11.- Propiedades Fisicas Y Quimicas De La Materia

1 PRACTICA No. 11 “PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LA MATERIA”. INTRODUCCIÓN: DISOLUCIÓN: Son mezclas tanto homogéneas como heterogéneas de 2 o más sustancias. Partes Fundamentales:  Soluto: Componente en menor proporción  Solvente: Componente en mayor proporción. Propiedades de las soluciones: Solubilidad y concentración. MEZCLA: Es la unión de 2 o mas sustancias en proporción variable, en la que los componentes conservan sus propiedades físicas o químicas; sus componentes se pueden separar fácilmente por medios físicos; generalmente no hay absorción o desprendimiento de energía. Tipos de mezclas:

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

Mezclas homogéneas: sus componentes se encuentran distribuidos uniformemente en una sola fase. Presentan iguales propiedades en todos sus puntos. Se separan por cristalización, extracción, destilación y cromatografía. Estas mezclas se conocen más genéricamente como Soluciones. Una solución esta constituida por un “Solvente”, que es el componente que se halla en mayor cantidad o proporción y uno o más “Solutos”, que son las substancias que se hallan dispersas homogéneamente en el solvente. Mezclas heterogéneas: Son aquellas cuyos componentes no se distribuyen uniformemente y se distinguen con facilidad; se encuentran en dos o tres fases. Presentan un aspecto no uniforme. Se separan por filtración, decantación y por separación magnética1.

SOLUBILIDAD: : Es la cantidad de sustancia que se puede disolver en una cantidad determinada de solvente a una temperatura específica; Es la propiedad de una sustancia para disolverse en otra o la cantidad en gramos que se necesitan para saturar 100 gramos de disolvente o solvente determinado a una temperatura dada. Fases de la disolución:  Fase dispersante: El soluto se encuentra en menor proporción.  Fase dispersora: El solvente o disolvente se encuentra en mayor proporción. Si el soluto se disuelve en grandes cantidades, decimos que es muy soluble; si lo hace en pequeñas cantidades es poco soluble, pero si no se disuelve en ninguna cantidad, lo llamamos insoluble. A las disoluciones homogéneas se les llama soluciones. Las soluciones o disoluciones son mezclas ópticamente homogéneas de dos o mas sustancias en proporción variable; no se observan diferencias en ellas, se califican tomando como base la concentración. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a estos la sustancia será más o menos soluble. Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad como son: las parafinas, compuestos aromáticos y los derivados halogenados. El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación (fenómeno que ocurre cuando un compuesto iónico se disuelve en un compuesto polar, sin formar una nueva sustancia) y si el solvente es agua, hidratación.2 1

Allier Rosalía etal LA MAGIA DE LA QUÍMICA editorial EPSA, México DF 1995 1era edición pp.92-100 2 "http://es.wikipedia.org/wiki/Solubilidad"

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FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD: Presión, temperatura y naturaleza del solvente. Efecto de la temperatura en la solubilidad: La mayoría de los sólidos se disuelven mejor en un líquido a medida que la temperatura aumenta, es decir, son mas solubles en el punto de ebullición del agua que del punto de congelación, salvo en raras excepciones, en las que la solubilidad de un soluto disminuye con el aumento de temperatura. En general, los gases son mas solubles en agua fría y tienden a abandonar las soluciones en forma de burbujas, cuando se calienta el agua. Si este proceso es rápido, se llama efervescencia. La solubilidad de un gas en un líquido disminuye cuando aumenta la temperatura. Efecto de la presión en la solubilidad: Los cambios de presión tienen poco efecto en la solubilidad de un soluto si este es sólido o líquido, debido a que ambos son difíciles de comprimir; por lo contrario, los gases se comprimen fácilmente y su solubilidad aumenta con la presión, esto es, a mayor presión, mayor solubilidad de los gases. Naturaleza del soluto y del disolvente: El agua es un disolvente excelente para la mayoría de los componentes inorgánicos, pero es un mal disolvente para las grasas y las ceras, para las que el benceno y el éter son buenos disolventes; para las sustancias orgánicas existen buenos disolventes como el bisulfuro de carbono, éter sulfúrico, alcohol etílico, benceno y cloroformo. Las disoluciones mas comunes son las líquidas, en las que el disolvente es el agua, por eso se llaman disoluciones acuosas. El hecho a que el agua sea un disolvente muy eficaz se debe a que sus moléculas son polares. Hidratación: Atracción que existe entre las moléculas del agua (disolvente) hacia las del soluto. La hidratación crea una capa de moléculas de agua en torno al catión y otro en torno al anión. Llas capas de hidratación aíslan a unos y otros entre sí, de manera que se desplazan en forma independiente dentro de la solución. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de la reacción sin alterarla químicamente, ocasiona una disminución en la energía de activación de la reacción, lo que permite que la reacción ocurra mas rápidamente. El peróxido de hidrógeno (H 2O2), en solución acuosa se descompone lentamente a temperatura ambiente, si colocamos una pequeña cantidad de óxido de manganeso (IV) MnO2, un catalizador, en la solución, el H2O2, se descompone muy rápidamente a temperatura ambiente. CONCENTRACIÓN: Se refiere al número de partículas en un volumen determinado. Por lo general, la velocidad de la reacción en gases o sustancias disueltas en agua, cambia al variar la concentración de uno o mas reactivos. Cuando la concentración aumenta, la frecuencia de colisiones aumenta y la reacción se acelera, y al disminuir la concentración, disminuye la velocidad. En las soluciones acuosas la concentración aumenta al disolver mas cantidad de especie. Términos para la concentración: La concentración de una solución se llama solubilidad en el punto de saturación y se expresa como la masa de soluto por masa del disolvente. Para soluciones en las que el agua es el disolvente, la solubilidad se expresa casi siempre como la proporción que existe entre el número de gramos del soluto, por cada 100 gramos del disolvente, o bien, la proporción entre el número de gramos de soluto por cada litro de disolución; de acuerdo con esto, la concentración de una solución dependerá de la cantidad de soluto que pueda disolverse en el disolvente, tanto por su peso como por su volumen3. Tomando en cuenta la concentración, las disoluciones se dividen en:  Solución Diluida: Es aquella que contiene una pequeña proporción del soluto disuelto en una gran cantidad de disolvente.  Solución Concentrada: Gran cantidad de soluto disuelta en una pequeña cantidad de disolvente.  Solución Saturada: Es aquella en la que las moléculas del soluto disuelto y el soluto no disuelto están en equilibrio dinámico con las moléculas del disolvente.  Solución Sobresaturada: Es aquella que tiene solución en mayor cantidad de soluto que la saturada en la misma cantidad de disolvente, con las mismas condiciones de temperatura y presión. En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en 3

Gregory R. Choppin, Lee R. Summerlin, QUÍMICA, editorial Publicaciones Cultural, 6°ed. México, 1986, pp.50-68, 318-355

3 peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas2. MÉTODOS QUE DESCRIBEN LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES: La cantidad de soluto en una solución depende de la cantidad de solución considerada. La mejor forma de describir una solución es establecer la concentración de soluto, ya que la concentración expresa la cantidad de soluto contenida en una cantidad unitaria de solución. La concentración en un volumen grande de solución, es la misma que en un volumen pequeño. Las concentraciones nos proveen una base de comparación. La concentración puede expresarse comúnmente de la siguiente manera: a)

Molaridad (M) es el número de moles de soluto disueltos por litro de disolución. M=

n mol [ ] Vsol. Lt .

n=

masa PM

Para determinar la molaridad de un soluto se debe conocer la cantidad de soluto disuelto en suficiente solvente como para producir un volumen específico de solución. Para expresar la molaridad, la masa del soluto se convierte a número de moles de soluto, y después los moles se dividen entre el volumen de solución en litros. La molaridad es independiente de la cantidad de solución; únicamente sirve como una expresión conveniente de la cantidad de soluto por unidad de volumen de solución. Al conocer la molaridad , es posible obtener un número específico de moles de sustancia en solución midiendo un volumen determinado. La molaridad de la solución se usa como factor de conversión para hallar moles de soluto a partir del volumen de solución. Soluciones estándar: Son las soluciones de molaridad y se preparan pesando una cantidad específica de soluto y disolviéndolas en suficiente solvente para tener un volumen conocido de solución, utilizando un matraz volumétrico para su preparación. b)

Normalidad (N) es la cantidad de soluto expresada en equivalentes gramos de soluto contenida en ciertos volúmenes de disolución expresada en litros.

N 

No.de.equivalentes.de.soluto eq [ ] 1L.disolución L

Peq 

PM g [] Z eq

Z

eq 

masa Peq

= Cantidad de electrones transferidos.

Peso Equivalente (Peq) :Masa de sustancia que contiene un equivalente4. Equivalentes:  1 eq ácido: Cantidad de ese ácido que aporta 1 mol de iones H+  1 eq base: Cantidad de esa base que aporta 1 mol de iones OH En reacciones Re-dox, 1 eq: Cantidad de sustancia que puede dar o aceptar 1 mol de electrones, o bien, el número de electrones que se gana o pierde en una reacción. La principal ventaja de usar equivalentes es que 1 eq ácido contiene el mismo número de iones H+ disponibles que el número de iones OH- presentes en 1 eq base: N ácido  Vácido  N base  Vbase Donde: N = Normalidad y V = Volumen c) %

Relación entre el porcentaje en masa y volumen.

