01. ¿Cuántos gramos de azúcar deberán disolverse en 90 g de agua para dar una solución al 25% ?

a) 22,5 % b) 30 c) 62,4 d) 18 e) 37,5

02. Determine la cantidad de agua que será necesaria para preparar 220 mL de solución al 20 % en volumen?



a) 200 mL b) 264 mL c) 176 mL d) 174 mL e) 44 mL

03. ¿Qué peso en gramos tienen 12 equivalentes químicos de H2SO4

a) 588 b) 289 c) 49 d) 1156 e9 98

04. ¿A cuántos eq-g corresponden 3 moles de hidróxido de calcio?

a) 92 b) 74 c) 13 d) 6 e) N.a.

05. Si se disuelven 7 g de cloruro de sodio en 18 g de agua, determine la concentración de la disolución en tanto por ciento en peso

a) 7 b) 18 c) 28 d) 25 e) 72

06. Calcula la cantidad en gramos de NaOH que se necesita para preparar 5 litros de una solución 0,1M.

a) 40 b) 30 c) 20 d) 10 e) 5

07. ¿Cuántos gramos de alcohol etílico están disueltos en 32 ml de una solución acuosa 0,85M?

a) 1,0g b) 2,1g c) 0,5g d) 1,7g e) 1,2g

08. Se tiene 49 gramos de ácido sulfúrico en 250 ml de solución. calcula la molaridad.

a) 2 b) 1 c) 0,5 d) 0,25 e) 4

09. Calcula el número de eq-g de Na2CO3 que se debe disolver para preparar 250 ml de una solución 0,08N.

a) 0,002 b) 0,001 c) 0,03 d) 0,04 e) 0,05

10. Se tiene 10 ml de una solución 2M de NaCl. ¿Cuánta agua es necesaria agregarle para convertirla en solución 0,.25M de NaCl?

a) 80 ml b) 70 ml c) 60 ml d) 8 ml e) N.a.EJERCICIOS PROPUESTOS N° 03

01. Hallar el número de equivalente gramo que existe en 370g de hidrógeno de calcio Ca(OH)2. P.A. (Ca = 40)

a) 1 b) 0,1 c) 2 d) 3 e) 10

02. ¿Qué cantidad de solvente será necesario para reparar 220 g de solución al 20%?

a) 44 g b) 264 g c) 200 g d) 174 g e) 176g

03. ¿Cuántos gramos de azúcar deberán disolverse en 60 ml de agua para obtener una solución al 25% en peso?

a) 40 b) 20 c) 10 d) 15 e) 25

04. Se añaden 15 gramos de NaCl puro a 150 g de una solución que contiene NaCl al 15 %. Hallar el porcentaje en peso de NaCl en la solución que resulta.

a) 22,73 b) 25 c) 10 d) 9,1 e) 13,64

05. ¿Qué peso de H2SO4 al 80% se deberá agregar a una solución de ácido sulfúrico al 50% que pesa 4 kg para obtener una nueva solución ácida al 60%?

a) 2 kg b) 3 kg c) 1 kg d) 4 kg e) N.a.

06. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 18.5 g de Ca(OH)2 en 400 mL de solución?

a) 0,625 b) 0,125 c) 1,25 d) 6,25 e) 0,3125

07. Hallar la normalidad de una solución de 5000 cm3 que contiene 400g. NaOH. P.A. (Na = 23; O = 16; H = 1)

a) 3 N b) 2 c) 5 d) 4 e) 6

08.Se tiene una solución con 84 g de metanol CH3OH y 128 g de H2O. determine la fracción molar del solvente en la solución.

a) 0,74 b) 0,28 c) 0,2 d) 0,55 e) 0,62


67 68 COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3er. Año Secundaria QUÍMICA 3er. Año Secundaria 09. Una solución dada contiene 80 g de soda NAOH y 324 g de

agua ¿Cuáles son las concentraciones en fracciones molares de los componentes de la solución?

a) 19,78% y 80,2% b) 80 y 32 c) 2 y 18d) 0,1 y 0,9 e) N.a.

10. ¿cuántos gramos de agua se debe agregar a una solución de ácido clorhídrico 2 molar y volumen de 1,2 L para rebajar su concentración a 0,75 M?

a) 1000 b) 2000 c) 3000 d) 4000 e) 5000


01. ¿Cuántos gramos de solución al 15% de NaCl se necesitan para extraer 90g de NaCl como soluto total?

a)600 g b) 405 c) 675 d) 900 e) N.a.

02. Si una solución tiene una concentración de 75 en peso. ¿cuántos gramos de soluto existen en 400 g de disolvente?

a) 28,0 b) 53,12 c) 37,2 d) 30,12 e) 21,36

03. ¿cuántos gramos de cloruro de calcio al 5% habrá que evaporar para obtener 75 g de cloruro de calcio como residuo?

a) 525 g b) 1425 c) 714 d) 1500 e) 2145

04. ¿Cuál es la molaridad de una solución preparada disolviendo 16,0 g de BaCl2 de agua suficiente para obtener 450 ml de solución?

a) 0,215 b) 0,115 c) 0,171 d) 0,025 e) 0,342

05. ¿Cuántos gramos de CaCl2 al 55 le corresponde a 75g de CaCl2?

a) 552 b) 1500 c) 1425 d) 714 e) 2145

06.¿Cuántos gramos de H2SO4 se deben disolver en agua para formar 10,5 Lt de una solución ácida 0,4 N?

