Texto basico quimica aplicada (1)

REACCIONES QUÍMICAS

OBJETIVOS:

El estudiante será capaz de reconocer qué es una reacción química y sus componentes.

El estudiante será capaz de saber ajustar reacciones químicas y escribir correctamente la notación de las mismas.

El estudiante será capaz de interpretar el funcionamiento, a nivel microscópico, de las reacciones químicas.

El estudiante será capaz de reconocer reacciones químicas que se producen continuamente en la naturaleza.

El estudiante será capaz de saber interpretar el significado de las reacciones químicas.

RECACIONES QUIMICAS

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla de la siguiente forma:

REACCIONES EXOTERMICAS

Son las que en el momento de su producción liberan energía calorífica.

Ejemplo:

Escriba la reacción exotérmica entre el ácido sulfúrico y el zinc, para formar sulfato de zinc + hidrógeno molecular + Calor.

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 + Calor

A + B C + Calor

REACCIONES ENDOTERMICAS

Son las que necesitan de energía para su producción.

Ejemplo:

Escriba la reacción endotérmica del hierro + azufre + calor para formar el sulfuro ferroso.

Fe + Zn = FeS

REACCIONES DE COMBINACION

Son reacciones en las que, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto.

Ejemplo:

Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y el oxígeno, para formar el óxido de aluminio.

4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)

Nota: Es importante recordar los elementos que son diatómicos, los cuales se escriben con un subíndice de 2 cuando no se encuentran combinados y participan en una reacción. Estos son el hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y el yodo.

REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN

Son r, usualmente con la ayuda del calor o acciones en las que un compuesto se divide en sus elementos constitutivos o sustancias menos complejas.

A+ B + Calor C

A+ B C

A+ B + C

Ejemplo:

Escriba la ecuación de la descomposición del agua.

2H2O = 2H2 + O2

REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN SENCILLA

Estas reacciones son aquellas en las cuales un elemento, va a sustituir a otro que se encuentra en un compuesto, dejando a su vez a éste en estado de libertad.

Ejemplo 1:

Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de cobre (II), para formar sulfato de magnesio + cobre.

Mg (s) + CuSO4 (ac) MgSO4 (ac) + Cu (s)

Ejemplo 2:

Escriba la reacción entre el óxido de sodio y el flúor, para formar el fluoruro de sodio + oxígeno molecular.

2 F2 (g) + 2 Na2O (ac) 4 NaF (ac) + O2 (g)

Nota: un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au. El orden de actividad de los no metales más comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo.

REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO

Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes. En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.

AB + C CB + Aó

AB + C AC + B

Ejemplo:

Escriba la reacción entre el nitrato de plata y el ácido clorhídrico, donde la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata. Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato.

AgNO3 (ac) + HCl (ac) HNO3 (ac) + AgCl (s)

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Son reacciones que ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido.

Ejemplo:

Escriba la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio.

H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) 2 H2O (l) + Na2SO4 (ac)

REACCIONES DE COMBUSTIÓN

Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía. Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es una de ellas.

Hidrocarburo + O2 H2O + CO2

Ejemplo 1:

Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la glucosa, el azúcar sanguíneo (C6H12O6).

C6H12O6 + O2 H2O + CO2

AB + CD AD + CB

EJERCICIO DE REPASO

Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la gasolina y del diesel.

EJERCICIOS DE PRÁCTICA

1. Clasifique las siguientes reacciones como uno de los cinco tipos de reacciones descritos.

a. 2 H2 + O2 2 H2O b. H2CO3 + 2 Na Na2CO3 + H2 c. Ba(OH)2 H2O + BaO d. Ca(OH)2 + 2 HCl 2 H2O + CaCl2 e. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O f. 2 Na + Cl2 2 NaCl g. Cl2 + 2 LiBr 2 LiCl + Br2

2. ¿Qué productos se pueden obtener a partir de las soluciones de cloruro de potasio y yoduro de plata? ¿Qué clase de reacción se verifica?

3. ¿Qué productos de obtienen a partir del zinc y el ácido clorhídrico? ¿Qué clase de reacción se verifica?

4. Escriba la ecuación que representa la reacción entre el magnesio y el oxígeno. ¿Qué clase de reacción se verifica?

5. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa la descomposición del cloruro de potasio?

a. K + Cl KCl b. 2 KCl + F2 2 KF + Cl2 c. KCl K + Cl d. 2 KCl 2 K + Cl2 e. 2 KCl K2 + Cl2 f. Ninguna de las anteriores

6. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa una reacción de neutralización? a. 2 K + 2 HCl 2 KCl + H2 b. KOH + HNO3 KNO3 + H2O c. K2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 KOH d. Ca(OH)2 H2O + CaO e. Ninguna de las anteriores

7. Complete las siguientes reacciones adecuadamente y clasifíquelas. a. CaO b. Na + F2 c. Al + Mg(NO3)2 d. HClO + LiOH e. C2H5OH + O2 f. HNO3 + Ca g. BaCl2 + Na2SO4

ECUACIONES QUIMICAS

Es la representación abreviada de fórmulas de las sustancias químicas que reaccionan para formar los distintos compuestos. Toda ecuación está compuesta de:

Reactivos: son las sustancias que se combinan o reaccionan, y se localizan a la izquierda de la ecuación o antes del signo igual o flecha. Representa el primer miembro de la ecuación.

Productos: son las sustancias (sustancias nuevas) que resultan de tal combinación, localizadas a la derecha de la ecuación o después del signo igual o flecha. Representa el segundo miembro de la ecuación.

IGUALACION DE ECUACIONES QUIMICAS

Para este fin se toma en cuenta lo siguiente:

Una ecuación química se iguala tomando en cuenta el siguiente orden:

1. Primero todos los no metales que no sean oxígeno. 2. Luego los metales3. Después el hidrógeno 4. Al final el oxígeno

CONCEPTOS BASICOS PARA LA IGUALACION QUIMICA

Átomo: Están constituidos por partículas consideradas indivisibles: protones, neutrones y electrones. Ejemplo: Cl2, Fe, N2.

Elementos: son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más simples.

Moléculas: son conjunto de átomos enlazados entre sí.

Ejemplos: Ozono: O3, NaCl.

Subíndice Químico: es un número pequeño que va colocado a la derecha y en la parte inferior de un símbolo, y nos indica el número de átomos.

Coeficiente Químico: es el número que va antepuesto a la fórmula de un compuesto, y nos indica el número de moléculas.

Valencia: es el número de electrones que gira en la última capa o son los números de valencia que más frecuentemente utiliza un átomo al combinarse con otros elementos.

Radical: es un grupo químico inestable, que tiene una carga eléctrica, debido al electrón desapareado que contiene.

Cl - , (SO4)2-

REACCIONES DE OXIDO – REDUCCION

ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DE LA VALENCIA

ECUACIONES REDOX: Es el aumento y/o disminución de valencia en uno o más átomos.

ESCALA DE OXIDACION Y REDUCCION: es una representación ordenada de números en orden ascendente y descendente, que nos permite extraer los conceptos de oxidación y reducción.

De acuerdo a la escala, todo cambio de valencia que va de izquierda a derecha se llama OXIDACIÓN, y de derecha a izquierda se llama REDUCCION.

OXIDACIÓN: aumento de valencia. Así por ejemplo de -6 a +4 hay un aumento de valencia en 10.REDUCCIÓN: Es la disminución de valencia. Así por ejemplo de +7 a -7 hay una disminución de valencia en 14.

DETERMINACION DE VALENCIAS EN UNA ECUACION REDOX

REGLA 1. Los elementos químicos en estado libre, atómico, diatómico o molecular,

poseen valencia cero.

Por ejemplo: Na0, Zn0, Fe0, O20, H2

0, Cl22, Br2

2, I20, etc.

REGLA 2. El hidrógeno tiene valencia +1 en todos los compuestos, excepto en los hidruros metálicos, compuestos en los cuales tiene valencia negativa, -1. (NaH, AlH3)

REGLA 3. El nitrógeno tiene valencias 1, 2, 3, -3, 4, 5.

REGLA 4. Todo compuesto químico es eléctricamente neutro, es decir posee igual número de valencias positivas como negativas. Por ejemplo:

Anhídrido carbónico: C +4 O2 +2

Valencias positivas= +4 x 1= +4

Valencias negativas= -2 x 2= -4

Nitrato de calcio: Ca+2(N+5O3-2)2

Valencias positivas= +12

Ca= +2 x 1= +2

N= +5 x 2 = 10

Valencias negativas= -12

O= (3 x -2)= -6 X 2= -12

REGLA 4. El oxígeno tiene valencia negativa -2 en todos los compuestos, excepto en los peróxidos, ya que en estos compuestos el oxígeno trabaja con valencia negativa -1.

Peróxido de hidrógeno: H2+1

O2-1

Valencias positivas= +1 x 2 = +2

Valencias negativas= -1 x 2= -2

REGLA 5. Los metales siempre funcionan con valencia positiva.

NORMAS PARA IGUALAR UNA ECUACION REDOX

NORMA 1. Se plantea la ecuación y luego se pintan las valencias en la parte superior de cada uno de los átomos que componen los compuestos.

Ejemplo: Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = Monóxido de nitrógeno + azufre + agua.

H+1N+5O3-2 + H2

+1S-2 = N+2 O-2 + S0 + H2+1O-2

NORMA 2. Se procede a señalar los átomos que han cambiado de valencia al pasar del primer al segundo miembro de la ecuación.

H+1 N+5 O3-2 + H2

+1 S -2 = N +2 O-2 + S 0 + H2+1O-2

NORMA 3. Una vez señalado los átomos que han cambiado de valencia, pasamos a indicar la oxidación y reducción de dichos átomos.

HN+5 O3 + H2 S -2 = N +2 O + S 0 + H2O

N+5 a N+2 = Red. 3

S-2 a S0 = Ox. 2

NORMA 4. Una vez conocidos los coeficientes de reducción y oxidación, para obtener los coeficientes totales multiplicamos cada coeficiente por el respectivo y el mayor subíndice, se intercambian los coeficientes de oxidación y reducción; es decir, que el coeficiente de oxidación se antepone al de reducción, y visceversa.