P Gramos.de.soluto   100 V Mililitros.de.disolución

DILUCIÓNES: Al diluir con agua una solución acuosa de concentración alta, se logra que la solución sea de menor concentración. A veces es necesario preparar una solución de cierta molaridad por dilución de una cantidad específica de solución mas concentrada; por lo que de la definición de molaridad vemos que el número de moles de soluto en una solución está dado por el producto del volumen por la molaridad. Si tenemos una muestra de solución, ésta contendrá un número específico de moles:

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Allier Rosalía etal LA MAGIA DE LA QUÍMICA editorial EPSA, México DF 1995 1era ed. pp.125-149

4 Mi 

n ....... y.........n  Vi M i Donde i se refiere al volumen y molaridad iniciales. Vi

Al agregar agua a la muestra esta se diluye, cambiando el volumen y por lo tanto la molaridad. La dilución no altera el número de moles de soluto, sólo causa que la solución este menos concentrada. n  Vf M f Donde f se refiere al volumen y a la molaridad finales después de la dilución. La dilución aumenta el volumen, y por lo tanto, la molaridad (concentración) disminuye. Como el número de moles no cambia con la dilución: n = Vi Mi y n = V f Mf Entonces: Vi M i  V f M f Esta relación se utiliza para hallar el volumen al cual debe diluirse una solución para obtener la molaridad deseada. También se puede emplear para determinar el volumen de una solución más concentrada necesaria para preparar un volumen específico de una solución mas diluida. MÉTODOS PARA SEPARAR MEZCLAS: DESTILACIÓN: Es el proceso mediante el cual se efectúa la separación de dos o más líquidos “miscibles” y consiste en una evaporación y condensación sucesivas, aprovechando los diferentes puntos de ebullición de cada uno de los líquidos; también se emplea para purificar un líquido eliminando sus impurezas. EVAPORACIÓN: Es la separación de un sólido disuelto en un líquido, por calentamiento, hasta que hierve y se transforma en vapor. El sólido disuelto se obtiene en forma pura.

CRISTALIZACIÓN: Es la separación de un sólido soluble y la solución que lo contiene en forma de cristales. Los cristales pueden formarse de tres maneras: 1.

Por Fusión: se coloca el sólido en un crisol y se funde por calentamiento, se enfría y cuando se forma una costra en la superficie se hace un agujero en ella y se invierte bruscamente el crisol vertiendo el líquido que queda dentro; se formará una malla de cristales en el interior del crisol.

2.

Por disolución: Consiste en saturar un líquido o disolvente, por medio de un sólido o soluto y dejar que se vaya evaporando lentamente hasta que se forman los cristales. También puede hacerse una disolución concentrada en caliente y dejarla enfriar. Si el enfriamiento es rápido, se tendrán cristales pequeños, y si es lento, se tendrán cristales grandes.

3.

Sublimación: Es el paso directo de un sólido a gas; los gases generan cristales por enfriamiento rápido.5

FILTRACIÓN: Separación mecánica para separar sólidos insolubles de grano fino en un líquido en el cual se encuentran mezclados; este método consiste en verter la mezcla a través de un medio poroso que deje pasar el líquido y retenga el sólido. Los aparatos se llaman filtros; el mas común es el de porcelana porosa, en el laboratorio se utiliza el papel filtro, que se coloca en forma de cono en un embudo de vidrio (para filtración en caliente) o büchner (para filtración al vacío), a través del cual se hace pasar la mezcla, reteniendo en el filtro la parte sólida y dejando pasar el líquido al matraz. Se pueden separar sólidos de partículas sumamente pequeñas, utilizando papeles con el tamaño de los poros adecuados1.

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Filtración a vacío: para filtrar más deprisa y siempre que el sólido no sea coloidal o gomoso se puede hacer a vacío. En ese caso se necesita un matraz kitasato sobre el que se coloca ajustado un embudo büchner o una placa filtrante. Si es un embudo büchner se debe poner un papel de filtro que recubra justo la base del embudo, sin rebordes, que se puede rectorar con mojar con agua el embudo apoyarlo sobre el papel de filtro y recortarlo por la parte interior a la señal. Para hacer el vacío se conecta el kitasato a la trompa de vacío. Si son sustancias que reaccionan con el papel de filtro es imprescindible utilizar la placa filtrante.

NOMENCLATURAS DE COMPUESTOS POR FUNCIÓN: Función óxido básico: Son las combinaciones de compuestos binarios formados entre un metal y el oxígeno. Metal + Oxígeno = Óxido Para nombrarlos se antepone la palabra óxido, se agrega la preposición de , seguido del nombre del metal, se pone entre paréntesis la valencia con que este trabajando el metal en números romanos. Función anhídrido “óxidos ácidos”: No Metal + Oxígeno = Anhídrido Para nombrarlos se antepone el prefijo griego que indique la cantidad de oxígenos, la preposición de y al final el número de veces que se encuentre en la fórmula el no metal, seguida del nombre del no metal. Función base o hidróxido: Se caracterizan por tener en solución acosa el radical hidroxilo (OH)-1. Óxido Metálico + H2O = Hidróxido del metal Se nombran con la palabra genérica hidróxido; la preposición de , el nombre del metal y el número romano entre paréntesis que indique la valencia del elemento o radical electropositivo. Función ácido: Son compuestos que en solución acuosa contienen iones de hidrógeno (H1+). Se clasifican en 2 grupos:  Hidrácidos: compuestos binarios formados siempre por el ion hidrógeno y en elemento electronegativo. No contienen oxígeno en su molécula. Se nombren con la palabra ácido, la raíz del elemento o ion electronegativo que forma el ácido y la terminación hídrico.  Oxiácidos: ácidos cuya molécula contiene oxígeno, formados por el ion H1+, el ion O2- y otro elemento que da el nombre al ácido. Para nombrarlos, dependiendo del número de oxidación se utilizan las siguientes terminaciones: Per-ico (+7), -ico (+6, +5), -oso (+4, +3), hipo-oso (+2, +1). Se escribe la palabra ácido, seguida de el prefijo (si lo necesita), la raíz del elemento y la terminación que le corresponde. Función Sal: Son compuestos que resultan de la sustitución parcial o total de los iones hidrógeno, de un ácido por un metal o radical electropositivo. Hay sales derivadas de los hidrácidos y sales derivadas de los oxiácidos. Ambas pueden ser ácidas o neutras.  Sales neutras de los hidrácidos: se denominan con el nombre del anión radical electronegativo terminado en uro y el nombre del catión (elemento electropositivo); con la terminación en en oso o ico si el metal presenta mas de una valencia.  Oxisales: Pueden formar 2 tipos:  Neutras: cuando se sustituyen totalmente los hidrógenos ácidos (H1+).  Ácidas: cuando se sustituyen parcialmente los hidrógenos ácidos por un metal electropositivo. Las oxisales se conocen con el nombre del anión o radical electronegativo que indica el ácido de donde proviene. Si el ácido termina en oso la sal termina en ito, si el acido termina en ico, la sal termina en ato, si hay oxisales con un número de oxidación menor

6 a las terminadas en oso, se antepone el prefijo hipo; si tiene mayor número de oxidación se anteponle prefijo per, conservando inalterable el nombre del Ácido6. SALES : Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones cargados positivamente) enlazados a aniones (iones cargados negativamente). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión. En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales, generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad. Las sales se obtienen por reacción de los ácidos con los metales, las bases u otras sales, y por reacción de dos sales que intercambian sus iones. Las sales en las que todos los hidrógenos sustituibles de los ácidos han sido sustituidos por iones metálicos o radicales positivos se llaman sales neutras, por ejemplo, el cloruro de sodio, NaCl. Las sales que contienen átomos de hidrógeno sustituibles son sales ácidas, por ejemplo, el carbonato ácido de sodio (bicarbonato de sodio), NaHCO 3. Las sales básicas son aquéllas que poseen algún grupo hidróxido, por ejemplo el sulfato básico de aluminio, Al(OH)SO4. Las sales también pueden clasificarse de acuerdo con las fuerzas de los ácidos y las bases de las cuales derivan. La sal de una base fuerte y de un ácido fuerte, por ejemplo el KCl, no se hidroliza al ser disuelta en agua, y sus disoluciones son neutras. La sal de una base fuerte y de un ácido débil, por ejemplo el Na2CO3, sufre hidrólisis cuando se disuelve en agua, y sus disoluciones son básicas. La sal de un ácido fuerte y una base débil, como el NH 4Cl, también sufre hidrólisis, y sus disoluciones son ácidas. A excepción de ciertas sales amónicas y de sales que son muy insolubles, las sales de un ácido débil y una base débil, como el Al 2S3, experimentan en el agua hidrólisis completa, recuperándose el ácido y la base de iniciales. Las sales se denominan de acuerdo con el ácido del que derivan:  Acetatos: son las sales del ácido acético  Carbonatos: son las sales del ácido carbónico  Cloratos: son las sales del ácido hidroclórico  Fosfatos: son las sales del ácido fosfórico  Nitratos: son las sales del ácido nítrico  Nitritos: son las sales del ácido nitroso  Sulfatos: son las sales del ácido sulfúrico  Sal orgánica: son las sales del ácido carboxílico Carbonatos: compuestos que contienen el ion carbonato CO 32-. Pueden considerarse derivados del ácido carbónico (H2CO3), que se forma al disolver dióxido de carbono (CO2) en agua. Si los átomos de hidrógeno del ácido carbónico son reemplazados por átomos de un metal, se forma un carbonato inorgánico, por ejemplo el carbonato de sodio, Na 2CO3. Si los átomos de hidrógeno se sustituyen por radicales orgánicos, se forman carbonatos orgánicos, por ejemplo el carbonato de etilo, (C2H5)2CO3. Como grupo, pueden ser reconocidos por su efervescencia al tratarlos con ácido clorhídrico. Todos esos carbonatos se descomponen con el calor, produciendo CO 2 y generalmente el óxido sólido del metal. Sólo los carbonatos de los metales alcalinos se disuelven fácilmente en agua, y las disoluciones resultantes son alcalinas. Debido a su alcalinidad, las disoluciones de carbonato de sodio (conocido como sosa comercial) se usan como agentes limpiadores y para ablandar el agua.