PA (S = 32; O = 16; H = 1)

a) 205,8 b) 103,5 c) 102,9 d) 411,6 e) 160,907. Calcular la molaridad de una solución preparada disolviendo 42

gr de Ca(OH)2 en 5 Lt de agua.P.A. (Ca = 40; O = 16, H = 1)

a) 0,113, m b) 0,07 c) 0,572 d) 0,106 e) 0,325

08. ¿Cuántos gramos de soluto deben diluirse para obtener 600 mL de H2SO3 2,4 M=?

a) 118 b) 196 c) 82 d) 100 e) 119

09. ¿cuántos gramos de Ca(OH)2 se deben añadir al agua para obtener 4 litros de solución 0,1 N?

a) 3,7 b) 14,8 c) 7,4 d) 37 e) 74

10. Una solución de ácido sulfúrico cuya densidad es 1,066 g/ml, contiene 10 % en peso de h2So4. ¿Cuál es la normalidad de la solución?

a) 2,176 b) 1,088 c) 0,100 d) 0,106 e) 20,4



1. EL AGUA Y LA VIDA

La vida empezó en el agua y nunca pudo desligarse de ella. Un medio acuoso baña todas nuestras células y las partes exteriores de nuestro cuerpo, o bien están húmedas, como la córnea que se ulcera apenas se seca, o bien están muertas, como el cabello o las capas superficiales de la piel.

La ciencia moderna explica bien sus peculiaridades, y llega a la conclusión de que un tipo de vida similar al de la Tierra es casi inconcebible en los planetas privados de agua, porque no hay ningún compuesto químico que se le asemeje.

Los océanos cubren más del 70% de la superficie terrestre. Contienen unos 1400 millones de km3 de agua; es decir, 1400 trillones de litros.

Para calentar el agua se necesitan cinco veces más calorías que para calentar arena y treinta veces más que para calentar mercurio. La proporción es semejante cuando se trata de convertirla en vapor o de fundir el hielo. Esta es la razón por la cual el agua modera el clima, pues absorbe el calor a mediodía y lo restituye de noche. La temperatura de las islas oceánicas es muy uniforme, mientras que en el desierto del Sahara se soporta un calor abrasador durante el día y un frío riguroso durante la noche.

Todos sabemos que el frío no es más que ausencia de calor. Para evaporarse, el agua necesita una cantidad considerable de calor, que extrae de los cuerpos vecinos.

El sol evapora continuamente el agua de los mares. Parte de esta evaporización cae como LLUVIA o NIEVE sobre tierra firme.

LAS NECESIDADES DE AGUA de los seres vivos son ENORMES:. 1 km2 de pradera evapora 100 millones de litros en un año.. Menos de 300 mm de lluvia por año significan el desierto y la erosión.. Más de 4 m de lluvia significan la tundra helada, los pantanos o el bosque.

El agua es la única sustancia que a temperaturas corrientes existe en cantidades importantes como sólido (hielo), como líquido (agua) o como gas (vapor). El agua recorre un ciclo que comprende la evaporización en la superficie de los océanos, la formación de las nubes, la lluvia y el retorno a los mares por medio de los ríos.

Son poquísimas sustancias que, como el agua, se dilatan al congelarse. Si la densidad del hielo no fuera providencialmente menor que la del agua, caería al fondo de los ríos o del mar, donde no lo alcanzarían los rayos del Sol, y allí se acumularía.

. Al congelarse, el agua se dilata con enorme fuerza.

. Por eso se rompen las cañerías en los países fríos.

. Muy pocas sustancias aumentan en volumen al congelarse: entre ellas se encuentran el plutonio y el bismuto.

El agua disuelve la mayoría de las sustancias, en particular las minerales. No es extraño que un solvente tan eficaz contenga casi siempre impurezas.

H2O

¡Tan simple y sin embargo tan asombrosa!

Para la vida el agua es la sustancia número uno. Su fórmula es muy simple: H2O. Un átomo de oxígeno más dos átomos de hidrógeno. Se puede decir que es la primera fórmula química de las que uno se entera.Intentemos imaginarnos qué aspecto tendría nuestro PLANETA si de súbito quedase privada de agua.... Lúgubres y vacías “ojeras” de las depresiones de los océanos y los mares cubiertos de una gruesa capa de sales antes disueltas en el agua. Lechos resecos de los ríos y manantiales sumidos en eterno silencio. Rocas desmoronándose hasta el polvo por falta de agua que ligue sus componentes. Ningún arbusto, ni


El agua es una fuente de frío.

El agua es un depósito de calor.

El agua es una sustancia singular, aberrante.

El agua en sus tres estados: sólido, líquido y gaseoso.

El agua: el disolvente

El hielo que flota.

EL

67 68 COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3er. Año Secundaria QUÍMICA 3er. Año Secundaria flor, ni ser viviente en la Tierra exánime. Y en lo alto, un cielo siniestro e insólito donde nunca, jamás, aparece ni siquiera una nubecilla solitaria.El agua es, al parecer, el más simple de los compuestos, pero sin ella es imposible cualquier clase de vida, tanto racional como irracional.

¡El agua es el más maravilloso de los compuestos químicos que hay en el mundo!

¡UNA GOTA DE AGUA HORADA UNA PIEDRA!

Cuando el agua se infiltra en una roca y luego se congela, su expansión QUIEBRA LA PIEDRA. Así se van desmenuzando montañas enteras.

¡QUE LES PARECE!

2. EL AGUA : CONCEPTO QUIMICO

El agua es el compuesto químico más abundante de la corteza superficial de la Tierra. Se compone de dos elementos, hidrógeno y oxígeno, combinados en la proporción de dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. La unión de estos tres átomos es COVALENTE, pues comparten sus electrones, es decir, cada átomo de hidrógeno comparte su electrón con un electrón del oxígeno, de modo que se forman dos enlaces covalentes entre los tres átomos.

