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CUADERNO DE TRABAJO

QUÍMICA 4º AÑO

Autor Prof. Tomás Ramírez

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INDICE

Tema I Nomenclatura química inorgánica

Símbolos químicos, valencia y reglas de nomenclatura .....................................:4

Nomenclatura de óxidos .....................................................................................8

Nomenclatura de ácidos: hidrácidos y oxácidos ................................................ 12

Nomenclatura de sales: haloideas y oxisales ..................................................... 16

Nomenclatura de bases .....................................................................................21

Nomenclatura de hidruros .................................................................................24

Nomenclatura de peróxidos ..............................................................................25

Tema II Estequiometria

Relación entre masa, volumen, mol y partículas ...............................................26

Composición centesimal, fórmula empírica y fórmula molecular .................... 30

Cálculos basados en ecuaciones químicas ........................................................34

Tema III Soluciones

Clasificación de las soluciones ......................................................................... 40

Solubilidad y factores que la afectan ............................................................... 42

Unidades químicas de concentración de soluciones ....................................... 44

Propiedades coligativas .....................................................................................52

Valoración volumétrica (titulación) ..................................................................57

Tema IV Rapidez de reacción

Rapidez de reacción ..........................................................................................60

Tema V Equilibrio químico

Constante de equilibrio .....................................................................................62

Principio de Le Chatelier .................................................................................... 67

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Tema VI Equilibrio iónico

Ácidos y bases ..................................................................................................70

Ionización del agua, pH y pOH .........................................................................72

Tema VII Reacciones de óxido-reducción

Agente oxidante y agente reductor ................................................................ 78

Balanceo por cambio de número de oxidación ...............................................82

Balanceo por ion electrón ................................................................................87

Tema VIII Electroquímica (celdas)

Características de las celdas ..............................................................................94

Pila de Daniell, ecuación de Nernst .................................................................. 97

Leyes de Faraday ............................................................................................. 101

Tema IX Cambios de fase y energía calórica

Sistemas ..........................................................................................................104

Curva de calentamiento o enfriamiento y diagrama de fases .......................106

Calor de reacción ........................................................................................... 108

Entalpía y entropía ......................................................................................... 112

Ley de Hess .................................................................................................... 116

Tema X Átomo y tabla periódica

Estructura del átomo .................................................................................... 120

Tabla periódica y configuración electrónica ..................................................106

Soluciones ..................................................................................................... 121

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Tema I Nomenclatura química inorgánica

Símbolos químicos, valencia y reglas de nomenclatura

Sencillito

La manera de representar los elementos químicos es por medio de los símbolos químicos y para combinarsecon otros elementos emplean las valencias. Para nombrar los compuestos químicos existen normasestablecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, por sus siglas en ingles). Ejemplo

■ Utiliza tus conocimientos sobre clasificación, símbolos químicos y valencia de los elementos para completar el siguiente cuadro:

Solución

Elemento Símbolo químico Valencias Tipo de elemento

Elemento Símbolo químico Valencias Tipo de elemento Sodio Na +1 Metal Cloro Cl -1,+1,+3,+5,+7 No metal

Oxígeno O -2 No metal Flúor F -1 No metal Oro Au +1,+3 Metal

Hidrógeno H +1 No metal

Actividades

1. La estricnina es un compuesto químico empleado para destruir roedores y está representadoquímicamente como C21H22N2O2. Señala los elementos que la conforman y su valencia.

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2. El fluorapatito es un compuesto químico utilizado en la petroquímica para obtener ácido fosfórico y su fórmula es Ca5(PO4)3F. Señala:

a.- Elementos que los forman y sus valencias.

b.- Cantidad de átomos de cada elemento, presentes en el compuesto.

3. Completa el siguiente cuadro empleando tus conocimientos sobre elementos, símbolos químicos y valencias:

Elemento Tipo de elemento Símbolo químico Valencias Cromo Potasio Fósforo

Manganeso Mercurio

Azufre Cloro

Estaño Litio

Rubidio Aluminio Carbono Plomo Cinc

Hierro

4. Escribe la(s) palabra(s) que complete(n) la idea.

a) Los elementos químicos se representan utilizando ___________________________

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b) Zn es el símbolo químico del _____________________________________________

c) Las valencias del Ni son _________________________________________________

d) La segunda letra del símbolo químico de un elemento debe ser _________________

e) La(s) valencia(s) de un metal siempre es/son ________________________________

f) Un elemento cuyas valencias son -2, +2, +4 +6 es _____________________________

g) El compuesto químico (HCl) está formada por _______________________________

h) El símbolo químico del litio es ____________________________________________

i) La capacidad de combinación de los elementos se denomina ___________________

j) Cuando un elemento pierde electrones su valencia es _ ________________________

k) Cuando un elemento es dúctil su valencia(s) es/son___________________________

l) Las valencias del yodo son _______________________________________________

m) El aluminio es muy utilizado en la industria aeronáutica, su símbolo es ___________

n) Las rocas ígneas están formadas por SiO2 y sus elementos son __________________

ñ) El H es muy abundante en los seres vivos y se denomina _ _____________________

o) El Ar es un gas ideal y se denomina ________________________________________

p Los elementos que no presentan valencia se denominan _______________________

q Los elementos que presentan una valencia se denominan ______________________

r) La fórmula del agua oxigenada es H2O2. La cantidad de átomos de oxígeno son _______________________________________________________________________

s) El elemento N es utilizado en la fabricación de fertilizantes y su nombre es _______________________________________________________________________

t) Las valencias del mercurio son ____________________________________________

u) Cuando un elemento posee valencia positiva significa que _____________________

v) La terminación hipo-oso significa que el elemento posee ______________________

w) El nombre del elemento principal de los compuestos orgánicos es ______________

x) El elemento oxígeno posee valencia _______________________________________

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y) Actualmente los globos son llenados con helio, cuyo símbolo químico es ______________________________________________________________________

5. Utiliza tus conocimientos de nomenclatura para completar el siguiente diagrama:

6. Para los siguientes compuestos señala cuál es el anión y cuál el catión:

a.- CuSO4: __________________________ b.- Pt3(PO4)2: _________________________

c.-Ba(OH)2: _________________________ d.- H2CO3: _ _________________________

e.- Au2O3: __________________________ f.- N2O3: _ _________________________

7. Completa el siguiente cuadro, guíate por el ejemplo:

Catión Anión Compuesto Ni+2 O-2 NiO

Co2S3 Pt+4 SO4

-2 AgNO3 Al2(CO3)3 PO2

Nomenclatura

Sistema tradicional

Una Valencia ______________

Dos valencias Menor = _____ Mayor =______

La valencia del elemento se indica dentro de un paréntesis en número romano

Tres valencias Primera = _______ Segunda = ______ Tercera = _______

Cuatro valencias Primera = ______ Segunda = _____ Tercera = ______ Cuarta = _______

Sistema Sistemático

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Nomenclatura de óxidos

Sencillito

Los óxidos son la combinación del oxígeno con otro elemento, si este es un metal origina los óxidos básicos y cuando es un no metal dan origen a los óxidos ácidos. Se nombran utilizando los sistemas de nomenclatura tradicional, stock y sistemática.

Ejemplo

■ Nombra los siguientes óxidos empleando el sistema tradicional:

Solución

En este sistema los óxidos básicos se denominan óxidos y los óxidos ácidos se les llaman anhídridos. Se debe tomar en consideración la valencia con la que trabaja el elemento para dar la terminación al nombre del compuesto.

a.-Na2O :óxido de sodio b.- Br2O : anhídrido hipobromoso

c.- FeO :óxido ferroso d.- Br2O3 : anhídrido bromoso

e.- Fe2O3 :óxido férrico f.- Br2O5 : anhídrido brómico

g.- Al2O3 :óxido de aluminio h.- Br2O7 : anhídrido perbrómico

■ Nombra los siguientes óxidos empleando el sistema Stock:

Solución

En este sistema todos se denominan óxidos y se coloca entre paréntesis en números romanos la valencia con la que trabaja el elemento.

a.- Na2O: óxido de sodio u óxido de sodio (I)

b.- FeO :óxido de hierro (II)

c.- Fe2O3 :óxido de hierro (III)

d.- Al2O3: óxido de aluminio u óxido de aluminio (III)

e.- Br2O: óxido de bromo (I)

f .- Br2O3: óxido de bromo (III)

g.- Br2O5: óxido de bromo (V)

h.- Br2O7: óxido de bromo (VII)

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■ Nombra los siguientes óxidos empleando el sistema sistemático o estequiométrico:

Solución

En este sistema todos se denominan óxidos y se utilizan prefijos para cada elemento que indican la cantidad de veces que están presentes en el compuesto.

a.- Na2O: óxido de sodio o monóxido de sodio

b .- FeO: óxido de hierro o monóxido de hierro

c.- Fe2O3: trióxido de dihierro

d.- Al2O3: trióxido de dialuminio

e.- Br2O: monóxido de dibromo

f.- Br2O3: trióxido de dibromo

g.- Br2O5: pentóxido de dibromo

h.- Br2O7: heptóxido de dibromo

Actividades

1. Empleando tus conocimientos de nomenclatura de óxidos completa el siguiente cuadro:

Catión O-2 Nombre tradicional Nombre Stock Nombre sistemático Na+ Na2O

Óxido de sodio Óxido de sodio Monóxido de disodio

Cl+3

Zn+2

N+5

Au+

S+4

Br+7

Sr+2

Pt+4

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2. La bauxita (óxido de aluminio) es la principal mena para la obtención de aluminio, de la casiterita (dióxidode estaño) de este mineral se obtiene 78 % de estaño, el cuarzo [óxido de silicio (IV)] contiene 46 % desilicio, de la hematita u oligisto (óxido férrico) se extrae 70 % de hierro y de la pirolusita (dióxido demanganeso) se obtiene 63 % de manganeso.

Basándote en esta información, responde:

a.- Símbolo químico de los elementos que se obtienen de cada mineral.

______________________________________________________________________________________________________________________________________________

b.- Fórmula molecular de los minerales.

______________________________________________________________________________________________________________________________________________

3. A continuación se indican algunas proposiciones, marca con una equis (x) en el paréntesis la respuesta correcta.

a.- El nombre tradicional del compuesto CuO es:

( ) Óxido cúprico ( ) Óxido cuproso

( ) Monóxido de cobre ( ) Óxido hipocuproso

b.- La fórmula del trióxido de aluminio es:

( ) Al3O ( ) AlO

( ) Al2O3 ( ) Al2O

c.- El nombre Stock del compuesto Co2O3 es:

( ) Óxido cobaltoso ( ) Trióxido de monocobalto

( ) Óxido de cobalto (III) ( ) Dióxido de cobalto

d.- El nombre sistemático del compuesto MnO3 es:

( ) Trióxido de manganeso ( ) Monóxido de manganeso

( ) Óxido permangánico ( ) Óxido de manganeso (VI)

e.- La fórmula del monóxido de dirubidio es:

( ) RbO ( ) Rb2O

( ) RbO2 ( ) Ru2O3

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f.- El nombre tradicional del compuesto SO es:

( ) Anhídrido sulfúrico ( ) Anhídrido hiposulfuroso

( ) Anhídrido sulfuroso ( ) Anhídrido persulfúrico

g.- El nombre tradicional del N2O5 es:

( ) Óxido nítrico ( ) Anhídrido nítrico

( ) Anhídrido nitroso ( ) Anhídrido hiponitroso

h.- La fórmula del trióxido de dimanganeso es:

( ) MnO2 ( ) Mn2O3

( ) MnO ( )MnO3

i.- El nombre sistemático del Bi2O3 es:

( ) Dióxido de tribismuto ( ) Óxido de dibismuto

( ) Trióxido de dibismuto ( ) Dióxido de bismuto

j.- El nombre Stock del I2O7 es:

( ) Anhídrido periódico ( ) Heptóxido de diyodo

( ) Óxido de iodo (VII) ( ) Anhídrido iódico

4. Completa el siguiente cuadro de nomenclatura de óxidos:

Fórmula Nombre tradicional Nombre Stock Nombre sistemático Ag2O

Óxido manganoso Óxido de estaño (II) Anhídrido sulfúrico

Cl2O7 Óxido de platino (IV)

Sb2O5 Pentóxido de diyodo

N2O3 Trióxido de dicromo Óxido de litio

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Nomenclatura de ácidos: hidrácidos y oxácidos

Sencillito

Los ácidos son sustancias que poseen el hidrógeno (H) unido a elementos no metálicos. Se clasifican en hidrácidos (HnX) y oxácidos (HnXOm). El hidrógeno siempre se coloca en la parte izquierda de la fórmula, representando la parte positiva. Para nombrarlos se emplean los tres tipos de nomenclatura: tradicional, stock y sistemática.

Ejemplo

■ Nombra y clasifica los siguientes ácidos empleando la nomenclatura tradicional:

Solución

a) H2S: ácido sulfhídrico, es un ácido Los ácidos hidrácidos se hacen terminar hidrácido. en hídrico.

b) HClO: ácido hipocloroso, es un El elemento intermedio trabaja con su ácido oxácido primera valencia de cuatro y se nombra hipo…oso. c) H2CO3: ácido carbónico, es un El elemento intermedio trabaja con ácido oxácido. su mayor valencia de dos y se nombra terminándolo en -ico.

■ Clasifica y formula los siguientes ácidos:

Solución

a) Ácido bromhídrico: ácido Es hidrácido por terminar en hídrico, por hidrácido, HBr. lo tanto es ácido binario. b) Ácido perclórico: ácido oxácido, Se reconoce que es oxácido porque el HClO4. elemento intermedio se nombra con per…ico, que indica su cuarta valencia. c) Ácido carbonoso: ácido oxácido, Se reconoce como oxácido por la H2CO2. terminación -oso en el nombre del

elemento intermedio e indica que trabaja con su primera valencia de dos.

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■ Clasifica y nombra los siguientes acidos empleando nomenclatura Stock:

Solución

a) H2S: acidohidracido, acido Los ácidoshidrácidos se nombran igual sulfhidrico. en todos los sistemas de nomenclatura. b) HClO: acidooxacido, clorato (I) dePara nombrarlos se utilizan los prefijos hidrogeno. mono, di, tri..., seguido de la palabra

oxo,mono, di, tri..., seguido de la palabra oxo, el elemento intermedio

se termina en-ato y la valencia.

■ Clasifica y nombra los siguientes ácidos empleando la nomenclatura sistemática:

Solución

a) H2S: acido hidrácido, ácido Los ácidos hidrácidos se nombran igual sulfhídrico.en todos los sistemas de nomenclatura.

b) HClO: acido oxácido, acido Se comienza con la palabra acido, monoxoclorico (I); acido seguido del sufijo de cantidad, la palabra monoxoclorato. oxo, terminado en -ico y la valencia entre

paréntesis.

Actividades

1. Clasifica y nombra los siguientes acidos empleando la nomenclatura tradicional:

a.- HBrO3: ____________________________________________________________

b.- H2S: _ ____________________________________________________________

c.- H3PO4: ____________________________________________________________

d.- HClO2: ___________________________________________________________

e.- H2SO4: ___________________________________________________________

f.- HCl: _ ____________________________________________________________

g.- HNO2: ___________________________________________________________

h.- H3P: _____________________________________________________________

i.- H4C: ______________________________________________________________

j.- HIO: ______________________________________________________________

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2. A continuación se indican algunas proposiciones, marca con una equis (x) en el paréntesis la respuestacorrecta.

a.- El nombre tradicional del compuesto HBrO3 es:

( ) Ácido hipobromoso ( ) Ácido brómico

( ) Ácido bromoso ( ) Ácido perbrómico

b.- El nombre sistemático del compuesto H3PO4 es:

( ) Ácido fosfórico ( ) Ácido fosforoso

( ) Ácido tetraoxofosfato ( ) Ácido perfosfórico

c.- El nombre Stock del compuesto H2SO4 es:

( ) Ácido sulfúrico ( ) Ácido tetraoxosulfato (VI)

( ) Ácido sulfuroso ( ) Sulfato (VI) de hidrógeno

d.- La fórmula del nitrato (III) de hidrógeno es:

( ) HNO3 ( ) HNO2

( ) HNO ( ) HNO5

e.- La fórmula del ácido trioxocarbonato es:

( ) H2CO3 ( ) H2CO2

( ) H2CO ( ) HCO2

f.- La fórmula de ácido perclórico es:

( ) HClO ( ) HClO2

( ) HClO3 ( ) HClO4

g.- El nombre tradicional del compuesto H2SO2 es:

( ) Ácido hiposulfuroso ( ) Ácido sulfúrico

( ) Ácido sulfuroso ( ) Ácido persulfúrico

h.- El nombre tradicional del HBrO es:

( )Ácido bromoso ( ) Ácido perbrómico

( ) Ácido hipobromoso ( ) Ácido brómico

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3. Completa el siguiente cuadro de nomenclatura de ácidos:

Compuesto Nombre tradicional

Nombre Stock Nombre sistemático

Ácido clorhídrico

Ácido sulfhídrico

H2C

Ácido tetraoxomanganato

HClO Ácido

hiposulfuroso

Ácido trioxoyodato

Ácido selehídrico HF

HNO2 Ácido

trioxocarbonato Cromato (VI) de

hidrógeno

H3PO4 Ácido

tetraoxoarsenato Ácido

dioxocarbonato Cromato (II) de

hidrógeno

Ácido dioxomanganato

Cromato (II) de hidrógeno

Ácido dioxomanganato

H4C Ácido

hipofosforoso

Ácido triclorato HNO3

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Nomenclatura de sales: haloideas y oxisales

Sencillito

Las sales son compuestos que se forman de la sustitución del hidrógeno de un ácido por un metal. Cuando no contienen oxígeno se les conoce como haloidea y si lo contienen son oxisales. Se nombran empleando los tres tipos de nomenclatura: tradicional, Stock y sistemática.