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7 La sustitución de uno solo de los hidrógenos del ácido carbónico produce los hidrogeno carbonatos o bicarbonatos, que contienen el anión bicarbonato, HCO3-. Sólo los bicarbonatos de los metales alcalinos son lo bastante estables para poder aislarlos. Entre los bicarbonatos, el más conocido y más útil es el bicarbonato de sodio (NaHCO3) o bicarbonato de sosa.

Fosfatos: Son productos formados por la sustitución de parte o todo el hidrógeno del ácido fosfórico por metales. Según el número de átomos de hidrógeno sustituidos, el compuesto obtenido se define como fosfato primario, secundario o terciario. Así, NaH2PO 4, con un átomo de hidrógeno sustituido, se denomina fosfato primario de sodio (también dihidrogenofosfato de sodio), y Na 3PO4, con tres átomos de hidrógeno sustituidos, fosfato terciario de sodio. También conocido como fosfato de sodio, el fosfato terciario de sodio se usa como detergente y ablandador del agua. Los fosfatos primarios y secundarios contienen hidrógeno y son sales ácidas. Los fosfatos secundarios y terciarios son insolubles en agua, a excepción de los de sodio, potasio y amonio; los primarios son más solubles. Sulfatos: el ácido sulfuroso, H2SO3 tiene dos hidrógenos reemplazables y forma dos clases de sales: sulfitos y sulfitos ácidos. En una disolución, los sulfitos ácidos o bisulfitos de los metales alcalinos, como el bisulfito de sodio, NaHSO3, actúan como ácidos. Las disoluciones de sulfitos comunes, como sulfito de sodio, Na2SO3, y sulfito de potasio, K2SO3, son ligeramente alcalinas. El sulfato de manganeso (II) (MnSO4) es un sólido cristalino de color rosa, se prepara por la acción de ácido sulfúrico sobre dióxido de manganeso. Nitratos: Las sales del ácido nítrico se denominan nitratos. El nitrato de potasio, o salitre, y el nitrato de sodio son los nitratos más importantes comercialmente. Casi todos los nitratos son solubles en agua. La reacción del ácido nítrico con compuestos orgánicos produce importantes nitratos, como la nitroglicerina y la nitrocelulosa. Los nitratos de calcio, sodio, potasio y amonio se emplean como fertilizantes que proporcionan nitrógeno para el crecimiento de las plantas. Fórmulas químicas: Son agrupaciones de símbolos que representan a los elementos que intervienen en su formación. Algunos símbolos son afectados por subíndices, que se colocan a la derecha e indican el número de átomos de cada elemento que forma el compuesto. Y cuando se antepone el número (coeficiente), este indica el número de moléculas que se tienen del compuesto. Clasificación de las fórmulas: Pueden ser de dos tipos:  Fórmulas condensadas (moleculares): son las que representan la clase y el número de átomos que integran a la molécula.  Fórmulas desarrolladas, estructurales o de Lewis-Langmuir: indican la clase y el número de átomos y la posible estructura de la molécula, es decir, la forma en que se unen. Los enlaces entre átomos se representan por un guión. Valencia: Capacidad que tienen los átomos de ceder o ganar electrones durante un cambio químico. Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en la última capa externa. Enlace químico: Es la fuerza electrostática con que se atraen los átomos de una molécula para poder completar 8 electrones en su última capa de valencia para hacerlo estable. Tipos:  Enlace iónico (electrovalente): Lleva a cabo una transferencia completa de electrones de un átomo a otro, formándose un anión y un catión que se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas dando lugar a la formación de un compuesto iónico; se forma al unirse los átomos de un elemento metálico con uno no metálico.  Enlace covalente: Un átomo completa su nivel externo (capa de valencia) compartiendo electrones con otro átomo para lograr la estabilidad del compuesto, por lo que se combinan 2 elementos no metálicos, formando un compuesto covalente. o Enlace simple: Es covalente y consiste en que 2 átomos de elementos no metálicos comparten un solo par de electrones.  Enlace covalente coordinado: Cuando 2 átomos comparten un par de electrones, dos átomos, pero sólo un átomo es el donador, por lo tanto, tiene una distribución desigual del par electrónico, produciendo una carga parcial negativa en el átomo receptor; la mayoría de las veces estos tipos de enlaces se representan por medio de una flecha que apunta hacia el átomo receptor de los electrones de enlace.  Enlaces dobles: Se presentan cuando dos átomos comparten un par de electrones.

8 

Enlaces triples: cuando los átomos de 2 moléculas se unen de tal manera que cada uno de los átomos comparte 3 pares de electrones o enlace triple7.

REACCIONES QUÍMICAS: (cambio químico) Proceso mediante el cual una o más sustancias (elementos o compuestos) denominadas reactivos, sufren un proceso de transformación o combinación para dar lugar a una serie de sustancias (elementos o compuestos) denominadas productos. En una reacción química se produce desprendimiento o absorción de calor o diversas formas de energía. Presentan 3 tipos de cambios que se desarrollan cuando los reactantes se transforman en diferentes productos:  Cambio de propiedades físicas y químicas  Cambio de composición porcentual de los átomos de cada compuesto  Cambio de energía que se verifica durante la reacción al desprender calor y luz Ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan o reactivos, las que se obtienen o productos y nos indican además las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos, a la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos. Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite). Primer miembro Segundo miembro

A B  C  D

Reactivos o Sustancias reaccionantes

Productos o sustancias producidas

Reacción endotérmica: Para producirse necesita calor; absorbe calor o energía. Reacción exotérmica: Al efectuarse libera calor. Información contenida en una reacción: = Produce o da lugar a... + = Se utiliza para indicar el numero de sustancias que participan en una reacción  = Gas que desprende  = sólido que precipita  = En química, significa aplicación de calor (g) = gas (l) = líquido (aq) = solución acuosa (S) = sólido (c.e.) = corriente eléctrica Reacciones reversibles : Los productos pueden reaccionar entre sí para formar de nuevo las sustancias que reaccionaron inicialmente para obtener el producto. Se indican con una doble fecha Reacciones irreversibles: Se realizan en un solo sentido y se indican con un sola flecha8.



Tipos de reacción química:  Síntesis o combinación directa: Se unen químicamente 2 o mas elementos o compuestos, para formar un solo compuesto.  Descomposición: Un compuesto se descompone en sus elementos o compuestos mas sencillos.  Sustitución simple o desplazamiento: Se realizan cuando un elemento toma el lugar de otro en un compuesto. El elemento que está en estado libre, es mas activo químicamente que el que está en solución, por lo que lo desplaza o sustituye.  Sustitución doble o doble reemplazo : Dos elementos o radicales de diferentes compuestos se intercambian. Balanceo de reacciones (de síntesis) químicas: Se utiliza para ajustar reacciones. Para efectuar el balanceo de la ecuación, se debe tomar en cuenta lo siguiente:  Buscar la igualdad entre los átomos del primer miembro con los mismos átomos del segundo miembro.  Se hace uso de coeficientes afectando a todos los átomos; los subíndices del compuesto no pueden ser alterados.  Balancear consiste en obtener el mismo número de átomos de un elemento en cada uno de los miembros de la ecuación química, por lo que el número de átomos de un elemento en cada uno de los miembros de la ecuación será igual a los que están representados en el segundo miembro de ella. 7

Puig, Ignacio, S.J. ,CURSO GENERAL DE QUÍMICA, editorial Marín, 1961, México. Pp. 245-249 Talanquer Artigas Vicente A. Etal QUÍMICA Editorial Santillana, México DF 2000, 6ta edición pp. 18-22 8

9 Balanceo por tanteo: Consiste en balancear una ecuación tomando en cuenta los siguientes pasos:  Conocer a los elementos que forman partículas diatómicas (H2, O2, N2, I2, Br2 y Cl2)  Sumar los átomos de un mismo elemento que se encuentran en el primer miembro y compararlos con los del segundo miembro, lo que nos permitirá determinar los coeficientes que se van a utilizar.  Comprobar que en los coeficientes del primer miembro y el segundo miembro existan la misma cantidad de átomos de cada elemento. El balanceo de ecuaciones químicas debe regirse por las leyes ponderables con el fin de que se cumpla con la ley de Lavoisier (Ley de la conservación de la materia), que, tratándose de ecuaciones químicas dice: “La suma de las masas de los reactantes o reactivos es igual a la suma de las masas de los productos”. “Ley de la conservación de la materia” La cantidad de materia se mide por su peso; como el peso permanece constante durante cualquier reacción química, la materia también permanece constante. Ley de Lavosier o de conservación de la masa ( publicada en 1789) En un sistema aislado la masa se mantiene constante, lo que implica que la masa total de reactivos es igual a la masa total de las sustancias que se obtienen tras la reacción.

La conservación de la masa: Un cambio ya sea físico o químico no provoca la creación de destrucción de materia sino únicamente un reordenamiento de las partículas constituyentes Ley de las proporciones definidas: Cuando varios elementos se combinan para formar un compuesto la relación entre las masas de cada uno de ellos es siempre constante. Ley las proporciones múltiples: Cuando al unirse dos elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de un elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento, para formar en cada caso un compuesto diferente, está en una relación de número sencillos.