N+5 a N+2 = Red. 3

S-2 a S0 = Ox. 2

Red. 2

Ox.

NORMA 5. Procedemos a igualar todos los átomos, tomando en cuenta en un comienzo el siguiente orden primero todos los metaloides que no sean oxígeno, luego los metales, después el hidrógeno y por último el oxígeno.

2HN+5 O3 + 3 H2 S-2 = 2N+2 O + 3 S0 + 4H2O

PRIMER MIEMBRON=2S=3H= 8O=6

SEGUNDO MIEMBRON=2S=3H= 8O=6

ECUACIONES DE PRÁCTICA

1. Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = dióxido de nitrógeno + gas sulfuroso + agua. Rpta.: 6, 1, 6, 1, 4

2. Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = óxido nítrico + gas sulfuroso + agua. Rpta.: 2, 1, 2,1, 2

3. Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = ácido sulfúrico + óxido nítrico + agua. Rpta.: 8, 3, 3, 8, 4

OBSERVACIONES

OBSERVACIÓN 1. Para igualar una ecuación, tomamos en cuenta el mayor subíndice o de los átomos que han cambiado de valencia; es decir que la ecuación será igualada a partir del miembro que posea mayor subíndice. Pero en caso de estar iguales, la igualación se hace a partir de cualesquier miembro.

Por ejemplo: Yodo molecular + Ácido Nítrico = Ácido peryódico + Óxido Nítrico + Agua.

0 +5 +7 +2I2 + HNO3 = HIO4 + NO + H2O

Subíndice Total: 2 + 1 = 3 Subíndice Total: 1 + 1 =2

Como se puede ver los subíndices están en mayor número en el primer miembro, por tanto la ecuación será igualada a partir del primer miembro.

0 +5 +7 +2I2 + HNO3 = HIO4 + NO + H2o

0 +7I2 a I = Ox. 7 x 2 = 14 3+5 +2N a N = Red. 3 14

3I2 + 14HNO3 = 6 HIO4 + 14 NO + 4H2O


1. Yodo molecular + ácido nítrico = ácido yódico + óxido nítrico + agua. Ppta.: 3-10-6-10-2

2. Permanganato de potasio + bromuro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato manganoso + sulfato de potasio + bromo molecular + agua. Rpta.: 2-10-8-2-6-5-8

3. Sulfato ferroso + ácido nítrico + ácido sulfúrico = sulfato férrico + óxido nítrico + agua. Rpta.: 6-2-3-3-2-4

4. Permanganato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato manganoso + sulfato de potasio + yodo molecular + agua. Rpta.: 2, 10, 8, 2, 6, 5, 8.

OBSERVACION 2. Se simplifican los coeficientes de ox. y red., siempre y cuando sea posible hacerlo. Por ejemplo:

+6 -1 +3 0K2Cr2O7 + CaCl2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + CaSO4 + Cl2 + H2O

+6 +3Cr2 a Cr2 = Red. 3 x 2 = 6 simplificando 3 1

-1 0Cl2 a Cl2 = Ox. 1 x 2 = 2 simplificando 1 3

Igualando:

1K2Cr2O7 + 3 CaCl2 + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3CaSO4 + 3Cl2 + 7H2O


1. Dicromato de potasio + cloruro de zinc + ácido sulfúrico = sulfato crómico + sulfato de potasio + sulfato de zinc + cloro molecular + agua. Rpta.: 1-3-7-1-1-3-3-7

2. Dicromato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato crómico + sulfato de potasio + yodo molecular + agua. Rpta.: 1-6-7-1-4-3-7

OBSERVACION 3. En algunas ecuaciones, cuando los coeficientes de oxidación y reducción resultan impares, es conveniente duplicarlos para poder igualar la ecuación. Por ejemplo:Permanganato de potasio + yoduro de aluminio + ácido sulfúrico = sulfato manganoso + sulfato de potasio + sulfato de aluminio + yodo molecular + agua.

+7 -1 +2 0KMnO4 + AlI3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + Al2(SO4)3 + I2 + H2O

+7 +2Mn a Mn = Red. 5 x 1 = 5 duplicando = 5x2=10 6 -1 0I3 a I2 = Ox. 1 x 3 = 3 duplicando = 3x2 = 6 10

6KMnO4 + 10AlI3 + 24H2SO4 = 6MnSO4 + 3K2SO4 + 5Al2(SO4)3 + 15I2 + 24H2O


1. Ácido nítrico + ácido selenhídrico = ácido selénico + dióxido de nitrógeno + óxido nítrico + agua. Rpta,: 4-1-1-2-2-2

2. Sulfato ferroso + ácido hipoyodoso + ácido clorhídrico = sulfato férrico + cloruro férrico + ácido yodhídrico + agua. Rpta. 6-3-6-2-2-3-3

OBSERVACION 4. Cuando se trata de ecuaciones que presentan oxidaciones o reducciones en distintas moléculas, para su igualación se suman las oxidaciones o reducciones de las distintas moléculas.Por ejemplo:Ácido nítrico + ácido sulfhídrico = ácido sulfúrico + dióxido de nitrógeno + óxido nítrico + agua.

+5 -2 +6 +4 +2HNO3 + H2S = H2SO4 + NO2 + NO + H2O

+5 +4N a N = Red. 1 Red. 1 + 3 = 4 = 1+5 +2N a N = Red. 3-2 +6S a S = Ox. 8 = 2

Intercambiando: Red. 2 y Ox. 1

4HNO3 + H2S = H2SO4 + 2NO2 + 2NO + 2H2O


1. Ácido nítrico + ácido selenhídrico = ácido selénico + dióxido de nitrógeno + óxido nítrico + agua.

2. Sulfato ferroso + ácido hipoyodoso + ácido clorhídrico = sulfato férrico + cloruro férrico + ácido yodhídrico + agua.

OBSERVACION 5. Cuando en la misma molécula dos átomos se oxidan, para obtener el coeficiente total de oxidación es necesario sumar las oxidaciones . Por ejemplo:

Yoduro crómico + hidróxido de sodio + cloro molecular = peryodato de sodio + cromato de sodio + cloruro de sodio + agua.

+3-1 0 +7 +6 -1CrI3 + NaOH + Cl2 = NaIO4 + Na2CrO4 + NaCl + H2O

+3 +6Cr a Cr = Ox. 3 x 1 = 3 -1 +7I3 a I = Ox. 8 x 3 = 24 Total Ox. = 27 2 0 -1Cl2 a Cl = Red. 1 x 2 = 2 27

Igualamos la ecuación:

2CrI3 + 64NaOH + 27Cl2 = 6NaIO4 + 2Na2CrO4 + 54NaCl + 32H2O


1. Yoduro crómico + hidróxido de potasio + bromo molecular = peryodato de potasio + cromato de potasio + bromuro de potasio + agua. Rpta.: 2-64-27-6-2-54-32.

2. Sulfuro arsenioso + ácido nítrico + agua = ácido ortoarsénico + ácido sulfúrico + óxido nítrico. Rpta.: 3-28-4-6-9-28.

3. Sulfuro antimonioso + ácido nítrico + agua = ácido ortoantimónico + ácido sulfúrico + óxido nítrico. Rpta.: 3-28-4-6-9-28.

OBSERVACION 6. Cuando en la misma molécula un átomo se oxida y otro se reduce; para obtener el coeficiente de oxidación o reducción se hace una resta. Por ejemplo:

+2 +1 +3 +3 -1FeSO4 + HBrO + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + FeBr3 + H2O

+2 +3Fe a Fe2 = Ox. 1 x 2 = 2 5+2 +3Fe a Fe = Ox. 1 x 1 = 1+1 -1Br a Br3 = Red. 2 x 3 = 6Resta= Total Red = 6 – 1 = 5 2

Finalmente igualamos;

12FeSO4 + 6HBrO + 3H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2FeBr3 + 6H2O


1. Cobre + ácido sulfúrico = sulfuro cuproso + sulfato cúprico + agua.2. Sulfato ferroso + ácido hipocloroso + ácido sulfúrico = sulfato férrico + cloruro

férrico + agua.

OBSERVACION 7. Algunas ecuaciones llevan el agua en el primer miembro y no se representa en la ecuación esquemática; siendo necesario en lo posterior, adicionar dicha molécula de agua, con la finalidad de balancear la ecuación. Por ejemplo:

+4 +5 +6 +2SO2 + HNO3 = H2SO4 + NO

+4 +6S a S = Ox. 2 3+5 +2N a N = Red. 3 2

Adicionando el agua en el primer miembro, tenemos:

3SO2 + 2HNO3 + 2H2O = 3H2SO4 + 2NO


1. Hidróxido niqueloso + bromo molecular = hidróxido niquélico + ácido bromhídrico. Rpta.: 2-1-2-2-2

2. Arsénico + ácido nítrico = ácido ortoarsénico + óxido nítrico. Rpta.: 3-5-2-3-53. Antimonio + ácido nítrico = ácido ortoantimónico + óxido nítrico. Rpta.: 3-5-2-3-

5

OBSERVACION 8. Cuando un átomo de un determinado compuesto que cambia de valencia, da origen a dos o más compuestos diferentes, la igualación se realiza a partir del segundo miembro. Por ejemplo:

0 +5 +2 +2Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O

0 +2Cu a Cu = Ox. 2 3+5 +2N a N = Red. 3 2

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O


1. Zinc + ácido nítrico = nitrato de zinc + óxido nítrico + agua. Rpta.: 3-8-3-2-42. Calcio + ácido nítrico = nitrato de calcio + óxido nítrico + agua. Rpta.: 3-8-3-2-43. Cromato de potasio + ácido clorhídrico = cloruro de potasio + cloruro crómico +

cloro molecular + agua. Rpta.: 2-16-4-2-3-8

CASO DEL NITRATO DE AMONIO

El nitrógeno tiene valencia negativa -3 en el radical amonio (NH4), cuando se encuentra formando el nitrato de amonio, (NO3(NH4)). Ya que el nitrógeno en los nitratos tiene exclusivamente valencia positiva +5.

