Texto de quimica 10°

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CARLOS GABRIEL LONDOÑO [email protected]

TEXTO DE QUIMICA GRADO 10º

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INTRODUCCIÓN El estudio de los procesos químicos es una aventura exploratoria, sobre los fenómenos

cotidianos del mundo y sobre todos los procesos técnicos e industriales que se derivan a

partir de sencillos procedimientos conocidos por el hombre desde tiempos inmemoriales.

La química está presente en todos los procesos biológicos, físicos y del entorno natural,

como un pilar fundamental que soporta la esencia de la naturaleza y la composición misma

de los seres vivos.

Este texto está planteado de forma tal que el alumno potencialice sus habilidades y destrezas

cognitivas, poniendo en práctica las funciones y operaciones mentales; al tener que asumir

frente a su aprendizaje una actitud investigativa y reflexiva. Para ello toma cuatro ejes

fundamentales de la enseñanza de la química en cada grado y desarrolla un referente

conceptual para cada uno de ellos. Posteriormente proporciona ejercitaciones sobre cada eje

conceptual estudiado, que complementan el proceso de aprendizaje.

Esta obra no pretende ser un libro de texto de química, ni reemplazar el mismo como tal, tan

solo constituye el resultado de varios años de trabajo docente en este campo y se publica

con el deseo, que usted amigo lector, disfrute tanto de su lectura y actividades y poder así

realizar un aporte al conocimiento global.

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UNIDADES TEMATICAS

EJE TEMÁTICO UNIDAD 1 CARACTERIZO Y NOMBRO COMPUESTOS INORGANICOS

Funciones Químicas Inorgánicas Función hidruro, óxido, ácido, hidróxido y sal. Sistemas de nomenclatura inorgánica.

EJE TEMÁTICO UNIDAD 2 ANALIZO LAS REACCIONES QUIMICAS

Reacciones y ecuaciones químicas. Balanceo de ecuaciones químicas ( Métodos) Estequiometria.

Reactivo límite, porcentaje de pureza y de rendimiento

EJE TEMÁTICO UNIDAD 3 ESTUDIO LAS SOLUCIONES

Soluciones y Solubilidad Factores que afectan la solubilidad Concentración de soluciones.

Estequiometria en fase acuosa.

EJE TEMÁTICO UNIDAD 4 ESTUDIO EL ESTADO GASEOSO

Leyes de los gases. Teoría cinética y ecuación de estado. Densidad y masa molecular

Estequiometria en fase gaseosa.

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INDICADORES DE COMPETENCIA

UNIDAD 1 Establece las características de los grupos funcionales y las emplea en la escritura de fórmulas químicas.

Identifica los diferentes sistemas de nomenclatura para compuestos químicos y los aplica para nombrar estructuras químicas planteadas.

UNIDAD 2 Aplica los conceptos de ecuación química en la solución de problemas que impliquen el balance entre materia y energía, de reactivos y productos; para una reacción química planteada.

Aplica el concepto de estequiometría en la solución de problemas que impliquen cantidades de materia, porcentaje de pureza de reactivos y productos, y porcentaje de rendimiento de una reacción química planteada.

UNIDAD 3 Analiza y diferencia los diferentes conceptos relacionados con la medición de la solubilidad y los factores que afectan la misma en distintas soluciones.

Identifica la composición de una solución en términos cuantitativos y la expresa usando unidades de medición de concentración.

UNIDAD 4 Reconoce las características del estado gaseoso, sus leyes y cinética y las aplica en la resolución de problemas.

Identifica los conceptos de densidad y masa molecular de los gases y los aplica en la solución de ejercicios con relaciones estequiométricas.

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UNIDAD 1

1. NOMENCLATURA QUIMICA

1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su desarrollo se han descubierto miles y miles de compuestos y con ellos un gran número de nombres que los identifican. En la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13 millones, en respuesta a esto, a lo largo de los años los químicos han diseñado un sistema aceptado mundialmente para nombrar las sustancias químicas lo que ha facilitado el trabajo con la variedad de sustancias que existen y se descubren constantemente. La primera distinción básica en la nomenclatura química, es entre los compuestos orgánicos e inorgánicos donde el primer término se refiere a la mayoría de aquellos compuestos que contienen el elemento carbono. A continuación se expondrá gran parte de la nomenclatura básica para los compuestos inorgánicos. La formulación de un compuesto, al igual que su nomenclatura (esto es, la transcripción de su fórmula en términos del lenguaje ordinario), se rige por, unas determinadas normas que han sido retocadas en los últimos años con el único propósito de conseguir un lenguaje químico lo más sencillo y a la vez general posible. Un organismo internacional, la I.U.P.A.C. (International Union of Pure and Applied Chemistry), encargado de tales menesteres, ha dictado unas reglas para la formulación y nomenclatura de las sustancias químicas. Antes de proceder al estudio de tales reglas para cada tipo de compuesto es preciso conocer perfectamente los símbolos de los diferentes elementos químicos, base de esta forma de expresión. Una memorización previa de todos ellos, o un adecuado manejo de la tabla periódica, resulta pues, imprescindible. La fórmula química de un compuesto dado, además de indicar los elementos que lo constituyen, proporciona la relación numérica en que intervienen sus respectivos átomos (o iones). Tales números están relacionados con el de enlaces posibles de unos átomos (o iones) con otros y dan idea de la capacidad de combinación de los elementos en cuestión. Adicionalmente, es importante conocer los fundamentos del enlace químico en función de las reglas para la asignación de números de oxidación, valencia y carácter del elemento como se relacionan a continuación: Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica. Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha. Cuando se comparan dos elementos, el más metálico es el que se encuentra más hacia la izquierda o más hacia la parte inferior de la tabla periódica . De forma general y a efectos de formulación, a cada elemento dentro de un compuesto se le asigna un número positivo o negativo denominado índice o número de oxidación. Dicho índice, que puede considerarse como el número de electrones perdidos o ganados en el ion correspondiente (en el supuesto de que todos los compuestos fueran iónicos) tiene, no obstante, un carácter fundamentalmente operativo, pues sirve para deducir con facilidad las fórmulas de las diferentes combinaciones posibles. Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos:

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El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre es cero. El número de oxidación para el oxigeno es -2 (excepto en los peróxidos que es -1). El numero de oxidación para el hidrogeno es +1 (excepto en los hidruros que es -1). Para los iones simples (monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga de un ión. El número de oxidación de los metales siempre es positivo; para los alcalinos (+1) y para los

alcalinotérreos (+2). El número de oxidación de los halógenos al combinarse con metales en compuestos binarios

siempre es -1. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula

determinada es igual a cero. La suma de los números de oxidación en un ión poliatómico siempre es igual a la carga del

ión. Los cationes (iones positivos) generalmente corresponden a los metales. Los aniones (iones negativos) corresponden a no metales o a combinaciones de los mismos. Con relación a los sistemas de nomenclatura usuales, se emplean generalmente tres de ellos:

Nomenclatura Sistemática o Racional: Emplea el conteo de la cantidad de los elementos presentes en la fórmula y los nombres de los iones.

Nomenclatura Común o Tradicional: Emplea prefijos y sufijos establecidos en función de la

valencia de cada ión en la fórmula.

Nomenclatura IUPAC o Stock-Werner: Declara el estado de oxidación del compuesto en relación con la función química.

FUNCIONES QUÍMICAS

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Se denomina función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y comportamientos comunes, a pesar de su diferente composición estructural. Una parte de la función química contiene el llamado grupo funcional, que no es otra cosa que un átomo o un conjunto de ellos colocado de tal forma que confiere las propiedades típicas de la función química. En el estudio de la química inorgánica se destacan cinco funciones principales, como lo muestra el anterior diagrama, por ello se analizaran cada una de ellas en detalle, nombrando cada una de ellas desde la perspectiva de cada sistema de nomenclatura: ÓXIDOS: Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2

= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno . ÓXIDOS BÁSICOS (Combinación del oxígeno con elementos metálicos) Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos.

ASPECTO N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PREFIJO OXIDO

Hipo (-) Per(+) OXIDO DE

OXIDO Mono, Di, Tri, Tetra……

SUFIJO METAL Oso (-) Ico (+)

METAL Valencia entre paréntesis con números romanos

METAL Mono, Di, Tri, Tetra……

Ejemplos: Metal con una valencia:

FORMULA N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA

Na2O Oxido de sodio Oxido de sodio (I) Oxido de disodio

CaO Oxido de calcio Oxido de calcio (II) Oxido de calcio

Metal con dos valencias:


FeO Oxido ferroso Oxido de hierro (II) Oxido de hierro

Fe2O3 Oxido férrico Oxido de hierro (III) Trióxido de dihierro

Metal con cuatro valencias:


MoO Oxido hipomolibdoso Oxido de Molibdeno (II) Oxido de molibdeno

Mo2O3 Oxido molibdoso Oxido de Molibdeno (III) Trióxido de dimolibdeno

MoO2 Oxido molíbdico Oxido de Molibdeno (IV) Dióxido de molibdeno

Mo2O5 Oxido permolíbdico Oxido de Molibdeno (V) Pentóxido de dimolibdeno

ÓXIDOS ÁCIDOS (Combinación del oxigeno con elementos no metálicos) Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos.

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ASPECTO N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PREFIJO OXIDO

Hipo (-) Per(+) OXIDO DE

OXIDO Mono, Di, Tri, Tetra……

SUFIJO NO METAL Oso (-) Ico (+)

NO METAL Valencia entre paréntesis con números romanos

NO METAL Mono, Di, Tri, Tetra……

Ejemplos: No metal con una valencia :


B2O3 Oxido de boro Oxido de boro (III) Trióxido de diboro

SiO2 Oxido de silicio Oxido de silicio (IV) Dióxido de silicio

No metal con dos valencias :


CO Oxido carbonoso Oxido de carbono (II) Monóxido de carbono

CO2 Oxido carbónico Oxido de carbono (IV) Dióxido de carbono

No metal con cuatro valencias:


Cl2O Oxido hipocloroso Oxido de cloro (I) Oxido de dicloro

Cl2O3 Oxido cloroso Oxido de cloro (III) Trióxido de dicloro

Cl2O5 Oxido clorico Oxido de cloro (V) Pentóxido de dicloro

Cl2O7 Oxido perclorico Oxido de cloro (VII) Heptóxido de dicloro

BASES O HIDRÓXIDOS : Según la definición de Bronsted-Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o más iones hidróxilo remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua. Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con la palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.

ASPECTO N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PREFIJO HIDROXIDO

Hipo (-) Per(+) HIDROXIDO DE

HIDROXIDO Mono, Di, Tri, Tetra……

SUFIJO METAL Oso (-) Ico (+)

METAL Valencia entre paréntesis con números romanos

METAL Mono, Di, Tri, Tetra……

Ejemplos: Metal con una valencia :


NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio (I) Hidróxido de sodio

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Hidróxido de calcio (II) Dihidróxido de calcio

Metal con dos valencias :


Fe(OH)2 Hidróxido ferroso Hidróxido de hierro (II) Dihidróxido de hierro

Fe(OH)3 Hidróxido férrico Hidróxido de hierro (III) Trihidróxido de hierro

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Metal con cuatro valencias:


Mo(OH)2 Hidróxido hipomolibdoso Hidróxido de Molibdeno (II) Dihidróxido de molibdeno

Mo(OH)3 Hidróxido molibdoso Hidróxido de Molibdeno (III) Trihidróxido de molibdeno

Mo(OH)4 Hidróxido molíbdico Hidróxido de Molibdeno (IV) Tetrahidróxido de molibdeno

Mo(OH)5 Hidróxido permolíbdico Hidróxido de Molibdeno (V) Pentahidróxido de molibdeno

ÁCIDOS: Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua. Las formulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted-Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones (H+). En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Existen dos clases de ácidos: HIDRÁCIDOS (Combinación de un no metal con hidrógeno) No contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. Utilizan siempre la valencia negativa del no metal.