Ejemplo

■ Clasifica las siguientes sales como haloideas y oxisales:

Solución

a) NaCl: sal haloidea o binaria. Se clasifica como haloidea por no tener oxígeno en su estructura y binaria por

estar formada por dos elementos. b) Na2SO4: sal oxisal o terciaria.Se clasifica como oxisal por poseer

oxígeno en su estructura, además es terciaria por presentar tres elementos.

c) NaHSO4: sal oxisal, cuaternaria o Es oxisal por presentar oxígeno, ácida. cuaternaria por estar formada por cuatro elementos y ácida por tener hidrógeno en su estructura. ■ Nombra aplicando la nomenclatura tradicional las siguientes sales:

Solución

a) NaCl: cloruro de sodio. Se nombra primero el anión y luego el metal, como trabaja con una sola valencia recibe el nombre de él.

b) Na2SO4: sulfato de sodio. Se nombra primero el anión y luego el metal, como trabaja con una sola valencia recibe el nombre de él.

c) NaHSO4: sulfato ácido de sodio Además del nombre del anión se coloca Bisulfato de sodio. la palabra ácido por la presencia de

hidrógeno.

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■ Nombra las siguientes sales utilizando las nomenclaturas Stock y sistemática:

Solución

a) NaCl: cloruro de sodio o cloruro de sodio (I) El primero es el nombre Stock y el segundo el sistemático.

b) Na2SO4: tetraoxosulfato (VI) de sodio; tetraoxosulfato de disodio c) NaHSO4: hidrogenotetraoxosulfato (VI) de sodio; hidrogenotetraoxosulfato de sodio. Actividades 1. Completa el siguiente cuadro para que se formen las sales:

Iones Cl- ClO4- N-3 PO4

-3 HCO3- SO3

-2 S-2

Li+

Ca+2

Hg+2

Al+3

Cu+1

Zn+2

Pt+4

Au+1

Fe+3

Mn+2

Cr+2

Sr+2

K+

Ba+2

Cu+2

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Ag+

Fr+

Ni+2

Pb+4

Cd+

Sb+4

2. Indica la valencia o número de oxidación con la que trabaja el elemento intermedio

en las siguientesoxisales:

a) Ni2(SO4)2: ________ b) Ca3(PO3)2: _ __________ c) Sr(ClO4)2: ________________

d) CrSO3: __________ e)Al2(Cr2O7)3: _ _________ f)Pb3(AsO4)4: ______________

g) Fe(MnO4)3: _______ h) Zn3(PO3)2: ___________ i) AgNO3:__________________

j) CaSO2: ___________ k) Ni3(PO4)2: ____________ l) NaClO: __________________

m) Al2(CO3)3: ___________ n) Li2CrO4: _____________ ñ) Zn(NO3)2: _____________

o) AgHSO3: _____________ p)Pt(ClO4)4: _____________ q) Fe2(SO4)3: ____________

3. A continuación se indican algunas proposiciones, marca con una equis (x) en el

cuadro la respuestacorrecta.

a.- La siguiente sal es haloidea.

( ) CaCl2 ( ) BaHPO4

( ) HgSO3 ( ) Pt(ClO4)4

b.- La fórmula del tetraoxoclorato (VII) de platino (IV) es:

( ) Pt(ClO4)2 ( ) Pt(ClO4)4

( ) Pt(ClO3)2 ( ) Pt(ClO3)4

c.- El nombre Stock del compuesto químico K3PO4 es:

( ) Fosfato de potasio ( ) Fosfito de potasio

( ) Tetraoxofosfato (V) de potasio ( ) Tetraoxofosfato de potasio

d.- El nombre tradicional del compuesto químico Cu3N2 es:

( ) Nitruro cúprico ( ) Nitruro hipocuproso

( ) Nitruro percúprico ( ) Nitruro cuproso

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e.- El nombre Stock del compuesto químico Fe2(SO3)3 es:

( ) Trioxosulfato (IV) de hierro (III) ( ) Sulfito férrico

( ) Sulfato férrico ( ) Trioxosulfito de hierro (III)

f.- La fórmula del compuesto bisulfato de plata es:

( ) Ag2SO4 ( ) Ag2SO3

( ) AgHSO4 ( ) AgHSO3

g.- La fórmula del compuesto bis-tetraoxoclorato de calcio es:

( ) Ca(ClO4)2 ( ) Ca(ClO3)2

( ) Ca(ClO)2 ( ) Ca(ClO2)2

h.- El nombre de la sal haloidea AgBr es:

( ) Bromato de plata ( ) Bromato de plata (I)

( ) Bromuro de plata ( ) Bromito de plata

i.- El nombre sistemático o estequiométrico de la oxisal Zn3(PO3)2 es:

( ) Bis-tetraoxofosfato de tricinc ( ) Bis-trioxofosfato de tricinc

( ) Tri-tetraoxofosfato de tricinc ( ) Tri-dioxofosfato de tricinc

j.- La fórmula de la oxisal bis-trioxoclorato de hierro es:

( ) Fe(ClO2)2 ( ) Fe(ClO3)2

( ) Fe(ClO3)3 ( ) Fe(ClO)2

k.- La fórmula de sulfato ácido de sodio es:

( ) NaHSO3 ( ) NaHSO4

( ) NaHSO2 ( ) Na2SO4

l.- El nombre sistemático o estequiométrico de la oxisal Mg3(PO4)2 es:

( ) Bis-tetraoxofosfato de trimagnesio ( ) Bis-trioxofosfato de dimagnesio

( ) Tri-tetraoxofosfato de dimagnesio ( ) Tri-dioxofosfato de trimagnesio

m.- El nombre tradicional de la oxisal CdHCO3 es:

( ) Carbonato de cadmio ( ) Carbonito ácido de cadmio

( ) Bicarbonato de cadmio ( ) Bicarbonito de cadmio

n.- Es el nombre tradicional del compuesto químico Cr3(PO4)2

( ) Fosfito crómico ( ) Fosfato hipocromoso

( ) Fosfato percrómico ( ) Fosfato crómico

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4. Completa el siguiente cuadro de oxisales:

Fórmula Anión Nombre Stock Nombre sistemático

Fe(ClO2)2

Bis-tetraoxofosfato de tricinc

Tetraoxosulfato (VI) de cobalto

(III)

Bis-tetraoxosulfato de plomo

NaNO3

Trioxocarbonato (IV) de cobre (I)

Bis-dioxonitrato de manganeso

Tetraoxoclorato de sodio

Trioxoclorato (V) de calcio

FeSO3

Tetra-trioxonitrato de platino

CuSO4

Au2(CO3)3

Tetra-tetraoxofosfato de

triestaño

Pb(IO3)2

5. Indica la fórmula y el nombre tradicional del ácido del cual provienen las siguientes

sales:

a) CaCl2: ____________________________ b) BaHPO4: _________________________

c)Pt(ClO4)4 : ________________________ d) AuH2PO4: _________________________

e) Al2S3: ____________________________ f)SrBr2 :____________________________

g) MnF2: ___________________________ h)Fe(IO3)3: ___ _______________________

i)CuI :_____________________________j) HgSO3 : ___________________________

k) HgHSO4: _________________________ l)Ca(ClO4)2: _____ ____________________

m)Pb(IO3)2 :_______________________ n) CuSO4: __ __________________________

ñ)FeSO3 : _________________________o) Pt(NO3)4 : __________________________

p) LiNO3: _ ________________________ q) NaHCO3: ___________________________

r) CsCl : ___________________________ s) Hg3(PO3)2 : _________________________

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Nomenclatura de bases

Sencillito

Las bases son compuestos químicos formados por un metal y el anión hidróxido (OH).

Tienen la característicade neutralizar los ácidos. Se nombran aplicando los tres

sistemas de nomenclatura. En todosreciben la denominación hidróxido de…

Ejemplo

■ Utilizando los sistemas tradicional (ST), Stock (SS) y el sistemático o estequiométrico

(SE), escribe elnombre para las siguientes bases:

Solución

a) LiOH: ST: hidróxido de litio

SS: hidróxido de litio (I) o hidróxido de litio

SE: monohidróxido de litio

b) CuOH: ST: hidróxido cuproso

SS: hidróxido de cobre (I)

SE: monohidróxido de cobre

c) Cu(OH)2: ST: hidróxidocúprico

SS: hidróxido de cobre (II)

SE: dihidróxido de cobre

d Fe(OH)3: ST: hidróxidoférrico

SS: hidróxido de hierro (III)

SE: trihidróxido de hierro

Actividades

1. Formula las siguientes bases e indica el sistema de nomenclatura utilizado para

nombrarlo.

a) Hidróxido de cobalto (III): _______________________________________________

b) Hidróxido ferroso: _____________________________________________________

c) Dihidróxido de calcio: ___________________________________________________

d) Hidróxido de estaño (IV): ________________________________________________

e) Dihidróxido de magnesio: _______________________________________________

f) Hidróxido de cobre (I): _ _________________________________________________

g) Hidróxido niqueloso: _ __________________________________________________

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2. Completa el siguiente cuadro:

Catión OH- Nombre tradicional Nombre Stock Nombre sistemático

Hg+2

Cu+1

Pt+4

Au+1

Cr+4

Mg+2

Pb+2

Ag+

Cu+2

Sn+4

3. Las bases se obtienen de la reacción de un óxido básico con agua. Indica las

reacciones balanceadas de obtención de las siguientes bases:

a)NaOH : ______________________ b) Ca(OH)2 : _________________________

c)Pb(OH)2 : _____________________ d) KOH : ____________________________

e)Zn(OH)2: _____________________ f ) Al(OH)3 : _ ________________________

g)Bi(OH)3 : _____________________ h) Mg(OH)2 : ________________________

i)Fe(OH)3 : _____________________ j) Pt(OH)2 : _ ________________________

k)CsOH : ______________________ l) Co(OH)2 : _________________________

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4. En la columna A se indican los nombres de compuestos químicos y en la columna B

las fórmulas moleculares. Coloca en el paréntesis de la columna A el número de la

columna B que se corresponda con la fórmula molecular.

Columna A Columna B

( ) Hidróxido de calcio (II) 1.- HCl

( ) Tetraoxosulfato (VI) de plata 2.- Ni(OH)3

( ) Nitrito de cinc 3.- Ni(OH)2

( ) Óxido cuproso 4.- MnO2

( ) Dihidróxido de níquel 5.- Ca(OH)2

( ) Pentacloruro de fósforo 6.- PCl5

( ) Dióxido de manganeso 7.- PCl3

( ) Ácido clorhídrico 8.- Ag2SO4

( ) Trihidróxido de aluminio 9.- Zn(NO2)2

( ) Hidróxido niquélico 10.- CuO

( ) Óxido cúprico 11.- Cu2O

( ) Hidróxido de cobalto (III) 12.- Al(OH)3

( ) Nitrato férrico 13.- Co(OH)3

( ) Anhídrido nitroso 14.- Al(OH)2

( ) Carbonato de cinc 15.- N2O3

( ) Bicarbonato de sodio 16.- Fe(NO3)3

( ) Anhídrido nítrico 17.- NaHCO3

18.- Co(OH)2

19.- ZnCO3

20.- NaCO3

21.- N2O5

5. Indica las ecuaciones químicas balanceadas de síntesis de los siguientes compuestos

químicos:

a) Mg(OH)2:_____________________________________________________________

b) H2SO4: _ _____________________________________________________________

c) Cu2O: ________________________________________________________________

d) FeSO4: _ _____________________________________________________________

e) N2O3: _ ______________________________________________________________

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f )CO2: ________________________________________________________________

g) NaCl: _ ______________________________________________________________

h) FeO: ________________________________________________________________

i) LiOH: _ ______________________________________________________________

Nomenclatura de hidruros

Sencillito

Resultan de la combinación del hidrógeno con un elemento. El hidrógeno actúa con valencia -1. Se formulan escribiendo en primer lugar el símbolo del elemento correspondiente y después el símbolo del hidrógeno, que llevará como subíndice la valencia del elemento.

Ejemplo

■ Utilizando los sistemas tradicional (ST), Stock (SS) y sistemático (SE), escribe el nombre para el hidruroFeH3.

Solución

ST: hidruro férrico; SS: hidruro de hierro (III); SE: trihidruro de hierro

Actividades

1. Escribe la fórmula de los siguientes hidruros:

a) Hidruro de potasio : _ _________________ b Hidruro de bario : _________________

c) Fluoruro de hidrógeno : __________ d) Hidruro de manganeso (II) : ______________

e) Trihidruro de aluminio : ___________ f) Dihidruro de calcio : __________________

2. El trihidruro de nitrógeno fue la primera molécula compleja descubierta en el espacio interestelar; es ungas incoloro, con olor acre e intensamente irritante y tóxico. Basándote en la lectura responde: a) Fórmula del trihidruro de nitrógeno = _ ___________________________________

b ¿Una persona puede percibir la existencia de carburo de hidrógeno? ¿Cómo?

_______________________________________________________________________

3. Durante la Guerra de los Seis Días, enfrentamiento entre Israel y Egipto, se utilizó un carro de combate de entre 70 y 80 toneladas, que funcionaba con hidruro de litio. Responde: a) Fórmula del hidruro de litio: _ _________________________________

b) ¿El hidruro de litio se podría utilizar como combustible? Explica.

25

Nomenclatura de peróxidos

Sencillito

Es la combinación de un metal o del hidrógeno con el grupo peróxido (O2-2). Si la

valencia es par, se simplifican ambos subíndices y no se escribe el subíndice 1. Ejemplo

■ Utilizando los sistemas tradicional (ST), Stock (SS) y sistemático (SE), escribe el nombre para el peróxidode BaO2. Solución

ST: peróxido de bario; SS: peróxido de bario; SE: dióxido de bario

Actividades

1. Escribe la fórmula de los siguientes peróxidos:

a) Peróxido de estroncio: _______________ b) Peróxido de berilio: ________________

c) Peróxido de plata: __________________d) Peróxido de potasio: _______________

e) Peróxido de calcio: _________________ f) Peróxido de litio: __________________

g) Dióxido de cinc: ___________________h) Dióxido de dicesio: _________________

i) Peróxido de bario: _________________ j) Dióxido de magnesio: ________________

2. Escribe el nombre de los siguientes peróxidos:

a)MgO2 : _________________________ b) ZnO2 : _____________________________

c)RaO2 : _________________________ d) CsO2 : _____________________________

e CdO2 : _________________________f) Au2O2: _ ____________________________

g)MgO2 : ________________________ h) ZnO2 : _____________________________

i)PbO2 : __________________________ j) BaO2 : _____________________________

¿Para qué sirven?

La nomenclatura se utiliza para unificar la escritura de compuestos químicos a nivel internacional y paraque los usuarios reconozcan el tipo de compuesto que están manipulando diariamente y las precaucionesque deben tener al realizarla.

26

Tema II Estequiometria

Relación entre masa, volumen, mol y partículas

Sencillito

Cuando en química nos referimos a un compuesto se está estableciendo una relación entre su masa, el volumen, la cantidad de moles que existen y de cuántas partículas (átomos o moléculas) se trata. Ejemplo

■ Sabiendo que la masa atómica (peso atómico) del azufre es 32 g/mol, determina el número de moles deátomo y de átomos contenidos en una muestra de 6 gramos. Solución Datos: Cálculos:

mat = 32 g/mol mat = m/n m = masa; n = moles

m = 6 g n = m/ matSe despeja n m = 6 g

n = ? n =6 g/32 g/mol = 0,19 mol de átomo S

nº átomos = ? 6,02 x 1023 átomos/1 mol x 0,19 mol = 1,13 x 1023

átomos S Respuesta: Habrá 0,19 mol de átomo y 1,13 x 1023 átomos S

■ ¿Cuántos moles hay en una muestra de 16,32 x 1022 átomos de Br?

Solución

1 mol Br/6,02 x 1023 átomos x 16,32 x 1022 átomos = 0,27 mol Br.

Respuesta: 0,27 mol Br

■ Se tiene una muestra de 46 g de NaOH. Si su densidad es 2,13 g/cc ¿qué cantidad de átomos existen enla muestra? mmolec. = 40 g/mol

Solución

mmolec. = m/n n = m/ mmolec. Se despeja mol (n)

n = 46 g/40 g/mol = 1,15 mol

6,02 x 1023atomo/ 1 mol x 1,15 mol = 6,9 x 1023 átomos

6,9 x 1023 átomos

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Actividades

1. En el laboratorio se tiene una muestra de 26 g de cloro gaseoso. Determina:

a) Moles de molécula contenidos.

b) Número de moléculas.

c) Número de átomos.

d) Volumen ocupado por la muestra a presión de 1,5 atm y temperatura de 293 K.