+5-2-3 +1NO3(NH4)

Valencias positivas: +9N= +5 x 1 = +5H= +1 x 4 = +4Valencias negativas: -9O= -2 x 3 = -6N= -3 x 1 = -3

Igualar.- hierro + ácido nítrico = nitrato férrico + nitrato de amonio + agua.

0 +5 +3 -3Fe + HNO3 = Fe(NO3)3 + (NO3(NH4)) + H2O

0 +3Fe a Fe = Ox. 3 8+5 -3N a N = Red. 8 3

8Fe + 30HNO3 = 8Fe(NO3)3 + 3(NO3(NH4)) + 9H2O


1. Zinc + ácido nítrico = nitrato de zinc + nitrato de amonio + agua. Rpta.: 4-10-4-1-3

2. Cobre + ácido nítrico = nitrato cúprico + nitrato de amonio + agua. Rpta.: 4-10-4-1-3

3. Estaño + ácido nítrico = nitrato estannoso + nitrato de amonio + agua. Rpta.: 4-10-4-1-3

4. Sodio + ácido nítrico = nitrato de sodio + nitrato de amonio + agua. Rpta.: 8-10-8-1-3

OBSERVACION 9. Si el átomo oxidado y reducido se encuentra en la misma molécula, la igualación se hace a partir del miembro que posea los cambios de valencia en distintas moléculas. Por ejemplo:

0 -1 +5NaOH + I2 = NaI + NaIO3 + H2O

0 -1I2 a I = Red. 1 x 2 = 2 simplificando = 1 5 0 +5I2 a I = Ox. 5 x 2 = 10 simplificando = 5 1

6NaOH + 3I2 = 5NaI + 1NaIO3 + 3H2O


1. Manganato de potasio + gas carbónico + agua = permanganato de potasio + carbonato ácido de potasio + dióxido de manganeso. Rpta.: 3-4-2-2-4-1

2. Yodato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato de potasio + agua + yodo molecular. Rpta.: 1-5-3-3-3-3

OBSERVACION 10. En los peróxidos como el agua oxigenada por ejemplo, el oxígeno tiene valencia negativa -1. Por ejemplo:

+7 -1 +2 0KMnO4 + HCl + H2O2 = KCl + MnCl2 + H2O + O2

+7 +2Mn a Mn = Red. 5 2 -1 0O2 a O2 = Ox. 1 x 2 = 2 5

2KMnO4 + 6HCl + 5H2O2 = 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5O2


1. Permanganato de potasio + ácido sulfúrico + agua oxigenada = sulfato manganoso + sulfato de potasio + agua + oxígeno molecular. Rpta.: 2-3-5-2-1-8-5

2. Cromato de potasio + ácido sulfúrico + agua oxigenada = sulfato crómico + sulfato de potasio + agua + oxígeno molecular. Rpta.: 2-5-3-1-2-8-3

ECUACIONES REDOX POR EL METODO DEL ION ELECTRON

Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales.

DISOCIACION DE ACIDOS

Son sustancias que al descomponerse en el agua dejan en libertad un radical halogénico y el ión hidrógeno. Ejemplos:

HCl = Cl- + H+

Radical o ion cloruro Ión hidrógeno

HNO3= NO3- + H+

Radical o ion nitrato Ión hidrógeno

H2SO4= SO42- + 2H+

Radical o ion sulfato Ión hidrógeno H3PO4= PO4

3- + 3H+

Radical o ion fosfato Ión hidrógeno

DISOCIACION DE BASES

Se trata de sustancias que al descomponerse en el agua dejan en libertad un metal y el ión hidroxilo. Ejemplos:

NaOH= Na+ + OH-

Ion sodio Ión hidroxilo

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

Ion calcio Ión hidroxilo

Al(OH)3= Al+3 + 3OH-

Ion aluminio Ión hidroxilo

Fe(OH)3= Fe+3 + 3OH-

Ion férrico Ión hidroxilo

DISOCIACION DE SALES

Cuando se trata de una sal halógena neutra, en el agua se disocia un metal y un metaloide. Ejemplos:

NaCl= Na+ + Cl-

Ion sodio Ión cloruro

ZnCl2= Zn2+ + 2Cl-

Ion sodio Ión cloruro

Cuando se trata de sales oxisales neutras, queda en libertad el radical halogénico y el metal.

Na2CO3= CO3 2- + 2Na+

Ion carbonato Ión sodio

K2Cr2O7= Cr2O7 2- + 2k+

Ion dicromato Ión sodio

TABLA 1. ACIDOS OXACIDOS - ANIONESFórmula Nomenclatura tradicional Anión Nombre del anión

HClO Ácido hipocloroso ClO- hipocloritoHClO2 Ácido cloroso ClO2

- cloritoHClO3 Ácido clórico ClO3

- cloratoHClO4 Ácido perclórico ClO4

- percloratoHBrO Ácido hipobromoso BrO- hipobromitoHBrO2 Ácido bromoso BrO2

- bromitoHBrO3 Ácido brómico BrO3

- bromatoHBrO4 Ácido perbromico BrO4

- perbromatoHIO Ácido hipoyodoso IO- hipoyoditoHIO2 Ácido yodoso IO2

- yoditoHIO3 Ácido yódico IO3

- yodatoHIO4 Ácido peryódico IO4

- peryodatoH2SO3 Ácido sulfuroso SO3

2- sulfitoH2SO4 Ácido sulfúrico SO4

2- sulfatoHNO2 Ácido nitroso NO2

- nitritoHNO3 Ácido nítrico NO3

- nitratoH3PO4 Ácido fosfórico PO4

3- fosfatoH2CO3 Ácido carbónico CO3

2- carbonatoH4SiO4 Ácido silícico SiO4

4- silicatoHMnO4 Ácido permangánico MnO4

- permanganatoH2CrO4 Ácido crómico CrO4

2- cromatoH2Cr2O7 Ácido dicrómico Cr2O7

2- dicromato

Este método nos hace referencia a la pérdida y ganancia de electrones al unirse los átomos entre sí, por ejemplo; en toda unión de dos o más átomos, siempre gana electrones aquel átomo que posee un mayor número de éstos en su última capa. Así:

en la formación del yoduro de potasio, el yodo gana el único electrón de la última órbita del potasio, ya que en su última capa tiene 7 electrones.

OXIDACION: Es la pérdida de electrones. Así: en la unión del yodo con el potasio para formar el yoduro de potasio, el átomo que se oxida es el potasio, ya que ha perdido el único electrón de su última órbita.REDUCCION: es la ganancia de electrones. Por ejemplo: en la unión del yodo con el potasio formar el yoduro de potasio, el átomo que se reduce es el yodo, ya que ha ganado el electrón del potasio. Así:

0 0 +1-1

I2 + K = KI

AGENTE OXIDANTE: es el átomo que se reduce, o sea aquel que gana electrones. En el ejemplo del yoduro de potasio, el agente oxidante es el yodo.AGENTE REDUCTOR: es el átomo que se oxida, o sea, aquel que pierde electrones. Así: en el yoduro de potasio, el átomo que hace el papel de agente reductor es el potasio.

NORMAS PARA IGUALAR UNA ECUACION REDOX

METODO DEL ION ELECTRON: SENCILLO

NORMA 1. Se plantea la ecuación redox en estado molecular con sus respectivas valencias. Por ejemplo:

Fósforo + cloro molecular = cloruro fosforoso

0 0 +3-1

P + Cl2 = PCl3

NORMA 2. Igualamos las ecuaciones iónicas. (Se escribe en forma iónica Cl-)

0 +3

Ecuación iónica de oxidación: P = P

0 -

Ecuación iónica de reducción: Cl2 = 2Cl

NORMA 3. Incluimos los electrones de oxidación y reducción.

0 +3

P - 3e = P 0 -

Cl2 + 2e = 2Cl

NORMA 4. Intercambio de coeficientes de oxidación y reducción. 0 +3

2 ( P - 3e = P)

0 -

3 ( Cl2 + 2e = 2Cl)

NORMA 5. Pasamos a la anulación de electrones de oxidación y reducción. 0 +3

2P - 6e = 2P 0 -

3Cl2 + 6e = 6Cl

NORMA 6. Sumamos las ecuaciones iónicas:

0 0 +3 -

2P + 3Cl2 = 2P + 6Cl

NORMA 7. Finalmente pasamos a igualar la ecuación molecular.

2P + 3Cl2 = 2PCl3


1. Fósforo + cloro molecular = cloruro fosfórico2. Yoduro de potasio + cloruro férrico = cloruro ferroso + cloruro de potasio +

yodo molecular.3. Amoniaco + óxido cúprico = agua + nitrógeno molecular + cobre.4. Aluminio + sulfato cúprico = sulfato de aluminio + cobre.5. Azufre + ácido nítrico = ácido sulfúrico + óxido nítrico.6. Sulfuro plumboso + oxígeno molecular = óxido plumboso + gas sulfuroso7. Aluminio + agua = hidrógeno molecular + hidróxido de aluminio.8. Ácido yódico + ácido yodhídrico = yodo molecular + agua.9. Ácido nítrico + estaño = óxido estánnico + dióxido de nitrógeno + agua.10. Yodo molecular + agua + cloro molecular= ácido clorhídrico + ácido yodhídrico.

METODO DE RESOLUCION COMPLEJA

Este método necesariamente hace uso de la disociación iónica.

1. Permanganato de potasio + ácido clorhídrico = cloruro manganoso + cloruro de potasio + cloro molecular + agua.

Ecuación molecular con las valencias:

+7 -1 +2 0KMnO4 + HCl = MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

Ecuación iónica de reducción: -1 + +2 MnO4 + H = Mn + H2O

Ecuación iónica de reducción: -1 0 Cl = Cl2

Igualamos las ecuaciones iónicas de oxidación y reducción: -1 + +2 MnO4 + 8H = Mn + 4H2O

-1 0 2Cl = Cl2

Inclusión de los electrones de oxidación y reducción: -1 + +2 MnO4 + 8H + 5e = Mn + 4H2O

-1 0 2Cl + 2e = Cl2

Intercambio de coeficientes de oxidación y reducción: -1 + +2 2( MnO4 + 8H + 5e = Mn + 4H2O)

-1 0 5( 2Cl + 2e = Cl2)

Anulación de los electrones: -1 + +2 2MnO4 + 16H + 10e = 2Mn + 8H2O)

-1 0 10Cl + 10e = 5Cl2

Suma de ecuaciones iónicas:2MnO4 + 10Cl + 16H = 2Mn + 5Cl2 + 8H2O

Ecuación molecular igualada:2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O


1. Permanganato de potasio + ácido sulfhídrico + ácido sulfúrico = sulfato de potasio + sulfato manganoso + azufre + agua.