El agua, H2O, por su pequeño peso molecular, 18, debería ser un gas. Muchos gases tienen pesos moleculares mayores que ella. Esto quiere decir que las moléculas de agua forman agrupaciones de muchas unidades H2O. Esta unión se realiza mediante el “puente de hidrógeno”. Los átomos de oxígeno están ligeramente cargados con cargas negativas y los átomos de hidrógeno, con cargas positivas. Estas cargas sirven para atraer las moléculas entre sí y

unirlas ligeramente. “POSITIVO ATRAE A NEGATIVO”. La molécula de agua aparece constituyendo un dipolo ( )

3. PROPIEDADES FISICAS DEL AGUA

4.PREPARACION DEL AGUA POR SINTESIS

Es un experimento de laboratorio destinado a demostrar que el agua se compone exclusivamente de oxígeno e hidrógeno, en las proporciones de un átomo del primero y dos átomos del segundo.

Para iniciar la reacción se necesita un punto de ignición (o un catalizador). Debido a la enorme afinidad de los átomos de oxígeno por los de hidrógeno se desprende una enorme cantidad de calor, y el vapor de agua que se produce resulta invisible. Sin embargo, si se lo condensa sobre una superficie fría, las gotas de agua podrán ser recogidas, pesadas y ensayadas. ¡Así se obtiene AGUA PURA!


. El agua es un líquido incoloro, inodoro e insípido.

. Un gramo de agua ocupa 1 cm3 a 4 °C (densidad = 1 g/cm3)

. El punto de ebullición es de 100°C a una presión de 760 mmHg.

. El punto de congelación es de 0°C.


El hidrógeno arde en el aire al combinarse con el oxígeno. Al arder se forman gotitas de agua sobre la superficie fría del matraz lleno de hielo. Esta agua no proviene de la humedad del hidrógeno, por haberse secado antes con cloruro de calcio (muy ávido de agua).

EL AGUA EL COMPUESTO MAS ANOMALO DE LA TIERRA!

La ciencia moderna estableció que el agua se nos presenta como un grandísimo impostor.El agua se puede llamar hidruro de oxígeno. El OXIGENO es miembro del sexto grupo. En este mismo grupo están alojados el azufre, el selenio, el teluro y el polonio. Las moléculas de sus hidruros tienen la misma estructura que la molécula de agua: H2S, H2Se, H2Te, H2Po. Las temperaturas de ebullición de estos compuestos cambian con bastante regularidad. Pero la temperatura de ebullición del agua sobresale bruscamente en este grupo, y pasa a 100°C al estado de vapor.

¡ES LA PRIMERA ANOMALIA ASOMBROSA DEL AGUA!

Esa desobediencia del agua permite concluir que el estado LIQUIDO Y SOLIDO del agua en la Tierra es anormal. Según el “reglamento”, debería encontrarse al estado de VAPOR. En verdad, el carácter del AGUA ES CAPRICHOSO. ¿Por qué?Diremos que se debe a la estructura de las moléculas del agua. Ellas tienen una propiedad muy acusada de atraerse mutuamente con gran fuerza. En vano buscaríamos en un vaso de agua moléculas solitarias.Ellas viven formando asociaciones que se pueden romper sólo con grandes esfuerzos. Por eso el agua se funde y hierve a temperaturas muchos más altas de lo que se puede esperar.

¡TAN SIMPLE Y SIN EMBARGO TAN ASOMBROSO!

5. EL AGUA Y SU PODER DISOLVENTE

a)El agua es el mejor solvente. Disuelve muchos productos en grandes cantidades y hay muy pocas sustancias que no se disuelven en ella, aunque sea en pequeña cantidad; aun el vidrio lo hace en pequeña proporción. Por esta razón es muy difícil mantener agua pura.

b)Disociación iónica. Los compuestos iónicos se disuelven únicamente en disolventes polares, como el agua, cuyas moléculas son dipolos. Al pasar los

iones del compuesto a disolver al seno del disolvente, cada ión de la sustancia disuelta se rodea de un cierto número de moléculas del disolvente, que se orienta según las cargas del ión, por lo que se forman iones “solvatados”.

Los iones del cloro Cl- y del sodio Na + están rodeados por las moléculas de agua.(iones hidratados)

Ecuación: Na Cl Na+ + Cl-

En la figura, el disolvente es el agua y los iones cloro (Cl -) y sodio (Na+) corresponden a la sustancia disuelta.

6.DISOCIACION ELECTROLITICA

En la experiencia acabada de exponer vimos cómo cuando se disuelve en agua a la sal común NaCl, sus moléculas se rompen o disocian en iones sodio e iones cloro.


Se llama disociación iónica al proceso de separación de iones.


MIGRACION DE IONES EN LA CONDUCCION ELECTRONICA

Si en la solución se introducen dos electrodos conectados a una batería, tal como indica la figura, los iones cloro, cargados negativamente, son atraídos por el electrodo positivo, mientras que los iones sodio, cargados positivamente, son atraídos por el electrodo negativo. La corriente eléctrica que existe en el recipiente (llamado voltámetro) es el resultado del movimiento de los iones causado por estas atracciones. El electrodo por donde entra la corriente convencional en el voltámetro se llama ánodo, y aquel por donde sale, cátodo. En consecuencia, los iones positivos se dirigen al cátodo y por tal motivo son denominados cationes, mientras que los negativos se denominan aniones porque se depositan en el ánodo.

CONCEPTOS BASICOS

I. Existen líquidos buenos conductores de la electricidad (como una solución de sal o de ácido sulfúrico) que se disocian al disolverlos en agua.

II. Son líquidos aislantes quienes conducen la electricidad en grado muy pequeño, como por ejemplo el agua pura, una solución de azúcar o glicerina, etc.

III. Se llaman electrólitos a aquellos líquidos a través de los cuales pasa la corriente eléctrica. Tal es el caso de sustancias como los ácidos, las bases y las sales.

MICHAEL FARADAY (1791 – 1867)

“Haz todo lo posible por triunfar sin esperar el triunfo”

. Uno de los sabios más ilustres, inglés, de grandes descubrimiento físicos y químicos.

. De origen humilde, fue un autodidacta. A los 11 años era aprendiz de encuadernador. La lectura de muchos de estos libros que debía trabajar le creó una sed inagotable de conocimientos científicos.