Ley de los equivalentes: Los pesos de diferentes sustancias que se combinan con un mismo peso de otra dan la relación en que ellos se combinan entre sí multiplicada por un número sencillo. Lo anterior conduce a fijar a cada elemento un numero que representa su peso de combinación relativo a los demás, pudiendo tener algunos elementos más de un peso equivalentes (por ejemplo el azufre) Teoría atómica de Dalton: Las anteriores leyes de las combinaciones químicas, totalmente experimentales y sin conexión entre sí, fueron reunidas y explicadas por Dalton. Dalton supuso que la materia era discontinua y que estaba formada por partículas indivisibles llamadas átomos. La teoría atómica afirma:

10  Los elementos están constituidos por átomos, partículas discretas de materia, que son indivisibles en inalterables.  Todos los átomos del mismo elementos son idénticos en masa y propiedades.  Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.  Los componentes se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación constante y sencilla Por lo tanto: como según Dalton en una relación química los átomos no cambian, sólo se reagrupan; no puede haber variación de masa. Por lo tanto la masa se conserva. Del mismo modo una teoría continua de la materia sería incapaz de explicar la ley de las proporciones definidas, en cambio la teoría atómica puede hacerlo justificando la formación de compuestos a partir de una determinada proporción definida de atomos de los distintos elementos que la forma. Para justificar la ley de las proporciones múltiples consideramos el ejemplo de los óxidos de cobre: Las masas de cobre que se combinan con la misma de oxígeno han de estar en relación 1:2 es decir, de los números enteros sencillos9. EQUILIBRIO QUÍMICO: Se representa cuando tanto reactivos como productos que están presentes en una reacción no registran cambios en su concentración; la relación de concentración de los reactivos y productos es la misma; el equilibrio es un estado dinámico, es decir, ocurre en ambas direcciones pero a la misma velocidad, y la concentración es uno de los factores que lo afectan. ANÁLISIS QUÍMICO: conjunto de técnicas y procedimientos empleados para identificar y cuantificar la composición química de una sustancia. En un análisis cualitativo se pretende identificar las sustancias de una muestra. En el análisis cuantitativo lo que se busca es determinar la cantidad o concentración en que se encuentra una sustancia específica en una muestra. Por ejemplo, averiguar si una muestra de sal contiene el elemento yodo sería un análisis cualitativo, y medir el porcentaje en masa de yodo de esa muestra constituiría un análisis cuantitativo. Un análisis efectivo de una muestra suele basarse en una reacción química del componente, que produce una cualidad fácilmente identificable, como color, calor o insolubilidad. Los análisis gravimétricos basados en la medición de la masa de precipitados del componente, y los análisis volumétricos, que dependen de la medición de volúmenes de disoluciones que reaccionan con el componente, se conocen como ‘métodos por vía húmeda’, y resultan más laboriosos y menos versátiles que los métodos más modernos. La ESTEQUIOMETRÍA es el estudio cuantitativo (las relaciones de masa)de reactivos y productos en una reacción química. MOL: Cantidad de átomos de carbono que hay en 12.0000g de carbono que contiene solo el isótopo 12C que es un estándar para las masas atómicas relativas, por lo que el mol es la cantidad de átomos contenidos en la masa atómica relativa de cualquier elemento cuando esta se mide en gramos. Un mol de partículas equivalen a 6.022  10 23 partículas, moléculas o átomos(Número de Avogadro). La masa molecular de un compuesto es la masa de un mol de moléculas. INTERPRETACIÓN MOLAR: Es una interpretación de una ecuación basándose en el número de Avogadro de partículas o moles de sustancia, donde las cantidades molares de reactivos y productos deben corresponder a los coeficientes. El coeficiente al frente de una fórmula, indica el número de moles de cada sustancia, en ausencia de un coeficiente, se supone que este es 1 Se puede expresar la relación entre dos especies cualquiera en la forma de una relación molar, empleando los coeficientes de la ecuación balanceada, se aplican sólo a la reacción específica y se pueden utilizar como factores de conversión que relacionen el número de moles de una especie en la reacción con el número de moles de otras especies, esto es, si conocemos el número de moles de una especie, podemos deducir el número de moles cualquiera de las otras especies que intervienen en la reacción a través del factor que es la relación molar. Las relaciones molares sirven como factores unitarios en los cálculos estequiométricos. 9

Puig, Ignacio, S.J. ,CURSO GENERAL DE QUÍMICA, editorial Marín, 1961, México. Pp. 134-145

11 Ejemplo: ¿Cuántos moles de gas oxígeno se necesitan para que reaccionen 3.27 moles de gas metano, si reaccionan de acuerdo con la siguiente ecuación: CH4 + 202  CO2 + 2H2O De la ecuación balanceada se deduce que la relación molar apropiada entre metano y oxígeno es (2 moles de O2 / 1 mol de CH4 ), factor que se puede emplear para calcular el número de moles de oxígeno necesario para reaccionar con el metano: 3.27 moles CH4 (2moles O2 / 1mol CH4) = 6.54 moles de O2 Cálculos masa a mol : Si se conoce la fórmula de una reacción, fácilmente puede determinarse la masa molar de tal especie que se puede usar a su vez para convertir el número de gramos a número de moles o viceversa, por lo que estas transformaciones se pueden combinar con las relaciones molares de manera que un reactivo o producto determinado se calcule al número de moles de cualquier otro. Ejemplo 1: ¿cuántos gramos de etano se requieren para que reaccionen con 14.0 moles de gas oxígeno? 2C2H6 + 7O2  4CO2 + 6H2O El número de gramos se calcula, primero empleando el numero de moles de oxígeno para encontrar el número de moles de etano y luego, utilizando la masa molar del etano para obtener los gramos. La secuencia del cálculo es: ?gramos C 2H6 = moles O2 moles C2H6 gramos C2 H6 Como la fórmula para el etano es C2H6 , la masa molar (con 3 cifras) es : 2(12.01g/ mol) + 6(1.008 g/ mol) = 30.1 g/ mol . El número de gramos de etano requeridos para la reacción se calcula: moles O 2  moles C2H6  gramos C2H6 por lo tanto: ? gramos C2H6 = 14.0 moles O2 (2 moles C2H6 / 7 moles O2) ( 30.1g/ 1mol C2H6) = 120g Ejemplo 2: ¿Cuántos moles de amoniaco se formaran al reaccionar 56.0 g de nitrógeno con hidrógeno según la ecuación: N2 + 3H2  2NH3 La secuencia para deducir el número de moles de amoniaco es transformar los gramos de nitrógeno a moles de nitrógeno y después los moles de nitrógeno a moles de amoniaco: ? moles de NH3 = gramos N2 moles N2  moles NH3 donde primero se convierte la masa del nitrógeno a moles y su producto se usa para hallar los moles de amoniaco: ?moles NH3 = 56.0g (1mol N2 / 28.0g) (2moles NH3 /1mol N2) = 4.00 moles NH3 Cálculos masa a masa: La conversión masa a masa de una especie determinada a número de moles o número de moles a masa siempre va acompañada del empleo de la masa molar. Los números de moles de reactivos y productos están relacionados por las relaciones molares que se obtienen de la ecuación balanceada. La relación entre una masa determinada de reactivo o producto y la masa correspondiente de otro reactivo o producto se determina combinando los cálculos masa a mol y mol a masa. Cuando necesitamos conocer la masa de una sustancia que se utiliza o que se produce en una reacción, primero debemos calcular la cantidad en moles; los moles se convierten a masa. Para esto, es necesario emplear la base molar para este tipo de cálculos estequiométricos10. Ejemplo: ¿Cuántos gramos de hierro se producen en la reacción de 325g de óxido de hierro (III) con suficiente monóxido de carbono? Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 El problema implica la conversión de gramos de Fe2O3 a número de moles [2(55.8g/ mol) + 3(16.00g / mol) = 160g/ mol]. Los cuales se usarán para determinar el número de moles de hierro y de allí se calcularan los gramos de hierro. La secuencia del cálculo es: ? gramos Fe = gramos Fe2O3  moles Fe2O3 moles Fe  gramos Fe 325g (1mol Fe2O3 / 160 g)(2moles Fe / 1mol Fe2O3)(55.8g / 1mol Fe) = 227 g Formula mínima :De igual forma que el conocimiento de una fórmula nos permite obtener los porcentajes en peso de los elementos, es factible el proceso inverso: basta conocer la composición porcentual de un compuesto para obtener su formula mínima. Se dice “mínima” porque la fórmula real de la molécula del compuesto puede ser un múltiplo de ella. Es decir, existen compuestos con diferentes formulas que tienen la misma composición en peso (C2H2 Y C6H6 son un ejemplo, y la fórmula mínima de ambos es CH). ÁCIDOS: Especie química que dona iones H+ (protones) en una reacción química; acepta pares electrónicos. Características: liberan H2 gaseoso cuando reaccionan con ciertos metales, neutralizan las acciones de las soluciones básicas, colorea de rojo el papel tornasol, sabor agrio, ataca a los carbonatos desprendiendo CO2, corroe metales, son capaces de disolver algunos metales, reacciona con las bases, produce efervescencia cuando se pone en contacto con metales como el zinc y cambia de color extractos vegetales. BASES: Especie química que acepta iones H+ en una reacción química; cuando se disuelven en agua producen el ion hidroxilo u oxidrilo (OH-), es capaz de ceder un par de electrones. Características: Soluciones acuosas, sabor amargo, colorea de azul el papel tornasol, reacciona con los ácidos para formar sales y agua neutralizando las acciones de las soluciones ácidas, reaccionan con soluciones de sales de metales pesados formando hidróxidos insolubles (en algunos casos óxidos) ,aspecto jabonoso y resbalosas al contacto. 10

Dickson T.R. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA editorial Publicaciones cultural 16ava ed.México 1999 pp. 218-226

12

Los ácidos y bases fuertes se disocian por completo si se disuelven en agua. Ejemplos: NaOH, KOH (bases), H2SO4, HNO3, HBr, HCl (ácidos). Las bases y ácidos débiles no se disocian por completo si se disuelven en agua. Ejemplos: ácido cítrico, ácido acético e hidróxido de amonio. pH: Medida de la concentración de ion hidrógeno que sirve para medir la acidez o basicidad de las disoluciones. Su valor varía entre 0 y 14; en las disoluciones ácidas cuya concentración H+ es alta, el valor de pH es bajo y en las disoluciones básicas que presentan H+ menor, el PH es alto. 0a3 4a6 pH 7 8 a 11 12 a 14