2. Permanganato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato de potasio + sulfato manganoso + yodo molecular + agua.

3. Cobre + ácido nítrico = nitrato cúprico + dióxido de nitrógeno + agua.4. Estaño + ácido nítrico + ácido clorhídrico = cloruro estánnico + óxido nítrico +

agua.5. Sulfuro de cadmio + áqcido nítrico = nitrato de cadmio + óxido nítrico + azufre +

agua.

UNIDAD IISOLUCIONES

OBJETIVOS: El estudiante será capaz de identificar los componentes de una Solución

Química. El estudiante será capaz de preparar soluciones con diferentes

concentraciones. El estudiante será capaz de calcular la concentración de una solución. El estudiante será capaz de realizar diluciones a partir de soluciones

concentradas. El estudiante será capaz de determinar las propiedades de las soluciones a

través de cálculos.

DISOLUCIONES

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa. Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.

CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES (O DISOLUCIONES):

Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.

Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.

Los componentes de una solución son soluto y solvente.

Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

CONCENTRACIONES DE LAS DISOLUCIONES

La concentración es la magnitud química que expresa la cantidad de un soluto que hay en una cantidad de disolvente o disolución. Cada sustancia tiene una solubilidad que es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una disolución, y depende de condiciones como la temperatura, presión, y otras sustancias disueltas. En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

PORCENTAJE EN MASA

Es la masa del soluto por cada cien partes de solución. El porcentaje en masa se define como los gramos de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 gramos de disolución:

Ejemplo: Se disuelven 50.0 gramos de alcohol etílico (CH3CH2OH) en 150.0 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje en masa de la solución?

50.0 g CH3CH2OH% m/m = X 100 % = 25.0 %

(150.0 + 50.0) g solución

PORCENTAJE EN VOLUMEN

Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen. Se suele usar para mezclas gaseosas en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. El porcentaje en volumen se calcula de forma similar al porcentaje en masa,

pero empleando volúmenes en lugar de masas, evidentemente se suele utilizar para líquidos o gases:

Ejemplo: Se disuelven 50.0 mL de alcohol etílico (CH3CH2OH) en 150.0 mL de agua. ¿Cuál es el porcentaje en volumen de la solución?

50.0 mL CH3CH2OH% v/v = X 100 % = 25 %

(150.0 + 50.0) mL solución

PORCENTAJE DE MASA / VOLUMEN

Expresa la cantidad en gramos de soluto que hay en 100 mL de solución.

Ejemplo: Se mezcla 30.0 g de Cloruro de potasio (KCl) en agua, formándose una solución de 150 mL. ¿Cuál es la concentración porcentual de masa en volumen de la solución?.

30.0 g KCl% m/v = X 100 % = 20.0 %

150 mL solución

PARTES POR MILLÓN (p.p.m.)

Expresa las partes de soluto que hay en un millón de partes de disolución. Suele referirse generalmente a masas: mg de soluto que hay en un millón de mg (1 Kg) de disolución.

ppm= mg solutoKg solución

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:

FRACCIÓN MOLAR (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

EJERCICIO:Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la solución?Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la fracción molar expresa la concentración de una solución en Moles de Soluto o de Solvente por Moles Totales de la Solución.Solvente: agua (H2O)Soluto: sal (NaCl)Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 ml (4 litros) de solvente. Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores significativos: moles de solvente, moles de soluto, fracción molar de solvente y fracción molar de soluto. Para el agua, se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:

Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:

Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:Fracción molar del solvente = Xsolvente

Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977

Fracción molar del soluto= Xsoluto

Fracción molar del soluto= 0,00023

Pero sabemos que:

Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1

MOLARIDAD (M): La molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro de disolución.

MOLALIDAD (M): es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente (no de disolución).

NORMALIDAD (N): Indica el número de equivalentes gramo de soluto por litro de solución.

Equivalente Químico εq=Masa de SolutoPeso Equivalente

Peso equivalente ¿PesoMolecular

εq

El peso equivalentes para:

Peso equivalente (ELEMENTO): ¿PesoMolecularNº deOxidación

=g/εq

Peso equivalente (ACIDOS): ¿PesoMolecular

Nº de H sustituibles=g/εq

Peso equivalente (BASES): ¿PesoMolecular

Nº deOH sustituibles=g /εq

Peso equivalente (SALES): ¿PesoMolecular

Carga Formal Metal=g /εq

Peso equivalente (OX. y RED.): ¿PesoMolecular

Nº de electronesganados o pedidos=g /ε

DILUCION DE DISOLUCIONES

N= g Soluto . vPMsoluto . L solución

Cuando diluimos una disolución mezclándola con más disolvente, el número de moles de soluto presentes no cambia. Pero el volumen y la concentración de la disolución si cambian.Puesto que se divide el mismo número de moles de soluto por un número mayor de litros de disolución, la molaridad disminuye.

La fórmula general para Diluciones es:V1 x C1 = V2 x C2

(SOLO PARA DILUCIÓN)EJEMPLO:

Calcular el volumen de H2SO4 18.0M necesario para preparar 1.00L de una disolución 0.900M de H2SO4V1 x C1 = V2 x C2

V 1=V 2x C2C1

=1.00 L x0.900M18.0

=0.0500 L=50.0mL

Fuente: Química de Whitten Pag. 100 ARTIFICIO PARA CALCULAR CONCENTRACIONES A PARTIR DE OTRAS CONOCIDAS

a Partes de a (c – b)c

b Partes de b (a – c)

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES:

Son aquellas cuyo valor depende exclusivamente de la cantidad de soluto (nº de moles) disuelta, no de su naturaleza. Son aplicables a los solutos no salinos o no electrolitos (aquellos que al disolverse no se disocian). Se aplican a las disoluciones ideales (aquellas en las cuales se cumple que las partículas de soluto son perfectamente elásticas, no existen fuerzas atractivas entre ellas y su volumen es despreciable frente al del disolvente). Son cuatro:

1. VARIACIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE UNA DISOLUCIÓN

Cualquier sustancia líquida o gaseosa siempre se encuentra en equilibrio con una fase gaseosa, la cual como gas que es, ejerce una presión.

Presión de vapor: es la presión que ejerce la fase gaseosa de una sustancia que se encuentra en contacto con su fase sólida o líquida. Depende exclusivamente de la temperatura.

Temperatura de ebullición: es aquella temperatura a la cual la presión de vapor de un sólido o un líquido iguala a la presión exterior. En recipientes abiertos es 1 atm (si la presión exterior lo es) pero si el recipiente está cerrado, será la presión del recipiente

LEYES DE RAOULT: La ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente en una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la fracción molar de cada componente en la solución.

Esta relación se formula entre la presión de vapor (Presión Parcial) de una disolución (P1v) formada por un disolvente volátil y un soluto no volátil es igual al producto de la presión de vapor del disolvente puro (P1

0) por la fracción molar del disolvente (X1 (dvte)):

P1 = P1° * X1 (dvte)

Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. En una solución que sólo contenga un soluto, se tiene que X1= 1 – X2, donde X2 es la fracción molar del soluto, pudiendo escribir la formulación de la ley como:

También se debe considerar una solución formada por dos componentes A y B, donde las presiones parciales son:

PA = XA P°APB = XB P°B

La presión total Pt es:PT = XA P°A + XB P°B

Ej. Consideremos una disolución formada por 1 mol de benceno y 2 moles de tolueno. El benceno presenta una presión de vapor P° de 75 mmHg y el Tolueno de 22mmHg a 20°C. ¿Cuál es la Presión total?

Respuesta: La fracción molar de benceno y Tolueno serán:

Xbenceno = 1 / 1+2 = 0,33 X Tolueno = 2 /1+2 = 0,67

Las presiones parciales serán:

Pbenceno = 0,33 x 75mmHg = 25 mmHg ; P Tolueno = 0,67 x 22 mmHg = 15 mmHg

y la PT será: PT = 25 mmHg + 15 mmHg = 40 mmHg.

2. AUMENTO PUNTO DE EBULLICIÓN

Un disolvente tiene menor número de partículas que se convierten en gas por la acción de las moléculas del soluto en la superficie. Esto provoca variación del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la presión atmosférica a mayor temperatura.

Así ⧍Te = PeAB - P°B

Donde la variación del punto de ebullición ⧍Te se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución (Te) y el punto de ebullición del agua. (T°e = 100°).

Entonces;

EBULLOSCOPÍA: Es el aumento de la temperatura de ebullición de un disolvente al disolver en él un soluto no volátil.

Las variación de la temperatura es proporcional a la molalidad de la disolución, y la constante de proporcionalidad (Constante ebulloscópica K ) depende exclusivamente del disolvente:

⧍Te = Ke.m

Para el caso del agua Ke es 0,52°C/m. m es la molalidad.

Ej. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 100g de anticongelante etilenglicol C2H6O2 en 900 g de agua (Ke= 0,52°C/m). (Datos: masa soluto 100g; peso molecular etilenglicol 62 g/mol; masa solvente agua 900g; peso molecular agua 18 g/mol; Ke = 0,52°C/m; T°e= 100°C)

Respuesta: Si ⧍Te= Te - T°e (1) y⧍Te = Ke m (2),

⧍Te= Te (solución) - T°e (agua)

Te (solución) = ⧍Te + T°e (agua)

Para obtener Te necesitamos dTe, lo obtenemos de ecuación (2).