ASPECTO N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PREFIJO ACIDO

ACIDO

ACIDO Mono, Di, Tri, Tetra……

SUFIJO HIDRICO

HIDRICO


RECUERDA QUE : HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido.


HCl Acido clorhídrico Acido clorhídrico Acido de cloro

HBr Acido bromhídrico Acido bromhídrico Acido de bromo

H2S Acido sulfhídrico Acido sulfhídrico diácido de azufre

HCN Acido cianhídrico Acido cianhídrico Acido de cianuro

Adicionalmente se presentan algunas excepciones a esta regla, con sus respectivas notaciones:


BiH3 Bismutina Bismutamina Trihidruro de bismuto

PH3 Fosfina Fosfamina Trihidruro de fósforo

AsH3 Arsina Arsenamina Trihidruro de arsénico

SbH3 Estibina Estilbamina Trihidruro de antimonio

NH3 Amoniaco Nitramina Trihidruro de nitrógeno

BH3 Borano Borano Trihidruro de boro

B2H6 Diborano Diborano Hexahidruro de diboro

CH4 Metano Metano Metano

H2O Agua Agua Agua

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OXÁCIDOS (Combinación de un óxido ácido con agua) Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal. Utilizan siempre la valencia positiva del no metal.

ASPECTO N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PREFIJO ACIDO

Hipo (-) Per(+) ACIDO DE

ACIDO Mono, Di, Tri, Tetra……

SUFIJO NO METAL Oso (-) Ico (+)

NO METAL Valencia entre paréntesis con números romanos


Ejemplos: No metal con una valencia :


H3BO3 Acido bórico Acido de boro (III) Triácido de boro

H4SiO4 Acido silícico Acido de silicio (IV) Tetraácido de silicio

No metal con dos valencias :


H2CO2 Acido carbonoso Acido de carbono (II) Diácido de carbono

H2CO3 Acido carbónico Acido de carbono (IV) Diácido de carbono

No metal con cuatro valencias:


HClO Acido hipocloroso Acido de cloro (I) Acido de cloro

HClO2 Acido cloroso Acido de cloro (III) Acido de cloro

HClO3 Acido clorico Acido de cloro (V) Acido de cloro

HClO4 Acido perclorico Acido de cloro (VII) Acido de cloro

Las excepciones a la anterior regla, las proporcionan ciertos metales de transición ( Mn, Cr y Mo ) cuyas valencias superiores les permiten formar ácidos y el Flúor, que a pesar de ser halógeno, no posee valencias positivas, por lo que no puede formar oxácidos, según la regla. Ejemplo:


H2MnO4 Acido mangánico Acido de manganeso (VI) Diácido de manganeso

HMnO4 Acido permangánico Acido de manganeso (VII) Acido de manganeso

H2CrO4 Acido crómico Acido de cromo (VI) Diácido de cromo

H2Cr2O7 Acido dicrómico Acido de cromo (VI) Diácido de dicromo

H2MoO4 Acido molíbdico Acido de molibdeno (VI) Diácido de molibdeno

Otra forma de llamar los ácidos es en función de los H+ que pueden ceder, he aquí una aproximación:

FORMULA H+ PRESENTES N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA

HNO3 Monopróticos Acido nítrico Acido de nitrógeno (V) Acido de nitrógeno

H2SO4 Dipróticos Acido sulfúrico Acido de azufre (VI) Diácido de azufre

H3PO4 Tripróticos Acido fosfórico Acido de fósforo (V) Triácido de fósforo

H4SiO4 Tetrapróticos Acido silícico Acido de silicio (IV) Tetraácido de silicio

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SALES : Una sal es el producto de la reacción entre un oxácido y una base; en esta reacción también se produce agua. También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales. Inicialmente las sales se pueden clasificar en dos grandes grupos: haloideas y oxisales. Ambas a la vez pueden ser neutras, ácidas y dobles. He aquí una ampliación de esta clasificación: SALES HALOIDEAS O HALUROS Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias.

ASPECTO N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PREFIJO ANION DEL ACIDO

ANION DEL ACIDO

ANION DEL ACIDO Mono, Di, Tri, Tetra……

SUFIJO URO

URO Valencia del catión entre paréntesis con números romanos

URO Mono, Di, Tri, Tetra……

Ejemplos:


NaCl Cloruro de sodio Cloruro de sodio (I) Cloruro de sodio

FeCl2 Cloruro ferroso Cloruro de hierro (II) Bicloruro de hierro

FeCl3 Cloruro férrico Cloruro de hierro (III) Tricloruro de hierro

K2S Sulfuro de potasio Sulfuro de potasio (I) Sulfuro de dipotasio

También se puede apreciar la derivación a los otros tres tipos de sales:

FORMULA TIPO SAL N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA

Na2S Neutra Sulfuro de sodio Sulfuro de sodio (I) Sulfuro de Disodio

NaHS Acida Sulfuro ácido de sodio Sulfuro ácido de sodio (I) Sulfuro ácido de sodio

NaH2As Biácida Arseniuro diácido de sodio Arseniuro diácido de sodio (I) Arseniuro diácido de sodio

NaKS Doble Sulfuro de sodio y potasio Sulfuro de sodio y potasio Sulfuro de sodio y potasio

OXISALES Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del número de hidrógenos del ácido.

ASPECTO N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PREFIJO ANION DEL ACIDO

ANION DEL ACIDO

ANION DEL ACIDO Mono, Di, Tri, Tetra……

SUFIJO ITO (-) ATO (+)

ITO (-) ATO (+) Valencia del catión entre paréntesis con números romanos

ITO (-) ATO (+) Mono, Di, Tri, Tetra……

Las oxisales deben equilibrar las cargas del anión con las del catión. Ejemplos:

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FORMULA N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA Na4SiO4 Silicato de sodio Silicato de sodio (I) Slicato de tetrasodio

CuNO2 Nitrito cuproso Nitrito de cobre (I) Nitrito de cobre

Cu(NO2)2 Nitrito cúprico Nitrito de cobre (II) Dinitrito de cobre

CuNO3 Nitrato cuproso Nitrato de cobre (I) Nitrato de cobre

CU(NO3)2 Nitrato cúprico Nitrato de cobre (II) Dinitrato de cobre

NaClO Hipoclorito de sodio Hipoclorito de sodio (I) Hipoclorito de sodio

Ca(ClO2)2 Clorito de calcio Clorito de calcio (II) Biclorito de calcio

Al(ClO3)3 Clorato de aluminio Clorato de aluminio (III) Triclorato de aluminio

Ti(ClO4)4 Perclorato de titanio Perclorato de titanio (IV) Tetraperclorato de titanio

Al igual que en las sales haloideas se puede apreciar la derivación a los otros tres tipos de sales:

FORMULA TIPO SAL N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA

CaSO4 Neutra Sulfato de calcio Sulfuro de sodio (I) Sulfuro de Disodio

NaHCO3 Acida Carbonato ácido de sodio Sulfuro ácido de sodio (I) Sulfuro ácido de sodio

KH2PO4 Biácida Fosfato diácido de potasio Fosfato diácido de potasio (I) Fosfato diácido de potasio

NaKSO4 Doble Sulfato de sodio y potasio Sulfato de sodio y potasio Sulfato de sodio y potasio

COMPUESTOS ESPECIALES: PEROXIDOS E HIDRUROS DE METAL PERÓXIDOS: En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. En el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. El ión O2

- se llama ión peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos. Ejemplo:


Na2O2 Peróxido de sodio Peróxido de sodio (I) Peróxido de disodio

H2O2 Peróxido de hidrógeno Peróxido de hidrógeno (I) Peróxido de dihidrógeno

BaO2 Peróxido de bario Peróxido de bario (II) Peróxido de bario

CaO2 Peróxido de calcio Peróxido de calcio (II) Peróxido de calcio

HIDRUROS METALICOS: La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1). También se puede presentar el caso de hidruros con doble metal. Ejemplo:


NaH Hidruro de sodio Hidruro de sodio (I) Hidruro de sodio

CaH2 Hidruro de calcio Hidruro de calcio (II) Dihidruro de calcio

AlH3 Hidruro de aluminio Hidruro de aluminio (III) Trihidruro de aluminio

LiMgH3 Hidruro de litio y magnesio Hidruro de litio y magnesio Trihidruro de litio y magnesio

COMBINACIONES ESPECIALES: En algunas ocasiones se combinan dos no metales, formando compuestos que se nombran de acuerdo a la proporción de la combinación, es decir, sistemáticamente. Ejemplo:

FORMULA N. SISTEMATICA BF3 Trifluoruro de boro

PCl3 Tricloruro de fósforo

SiC Carburo de silicio

CCl4 Tetracloruro de carbono Tomado y adaptado de http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/nomenclatura_qca.htm

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/nomenclatura_qca.htm

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1.2 REFERENTES http://www.cyberlink154.blogspot.com/ http://100cia.com/monografias/quimica/nomenclatura_quimica.html http://www.rena.edu.ve/CuartaEtapa/Qu%EDmica/Tema1.html http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap01/apq1_01b_Nomenclatura_Quimica.php http://www.cecyt15.ipn.mx/polilibros/quimica_i/Unidad_V/TEMA_5_2.HTM

1.3 ACTIVIDADES Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas y coloca las respuestas correctas en la tabla de resultados de cada serie de manera que quede completa: Serie 1: OXIDOS

FORMULA N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PtO

Oxido plumboso

Oxido de mercurio (II)

Trióxido de dialuminio

N2O5

Oxido fosfórico

Oxido de nitrógeno (I)

Pentóxido de difósforo

Hg2O

Oxido niquélico

Oxido de cobalto (III)

Oxido de dilitio

I2O7

Oxido carbonoso

Oxido de antimonio (V)

Oxido de dibromo

Serie 2: HIDROXIDOS

FORMULA N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA Zn(OH)2

Hidróxido plúmbico

Hidróxido de mercurio (II)

Trihidróxido de aluminio

Ca(OH)2

Hidróxido niquélico

Hidróxido de Cromo (III)

Tetrahidróxido de plomo

Serie 3: ACIDOS

FORMULA N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA HCN

Acido peryódico

Acido dicrómico

Diácido de azufre

H3As

Acido fosforoso

Acido fluorhídrico

Diácido carbonoso

http://www.cyberlink154.blogspot.com/

http://100cia.com/monografias/quimica/nomenclatura_quimica.html

http://www.rena.edu.ve/CuartaEtapa/Qu%EDmica/Tema1.html

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap01/apq1_01b_Nomenclatura_Quimica.php

http://www.cecyt15.ipn.mx/polilibros/quimica_i/Unidad_V/TEMA_5_2.HTM

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Serie 4: SALES

FORMULA N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA Fe2(Cr2O7)3

Perclorato platínico

Cromato de Talio (III)

Trisulfuro de dibismuto

LiKSO4

Carbonato ácido de sodio

Fosfito ácido de oro (III)

Tricianuro de hierro

Serie 5: COMPUESTOS ESPECIALES

FORMULA N. COMUN N. STOCK N. SISTEMATICA PH3

Peróxido de hidrógeno

Estibamina

Dihidruro de litio y potasio

CS2

Amoniaco

Metano

Carburo de calcio

Serie 6: EJERCICIOS COMBINADOS

FORMULA NOMENCLATURA TRADICIONAL

NOMENCLATURA STOCK-WERNER

NOMENCLATURA RACIONAL

Na2SO4

Hg2O

Cl2O7

N2O5

P2O3

Cu(OH)2

H2SO3

HNO2

H2CrO4

HCN

NH4OH

KHCO3

H3BO3

HClO4

Ba(OH)2

H2O2

Mn2O7

Al2O3

BH3

Fe2O3

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Serie 7: ESPECIAL SALES Indique los ácidos y bases que dieron origen a cada sal, escribiendo la fórmula de cada uno, hasta completar todas las casillas del cuadro.