. Haber ido a escuchar las conferencias del gran Humphrey Davy le significó entrar a su servicio como criado y luego acompañarlo en sus investigaciones.

. A los 31 años ya presentaba sus propios descubrimientos ante la Sociedad Real de Londres. Fue director del laboratorio en 1825 y luego, en 1833, profesor de Química de la institución, hasta su muerte.

. Fue el primero en licuar el cloro, el bióxido de carbono y otros gases, Investigó la inducción magnética y desarrolló el concepto de líneas de fuerza alrededor de un imán, pero lo más importante en el campo químico fue el enunciado de sus leyes de la electrólisis.

DEBES SABER QUE ...A Faraday se debe la introducción de muchos términos técnicos relacionados con la electrólisis. Así, electrólito, ánodo y cátodo fueron inventados para Faraday por su amigo William Whewell.

SVANTE ARRHENIUS (1859 – 1927)

Químico y físico sueco galardonado con el Premio Nobel de Química (1903) por su TEORIA DE LA DISOCIACION ELECTROLITICA (1880).

A través de ella estudiaba el comportamiento de las soluciones acuosas de electrólitos que incluían ácidos y bases. Decía que “cuando una sal, un ácido o una base se disuelven en agua, las moléculas del soluto se IONIZAN parcialmente; esto es, se dividen en IONES, que pueden entonces llevar una corriente eléctrica”.

¡ARRHENIUS INTRODUJO EL CONCEPTO DE LOS IONES EN LA QUIMICA DEL SIGLO XX!

ALGO MAS SOBRE LA ELECTROLISIS DEL AGUA

Observemos que el volumen del hidrógeno que se recoge es el doble del de oxígeno. Como sabemos que volúmenes iguales de gas, a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas (en este caso, cada una es de 2


LA ELECTROLISIS es la descomposición que sufren algunos compuestos químicos (electrólitos) cuando a través de ellos pasa corriente eléctrica.

67 68 COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3er. Año Secundaria QUÍMICA 3er. Año Secundaria átomos), deducimos que EL AGUA SE COMPONE DE DOS ATOMOS DE HIDROGENO POR CADA UNO DE OXIGENO

7.DISOLUCIONES DE SUSTANCIAS COVALENTES EN AGUA

Anteriormente vimos cómo en la disolución iónica de la sal común NaCl, la acción del agua se redujo a separar los iones Na+ y Cl- de la sal disuelta.En cambio, en las sustancias covalentes, como el cloruro de hidrógeno HCl, solamente al disolverse en agua se producen los IONES H+ y CL-.

HCl H+ + Cl-

Luego se produce la disociación iónica por acción de las moléculas polares del agua. Debido a la atracción electrostática de los iones con las moléculas polares del agua, se presenta una capa de hidratación alrededor de cada ión por la retención de varias moléculas de agua. Lo más evidente se presenta sobre el ión hidrógeno H+, que se combina con una molécula de agua para formar el ión hidronio H3O+.

En síntesis, el cloruro de hidrógeno HCl diluido en agua consta de iones Cl - e iones H3O+; denominado ACIDO CLORHIDRICO.

8.DESCOMPOSICION (ELECTROLISIS) DEL AGUA

El método más demostrativo de la descomposición del agua se basa en la electrólisis o descomposición de una sustancia mediante la corriente eléctrica.

LA ELECTROLISIS DEL AGUA

PASO 1: Como el agua pura es muy poco conductora, se le añade un poco de ácido sulfúrico para facilitar la reacción, pero éste se recupera íntegro al final de la experiencia; es decir, no cambia ni se consume durante ella.

PASO 2: Una vez cerradas las llaves de paso A y B, se conectan los electrodos del platino a una batería o acumulador (se usa el platino porque es un metal inerte que no participa en la reacción). Al circular la corriente por el agua, la descompone en hidrógeno y oxígeno, y se ven salir burbujas de gas en cada electrodo. Del electrodo negativo o cátodo se desprende el hidrógeno, pues cuando los átomos de este gas pierden un electrón, adquieren una carga positiva y son atraídos por la electricidad de signo contrario. Del electrodo positivo o ánodo se desprende oxígeno por razones semejantes.

PASO 3:La comprobación: si se abre la llave B y se le acerca una brasa en ignición, ésta estalla en una resplandeciente llamarada provocada por su combustión en oxígeno puro. Si se abre la llave A, correspondiente al hidrógeno, y se le permite mezclarse con el oxígeno del aire, al acercarse una cerilla encendida se producirá una explosión o llama.

Las reacciones químicas:

PASO 1: Al disolverse el H2 SO4 en agua, se IONIZA en:



Los iones de agua:

PASO 2: La descomposición en los electrodos:

9. CLASES DE AGUA

I.Las aguas naturales.- O aguas impuras. Son aquellas que se encuentran en la superficie terrestre, en ríos, lagos y aun como lluvia; todas ellas contienen sustancias que las impurifican.Las aguas naturales contienen:a) Sólidos en suspensión, como tierra, arena, microorganismos, etc.b) Sales disueltas, tales como sulfatos, carbonatos, cloruros y nitratos, etc.c) Gases disueltos, como el caso del oxígeno, dióxido de carbono, amoníaco y

ácido sulfhídrico.

II. El agua potable.- (“Potare” = beber). Es aquel tipo de agua apta para beber. No contiene gérmenes patógenos y sólo presenta disueltas pequeñas cantidades de sales (cloruros, sulfatos, magnesio, etc.) Tiene sabor agradable. Es límpida. Permite cocinar los alimentos y la disolución del jabón.

III.El agua dura.- Es una clase de agua con exceso de sales de calcio y magnesio. Gran consumidora de jabón, No sirve para la cocción de los alimentos. Ejemplo: El agua de mar. El agua dura puede ablandarse por ebullición.