Molesde soluto (EG )=Masa solutoPM

=10062

=1,613

Molalidad = 1,613 moles/ 0,9 Kg solvente = 1,792 molal

Luego dTe = 0,52°C/m x 1,792 molal = 0,9319°C

Así en la ecuación (1), dTe = 0,9319 = Te - T°e

0,9319 + 100 = Te

Te = 100,9319°C

3. DESCENSO PUNTO DE CONGELACIÓN

En una solución, la solidificación del solvente se producirá cuando éste rompa sus interacciones con el soluto y se enlace nuevamente como si estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro, por lo tanto, el punto de congelación es siempre más bajo que el disolvente puro y directamente proporcional a la concentración del soluto.

El descenso del punto de congelación:

⧍Tc = T°cB – TAB

Siendo T°cB (T°c Agua = 0°) el punto de congelación del agua y TAB (Tc ) el punto de congelación de la disolución.

⧍Tc = T°c – Tc

CRIOSCOPÍA (Kc): Es el descenso de la temperatura de congelación de un disolvente al disolver en él un soluto no volátil.

Las variación de la temperatura es proporcional a la molalidad de la disolución, y la constante de proporcionalidad (Constante crioscópica Kc ) depende exclusivamente del disolvente:

Tc = T°c – ⧍Tc

⧍T = Kc.m

Donde Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de congelación de una solución 1 molal y es propia de cada disolvente y esta tabulada.

Para el agua KC es 1,86°C/m; m es la molalidad.

Ej. Para el etilenglicol se debe calcular el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc= 1,86°C/molal

Respuesta: Determinemos la molalidad de la disolución:

Molesde soluto (EG )= Masa solutoPTMasatotal

= 62100

=1,613

Molalidad = 1,61 moles/0,9 Kg solvente = 1,79 molal

Así dTc = 1,86°C/m x 1,79 molal = 3,33°C

Despejando se obtendrá: 3,33°C = dTc = T°c - Tc ; si T°C = O°C,

Entonces: Tc = -3,33°C

4. PRESIÓN OSMÓTICA (pi)

La ósmosis es el paso de las partículas del disolvente a través de una membrana semipermeable que separa dos disoluciones de diferente concentración. La presión osmótica es la diferencia entre las presiones que ejerce dos disoluciones de concentraciones diferentes sobre la membrana semipermeable que las separa.

Ecuación de Van´t Hoff:

pi = nRT/V

Donde pi es la presión osmótica; R = 0,082 L.atm/K mol; Constante de los gasesT la temperatura en °K; V el volumen en L.

Si el volumen de la solución fuera 1L entonces n/V = Molaridad y la ecuación quedaría como:

pi = MRT

Ej. La presión osmótica promedio de la sangre es 7,7 atm a 25°C. ¿Qué concentración de glucosa será isotónica con la sangre?

Respuesta: M = pi/RT, reemplazando, M=7,7 atm /0,082L atm/°Kmol x 298°KM = 0,31 M

EJERCICIOS DE REPASO

1. Se disuelven 20 = g de NaOH en 560 g de agua. Calcula a) la concentración de la disolución en % en masa y b) su molalidad. Resp. 3.45% - 0.89m

2. Se dispone de un ácido nítrico comercial concentrado al 96,73 % en peso y densidad 1,5 g/ml. ¿Cuántos ml del ácido concentrado serán necesarios para preparar 0,2 l. de disolución 1,5 M de dicho ácido? Resp. 13ml

3. Indica de qué modo prepararías ½ l de disolución 0,1 M de HCl si disponemos de un HCl concentrado del 36 % y densidad 1,19 g/ml. Resp. 4.27mL

4. Se disuelven en agua 30,5 g de cloruro amónico (NH4Cl) hasta obtener 0,5 l de disolución. Sabiendo que la densidad de la misma es 1027 kg/m3, calcula:a) La concentración de la misma en porcentaje en masa.b) La molaridad.c) La molalidad.d) La Normalidade) Las fracciones molares del soluto y del disolvente.Resp. 5.94% ; 1.14M; 1.18m; 0.02; 0.98

5. Disolvemos 15,0 g de un soluto no volátil en 250 g de benceno puro (C 6 H 6 ), con lo cual se obtiene una disolución que a 30ºC tiene una presión de vapor de 120,2 mm de Hg. Determinar por este procedimiento la masa molecular aproximada del soluto.Datos: Pesos atómicos: C = 12,0 ; H = 1,0 ; Presión de vapor del benceno a 30ºC = 121,8 mm de Hg

6. Una disolución de urea: CO(NH 2 ) 2 , tiene a 0ºC una presión osmótica de 0,16 atm. ¿Cuál será su concentración en gramos/litro?Resp. 0.423

7. Calcular la presión osmótica de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) que contiene 1 g/1 de ácido y está a 20ºC.Resp. 0,52 atm

EJERCICIOS DE PRÁCTICA

CÁLCULO DE CONCENTRACIONES

1. Determinar la concentración de una disolución de ácido sulfúrico que contiene 14,7 gramos de dicho ácido en 750 ml de agua, si su densidad es de 1,018 Kg/l

2. Determinar todas las expresiones de la concentración de una disolución de ácido clorhídrico del 18,43% en peso y densidad 1,130 g/ml

3. Determinar todas las expresiones de la concentración de una disolución de ácido nítrico 6 molal y densidad 1,15 g/ml

4. Determinar todas las expresiones de la concentración de una disolución de hidróxido de sodio 5,64 Molar y densidad 1,19 g/ml

5. Hallar la normalidad y la molaridad de una disolución acuosa de hidróxido de bario que contiene 42,8 g. en 5 litros disolución

6. Calcular la concentración molar de un litro de agua pura que está a la temperatura de 4ºC y a una presión de 760 mm de mercurio.

7. Calcular los gramos de sulfato de aluminio con 18 moléculas de agua de cristalización, necesarios para preparar 50 mL de una disolución acuosa que contenga 40 mg. de ión aluminio por mililitro.

8. Calcular el peso de sulfato de aluminio, cristalizado con 18 moléculas de agua, necesario para preparar 50 mL de una disolución acuosa que contenga 40 mg de ión aluminio por mL.

9. Calcular todas las expresiones de la concentración de una disolución de ácido nítrico del 36,7% en peso y densidad 1,225 g/ml.

10. Calcular la concentración de una disolución de hidróxido de sodio que contiene 18,5 g en 500 ml de disolución, si su densidad es 1,02 g/ml. Expresarla como MOLARIDAD y MOLALIDAD. Dibuje y nombre el material de laboratorio que necesita para preparar esta disolución.

11. ¿Cuantos gramos de sulfato de sodio se necesitan para preparar 250 ml de una disolución 0,500 Molar

12. Calcular la concentración como g/litro, Molaridad, molalidad y fracción molar de una disolución de ácido sulfúrico del 7,7% y d= 1,05 g/ml

13. El amoniaco que normalmente se utiliza en los laboratorios es NH 3 ( aq ) de concentración 14.8 Molar y con una densidad de 0,8980 g/mL Calcular las cantidades de amoniaco y agua que habrá en 1 litro de disolución así como sus fracciones molares. (Datos: Masas atómicas: N= 141 H=1,01 1 0=16,0)

14. Deducir el valor de la fracción molar de una disolución acuosa que es 1,5 molal15. Se disuelven 0,005 kg de CIH en 0,035 kg de agua. Sabiendo que la densidad de

la disolución es de 1,060 kg/L y las masas atómicas del cloro e hidrógeno son respectivamente 35,5 y 1 . Calcule todas las expresiones de la concentración de esta disolución.

16. Hallar los gramos de ácido sulfúrico contenidos en 46 mL de una disolución 1/6 N

17. Hallar la normalidad y la molaridad de una disolución acuosa de hidróxido de

bario que contiene 42,8 g. en 5 litros disolución18. Calcular todas las demás expresiones de la concentración de una disolución de

Ác. clorhídrico del 6% en peso y d= 1,03 Kg/litro19. Expresar la concentración del agua del mar en g/l, % en peso y molaridad,

sabiendo que de 2 Kg de agua salada se han obtenido 50 g de sal (cloruro de sodio).

20. ¿Cuál será la concentración expresada en g/l y % en peso, de una disolución 0,25 Molar de cloruro de calcio? ¿Qué cantidad de soluto se necesitará para preparar 750 ml de la misma?

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES A PARTIR DE OTRAS

1. Hallar la normalidad y la molaridad de una disolución acuosa de hidróxido de bario que contiene 42,8 g. en 5 litros disolución. ¿Qué cantidad de la misma se necesita para preparar 500 ml de una disolución 0,02 M?

2. Se desea preparar 250 cc de una disolución 0,29 molar de ácido clorhídrico y para ello se dispone de agua destilada y de un reactivo comercial de tal ácido, cuya etiqueta, entre otros, contiene los siguientes datos: HCI densidad 1,184 g/mL y 37,5 % en peso. a) ¿Cuántos mililitros del reactivo comercial se necesitarán para preparar la citada disolución? b) Explique cómo actuará para preparar la disolución pedida y el material utilizado.

3. Se tienen 40 ml. de una disolución de ácido sulfúrico de densidad 1,14 g/cm3 y del 32% de riqueza en peso, a) ¿Cuál es su Molaridad? B) Si partiendo de dicha cantidad se desea preparar una disolución 1M de dicho ácido. ¿Qué volumen de agua destilada será preciso añadir?

4. Disponemos de ácido clorhídrico comercial (densidad = 1,2 g/cm3 y riqueza 36 % en peso) Calcular su Molaridad y molalidad.. A partir de esta disolución,

deseamos preparar 500 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico 0,1 M. ¿qué volumen de la disolución inicial hemos de tomar?

5. Calcular el volumen de ácido clorhídrico de densidad 1,083 g/mL y del 52%de riqueza en peso necesario para preparar 5 litros de disolución de concentración 2M.

6. ¿Qué cantidad de ácido clorhídrico con una densidad de 1,19 g/mL y un 31,6% de riqueza en peso se necesita para preparar dos litros de disolución 1 Normal?

7. Se disuelven 20,0 g de cloruro de calcio en agua hasta completar medio litro de disolución. Calcular su Molaridad. Se cogen 50 ml de la disolución anterior y se le añade más agua hasta completar 200 ml. ¿Cuál será la Molaridad de la nueva disolución?