(mat Cl = 35,5 g/mol)

2. ¿Cuántos átomos de Hg contiene 1 cm3 si su densidad es 13,6 g/cm3 y su masa atómica es 200,5 g/mol? (mat = 200,5 g/mol)

28

3. ¿Cuántas moléculas hay en 50 ml de tetracloruro de carbono (CCl4) puro si su densidad es 1,60 g/ml? mat C = 12 g/mol; mat Cl = 35,5 g/mol 4. 1 cm3 de agua contiene 3,3 x 1022 moléculas de agua.

a) ¿Cuántos moles de agua representa esta cantidad? b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en esta cantidad? c) ¿Cuántos moles de hidrógeno hay? d) ¿Cuál es la masa de agua? mmolec. H2O = 18 g/mol

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5. William pesó 36 g de glucosa (C6H12O6) para preparar una disolución. a) ¿A cuántos moles equivale esa masa? b) ¿Cuántas moléculas de glucosa contiene esa masa? c) ¿Cuál es la masa en gramos de una molécula de glucosa? mat. C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol

6. La hemoglobina contiene 0,33 % de hierro, la masa molecular de la hemoglobina es 68.000 g/mol.¿Cuántos moles de hierro hay en la hemoglobina?

mat Fe = 56 g/mol

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Composición centesimal, fórmula empírica y fórmula molecular

Sencillito Las fórmulas químicas expresan la composición de las sustancias mediante los símbolos de los elementos constituyentes y las proporciones en que se encuentran. Para determinarlas se debe conocer la composicióncentesimal de dichos elementos. Ejemplo ■ ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia que tiene como composición centesimal 46,15 % deazufre y 58,85 % de hierro? mat: S = 32 g/mol; Fe = 56 g/mol Solución

Datos: % S = 46,15 % Fe = 58,85 Fempírica= ? Cálculos: S: 1 mol/32 g x 46,15 g = 1,442 mol SSe determina la cantidad de

Fe: 1 mol/56 g x 58,85 g = 0,961 mol moles en lasustancia.

S: 1,442/0,961 = 1,5 Se divide entre el menor con la Fe: 0,961/0,961 = 1 finalidad de tener los números

enteros; como no se logra se debe multiplicar por un entero

que permita obtenerlos, en este caso por 2.

S: 1,5 x 2 = 3 Estos números representan la Fe: 1 x 2 = 2 cantidad de átomos de cada

elemento en el compuesto químico. Respuesta: Entonces la fórmula empírica será Fe2S3

Δ ¿Qué diferencia existe entre la fórmula empírica y la molecular de un compuesto? Solución: La fórmula molecular señala la cantidad de moles exactos de cada elemento que posee el compuesto y la empírica solo la relación mínima de moles que presentan estos.

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■ ¿Cuál es la composición centesimal del nitrato de bario [Ba(NO3)2]? mat: Ba = 137 g/mol;N = 14 g/mol; O = 16 g/mol. Solución

a) Se determina la masa molecular (peso molecular) del compuesto.

mmolec = (mat Ba x 1) + (mat N x 2) + (mat O x 6) mmolec. = (137 g/mol x 1) Ba + (14 g/mol x 2) N + (16 g/mol x 6) O = 137 g Ba + 28 g N + 96 g O = 261 g/mol b) Se determina el porcentaje de cada elemento que indica la composición

centesimaldel compuesto. Ba: 137 g/261g x 100 = 36,8 % N: 28 g/261 g x 100 = 10,7 % O: 96 g/261 g x 100 = 36,8 %

Respuesta: La composición centesimal es 36,8 % Ba; 10,7 % N; 36,8 % O ■ Una sustancia química tiene una masa molecular de 142 g/mol y su composición centesimal es 22,54 %de azufre, 32,39 % de sodio y 45,07 % de oxígeno.

a) Halla su fórmula molecular. b) Di el nombre tradicional de la sustancia. mat: (S = 32; Na = 23; O = 16) g/mol

Solución Datos: mmoléc. = 142 g/mol % S = 22,54 % Na = 32,39 % O = 45,07 a) Fempírica = ? Fmolecular= ? b) Nombre = ?

Cálculos: S: 22,54 g/100 g x 142 g = 32 g S Se determina la Na: 32,39 g/100 g x 142 g = 45,99 g Na masa de cadaelemento enO: 45,07g/100 g x 142 g = 63,99 g O elcompuesto.

S: 1 mol/32 g x 32 g = 1 mol Se determinan los átomos Na: 1 mol/23 g x 45,99 g = 1,99 ≈ 2 mol presentes en el compuesto. O: 1 mol/16 g x 63,99 g = 3,99 ≈ 4 mol

Respuesta: Fórmula molecular Na2SO4; nombre tradicional: sulfato de sodio.

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Actividades 1. En el análisis químico de un compuesto puro se encontraron 35,8 % de potasio; 25 % de cloro y 39,2 % de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica?

mat: K = 39 g/mol; Cl = 35,5 g/mol; O = 16 g/mol. 2. ¿Cuál es la composición centesimal del agua, oxígeno e hidrógeno presentes en la molécula de cloruro decalcio hexahidratado (CaCl26 H2O)?

mat: Ca = 40 g/mol; Cl = 35,5 g/mol; mmolec H2O = 18 g/mol. 3.- Una muestra de compuesto desconocido cuya masa es de 1,332 g, se analizó encontrándose los siguientes resultados: 0,360 g de Na; 0,220 g de N2 y el resto de oxígeno. ¿Cuál será la fórmula empírica del compuesto?

Masas atómicas: Na = 23 g/mol, N = 14 g/mol; O = 16 g/mol

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4. Si la composición centesimal de un compuesto es 40 % de carbono; 6,7 % de hidrógeno y 53,3 % deoxígeno y con masa molecular (peso molecular) de 60 g/mol, ¿cuál es la fórmula molecular delcompuesto?

mat: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol 5. Determina la composición centesimal de sulfato cúprico (CuSO4).

mat: Cu = 63,54g/mol; S = 32 g/mol; O = 16 g/mol.

34

Cálculos basados en ecuaciones químicas Sencillito Cuando se sintetizan productos químicos, alimentos, medicinas, artículos de limpiezas, etc., se debe cumplir con dos leyes importantes en química, como son la ley de conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas. Por ello se deben conocer las cantidades exactas de los reactivos que se van a combinar para obtener el resultado deseado. Ejemplo ■ ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico serán necesarios para disolver 16,25 gramos de cinc?mat: H = 1 g/mol; S = 32 g/mol; O = 16 g/mol; Zn = 65,4 g/mol Solución

1. Se establece la ecuación química balanceada. H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2Es una reacción de

sustitución, está balanceada.

2. Se establece la relación entre las sustancias involucradas (en este caso en gramos)en el problema, para lo que se calcula la masa molecular del H2SO4

H2SO4 : Zn 98 : 65,4 X : 16,25 98 g H2SO4/65,4 g Zn x 16,25 g Zn = 24,4 g H2SO4

Respuesta: Se utilizan 24,4 g de H2SO4

■ ¿Cuántos gramos de sulfato de bario se obtendrán, haciendo reaccionar con cloruro de bario unasolución que contiene 35,5 gramos de sulfato de sodio? Solución

mmolec: Na2SO4 = 142 g/mol; BaSO4 = 233 g/mol BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl

142 : 233 233 g BaSO4/142 g Na2SO4 x 35,5 g Na2SO4 35,5 : X X = 58,25 g BaSO4 Respuesta: Se producen 58,25 g de BaSO4 ■¿Cuántos moles de dióxido de carbono se producirán en la oxidación completa de 2 moles de glucosa(C6H12O6) según la reacción: C6H12O6 + O26CO2 + 6H2O Solución C6H12O6 : CO2 1 : 6 1 : 6 entonces 6 mol CO2/1 mol C6H12O6 x 2 mol C6H12O6 = 2 : X = 12 mol CO2 Respuesta: Se producen 12 moles de CO2

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■ Se hacen reaccionar 1,96 moles de nitrógeno con 27,5 moles de hidrógeno para obtener amoniaco(NH3). Determina:

a) Reactivo limitante. b) Moles de reactivo en exceso. c) Cantidad de producto formado. Reacción: N2 + 3H22NH3

Solución Relación: 1 mol N2 : 3 mol H23 mol H2/1 mol N2 x 1,96 mol N2 = 5,88 mol H2

1,96 mol N2 : X Con todo el N2 reaccionan 5,88 mol de H2, es decirque la sustancia limitante es el N2.

a) Reactivo limitante: el nitrógeno b) Exceso será: (27,5 mol – 5,88 moles) de H2 = 21,62 moles Exceso: 21,62 moles de H2 c) Se producen: 1 mol N2 : 2 mol NH32 mol NH3/1 mol N2 x 1,96 mol N2

1,96 mol N2 : X = 3,92 mol NH3 Se producen 3,92 moles de NH3

Actividades 1. En un vehículo espacial es necesario remover el dióxido de carbono gaseoso exhalado por la tripulación, para lo cual se usa hidróxido de litio que reacciona según la siguiente reacción:

2LiOH + CO2Li2CO3 + H2O El hombre exhala aproximadamente 924 g de CO2 por día. ¿Qué cantidad, en g de LiOH se debe llevar abordo de una nave espacial de un astronauta, para un viaje de 10 días. mat: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; Li = 7 g/mol; H = 1 g/mol

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2. En la producción de aluminio se parte de óxido de aluminio (Al2O3), que se obtiene del mineral bauxita.El óxido se reduce con carbono según la siguiente reacción:

2 Al2O3 + 3C 4Al + 3 CO2 ¿Cuántos gramos de aluminio se obtendrá a partir de 2.040 g del óxido? mmolec.:Al2O3 = 102 g/mol; mat Al= 27 g/mol 3. En una industria química de producción de ácido fosfórico (H3PO4) se hacen reaccionar 2 toneladas (t) defluorapatito [Ca5(PO4)3F] y 1,5 toneladas (t) de ácido sulfúrico (H2SO4). Según la reacción: Ca5(PO4)3F +5H2SO4 + 10H2O 5H3PO4 + 5CaSO4 + 2 H2O + HF, Determinar:

a) Reactivo limitante. b) Cantidad (t) de reactivo en exceso. c) Cantidad (t) de H3PO4 obtenido. mat: (Ca = 40; P = 31; O = 16; F = 19; S = 32; H = 1) g/mol

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4. El ácido sulfúrico se puede sintetizar a partir de la pirita de hierro (FeS2) de acuerdo con la siguientereacción química:

4FeS2 + 15O2 + 8H2O 2Fe2O3 + 8H2SO4 Se desea saber:

a) Nombre de los productos obtenidos en la reacción. b) ¿Cuántos gramos del ácido se obtienen a partir de 60 gramos de pirita de

hierro? c) ¿Cuántos gramos de oxígeno se necesitan para producir esa cantidad de

ácido? d) ¿Qué masa del otro producto se obtiene? mat: (H = 1; S = 32; O = 16; Fe = 56) g/mol

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5. El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea con agua para dar gas hidrógeno y unadisolución de hidróxido de sodio, NaOH. ¿Cuántos gramos de sodio metálico se necesitan para obtener7,81 g de hidrógeno según la siguiente reacción? mat: Na = 23 g/mol; H = 1 g/mol

2Na + 2H2O 2NaOH + H2 6. La esfalerita es un mineral de sulfuro de cinc (ZnS) y una fuente importante del metal cinc. El primer pasoen el procesamiento de la mena consiste en calentar el sulfuro con oxígeno para obtener óxido de zinc(ZnO), y dióxido de azufre, (SO2) ¿Cuántos kilogramos de gas oxígeno se combinan con 5.00 x 103 g desulfuro de zinc en esta reacción? mat: O = 16 g/mol; S = 32 g/mol; Zn =65 g/mol

2ZnS + 3O22ZnO + 2S02

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7. El cloruro de aluminio (AlCl3), se utiliza como catalizador en diversas reacciones industriales y se prepara apartir del ácido clorhídrico (HCl) y viruta de aluminio metálico. Si se hacen reaccionar 0,15 mol de Al con0,35 mol de HCl, calcula cuántos moles de AlCl3 se pueden preparar a partir de esta mezcla:

2Al + 6HCl2AlCl3 + 3H2 8. En plantas industriales nuevas hacen reaccionar metanol (CH3OH) con monóxido de carbono (CO) en presencia de un catalizador para producir ácido acético (CH3COOH) de acuerdo con la siguiente reacción:CH3OH + CO CH3COOH. Si se hacen reaccionar 0,47 moles de CH3OH con 0,36 moles de CO¿qué cantidad en moles de CH3COOH se obtendrá? ¿Para qué sirven? Para elaborar o fabricar todos los productos de la vida cotidiana como alimentos, medicinas, material de limpieza, etc., se debe conocer correctamente la proporción de cada uno de sus ingredientes, de allí que es sumamente importante saber realizar los cálculos para determinar dichas cantidades.

40

Tema III Soluciones

Clasificación de las soluciones

Sencillito

Solución es un material homogéneo de composición variable, pero limitada por la solubilidad y constituidas por una fase dispersante (que disuelve) denominada solvente (ste) y otra que se dispersa (que se disuelve) denominada soluto (sto). Estas fases pueden ser separadas por procesos físicos. Ejemplo ■ Se tiene una solución formada por CO2 y H2O. Indica soluto y solvente. ¿Qué tipo de

solución es?

Solución

Soluto (sto) es el dióxido de carbono (CO2) y el solvente es el agua (H2O). Es

unasolución de un gas en un líquido.

■ ¿Cómo se clasifican las soluciones?

Solución

Se clasifican por el estado físico de sus componentes y tomando en cuenta la

solubilidad del soluto en el solvente.

■ Se tiene una solución de hidróxido de potasio. ¿Quién representa cada una de las

fases? ¿Cómo seclasifica la solución?

Solución

La fase dispersa (soluto) es el hidróxido de potasio y la dispersante (solvente) el agua.

Por ser el hidróxido de potasio un sólido, se clasifica la solución como sólido enlíquido.

■ La solubilidad del hidróxido de sodio en 100 ml de agua es 144 g a temperatura de 5

ºC, si se agregan23 g del soluto en ese volumen de solvente. ¿Qué tipo de solución se

obtiene?

Solución

La solución será no saturada y diluida, por tener muy poca cantidad de soluto en

relación con su solubilidad a esa temperatura.

41

Actividades

1. Indica soluto y solvente para las siguientes soluciones:

a) Agua mineral = Soluto: _____________________ ; Solvente: ___________________

b) Hidrógeno en paladio = Soluto: __________________; Solvente: ________________

c) Amalgama (mercurio y oro) = Soluto: ________________; Solvente: _____________

2. Clasifica las siguientes soluciones por el estado físico de sus fases.

a) Agua mineral: __________________b) Azúcar en agua: ____________________

c) Bronce (cobre, cinc): __________________ d) Aire: ___________________________

e) Refresco: _______________________ f) Aire húmedo: _ _____________________

3. La solubilidad de la sal común a 50 ºC es 36,67 g en 100 ml de agua. Una ama de casa desea preparar unacomida para lo cual disuelve 102 g de sal en 250 ml de agua a 50 ºC. ¿La comida le quedará bien de sal? Justifica tu respuesta.

4. La solubilidad de la sacarosa (azúcar de caña) es 220 g a una temperatura de 20 ºC en 100 ml de agua, se prepara una solución empleando 1,5 litros de agua y 560 g de sacarosa. ¿Qué tipo de solución se obtuvo? 5. La solubilidad de la sacarosa a 50 ºC es 37 g en 100 ml de agua. ¿Cuál será la solubilidad a 30 ºC? 6. El fluoruro de sodio es utilizado como principio activo de los enjuagues bucales, su solubilidad a una temperatura de 20 ºC de 0,04 g/cm3. Determina la solubilidad de este compuesto a las temperaturas de 10 ºC, 25 ºC, 50 ºC y 60 ºC.

42

Solubilidad y factores que la afectan

Sencillito

La cantidad de la sustancia que se necesita para saturar 100 g de agua, a una temperatura dada, representa la solubilidad de la sustancia. Se encuentra afectada por la naturaleza del soluto y del solvente, el tamaño de las partículas, la temperatura y la presión. Ejemplo ■ A continuación se presentan varias proposiciones. Coloca dentro del cuadro una (V) si es verdadera ouna (F) si es falsa. Justifica tu respuesta. Solución a) En la mayoría de las sales la solubilidad aumenta con la temperatura. (V) Las sales son sólidas y en este estado físico la solubilidad aumenta cuando se incrementa la temperatura. b) La solubilidad de la sacarosa a 20 ºC es 220 g, cuando una solución se prepara con 120 g de ella es saturada. (F) Una solución será saturada a esa temperatura cuando se prepara con 220 g. c) La solubilidad a 20 ºC del NaCl es 36 g y del KNO3 es 32 g. a esta temperatura el NaCl es más soluble que el KNO3. (V) Porque se disuelve mayor cantidad de NaCl a esa temperatura. d) Al aumentar la temperatura el CO2 gaseoso es menos soluble que el NaCl (V) Los gases (CO2) disminuyen la solubilidad cuando aumenta la temperatura,mientras que en los sólidos (NaCl) generalmente será mayor la solubilidad. Actividades 1.-La siguiente tabla muestra la variación de la solubilidad con la temperatura para varias sustanciasgaseosas, en 100 g de agua y a presión 1 atmósfera.