IV. El agua destilada.- Cuando el agua impura hierve, su vapor deja atrás la mayoría de las sustancias disueltas en ella. Si se lo enfría y condensa en otro recipiente, se obtiene agua mucho más pura. Este método se llama destilación.Esta agua es químicamente pura y por lo tanto no debe beberse. No contiene sustancias en disolución que la impurifiquen. Se usa en los laboratorios. Es incolora, inodora e insípida.

V. Agua de cristalización.- Aunque muchas sales pueden parecer a simple vista muy secas, tienen cantidades bien definidas de agua, íntimamente unidas a ellas. Conforman así los cristales hidratados. Citemos el caso de una molécula de cristal de sulfato de cobre (II), el cual tiene 5 moléculas de agua de cristalización (pentahidratado); el cloruro de calcio hidratado (CaCl2.6H2O).

10. PROPIEDADES QUIMICAS DEL AGUA

1. El agua es muy estable ante la acción del calor.2. El agua no tiende a entregar su oxígeno ni a quitarlo de otros cuerpos. Por

ello se dice que es un débil oxidante y un pobre reductor.3. Se la denomina vapor cuando puede licuarse por simple presión.4. El agua se combina con los óxidos y con los anhídridos solubles, de modo que

forma los hidróxidos que corresponda. Ejemplo:



5. Los puentes de hidrógeno siguen actuando a elevadas temperaturas. De aquí que el punto de ebullición (paso a vapor) y la cantidad de calor necesario para evaporar el agua sean muy elevados.

6. El agua pura es mala conductora de la electricidad, porque a 25°C sólo una molécula de cada diez millones se disocian en iones hidrógeno H+ y oxidrilo OH+ capaces de transportar cargas eléctricas.

7. A una temperatura superior a los 374°C, el agua es un gas perfecto.

11.EL AGUA OXIGENADA H2O2

El agua oxigenada o peróxido de hidrógeno es un compuesto inestable que contiene más oxígeno que el agua común y tiende a liberarlo.

La molécula del agua oxigenada (ver figura) es NO PLANAR. Se puede obtener en el laboratorio tratando el peróxido de sodio (Na2O2) con ácido sulfúrico (H2SO4) o el ácido clorhídrico.

O bien, el peróxido de bario (BaO2) con ácido sulfúrico:

224422 OHBaSOSOHBaO PROPIEDADES FISICASEs un líquido viscoso, inodoro e incoloro, en capas delgadas. En capas gruesas es de un tinte azulado. De sabor astringente.

PROPIEDADES QUIMICASEl agua oxigenada pura es un líquido muy inestable por su formación endotérmica. Se descompone según la reacción:

Cuando se calienta agua oxigenada suben a la superficie burbujas de gas. Estas burbujas son de oxígeno. El agua

oxigenada se ha disociado y da como resultado agua y oxígeno.

Por otra parte, el H2O2 es un oxidante poderoso, que libera yodo del yoduro de potasio:

KOH2IOHKI2 222

USOS DEL AGUA OXIGENADA

Por sus propiedades oxidantes se usa principalmente para blanquear la seda, plumas, pieles, fibras textiles, paja. El agua oxigenada, en soluciones diluidas, se emplea como antiséptico; es una solución acuosa que puede contener un 3% de agua oxigenada. Se le llama también solución a 10 volúmenes, ya que puede desprender 10 veces su propio volumen de oxígeno. Se usa también como bactericida y en cosmética.

12. EL AGUA PESADA D2O

. Fue obtenida por primera vez por el químico estadounidense Gilbert Lewis.

. En el agua natural hay 6600 moléculas de agua común por cada una de agua pesada.. El agua pesada, de propiedades químicas similares al agua común posee

propiedades físicas diferentes: se congela a 3,8 °C y hierve a 101,42°C. Su densidad es de 1,1 g/cm3 a 20°C.

. El agua pesada es inerte: todos los animales y los vegetales morirían de sed si tuvieran que vivir de ella.

. Usos: Como moderador de neutrones en los reactores nucleares. En la técnica de trazadores para investigaciones biológicas.


Nombre genérico: Oxido de deuterioNombre común : Agua pesadaFórmula : D2OPeso molecular : 20

El “agua pesada” se obtiene a partir del deuterio D, el cual es un isótopo pesado del hidrógeno de masa 2. Luego:

El “agua pesada” es AGUA que contiene deuterio en vez de hidrógeno común.


¡OJITO! ¡OJITO!¿CUÁL ES EL AGUA PESADA?

¿CUÁL ES EL AGUA PESADA?

Agua natural y agua pesada vistas mediante un procedimiento de reproducción conocido como

neutrongrafía.

¿QUIÉN ES QUIEN?

1. LOS ACIDOS Y LAS BASES – SOLUCIONES ACIDAS Y BASICAS

LOS ACIDOS

1 Concepto elemental de un ácido

Los ácidos en solución acuosa tienen sabor agrio, parecido al del vinagre; enrojecen la tintura azul de tornasol y decoloran la disolución de fenolftaleína enrojecida por las bases; reaccionan con la mayoría de los metales comunes liberando su hidrógeno y formando sales. Neutralizan a los hidróxidos.

2Los ácidos por su disociación iónica (Arrhenius)

Según la teoría de la disociación iónica de Arrhenius, “los ácidos son sustancias que en solución acuosa liberan iones hidrógeno (H+)”Esta disolución iónica puede expresarse, por ejemplo, así:

H2SO4 + 2H+

3Los ácidos como dadores de protones (Brönster y Lowry)

La teoría de Bronsted – Lowry propone que “un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones”.Así podemos tener:

HCl + H2O Cl- + H2O+

4 Soluciones ácidas

Con las características de los ácidos, las soluciones ácidas poseen sabor ácido, cambian el color del papel tornasol de azul a rojo, neutralizan las soluciones alcalinas. Presentan iones hidrógeno. Es el caso de disolver un ácido en agua.