8. Se tiene 1 litro de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,827 g/ml y d= 92,77% de riqueza en peso. Calcular: a) El volumen de agua que hay que añadir a dicho volumen de ácido concentrado para preparar una disolución que contenga 0,1 gramo de ácido puro por ml de disolución. B) La molaridad de la disolución obtenida.

9. La etiqueta de un ácido sulfúrico concentrado indica que la densidad del ácido es1,84g/ml. Sabiendo que tiene una riqueza en ácido sulfúrico del 98,0% en peso, calcular:

a) Su molaridad y su fracción molarb) La cantidad de agua que será necesario añadir a 100 ml de dicho ácido para obtener un ácido 10 molar. Considerando los volúmenes aditivos, ¿Qué volumen de ácido se obtiene?

10. Se toman 50 ml de un ácido nítrico del 30% en peso y densidad 1,18 g/ml y se ponen en un matraz aforado de 500 ml, añadiéndole después agua hasta llenarlo. Calcule la concentración de la disolución resultante, expresándola como Molaridad, molalidad y % en peso. DATOS: Pesos atómicos: H = 1,0 ; N = 14,0 O = 16,0

PROPIEDADES COLIGATIVAS

1. Se queman 24,8 g de un compuesto orgánico formado por C, H y O, obteniéndose 35,2 g de dióxido de carbono y 21,6 g de agua. Si se sabe, además, que al disolver 93 g de dicho compuesto en 250 ml de agua el punto de congelación de ésta desciende hasta los -11,16ºC, Determine las fórmulas empírica y molecular de dicho compuesto. DATOS: Pesos atómicos: C = 12,0 ; H = 1,0 ; O = 16,0 .Constante crioscópica molal del agua: -1,86 ºC/mol

2. Una disolución de urea: CO(NH 2 ) 2 , tiene a 0ºC una presión osmótica de 0,16 atm. ¿Cuál será su concentración en gramos/litro?

3. Disolvemos 15,0 g de un soluto no volátil en 250 g de benceno puro (C 6 H 6 ), con lo cual se obtiene una disolución que a 30ºC tiene una presión de vapor de 120,2 mm de Hg. Determinar por este procedimiento la masa molecular aproximada del soluto. Datos: Pesos atómicos: C = 12,0 ; H = 1,0 ; Presión de vapor del benceno a 30ºC = 121,8 mm de Hg

4. ¿Cuantos átomos contiene la molécula de fósforo si 2,4 g. de fósforo disueltos en 100 g. de sulfuro de carbono producen una elevación del punto de ebullición de 0,443 ºC sabiendo que la elevación molar del punto de ebullición para el sulfuro de carbono es de 2,29ºC?.

5. Una disolución que contiene 4,50 g de una sustancia “no electrolito” disuelta en 125 g de agua congela a -0,372ºC. Calcular la masa molecular aproximada del soluto

6. Calcular la presión osmótica de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) que contiene 1 g/1 de ácido y está a 20ºC.

7. Se prepara una mezcla con la misma cantidad en masa de agua y etilenglicol ¿Cuál es la molalidad del etilenglicol? Masa molar del agua y etilenglicol, 18 y 62,07 g/mol respectivamente.

8. El sistema de refrigeración de un automóvil se llena con una disolución acuosa de etilenglicol (C2H6O2) al 20% en peso. Se pide la temperatura mínima a la cual puede estar expuesto el automóvil sin que se congele la disolución refrigerante, así como la temperatura máxima de funcionamiento sin que dicha disolución comience a hervir. DATOS: Constantes crioscópica y ebulloscópica del agua:1,86 ºC/(mol/kg) y 0,52 ºC/(mol/kg) respectivamente. Pesos atómicos del H; C y O: 1,0; 12,0 y 16,0 g/mol.

UNIDAD III

TERMOQUIMICA-TERMODINAMICA

1. OBJETO DE LA TERMODINAMICA QUIMICA

La Termoquímica estudia los intercambios de energía que acompañan a las reacciones químicas. Es un hecho experimental que en toda reacción química hay una variación de energía, manifestada normalmente por la emisión o absorción de calor. El estudio de estas variaciones de energía es objeto de la Termoquímica, y de su importancia puede darnos idea el hecho de que no solo hay muchas reacciones (en especial las de combustión) que tienen como único objetivo el aprovechamiento de la energía desprendida, sino que también la espontaneidad de una reacción viene determinada primordialmente en muchos casos por el aspecto energético.

2. INTRODUCCION A LA TERMODINAMICA

Se puede decir de una manera muy general que la termodinámica es la ciencia de la energía, y se podría añadir que también se ocupa de la entropía.La termodinámica (del griego therme, “calor”; dynamis, “poder”), es la rama de la física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios de energía; significa que la termodinámica es la ciencia más íntimamente relacionada con las necesidades del hombre en la sociedad actual por su creciente consumo de energía para producir bienes y servicios.

3. CONCEPTOS Y DEFINICIONES FUNDAMENTALES.

3.1 Definición de sistema, entorno y universo

Un sistema puede ser cualquier objeto, cualquier cantidad de materia, cualquier región del espacio, etc., seleccionado para estudiarlo y aislarlo (mentalmente) de todo lo demás, lo cual se convierte entonces en el entorno del sistema, otros autores lo llaman alrededores, Por ejemplo, cuando realizamos una reacción química en el laboratorio, las sustancias químicas generalmente constituyen el sistema. El sistema y su entorno forman el universo.

ESQUEMA 1

3.2 Sistemas aislados, cerrados y abiertos.Sistema aislado es el sistema que no puede intercambiar materia ni energía con su entorno. Sistema cerrado es el sistema que sólo puede intercambiar energía con su entorno, pero no materia. Sistema abierto es el sistema que puede intercambiar materia y energía con su entorno.

ESQUEMA 2

3.3 Sistemas homogéneos y heterogéneos.Se dice que un sistema es homogéneo, si está constituido por una sola fase y es heterogéneo si lo constituyen más de una fase. Una fase se define como una porción del sistema físicamente diferente y mecánicamente separable. Si un dado sistema

como por ejemplo el formado por agua sólida (hielo, fase sólida), agua líquida (fase líquida) y vapor de agua (fase gaseosa) coexisten entonces cada estado físico en que se encuentra el agua, constituye una fase y cada fase está delimitada físicamente de las otras.

3.4 Propiedades termodinámicasLas propiedades termodinámicas pueden dividirse en dos clases: intensivas si dentro de los límites del sistema, son independientes de la cantidad de sustancia como por ejemplo la temperatura, la presión, el volumen específico, densidad, etc. Y extensivas, cuando sus valores son directamente proporcionales a la masa del sistema como por ejemplo el volumen, la masa, la energía entre otras.

4. VARIABLES DE ESTADOSon magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química). Ejemplos: presión, temperatura, volumen, concentración entre otras. En ausencia de campos eléctricos o magnéticos las propiedades extensivas de las sustancias puras, dependen de dos de las tres variables presión, volumen y temperatura ( P, V y T) y del número de moles (n) de las sustancias presentes. Sólo dos de las variables de estado son independientes debido a que el sistema puede ser definido en principio con una ecuación de estado que relaciona P, V y T, lo cual permite que conociendo el valor de dos de ellas, podamos determinar el valor de la otra.

5. FUNCIONES DE ESTADOSon variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema.Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.Son funciones de estado: presión, temperatura, energía interna, entalpía; no lo son: calor, trabajo. Las funciones de estado deben cumplir dos requisitos: 1) al dar valores a unas cuantas funciones de estado, se fijan automáticamente los valores de todas las otras y 2) cuando cambia el estado de un sistema, los cambios en las funciones de estado dependen sólo de los estados inicial y final del sistema, y no de cómo se logra el cambio.

5.1 Equilibrio.Cuando las funciones de estado medidas en cualquier parte del sistema no cambian con el tiempo se dice que el sistema está en equilibrio. Se puede hablar de diferentes tipos de equilibrio tales como químico, mecánico, térmico, eléctrico, magnético etc.

5.2 Proceso reversible.Cuando el sistema sigue la trayectoria energética de un estado inicial a otro final y la fuerza impulsora sea infinitesimalmente mayor a la fuerza opuesta al proceso, de manera que esta trayectoria puede ser revertida al aumentar en un valor infinitesimal la fuerza opuesta, entonces, estamos en presencia de un proceso reversible, de otra manera, cualquier cambio en el sistema que no cumpla con este requerimiento se dice que el proceso irreversible.

6. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

La ley de la conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece que todas las formas de energía pueden intercambiarse, pero no se pueden destruir ni crear, por lo cual la energía total del universo permanece constante. Cualquier energía que un sistema pierda deberá ser ganada por el entorno y viceversa.La energía total de un sistema o energía interna es una función de estado que se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus partes componentes. Es imposible medirla de manera absoluta pero si se puede determinar su variación o cambio de energía interna.El cambio de energía interna (⧍E) es la diferencia entre la energía interna del sistema al término de un proceso y la que tenía al principio. En una reacción química el estado inicial se refiere a los reactivos y el estado final a los productos.

ΔE = Efinal – EinicialO

ΔE = Eproductos – Ereactivos

Cuando Efinal > Einicial, el valor de ΔE es positivo, indicando que el sistema ganó energía de su entorno. Se obtiene un ΔE negativo cuando Efinal < Einicial, lo que indica que el sistema cedió energía a su entorno.Cuando un sistema sufre un cambio físico o químico, cambia su energía interna.

Este cambio está determinado por el calor (q) agregado o liberado del sistema, más el trabajo (w) realizado sobre o por el sistema:

ΔE = q + w

Tabla 1. Convenciones de signos y la relación entre q, w y ΔE.

Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se

considera negativa de acuerdo al Esquema. Así, q y w > 0 si se realizan a favor del sistema. E es una función de estado.