Ácido fuerte Ácido débil Neutro Base débil Base fuerte

INDICADOR: Sustancias (por lo general ácidos orgánicos) muy débiles que tienen la propiedad de cambiar de color según sea el medio en el que se encuentre, ya sea ácido o básico. Al probar una solución con varios indicadores, se puede calcular el pH de una solución con la suficiente precisión. Ejemplo: La fenolftaleina es un líquido incoloro cuando se encuentra en medio ácido y vira a rojo o rosa en medio básico; su gama de pH va de 8.3 a 10. El cambio de color de un indicador se llama vire. Indicadores de pH NOMBRE

INTERVALO pH

Azul de bromofenol Anaranjado metilo

COLOR ÁCIDO

COLOR BÁSICO

3,0 – 4,6

Amarillo

Púrpura

3,1 – 4,4

Rojo

Amarillo

Rojo de metilo

4,2 – 6,2

Rojo

Amarillo

Azul de bromotimol

6,0 – 7,6

Amarillo

Azul

Tornasol

5,8 – 8,0

Rojo

Azul

Fenolftaleína

8,0 – 9,8

Incoloro

Rojo-violeta

Amarillo de alizarina

10,1 – 12,0

Amarillo

Violeta

de

DE

Volumetría, también llamada valoración química, método químico para medir cuánta cantidad de una disolución se necesita para reaccionar exactamente con otra disolución de concentración y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo gota a gota la disolución desconocida o ‘problema’ a la otra disolución (disolución valorada) desde un recipiente cilíndrico denominado bureta, hasta que la reacción finaliza. Según el tipo de reacción que se produzca, la volumetría será, por ejemplo, volumetría ácidobase, de oxidación-reducción o de precipitación. El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador, como papel de tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada indicador universal. Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se puede medir cuánta cantidad de la otra disolución se necesita para completar la reacción de neutralización, y a partir de ello determinar la concentración de dicha disolución. Para determinar cuánto ion cloruro hay en una disolución se emplea una disolución de nitrato de plata de concentración conocida. Cuando la reacción se completa se forma cloruro de plata insoluble, que aparece en el fondo del líquido como un precipitado blanco.11

11

"Volumetría." Enciclopedia® Microsoft® Encarta 2001. © 1993-2000 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.

13

Modelo de Arrhenius: Cuando se forman soluciones ácidas, se liberan en solución iones hidrógeno H+ . Cualquier ácido se puede representar mediante el símbolo HA y la reacción es la siguiente: HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Cuando se forma una solución básica, se libera en la solución el ión hidroxilo u oxhidrilo OH- : MOH (ac)  M+ (ac) + OH- (ac) REACCIONES ÁCIDO-BASE: El ácido y la base se neutralizan entre sí en una reacción ácido-base. Para que un ácido pierda un protón, debe estar presente una base para recibirlo. Así , un ácido puede reaccionar con una base en una reacción de transferencia de protones o reacción ácido-base. Esta reacción se representa en forma general como:

transferencia.de. protones H  A  B : H  B  A : ácido _ base Un ácido pierde un protón en una reacción química y una base gana un protón. El ácido dona un protón a una especie que es capaz de formar un enlace con el protón mucho más fuerte que el ácido original. Luego se puede decir que un ácido H-A, pierde un protón para quedar una base A: ;y una base B: , gana un protón para formar un ácido H-B. Se dice que el ácido H-A es más fuerte que el ácido H-B. El ácido más fuerte tiene mayor facilidad de perder el protón. La base b: es una base más fuerte que la base A: . La base más fuerte tiene mayor facilidad de ganar un protón. H------A + B: ------- H----B + A: Protón unido débilmente aceptor del protón protón unido fuertemente (base débil) (ácido fuerte) (base fuerte) (ácido débil) Cada ácido, según Brönsted-Lowry, tendrá su base correspondiente; y cada base, su ácido correspondiente. Un ácido y la base que se forma por su transferencia de protón se llaman par ácido-base conjugados. Pares conjugados ácido-base : Los ácidos son sustancias que donan protones y las bases los aceptan, es decir, un ácido dona un protón a una base, y esta forma, se convierte en su correspondiente base conjugada. La base que gana el protón se convierte a su vez en su ácido conjugado. Cuando un ácido dona un protón, el ión negativo generado por la reacción, es una base y esta se convierte en el ácido original al recibir un protón: HA (ac) + B-1 (ac) HB (ac) + A- (ac) Ácido1 Base2  Ácido2 Base1 La reacción en que se transfiere un protón de un ácido a una base y se forman los correspondientes ácido y base conjugados se denomina: reacción ácido-base. Cuando se mezclan un ácido y una base en solución, ocurre una reacción de transferencia de protones. Generalmente las reacciones ácido-base, son reacciones en equilibrio y éste se indica utilizando una doble flecha. Reacciones de neutralización: Son reacciones que involucran una solución de un ácido fuerte y una de una base fuerte, donde se produce siempre agua, y forman soluciones neutras con sales. TITULACIONES: Son el proceso de añadir una cantidad medida de una solución de concentración conocida a una muestra de otra solución con el propósito de determinar la concentración de la solución o la cantidad de ciertas especies en la solución. Es muy importante en el análisis de soluciones. La adición y medición del volumen de la solución de concentración conocida se efectúa utilizando una bureta, colocando en un matraz la muestra de la solución desconocida y llenando la bureta con la solución conocida, llamándola solución tituladora (como su concentración es conocida, también se le llama solución valorada). Después se deja caer lentamente esta solución en el matraz hasta que se mezcle la cantidad necesaria con la solución desconocida. El punto en el cual se ha añadido la cantidad necesaria se llama punto de equivalencia o punto final de la titulación, que se detecta colocando en el matraz de la reacción una pequeña cantidad de indicador, que se escoge de manera que reaccione con la solución tituladora al llegar al punto de equivalencia. La reacción entre el indicador y la solución tituladora forma un producto cuyo color se aprecia inmediatamente. Una vez que se conoce el punto de equivalencia, se determina el volumen de solución tituladora que se empleó tomando la lectura de la bureta. Conocidos el volumen y la concentración de la solución tituladora, se puede calcular el número de moles de reactivo que se necesitaron. Entonces se determina el número de moles o de gramos de las especies buscadas usando la ecuación balanceada de la reacción entre la solución tituladora y las especies. Fórmula: C1V1 = C2V2 Donde: C = concentración y V = volumen C1V1.......pertenecen al ácido y C2V2.....pertenecen a la base. Si se va a calcular la molaridad de la solución desconocida, se debe medir su volumen original antes de la titulación. La molaridad se calcula dividiendo el número de moles de la especie que se busca en solución, entre el volumen inicial de la muestra.

14

La secuencia del cálculo a seguir si se quiere determinar el número de gramos por titulación es:

? gramos   volumen.de.la.solución.tituladora  molaridad.de.la.solución.tituladora  

 moles.de.le.solución.tituladora 

  moles.de.la.especie 

use la relación molar como factor de conversión

 gramos.de.la.especie

use la masa molar de la especie como factor

Si se va a encontrar por titulación la molaridad de alguna especie en solución, la secuencia del cálculo es:

? M   volumen.de.la.solución.tituladora molaridad .de.la.solución.tituladora  ( moles.de.la.solución.tituladora)  ( moles.de.la.especie)  ( M .de.la.especie)

se utiliza la relación molar como factor de conversión

Dividir entre el Vol. De la muestra

En los cálculos, se pueden utilizar los volúmenes expresados en mililitros. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN (Re-dox) : La reacción de los elementos para formar óxidos comprende una pérdida de electrones por parte del elemento, por lo que la oxidación comprende una pérdida de electrones (aumento en el número de oxidación de un elemento) y la reducción implica una ganancia de electrones (disminución en el número de oxidación de un elemento). En cualquier reacción en la que una sustancia se oxida, hay otra que debe reducirse, de manera que las dos reacciones comprenden simultáneamente una reducción y una oxidación. El donador que causa que otra especie se reduzca se llama agente reductor (que es el elemento que se oxida) y el aceptor que origina que otras especies se oxiden, se llama agente oxidante (que es el elemento que se reduce)12. FENÓMENOS QUÍMICOS: Son los cambios que se efectúan cuando al combinarse una o más sustancias, se transforman en otras nuevas, con propiedades distintas a los de los que se combinaron.; otra forma de denominar a los cambios químicos es con el nombre de reacción química. PROPIEDADES QUÍMICAS: Son aquellas cualidades características de una sustancia que la hacen cambiar en su estructura interna, ya sea por sí misma o por la acción de otras sustancias sobre ella, para formar una nueva sustancia, es decir, cambia su composición (su naturaleza sufre una alteración). CAMBIO QUÍMICO: Transformación de sustancias de una forma a otra con la absorción o liberación de energía (cambio de la estructura interna o composición de la sustancia) ej. : reacciones químicas, oxidación y electrólisis. FENÓMENOS FÍSICOS: Son cambios durante los cuales no tiene lugar transformaciones de una sustancia a otra. PROPIEDADES FÍSICAS: Son las características que forman parte de la descripción de una sustancia, como las organolépticas (utilizan los sentidos para apreciarlas) como : color, olor, sabor, textura, estado de agregación natural, etc. Pueden utilizarse aparatos o instrumentos para medirlas sin alterar la naturaleza de la sustancia como el punto de fusión , de ebullición, de solidificación, etc CAMBIO FÍSICO: Alteración que no genera ninguna diferencia en la identidad básica ( no cambia la composición de la materia, es decir no cambian su estructura interna) de una sustancia en lo que respecta a sus propiedades fundamentales. Varía una o más propiedades físicas13.