COMPUESTO ACIDO FORMULA HIDROXIDO FORMULA

Cloruro de calcio

Bromuro ferroso

Hipoclorito niquélico

Cianuro de calcio

Perclorato de plata

Dicromato de aluminio

Manganato cuproso

Fosfito de calcio

Sulfito acido de sodio

Nitrito cúprico

Borato de plomo

Clorito de litio

Yoduro de cinc

Sulfuro ferroso

Bromuro de amonio

Cianuro férrico

Nitrato de magnesio

Fosfato de sodio

Sulfuro cálcico

Bicarbonato de sodio

Sulfuro de amonio

Sulfito ácido de potasio

Carbonato ferroso

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UNIDAD 2

1. REACCIONES QUIMICAS Y SU BALANCE

1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio. Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras, por ejemplo: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O. Las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos. En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas:

HCl + NaOH → NaCl + H2O Reactivos Productos

Son características de la ecuación:

1. Muestra el estado físico de los reactivos y productos: ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso para las soluciones:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

2. Debe indicarse los catalizadores, sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la

reacción y que no son consumidos. Van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos:

Luz solar

6 CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6 O2

3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) + 136 kcal.

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de átomos que entran debe ser igual a los que salen:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

5. Si hay un delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción;

2 KClO3 2 KCl + 3 O2

∆

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TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: Composición o síntesis: Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto.

2 CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (ac) Descomposición o análisis: Ocurre cuando una molécula compleja se separa en otras moléculas sencillas:

2 HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g) Neutralización: En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.

H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) → Na2SO4 (ac) + 2 H2O (l) Desplazamiento o sustitución simple: Un átomo sustituye a otro en una molécula :

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu Intercambio o doble desplazamiento : Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan:

K2S + MgSO4 → K2SO4 + MgS Sin transferencia de electrones: Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones. Es típica de las reacciones de doble desplazamiento. Con transferencia de electrones o REDOX : Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos. Característica de las reacciones de síntesis, descomposición y desplazamiento. Reacción endotérmica: Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.

2 NaH → 2 Na (s) + H2 (g) ∆

Reacción exotérmica : Es aquella que desprende calor cuando se produce.

2 C + H2 (g) → C2H2 (g) ΔH=54.85 kcal BALANCEO DE ECUACIONES Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos. Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones :

18

MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN : Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

N2 + H2 → NH3 En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.

N2 + H2 → 2 NH3 Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante :

N2 + 3 H2 → 2 NH3 La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos. Este método se emplea en ecuaciones sencillas redox o en las que no impliquen transferencia de electrones. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN : Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

BALANCEO DE ECUACIONES CAMBIO EN

ELECTRONES CAMBIO DE NÚMERO

DE OXIDACIÓN

Oxidación Perdida Aumento

Reducción Ganancia Disminución

Agente oxidante ( sustancia que se reduce)

Gana Disminuye

Agente reductor ( sustancia que se oxida)

Pierde Aumenta

Como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos. El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente : Se escribe la ecuación del proceso : Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.

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MnO2 + 2 HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

Mn+4O2

-2 + H+1 Cl-1 → Mn+2Cl2-1 + Cl2

0 + H2+1O-2

Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales, con los electrones ganados o perdidos.

Mn+4 + 2e- → Mn+2

2Cl-1 + 2e- → Cl20

Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados (si son diferentes se multiplican en cruz, luego de simplificarlos) y se suman en una ecuación total:

Mn+4 + 2e- → Mn+2 (1)

2Cl-1 - 2e- → Cl20 (1)

Mn+4 + 2e- + 2Cl-1 - 2e- → Mn+2 + Cl2

0 Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se encontraron en la suma de las semireacciones.

MnO2 + 2 HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O Por último el balanceo se termina por el método de inspección considerando que siempre se cuadran en el siguiente orden: metales, no metales, oxígenos y por último hidrógenos.

MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente: HNO3 + H2S → NO + S

Asignamos números de oxidación:

H+1N+5O3-2 + H+1S-2 → N+2O-2 + S0

El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S. El esquema de igualación de electrones es como sigue:

N+5 + 3e- → N+2 (2)

S-2 → S0 + 2e- (3) 2 N+5 + 6e- + 3S-2 → 2 N+2 + 3 S0 + 6e- Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. En forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente:

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2 HNO3 + 3 H2S → 2 NO + 3 S + H2O

Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4 H2O en la derecha de la ecuación. La ecuación final será:

2 HNO3 + 3 H2S → 2 NO + 3 S + 4 H2O Tomado y modificado de http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/reacciones_quimicas.htm

1.2 REFERENTES http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap02/apq1_09b_Materia_en_Reacciones_Quimicas.php http://wwwprof.uniandes.edu.co/~infquimi/ANALISIS/estequiometria/estequiometria.htm http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap04/apq1_17a_Redox.php http://www.rena.edu.ve/terceraetapa/quimica/ReaccionesQuimicas.html

1.3 ACTIVIDADES Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas y coloca las respuestas correctas en la serie de manera que quede completa: Serie 1: INSPECCION Resuelve los ejercicios y coloca en los espacios vacíos de las ecuaciones, su correspondiente coeficiente:

1) Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + HNO3

2) Ca(OH)2 + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O

3) Mg(OH)2 + HCl → MgCl2 + H2O

4) Al2S3 + H2O → Al(OH)3 H2S

5) PbO2 → PbO + O2

6) KClO3 + C + S → KCl + SO2 + CO2

7) PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl

8) AgNO3 + CuCl2 → AgCl + Cu(NO3)2 9) NaOH + FeCl3 → NaCl + Fe(OH)3

10) ZnCO3 + H3PO4 → Zn3(PO4)2 + H2CO3

Serie 2: REDOX 1

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/reacciones_quimicas.htm

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap02/apq1_09b_Materia_en_Reacciones_Quimicas.php

http://wwwprof.uniandes.edu.co/~infquimi/ANALISIS/estequiometria/estequiometria.htm

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap04/apq1_17a_Redox.php

http://www.rena.edu.ve/terceraetapa/quimica/ReaccionesQuimicas.html

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Resuelve los ejercicios y coloca en los espacios vacíos de las ecuaciones, su correspondiente coeficiente:

1) KNO3 + S → SO2 + K2O + NO

2) FeSO4 + HBrO + HCl → FeCl3 + FeBr3 + Fe2(SO4)3 + H2O

3) CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

4) KClO3 + KI + H2O → KCl + I2 + KOH

5) HI + H2SO4 → H2S + I2 + H2O

6) Cl2 + AgNO3 + H2O → AgCl + AgClO3 + HNO3

7) CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + S + H2O

8) CoSO4 + KI + KIO3 + H2O → Co(OH)2 + K2SO4 + I2

9) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O

10) CrI3 + Cl2 + KOH → K2CrO4 + KIO3 + KCl + H2O Serie 3: REDOX 2 Resuelve los ejercicios y coloca en los espacios vacíos de las ecuaciones, su correspondiente coeficiente:

1) KMnO4 + HCl + → MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

2) Na2CO3 + FeCr2O4 + O2 → Fe2O3 + Na2CrO4 + CO2

3) HNO3 + I2 → NO2 + H2O + HIO3

4) Na2TeO3 + NaI + HCl → NaCl + Te + I2 + H2O

5) CoSO4 + KI + KIO3 + H2O → Co(OH)2 + K2SO4 + I2

6) I2 + KOH → KI + KIO3 + H2O

7) HNO3 + H2S → NO + S + H2O

8) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O

9) K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S → KHSO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O

10) CrI3 + Cl2 + KOH → K2CrO4 + KIO3 + KCl + H2O Serie 4: REDOX 3 Resuelve los ejercicios y coloca en los espacios vacíos de las ecuaciones, su correspondiente coeficiente:

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1) HgO2 + HCl → HgCl2 + Cl2 + H2O

2) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

3) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O

4) CrCl3 + KOH + K + KClO3 → KCl + K2CrO4 + H2O

5) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + CrSO4 + K2SO4 + H2O

6) FeSO4 + HBrO + HCl → FeCl3 + FeBr3 + Fe2(SO4)3 + H2O

7) KMnO4 + H2SO4 + H2S → K2SO4 + MnSO4 + H2O + S

8) FeSO4 + H2SO4 + KMnO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

9) Al2O3 + C + Cl2 → CO + AlCl3

10) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O

2. ESTEQUIOMETRIA

2.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética;

A + B → C + D Surgen preguntas como estas: Cuanto se necesita de A para que reaccione con x gramos de B? Cuanto se producirá de C en la reacción de A con x gramos de B? Cuanto se producirá de B junto con Y gramos de C?. Las cantidades químicas es decir, el "cuanto" de las preguntas anteriores se pueden medir de diferentes maneras. Los sólidos generalmente se miden en gramos, los líquidos en mililitros y los gases en litros. Todas estas unidades de cantidad se pueden expresar también en otra unidad, el "mol". FACTORES QUÍMICOS DE CONVERSIÓN La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación balanceada nos da el " factor químico" de conversión, que permite pasar de las moléculas de una sustancia al número equivalente de moléculas de otras sustancia implicada en la reacción, a partir de la ecuación balanceada:

4 FeS + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2 Se puede escribir los siguientes factores químicos de conversión:

23

De la misma manera las fórmulas pueden interpretarse directamente en términos de moles o de moléculas. Para demostrar esto, multipliquese cada término en ambos miembros de la ecuación anterior por el numero de Avogadro, 6.022 x 1023. Esto no altera la igualdad. La ecuación resultante es:

4( 6.022 x 1023 ) FeS + 7( 6.022 x 1023 ) O2 → 2( 6.022 x 1023 ) Fe2O3 + 4( 6.022 x 1023 ) SO2

Observe que 6.022 x 1023 moléculas de una sustancia son exactamente 1 mol de esa sustancia. Así se puede sustituir este número por su equivalente en moles y la ecuación se convierte en :

Existe una ley llamada ley de la composición definida que establece que cuando las sustancias reaccionan para formar compuestos lo hacen en relaciones definidas de masas. Siguiendo un razonamiento similar al usado con las moléculas, podemos obtener factores químicos en términos de moles. Así, tenemos los siguientes factores de conversión:

4 FeS + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2 4 moles 7 moles 2 moles 4 moles 4 x 87.91 g 7 x 32 g 2 x 159.69 g 4 x 64.06 g (Reactivos) 351.64 g + 224 g = 319.38 g + 256.24 g (Productos) 575.6 g = 575.6 g (LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA) CÁLCULOS QUÍMICOS: 1.Cálculos masa a masa: La relación entre la masa de un reactante y la masa correspondiente de un producto es uno de los problemas de mayor frecuencia en química. Hay varios métodos para resolver este tipo de problemas.