ESQUEMA 3

6.1 CALOR Y TEMPERATURAEl calor es una de las formas comunes en que se encuentra la energía. La experiencia cotidiana nos dice que si pensamos en la combustión del gas doméstico (n-butano) que alimenta la hornilla de una cocina, inmediatamente lo asociamos con calor que se genera o cuando un objeto caliente se coloca en contacto con otro frío entonces el calor fluye del objeto caliente hacía el frío. El calor es energía cinética de los átomos y moléculas; cuando un objeto está caliente la energía cinética promedio de las partículas que lo componen es grande y contiene en su interior una gran cantidad de calor; si el objeto está frío la energía cinética promedio de las partículas que lo componen es pequeña y por lo tanto tendrá menos calor en su interior. Cuando un objeto caliente está en contacto con uno frío, el calor fluye del caliente al frío hasta que finalmente ambos llegan a tener la misma temperatura.Podemos concluir que si dos cuerpos están a la misma temperatura y se ponen en contacto no hay intercambio de calor entre ellos y que el calor es una forma de energía que fluye de un cuerpo hacía otro como resultado de una diferencia de temperatura.

6.2 TRABAJOEn forma general, se realiza trabajo en física cuando se vence una resistencia a lo largo de un camino; algebraicamente lo expresamos mediante la ecuación

w = F.l F = resistencia; l = desplazamiento

El trabajo puede ser expresado como el producto de dos factores un factor intensidad y un factor capacidad; en la Tabla 2 se puede apreciar algunos ejemplos relacionados con esta propiedad.

Tabla 2. Factores intensidad y capacidad para varios tipos de trabajo.

Entre los tipos de trabajo el de mayor interés en química está en el trabajo mecánico realizado por los gases en expansión, el cual resulta de un cambio en el volumen del sistema y se le denomina trabajo presión-volumen, P-V. Como ejemplo de este tipo de trabajo tenemos la expansión de los gases en el cilindro del motor de un automóvil que al hacer trabajo sobre el pistón permite hacer girar las ruedas del vehículo.

Ejemplo 1. Calcula el cambio de energía interna del sistema en un proceso en el que el sistema absorbe 140 J y efectúa 85 J de trabajo sobre el entorno.

ΔE = q+w = 140J – 85 J = 55J

Ejercicio de práctica

Calcular el cambio de energía interna del sistema en un proceso en que el sistema absorbe 300 J de calor y simultáneamente se realiza sobre él un trabajo de 150 J.(R: 450 J).

7. CALOR A VOLUMEN CONSTANTESe designa por el símbolo qv. Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen.Si V = constante, es decir, ⧍V = 0; w = 0; ⧍E= q - w; ⧍E = qv

8. ENTALPÍA DE UN SISTEMALa mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica (p). Los cambios térmicos a presión constante se expresan en términos de

otra función de estado, denominada entalpía o contenido de calor y simbolizada con la letra H. Esta función de estado es definida por la relación:

H = E + PV

Donde P es la presión y V el volumen del sistema.El cambio de entalpía ΔH puede ser escrito como:

ΔH = H2 – H1De manera que:

H1 = E1 + P x V 1 y H2 = E2 + P x V2ΔH = (E2 + P x V2) – (E1 + P x V 1) = (E2 – E1) + (P2V2 – P1V1) ⇒

ΔH = ΔE + (P2V2 – P1V1)

Esta ecuación nos dice que el cambio de entalpía a presión constante es igual al aumento de la energía interna más cualquier trabajo presión-volumen hecho. Por lo tanto a presión constante, ΔH representa el calor absorbido qp, por un dado sistema, que va de un estado inicial a un estado final, o sea que:

qp = ΔH

ESQUEMA 4

Desde el punto de vista de la entalpía, los procesos que absorben calor son endotérmicos, ΔH>0, (la entalpía del estado final es mayor que la del estado inicial) y los que liberan calor son exotérmicos, ΔH<0, (la entalpía del estado final es menor que la del estado inicial); ver Esquema 3.

9. RELACIÓN qv CON qpEn gases aplicando la ecuación de los mismos:

p x V = n x R x T

Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final:(p x V1 = n1 x R x T), (p x V2 = n2 x R x T) con lo que restando ambas expresiones también se cumplirá que:

p x ΔV = Δn x R x T

Como ΔH = ΔE + p x ΔV se cumplirá que:

ΔH = ΔE + ΔnRT

En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen yqv = qp, es decir:

ΔH = ΔE

10. CAPACIDAD CALORÍFICA O CALÓRICA (CALORIMETRIA)

La Calorimetría se refiere a las propiedades de los sistemas relacionados con el calor.

10.1 UNIDADES DE ENERGIA

Caloría (cal)La cantidad de calor requerido para cambiar la temperatura de un gramo de agua en un grado centígrado.

Julio (J)Unidad de calor en el SI.

1Cal = 4.184J

10.2 Capacidad Calorífica (C) Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura del sistema en 1 ºC. (Unidades J/ºC)La relación entre la magnitud del flujo de calor, q, y el cambio de temperatura, ⧍t, viene dada por la expresión:

10.3 Calor Específico (c)Cantidad de calor necesaria para elevar en 1 °C la temperatura de un gramo de una sustancia. (Unidades J/g °C)Es una propiedad intensiva que puede utilizarse para identificar una sustancia.Para una sustancia pura de masa m, podemos escribir:

q = mcΔT

q = C x t

C = mc

10.4 CALORIMETRO

La medida del flujo de calor en una reacción se lleva a cabo en un dispositivo llamado calorímetro.El único flujo de calor se produce entre el sistema en reacción y el calorímetro.El flujo de calor para la reacción que está ocurriendo en el sistema es igual en magnitud pero de signo opuesto al del calorímetro.

q reacción = - q calorímetro

Un calorímetro sencillo se utiliza para reacciones en disolución y se cumple:

q reacción = -m x 4.18 (J/g°C) x Δt

BOMBA CALORIMETRICA

11. ECUACIONES TERMOQUIMICAS

Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como ΔH o ΔHo, se utiliza (s) o (c) para el estado sólido para el estado líquido y gaseoso se utilizan los símbolos (l), (g) respectivamente. Un superíndice (º) indica que la reacción se efectúa en condiciones normales termodinámicas (P = 1 atm; T = 298 K, Concentración = 1M.).

11.1 ENTALPIA ΔHo

El cambio de entalpía para una reacción se suele denominar calor de reacción, este proceso es muy importante en termoquímica ya que tanto químicos como ingenieros de procesos se inclinan en pensar más en términos de ΔH que de ΔE; aún cuando el volumen cambie de manera significativa, la diferencia en magnitud entre ΔH y ΔE es pequeña.El cambio de entalpía, ΔH para una reacción química viene dado por la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactantes, o sea,

ΔH = H(productos) - H(reactantes)

Así, si la entalpía de los productos es mayor que la de los reactantes, ΔH>0, el sistema absorbe calor y la reacción es endotérmica. Por ejemplo:

CO2 (g) + H2O(g) CH4 (g) + 2 O2 (g) ΔHº = 802 kJ/mol

Si la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes, ΔH<0, el sistema libera calor y la reacción es exotérmica. Por ejemplo:

C (graf.) + O2 (g) CO2 (g) ΔHº = -394 kJ/mol

En el esquema 4 podemos representar gráficamente un diagrama energético de estas ecuaciones termoquímicas.

Hay que tener presente los siguientes aspectos para la entalpía:

a) que es una función de estado y ,b) que es una propiedad extensiva, es decir, depende de la cantidad de materia involucrada.Si los diferentes coeficientes de una ecuación termoquímica la igualamos por un dado número, el cambio de entalpía de la reacción debe ser multiplicado por ese mismo número; así por ejemplo, dada la ecuación termoquímica:

CO2 (g) + 2H2O(g) CH4 (g) + 2O2 (g) ΔHº = 802 kJ/mol

Entonces si multiplicamos por 1/3, queda ahora representada como:

1/3 CO2 (g) + 1/3 H2O(g) 1/3 CH4 (g) + 2/3 O2 (g) ΔHº = 1/3(802) kJ/mol

O si invertimos la reacción, entonces la función termodinámica también cambia de signo, así por ejemplo,

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2H2O(g) ΔHº =- 802 kJ/mol.

1.2.1 RELACIÓN ENTRE ΔH y ΔE DE REACCIÓN

ΔH = ΔE + Δn(g)RT,Δn(g) = diferencia de los moles de productos y los moles de reactantes en fase gaseosa.

Ejemplo 1Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, es de -2.219,8 kJ.

C3H8(g) + 5 O2(g) 3CO2(g) + 4 H2O(l) ΔHº = –2.219,8 kJ

nreactivos = 1 + 5 = 6 ; nproductos = 3 (sólo moles de gases) Δn(g)= 3-6 =-3

ΔE = ΔH – Δn x R x T = –2.219 kJ - (-3 mol) x (8,3 Jxmol–1xK–1) x 298 K = 2.214kJ.

1.2.2 Ley de Hess

La Ley de Hess expresa que: "El calor de una reacción es independiente del número de etapas que constituyen su mecanismo y, por lo tanto, depende sólo de los productos (estado final) y reaccionantes (estado inicial)"La ley de Hess aplicada a la reacción global resultante de la suma del conjunto de etapas que explican su mecanismo, permite calcular el calor de reacción estimando la diferencia entre la suma de los calores totales de formación de los productos y la suma de los calores totales de formación de los reaccionantes, es decir:

ΔH0 = Σnp ΔHf0(productos) - Σnr ΔHf0(reactivos)

11.3 ENTALPÍA NORMAL DE FORMACIÓN O CALOR DE FORMACIÓN (ΔHf0)

Es el calor de reacción cuando se forma un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones normales de presión y temperatura: P = 1 atm; T = 298K). Se expresa como Hf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre ΔH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

C(graf.) + O2(g) CO2(g) ΔHf0 = –393,13kJ/molH2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔHf0 = – 285,8 kJ/mol

Hay que tener presente, que por convención, el calor de formación de los elementos en su estado físico natural es idénticamente igual a cero.