PRACTICA #11 (3° examen parcial) “PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LA MATERIA” PROBLEMA #1 ¿Qué comportamiento presentan los cloruros propuestos al ser expuestos al calor de la flama? 12

T. R. Dickson, INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA, editorial Publicaciones Cultural, 16°ed. México, 1999. pp. 217-232, 272-282, 291-294, 321-338, 351-358. 13 Gregory, Lee, QUÍMICA, editorial Publicaciones cultural, 6ta ed. México 1986. pp.615-622

15

OBJETIVOS: GENERAL: Observar el comportamiento de la flama de los cloruro propuestos al ser expuestos al calor.  PARTICULARES:  Determinar la razón por la cual los cloruros propuestos reaccionan al contacto con la flama.  Observar y determinar el producto que se forma al exponer a los cloruros a la flama. 

MATERIAL:     

1 cucharilla de combustión 1 espátula 1 mechero bunsen con manguera. 1 lija 1 encendedor

REACTIVOS:          

Cloruro de calcio (CaCI2 ) Cloruro de estroncio (SrCI2) Cloruro de cobre (CuCI) Cloruro de litio (LiCI) Cloruro de cadmio (CdCI2) Cloruro de estaño (SnCI2) Cloruro de sodio (NaCI) Cloruro de bario (BaCI2) Cloruro de fierro (FeCl2) Cloruro de colbato (CoCl2)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1) 2)

Coloque en la cucharilla de combustión una pequeña porción de cloruro de calcio y expóngalo a la flama del mechero, hasta que se consuma el compuesto. Observe las coloraciones de la flama y regístrelo en la tabla 1. Repita este procedimiento para todos los cloruros.

RESULTADOS:  Reactivo CaCl2 SrCI2 CuCI LiCI CdCI2 SnCI2 NaCI CoCl2 BaCI2 FeCl2

TABLA 1: ENSAYOS A LA FLAMA Observaciones (coloración de la flama) Primero, la llama se torna de un naranja muy luminoso, luego se vuelve verde con destellos azules y al final se torna azul. Al contacto con la llama, la flama se vuelve color rojo fuego, luego naranja con la punta de la flama azul y al final queda con un ligero tono verde En el centro de la flama se observa una coloración azul, y en la punta de esta, verde, después se vuelve verde con el centro amarillo. La flama se observa rosa con chispas amarillas y en la punta de la flama , se observa una coloración azul. En la flama se observan tonos de coloración rosas, rojos y amarillos, que después cambian a azul con morado y verde. La punta de la flama se observa de un tono azul eléctrico con la flama verde y amarilla. La flama es entre naranja y amarillo muy brillantes. Se observa una llamarada con hilitos amarillos (tipo fuego artificial) La flama es naranja con el centro amarillo. En el centro la flama es azul celeste, y lo demás es naranja con verde.

16



TABLA 2 : ECUACIONES QUÍMICAS

Reactivos

Productos

2CaCl 2 ( s )  O2 ( g )   2CaO( s )  2Cl 2 ( g )  calor  luz  2 SrCl 2( s )  O2 ( g )   2 SrO( s )  2Cl 2( g )  calor  luz 

2CuCl( s )  O2( g )   2CuO( s )  Cl 2( g )  calor  luz  4 LiCl ( s )  O2( g )   2 Li2 O( s )  2Cl 2( g )  calor  luz 

2CdCl 2 ( s )  O2 ( g )   2CdO( s )  2Cl 2 ( g )  calor  luz  2SnCl 2( s )  O2 ( g )   2SnO( s )  2Cl 2 ( g )  calor  luz  4 NaCl ( s )  O2( g )   2 Na 2 O( s )  2Cl 2 ( g )  calor  luz  2CoCl 2 ( s )  O2 ( g )   2CoO( s )  2Cl 2 ( g )  calor  luz  2 BaCl2 ( s )  O2( g )   2 BaO( s )  2Cl 2 ( g )  calor  luz  2 FeCl 2( s )  O2( g )   2 FeO( s )  2Cl 2( g )  calor  luz 



CUESTIONARIO # 1

1)

¿Que tipo de compuesto forman los cloruros al ser expuestos a la flama? Óxidos básicos y elemento cloro, además de desprender calor y luz. ¿Cuáles son las propiedades físicas que se observan en los productos al generarse la reacción? Las diversas coloraciones formadas para cada compuesto del cloro. ¿Cuáles son las propiedades químicas que se observan al producirse la reacción? Se produce una combustión al reaccionar sustancias con el oxígeno, por lo que las sustancias desprenden energía conforme al calor y luz, donde el cloruro es el combustible y el oxígeno es el comburente; también se produce una oxidación de los metales. ¿Qué comportamiento presentan los cloruros propuestos al ser expuestos al calor de la flama? Los compuestos formados con cloruro reaccionan con la flama por la excitación de sus electrones, lo que produce al reaccionar con el oxigeno oxidación y a su vez combustión.

2) 3)

4)

DISCUSIÓN DE RESULTADOS: 

En la tabla 1, podemos observar las distintas coloraciones que presenta la flama de cada uno de los compuestos utilizados, donde al reaccionar con el oxígeno por medio del calor, se observa como por la excitación de los electrones, se desprenden distintas formas de luz, que también tienen que ver con la oxidación que presentan los metales como se puede observar gráficamente en la tabla 2, donde se muestran las ecuaciones químicas de las reacciones para poder apreciar la reacción química que se formo, donde se puede observar la oxidación que se produce y como desprende energía en forma de calor y luz, por lo que se produce una combustión por la reacción con el oxígeno.

17

CONCLUSIONES: Por medio de este experimento, se logró observar algunas propiedades físicas de la materia, como son los estados de agregación de los compuestos antes y después de ser reaccionados y sus propiedades organolépticas (coloraciones de la flama) , además de observar sus propiedades químicas, donde al ser reaccionados los compuestos del cloro se observaron cambios químicos en la estructura interna de los compuestos ya que se separaron los elementos originales del compuesto, para combinarse los metales con el oxígeno y liberar al cloro, produciendo una combustión y una oxidación simultáneas, que son propiedades químicas de la materia. PROBLEMA # 2 ¿Cuáles son los comportamientos de la mezcla de azufre y limadura de fierro y de los compuestos de sulfato y carbonato de calcio al ser expuestos al agua, ácido y calor? OBJETIVOS:  

GENERAL: Observar los comportamientos de las sustancias propuestas en diferentes medios. PARTICULARES:  Diferenciar entre lo que es una mezcla, una solución y una combinación.  Determinar los productos que se forman de la reacción de los compuestos propuestos en los diferentes medios.

MATERIAL:           

2 pipetas graduadas (5 ml) 2 vasos de precipitados (50 ml) 1 mechero bunsen 1 soporte universal 1 pinzas para soporte universal 1 gradilla 7 tubos de ensayo 1 pinza para tubo de ensayo 3 matraces aforados (10 ml ) 1 pipeta graduada (2ml) Papel indicador de pH

EQUIPO:  Balanza analítica REACTIVOS:  Limadura de fierro (Fe)  Azufre en polvo (S)  Ácido clorhídrico (HCI)  Sulfato de calcio (CaSO4)  Carbonato de calcio (CaCO3)  Agua destilada (H2O) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1)

En un vaso de precipitados mezclar 1g de azufre en polvo y 5g de limadura de fierro. Se reparte la mezcla en 3 partes iguales y se colocan en tubos de ensayo. 1.1) A la primera muestra se le agregan 2 ml de agua, oler y observar. Tomar el pH. 1.2) A la 2ª muestra se le agrega 0.5 ml de ácido clorhídrico con 1M, Tomar el pH de la solución. 1.3) A la 3er muestra se le calienta al rojo vivo en la llama oxidante hasta su fusión (para esto se le colocará en el soporte universal y el mechero). Tomar el Ph. Se deja enfriar y se divide en 2 partes. Repita los pasos 1.1 y 1.2 para el compuesto formado. Registre sus datos en las tablas 3 y 4. 2) Agregue en un tubo de ensayo 0.1 g de sulfato de calcio sólido y 3 ml de agua, agite fuertemente y deje reposar en la gradilla: observe la solubilidad y tome el pH. 2.1) Agregue al tubo antelar 5 gotas de HCI 0.1 M, observe lo que sucede y llévelo a la flama hasta observar un cambio de coloración. Registre en la tabla 4 2.2) Repita los pasos 2 y 2.1 con el carbonato de calcio.