CONCLUSIONSe llaman ACIDOS a aquellas sustancias que en solución acuosa tienen sabor agrio y liberan IONES HIDROGENO (H+); con capacidad para CEDER PROTONES.

LAS BASES

1 Concepto elemental de una base

Las bases disueltas en agua tienen sabor amargo, como a lejía.Vuelven azul al papel tornasol enrojecido.Enrojecen la disolución de fenolftaleína. Neutralizan a los ácidos. A estas bases solubles se les suele llamar álcalis. Son álcalis, por ejemplo, la sosa cáustica, la potasa cáustica, el amoníaco y la cal apagada.

2Las bases por su disociación iónica (Arrhenius)

Arrhenius, establece que “en soluciones acuosas las bases liberan iones oxhidrilo (H-)”Por ejemplo:

Ca(OH)2 Ca++ + 2OH-

3

Las bases como aceptadores de protones (Brönster y Lowry)

Brönster y Lowry definen que “una base es una sustancia capaz de aceptar protones.Luego:

NH3 + H2O + OH-

4 Soluciones básicas(alcalinas)

Una solución básica se produce al disolverse algún hidróxido en agua. Presentan sabor astringente, cambian el color del papel tornasol de rojo a azul. Toman el color rojo con la fenolftaleína. Neutralizan las soluciones ácidas y liberan iones oxhidrilo

CONCLUSIONLlamamos BASES a las sustancias que en solución acuosa tienen sabor amargo y liberan IONES OXHIDRILO (OH-); con aptitud para ACEPTAR PROTONES.


ACÍDOS Y BASES –


¡ALGO PARA COMPLETAR!

1. Un ácido es una sustancia que suministra ..................... en la solución.

2. Una base es una sustancia que absorbe o elimina iones ..................

3. El ión OH- es una base porque puede absorber iones H y reaccionar con ellos para formar moléculas H2O . La ecuación para este proceso es ......................

4. Cuando una base reacciona con los iones H- de un ácido, decimos que n ........... el ácido.

5. Como el HCl se ioniza completamente y proporciona tantos iones H- como sea posible, decimos que es un ácido .......................

(fuerte/débil)6. El H S es un ácido débil. Esto significa que .................... se ioniza completamente.

(si/no)7. La formación de H2O de los iones H- y OH- es una importante reacción ácido base.

Es la reacción que ocurre cuando neutralizamos cualquier ácido fuerte mediante la base ........................

8. El H2S es un gas que huele a huevo podrido. Las soluciones de iones S -2 no huelen. Una solución de Na2S contiene Na+1 e iones .............y, por lo tanto, ............ huele. (si/no)

9. Toda sustancia que absorbe iones H+1 de una solución se llama ...............

10. Debemos saber qué compuestos son ácidos y qué compuestos son bases.

Luego:

HCl y H2S son ..........................NH3 y NaOH son ..........................

2. TEORIAS DE ARRHENIUS SOBRE LOS ACIDOS Y LAS BASES

Arrhenius (1880) desarrolló una teoría sobre el comportamiento de las soluciones acuosas de electrólitos que incluían ACIDOS y BASES. Así pudo plantear las siguientes reacciones.

HCl H+ + Cl- .................. Acido clorhídrico

NaOH Na+ + OH- .................. Hidróxido de sodio

Según Arrhenius, la neutralización se producía por la combinación de H+ y OH-

para producir agua:H+ + OH- H2O .................. Neutralización

Por lo tanto , los ácidos con las bases producían sales como:

3. FUERZA DE LOS ACIDOS Y LAS BASES

La fuerza de un ácido consiste simplemente en la cantidad de moléculas que se disocian cuando éste se disuelve en agua. Una imagen muy sencilla de lo que ocurre es la de un salón de baile: hay parejas unidas y existen hombres y mujeres separados.En un ácido fuerte como el clorhídrico prácticamente todas las moléculas están disociadas en aniones de cloro (Cl-) y cationes de hidrógeno (H+). En un ácido débil como el ácido acético la mayoría de las moléculas permanecen unidas; pero debe tenerse en cuenta que los pocos iones que se habían formado se reemplazan automáticamente cuando por cualquier causa desaparecen de la solución. En resumen, la capacidad de neutralización del ácido acético es igual a la de un ácido fuerte, pero su disociación es mucho menor.

Son ACIDOS FUERTES aquellos que disueltos en agua están disociados en alto porcentaje. Ejems.:H2SO4 ............. ácido sulfúricoHCl ............. ácido clorhídricoHClO4 ............. ácido perclórico

Son ACIDOS DEBILES aquellos que disueltos en agua están disociados en un bajo porcentaje. Ejems.:H2S ............ ácido sulfhídricoHClO ............. ácido hipoclorosoHF ............. ácido fluorhídrico

Debemos agregar que según la teoría de Brönsed – Lowry:

Así, por ejemplo, en el ácido fuerte: HCl Cl- + H+

Al ácido HCl (fuerte) le corresponde la base conjugada débil Cl; y en el ácido débil H2O:

H2O H+ + OH-

Al ácido débil H2O le corresponde la base conjugada fuerte OH-.


Un ácido fuerte tiene por conjugada a una base débil y un ácido débil tiene una

Base fuerte como conjugada.ACIDO

BASE


ALGO PARA COMPLETAR

1. Cuando el CO2 se disuelve en agua, se ioniza ligeramente, como se ve a continuación:

2. Un químico puede a veces decir que una reacción se está llevando a cabo por lo que observa o huele. Por ejemplo, si ve que un sólido se precipita cuando dos soluciones se mezclan, sabe que una reacción .................tiene lugar.