En la obtención de oxígeno, se descompone clorato de potasio por calentamiento. En una experiencia a partir de 30 g. de clorato, cuántos gramos de oxígeno se obtienen ?

(a) Método de las proporciones ( Regla de tres) : Se procede a balancear la ecuación química y a escribirla:

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 Se hallan los pesos mol de las sustancias problema : Peso de 1 mol de KClO3 = 122,55 g Peso de 1 mol de O2 = 32 g De acuerdo con la ecuación :

245,10 g de KClO3 → 96 g de O2 30 g de KClO3 X X = 11.75 g de O2

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(b) Método del factor de conversión (Factor unitario) : Resumiendo la información cuantitativa que da la ecuación :

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 245,10 g 96 g Se puede obtener un factor de conversión para pasar gramos de KClO3 ( sustancia conocida ) a gramos de oxígeno ( sustancia problema ):

Se multiplica la cantidad de sustancia dada, KClO3, por el factor de conversión para hallar la cantidad buscada :

2.Cálculos mol-mol: Los problemas estequiométricos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de moles de una sustancia, que han reaccionado con, o se producen a partir de un cierto número de moles de otra sustancia.

Cuantas moles de nitrógeno reaccionan con 0.75 moles de hidrógeno en la producción del amoníaco ?.

La ecuación equilibrada para esta reacción es :

N2 + 3 H2 → 2 NH3 La ecuación equilibrada nos indica : 1 mol N2 reacciona con 3 moles H2 X moles N2 reaccionan con 0.75 moles H2 X = 0.25 moles de N2 3.Cálculos con reactivo límite: Generalmente en el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de cada uno de los reactivos para las diferentes experiencias, ocasionando el exceso de uno de los reactivos . Los cálculos para determinar la cantidad de producto esperado se realizan teniendo en cuenta la sustancia que se consume en forma total o reactivo límite.

Se hacen reaccionar 15 g de NaOH con 15 g de HCl para producir agua y cloruro de sodio. Cuántos gramos de NaCl se obtienen?

La ecuación equilibrada es :

NaOH + HCl → NaCl + H2O Lo primero que se debe hacer es determinar cuál es el reactivo límite. De acuerdo con la ecuación tenemos que :

25

39,98 g de NaOH se combinan con 36,45 g de HCl 15 g de NaOH se combinarán con X X = 13,67 g de HCl Lo anterior significa que en la reacción únicamente 15 g de NaOH requieren combinarse con 13,67 g de HCl, quedando en exceso 1,33 g de HCl. Por tanto, el reactivo límite es el NaOH y con esa cantidad problema debemos determinar la cantidad de producto obtenido : 39,98 g de NaOH producen 58,43 g de NaCl 15 g de NaOH producirían X g de NaCl X = 21.92 g de NaCl 4.Cálculos de rendimiento del proceso: Experimentalmente los procesos no suelen tener un rendimiento del 100%, ello se debe principalmente a la pureza de los reactivos y a errores en las pesadas o mediciones de volumen y concentración de los mismos. Por lo anterior se pueden ajustar los valores de un proceso mediante la fórmula que calcula el porcentaje de rendimiento (%R) con datos conocidos:

%R = (Ve / Vt) * 100%

Donde: Ve = Valor experimental y Vt = Valor calculado teóricamente

Si para el proceso anterior se obtuvieron por secado de la solución 20 g de NaCl, cuál fue el rendimiento del proceso?

Aplicando la fórmula tenemos:

%R = (20 g de NaCl) / ( 21.92 g de NaCl) * 100% → %R = 91.24% 5.Cálculos con pureza de reactivos: Un reactivo que no menciona su pureza o concentración es asumido como poseedor del 100% de la misma. Sin embargo algunos cálculos pueden mencionarla y este valor puede hacer cambiar los valores de un reactivo límite.

Si en el proceso anterior el HCl tiene una pureza del 85%, cuanto NaCl se produce en el mismo?

Se debe recalcular el reactivo que no es puro así: 15 g de HCl son el 100% del reactivo impuro X g HCl son el 85% X = 12.75 g de HCl En la relación anterior 15 g de NaOH requerían 13.67 g de HCl y al haber 15 de este, el NaOH se agotaba primero. Al perder pureza el ácido, ya hay 12.75 g de HCl, por lo que este es el nuevo reactivo límite y así lo usamos para calcular el NaCl producido: 36,45 de HCl producen 58,43 g de NaCl 12.75 g de HCl producirían X g de NaCl X = 20.44 g de NaCl Tomado y modificado de http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/estequiometria.htm

2.2 REFERENTES

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/estequiometria.htm

26

http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/estequiometr%C3%ADa.htm http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/esteq1.htm hthttp://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap4/estequi2/esteq2-index.htmtp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html

2.3 ACTIVIDADES Serie 1: Evaluación de selección múltiple con respuesta única. Marque sobre la correcta con una X:

1) El CO2 que los astronautas exhalan se extrae de la atmósfera de la nave espacial por reacción con KOH: CO2 + 2 KOH → K2CO3 + H2O. Cuántos kg de CO2 se pueden extraer con 1.00 kg de KOH?

a) 0.392 kg b) 0.786 kg c) 0.500 kg d) 1.57 kg

2) Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? Con la reacción:Mg +

N2 → Mg3N2? a) 8.04 g b) 16.1 g c) 24.1 g d) 0.92 g

3) Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.0 g O2 en presencia de H2,

según la ecuación: 2 H2 + O2 → 2 H2O a) 36.03 g b) 18.02 g c) 26.04 g d) 32.00 g

4) Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente azida de sodio, NaN3,

en los elementos que la componen según la reacción: 2 NaN3 → 2 Na + 3 N2 .Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.0 g de nitrógeno?

a) 9.11 g b) 8.81 g c) 7.74 g d) 3.33 g

5) Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy

reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción: 10 Na + 2 KNO3 → K2O + 5 Na2O + N2 .Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na?

a) 4.40 g b) 110 g c) 2.20 g d) 1.00 g

6) La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono: C6H12O6

→ 2 C2H5OH + 2 CO2 . Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa? a) 10.0 g b) 2.56 g c) 5.11 g d) 4.89 g

http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/estequiometr%C3%ADa.htm

http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/esteq1.htm

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html

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7) El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O . Cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de alcohol?

a) 3.00 mol b) 6.00 mol c) 2.00 mol d) 4.00 mol

8) El octano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O.

¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5.0 g de C8H18 a) 40.0 g b) 0.351 g c) 15.4 g d) 30.9 g

9) Si 3.00 mol de SO2 gaseoso reaccionan con oxígeno para producir trióxido de azufre, ¿cuántos moles

de oxígeno se necesitan? a) 3.00 mol O2 b) 6.00 mol O2 c) 1.50 mol O2 d) 4.00 mol O2

10) Cuántos gramos de óxido de hierro Fe2O3, se pueden producir a partir de 2.50 g de oxígeno que

reaccionan con hierro sólido? a) 12.5 g b) 8.32 g c) 2.50 g d) 11.2 g

Serie 2: Evaluación de selección múltiple con respuesta única. Marque sobre la correcta con una X:

1) Qué masa de cloruro de plata se puede preparar a partir de la reacción de 4.22 g de nitrato de plata con 7.73 g de cloruro de aluminio?

a) 5.44 g b) 3.56 g c) 14.6 g d) 24.22 g

2) En la reacción 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO. Cuántos gramos de HNO3 se pueden formar cuando se

permite que reaccionen 1.00 g de NO2 y 2.25 g de H2O? a) 0.913 g b) 0.667 g c) 15.7 g d) 1.37 g

3) Cuando se prepara H2O a partir de hidrógeno y oxígeno, si se parte de 4.6 mol de hidrógeno y 3.1 mol de

oxígeno, cuántos moles de agua se pueden producir y qué permanece sin reaccionar? a) Se producen 7.7 mol de agua y quedan 0.0 mol de O2 b) Se producen 3.1 mol de agua y quedan 1.5 mol de O2 c) Se producen 2.3 mol de agua y quedan 1.9 mol de O2 d) Se producen 4.6 mol de agua y quedan 0.8 mol de O2

4) El cloruro de calcio reacciona con nitrato de plata para producir un precipitado de cloruro de plata: CaCl2

+ 2 AgNO3 → AgCl + Ca(NO3)2. En un experimento se obtienen 1.864 g de precipitado. Si el rendimiento teórico del cloruro de plata es 2.45 g. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?

a) 58.6% b) 30.0%

28

c) 76.1% d) 131.0%

5) El carburo de silicio, SiC, se conoce por el nombre común de carborundum. Esta sustancia dura, que se

utiliza comercialmente como abrasivo, se prepara calentando SiO2 y C a temperaturas elevadas: SiO2 + 3 C → SiC + 2 CO. Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00 g de SiO2 y 4.50 g de C?

a) 2.00 g b) 3.00 g c) 5.01 g d) 15.0 g

6) En la reacción: Fe(CO)5 + 2 PF3 + H2 → Fe(CO)2(PF3)2(H)2 + 3 CO .Cuántos moles de CO se producen a

partir de una mezcla de 5.0 mol de Fe(CO)5, 8.0 mol PF3, y 6.0 mol H2? a) 9 mol b) 24 mol c) 12 mol d) 16 mol

7) Un fabricante de bicicletas dispone de 5350 ruedas, 3023 marcos y 2655 manubrios. ¿Cuántas bicicletas

puede fabricar con estas partes? a) 2675 bicicletas b) 2655 bicicletas c) 3023 bicicletas d) 5350 bicicletas

8) Calcular el rendimiento de un experimento en el que se obtuvieron 3.43 g de SOCl2 mediante la reacción

de 2.50 g de SO2 con un exceso de PCl5, esta reacción tiene un rendimiento teórico de 5.64 g de SOCl2. SO2 + PCl5 → SOCl2 + POCl3

a) 60.8% b) 72.9% c) 16.4% d) 44.3%

9) El vinagre (HC2H3O2) y la soda (NaHCO3) reaccionan produciendo burbujas de gas (dióxido de carbono):

HC2H3O2 + NaHCO3 → NaC2H3O2. Si 5.00 g de vinagre reaccionan con 5.00 g de soda. Cuál es el reactivo limitante?

a) NaHCO3 b) NaC2H3O2 c) H2O d) HC2H3O2

10) El metal sodio reacciona con agua para dar hidróxido de sodio e hidrógeno gas: 2 Na + 2 H2O → NaOH

+ H2. Si 10.0 g de sodio reaccionan con 8.75 g de agua; Cuál es el reactivo limitante? a) NaOH b) H2O c) H2 d) Na

Serie 3: Resuelve los siguientes ejercicios en tu libreta de notas y coloca las respuestas correctas en la tabla de resultados de la serie

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1) Escriba la ecuación balanceada de la combustión del azúcar (C6H12O6).

2) La formula química del ácido acético es CH3COOH. (el vinagre es una solución diluida de ácido acético). El ácido acético puro es inflamable, de manera que si se queman 315 gramos de ácido acético, cuántos gramos de CO2 y H2O se producirán?