Ejemplo 2Indique mediante ecuaciones termoquímicas la formación de cada uno de los siguientes compuestos cuyas entalpías normales de formación son dadas: a) NaCl(s) (ΔHf0 = -411 kJ/mol); b) NaCl(ac) (ΔHf0 = -407 kJ/mol); c) Na2CO3 (s) (ΔHf0= -1.131kJ/mol)

a) Na(s) + ½ Cl2 (g) NaCl(s) ΔHf0 = -411 kJ/molb) Na(s) + ½ Cl2 (g) NaCl (ac) ΔHf0= -407 kJ/molc) 2 Na(s) + C(graf) + 3/2O2 (g) Na2CO3 (s) ΔHf0 = -1.131 kJ/mol

11.4 CÁLCULO DE LAS ENTALPÍAS DE REACCIÓN A PARTIR DE LAS ENTALPÍAS DE FORMACIÓN.

La entalpía de reacción viene dada por la diferencia algebraica entre la entalpía de los productos y la entalpía de los reactantes; ambas entalpías pueden ser calculadas conociendo las entalpías de formación de productos y reactantes.Los ΔHf0 tanto de los productos como de los reactantes los cuales están reportados en kJ/mol.


Ejemplo 3Calcule la entalpía de la siguiente reacción:3C(graf.) + 2 Fe2O3 (s) 4 Fe(s) + 3 CO2 (g)

Para realizar este cálculo, debemos conocer:

Especie química ΔHf0

C(graf.) 0Fe2O3(s) -47

Fe(s) 0CO2 (g) -22,5

ΔH0de los productos = 0 + 3x(-22,5) = -67,5 kJ; ΔH0 de los reactantes = 2x(-47) = - 94, luegoΔH0 = -67,5 –(-94) = 26,5 kJ


Obsérvese que los ΔHf0 tanto del C(graf.) como del Fe(s) son idénticamente igual a cero porque a 25 0C es el estado termodinámico más estable para estos elementos; el signo positivo (ΔH0>0) de la entalpía de reacción nos indica que la misma es endotérmica.

11.5 ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN O CALOR DE COMBUSTIÓN.Es el calor que se libera en la combustión de un mol de compuesto orgánico. El calor liberado en la combustión de muchos compuestos orgánicos puede ser cuidadosamente medido utilizando una bomba calorimétrica donde el compuesto orgánico a investigar se somete a la combustión completa en exceso de oxígeno; debido a que este calor es medido a volumen constante, lo que se mide en realidad, es el ΔE0 que se relaciona con el ΔH0 a partir de la ecuación:

ΔH0 = ΔE0 - ΔnRT

El calor de combustión puede ser empleado directamente para calcular el calor de formación de los compuestos orgánicos.

Ejemplo 4

a) El calor de combustión del monóxido de carbono es -281,65 kJ/mol. Calcule el calor de combustión a presión constante.

CO(g) + ½ O2 (g) CO2 (g)

ΔHº = ΔEº - ΔnRT = -281,65- (1-3/2)x8,3 J.mol-1 K-1 x298K = -282,90 kJ/mol

b) Las entalpías de formación del CO(g) y del CO2 (g) son respectivamente -110,53 y -393,51 kJ/mol respectivamente. Calcule la entalpía de la reacción,

CO(g) + ½ O2 (g) CO2 (g)ΔHº = -393,51 – (-110,53+0) = -283 kJ/mol

Como puede verse, para la misma reacción, los resultados obtenidos al calcular el calor de combustión a presión constante, medido experimentalmente a través del calor de combustión a volumen constante, y el obtenido a partir de los calores de formación son iguales dentro del error experimental.

c) Calcula el calor liberado por mol de compuesto que reacciona con oxígeno de acuerdo a la siguiente reacción:

2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2H3 (s) + 9 H2O (l)

Las entalpías estándar de formación del B5H9 (l), del B2H3 (s) y del H2O (l) son 73,2; -1263,6 y -285,8 kJ/mol, respectivamente.

ΔH0 r = Σnp ΔHf0(productos) - Σnr ΔHf0(reactivos)

ΔH0 r = [ (– 1 263,6 kJ/mol *5 moles) + (– 285,8 kJ/mol *9 moles) ] – [ (73,2 kJ/mol*2 moles) + (0 kJ/mol *12 moles) ] = – 9 036,6 kJ.

Este es el calor que se libera por cada 2 moles de B5H9 que reaccionan con 12 deO2. Por lo tanto, el calor que se libera por mol de B5H9 es:

ΔH0 r = – 9.036,6 kJ / 2 mol = - 4.518,3 kJ/mol.

11.6 CÁLCULO DE LA ENTALPÍA DE UNA REACCIÓN APLICANDO LA LEY DE HESS.El valor del ΔH de una dada reacción es el mismo si esta se lleva a cabo directamente o por etapas pues la entalpía es una función de estado. Esto quiere decir que la entalpía de una dada reacción puede ser expresada como la suma de dos o más reacciones.

Ejemplo 5a) Calcule la entalpía normal de la siguiente reacción:Sn (s) + 2 Cl2 (g) = SnCl4 (l)

A partir de los valores de las siguientes reacciones termoquímicas:(1) Sn (s) + Cl2 (g) = SnCl2 (s) ; ΔHº = -349,8 kJ(2) SnCl4 (l) = SnCl2 (s) + Cl2 (g) ; ΔHº = 195,4 kJ

Por simple inspección nos damos cuenta que si invertimos la reacción (2) y la sumamos algebraicamente con la (1) entonces obtenemos la reacción cuya entalpía desconocemos, o sea:SnCl2 (s) + Cl2 (g) = SnCl4 (l) ; ΔHº = -195,4 kJSn (s) + Cl2 (g) = SnCl2 (s) ; ΔHº = -349,8 kJ________________________________________________________Sn (s) + 2 Cl2 (g) _SnCl4 (l) ; ΔHº = - 545,2 kJ

b) Calcula la entalpía estándar de reacción para el siguiente proceso:C (diamante) → C (grafito)A partir de los valores de las siguientes reacciones termoquímicas:a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0 r = – 395,4 kJb) C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0 r = – 393,5 kJ

Invirtiendo la ecuación b) se obtiene:c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g) ΔH0 r = 393,5 kJ

A continuación se suman las ecuaciones a) y c) para obtener la ecuación deseada:a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0 r = – 395,4 kJc) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g) ΔH0 r = + 393,5 kJ___________________________________________________C (diamante) → C (grafito) ΔH0 r = – 1.9 kJ

12. ENTROPÍA Y EL SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

La entropía es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse; se simboliza con la letra S. Es una función de estado cuya variación puede determinarse considerando la entropía de los estados finales e iniciales de un dado sistema termodinámico.

ΔS = ΔSfinal - ΔSinicial

Existen tablas de Sº (entropía molar estándar) de diferentes sustancias.

En una reacción química:

ΔS0 = ΣnpS0 (productos) - ΣnrS0 (reactivos)

12.1 SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICAEn cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo aumenta

ΔS(universo) = ΔS(sistema) + ΔS(entorno)≥ 0

Hay que tener presente que:

a) Las entropías molares normales de las sustancias son siempre cantidades positivas. (S0>0)b) Los elementos químicos tienen entropías positivas. (S0>0)c) Las entropías de los gases son mayores que la de los líquidos y estas a su vez son mayores que la de los sólidos.

Ejemplo 1Calcule el cambio de entropía normal, en J/K, para la siguiente reacción:CaCO3(s) = CaO(s) + CO2 (g)

Los valores tabulados de entropía en J/K, son como siguen: CaCO3(s) : 92,9; CaO(s): 39,7 y CO2 (g): 213,6.

ΔS0 = [S0 (CaO(s)) + S0 (CO2 (g))] – [S0 (CaCO3(s))]

ΔSº = (39,7+213,6) - 92,9 = 160,4 J/K

Ejemplo 2

Calcule la entropía absoluta en la formación de metanol, CH3OH.

C(s, graf.) + 2 H2 (g) + ½ O2 (g) CH3OH(l)

Los valores de entropía absoluta en J/k, son como siguen: C(s, graf.): 5,7; H2 (g)130,46; O2 (g): 204,82 y CH3OH(l): 126,65.

ΔS0 = [S0 (CH3OH(l))] – [S0 (C(s, graf.))+2S0 (H2 (g))+ ½ S0 (O2 (g)) ]ΔS0 = 126,65-(5,7+2x130,46+(1/2)204,82 = -242,38 J/K

Ejemplo 3Calcule el ΔS0 de la reacción: HCl(g) = H+(ac) + Cl-1 (ac) S0 (J/K): 186,7 0 55,1

ΔS0 = (0+55,1)-186,7 = -131,6 J/K

13. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (ΔG) (ENERGÍA LIBRE O ENTALPÍA LIBRE).

En procesos a T constante se define como: G = H – T x S;

Por tanto: ΔG0 = ΔH - T ΔS

En condiciones estándar: ΔG0 = ΔH0 - T ΔS0

ΔS (universo) = ΔS (sistema) +ΔS (entorno) > 0 (p. espontáneos)

Multiplicando por “–T” y como “–T x ΔS (entorno) = ΔH (sistema)– T x ΔS (universo)= – T xΔS (sistema) +ΔH (sistema) = ΔG < 0

En procesos espontáneos se cumple siempre que: ΔG < 0

Si ΔG > 0 la reacción no es espontánea.Si ΔG = 0 el sistema está en equilibrio.G es una función de estado.

Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de ΔGf0 de reactivos y productos:

ΔG0 = ΣnpΔGf 0 (productos) - ΣnrΔGf 0 (reactivos)

13.1 ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas.Hay reacciones endotérmicas espontáneas:

· Evaporación de líquidos.· Disolución de sales...

Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas:

· NH4Cl(s) = NH4 +(aq) + Cl-1 (aq) ΔH0 = 14,7 kJ· H2O(l) = H2O(g) ΔH0= 44,0 kJUna reacción es espontánea cuando ΔG (ΔH – T x ΔS) es negativo.Según sean positivos o negativos los valores de ΔH y ΔS (T siempre es positiva) se cumplirá que:· ΔH < 0 y ΔS > 0 ΔG < 0 _Espontánea· ΔH > 0 y ΔS < 0 ΔG > 0 _No espontánea· ΔH < 0 y ΔS < 0 ΔG < 0 a T bajas G > 0 a T altas· ΔH > 0 y ΔS > 0 ΔG < 0 a T altas G > 0 a T bajas

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