Sustancia 0 ºC 25 ºC 50 ºC Nitrógeno 0,00294 g 0,00175 g 0,00122 g Oxígeno 0,00694 g 0,00393 g 0,00266 g

Hidrógeno 0,000192 g 0,000154 g 0,000129 g Dióxido de carbono 0,335 g 0,145 g 0,076 g Dióxido de azufre 22,83 g 9,41 g 0,076 g

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Responde las siguientes preguntas: a) ¿Cuál de los gases es más soluble en agua, a 25 ºC? ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ b) ¿En cuál de los gases varía más la solubilidad con la temperatura? ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ c) ¿En los gases cómo varía la solubilidad con la temperatura? ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ d) ¿Cuál de los gases es el segundo más soluble a 0 ºC? ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ e) ¿Cuál es el gas menos soluble en agua a temperatura de 50 ºC? ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________

44

Unidades químicas de concentración de soluciones

Sencillito

Cuando se toma en consideración la cantidad de soluto presente en una solución se habla de concentración, la que se expresa en unidades, que son físicas −% m/m; % m/v; % v/v− y químicas −molaridad (M); molalidad (m); normalidad (N); fracción molar (X) y partes por millón (ppm). Ejemplo ■ Interpreta las siguientes expresiones: Solución a) Una solución 3 molar: significa que existen 3 moles del soluto en 1 L de la solución. b) Una solución 3,5 molal: significa que existen 3,5 moles de soluto en 1 kg de la solución. c) Una solución 2 normal: significa que existen 2 equivalentes de soluto en 1 L de lasolución. ■ Se desea saber cuántos equivalentes existen en 56 g de H2SO4. mmolec. H2SO4 = 98 g/mol Solución Se determina la masa equivalente: meq = mmolec/nº H Por tratarse de un ácido

meq= 98 g / 2 = 49 g/eq Por tener 2 H el H2SO4 Esta meq significa que por cada 49 g hay un equivalente (1 eq) del ácido, entonces:1 eq / 49 g x 56 g = 1,14 eq de H2SO4 Una masa de 56 g de H2SO4 representa 1,14 eq del mismo.

■ Determinar cuántos equivalentes hay en 54 g de Al2(SO4)3.

mmolec Al2(SO4)3 = 342 g/mol Solución

Se determina la carga que será: a) Si tomamos el Al+3, es 3 x 2 = 6 El 3 es la carga y el 2 son los átomos de Al b) Si tomamos el sulfato (SO4

-2), es 2 x 3 = 6 El 2 es la carga y el 3cantidad de sulfato

meq = 342 g / 6 = 57 g/eq Lo que indica que 1 eq de la sustancia es igual a 57 g. 1 eq/57 g x 54 g = 0,95 eq

45

■ Determinar la concentración molar de una solución que contiene 1,25 g de nitrato de plata en 80 mL desolución. mat: (Ag = 107,87; N = 14; O = 16) g/mol Solución Datos: msto = 1,25 g AgNO3 80 mL = 0,08 L M = ? Cálculos: mmolecAgNO3 = (1 x 107,87 g/mol) + (1 x 14 g/mol) + (3 x 16 g/mol) = 185,87 g/mol Se utiliza para calcular moles del soluto.

1 mol sto/185,87 g x 1,25 g = 6,7 x 10-3 moles M = n/v = 6,7 x 10-3 moles/ 0,08 L = 0,08 M

Respuesta:Concentración = 0,08 M ■¿Qué cantidad de una disolución de sulfato de sodio (Na2SO4) al 8% m/m se necesita para tener 3 g de dicha sal? ¿Cuál es su molalidad?

mat = (Na = 23; S = 32; O = 16) g/mol Solución Datos: Csol = 8 % m/m msto = 3 g Na2SO4 msol = ? Cálculos:

mmolec. = (2 x 23 g/mol) + (1 x 32 g/mol) + (4 x 16 g/mol) = 142 g/mol 100 g sol./8 g sto x 3 g sto = 37,5 g sol mste = 37,5 g – 3 g =34,5 g ste = 0,035 kg ste nsto = msto/ mmolec = 3 g/142 g/mol = 0,0345 mol sto ≈ 0,04 mol sto 34,5 g ste = 0,035 kg = nsto/kg ste = 0,04 mol/0,035 kg =0,53 mol/kg

Respuesta:0,53 mol/kg ■ Se quieren preparar 100 ml de una disolución de hidróxido de sodio al 11% en peso y densidad 1,1 g/ml, ¿qué cantidad de soluto se necesita? ¿Cuál será su concentración expresada como molaridad, normalidad, molalidad y fracción molar?

mmolec. NaOH = 40 g/mol; mmolec. H2O = 18 g/mol Solución Datos: Vsol = 100 mL = 0,1 L Csol = 11 % m/m dsol = 1,1 g/mL msto= ? M = ? N = ? m = ? Xsto; Xste= ?

46

Cálculos:

d = m/v m = d.v msol = 1,1 g/mL x 100 mL = 110 g sol 11 g sto/100 g sol x 110 g sol = 12,1 g sto nsto = msto/ mmolec. sto = 12,1 g/40 g/mol = 0,3 mol sto M = nsto/vsol = 0,3 mol/0,1 L = 3 mol/L

meq = mmolec./nº OH-Por ser el soluto una base meq = 40 g/1 eq = 40 g/eq 1 eq/40 g x 12,1 g = 0,3 eq sto N = eq/vsol = 0,3 eq/0,1 L = 3 eq/L m = nsto/kg ste msol = msto + mstemste = msol - msto mste = 110 g – 12,1 g = 97,9 g ste = 0,0979 kg ste m = 0,3 mol/0,0979 kg = 3 mol/kg nste = 97,9 g/18 g/mol = 5,4 mol H2O Xsto = nsto/nt ; Xste = nste/nt nt = nsto + nste = 0,3 + 5,4 = 5,7 mol Xsto = 0,3/5,7 = 0,053 Xsto = 0,05 1 = Xsto + Xste Xste = 1 - Xsto Xste = 1 – 0,053 = 0,95 Xste = 0,95

Actividades 1.¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para preparar 2.000 ml de solución 0,20 M?

(mmolecNaCl = 58,5 g/mol)

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2. ¿Cuál es la normalidad de una solución que resulta de disolver 69,05 g de H2SO4 en 500 ml de solución?

(mmolec H2SO4 = 98 g/mol) 3. ¿Cuál es la normalidad de una solución de H3PO4 0,4 M?

( mmolec H3PO4 = 98 g/mol)

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4. Se han mezclado 400 mL de solución 0,6 M de una solución con 900 mL de solución 0,05 M del mismo soluto. Averiguar la concentración molar de la solución resultante. 5. ¿En cuántos gramos de agua deben disolverse 2,5 kg de sacarosa (C12H22O11) para que resulte una solución de concentración 3 mol/kg?

mat = (C = 12; H = 1; O = 16) g/mol

49

6. ¿Cuántos mL de ácido nítrico (HNO3) de densidad 1,42 g/mL y concentración 70 % en masa se necesitan para preparar 100 mL de una solución 3 eq/L?

mat: (H = 1; N = 14; O = 16) g/mol 7. La concentración de urea en la sangre de un paciente es 30 mg/100 mL. Si la masa molecular (peso molecular) de la urea es 60 g/mol, ¿cuál será la concentración molar?

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8. Calcular la concentración de una disolución de HCI del 2,5% en peso y densidad 1,01 g/ml, expresándola como molaridad, normalidad, molalidad y fracción molar.

mmolec. HCl = 36,5 g/mol; mmolec. H2O = 18 g/mol 9. ¿Qué volumen de solución 2,04 mol/L se puede preparar con 5 g de ácido fosfórico?

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

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10.Un frasco de ácido sulfúrico concentrado indica que el contenido es un 92 % en masa y densidad 1,83 g/mL.

a)¿Cuál es su concentración en mol/L; eq/L y mol/kg. b) ¿Cuántos g del ácido concentrado se necesitan para preparar 200 mL de una

solución 0,2 mol/L?

11.Calcular la molalidad y la molaridad de una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) cuya densidad es 1,6 g/mL al 5 % m/m. mat = H = 1 g/mol; S = 32 g/mol; O = 16 g/mol

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12.El elixir Donnatal, que se utiliza como antiespasmódico y sedante, es una solución 0,27 % m/v de fenobarbital (C12H12N2O3). Si se compra este medicamento en un envase de 120 mL, ¿cuál es su concentración molar? 13.Con 4 g de sulfato de aluminio [Al2(SO4)3] se han preparado 200 mL de solución. Calcular las concentraciones en eq/L y mol/L para la solución.

mat: (Al = 27; S = 32; O = 16) g/mol

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Propiedades Coligativas Sencillito Son las propiedades de las soluciones que dependen de la concentración de las partículas que la componen (soluto) y no de su naturaleza. Estas son disminución de la presión de vapor, disminución del punto de congelación, elevación del punto de ebullición y la presión osmótica. Cuando el soluto es electrolítico se deben corregir estas propiedades utilizando el factor “i”. Ejemplo ■ Calcular la disminución de la presión de vapor de una solución que contenga 100 g de azúcar (C12H22O11) en 500 g de agua a 25 ºC (la presión de vapor del agua a 25 ºC es de 23,76 mm Hg). ¿Cuál es la presión de vapor de la solución?

mmolec C12H22O11 = 342 g/mol Solución Datos: msto = 100 g mste = 500 g T = 25 ºC Pste = 23,76 mm Hg Psol= ? Cálculos:

ΔP = Pste . Xsto Ley de Raoult para descenso de la presión Xsto = nsto/nt nt = nsto + nste mmolec = g/ n n = g/ mmolec nsto = 100 g/342 g/mol nsto = 0,29 mol; nste = 500 g/18 g/mol mmolecH2O =18 g/mol nste = 27,78 mol nt = 0,29 + 27,78 = 28,07 mol Xsto = 0,29/28,07 = 0,01

ΔP = Pste . Xsto = 23,76 mm Hg x 0,01 = 0,25 mm Hg ΔP = Pste – Psol Psol = Pste–ΔP Psol = 23,76 mm Hg – 0,25 mm Hg = 23,51 mm Hg Respuesta:La presión de vapor es 23,51 mm Hg

■Define presión osmótica Solución: Es la presión mecánica que debe aplicarse a una solución para impedir el paso del solvente (disolvente) a través de una membrana semipermeable hacia ella.

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■ Se prepara una solución disolviendo 3,6 g de sacarosa (C12H22O11) en 400 g de agua. ¿Cuál es el punto de ebullición de la solución? mmolec C12H22O11 = 342 g/mol Solución Datos: Cálculos: Te (ste) = 100 ºC ΔTe = Te (sol) - Te (ste) Te (sol) = Te (ste) + ΔTe msto = 3,6 g ΔTe = m x ke Ke= constante ebulloscópica = 0,52 ºC/m mste = 400 g = 0,4 kg m = nsto/kgstensto = msto/ mmolec = 3,6 g/342 g/mol = mmolec sto = 342 g/mol = 0,01 mol mmolec ste = 18 g/mol m = 0,01 mol/0,4 kg = 0,03 mol/kg Te (sol) = ? ΔTe = 0,03 m x 0,52 ºC/m = 0,02 ºC

Te (sol) = 100 ºC + 0,02 ºC = 100,02 ºC Respuesta:100,02 ºC

■ Calcular el punto de congelación, a 760 mm Hg, de una solución de 2,60 g de urea, [CO(NH2)2] en 50 g de agua. mmolec (urea) = 60 g/mol Solución Datos: Cálculos: P = 760 mm Hg ΔTc = Tc (sol) + Tc (ste) Tc (sol) = Tc (ste) - ΔTc msto = 2,60 g ΔTc = m x kc Kc = constante crioscópica = 1,86 ºC/m mste = 50 g = 0,05 kg m = nsto/kgstensto = msto/ mmolec = 2,6 g/60 g/mol = 0,04 mol Tc (ste) = 0 ºC m = 0,04 mol/0,05 kg = 0,8 mol/kg Tc (sol) = ? ΔTc = 0,8 m x 1,86 ºC/m = 1,5 ºC Tc (sol) = 0 ºC - 1,5 ºC = - 1,5 ºC

Respuesta: - 1,5 ºC

■ Calcular la presión osmótica a 25 ºC (298 k) de una solución de 52,5 g de azúcar (C12H22O11) en un litro de solución. mmolec C12H22O11 = 342 g/mol Solución Datos: Cálculos: T = 25 ºC π = M.R.T R = constante de los gases = 0,082 atm.l/K.mol msto = 52,56 g T = 25 + 273 = 298 K; nsto = 52,56 g/342 g/mol = 0,15 mol vsol= 1 L M = nsto/vsol = 0,15 mol/1 L = 0,15 mol/L π = ? π = 0,15 mol/L x 0,082 atm.L/K.mol x 298 K = 3,66 atm

Respuesta:3,66 atm

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Actividades 1.¿En qué volumen de solución hay que disolver 25 gramos de un soluto de masa molecular (peso molecular) 60 g/mol para que su presión osmótica a 25 ºC sea de 3,5 atmósferas? 2.Calcular el punto de ebullición de una solución que contiene 3 g de NaCl en 700 g de agua si el factor “i” es 1,9. mat: (Na = 23; Cl = 35,5) g/mol

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3. Una solución contiene 2 g de sacarosa, disueltos en 100 g de agua a 25 ºC (la presión de vapor del agua a 25 ºC es de 23,76 mm Hg). Calcular:

a) Disminución de la presión de vapor. b) El punto de congelación de la solución. c) El punto de ebullición de la solución.

mmolec (sacarosa =342; agua = 18) g/mol. 4. Una solución contiene 4,5 g de un compuesto B disueltos en 1 litro de agua. La presión osmótica es 30 mm Hg a 15 ºC. Calcular el peso molecular de B.

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5. A 50 ºC se tiene una solución formada por 1,26 g de naftaleno (C10H8) en 25 g de benceno (C6H6). Calcular la presión de vapor de la solución.

mat: (C = 12; H = 1) g/mol;Pste = 270 mm Hg 6. Una solución de volumen 1.500 mL contiene 100 g de soluto y ejerce una presión osmótica de 6 atmósferas a 30 ºC. Determinar la masa molecular del soluto.

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Valoración volumétrica (titulación) Sencillito Es un proceso químico que consiste en determinar la concentración de una solución (problema) a partir de otra de concentración perfectamente conocida (patrón). Para lograr el objetivo al alcanzar el punto final (nac = nb; eqac = eqb) se emplea la fórmula siguiente: Cac x Vac = Cb x Vb. Ejemplo ■¿Cuántos mL de hidróxido de potasio de concentración 0,78 M serán necesarios para neutralizar 4,67 L de ácido sulfúrico 0,34 molar? Solución Datos: Cálculos: Cb = 0,78 M Cac x Vac = Cb x Vb Vb = (Cac x Vac )/Cb Vb= ? Vb = (0,34 M x 4,67 L) /0,78 M = 2,03 L Cac = 0,34 M Vac = 4,67 L Respuesta:Vb = 2,03 L Actividades 1. Se necesitan 22,3 mL de NaOH 0,24 M para neutralizar una muestra de 50 mL de vinagre, que es una solución de ácido acético en agua. Calcular el ácido acético en el vinagre.

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2. Para neutralizar 568 mL de hidróxido cúprico [Cu(OH)2] se necesitaron 234 mL de ácido clorhídrico (HCl), preparado empleando 45 g del ácido para un total de 4 L. ¿Cuál es la concentración del hidróxido? Masas atómicas: (H = 1; Cl = 35,5) g/mol 3. Para valorar 324 mL de ácido bromhídrico de concentración 0,89 N se necesitaron 568 mL de hidróxido de sodio. ¿Cuántos gramos del hidróxido fueron utilizados?

Masas atómicas: (H = 1; O = 16; Na = 23) g/mol 4. Para neutralizar 528 mL de ácido clorhídrico se necesitaron 251 mL de solución de hidróxido de sodio, preparada con 24 g del soluto para un volumen de 1 litro. ¿Cuál es la concentración del ácido? Masa molecular NaOH = 40 g/mol

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5. Durante la organización de un laboratorio de química se encontró un frasco de 250 g lleno de una sustancia líquida y la etiqueta semidestruida donde se podía leer lo siguiente: composición centesimal 54,05 % de calcio; 43,24 % de oxígeno y 2,7 % de hidrógeno; masa molecular (peso molecular) 74 g /mol. Para identificarla se preparó una muestra de 20 mL, se le midió la densidad, obteniéndose 2,34 g/ml, luego se tituló con HCl 2M, consumiéndose 35 mL de él. Sobre la base de la información, determina:

a) Fórmula de la sustancia.b) Concentración de la solución. Nota: Utiliza la tabla periódica para las masas atómicas de los elementos. 6. Para valorar 15 mL de ácido fosfórico se utilizó Dihidróxido de calcio, obteniéndose una sal y agua. Si la concentración de la base es 3 N y se consumieron 20 mL de la base, se desea saber: a) Ecuación balanceada de la reacción. b) Nombre de la sal obtenida. c) ¿Cuál es la concentración normal del ácido? ¿Para qué sirven? Todos los productos empleados por el humano son a base de soluciones; cuando un médico indica una medicina a un paciente lo hace en función de las soluciones, ya que la misma se disolverá en el torrente sanguíneo.