3) En la combustión del ejemplo anterior ¿Cuántos gramos de CO2 se habrían producido a partir

de 35.0 g de ácido acético y 17.0g de O2?

4) La reacción entre el óxido nítrico (NO) y oxígeno para formar dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso determinante para la formación del smog fotoquímico: 2 NO + O2 → 2 NO2

a) Cuántos moles de NO2 se formarán por la reacción completa de 0,254 mol de O2?. b) Cuántos gramos de NO2 se formarán por la reacción completa de 1,44 g de NO?.

5) La reacción entre aluminio y óxido de hierro(III) puede producir temperaturas cercanas a los 3000ºC, lo que se utiliza para soldar metales: 2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe. En un proceso se hicieron reaccionar 124 g de Al con 601 g de Fe2O3.

a) Calcúlese la masa (en gramos) de Al2O3 que se formará. b) Cuánto del reactivo en exceso quedó sin reaccionar al final de la reacción?.

6) En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones con acero, se puede obtener por la reacción del óxido de vanadio(V) con calcio, a temperatura elevada: 5 Ca + V2O5 → 5 CaO + 2 V . Durante un proceso determinado 1,54 x 103 g de V2O5 reaccionan con 1,96 x 103 g de Ca.

a) Calcule el rendimiento teórico de V. b) Calcule el porcentaje del rendimiento si se obtienen 803 g de V.

7) Cuántos gramos de CaO se obtienen a partir de 10 g de Ca, según la siguiente ecuación: Na + O2 → Na2O

8) La formación de cal viva ( CaO) en gran escala se realiza quemando piedra caliza, la cual en

química es carbonato de calcio; en grandes hornos. Se representa dicha reacción mediante la siguiente ecuación química: CaCO3 → CO2 + CaO . ¿Cuántos gramos de carbonato de calcio se necesitan para obtener una tonelada de óxido de calcio?

9) Es muy conocida la ecuación química que representa el proceso de fotosíntesis, mediante el

cual las plantas elaboran su alimento: CO2 + H2O → C6H12O6 + O2. a) Cuántos gramos de almidón elabora una planta a partir de 1 gramo de dióxido de carbono? b) Cuántas moléculas de dióxido de carbono son necesarias para formar 1 molécula de almidón?

10) Una reacción exotérmica muy vistosa es la formación de hidróxido de sodio, a partir de sodio y agua, representada por la siguiente ecuación química: Na + H2O → NaOH + H2. Calcular:

a) Cuántas moléculas de hidrógeno se formarán a partir de 1 x 1015 moléculas de sodio? b) Cuántos gramos de hidróxido de sodio se formarán a partir de 2 gramos de sodio?

11) El ácido clorhídrico ataca fácilmente al hierro y lo disuelve, formando cloruro de hierro (II), según la siguiente ecuación química: Fe + HCl → FeCl2 + H2. Calcular:

30

a) Cuántos gramos de hierro son necesarios para formar 1 kg de FeCl2? b) Cuántas moléculas de FeCl2 se formarán a partir de 2 x 1015 moléculas de hierro?

12) El agua reacciona químicamente con la cal viva para formar hidróxido de calcio, o cal apagada, según la siguiente ecuación química: CaO + H2O → Ca(OH)2. Cuántos gramos de CaO y de H2O serán necesarios para formar 100 kg de Ca(OH)2?

RESPUESTAS

1

2 a) b)

3

4 a) b)

5 a) b)

6 a) b)

7

8

9 a) b)

10 a) b)

11 a) b)

12 a) b)

31

UNIDAD 3

1. SOLUCIONES

1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química y la biología. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente; no suspendidas o con un moderado tamaño molecular, como en los coloides. Una solución puede estar compuesta por diferentes tipos de sustancias, pero las soluciones más importantes son binarias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente (que disuelve), y a la de menor cantidad se le llama soluto (se disuelve) y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. Desde este punto de vista podemos analizar estos ejemplos:

SOLUTO / SOLVENTE SOLIDO LIQUIDO GASEOSO

SOLIDO ALEACIONES METALICAS BRONCE (Cu+Zn)

SALES EN AGUA

NO EXISTE SOLO SUSPENSIONES

LIQUIDO AMALGAMA (Hg + Au)

ALCOHOL EN AGUA GASOLINA

NO EXISTE SOLO SUSPENSIONES

GASEOSO HIDROGENO EN Pt, Pd

OXIGENO EN AGUA GASEOSAS

AIRE GAS NATURAL

Al mirar el cuadro es posible inferir que existen diversos tipos de soluciones. Por su importancia bioquímica y por la gran variedad de procesos que ocurren en ellas, las soluciones acuosas ( aquellas que llevan por solvente el agua) son las más importantes y en adelante nos referiremos a las mismas como “soluciones” para abreviar. Solubilidad: La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra. La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto ( a una temperatura y presión dadas ) se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. Por ejemplo la solubilidad del NaCl en agua (a 20ºC) es de 37.5 g / 100 ml de agua. Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue

32

a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. La solubilidad por tanto no está relacionada con el tiempo que tarda una sustancia en disolverse, pero si con la afinidad química del soluto y el solvente, la temperatura y en algunos caso (gases) la presión. En general, la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar a las del solvente. Por ello se aplica el principio general de “lo semejante disuelve a lo semejante”. La solubilidad de las sustancias es muy variable; algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve. Algunos factores adicionales que afectan la solubilidad son la superficie de contacto y la agitación. Al variar la solubilidad de las sustancias, surgen los criterios iniciales para definir la solubilidad en función de la concentración de soluto: A modo macro se habla de soluciones diluidas y concentradas, cuando se compara dos soluciones, en relación a la cantidad de soluto disuelta en cada una. Cuando se quiere especificar condiciones, entonces se hacen tres clasificaciones: Solución insaturada: Es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación. Ejemplo: A 20ºC 100g de agua disuelven 37,5 g de NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contenga 20g de NaCl en 100g de agua, es no saturada. Solución saturada: En esta solución hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ejemplo: Una solución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5g disueltos en 100g de agua a 20ºC. Solución sobresaturada: Representa un tipo de solución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de solución se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Esta solución es inestable, ya que al añadir un cristal muy pequeño de soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura. Propiedades físicas de las soluciones: Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente. Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida.

33

Si bien hablar de saturación es una manera cualitativa de indicar un estado de concentración de una solución, se prefiere hacer la medición cuantitativa de la misma. Hablamos entonces que existen dos grandes grupos: las unidades físicas y las exclusivas de la química para tal fín, veamos entonces la medición de la concentración en las soluciones. Medición de la concentración en soluciones: Concentración: Cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente, o cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solución. Siempre indica una proporción entre soluto y solvente.

A. RELACIONES BASICAS:

1. DENSIDAD:

D = m / v m = V × D V = m / D

Donde: m : masa medida en g V : volumen medido en ml o cm3 D : densidad medida en g / ml o g / cm3 Ejemplo: Un líquido de densidad 1,2 g / ml , ocupa un volumen de 60 ml . Calcular su masa. m = 60 × 1,2 = 72 g

2. NUMERO DE MOLES:

m n = —— PM

Donde: n : número de moles medido en mol m : masa medida en g PM : peso molecular o masa molecular medida en g / mol Ejemplo: Calcula el número de moles de NaOH que hay en 8 g de este compuesto. PM NaOH = 40 g / mol 8 n = —— = 0,2 mol 40

3. NUMERO DE EQUIVALENTES-GRAMO:

m n eq-g = —— PE

34

Donde: n eq-g : número de equivalentes gramo medido en equivalentes m : masa medida en g PE : peso equivalente o masa equivalente medida en g / equiv Ejemplo: Calcula el número de equivalentes gramo de H2SO4 que hay en 14,7 g de este compuesto. PE H2SO4 = 49 g / equiv = PM / # iones en solución = 98 g / 2

14,7 n eq-g = –––– = 0,3 equiv

49

B. UNIDADES FISICAS:

1. PORCENTAJE PESO / PESO O ( MASA / MASA ):

100 × m soluto (% P / P ) soluto = ——————–

m solución

Donde: ( % P / P ) soluto : porcentaje peso / peso o masa / masa de soluto m soluto : masa del soluto medida en g m solución : masa de la solución medida en g Ejemplo: Calcula el porcentaje peso / peso de soluto y de solvente de una solución formada por 30 g de soluto y 170 g de solvente.

100 × 30 ( P / P ) soluto = ————– = 15 %

30 + 170

100 × 170 ( P / P ) solvente = ————– = 85 %

30 + 170

2. PORCENTAJE PESO / VOLUMEN O ( MASA / VOLUMEN ):

100 × m soluto (% P / V ) soluto = ——————–

V

Donde: ( % P / V ) soluto : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de soluto m soluto : masa del soluto medida en g V : volumen de la solución medido en ml

35

Ejemplo: Calcula el porcentaje peso / volumen de soluto de una solución formada por 80 g de soluto disueltos en 500 ml de solución. Si la densidad de la solución es 1,1 g / ml , calcula el porcentaje peso / volumen de solvente.

100 × 80 ( P / V ) soluto = ————– = 16 %

500

m solución = 500 × 1,1 = 550 g m solvente = 550 – 80 = 470 g

100 × 470 ( P / V ) solvente = ————— = 94 %

500

3. PORCENTAJE VOLUMEN / VOLUMEN:

100 × V soluto (% V / V ) soluto = ——————

V

Donde: ( % V / V ) soluto : porcentaje volumen / volumen de soluto V soluto : volumen del soluto medido en ml V : volumen de la solución medido en ml Ejemplo: 300 ml de una cierta solución acuosa contienen 60 ml de CH3CH2OH . Calcula el porcentaje volumen / volumen de soluto. Si los volúmenes son aditivos, calcula el porcentaje volumen / volumen de solvente.

100 × 60 ( V / V ) soluto = ————– = 20 %

300

V solvente = 300 – 60 = 240 ml

100 × 240 ( V / V ) solvente = ————– = 80 %

300

C. UNIDADES QUIMICAS:

1. MOLARIDAD:

n M = ————–

V

Donde: M : molaridad de la solución n : número de moles de soluto medido en mol V : volumen de la solución medido en 1.0 L

36

Ejemplo: Una solución contiene 8,5 g de NaNO3 por cada 500 ml . Calcula su molaridad. PM NaNO3 = 85 g / mol

8,5 n = —–– = 0,1

85

0,1 M = ——– = 0,2 Molar

0. 5

2. NORMALIDAD:

n eq-g N = ————

V

Donde: N : normalidad de la solución n eq-gr : número de equivalentes gramo de soluto medido en equivalentes V : volumen de la solución medido en 1.0 L Ejemplo: Una solución contiene 0,74 g de Ca( OH )2 por cada 500 ml . Calcula su normalidad. PE Ca( OH )2 = 37 g / equiv

0,74 n eq-g = ——– = 0,02 equiv

37

0,02 N = ——– = 0,04 Normal

0.5

3. MOLALIDAD:

n m = ————— m solvente

Donde: m : molalidad de la solución medida en mol / Kg n : número de moles de soluto medido en mol m solvente : masa de solvente medida en Kg Ejemplo: Se disuelven 17g de NaNO3 en 400 ml de H2O Calcula la molalidad de la solución formada. D solvente = 1 g / ml PM NaNO3 = 85 g / mol m solvente = 400 × 1 = 400 g

37

17 n = —– = 0,2 mol

85

0,2 m = ————— = 0,5 molal

0.4

D. OTRAS UNIDADES:

1. FRACCION MOLAR:

n soluto X soluto = —————————

n soluto + n solvente

Donde: X soluto : fracción molar de soluto n soluto : número de moles de soluto medido en mol n solvente : número de moles de solvente medido en mol

n solvente X solvente = —————–———

n soluto + n solvente

Donde: X solvente : fracción molar de solvente n soluto : número de moles de soluto medido en [ mol ] n solvente : número de moles de solvente medido en [ mol ]

X soluto + X solvente = 1.0

Ejemplo: Una solución está formada por 324 g de H2O y 120 g de CH3COOH. Calcula la fracción molar de cada uno. PM H2O = 18 g / mol PM CH3COOH = 60 g / mol

120 n soluto = —— = 2 mol

60

324 n solvente = —— = 18 mol

18

2 X soluto = ———— = 0,1

2 + 18

18 X solvente = ———— = 0,9

2 + 18

38

2. PARTES POR MILLON:

m soluto ppm = —————–

V solvente

Donde: ppm : partes por millón de la solución m soluto : masa del soluto medido en miligramos V solvente : volumen del solvente medido en litros Ejemplo: Al analizar una muestra de 500 ml de agua de un rio se encontraron 15 mg de mercurio. Cual es su concentración en ppm.