18 RESULTADOS: CÁLCULOS DE MOLARIDAD 

HCl 1M en 10 ml de H2O

(1mol/L)(36.5g/mol) = (36.5g/L)(0.01L) = 0.365g 1.19g/ml = (0.3067ml)(100%)  37% = 0.8289ml 

HCl 0.1M en 10 ml de H2O

(0.1mol/L)(36.5g/mol)=(3.65g/L)(0.01L) = 0.0365g1.19g/ml=(0.0306ml)(100%)  37% = 0.08289ml  TABLA 3 : PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS Reactivo Mezcla/ pH Mezcla/ compuesto (Reactivo Solución/ + agua) combinación Fe(s) + S (s) FeO (s) CaSO4 ( s) CaCO3 (s)

Mezcla Compuesto Compuesto Compuesto

-----

pH (Reactivo + HCl )

Combinación combinación solución solución

 TABLA 4: REACCIONES QUIMICAS Reactivo + Agua Reactivo + HCl

Mezcla/ combinación Combinación Combinación Combinación combinación

Ph Reactivo + O2 ------

Fe( s )  S ( S )  2 HCl ( aq )  

 2 Fe( s )  S ( S )  O2( g )  

FeO( s )   S ( aq )  H 2 ( g ) 

FeCl 2 ( aq )  S ( s )   H 2 ( g ) 

2 FeO( S )   S ( g ) 

FeO( s )  2 HCl ( aq )  

Fe2 O3 ( s )  3H 2 ( g ) 

FeCl 2 ( aq )  H 2 O( l )

CaSO4 ( S )  H 2 O(l )  Ca   ( aq )  SO4( aq )



CaCO3 ( S )  H 2 O(l )  Ca



( aq )

 CO3  







Combinación ------Combinación combinación

Reactivo + O2

Fe( s )  S ( S )  H 2 O( l )   2 FeO( S )  3H 2 O(l )  

Mezcla/ combinación

-----------

4CaSO4 ( aq )  2 HCl ( aq )  

 Ca 2 ClO4 ( aq )  H 2 S ( aq )  O2  

2Ca 2 ClO4 ( aq )  H 2 S ( aq )  2 SO4 ( g )   S

Ca 2 ClO( aq )  H 2 O(l )  SO4 ( g ) 

CaCO3( aq )  2 HCl ( aq )  

 2CaCl 2 ( s )  O2 ( g )  

CaCl 2 ( s )   H 2 O( l )  CO2 ( g ) 

2CaO( s )  2Cl 2 ( aq )

( aq )

OBSERVACIONES: Al agregar a la mezcla de azufre y fierro el agua, el óxido de fierro se precipita, el azufre se sube y comienza a desintegrarse, y a su vez, se desprende hidrógeno en forma de gas. Al agregarle ácido clorhídrico, el azufre se queda en la parte de arriba en forma de bolitas, el cloruro de fierro se solubiliza y se desprende hidrógeno. Al someterla al calor, se torna morada, después plateada, comienza a desprender azufre en forma de un gas amarillo. En las paredes del tubo se observa un líquido rojizo que después se precipita, lo que corresponde al óxido de fierro. En el caso del sulfato de calcio, al agregarle agua, tiene muy poca solubilidad, tan sólo se disocian los cationes, al agregarle el ácido clorhídrico, se vuelve una solución blanca que desprende gas. Y al someterla al calor, en muy poco tiempo comienza a hacer ebullición, luego se torna transparente con algunas especies amarillas que hacen efervescencia hasta desprenderse totalmente en forma de gas y desprende un olor a huevo podrido. En el caso del carbonato de calcio, es poco soluble en el agua, con el ácido, ocurre una precipitación y desprendimiento de gas, y al calentarlo ebulle muy rápido provocando mucha efervescencia. Al final queda de nuevo blanco y se precipita.

19

Carbonato de calcio en ácido clorhídrico 

Disociación de las sales en agua CUESTIONARIO # 2: 1) ¿En cuales de los reactivos cambian sus propiedades químicas al agregarles agua? ¿Cómo cambian? Y ¿Por qué? La mezcla de azufre y fierro, y el óxido de fierro ya que son sustancias que tienden a oxidarse con el agua por la acción de los oxígenos del agua sobre ellos. 2) ¿ En cuales de los reactivos cambian sus propiedades químicas al agregar el ácido clorhídrico? ¿Por qué? En todos ya que el ácido es una sustancia muy corrosiva por lo que tiende a reaccionar con las sales para formar compuestos con cloro, en este caso debido a los radicales de las sales, se desprendió el gas de los mismos. 3) ¿Cuáles son los comportamientos de la mezcla de sulfuro de fierro y las sales de sulfato y carbonato de calcio al ser expuestos a los diferentes medios? En el caso de la mezcla de azufre y fierro, al combinarla con agua, ácido y calor, tiene lugar a reaccionar debido a la ruptura de sus enlaces covalentes y de la reacción de sus iones al exponerlos al agua y al calor, lo mismo que sucede con el óxido de fierro (II) que se obtuvo de exponer la mezcla a la flama. Para las sales, estas se disocian en el agua, en presencia del ácido se descomponen formando efervescencia que desprenden gases y con el calor se oxidan.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS: 

     

En la tabla 3 podemos observar algunas propiedades físicas y químicas de los compuestos formados, donde podemos observar en la primer columna el estado físico de los reactivos, que en todos los casos es sólido (propiedad física), en las columnas 3, 5 y 7, se observa el pH de las sustancias formadas al exponerlas a los diferentes medios (propiedades físicas), y en las columnas 2, 4 , 6 y 8 se observa si es una mezcla, un compuesto, una solución o una combinación,, tanto en su estado inicial como al ser expuesto a los diferentes medios cada reactivo En la tabla 4 observamos las reacciones que se forman (propiedades químicas) y los cambios de estado de agregación por los que pasan las moléculas en cada reacción (propiedades físicas). En el caso de la mezcla de azufre y fierro, el fierro se oxida con el agua para formar óxido de fierro , lo mismo que sucede al agregarle calor donde se oxida al combinarse con el oxígeno y desprendiendo gases. Al agregar ácido se formo cloruro de fierro (II) y también desprendió gas. Al compuesto formado de la oxidación de la mezcla anterior, es decir, al óxido ferroso, al agregarle agua, se convierte en un compuesto mas estable, es decir, en óxido férrico ya que se mezcla con el oxígeno del agua y desprende hidrógeno, , en ácido clorhídrico, forma cloruro de fierro (II), y agua. Al sulfato de calcio y al carbonato de calcio, al agregarles agua, formaron una disociación, sin embargo en nuestro experimento esto no se aprecia bien debido a que es demasiada cantidad de sal en el agua, por lo que no se logra apreciar bien la solubilidad. Al agregarle ácido, al sulfato de calcio, formó un clorato, esto debido a su reacción con el HCl, además de ácido sulfhídrico y desprendiendo gases. Al exponer este mismo compuesto formado a la flama, se forma hipoclorito de calcio con agua y se desprendió gas. El carbonato de calcio al agregarle ácido produjo efervescencia formando cloruro de calcio y desprendiendo dióxido de carbono, al someterlo al calor formó el óxido de calcio y redujo al cloro.

CONCLUSIONES: En este experimento, se logró observar como las sales no reaccionan con el agua, solo se solubilizan ionizándose en ella siempre y cuando sean carbonatos de metales alcalinos, dando como resultado disoluciones alcalinas, mientras que en el caso del fierro que es un metal, este se oxida en el agua. También observamos como se desprenden gases en varias reacciones y como el carbonato de calcio en presencia de ácido produce efervescencia al ser tratado con ácido clorhídrico, que es una de las propiedades químicas de los carbonatos, por lo que logramos observar varias características de los compuestos tratados y por lo mismo experimentalmente, observamos sus propiedades físicas y químicas, con lo que también podemos deducir que los

20 compuestos iónicos son mas resistentes al calor que los covalentes que se descomponen mas fácilmente. Cada compuesto, de acuerdo a sus propiedades reacciona de una forma distinta en diferentes medios. PROBLEMA # 3 ¿Cuáles son las propiedades particulares del azufre? OBJETIVOS:  

GENERAL: Determinar las propiedades físicas y químicas del azufre. PARTICULARES:  Observar las características de los cristales que se forman del azufre.  Determinar las reacciones de las combinaciones propuestas que se forman del azufre y sus características físicas y químicas.

MATERIAL:  1 Lupa  1 Espátula  3 Vidrios de reloj  4 vasos de precipitados (50ml y 100ml)  1 pinza para tubo de ensayo  1 probeta (50ml)  1 pipeta graduada (2ml)  1 cápsula de porcelana  1 gradilla  5 tubos de ensayo  2 papel filtro  1 embudo de vidrio EQUIPO:  Balanza analítica  Parrilla eléctrica REACTIVOS:  Azufre de polvo (Flor de azufre) (S)  Bisulfuro de carbono (CaS2)  Agua destilada (H2O)  Tiosulfato de sodio (Na2S2O3)  Ácido clorhídrico (HCI) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1)

Coloque 0.1 g de azufre en polvo en 1 vidrio de reloj, y 0.1 g de flor de azufre en otro vidrio de reloj. 2) Utilizando una lupa, observe con cuidado las características físicas del azufre. 3) Coloque en tubos de ensayo las muestras de azufre. 4) A cada tubo vierta 2ml de bisulfuro de carbono y agitar hasta disolver las sustancias (Si el compuesto se encuentra en estado sólido, hacer una mezcla 1:1 ( 5ml de agua y 5ml del reactivo). 5) Filtre el contenido de los tubos, recibiendo la solución en un vaso de precipitados y espere a que se evapore. 6) Observe el residuo de los vasos y con la lupa observe la forma y características de los cristales que se forman. 7) Coloque una pequeña cantidad de azufre en un vaso de precipitados y caliéntelo suavemente en la parrilla hasta que se funda. Observe los cambios que presenta. 8) Vierta con rapidez el azufre fundido en 30ml de agua, espere unos minutos, sáquelo y observe la forma del azufre. 9) En un tubo de ensayo colocan 15 ml de agua y 5 gramos de tiosulfato de sodio, agregue 2ml de ácido clorhídrico (1:2)  (1ml de HCI en 2ml de agua). Registre sus observaciones. 10) Coloque en una cápsula de porcelana un poco de flor de azufre y colóquela sobre la parrilla eléctrica, caliente suavemente hasta que el azufre ebulla. 11) Vacié inmediatamente el azufre fundido sobre un vaso de precipitados que contenga agua fría. Observe lo que sucede. 12) Registre sus resultados. RESULTADOS: 

REGISTRO DE OBSERVACIONES:

21



Paso #2 a) Registra con detalle que el aspecto del azufre: Flor de azufre : Polvo de color amarillo limón, pálido e inodoro



Pasos # 3 y 4 b) Registre sus observaciones al agregar disulfuro de carbono: El azufre se solubiliza, quedando un líquido amarillo 

Pasos # 5 y 6 c) Observe el residuo de los vasos y describa los cristales que se forman Se forma un sólido cristalino de color amarillo limón  



Pasos # 7 y 8 d) Registra el color del azufre y la consistencia que tiene desde el calentamiento hasta que se funda el azufre. Al calentarlo se forma un líquido color pajizo que cada vez se oscurece más . e) Registra las observaciones al agregar el azufre al agua: Al ponerlo en el agua forma unas estructuras amarillas insolubles en el agua que flotan sobre ella.  Paso # 9 f) Registra el color y la consistencia del liquido que se forma en la superficie y lo que sucede con los cristales formados. ¿A qué elemento pertenecen? Al agregar agua al tiosulfato, este se disocia en ella , pero al agregar ácido clorhídrico, se forman al fondo del tubo cristales de sal, separados por un líquido amarillo cremoso (ácido tiosulfúrico) que presenta unas estructuras hexagonales en su superficie (cristales de azufre).