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Tema IV Rapidez de reacción Sencillito Cuando se realiza un cambio químico (reacción química) su velocidad de reacción química se caracteriza por el cambio en las concentraciones de las sustancias reaccionantes en la unidad de tiempo. Ejemplo ■ La rapidez de una reacción es de 0,450 mol/s. ¿Cuánto tiempo, en segundos, será necesario para que se consuman 0,323 mol de los reactivos? Solución Datos: Cálculos: Vr = 0,450 mol/s Vr = n/t t = n/Vr t = ? t = 0,323 mol/0,450 mol/s = 0,72 s n = 0,323 Respuesta:t = 0,72 s ■ Al hacer reaccionar 25 g de cinc con ácido clorhídrico se observa que la reacción ocurre en 20 segundos. ¿Cuál es la rapidez de reacción? mat Zn = 65,3 g/mol Solución Datos: Cálculos: mZn = 25 g Vr = n/t t = 20 s mat Zn = mZn/nZn nZn = mZn/mat = 25 g/65,3 g/mol Vr= ? nZn = 0,38 mol Vr = 0,38 mol/20 s = 0,019 mol/s

Respuesta:Vr = 0,019 mol/s ■ La reacción de estaño con ácido clorhídrico ocurre con una rapidez de 0,003 mol/s y tarda 65 segundos. ¿Qué masa del metal reaccionó con el ácido? Mat Sn = 118,69 g/mol Solución Datos Cálculos: Vf = 0,003 mol/s Vf = n/t n = Vf x t nSn = 0,003 mol/s x 65 s = 0,195 mol t = 65 s mat = m/n m = mat x n = 118,69 g/mol x 0,195 mol mSn = 23,15g Respuesta:Masa de Sn es 23,15 g

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Actividades 1. Se tienen dos tubos de ensayo, cada uno con ácido sulfúrico. Al primero se le dejan caer 3 g de cinta de magnesio y al segundo 3 g de cobre. Al culminar las reacciones el tiempo en el primer tubo fue de 100 s y el del segundo 300 s. ¿Cuál es la rapidez de reacción en cada tubo? mat: (Mg = 24; Cu = 65,5) g/mol 2. Una cinta de magnesio tiene una masa de 3,5 g y tardó 8 minutos y 10 segundos en disolverse en ácido clorhídrico. Calcular la rapidez de la reacción. matMg = 24 g/mol ¿Para qué sirven? Existen muchas reacciones que ocurren en la vida diaria, unas son rápidas, hasta explosivas, y otras muy lentas. Resulta de importancia conocer qué tan rápido se pueden combinar sustancias para obtener otra(s).

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Tema V Equilibrio químico Constante de equilibrio Sencillito El equilibrio químico se alcanza solamente en las reacciones reversibles y cuando la rapidez de la reacción directa se hace igual a la rapidez de la reacción inversa. La constante de equilibrio es la relación entre las concentraciones de los productos y las concentraciones de los reaccionantes (Keq = [productos]/[reaccionantes]). Ejemplo ■ Indica la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones:

a)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) b) 2Na(s) + 2HCl(l) 2NaCl(s) + H2(g)

Solución

a) keq = [NH3]2 / [N2] [H2]3 b) keq = [H2] / [HCl]2

■ Para la reacción 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g), se encontró que en un vaso de 1 litro se alcanzó el estado de equilibrio cuando el vaso contiene 0,4 moles de SO2; 0,6 moles de O2 y 1,2 moles de SO3. ¿Cuál es la constante de equilibrio? Solución Datos: Vsol = 1 L n (SO2) = 0,4 mol n(O2) = 0,6 mol n (SO3) = 1,2 mol Keq = ? Cálculos: Keq = [SO3]2 / [SO2]2 .[O2] Para la Keq se consideran solamente las sustancias

gaseosas y líquidas. [SO3] = 1,2 mol/1 L = 1,2 mol/L; [SO2] = 0,4 mol/1L = 0,4 mol/L [O2] = 0,6 mol/1L = 0,6 mol/L Keq = (1,2 mol/L)2 / (0,4 mol/L)2(0,6 mol/L)

Keq = 1,44 (mol/L)2 / 0,16 (mol/L)2 . 0,6 mol/L = 15 (mol/L)-1

Respuesta:15 (mol/L)-1

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■ Dada la ecuación A(g) + B(g) C(g) + 2D(g) se colocan 3 moles de A y 2 moles de B en un recipiente de 0,9 litros; en el equilibrio hay 0,4 moles de C en el recipiente. Calcula la constante de equilibrio para la reacción. Solución Datos: nA = 3 mol nB = 0,2 mol Vsol = 0,9 L nC = 0,4 mol Keq= ? Cálculos:

A(g) + B(g)C(g)+ 2D(g) Inicial: CA CB Keq = [C][D]2 / [A][B] Equilibrio:(CA – α) (CB – α) α 2α α = 0,4/0,9 = 0,4 M [A] = 3 mol/0,9 L; [B] = 2 mol/0,9 L; [C] = 0,4 mol/0,9 L; [D] = 2(0,4)mol/0,9 L [A] = 3,3 M; [ B] = 2,2 M; [C]eq = 0,4 M; [D]eq = 0,8 M [A]eq = (3,3 - 0,4) M; [B]eq = (2,2 – 0,4) M; [C]eq = 0,4 M; [D]eq = 0,8 M [A]eq = 2,9 M; [B]eq = 1,8 M

Keq = (0,4 M)(0,8 M)2 / (2,9 M)(1,8 M) = 0,26 M3 / 5,22 M2 = 0,05 M Respuesta:Keq = 0,05 M

■ Dado que la constante de equilibrio es 1,03 x 10-3 M a 750 ºC para la reacción de descomposición del ácido sulfhídrico en hidrógeno y azufre todos gaseosos, se desea conocer la cantidad de moles de azufre existentes en equilibrio en un recipiente de 3,68 litros donde hay 1,63 moles del ácido y 0,864 moles de hidrógeno. Solución Datos: Keq = 1,03 x 10-3 nH2S = 1,63 nS = ? Vsol = 3,68 L nH2 = 0,864 Cálculos:

H2S(g)H2(g) + S(g) Keq = [H2][S]/[H2S] [S] = Keq. [H2S]/[H2] [H2S]eq= 1,63 mol/3,68 L = 0,44 M; [H2] = 0,864 mol/3,68 L = 0,24 M [S] = (1,03 x 10-3)0,44 M/0,964 M [S] = 5,2 x 10-4 mol/L nS = 5,2 x 10-4 mol/L x 3,68 L =1,9 x 10-3 mol

Respuesta:1,9 x 10-3 mol

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Actividades 1. Escribe la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones: a)N2O4(g) 2NO2(g) ______________________________________________

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

c)4HCl(g) + O2(g) 2Cl2(g) + 2H2O(g) ________________________________________

d)PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) _______________________________________________

e)HCl(g) + O2(g) Cl2(g) + H2O(l) ___________________________________________

f)CH3OH(g) CO(g) + 2H2(g) __________________________________________

g)H2(g) + I2(g) 2HI(g) ________________________________________________

2. En un recipiente de 1 litro se colocan 9 mol de NO y 6 mol de O2 a una temperatura de 750 ºC. Al alcanzar el equilibrio de acuerdo a la ecuación 2NO(g) + O2(g)2NO2(g)

existen 8,8 mol de NO2. ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio? 3. La reacción N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) se realiza a la temperatura de 400 ºC en un recipiente de 10 litros, al alcanzar el equilibrio se encuentran las siguientes concentraciones [N2] = 0,31 M; [H2] = 0,5 M; [NH3] = 0,14 M. ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio a esta temperatura?

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4. Se tiene la siguiente reacción química: CO(g) + H2O(g) H2(g) + CO2(g) que se lleva a cabo en un recipiente cerrado de 1 litro y contiene inicialmente 1 mol de CO y 1 moles de H2O. Se calienta hasta conseguir la temperatura de 1.000 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio se halla que se han obtenido 0,558 moles de H2 y 0,558 moles de CO2. Calcula Keq. 5. ¿Qué concentración molar debe tener el NO2 en el equilibrio; 2 NO2(g) N2O4(g) si la [N2O4] = 5,0 M y la Keq = 50?

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6. En un recipiente metálico de 2 litros se introducen 28 gramos de N2 y 3,23 gramos de H2. Se cierra y se calienta a 350 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 5,11 gramos de NH3. Calcular el valor de Keq de la reacción de síntesis del amoníaco a dicha temperatura. 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) mmolec: (H2 = 2; N2 = 28; NH3 = 17) g/mol 7. Para la reacción: CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) el valor de la Keq es 1,9. En el equilibrio existen 0,25 M de CO y 0,3 M de H2O, ¿cuáles serán las concentraciones del CO2 y el H2?

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Principio de Le Chatelier Sencillito Cuando un sistema está en equilibrio, un cambio en las propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio. Ejemplo ■ Responde las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuáles son los factores que pueden afectar el equilibrio químico? Solución Los factores que afectan un equilibrio químico son la temperatura, cambio en las concentraciones de las sustancias involucradas y la presión.

b) Para la reacción N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) H = -92 kcal, ¿Qué ocurre al variar la temperatura?

Solución En esta reacción la directa es exotérmica, mientras que la inversa es endotérmica. Si se aumenta la temperatura del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido de consumir el calor (hacia la izquierda), aumentando las concentraciones de N2 e H2. Si se disminuye la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la derecha aumentando la concentración de NH3.

c) ¿Cómo afecta la concentración el equilibrio químico? Solución El aumento de la concentración de cualquier componente de un sistema da lugar a una acción que tiende a consumir parte de la sustancia agregada.

d) ¿Cómo afecta la variación de la presión el equilibrio químico? Solución Si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, este se desplazará de forma que se disminuya el volumen lo mayor posible, es decir, en el sentido que alivie la presión y en caso contrario se desplaza hacia el lado donde aumente el volumen, este efecto es aplicable solamente a las sustancias en estado gaseoso.

e) ¿Cuál(es) factor(es) afectan el valor numérico de la constante de equilibrio? Solución El único valor que afecta el valor numérico de la constante de equilibrio es la variación de la temperatura. ■ Sea la reacción en equilibrio: 2H2O(g) 2H2(g) + O2(g) H = -117,4 kcal. ¿Cómo se puede aumentar la descomposición del agua? Solución Se logra disminuyendo la presión y la temperatura del sistema.

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Actividades 1. Para preparar hexeno (C6H12) se hace reaccionar benceno con hidrógeno según la siguiente reacción: C6H6(g) + H2(g) C6H12(g) + 206 kcal. ¿En qué dirección se desplaza el equilibrio cuando ocurren los siguientes cambios? a) Se incrementa la concentración de benceno (C6H6). b) Disminución de la concentración de hidrógeno. c) Incremento de la concentración de hexeno (C6H12). 2. Indica el efecto sobre las siguientes reacciones al aumentar la temperatura y la presión. Justifica tu respuesta. a)4HCl(g) + O2(g) 2Cl2(g) + 2H2O(g) - kcal b)PCl5(g) Cl2(g) + PCl3(g) - kcal c)CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) + 10 kcal 3. Si se desea aumentar la producción de dióxido de nitrógeno en el siguiente sistema en equilibrio, N2O4(g) 2NO2(g) - 14 kcal. ¿Qué se debe hacer?

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4. En el sistema en equilibrio 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) + 23 kcal. ¿Qué le ocurre si se disminuye la presión? 5. En un sistema en equilibrio ¿qué ocurrirá con la constante de equilibrio si se aumenta la concentración de los reaccionantes? 6. La reacción de obtención de amoníaco es N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)+ calor. ¿Qué condiciones serán necesarias para sintetizar la mayor cantidad del producto sin aumentar los reactivos? 7. El tricloruro de fósforo reacciona con cloro para dar pentacloruro de fósforo según la siguiente reacción: PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) – 88 kJ / mol. Una vez alcanzado el equilibrio químico, explica cómo se modificará el mismo si: a) Se aumenta la temperatura. b) Se disminuye la presión total. c) Se añade gas cloro. d) Se introduce un catalizador adecuado. ¿Para qué sirven? En la industria es muy utilizado el equilibrio químico para obtener los productos deseados.

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Tema VI Equilibrio iónico Ácidos y bases Sencillito Para Arrhenius, un ácido se define “como una sustancia que en el agua produce iones H3O+ (abreviado como H+) mientras que una base es toda sustancia que en solución acuosa produce iones OH-". Para Brönsted-Lowry, el ácido es una especie (ion o molécula) que dona un protón y la base es una especie que acepta el protón. Ejemplo ■ Indica la expresión de las constantes de equilibrio para las reacciones de ácidos y bases. a) Para ácidos monopróticos (son los que poseen un solo hidrógeno) Solución

HX H+ + X- Kac = [H+] [X-] / [HX] b) Para ácidos polipróticos (con más de un hidrógeno) Solución

H2X H+ + HX- Kac1 = [H+] [HX-] / [H2X] HX- H+ + X- Kac2 = [H+] [X-] / [HX-]

c) Para las bases: Solución

MOH M+ + OH- Kb = [M+] [OH-] / [MOH] ■ Identifica el par ácido-base conjugado en la siguiente reacción:

CH3COO- + HCN CH3COOH + CN Solución

CH3COO-+ HCN CH3COOH + CN base 1 ácido 2 ácido 1 base 2

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Actividades 1. Escribe la ecuación de los pares conjugados de las siguientes bases: a) HS- b) H2PO4

- 2. Escribe la ecuación de los pares conjugados de los siguientes ácidos: a) HSO3

- b) H3PO4 3. Para las siguientes reacciones, indica los pares conjugados: a) HBr + H2O H3O+ + Br- b) H2O + NH3 OH- + NH4

+

c) H2SO4 + H2O HSO4

- + H3O+ d) CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ _______________________________________________________________________ e) H2PO4

- + H2O H3PO4 + OH- f) CO3-2 + H2O HCO3

- + OH- _______________________________________________________________________ 4. Escribe las constantes de equilibrio para las siguientes reacciones: a) HSO3

- + H2O SO3-2 + H3O+ b) H2SO4 + H2O HSO4

- + H3O+ _______________________________________________________________________ c) H2PO4

- + H2O H3PO4 + OH- d) NH3 + H2O NH4+ + OH-

_______________________________________________________________________

73

Ionización del agua, pH y pOH Sencillito El agua líquida se ioniza de la siguiente manera: H2O H+ + OH-; por ser un equilibrio posee una constante denominada constante de ionización del agua Kw y se representa como Kw = [H+][OH-] y su valor es 1,0 x 10-14. El pH es la escala para medir el grado de acidez de una sustancia y el pOH es la escala para medir el grado de basicidad de las sustancias. Ejemplo ■ Responde las siguientes cuestiones: a) ¿Cuáles son las fórmulas para determinar el pH y el pOH? Solución pH = - log [H3O+] = - log [H+] [H3O+] se representa como [H+] pOH = - log [OH-] b) ¿Qué es un electrolito? Solución Son sustancias que en solución acuosa conducen corriente eléctrica. Estos pueden ser ácidos, bases o sales y su disolución puede ser total o parcial. c) ¿Cómo se clasifican los electrolitos? Solución Cuando ellos se disuelven totalmente se denominan fuertes y si lo hacen parcialmente se llaman débiles. d) ¿Cómo se reconocen los electrolitos fuertes y débiles? Solución Observándose el valor de su Keq, si esta es mayor de 10-5 y pK pequeño se considera fuerte y cuando es menor o igual y pK grande será débil. e) Explica la escala de pH. Solución La escala toma valores que van del 1 al 14; cuando el pH es menor de 7 y su pOH mayor de 7 la sustancia es un ácido y si el pH es mayor de 7 con el pOH menor de 7 la sustancia es una base.

74

■ Calcula la [OH-] en una solución en donde [H+] es 5,0 x 10-4 M. ¿Cuál es el pH? Solución Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14 [OH-] =[H+]/Kw = 5,0 x 10-4 M/1,0 x 10-14

[OH-] = 5 x 1010 M pH = - log [H+] = - log 5,0 x 10-4 pH = 10,7 ■ Una solución de ácido acético CH3COOH de 0,5 M, está ionizada en un 2,5 %. Calcula la constante de ionización. Solución CH3COOH CH3COO- + H+ Kac = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH] α = % / 100 Kac = α2 / C Por ser un ácido débil α = 2,5/100 = 0,025 Kac = 0,0252/0,5 = 1,25 x 10-3

Kac = 1,25 x 10-3

■ Calcula el pH y pOH de una disolución de KOH 1 M que está disociada en un 80 %. Solución

KOH K++ OH- α = % / 100 80/100 = 0,8 (1 – α) α α [OH] = α pOH = - log (0,8) = 0,1

pOH = 0,1 14 = pH + pOH Por definición de ionización del agua pH = 14 – pOH pH = 14 – 0,1 = 13,9

pH = 13,9 Actividades 1. ¿Cuál es el pH de una disolución de HCl 0.0025 M? 2.Calcula el pH y pOH de una disolución de ácido nítrico 0,005 M.

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3. Calcular [H+] y [OH-] de una disolución cuyo pH es 11,5. 4. Determina el pH de una solución preparada con 0,05 mL de HNO316 molar, que se mezcla con agua para obtener un volumen de 1 litro. 5. Calcular la [OH-] en una solución en donde [H+] es 5,0 x 10-4 M. 6. Clasifica las siguientes sustancias como ácidos o bases: a) Agua de mar pH = 8: _________________ b) Amoníaco pH = 11,8: ______________

c) Refrescos pH = 1,8: ______________ d) Huevos frescos pH = 7,8: ________________

e) Jugo gástrico pH = 1,6: _______________ f) Leche pH = 6,9: ____________________

g) Leche de magnesia pH = 10,5: _____________ h) Orina humana pH = 6: __________

i) Pasta de dientes pH = 9,9: _____________ j) Saliva (al comer) pH = 7,2: ___________

k) Sangre humana pH = 7,4: _______________ l Tomates pH = 4,2: ________________

m) Vino pH = 3,5: _ __________________ n) Cerveza pH = 4,1: ___________________

ñ Café negro pH = 5: _ ________________ o) Vinagre pH = 2: _____________________

p) Limpiador de horno pH = 13: ___________ q) Bicarbonato pH = 9: _______________

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7. El pH de un zumo de limón es 3,4. Suponiendo que el ácido del limón se comporta como un ácidomonoprótico (HA) con constante de acidez Kac = 7,4 x 10-4, calcula:

a) La concentración de HA en ese zumo de limón. b) El volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,005 M necesaria para

neutralizar 100 mL del zumode limón. 8. La constante de disociación de un ácido débil monoprótico es 1 x 10-4. Calcula el porcentaje dedisociación, si la concentración del ácido es 0.01 M

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9. El análisis de cierta muestra de agua de lluvia dio una concentración de H+ de 1 x 10-3 M.

a) ¿Cuál es la concentración de OH-? b) ¿Cómo es la muestra?