15 ppm = ———— = 30 partes por millón

0.5

E. DILUCIONES: Cuando se le agrega más del solvente a una solución, disminuye la concentración de soluto. Para los cálculos se usa la siguiente relación:

[ ]1 * V1 = [ ]2 * V2

Donde: [ ]1 : Concentración inicial, empleando cualquier unidad física o química. V1 : Volumen inicial en litros

[ ]2 : Concentración final, empleando cualquier unidad física o química. V2 : Volumen final en litros Ejemplo: A 300 g de una solución 8 % P / P se le agregan 100 g de solvente. Calcula el porcentaje peso / peso de la solución final.

300 × 8 = 400 × ( P / P ) 2

300 × 8 ( P / P ) 2 = ————— = 6 %

400 Ejemplo: A 600 ml de una solución 0,6 M se le agregó solvente hasta completar 900 ml . Calcula la molaridad de la solución final.

0,6 × 600 = M 2 × 900

600 × 0,6 M 2 = ————–— = 0,4 M

900

39

F. REGLA DE MEZCLA:

V1 × M1 + V2 × M2 = ( V1 + V2 ) × M3

Donde: V1 : volumen de la primera solución medido en ml] M1 : molaridad de la primera solución V2 : volumen de la segunda solución medido en ml M2 : molaridad de la segunda solución M3 : molaridad de la solución final Ejemplo : Calcula la molaridad resultante al mezclar 200 ml de una solución acuosa de HCl 0,4 M con 600 ml de una solución acuosa de HCl 0,2 M.

200 × 0,4 + 600 × 0,2 = 800 × M 3

200 × 0,4 + 600 × 0,2 M 3 = ——————————— = 0,25

800

Tomado y adaptado de http://www.monografias.com/trabajos14/soluciones/soluciones.shtml

1.2 REFERENTES http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap03/apq1_12a_Disoluciones.php http://www.eneayudas.cl/solucentrada.htm http://olydan.iespana.es/quimsolucion.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n#Caracter.C3.ADsticas_de_las_disoluciones

1.3 ACTIVIDADES Serie 1: Analiza los siguientes conceptos y responde según lo planteado en el encabezado: I - Para los siguientes enunciados responda siguiendo la siguiente clave: A – Si el primer enunciado es verdadero y el segundo falso. B – Si ambos enunciados son verdaderos. C – Si ambos enunciados son falsos. D – Si el primer enunciado es falso y el segundo verdadero. 1. La solubilidad de un soluto se incrementa con la temperatura y disminuye con la agitación. ( ) 2. La solubilidad de un gas en un líquido disminuye con la presión y aumenta con la agitación. ( ) 3. Un sólido granulado incrementa su solubilidad y uno compacto la disminuye. ( ) 4. La temperatura incrementa la solubilidad del solvente y disminuye la del soluto. ( ) 5. La solubilidad de un solvente puro se incrementa con la temperatura y disminuye con la presión. ( )

http://www.monografias.com/trabajos14/soluciones/soluciones.shtml

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap03/apq1_12a_Disoluciones.php

http://www.eneayudas.cl/solucentrada.htm

http://olydan.iespana.es/quimsolucion.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n#Caracter.C3.ADsticas_de_las_disoluciones

40

II – Conteste F si la expresión es Falsa o V si es Verdadera: 1. Una solución saturada puede sobresaturarse incrementando la temperatura: ( ) 2. Una solución insaturada se sobresatura con agitación y calentamiento. ( ) 3. Una solución sobresaturada precipita soluto al diluirse. ( ) 4. La solubilidad de un soluto no afecta la saturación de la solución. ( ) 5. Al enfriarse una solución saturada el solvente se incrementa, por tanto precipita. ( )

Serie 2: Realiza en tu libreta los cálculos necesarios para responder cada pregunta, marcando según la clave indicada en cada caso: I - Para los siguientes enunciados responda siguiendo la siguiente clave: A – Si el primer enunciado es verdadero y el segundo falso. B – Si ambos enunciados son verdaderos. C – Si ambos enunciados son falsos. D – Si el primer enunciado es falso y el segundo verdadero. En tres recipientes diferentes se adicionan tres solutos diferentes, así:

A = 49 g de H2SO4 B = 20 g de NaOH C= 98 g de H3PO4

Luego se adiciona a cada uno agua para completar 250 ml de solución. Determine si: 1.( ) La normalidad en A es el doble que en B y la mitad que en C. 2.( ) La molaridad en C es el doble que en B y el doble que en A. 3.( ) Un cuarto de la normalidad de C es el doble de la de B y la mitad de la de A. 4.( ) La mitad de la normalidad en C es igual a la de B y el doble de la de A. 5.( ) El doble de la molaridad de A es igual a la de B e igual a la de C. II Marque con una X sobre la opción correcta.

1. Para H2SO4 puro (D= 1.815 g/ml) una solución 90% w/w equivale a: a) 66.8 N b) 33.3 N c) 33.3 M d) 8.35 M e) Ninguna de las anteriores.

2. En una solución 3 N de Al2(CO3)3 se tienen por litro: a) 3.0 moles de soluto. b) 0.5 moles de soluto. c) 1.5 moles de soluto. d) 6.0 moles de soluto. e) Ninguna de las anteriores.

41

3. La expresión M=2N aplica para soluciones de: a) Acido fosforoso. b) Hidróxido de sodio. c) Acido nitrico. d) Cloruro de amonio. e) Ninguna de las anteriores.

4. Una solución de Na3PO4 3.5 N es igual a una: a) 19.1% W/V b) 1.16 m c) 7.0 M d) 1.91% W/V

e) Ninguna de las anteriores.

5. Una solución saturada de NaCl se prepara con 37g en 100 ml. Su Normalidad es: a) 0.63 N b) 6.30 N c) 0.063 N d) 63.0 N

e) Ninguna de las anteriores

Serie 3: Realiza en tu libreta los cálculos necesarios para responder cada pregunta, marcando según la clave indicada en cada caso: A – Conteste las preguntas 1 a 3 basado en la siguiente información: Se dispone de estas soluciones del soluto X:

Solución 1 : 250 ml 0.01 M Solución 2 : 500 ml 0.05 M

Solución 3 : 0.25 L 0.005 M Solución 4 : 0.5 L 0.1 M

1. Se toman 250 ml de solución 2 y se disuelven con agua hasta completar 1.0 L. Para la nueva solución

se puede afirmar: a) Su molaridad es la cuarta parte de la de la solución 1 b) Su molaridad es ocho veces la de la solución 4 c) Su molaridad es 2.5 veces la de la solución 3 d) Ninguna de las anteriores.

2. Si se mezclan 100 ml de solución 1 con 100 ml de solución 4, con relación a la solución resultante se

puede indicar: a) Su molaridad es menor que la de la solución 1 b) Su molaridad es igual a la de la solución 3 c) Su molaridad es mayor que la de la solución 2 d) Ninguna de las anteriores.

3. Se mezclan 50 ml de solución 3 con 50 ml de solución 4 y la mezcla se diluye hasta 1.0 L. Para la

nueva solución: a) Su molaridad es el doble de la solución 1 b) Su molaridad es el doble de la solución 4 c) Su molaridad es mayor que la solución 3 d) Ninguna de las anteriores.

B – Conteste las preguntas 4 a 5 basado en la siguiente información: Se dispone de los siguientes solventes:

42

Tetracloruro de carbono (CCl4) D = 1.59 g/ml Tolueno (C7H8) D = 0.866 g/ml Benceno (C6H6) D = 0.879 g/ml

4. En un recipiente cerrado se mezclan 27 ml de benceno con 54 ml de tolueno y 108 ml de tetracloruro de carbono. La relación de las fracciones molares de los componentes es:

a) 0.14 / 0.28 / 0.56 b) 0.16 / 0.26 / 0.58 c) 0.20 / 0.30 / 0.50 d) Ninguna de las anteriores.

5. Al reposar los compuestos se separan por densidad. Al abrirse el recipiente se extrae la totalidad del

volumen del menos denso y se reemplaza por igual volumen de agua. La nueva relación de fracciones molares es:

a) 0.14 / 0.36 /0.50 b) 0.07 / 0.25 / 0.68 c) 0.14 / 0.28 / 0.56 d) Ninguna de las anteriores

C – Conteste las preguntas 6 a 8 basado en la siguiente información: Se dispone de estas soluciones:

Solución A : Al(OH)3 2.0 M Solución B : H2SO4 3.0 M

6. Se toman 200 ml de solución A y se disuelven a 1.0 l. A cuanto se deben diluir 100 ml de solución B

para que neutralicen exactamente el volumen diluido de A. a) 750 ml. b) 1500 ml. c) 500 ml. d) Ninguna de las anteriores.

7. En la mezcla de 250 ml de A con 250 ml de B, la relación molar de los solutos es de:

a) 2 a 3 b) 4 a 6 c) 1 a 1.5 d) Ninguna de las anteriores.

8. Al mezclar 200 ml de B con 100 ml de A se produce una neutralización parcial. Si esta mezcla se diluye

a 1.0 L, la concentración final del reactivo no agotado será de: a) 3.33 M b) 0.3 M c) 1.0 M d) Ninguna de las anteriores.