(si/no)

3. Siempre que una reacción produce gas, uno puede observar que algunas burbujas de gas e ............ de la solución.

4. A veces podemos decir que una reacción tiene lugar por medio de nuestro olfato.

Por ejemplo, si convertimos en NH3 , la primera solución inodora .........

empezará a oler.(si/no)

5. El H2SO4 es un ácido fuerte en el sentido de que la reacción: H2SO4 H- +

prosigue hasta completarse. Recordar que un ácido fuerte es aquel que

se ioniza ....................(parcialmente/completamente)

6. La ionización de H2SO4 en H- y HSO4 es completa. La ionización de en H-

y .............. completa.

(es/no es)

7. Un ión OH- ............ absorber un H3 de HCO3 liberando .

4. ANFOTEROS (Anfolitos)

Son electrólitos anfóteros aquellas sustancias que pueden disociarse indistintamente como ácidos o como bases. Por ejemplo, el Al (OH)3 disuelto en agua puede actuar:

a) Como base débil: Al(OH)3 Al+3 + 3OH-

b) Como ácido débil: Al(OH)3

El agua como anfótero:(Arrhenius) H2O H+ + OH-

(Bronsted – Lowry) + + ;

donde:

5. CONSTANTE DE IONIZACION DEL AGUA (Producto iónico)

Lo anterior nos hizo ver cómo el agua da iones (H3O)+, o, lo que es lo mismo, iones H+ e iones (OH)-. Experimentalmente debemos saber que:

Por lo cual, llamamos constante de ionización o producto iónico del agua (KW) al producto.

H- = Concentración de iones hidronio

OH- = Concentración de iones oxhidrilo

6. SOLUCIONES NEUTRAS, ACIDAS Y BASICAS

En base al concepto iónico, podemos clasificar a las soluciones de la siguiente manera:

SOLUCIONESACIDAS

Es aquella en que la concentración H es mayor que 10-7 ión-g/l o cuando (OH) es menor que 10–7 moles/l.

CONCENTRACION DE IONESH+ en moles por litro

SOLUCION

10°ACIDA-

10-6

SOLUCIONESNEUTRAS

Es aquella en la cual las concentraciones de iones (H) e iones (OH) son IGUALES.

10-7NEUTRA

10-8

BASICA10-9

SOLUCIONES-


En un litro de agua a 25°C se encuentran 10-7 iones H+ y 10-7 OH-.El agua es una solución neutra.


BASICAS

Se presentan cuando contienen más de 10-7

iones (OH)- por litro o menos de 10-7 iones H+

por litro de líquido.

-

-

-

10-14

7. CONCEPTO DE Ph

El concepto de pH fue propuesto por Sörensen (1909), quien definió al índice de ión hidrógeno o pH como el logaritmo del inverso de la concentración de iones H+ contenidos en la disolución.

pH = -log10 1/[H+] ó pH = -log10 [H+]

Donde [H+] = concentración de iones hidronio = [H3O+]

Según esto, una solución neutra tendrá unpH = -log [H+] = -log 10-7 = - (-7 log 10) = 7

Si la solución es ácida, entonces [H+] > 10-7 ; por ejemplo:

[H+] = 10-4 , pH = - (-4 log 10) = 4

Si la solución es básica (alcalina), [H+] < 10-7; por ejemplo:[H+] = 10-10

y su pH = - (-10 log 10) = 10

Por lo que:

UNA SOLUCION ES

SOLUCION ACIDA pH < 7SOLUCION NEUTRA pH = 7SOLUCION BASICA pH > 7

Por un razonamiento análogo, puede obtenerse un índice de ión oxhidrilo (pOH):

pOH = log 10 ó pOH = - log [OH-]

ahora, como el caso del agua: [H+] [OH-] = 10-14

significa que: log [H+] + log [OH-] = -14y también: - log [H+] + (-log[OH-]) = 14

pH pOH

............ (a 25°C)

8. VALORES DE pH

Lo anteriormente expuesto permite establecer los valores del pH. Los valores del pH varían entre 0 y 14. Una solución con pH CERO tiene la acidez máxima posible. Una con pH uno, aunque aún es fuertemente ácida, es más débil que la anterior. Valores del pH de 2, 3, 4, 5 y 6 indican soluciones ácidas cada vez más débiles.

Los líquidos neutros como el agua pura tienen un valor de 7 para el pH. Números de 7 a 14 indican soluciones alcalinas o básicas, con 14 como la máxima alcalinidad. Los valores del pH de 0 a 14 no son números arbitrariamente elegidos, sino que tienen un significado científico.


El pH es una medida exacta de la acidez o alcalinidad de una solución.

pH + pOH = 14

La acidez de una solución y su pH dependen de la concentración de iones H+ en la solución.


Concentración de iones H+ en moles por litro

PH SOLUCION

10o 0

ACIDA

10-1 110-2 210-3 310-4 410-5 510-6 610-7 7 NETRA10-8 8

BASICAO

ALCALINA

10-9 910-10 1010-11 1110-12 1210-13 1310-14 14

9. NEUTRALIZACION DE ACIDOS Y BASES

Cuando un ácido reacciona con cualquiera de los compuestos conocidos con el nombre de bases o ácidos, los únicos productos de la reacción son una sal y agua.

El término de la reacción de neutralización se presenta cuando desaparecen las sustancias reaccionantes (el ácido y la base). Se dice que se ha llegado al punto final o punto de equivalencia.

10. LA TITULACION

METODO

. Se toma un volumen exactamente medido de la solución que contiene la base y se coloca en un frasco junto con algunas gotas de un INDICADOR (el cual estudiaremos más adelante).

. El ácido se hace llegar lentamente (gota a gota) desde un tubo que ha sido cuidadosamente graduado en milímetros (ml), llamado BURETA, hasta que se produzca un cambio de color, el cual indica la neutralización completa.

. Se miden exactamente los volúmenes de las soluciones en las buretas, que son tubos de diámetro uniforme graduados con divisiones cada 0,1 ml.