10.Una disolución de un ácido monoprótico en concentración 10-2 M, se encuentra ionizado en un 3%. Calcula:

a) El pH de la disolución. b) La constante de disociación de dicho ácido.

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11.El ácido láctico (CH3CHOHCOOH) responsable del sabor de la leche agria, posee una Kac = 8,4 x 10-4, parauna muestra de leche agria de concentración 0,1 M. ¿Cuál será su pH? 12.El ácido fórmico (CHCOOH) es el responsable de la quemadura producida por la picadura de las hormigas,si se disuelven 4 g del ácido para un volumen de solución de 1 litro, el pH resultante es 2,4. ¿Cuál será laKac para el ácido?

mat: (C = 12; H = 1; O = 16) ¿Para qué sirven? Muchas operaciones en la industria dependen de [H+] para la preparación de productos lácteos, medicinas, alimentos, textiles, etc. El desarrollo de las plantas necesita un correcto pH en el suelo. El organismo humano depende para su buen funcionamiento de la correcta concentración.

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Tema VII Reacciones de óxido-reducción Agente oxidante y agente reductor Sencillito Las reacciones de óxido-reducción son aquellas en las que existe transferencia de electrones de un elemento a otro. El elemento que pierde electrones se le denomina agente reductor y el que lo gana es el agente oxidante. Ejemplo ■ Define los siguientes términos: a) Número de oxidación: Solución Indica la ganancia o pérdida de electrones por parte de un elemento durante lareacción química. Si es positivo representa la cantidad de electrones que perderá ocederá durante el cambio y de ser negativo implica la cantidad de electrones queaceptará o ganará durante el cambio. b) Oxidación: Solución Es la reacción química que ocurre con pérdida de electrones y que se reconoce por un aumento del número de oxidación de la especie (elemento) que se oxida. c) Reducción: Solución Es la reacción química que se lleva a efecto con ganancia de electrones y que sereconoce por la disminución del número de oxidación de la especie que se reduce. d) Electrolito: Solución Es toda partícula que presenta carga eléctrica. e) Anión: Solución Es el electrolito con carga negativa. f) Catión: Solución Es el electrolito con carga positiva. g) Semireacción: Solución Son las reacciones de oxidación y reducción que forman una reacción de óxido reducción.

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■ Señala las reglas para determinar el número de oxidación de los elementos en un compuesto químico. Solución Son: 1. Los elementos en su estado natural tienen número de oxidación 0. Ejemplo: Na, Fe, Cl2, H2. 2. El oxígeno en los compuestos posee número de oxidación -2. 3. El hidrógeno en compuesto posee número de oxidación +1, con excepción de los hidruros (combinación del hidrógeno con un metal), en cuyo caso presenta número de oxidación -1. 4. El número de oxidación de los iones monoatómicos es igual a su carga. 5. Los metales alcalinos y los alcalino-térreos poseen número de oxidación +1 y +2 respectivamente. 6. Para las moléculas neutras la suma de sus números de oxidación debe ser igual a 0, ejemplo: H2CO3; Na3PO4 7. Para los iones di o triatómicos la suma de sus números de oxidación debe ser igual a su carga eléctrica, ejemplo: SO3

-2; HCO3-

■ Determina el número de oxidación de los elementos en las siguientes sustancias: a) H3PO4 = H3

+1P+5O4-2

Solución Para conocer el del P se aplicó: 3.(+1) + X + 4.(-2) = 0 se despeja X y queda: X = + 8 - 3 = +5 que es el número de oxidación del P. b) SO4

-2 = (S+6O4-2)-2

Solución La suma de los números de oxidación debe ser igual a -2 que es la carga del anión. Se aplica para saber el del S: X + 4(-2) = -2 X = 8 – 2 = +6 ■ Para la reacción química Fe + HCl FeCl2 + H2 señala:

a) Agente reductor y agente oxidante. b) Semireacción de reducción y de oxidación.

Solución Se determina el número de oxidación de los elementos.

Fe0 + H+1Cl-1 Fe+2Cl2-1 + H2

0 Se aplican las reglas Semireacción de oxidación: Fe - 2e-Fe+2 (Fe agente reductor) Semireacción de reducción: H+1 + e- H2

0(H agente oxidante)

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Actividades 1. Determina el número de oxidación de los elementos en las siguientes sustancias: a) NaOH: ______________________ b)Ca3(PO4)2: ___________________________

c) HIO4:________________________ d) Ag2CrO4: ____________________________

e) (NH4)2SO4: ___________________ f) K2O: _______ ________________________

g) K2H2Sb2O7: ___________________ h) HBrO: ______________________________

i)Fe2(CO3)3: ____________________ j) MgSO3: _____ _________________________

k) FeCO3: ______________________ l)BaSO3: _ _____________________________

m)NO2-: ______________________ n)NH4

+: _ ___________________________

ñ)Fr2CO3: _____________________ o)KMnO4: _ ________________________

2. En las siguientes reacciones indica cuál elemento se oxida y cuál se reduce: a) Cu + 2Ag+Cu+2 + 2Ag Se oxida: ___________Se reduce: _____________

b) Mg + Fe+2Mg+2 + Fe Se oxida: ___________Se reduce: _____________

c) Cr+6 + Fe+2Cr+3 + Fe+3 Se oxida: ___________Se reduce: _____________

d) Zn + Mn+7Zn+2 + Mn+4 Se oxida: ___________Se reduce: _____________

e) Cr+6 + S-2Cr+3 + S Se oxida: ___________Se reduce: _____________

f) Fe + NI+3Fe+2 + Ni+2 Se oxida: ___________Se reduce: _____________

3. Indica si las siguientes reacciones son de óxido-reducción; para las reacciones redox indica agenteoxidante y agente reductor: a) Nitrato de plata + ácido clorhídrico cloruro de plata + ácido nítrico b) Cobre + ácido nítrico Dióxido de nitrógeno + nitrato de cobre (II) + agua c) Cloro + hidróxido de sodio cloruro de sodio + hipoclorito de sodio + agua d) Ácido clorhídrico + hidróxido de sodio cloruro de sodio + agua

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4. Señala el número de electrones ganados o perdidos cuando el elemento cambia su número de oxidación de la manera indicada a continuación: a) +1 a -1: _ ___________________ b) -1 a +5: __ ___________________________

c) -2 a 0: ____________________ d) -1 a +1: ______ _______________________

e) -5 a -2: ____________________ f) +6 a +3: _____________________________

g) 0 a +2: ____________________h) +3 a +1: _____________________________

i) +1 a +6: ___________________ j) -3 a +5: __________ ____________________

k) +1 a +6: ___________________ l) -3 a +5: ______________________________

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Balanceo por cambio de número de oxidación

Sencillito

Las reacciones redox deben cumplir con la ley de Lavoisier, para ello se deben igualar las cantidades de reactivo con las de los productos. Uno de los métodos es el de cambio de número de oxidación, para aplicarlo hay que revisar los números de oxidación de cada elemento en la ecuación para posteriormente saber qué especie se oxidó y cuál se redujo. Ejemplo

■ Balancea por el método de cambio de número de oxidación la siguiente reacción redox:

NaClO + AgNO3NaNO3 + AgClO3 + AgCl

Solución 1. Se indican los números de oxidación:

Na+1Cl+1O-2 + Ag+1N+5O3-2Na+1N+5O3

-2 + Ag+1Cl+5O3-2 + Ag+1Cl-1

2. Se indica el elemento que se oxida y el que se reduce: Cl+1Cl+5 (Se oxida, pierde 4 e-, agente reductor) Cl+1Cl-1 (Se reduce, gana 2 e-, agente oxidante)

3. Se señalan las semireacciones: Cl+1 - 4e- Cl+5 (Reacción de oxidación) Cl+1 + 2e-Cl-1 (Reacción de reducción)

4. Se iguala la cantidad de electrones ganados y perdidos. (Cl+1 - 4e-Cl+5) x 1 (Cl+1 + 2e-Cl-1) x 2

Entonces: Cl+1 - 4 e- Cl+5 2Cl+1 + 4e- 2Cl-1

5. Se suman las semireacciones: Cl+1 + 2Cl+1 Cl+5 + 2Cl-1

6. Se transfiere este resultado a la ecuación inicial:

2NaClO + AgNO3NaNO3 + AgClO3 + 2AgCl 7. Al revisar, se observa que la ecuación no cumple con la ley de Lavoisier, por lo quese debe completar el balanceo por tanteo:

3NaClO + 3AgNO3 3NaNO3 + AgClO3 + 2AgCl

■ ¿Qué se entiende por reacción redox?

Solución Son todas las reacciones químicas en las que un elemento se oxida, es decir pierde electrones y otro se reduce (gana electrones)

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Actividades 1.Balancea las siguientes ecuaciones aplicando el método del cambio de número de oxidación e indica losagentes oxidante y reductor.

a) HNO3 + S H2SO4 + NO

b) Cu + HNO3Cu(NO3)2 + NO + H2O

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c) H2S + HNO3 NO + S + H2O d) HBrO3 + SO2 + H2O Br2 + H2SO4 e) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

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f) HNO3 + Zn Zn(NO3)2 + H2 g) H2SO4 + C CO2 + SO2 + H2O h) KMnO4 + KCl + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O

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i) CuS + HNO3Cu(NO3)2 + NO + S + H2O j) NaCl + MnO2 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + Cl2 + H2O k) Fe2O3 + CO Fe + CO2

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Balanceo por ion electrón Sencillito Las reacciones de óxido-reducción pueden ocurrir en un medio ácido (cuando está presente un ácido) o en un medio básico (cuando está presente un álcali o base), por lo que para que cumplan con la ley de Lavoisier (balanceo) debe tomarse en cuenta el medio. Ejemplo ■ Señala las normas para balancear una reacción redox por el método del ion electrón. Solución

1. Se determinan los números de oxidación para los elementos involucrados en elproceso químico.

2. Se indican las semireacciones tomando en consideración que si el elemento que cambia su número de oxidación está unido al oxígeno (radical aniónico di o triatómico) se toma este completo.

NOTA: Los dos primeros pasos son similares tanto para el medio ácido como básico.

3. Se balancean las masas de las semireacciones, tomando en consideración el mediodonde se llevan a efecto.

a) Cuando el medio es ácido, al lado de la semireacción donde faltan hidrógenosse agregan protones (H+) y donde falta oxígeno se coloca H2O.

b) Cuando el medio es básico, al lado de la semireacción donde falta hidrógeno se agrega H2O y en donde falta oxígeno se coloca iones oxidrilo (OH-), dos iones oxidrilo por cada molécula de agua.

4. Se balancean las cargas, es decir, se indica la cantidad de electrones ganados yperdidos en cada semireacción.

5. Se suman las dos semireacciones, para lo cual la cantidad de electrones ganados yperdidos debe ser igual, de no serlo se multiplican las semireacciones por unnúmero entero que permitan igualarlos.

6. Los coeficientes obtenidos del paso nº 5 se colocan en la reacción inicial y severifica si esta se encuentra balanceada, de no estarlo se termina de balancear por tanteo. ■ Balancea la siguiente ecuación por el método de ion electrón: Solución Zn + HNO3NH4NO3 + Zn(NO3)2 La reacción se produce en medio ácido

Zn0 + H+1N+5O3-2 N-3H4

+1N+5O3-2 + Zn+2(N+5O3

-2)2 Zn0 - 2e-Zn+2 (Zn0 - 2e- Zn+2) x 4 N+5O3

- + 8e- N-3H4+ (10 H+ + N+5O3

- + 8e-N-3H4+ + 3H2O) x 1

4Zn0 - 8e- 4Zn+2 10 H+ + N+5O3

- + 8e- N-3H4+ + 3H2O

4Zn + 10H+ NH4+ + 3H2O 4Zn + 10HNO3NH4NO3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O

89

■ Balancea la siguiente ecuación por el método de ion electrón: Solución

K2MnO4 + H2O KMnO4 + MnO2 + KOH El medio es básico K2

+Mn+6O4-2 + H2

+1O-2 K+Mn+7O4-2 + Mn+4O2

-2 + K+O-2H+

(Mn+6O4)-2 - e- (Mn+7O4)- (Mn+6O4

-2) + 2e- Mn+4O2

[(Mn+6O4)-2 - e- (Mn+7O4)-] x 2 [2H2O + (Mn+6O4)-2 + 2e- Mn+4O2 + 4OH-] x 1

2(Mn+6O4)-2 - 2e- 2(Mn+7O4)- 2H2O + (Mn+6O4)-2 + 2e- Mn+4O2 + 4OH- 2H2O + 3(Mn+6O4)-2 2(Mn+7O4)- + Mn+4O2 + 4OH-

3K2MnO4 + 2H2O 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

Actividades 1. El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua.

a) Ajuste la ecuación por el método del ión-electrón.

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2. Balancea la siguiente ecuación por el método de ion electrón. a) MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

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

c) Bi2O3 + KOH + KClO KBiO3 + KCl + H2O

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d)NaClO + I2 + NaOH NaIO3 + NaCl + H2O

e) S + KOH K2S2O3 + K2S + H2O

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f)MnO + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O g) KI + KMnO4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + I2 + H2O

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h)PbS + HNO3 Pb(NO3)2 + H2O + NO + S i) NaBr + MnO2 + H2SO Na2SO4 + MnSO4 + Br2 + H2O

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3. El oxalato de sodio, Na2C2O4, es la sal de sodio del ácido oxálico y se disocia en solución en cationes sodioy aniones oxalato (C2O4

2-). a Balancea la siguiente reacción: KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O + CO2 b) Calcula la M de una solución de KMnO4 si 20 mL de ella reaccionan

exactamente con 0,268 g de Na2C2O4. ¿Para qué sirven? Muchos procesos en la vida cotidiana se llevan a cabo por intercambio de electrones, es decir por reacciones redox; la respiración y la fotosíntesis son ejemplos de ellos.

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Tema VIII Electroquímica (celdas) Características de las celdas Sencillito Son dispositivos donde ocurre consumo o producción de electricidad debido a los cambios de electrones. Pueden ser galvánicas, aquellas donde se produce electricidad debido al intercambio de electrones (E0> 0); o electrolíticas, las que consumen electricidad para que se lleve a cabo el intercambio de electrones (E0< 0). Ejemplo ■ Responde las siguientes cuestiones: a) Explica cómo está constituida una celda. Solución Está constituida por:

a) Electrodos: es la parte de la celda donde ocurre el intercambio de electrones y son:

1.a) Ánodo: es donde se lleva a efecto la oxidación; es decir, él cede electrones a lasolución donde se encuentra sumergido.

2.a) Cátodo: en él ocurre la reducción, o sea, la solución donde se encuentra lesuministra electrones.

b) Puente salino: sirve de comunicación entre los electrodos y se encuentra lleno deuna solución salina, comúnmente cloruro de sodio; por él se transfieren loselectrones de un electrodo a otro.

c) Voltímetro: sirve para medir la cantidad de energía eléctrica producida por lasceldas galvánicas.

d) Fuente de poder: es la que suministra energía eléctrica en las celdas electrolíticas.

b) ¿Qué es el potencial de los electrodos? Solución Es la cantidad de energía necesaria para que se produzca una reacción de oxidación ode reducción, este se mide en voltios. c) ¿Qué son los potenciales estándar? Solución Para medir los potenciales se toma el electrodo de hidrógeno como patrón y cuandose mide a una temperatura de 25 ºC, presión de 1 atm y concentración de 1 mol/l, lospotenciales se denominan potencial estándar y se indican como E0. d) ¿Cómo se determina el potencial estándar de una celda? Solución El potencial estándar de una celda es la suma de los potenciales estándar de loselectrodos.

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e) ¿Cómo se representa una celda? Solución Se representa de la siguiente manera: ánodo//cátodo. f) Explica la siguiente celda: Ag(s)/Ag+//Zn+2/Zn Solución El ánodo es el metal plata (Ag) y el cátodo es el metal cinc (Zn), la plata se oxida y el cinc se reduce. g) ¿Qué es la galvanoplastia? Solución Es la aplicación más importante de las celdas electrolíticas, que consiste en depositar una delgada capa de un metal sobre una superficie conductora de electricidad que puede ser otro metal o material. ■ Para la siguiente celda Zn(s)/Zn+2//Cl2(g)/Cl-, si los E0de reducción son para el Zn = - 0,76 volt y para elCl2 = 1,36 volt, indica:

a) Reacción que ocurre en la celda. b) Clasifica la celda como electrolítica o galvánica. Justifica tu respuesta.

Solución a) Zn - 2e- Zn+2 E° = 0,76 volt Cl2 + 2e- 2Cl- E° = 1,36 volt Zn + Cl2 Zn+2 + 2Cl- E°celda = 0,76 volt + 1,36 volt = 2,12 volt

b) La celda es galvánica, porque el E°celda > 0. Actividades 1. Señala si se puede construir una celda galvánica en la que ocurra la siguiente reacción química:

Cu + Cr+3 Cu+ + Cr. (E°red. Cu = 0,52 volt; E°red. Cr = - 0,74 volt)

2. Calcula el potencial de la celda Ag/Ag+// Li+/Li . ¿Qué tipo de celda es? E°red. Li = - 3,04 volt; E°red. Ag = 0,80 volt.