Serie 4 : Realiza en tu libreta los cálculos necesarios para responder cada pregunta, marcando según la clave indicada en cada caso y analizando con cuidado las preguntas de esta serie combinada. I - Analice la situación planteada y responda si el enunciado es falso (F) o verdadero (V) 1. Para H2SO4 puro (D= 1.815 g/ml ) 90% w/w = 33.4 N ( ) 2. Para H3PO4 puro (D= 1.750 g/ml) 89% w/w = 15.9 N ( ) 3. Para HCl puro ( D= 1.198 g/ml) 40% w/w = 13.1 M ( ) 4. Para BaSO4 en solución 32% w/v = 8.34 M ( )

43

5. Para Al2(CO3)3 en solución 15% w/v = 2.5 N ( ) II – Analice la situación planteada y responda si el enunciado es falso (F) o verdadero (V) En tres recipientes diferentes con igual volumen de agua (500 ml) se adicionan tres solutos diferentes, así:

A = 49 g de H2SO4 B = 20 g de NaOH C = 98 g de H3PO4

Al combinar las soluciones preparadas se encuentra que: 1. 100 ml de C se neutralizan exactamente con 400 ml de B ( ) 2. La normalidad en A es el doble que en B ( ) 3. 200 ml de A se neutralizan exactamente con 400 ml de B ( ) 4. La molaridad en C es el doble que en B ( ) 5. 50 ml de A se neutralizan exactamente con 100 ml de C ( )

III - Analice la situación planteada y responda la opción correcta de la selección múltiple. A – Conteste las preguntas 1 a 3 basado en la siguiente información: Se dispone de estas soluciones del soluto M:



1. Se toman 250 ml de solución 2 y se disuelven con agua hasta completar 1.0 L. Para la nueva solución se

puede afirmar: a) Su molaridad es la cuarta parte de la de la solución 1 b) Su molaridad es ocho veces la de la solución 4 c) Su molaridad es 2.5 veces la de la solución 3 d) Ninguna de las anteriores.

2. Si se mezclan 100 ml de solución 1 con 100 ml de solución 4, con relación a la solución resultante se puede

indicar: a) Su molaridad es menor que la de la solución 1 b) Su molaridad es igual a la de la solución 3 c) Su molaridad es mayor que la de la solución 2 d) Ninguna de las anteriores.

3. Se mezclan 50 ml de solución 3 con 50 ml de solución 4 y la mezcla se diluye hasta 1.0 L. Para la nueva

solución: a) Su molaridad es el doble de la solución 1 b) Su molaridad es el doble de la solución 4 c) Su molaridad es mayor que la solución 3 d) Ninguna de las anteriores.

B – Conteste las preguntas 4 a 6 basado en la siguiente información: Se dispone de estas soluciones:

44

Solución A : Al(OH)3 3.0 N Solución B : H2SO4 2.0 N

4. Se toman 200 ml de solución A y se disuelven a 1.0 l. A cuanto se deben diluir 300 ml de solución B para

que neutralicen exactamente el volumen diluido de A. a) 1000 ml. b) 1500 ml. c) 500 ml. d) Ninguna de las anteriores.

5. Al mezclar 200 ml de A con 300 ml de B, la relación molar de los compuestos disueltos en el recipiente es:

a) 2 a 3 b) 0.1 a 0.1 c) 1 d) Ninguna de las anteriores.

6. Al mezclar 100 ml de B con 100 ml de A se produce una neutralización parcial. Si esta mezcla se diluye a

0.5 L, la concentración final del reactivo no agotado será de: a) 0.033 M b) 0.066 M c) 1.0 M d) Ninguna de las anteriores.

45

UNIDAD 4

1. GASES

1.1 FUNDAMENTOS CONCEPTUALES Uno de los principales motores del desarrollo de la Química en el siglo XVIII fue el interés por el aire en particular y por los gases en general. Surge así lo que se denomina Química Neumática que permitió desvelar el misterio de la composición del aire, así como el descubrimiento de sustancias gaseosas sumamente importantes. El aire había sido considerado como un elemento químico hasta la época moderna. Se le consideraba homogéneo e inerte, o sea, que no participaba en las reacciones químicas, premisa en la que se fundamenta la teoría del flogisto. Todos los gases conocidos hasta entonces eran "aires" ya que se suponía que el aire podía estar contaminado por vapores y olores que lo impurificaban temporalmente. En el siglo XVIII los gases pasan a tener una entidad propia y diferenciada, como los sólidos y los líquidos, y planteaban su desafío a los químicos. Muchos de ellos dedicaron sus esfuerzos a dilucidarlos. Según la teoría atómica las moléculas pueden tener o no cierta libertad de movimientos en el espacio; estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. La libertad de movimiento de las moléculas de un sólido está restringida a pequeñas vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que las contiene. Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas con base en las experiencias de laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V), la temperatura (T) y la cantidad de gas (n); por lo que es importante definir los criterios empleados en cada una de las mediciones. MEDICIONES DE LOS GASES:

Cantidad de gas: La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol.

Un mol se relaciona con una cantidad igual al número de Avogadro: 1 mol de moléculas= 6,022·1023 moléculas o 1 mol de átomos= 6,022·1023 átomos

¡¡¡ 602.200.000.000.000.000.000.000 !!! La masa molar de una sustancia pura es la masa que corresponde a 1 mol de dicha sustancia: masa molar = masa en gramos / cantidad de moles

Presión: Se denomina presión a la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que se aplica: P = F/S

Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la de superficie es el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa) 1 Pa = 1 N/m2

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Otra unidad muy utilizada para medir la presión, aunque no pertenece al Sistema Internacional, es el milímetro de mercurio (mmHg) que representa una presión equivalente al peso de una columna de mercurio de 1 mm de altura. Esta unidad está relacionada con la experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión atmosférica era equivalente a la ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura. Los mm de Hg tambíen son llamados torr por la explicación anterior. Adicionalmente la presión se mide en unidades de presión atmosférica, atmósfera (atm) y en unidades del sistema inglés, libras por pulgada cuadrada (p.s.i), por lo que debemos tener en cuenta la siguiente relación entre unidades:

atm mmHg Pa torr bares p.s.i

1.0 760 1.013 x 105 760 1.013 14.7

Según la teoría cinética, la presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor. Debido a que en un gas el número de moléculas es del orden de 1023, la cantidad de movimiento transferida a la pared es constante y uniforme en todos los puntos en situación de equilibrio térmico. En otras palabras, la presión en un gas es la misma en todos los puntos del recipiente cuando existe equilibrio térmico.

Volumen: El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas.

Hay muchas unidades para medir el volumen. La más usuales son el litro (L) y el mililitro (mL) . Su equivalencia es: 1L = 1000 mL Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son unidades equivalentes.

Temperatura: Según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas.

Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin (K) y Fahrenheit (ºF). En los cálculos de gases siempre se debe utilizar la escala Kelvin. La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculas tienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que lo contiene. Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (P), el volumen (V) y la temperatura (T). A bajas presiones, las ecuaciones de estado de los gases son sencillas, y fueron enunciadas como leyes de los gases. LEYES DE LOS GASES:

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Ley de Boyle: Relacióna la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante. Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte. La presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante:

El volumen es inversamente proporcional a la presión:

Si la presión aumenta, el volumen disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión. Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Ejemplo: 4.0 L de un gas están a 600.0 mmHg de presión. Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 800.0 mmHg? Sustituimos los valores en la ecuación P1V1 = P2V2. (600.0 mmHg) (4.0 L) = (800.0 mmHg) (V2) Despejando V2 se obtiene un valor para el nuevo volumen de 3L. Ley de Charles: Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante. En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía. El volumen de un gas en un recipiente cerrado es directamente proporcional a la temperatura del recipiente, cuando la presión es constante:

El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:

Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta. Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.

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Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior). Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor. Ejemplo: Un gas tiene un volumen de 2.5 L a 25 °C. Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10 °C? Primero expresamos la temperatura en kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K y T2 = (10 + 273 ) K= 283 K Ahora sustituimos los datos en la ecuación: V1 T2 = V2 T1 ( 2.5 L) (283 K) = (V2) (298 k) Despejando V2 se obtiene un valor para el nuevo volumen de 2.37 L. Ley de Gay-Lusac : Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante. Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. La temperatura de un gas en un recipiente cerrado es directamente proporcional a su presión, cuando el volumen es constante:

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:

Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: Ejemplo: Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg? Primero expresamos la temperatura en kelvin: T1 = (25 + 273) K= 298 K Ahora sustituimos los datos en la ecuación: P1 T2 = P2 T1 (970 mmHg) (T2) = (760 mmHg) (298 K) Despejando T2 se obtiene que la nueva temperatura deberá ser 233.5 K o sea -39.5 °C.

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Ley combinada de los gases : Relaciona las 3 leyes anteriores en una expresión matemática. La ley de Boyle - Mariotte relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante: P1V1 = P2V2 La ley de Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta: P1 T2 = P2 T1 La ley de Charles sostiene que, a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del sistema: V1 T2 = V2 T1 Al combinar las anteriores expresiones la ecuación resultante es:

La expresión P1 V1 T2 = P2 V2 T1 se cumple siempre y cuando la cantidad de masa (n) sea constante y la temperatura se mida en K, ya que en otras escalas se debería dividir por cero, lo cual es matemáticamente imposible. Ley de Avogadro: Relación entre la cantidad de gas y su volumen Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. El volumen de un gas en un recipiente es directamente proporcional a su número de partículas:

El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:

Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen. Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.

Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original. Ejemplo: Sabemos que 3.50 L de un gas contienen 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1.40 mol, cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes) Usamos la ecuación de la ley de Avogadro : V1n2 = V2n1 (3.50 L) (1.40 mol) = (V2) (0.875 mol)

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Al despejar V2 obtenemos un valor de 5.60 L CONDICIONES ESTÁNDAR O NORMALES: Como el volumen de los gases depende de su temperatura, presión y número de partículas, se consideró necesario fijar unas condiciones estándar para estos valores; de forma tal que se puedan establecer comparaciones entre distintos gases. Dependiendo del texto, la expresión se indica de diferentes maneras: Por su sigla en inglés (STP), como condiciones normales (CN), como condiciones normales de T y P (CNTP) o como condiciones estandar de T y P (CSTP). Estos son sus valores:

n = 1.0 mol T = 273 K P = 1 atm V = 22.4 L

Ley de general de los gases ideales: Como consecuencia de la hipótesis de Avogadro, puede considerarse una generalización de la ley de los gases. Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol de molécula de gas) es el mismo para todos los gases en CNPT, entonces podemos considerar que el mismo para todos los gases ideales a cualquier temperatura y presión que se someta al sistema. Esto es cierto por que las leyes que gobiernan los cambios de volumen de los gases con variaciones de temperatura y presión son las mismas para todos los gases ideales. Estamos relacionando proporcionalmente el número de moles (n), el volumen, la presión y la temperatura: P.V ~ n T. Para establecer una igualdad debemos añadir una constante (R) quedando:

P.V = n . R . T La anterior expresión es conocida también como ecuación de estado de los gases ideales. El valor de R podemos calcularlo a partir del volumen molar en CNPT:

R = PV / nT = (1 atm * 22,4 L) / (273 °K * 1 mol) = 0,08205 (atm L) / (mol K) Esta constante puede tomar los siguientes valores:

Ley de Dalton: Define las presiones parciales ejercidas por un gas en un recipiente. Cuando Dalton formuló por primera vez su teoría atómica poco había elaborado la teoría acerca de la vaporización del agua y el comportamiento de mezclas gaseosas. A partir de sus mediciones dedujo que dos gases es una mezcla actuaban de manera mutuamente independiente. Por ejemplo si se colocan tres gases en un recipiente de determinado volumen, V, se puede considerar que cada uno de los gases ocupa todo el volumen. Ahora, si temperatura del recipiente tuviera un valor constante, T, cada uno de los gases tendría esta temperatura. Si estudiamos cada uno de estos gases en forma separada, la contribución a la presión de cada componente está directamente relacionada con el número de moles del componente y con la razón a

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la que las partículas chocan con las paredes del recipiente. Dado que cada componente tiene el mismo volumen y temperatura, las diferencias entre las presiones que ejercen se deberá a los distintos números de moles. La presión que ejerce un componente determinado de la mezcla de gases si éste ocupara por sí solo el recipiente, se llama presión parcial del componente. Las presiones parciales se calculan aplicando la ley de los gases ideales a cada componente. Así la presión parcial, Pc, para una componente consistente en nc moles está dada por la expresión:

Se puede calcular la presión parcial de cada componente, si se conoce el número de moles de cada uno en la mezcla encerrada en un volumen determinado, a una temperatura dada. Debido a que las partículas de cada gas componente se conducen en forma independiente, la presión total que ejerza la mezcla será un resultado de todas las partículas. Por tanto la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales.