Este método exige el uso de una SOLUCION VALORADA, es decir, una solución de la que se conozca exactamente su concentración. Esta se da por su NORMALIDAD (N), ya que la neutralización de un ácido por una base, o viceversa, se da por equivalentes-gramo (eq-g). Como las cantidades de ácido y base a reaccionar son equivalentes, entonces:

1 eq-g de ácido neutraliza 1 eq-g de base ( o viceversa)

Recordemos que:

N = n° eq-g/V n° eq-g = N.V


Se llama TITULACION (o valoración) al método que se usa para conocer la cantidad de ácido o base en la solución.

La CONCENTRACION de la solución de ACIDO que está en la bureta se determina por titulación contra una solución standard de una base que está en la redoma.Mientras el tornasol que se agregó al frasco está todavía azul, hay que seguir agregando ácido.


Como el número de equivalentes de ácido y base tienen que ser iguales en el punto final de la titulación:

NA . VA = NB . VB Fórmula para volumetrías ácido-baseDonde:NA = normalidad del ácido; VA = volumen (en litros) de ácido.NB = normalidad de la base; VB = volumen (en litros) de ácido.

PRACTICA DE CLASE

01. La concentración de una solución es [H+] = 10-7. Hallar su pH.

a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7

02. Calcular el pH de una solución de HCl, 0,002M, a 25°C, si la ionización fue total. (log 2 = 0,3)

a) 2,7 b) 3,3 c) 1,7 d) 2 e) 3

03. El pH de una solución es 8. ¿Cuál es la concentración en [H+] y [OH-]?

a) 108 y 106 b) 10-8 y 106 c) 10-8 y 10-6 d) 10-3 y 10-11 e) N.a.

04. Una solución ácida es cuando:

a) pH < 7 b) pH > 7 c) pH + pOH = 14 d) N.a.

05. Una solución básica es cuando:

a) pH = 7 b) pH < 7 c) pH > 7 d) N.a.


01. Una solución neutra es cuando:

a) pH< 7 b) pH = 14 c) pH > 7 d) pH = 7

02. En las soluciones neutras se cumple:

a) pH = pOH = 7 b) pH + pOH = 7 c) pOH = 0 d) N.a.

03. Los ácidos son buenos conductores de la electricidad, por eso se les llama:

a) electrolitos b) no electrolitos c) anfóteros d) N.a.

04. Los indicadores sirven para apreciar a simple vista si la solución es ácida o básica; así la fenolftaleína en medio ácido y en medio básico es:

a) Verde – amarillo b) incoloro – rojo c) incoloro – naranja d) rojo – verde

05. Si una gota de una solución se deja caer sobre papel

tornasol rojo y cambia a azul, entonces es: ................................. y si una gota de

otra solución se deja caer sobre papel tornasol azul y se mantiene el color azul,

entonces esta última solución es: .............................................

a) ácido – ácido b) ácido – base c) base – base d) neutro – base

06. Al colocar papel tornasol rojo en leche de magnesia se torna ....................

a) Azul b) Rojo c) Verde d) No varía e) Amarillo

07. Hallar el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico de 0,0001 molar.

a) 5 b) 6 c) 4 d) 7

08. Hallar el pH de una solución 0,0001 molar de ácido sulfúrico.

a) 3 b) 5 c) 6 d) falta datos

09. En una solución neutra, si el pH = 6; hallar el pOH

a) 6 b) 7 c) 8 d) 14

10. En la reacción neutra:

H2CO3 + 2Ca(OH)2 H2O + ………………………………

El compuesto que se forma es:

a) CaCO3 b) 3CaCO3 c) 2CaCO3 d) N.a.



67 68 COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3er. Año Secundaria QUÍMICA 3er. Año Secundaria 01. Para cada una de las soluciones siguientes dar el valor de [H+] y su pH:

Una solución [H+] pH.... 1M de HCl.... 0,01M de HBr.... 10M de HNO3

.... Agua pura 10-7

.... 1M de NaOH

.... 0,01M de NaOH

02. La manera como un químico usa el número 3 para establecer que se refiere al valor[H+]=10-3M es escribiendo pH=3. Así, para referirse a [H+]= 10-6, se escribe pH = .............................

03. El termino pH es usado por los químicos para indicar la concentración de iones H-. El agua pura, en la cual [H+] tiene el valor de 10-7 M, presenta un pH= ...................................

04.En una solución con [OH-] = 10-6 [H+] = ........................ M

05.Una determinada solución tiene [H+]= 10-4 M. Luego: [OH-] = .................... M

06. Hallar el [H+] de una solución de amoniaco (NH3), 0,002M, cuyo grado de ionización es 4%.

07. Una solución con un pH como 5 ó 6 es ácida debido a que el pH es menor que 7, pero estas soluciones son ................. ácidas que las soluciones con pH de 0,1 ó 2.

(más /menos)

(mayores /menores)08. Las soluciones con valores para [H+] menores que 10-7 son

básicas. A medida que [H+] baja, el valor del pH sube; por lo tanto, las soluciones básicas tendrán valores de pH ................... que el agua pura.

(mayores /menores)09. El valor [H+] = 4 x 10-5 M se encuentra entre 10-4 M

y ................. M y, en consecuencia, tiene un pH entre .............. y ...................

10. Debido a que [H+] = 3 x 10-4 M se encuentra entre 10-4 M y ..................... M , sabemos que este valor de [H+] corresponde a un pH entre .............. y ...........

11. Si [H+] = 10-11 M, entonces log [H+] = ............. y pH = ....................

SOLUCIONARIO

N° 01 N° 02 N° 03 N° 04

01 d d a d

02 c d d a

03 c a d a

04 e b c b

05 d d b c

06 e d a a

07 a a a c

08 b b a a

09 b a b c

10 d c a a


QUIMICA 4ºB

Documents

Transcript of QUIMICA 4ºB