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3. Una persona desea depositar en un recipiente de cobre una solución de sulfato de hierro (II). ¿Cuál es tuopinión? ¿Lo podrá hacer? Justifica tu respuesta.

E°red. Cu = 0,34 volt; E°red. Fe = - 0,41 volt. 4. Para la celda Ca+2/ Ca // Sn / Sn+2 señala: E0 (Ca+2/Ca) = -2,76 v; E0 (Sn/Sn+2) = + 0,14 v a)¿La notación de la celda es correcta? De no serlo corrígela. b) Potencial estándar de la celda. c) Tipo de celda.

5. Para la celda Cu+2/ Cu+//Ag / Ag+ señala: a) ¿La notación de la celda es correcta? De no serlo corrígela. b) Potencial estándar de la celda. E0 (Cu+2/ Cu+) = 0,16 v; E0 (Ag / Ag+) = - 0,80 v 6. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares E0 (Cl2 /Cl−) =1,36 V y E0 (Cu2+ /Cu) = 0,34 V : a) Escribe la reacción global de la pila que se podría construir. b) Indica cuál es el cátodo y cuál el ánodo. c) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila, en condiciones estándar?

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Pila de Daniell, ecuación de Nernst Sencillito La celda Zn/Zn+2(1 mol/L)//Cu+2(1 mol/L)/Cu se denomina pila de Daniell. Para determinar el potencial real en una celda electroquímica se emplea la ecuación de Nernst: E = E° - 0,059/n Log [Productos]/[Reaccionantes]. Ejemplo ■ Demuestra que la pila de Daniell es galvánica. Solución Zn/Zn+2(1 mol/L)//Cu+2(1 mol/L)/Cu Zn – 2e- Zn+2 E°oxid. = 0.763 volt

Cu+2 + 2e- Cu E°red. = 0.337 volt E°celda = (0.763 + 0.337) volt = 1,1 volt E°celda> 0 implica celda galvánica. ■ Para la celda Li/Li+(0,4 mol/L)//Cu+2(0,5 mol/L)/Cu indica: a) El potencial real de la celda. b) ¿Qué tipo de celda es? E°red. Li = - 3,04 volt; E°red. Cu = 0.337 volt Solución

Li - e- Li+ E°oxid. = 3,04 volt 2Li + 2e- 2Li+ Cu+2 + 2e- Cu E°red. = 0.337 volt Cu+2 + 2e- Cu

2Li + Cu+2 2Li+ + Cu E°celda = (3,04 + 0,337) volt = 3,377 volt

E = E° - 0,059/n Log [Li+]2/[Cu+2] n = número de electrones transferidos

E = 3,377 - 0,059/2 Log (0,4)2/(0,5) = 3,377 volt – 0,059/2 log 0,32 = 3,907 volt E = (3,377 + 0,015) volt = 3,392 volt

E = 3,392 volt

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Actividades 1. Las pilas de níquel-cadmio son uno de los tipos de pilas recargables más antiguo que aún existen, dondelas reacciones que tienen lugar son: Cd + 2OH- - 2e-Cd(OH)2 y 2Ni(OH)3 + 2e- 2Ni(OH)2 + 2OH-. Indica:

a) Reacción total de la pila. b) Potencial estándar de la pila. c) Notación de la pila. d) Si las concentraciones son [Cd+2] = 0,1 M, [Ni+3] = 0,2 M, [Ni+2] = 0,01 M ¿cuál

es el potencial real de lapila? E°red. Cd = - 0,40 v; E°red. Ni+3 = - 1,753 v 2. Las pilas alcalinas tienen las siguientes reacciones en sus electrodos: Zn + 2OH- - 2e- ZnO + H2O;2MnO2 + H2O + 2e- Mn2O3 + 2OH-. Indica:

a) Reacción neta de la pila. b) Potencial estándar de la pila. c) Notación de las pilas alcalinas. d) Si las concentraciones son: [Zn+2] = 0,02 M; [Mn+3] = 0,002 M y [Mn+4] = 0,2

M. ¿Cuál es potencial real? E°red. Zn = - 0,76 v; E°red. Mn+4 = 1,23 v

100

3. Para la celda Cr/Cr+3(1.3x10-2 mol/L) // Co+3 (0,3x10-5 mol/L ) / Co+2 (0.01 mol/L) ¿cuál es la reacción neta y elpotencial real de la celda? E°red. Cr = - 0,74 v; E°red. Co+3 = 1,82 v 4. Para la celda Ba+2 (0,3x10-4 mol/L) / Ba // Sn / Sn+2 (1,3x10-2 mol/L) señala:

a) ¿La notación de la celda es correcta? De no serlo corrígela. b) Potencial de la celda. E°red. Ba = - 2,90 v; E°red. Sn = - 0,14 v

101

5. Para la celda Cu+2 (1.2x10-3 mol/L) / Cu+ (0.9x10-2 mol/L) // Hg / Hg+2 (0.4x10-4 mol/L) señala:

a) ¿La notación de la celda es correcta? De no serlo corrígela. b) Potencia real de la celda. c) ¿Se puede utilizar como pila? Justifica. E°red. Cu+2 = 0,16 v; E°red. Hg = 0,85 v

6. La reacción que se lleva a cabo en una pila seca (pila Leclanche) es: Zn(s) + 2MnO2(s) + 8NH4

+(ac) Zn+2

(ac) + 2Mn+2 + 8NH3 + 4H2O a) ¿Cuál es la notación de la celda? b) ¿Qué semireacciones ocurren en el ánodo y cátodo?

102

Leyes de Faraday Sencillito Primera ley: la cantidad de corriente eléctrica involucrada es directamente proporcional a la intensidad de corriente que circula por la celda por el tiempo que esta dura (q = I . t). Segunda ley: la masa depositada sobre un electrodo (cátodo) es proporcional a la cantidad de corriente por el coeficiente electroquímico [Z] (m = q . Z = I .t . Z). Ejemplo ■ Determina el equivalente electroquímico del aluminio en el sulfato de aluminio [Al2(SO4)3]. mat Al = 27 g/mol; 1 faraday = 96.500 culombios/eq Solución

meq = mat/valencia meq = 27 g/3 = 9 g/eq Z = meq/faraday Z = 9 g/eq/96.500 culombio/eq = 9,3 x 10-5 g/culombios

Z = 9,3 x 10-5 g/culombios

■ ¿Cuánto tiempo debe hacerse circular una corriente de 10 A por una solución de CuCl2 para depositar 25g de cobre en el cátodo? mat Cu = 63,5 g Solución

m = I. t. Z Se aplica la segunda ley de Faraday meq = 63,5 g/2 = 31,8 g Z = 31,8 g/96.500 culombios = 3,3 x 10-4 g/culombios

t = m/I. Z Despejado de la segunda ley de Faraday t = 25 g/10 culombios/s . 3,3 x 10-4 g/culombios t = 7575,76 s = 126,26 minutos

Actividades 1. En una celda galvánica tiene lugar la reacción Zn(s) + Cl2(g) Zn+2 + 2Cl-. Si se consume 1,5 g de Zn¿durante cuánto tiempo esta celda podrá producir 0,1 A?

mat Zn = 65 g

103

2. En un acumulador de plomo la reacción anódica es Pb(s) + HSO4-PbSO4 + H+ + 2e-Una

batería deautomóvil tiene capacidad de 100 A por 1 hora. ¿Cuántos gramos de Pb se consumen en este tiempo? mat Pb = 207 g 3. Calcula el tiempo que se requiere para depositar 0,356 g de Ni al usar una corriente de 500 A en unasolución de sulfato niquélico. [Ni2(SO4)3]. mat Ni = 58,71 g 4. Se desea cromar un metal a partir de una solución ácida que contenga CrO3.

a) Escribe la semiecuación igualada para el proceso de galvanización. b) ¿Cuántos gramos de Cr se obtendrán por 20.500 culombios? c) ¿Cuánto tiempo tardará la obtención de un gramo de Cr para galvanización

utilizando una corrientede 10 A? mat Cr = 52 g

104

5. ¿Cuántos gramos de cobre serán depositados en el cátodo por una corriente de 2,2 A al pasar una solución de sulfato cúprico (CuSO4) en 35 min y 38 s?

mat Cu = 63,5 g/mol

6. Se realiza la electrodeposición completa de la plata que hay en 2 litros de una disolución de AgNO3. Si fue necesaria una corriente de 1,86 amperios durante 12 minutos, calcula:

a) La molaridad de la disolución de 3 g de AgNO3. b) Los gramos de plata depositados en el cátodo.

Datos: F = 96.500 C. Masa atómica: Ag = 108 g/mol ¿Para qué sirven? La electroquímica es una de las ramas de la química con mayor aplicación en la metalurgia para la obtención de metales de altísima pureza, en procesos petroquímicos, en galvanizado, en la industria alimenticia, en la generación de energía, etc.

105

Tema IX Cambios de fase y energía calórica Sistemas Sencillito Un sistema químico consiste en cualquier combinación de componentes químicos que es objeto de estudio y/o análisis con fines específicos. Pueden ser abiertos, cerrados y aislados. Ejemplo ■ Completa el siguiente cuadro de clasificación de sistema: Solución

Tipo de sistema ¿Existe intercambio de masa con el medio?

¿Existe intercambio de energía con el medio?

Abierto Sí Sí Cerrado No Sí Aislado No No

■ Indica los elementos que componen los siguientes sistemas:

a) Agua, hielo, vapor de agua. b)CH3OH(g) CO(g) + 2H2(g)

Solución

a) Son tres fases, líquido, sólido y gas. Componente uno el agua. Constituyentes dos: oxígeno e hidrógeno.

b) Una fase. Componente uno. Constituyentes tres: oxígeno, hidrógeno y carbono. ■ Aplicando la regla de fases de Gibbs completa el siguiente cuadro: Solución

Sistema F C L Variables Un gas simple encerrado en un cilindro

1 1 2 P y T

Un gas simple licuado en un cilindro.

2 1 1 P o T

Disolución de sal común en equilibrio con vapor de agua

2 2 2 P y T

Mercurio(l)/tetracloruro de carbono(l)/agua(l)/vapores(g)

4 3 1 P o T

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Actividades 1. Clasifica los siguientes sistemas, guíate por el ejemplo.

Sistema Abierto Cerrado Aislado Algas

X

Determinación del punto de ebullición en el laboratorio.

Café caliente dentro de un termo.

Cocción de los alimentos dentro de una olla de presión.

Transferencia de oxígeno de los pulmones a los tejidos en los

seres humanos.

Hervir agua en un recipiente cerrado.

Agua en una piscina.

2. Completa el siguiente cuadro aplicando la regla de fases de Gibbs.

C = componente F = fases L = grado de libertad

Sistema C F L Variables Hg(l) / CCl4(l)/H2O

CaCO3(S) CaO(s) + CO2(g)

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

3Fe(s) + 4H2O(g)Fe3O4(s) + 4H2(g)

NH4Cl(s)NH3(g) + HCl(g)

C(s) + O2(g)CO2(g) (T = 600 ºC)

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

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Curva de calentamiento o enfriamiento y diagrama de fases Sencillito La curva de calentamiento o enfriamiento de una sustancia representa los cambios de estado físico que ocurren al variar la presión en función de la temperatura. En termodinámica se denomina diagrama de fase a la representación de las fronteras entre diferentes estados de la materia, en función de ciertas variables. Ejemplo ■ En los siguientes gráficos indica cuál es una curva de calentamiento y cuál un diagrama de fase. Justifica tu respuesta. Solución D I Presión CPunto Crítico Sólido Líquido

P --------------------------- Punto B TripleGas A T1 T2Temperatura II Temperatura A B C D E F Cantidad de Calor Liberado El gráfico I representa un diagrama de fase, pues se pueden observar las fronteras entre los estados físicos de la sustancia, mientras que el II señala los cambios de estado físico de la sustancia desde la mayor temperatura hasta la menor.

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■ Basándote en el gráfico I¿qué le ocurre a la sustancia a una presión P y temperatura T2? Solución En este punto la sustancia existe en estado líquido y gaseoso. ■ Basándote en el gráfico II ¿qué representa el segmento DE? Solución Representa la temperatura de congelación de la sustancia. Actividades 1. En el siguiente gráfico se representa la curva de calentamiento de una sustancia. Explica el significado de cada segmento. (Temperatura) T4 F T3 D E T2 B C T1 A t1 t2 t3 t4 (tiempo)

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2. Basándote en el gráfico responde: a) ¿Qué significa el punto B? b) ¿Cuál es la característica de la sustancia en T1?

(Presión) D C Sólido Líquido Punto Crítico P - - - - - - - - - - - - - - - - B Punto Triple Gas A T1 T2 (Temperatura)

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Calor de reacción Sencillito Es el cambio de energía resultante del rompimiento y de formación de los enlaces químicos durante una reacción química. Se expresa generalmente en calorías o kilocalorías (kcal), actualmente también se utiliza el joule (J). Se nombran de acuerdo al tipo de cambio es decir, calor de combustión, calor de vaporización, etc. Ejemplo ■ El calor específico del agua (Ce) es 1 cal/g.ºC ¿Cuántos joule se necesitarán para elevar de 12 ºC a 45 ºC la temperatura de 300 g de agua? Solución

Q = m x Ce x ΔT Fórmula para determinar cantidad de calor ΔT = Tf – Ti = 40 ºC – 12 ºC = 28 ºC Q = 300 g x 1 cal/g.ºC x 28 ºC Se sustituyen los datos Q = 8.400 cal 4,184 J/1 cal x 8.400 cal = 35.145,6 J 1 caloría = 4,184 joule

■¿Cuál es el calor específico del oro si para elevar la temperatura de 12,93 g de 7 ºC a 20 ºC se necesitan 7,63 calorías? Solución Datos: m = 12,93 g Ti = 7 ºC Tf = 20 ºC Q = 7,63 cal Ce = ? Cálculos:

Q = m x Ce x ΔT Se despeja Ce Ce = Q/m x ΔT Se sustituyen los datos Ce = 7,63 cal/12,93 g x (20 ºC – 7 ºC) = 7,63 cal/12,93 g x 13 ºC Ce = 7,63 cal/ 168,1 g.ºC = 0,045 cal/g.ºC Respuesta:Ce = 0,045 cal/g.ºC

■¿Cuál es la masa de agua necesaria para elevar la temperatura 5 ºC, cuando el calor absorbido es de 5,8 calorías? Ce = 1 cal/g.ºC Solución Datos: ΔT = 5 ºC Q = 5,8 calorías Ce = 1 cal/g.ºC m = ? Cálculos: Q = m. ce. ΔT Se despeja m, entonces m = Q/Ce x ΔT

m = 5,8 cal/1 cal/g.ºC x 5 ºC = 5,8/5 g = 1,16 g Respuesta:La masa es de 1,16 g de agua.

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■¿Qué cantidad de calor es necesaria para llevar 35 g de hielo desde -2 ºC hasta 106 ºC?

Ce H2O(s) = 2,1 joule/gxºC; Ce H2O(l) = 4,2 joule/gxºC; Ce H2O(g) = 2,01 joule/gxºC Calor de fusión = 80 cal/g = 334,7 J/g; Calor de vaporización = 540 cal/g= 2259,4 J/g Solución Se necesitan cinco calores por estar el agua en los tres estados físicos de acuerdo a las temperaturas indicadas (Q1; Q2; Q3; Q4; Q5), entonces el calor total será la suma de estos. Q2 = m x Cfusión y Q4 = m x Cvaporización, para la fusión y vaporización la temperatura es constante. ΔT(1) = 0 ºC - (- 2 ºC) = 2 ºC; ΔT(3)= 100 ºC - 0 ºC = 100 ºC; ΔT5= 106 ºC – 100 ºC = 6 ºC Q1= m x Ce x ΔT1= 35 g x 2,1 joule/gxºC x 2 ºC = 147 J Q2= m x Cfusión= 35 g x 334,7 J/g = 11714,5 J Q3= m x Ce x ΔT3= 35 g x 4,2 joule/gxºC x 100 ºC = 14.700 J Q4= m x Cvaporización= 35 g x 2.259,4 J/g = 79.079 J Q5= m x Ce x ΔT5= 35 g x 2,01 joule/gxºC x 6 ºC = 422,1 J Qt = Q1+ Q2+ Q3+ Q4+ Q5 Qt= 147 J + 11.714,5 J+ 14.700 J + 79.079 J + 422,1 J = 106.062,1 J Qt=106.062,1 J Actividades 1. Calcular la cantidad de calor en joule necesarios para que una masa de 250 g de agua eleve su temperatura de 18 ºC a 31 ºC. (Ce H2O = 1 cal/gxºC) 2. ¿Cuál es el calor específico de un trozo de hierro de 1.200 g, que se encuentra a una temperatura de 500 ºC, si se enfría a 300 ºC, si la cantidad de calor cedido es de 38.400 calorías? 3. Un trozo de hierro de 1200 g se encuentra a una temperatura de 500 ºC, si se enfría a 300 ºC. ¿Cuál es el calor específico si la cantidad de calor cedido es de 38.400 calorías?