Pt = Pa + Pb + Pººººººººººc + ... APLICACIONES DE LA ECUACION DE ESTADO: Masa molecular de un gas: Si asumimos que n = m / Mm entonces al reemplazar en la ecuación de estado tenemos: PV = ( m / Mm ) RT despejando Mm y agrupando, se tiene: Mm = ( m / V ) ( RT / P ) Como m / V = D entonces se tiene : Mm = DRT / P Densidad de un gas: Se despeja D en : Mm = DRT / P y se tiene: D = ( Mm P ) / (R T ) A CSTP basta dividir la masa molar del gas por su volumen estandar: Así la densidad de N2 a CSTP es ( 28 g ) / ( 22.4 L ) = 1.25 g/L.

Tomado y adaptado de http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/index.html

1.2 REFERENTES http://html.rincondelvago.com/leyes-de-los-gases.html http://www.fisicanet.com.ar/fisica/f2ap04/apf2_17d_Ley_De_Boyle.php http://www.monografias.com/trabajos/leydeboyle/leydeboyle.shtml http://soko.com.ar/Fisica/Gases_ideales.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_cin%C3%A9tica_de_los_gases_ideales

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/index.html

http://html.rincondelvago.com/leyes-de-los-gases.html

http://www.fisicanet.com.ar/fisica/f2ap04/apf2_17d_Ley_De_Boyle.php

http://www.monografias.com/trabajos/leydeboyle/leydeboyle.shtml

http://soko.com.ar/Fisica/Gases_ideales.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/Teor%C3%ADa_cin%C3%A9tica_de_los_gases_ideales

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1.3 ACTIVIDADES Serie 1: Realiza en tu libreta los cálculos necesarios para responder cada pregunta, marcando la opción correcta sobre el módulo: 1) Bajo CSTP 32.0 g de O2 ocupan un volumen de:

a) 22.400 ml b) 11.200 ml c) 44.8 L d) Ninguna de las anteriores.

2) En un recipiente cerrado, de paredes rígidas, se tiene un gas cuya presión se duplica y su temperatura se

reduce a un tercio, su nuevo volumen es: a) 6V b) V/6 c) 3V/2 d) Ninguna de las anteriores.

3) En un recipiente cerrado, de paredes rígidas, se tiene una mol de un gas ideal; si se duplica la masa del

gas: a) La presión y el volumen se duplican. b) La temperatura se duplica y la presión se reduce a la mitad. c) El volumen y la temperatura se reducen a la mitad. d) Ninguna de las anteriores.

4) En un recipiente de paredes flexibles bajo CSTP se adicionan 1 g de He y 2 g de H2. El volumen final del

recipiente será: a) 22.4 L b) 33.6 L c) 11.2 L d) Ninguna de las anteriores.

5) Dos globos iguales inflados con 11.2 L de He y 11.2 L de H2, bajo CSTP:

a) Pesan lo mismo. b) El inflado con H2 pesa 4 veces menos. c) El inflado con He pesa el doble. d) Ninguna de las anteriores.

6) En un recipiente cerrado, de paredes flexibles, se tiene 10 g de Ne. Si se inyectan 0.5 moles de Ne

manteniendo CN, el volumen final será de: a) 11.2 L b) 22.4 L c) 16.8 L d) Ninguna de las anteriores.

7) Bajo CSTP la presión de 1 L de gas es:

a) 0.656 p.s.i b) 16.950 torr c) 23.030 bar d) Ninguna de las anteriores.

8) En un litro de O2 a CSTP encontramos:

a) 0.022 moles. b) 0.044 moles. c) 0.011 moles. d) Ninguna de las anteriores.

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9) Bajo CSTP, una mol de gas se puede incrementar si: a) P y V se incrementan. b) P y T se incrementan, V disminuye. c) P, T y V se incrementan. d) Ninguna de las anteriores.

10) En un recipiente flexible se tienen 1.506 X 10

23 moléculas de gas, bajo CN; su volumen será:

a) V/4 b) 8V c) 2V/4 d) Ninguna de las anteriores.

Serie 2: Realiza en tu libreta los cálculos necesarios para responder cada pregunta, marcando la opción correcta sobre el módulo: 1) Se tienen 100 ml de un gas en un cilindro y se pasan a otro de 500 ml. El nuevo volumen será entonces:

a) 100 ml b) 600 ml c) 500 ml d) 100/500 ml e) Ninguna de las anteriores.

2) El volumen ocupado por 0.1 moles de gas a CN es de:

a) 0.448 L b) 2.24 L c) 22.4 L d) 4.48 L e) Ninguna de las anteriores.

3) Cual es el peso de 22.4 L de CO2 a CN:

a) 1.0 g b) 22.4 g c) 48.0 g d) 24.0 g e) Ninguna de las anteriores.

4) En un recipiente de paredes rígidas, se tiene una mol de helio a CN, la cual se enfría a –80°C. Su nueva

presión será: a) 1.4 atm. b) 1075 Torr. c) 2.8 atm. d) 537 mm de Hg. e) Ninguna de las anteriores.

5) 3.01 X1023 moléculas de oxígeno se encuentran a 273°K y 1030 bar. Su volumen es:

a) 11.2 L b) 1.0 L c) 22.4 L d) 0.082 L e) Ninguna de las anteriores.

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6) El volumen, en litros, de una molécula de hidrógeno bajo CN, es de: a) 8.5 X 10

-8

b) 22.4 c) 3.71 X 10

-23

d) 44.8 e) Ninguna de las anteriores.

7) Un gas se encuentra a 127 °C y 29.4 p.s.i ocupando 5000 ml de volumen. Si se eleva la temperatura a 527

°C, su nuevo volumen es: a) 2.5 L b) 5 L c) 500 ml d) 10 L e) Ninguna de las anteriores.

8) Un cilindro contiene 600 ml de aire a 20 °C, si se calienta el gas a 40 °C, su nuevo volumen es:

a) 621 ml b) 561 ml c) 320 ml d) 180 ml e) Ninguna de las anteriores.

9) Cual será el volumen final ocupado por 50 L de O2 a 560 mm de Hg, el cual es comprimido hasta 2 atm. de

presión: a) 9.21 L b) 27.63 L c) 34500 ml d) 18.42 L e) Ninguna de las anteriores.

10) En un recipiente se tienen 30 L de N2 a 20 °C y 760 torr. A que presión se debe someter el gas para que su

volumen se reduzca a 10 L: a) 2 atm b) 29.4 p.s.i c) 2060 bar d) 2260 mm de Hg. e) Ninguna de las anteriores.

Serie 3: Realiza en tu libreta los cálculos necesarios para responder cada pregunta, marcando la opción correcta sobre el módulo: 1) A CSTP se tienen en un recipiente 40 gramos de argón y 16 gramos de oxígeno. Cuantas moléculas hay en

total en el recipiente ? a) 6.023 x 10

23 moléculas.

b) 9.035 x 1023

moléculas. c) 3.012 x 10

23 moléculas.

d) 1.8 x 1024

moléculas. e) Ninguna de las anteriores.

2) Un recipiente de 11200 ml. tiene dos compartimientos separados por una membrana flexible. Si a CN se

inyectan en un compartimiento 1.0 gramo de hidrógeno y en el otro 10 gramos de neón, qué sucederá ? a) El del neón se expandirá hacia el de hidrógeno. b) El del hidrógeno se expandirá hacia el de neón. c) Se expandirán ambos a la vez. d) Permanecerán en equilibrio. e) Ninguna de las anteriores

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3) Se tiene una mezcla de 20.0 gramos de neón con 8.0 gramos de helio en un recipiente a CN. Cuantas

moléculas en total hay en el recipiente ? a) 9.069 x 1023 b) 6.023 x 1023 c) 1.2 x 1024 d) 3.012 x 1023 e) Ninguna de las anteriores.

4) En un recipiente de 5600 ml. se tienen una mezcla a CN de 3.5 gramos de nitrógeno con una cantidad

desconocida de argón. Cuantos gramos de argón hay en el recipiente ? a) 20.0 g. b) 15.0 g. c) 5.0 g. d) 10.0 g. e) Ninguna de las anteriores.

5) Un gas tiene una densidad de 0.62 g/L a 90°C y 500 Torr. Su masa molecular es:

a) 160.0 g/mol b) 36.0 g/mol c) 28.1 g/mol d) 120.5 g/mol e) Ninguna de las anteriores.

6) En un recipiente de 11200 ml. se tienen 14 gramos de nitrógeno a CN. Cuantos gramos de argón se deben

agregar para que la presión sea de 1.0 atm ? a) 20.0 g. b) 40.0 g. c) 10.0 g. d) 5.0 g. e) Ninguna de las anteriores.

7) El valor de R, expresado en torr*L/mol*K es de:

a) 31.18 b) 62.36 c) 0.082 d) 0.041 e) Ninguna de las anteriores.

8) La densidad de una mol de nitrógeno a 27°C y 1140 torr, es de:

a) 2.562 g/L b) 1.707 g/L c) 0.854 g/L d) 1.250 g/L e) Ninguna de las anteriores.

9) El volumen, en litros, de una molécula de argón bajo CN, es de:

a) 8.5 X 10-8

b) 22.4 c) 3.71 X 10

-23

d) 44.8 e) Ninguna de las anteriores.

10) La presión ejercida por 51.2 g de oxígeno, que se encuentran en un recipiente de 2.5 L a 27°C es de:

a) 15.74 atm. b) 2.15 atm. c) 1198 Torr. d) 680 Torr. e) Ninguna de las anteriores.

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BIBLIOGRAFIA AUSTIN, George T. Manual de Procesos Químicos en la Industria. Editorial McGraw Hill. 1990

FERNANDEZ, R. Myriam S. Spin Química 10. Editorial Voluntad. 1997. GARCIA, Arcesio y otros. Hacia la Química 1. Editorial Temis. 1985 GARZON, G. Guillermo. Fundamentos de Química General. Editorial McGraw Hill. 1991 MANCO, L. Félix A. Química 10. Editorial Migema. 1997. MICROSOFT CORPORATION. Microsoft ® Encarta ® 2006 [DVD]. MONDRAGON, M Cesar H. y otros. Química I. Editorial Santillana. 2002. MORA, Luís M. Química Recreativa. Editorial Magisterio. 1999 MORA, P. William M. y otros. Molécula I. Editorial Voluntad. 2003. PARGA, L. Diana L. y otros. Ingenio Químico I. Editorial Voluntad. 2006. PEDROZO, P Julio A y otros. Exploremos la Química 10. Editorial Prentice Hall. 2001 POVEDA, V. Julio C. Química 10. Editorial Educar. 2003. RESTREPO, M. Fabio y otros. Hola Química I. Editorial Susaeta. 2003.

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