112

4. ¿Cuánta energía se libera cuando se enfría 50 g de plomo desde 150 ºC hasta 50 ºC si su capacidad calórica molar promedio en este intervalo de temperatura es de 6,42 cal/mol.ºC. (mat Pb = 207,2 g/mol)? 5. Se mezclan 100 g de agua a 60 ºC con la misma cantidad de agua a 40 ºC. La nueva temperatura es del sistema es de 50 ºC. Calcula la cantidad de calor transferido.

(Ce H2O = 1 cal/g.ºC) 6. El calor molar de fusión del NaCl es 6,8 kcal/mol. ¿Qué cantidad de calor se necesita para fundir 0,584 g de NaCl? (mat Na = 23 g/mol; mat Cl = 35,5 g/mol) 7.¿Cuántas calorías se necesitan para elevar la temperatura de 50 mL de agua desde 15 ºC hasta 50 ºC? Ce H2O = 1 cal/g.ºC; dagua = 1 g/mL

113

8. Se saca un bloque de hielo de 100 g de un refrigerador a -10 ºC, se coloca en un vaso, se deja fundir y finalmente se calienta hasta ebullición para convertirlo en vapor a una temperatura de 100 ºC y 1 atm de presión. ¿Qué cantidad de calor han absorbido los 100 g de agua? Ce H2O(s) = 0,49 cal/gxºC; Ce H2O(l) = 1 cal/gxºC; Cfusión = 80 cal/g; Cvaporización = 540 cal/g. 9. Uno de los usos del amoníaco (NH3) es como refrigerante. Cuando el amoníaco líquido se evapora a -28,9 ºC, su calor de evaporación es 19,8 cal/mol. ¿Cuál será el calor absorbido en joule cuando se evapora 625 g de amoníaco en esas condiciones? (mat: N = 14 g/mol; H = 1 g/mol)

114

Entalpía y entropía Sencillito Entalpía: es el contenido calórico a los procesos que se realizan a presión constante, se simboliza con la letra H. Entropía: es la medida del grado del orden o desorden de las partículas que constituyen unasustancia, se simboliza como S. Ejemplo ■ Responde las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuáles son los tipos de entalpía? Solución Son entalpía de formación, de enlace, de combustión, de neutralización y de disociación.

b) ¿Cómo se determina la variación de entalpía ΔH de una reacción? Solución Se determina aplicando la fórmula ΣHproductos – ΣHreaccionantes

c) ¿Qué significa el signo del ΔH de reacción? Solución Si ΔH > 0 indica que la reacción es endotérmica, y si ΔH < 0 indica que es exotérmica.

d) ¿Cómo se determina la variación entropía de una reacción? Solución Se calcula aplicando la fórmula ΣSproductos - ΣSreaccionantes ■ Calcula la entalpía de formación de la siguiente reacción:

2H2S(g) + O2(g) 2H2O(l) + 2SO2(g) Solución Hf H2S(g) = 20,2 kj/mol; Hf O2 = 0; Hf H2O(l) = -285,9 kj/mol; Hf SO2(g) = -296,9 kj/mol

ΔHreacción = [2(-285,9 kj/mol) + 2(-296,9 kj/mol)] – 2(20,2 kj/mol) = 1.125,2 kj ■ Calcula la entalpía de descomposición de 1 mol de KClO3(s) en KCl(s) y O2(g).

Hf KClO3 = - 391,2 kj/mol; Hf KCl = - 436 kj/mol; Hf O2 = 0 Solución

Se indica la ecuación química balanceada. KClO3(s) KCl(s) + 3/2O2(g)

ΔHreacción = ΣHproductos - ΣHreactivos ΔHreacción = (-436 kj/mol + 0) – (-391,2 kj/mol) ΔHreacción = - 436 kj/mol + 391,2 kj/mol = - 44,8 kj/mol ΔHreacción = - 44,8 kj/mol

115

■ Durante la transformación de un mol de agua líquida (S = 16,72 kj/mol.K) en un mol de vapor de agua (S = 45,11 kj/mol) ¿qué variación ocurre en la entropía del sistema? Solución

H2O(l) H2O(g) ΔS = ΣSproductos - ΣSreaccionantes ΔS = SH2O(g) - SH2O(l)

ΔS = 1(45,11 kj/mol.K) – 1(16,72 kj/mol.K) = 28,29 kj/K Se consideran los moles

de las sustancias

ΔS = 28,29 kj/K Actividades 1. Calcula la entalpía de reacción para la reacción PCl5(g)PCl3(g) + Cl2(g). ΔHf PCl5(g) = -339,2 kj; ΔHf PCl3(g) = -306,3 kj; ΔHf Cl2(g) = 0 kj 2. Calcula el calor de combustión del etano (C2H6) sabiendo que la reacción es:

C2H6(g) + 7/2O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l). ΔHf C2H6(g) = 20,1 Kcal; ΔHf CO2(g) = -94,1 kcal; ΔHf H2O(l) = -67,36 kcal.

116

3. Calcula la variación de entropía para la reacción de síntesis del amoníaco: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g).

Datos: SN2(g) = 191.5 J/mol.K; SH2(g) = 130.7 J/mol.K; SNH3(g) = 192.3 J/mol.K 4. Calcula la variación de entropía que se produce en la combustión del metanol. Datos: SCH3OH(l) = 126,8 J/mol; SCO2(g) = 213,4 J/mol; SO2(g) = 204,8 J/mol; SH2O(g) = 188,7 J/mol

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5. Calcula el calor desarrollado en la oxidación del BaSO4(s), sabiendo que ΔHf BaSO3(s) = 1.182,4 kj/mol y que el ΔHf BaSO4(s) = -1.465,2 kj/mol.

BaSO3(s) + 1/2O2(g) BaSO4(s) 6. Calcula la entalpía de descomposición del CaCO3(s) en CaO(s) y CO2(g). ΔHfCaCO3(s) = -1.207,1 kcal; ΔHfCaO(s) = -635,5 kcal; ΔHfCO2(g) = -393,7 kcal 7. Calcula la variación de entropía que tiene lugar al evaporarse 0,5 moles de alcohol etílico si su calor de vaporización es 6.500 cal/mol y su punto de ebullición es 308 K.

118

Ley de Hess Sencillito Establece que el calor producido o absorbido (ΔH) en cualquier proceso químico no depende de la cantidad de pasos en que se realiza, ya que la variación total dependerá de las propiedades iniciales y finales de las sustancias involucradas. Se emplea para calcular algunas entalpías de reacción que presentan dificultad para hacerlo experimentalmente. Ejemplo ■ Calcular la entalpía estándar de formación del óxido de cinc a partir de los datos siguientes:

a)H2SO4(ac) + Zn(s) ZnSO4(ac) + H2(g) ΔH = - 80,1 Kcal b)2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH = -136,6 Kcal c)H2SO4(ac) + ZnO(s) ZnSO4(ac) + H2O(l) ΔH = - 50,52 Kcal

Nota: estos problemas se resuelven sumando las reacciones de tal manera de obtener la reacción que proporcione la sustancia deseada. Cuando se invierte una ecuación se le cambia el signo a ΔH, la suma de las entalpías será la que se está calculando. Solución a) 2H2SO4(ac) + 2Zn(s) 2ZnSO4(ac) + 2H2(g) 2x(ΔH = - 80,1 Kcal) Se multiplica

por 2 b) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH = -136,6 Kcal c) 2ZnSO4(ac) + 2H2O(l) 2H2SO4(ac) + 2ZnO(s) 2x(ΔH = 50,52 Kcal) Se invierte

y se multiplica

por 2

2Zn(s) + O2(g) 2ZnO(s) Es la reacción deseada ΔHreacción = 2x(-80,1 kcal) + (-136,6 kcal) + 2x(50,52 kcal) Suma de las ΔH de

las reacciones

ΔHreacción = -160,2 kcal -136,6 kcal + 101 kcal = -195,8 kcal ΔHreacción = -195,8 kcal (exotérmica)

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■ Calcular la variación de entalpía (ΔH) para la reacción CO2(g) + H2(g) H2O(l) + CO(g) a partir de lassiguientes ecuaciones:

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) ΔH = 67,6 kcal

Solución Se invierte la segunda ecuación para cuando se sumen se pueda obtener la ecuación de la reacción deseada, lo que indica que el ΔH debe cambiar de signo, ya que si la reacción directa es exotérmica la inversa es endotérmica.

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal CO2(g) CO(g) + 1/2O2(g) ΔH = - 67,6 kcal CO2(g) + H2(g) H2O(l) + CO(g) ΔHreacción = (- 68,3 kcal – 67,6 kcal) = 135,9 kcal

Actividades 1. Calcula la entalpía para la reacción CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) a partir de las siguientes reacciones:

C(s) + O2(g) CO2(g) ΔH = -393,7 kJ/mol C(s) + 1/2 O2(g) CO(g) ΔH = -110,5 kJ/mol

2. Calcula el calor de formación del SO3(g) a partir de las siguientes ecuaciones: a)S(g) + O2(g) SO2(g) ΔH = 70,9 kcal/mol b)SO2(g) + 1/2O2(g) SO3(g) ΔH = 67,7 kcal/mol

120

3. Calcula la entalpía para la reacción 2C(s) + 3H2(g) + 1/2O2(g) C2H5OH(l) a partir de las siguientes ecuaciones:

a)C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O ΔH = -370 kcal/mol b) C(s) + O2(g) CO2(g) ΔH = -94,3 kcal/mol c)H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ΔH = -68,2 kcal/mol

4. Calcula la entalpía para la reacción Fe2O3(s) + 3CO(g)2Fe(s) + 3CO2(g) a partir de las siguientes ecuaciones:

a) Fe2O3(s) + CO(g) 2FeO(s) + CO2(g) ΔH = -2,93 kJ b) Fe(s) + CO2(g) FeO(s) + CO(g) ΔH = 11,29 kJ

5. Calcula el calor de formación del metano C(s) + 2H2(g) CH4(g) a partir de las siguientes ecuaciones:

a) C(s) + O2(g) CO2(g) ΔH = -94,1 kcal b)2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH = 136,6 kcal c)CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = 212,8 kcal

121

6. Calcula el calor de formación del metano: H2(g) + O2(g) H2O2(l) a partir de las siguientes ecuaciones:

a)H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ΔH = 68,3 kcal b)H2O2(ac) H2O(l) + 1/2O2(g) ΔH = 22,7 kcal c)H2O2(l) H2O2(ac) ΔH = 0,5 kcal

7. Tomando como base las ecuaciones termoquímicas a 25 °C que se indican a continuación, calcula la entalpía de formación del ácido nitroso [HNO2(ac)].

a) NH4NO2(s) N2(g) + 2H2O(l) ΔH = - 300,12 KJ b)NH3(ac) + HNO2(ac) NH4NO2(ac) ΔH = - 38,04 KJ c) NH4NO2(s) NH4NO2(ac) ΔH = 19,85 KJ

122

8. Determina el calor de combustión del butano. C4H10(g) + 13/2O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l)

A partir de las siguientes reacciones: a) C(s) + O2(g) CO2(g) ΔH = - 393 KJ b)H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ΔH = - 242 KJ c) 4C(s) + 5H2(g) C4H10(g) ΔH = -125 KJ

¿Para qué sirven? Las reacciones químicas generan o necesitan energía que el hombre debe conocer para así poder elaborar los productos que utiliza cotidianamente, la termoquímica proporciona los conocimientos que le permiten dominar y entender todos los procesos químicos.

123

Tema X Átomo y tabla periódica Estructura del átomo Sencillito El átomo es la parte más pequeña en que puede dividirse un elemento y está estructurado por la corona y el núcleo. En la corona se localizan los electrones y en el núcleo los protones y neutrones. Ejemplo ■ Determinar el número de neutrones existentes en un átomo que posee número másico (A) igual a 9 y número atómico (Z) igual a 4. Solución

A = N + Z N es el número de neutrones N = A - Z Despejando N N = 9 – 4 = 5 Número de neutrones 5

■¿Cuántos electrones, protones y neutrones hay en el elemento ܥଵଶ ? Número másico

ଵଶܥ Número atómico Símbolo químico Solución

Z = e- = p+El átomo posee la misma cantidad de electrones y protones (p+) e- = 6 = p+ A = N + Z N = A - Z = 12 - 6 = 6 Contiene 6 electrones,

6 protones y 6 neutrones ■ El cloro natural está constituido por una mezcla de sus isótopos 75,53 % de ܥଷହ y

24,47 % de ܥଷ , estos poseen masas isotópicas de 34,969 y 36,966 uma (unidad de masa atómica) respectivamente. Calcula la masa atómica promedio del cloro. Solución

Masa promedio = (34,969 uma x 75,53/100) + (36,966 uma x 24,47/100) Masa promedio = 35,46 uma

Actividades 1. Para los siguientes elementos determina la cantidad de neutrones que poseen sus átomos. a) Na: A = 23 y Z = 11

124

b) Pb: A = 207 y Z = 82 c) Al: A = 27 y Z = 13 2. ¿Cuántos electrones, protones y neutrones hay en los siguientes elementos? a) ଶܥସ

b) ଶହܯହହ

c) ଷହݎܤ

d) ହସଵଷଵ

3. El antimonio natural está constituido por una mezcla de sus isótopos 57,25 % de

ଵଶଵ y 42,75 % de ଵଶଷ , estos poseen masas isotópicas de 120,904 y 122,904 uma respectivamente. Calcula la masa atómica promedio del antimonio. 4. Completa el siguiente cuadro:

Z A p+ e- n 84 210

14 7 31 15

78 118 56 81

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Tabla periódica y configuración electrónica Sencillito Los elementos conocidos en la actualidad alcanzan la cantidad de 118, los que se encuentran ordenados de acuerdo a sus propiedades comunes es lo que se conoce como tabla periódica. La distribución de los electrones de un átomo en los distintos niveles, subniveles energéticos y orbitales o rempes se conoce como configuración electrónica y depende de la ubicación de los elementos en la tabla periódica.

1s 2s 2p Regla de la lluvia o diagrama de Moelller s = 2e-; p = 6e-; d = 10 e-; f = 14 e- 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s

Ejemplo ■ Empleando la regla de la lluvia completa el siguiente cuadro: Solución

Z Configuraciónelectrónica Período Grupo 11 1s22s22p63s1 3 1 (IA) 17 1s22s22p63s23p5 3 7 (VIA) 20 1s22s22p63s23p64s2 4 2 (IIA) 31 1s22s22p63s23p64s23d104p1 4 3 (IIIA) 37 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1 5 1 (IA) 16 1s22s22p63s23p4 3 6 (VIA) 10 1s22s22p6 2 8 (VIIIA)

Nota: el período lo indica el último nivel empleado en la configuración electrónica y la cantidad de electrones que en él existen determina el grupo.

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■ Empleando tus conocimientos sobre los números cuánticos completa en siguiente cuadro. Solución

Número cuántico Símbolo ¿Qué representa? Valores Principal n Nivel energético 1 hasta 7

Secundario l Subnivel energético 0 hasta (n – 1) Magnético m Orbital o rempe -l hasta +l

Spinj s Rotación del electrón ½, -1/2 Actividades 1. Empleando la regla de la lluvia completa el siguiente cuadro:

Z Configuración electrónica Período Grupo 47 34 27 42 35 54

2. Completa el siguiente cuadro tomando en consideración la característica del electrón y sus números cuánticos. Guíate por el ejemplo.

Electrón n l m s 4p1 4 1 -1,0,1 1/2

6 0 5p1 7s1

3 1 3. Ubica en la tabla periódica los siguientes elementos:

a) El elemento X posee Z = 16. b) Q posee un electrón más que X. c) R posee la misma cantidad de electrones en último nivel que X, pero en dos

niveles más altos.

d) T tiene solamente dos electrones en el mismo nivel que R.

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4. Un estudiante de química mide la electronegatividad de varios elementos, encontrando los siguientes valores:

• El elemento D posee 3,50. • G posee 0,97. • M posee 2,01. • N posee 0,86.

Basándote en esta información responde: a) ¿Cuál de los elementos liberará una mayor energía cuándo recibe un

electrón? b) ¿Cuál tiene un menor tamaño atómico?

c) Sí se combina D con M, ¿cuál se comportará como un anión? Justifica las respuestas. 5. En el siguiente cuadro señala los rempes u orbitales que existen en los subniveles energéticos s, p y d.

Subnivel Rempes u orbitales S S P px, py, pz

d dz2, dx2 – y2; dxy, dyz, dzx De acuerdo a la regla de Hung cada rempe solamente puede tener dos electrones, por esta razón es que el número cuántico de spin toma valores de ½ y -1/2. Los elementos que poseen electrones en el subnivel d se ubican en la tabla periódica como elemento de transición. Con base a esta información realiza: a) La configuración electrónica por rempes para los siguientes elementos: Z = 25: Z = 20: Z = 17: Z = 28: Z = 30: Z = 18: Z = 21:

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b) Basándote en la regla de Hung y en el resultado de la parte anterior completa el siguiente cuadro:

Z Rempes ocupados Rempes semiocupados Rempes vacíos 25 20 17 28 30 18 21

6. Tomando en consideración el resultado del ejercicio Nº 5, señala cuál de los elementos es de transición. 7. Para ubicar los elementos de transición en la tabla periódica se toma en consideración el último nivel empleado en la configuración electrónica que indicará el período y para el grupo se suman la cantidad de electrones en el nivel d y en el s cercano. Con base a esta información ubica en la tabla periódica los elementos del ejercicio Nº 6. ¿Para qué sirven? Para entender la química en su verdadero sentido es necesario conocer la forma como los electrones están arreglados dentro del átomo. Las múltiples combinaciones y reacciones de los átomos y las moléculas están determinadas principalmente por la estructura de los electrones alrededor del núcleo.