Pasos # 10 y11 g)

Describe detalladamente tus observaciones durante todo el calentamiento del azufre hasta su ebullición. Comienza a vibrar en la cápsula, luego se funde y forma un líquido amarillo oscuro, al ebullir se hace un líquido amarillo transparente, que luego cambia a un tono café. h) Registra la consistencia y color final del azufre en agua: Se observan bolitas de azufre en la superficie del líquido. Que al sacarlas se ven como una masa gomosa suave.  REACCIONES QUIMICAS 1) S(s) + CaS2(l)  S(l) + CaS2(l) S (l ) 2) S ( S )   3) S(l) + H2O(l)  S(s) + H2O(l) 4) Na2S2O3(s) + H2O(l) Na++ + S2O3- - + H2O(l) 5) ) Na2S2O3(aq) + 2 HCl(aq)2NaCl(S) + H2S2O3(aq)  TABLA 5 : CARACTERÍSTICAS FÍSICAS Y QUÍMICAS OBSERVABLESDEL AZUFRE

22

No. De Reacción 1 2 3 4 5

Cambios / propiedades físicas Se vuelve un líquido amarillo limón que no reacciona, pero se solubiliza el azufre en el disulfuro de carbono. Cambia de estado sólido amarillo limón a líquido color pajizo oscuro Cambia de estado de líquido color pajizo oscuro a sólido amarillo e insoluble El tiosulfato se disocia en el agua y pasa de sólido a acuoso. Cambia de acuoso a sólido y acuoso y de transparente a amarillo



Cambios / propiedades Químicas Azufre ortorrómbico Azufre ortorrómbico Azufre monoclínico Azufre amorfo ---------Ciclo hexa-azufre Hay reacción produciendo sal tiosulfúrico.

y

química, ácido

CUESTIONARIO # 3

1) ¿Cuales son las propiedades físicas del azufre? Es un elemento que pertenece al grupo IV de la tabla periódica, su símbolo es S; su masa atómica es de 32,064 y su número atómico el 16, se encuentra disuelto en el agua como ácido sulfhídrico y forma parte de muchas sustancias orgánicas. El azufre sólido a temperatura ambiente es color amarillo limón quebradizo inodoro, mal conductor de calor y de electricidad. Es insoluble en agua pero soluble en disulfuro de carbono. 2) ¿Cuales son las formas alotrópicas del azufre a distintas temperaturas?, ¿de que dependen? Y ¿Cómo se distinguen entre si? Dependen de la temperatura a la que son sometidas y se distinguen por sus propiedades físicas y son: a) azufre ortorrómbico (Sα) es el más estable de los alótropos a temperatura por debajo de los 94ºC y lo podemos apreciar en forma de grandes cristales de color amarillo limón cerca de las áreas volcánicas. Se funde a 112.8ºC y forma un liquido color pardo rojizo, que solidifica cristales monoclínicos llamados azufre monoclínicos o azufre beta (Sþ) b) Azufre monoclínico (Sþ): ES inestable y se funde a los 129,25ºC. AL fundirse forma agudas finas de color amarillo miel que caracterizan al azufre monoclínico cristalizado y que solo duraran unas semanas. Su estructura molecular tiene 8 arillos de S 8 como corona. Es insoluble al agua y soluble en sulfuro de carbono. c) Azufre encadenado, plástico o amorfo: Se funde el azufre (Sα) y se obtiene un liquido móvil; transparente y de color amarillo claro que se convierte en café o rojo oscuro y si se enfría este liquido subenfriado en plástico y resulta insoluble en el agua y en el bisulfuro de carbono; si se deja durante algunos días a temperatura ambiente, este se transformara en azufre ortorrómbico.

4)

completa y compara las propiedades físicas de los alótropos del azufre que se te piden en la siguiente tabla:  TABLA # 6: ALÓTROPOS DEL AZUFRE

Propiedades y químicas

físicas Azufre ortorrómbico

Azufre monolítico

Azufre plástico

Estado físico

Cristales

Agujas finas

Estructura

Ortorrómbica

Monoclínica

ciclo-hexagonal, líquido Masa gomosa blanda

Color

Amarillo limón

Amarillo miel

Café o rojo oscuro

Estabilidad a Tº Estable ambiente Solubilidad del agua Insoluble

Inestable

Semi-inestable

Insoluble

Insoluble

Solubilidad en Soluble disulfuro de carbono Masa especifica 2.06 g/cm3.

Soluble

Insoluble

1.96 g/cm3.

1.95 g/cm3.

23 Punto de fusión

112.8 ºC

119.25 ºC

112.8 ºC

4) menciona de que tipo de cristales se forman durante tu experimento y en que numero de procedimientos. En el paso 6 se forman cristales ortorrómbicos, en el 8 monoclínicos , en el 9 ciclo-hexa-azufre y en el 11 azufre plástico DISCUSIÓN DE RESULTADOS 

En el registro de observaciones, se describe paso a paso lo que iba sucediendo con el azufre en diferentes medios, donde podemos observar que el azufre en polvo es insoluble en el agua y soluble en el disulfuro de carbono.  Al calentarlo en el paso 7 y luego agregarlo al agua, formo azufre monoclínico y al ebullirlo en el paso 10 y agregarlo al agua, formo azufre amorfo, esto se debió a que dependiendo de la temperatura a la que se exponga el azufre, es el tipo de azufre que se forma, como se explica en la pregunta 3 del cuestionario 3.  En el paso 6, se observa el azufre ortorrómbico, que es la forma más comun del azufre.  En el paso 9 al agregar el ácido clorhídrico a la solución de tiosulfato de sodio, el azufre se combino con el radical al que estaba unido el sodio, y el sodio se combinó con el cloro para formar cloruro de sodio y ácido tiosulfúrico que se apreciaba éste último como un líquido amarillo cremoso, que se separaba de la sal ya que ésta se precipitaba al fondo del tubo de ensayo. Ésta fue la única reacción que tuvo a lugar (cambio químico)ya que en los demás procedimientos solo habían transformaciones de fase y de coloración(cambio físico). CONCLUSIONES: A través de éste experimento, se lograron observar las 3 diferentes alotropías del azufre, y sus propiedades físicas y químicas al someterlas a diferentes temperaturas. También, se observaron características propias del azufre como su insolubilidad en agua, y su solubilidad en disulfuro de carbono, además de su transformación al encontrarse en el tiosulfato de sodio, y separarse de éste para formar ácido tiosulfúrico al combinarse con el HCl y cambiar de incoloro a amarillo. Con esto concluimos que dependiendo de la temperatura a la que se le someta al azufre, se presentaran sus diferentes alotropías, propiedades tanto físicas como químicas y sus características propias de cada alótropo.

PROBLEMA # 4 De las reacciones propuestas, ¿Cuáles son reacciones de óxido-reducción ? y ¿Cuáles son los elementos que se oxidan o reducen? y ¿Por qué? OBJETIVOS.  

GENERAL: Realizar diferentes tipos de reacciones químicas PARTICULARES:  Identificar los tipos de reacciones químicas y sus características  Determinar de las reacciones propuestas, las que son de oxido-reducción, y sus agentes reductores y oxidantes.

MATERIAL.       

10 tubos de ensayo 1 gradilla 5 matraz aforados ( 10ml) 6 vidrios de reloj 1 espátula 5 vasos de precipitados 2 pipetas graduadas ( 2ml)

EQUIPO: Balanza analítica

REACTIVOS. -

nitrato de plomo Pb(NO 3)2 nitrato de cobre Cu (NO 3)2 nitrato de plata AgNO 3 nitrato de mercurio Hg(NO 3)2 agua destilada H 2O cloruro de sodio NaCl cloruro de magnesio MgCl2 tetracloruro de carbono CCl4 cobre Cu cromato de potasio K 2CrO4 tiosulfato de sodio NaHSO4

24

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1)

Prepare una solución (1:4 2g de reactivo en 8ml de agua) de nitrato de plomo, una de nitrato de cobre, una de nitrato de plata, y una de nitrato de mercurio. 1.2)Coloque 5ml de cada solución en los tubos de ensayo (por separado) y numérelos. 1.3)Sumerja aproximadamente 1g de zinc (en granalla) dentro de cada tubo procurando que permanezca en contacto con la solución 5min. 1.4)Se saca la granalla de zinc de la solución del tubo 1 . observe sus bordes. 1.5)Repita el paso anterior en los demás tubos. 2) Prepare una solución de AgNO3 1M 2.1) Numere tres tubos de ensayo, vierta 10ml de agua en los tubos 1y 2. En el tubo 1 1 agregue 0.2 g de NaCl, en el tubo 2 agregue 0.2 g de cloruro de magnesio y en el tubo 3 agregue 0.2 g de tetracloruro de carbono. agite hasta disolver. 2.2)Añada 5 gotas de nitrato de plata a cada tubo y observa lo que sucede. 3) Prepare una solución 0.305M de Pb(NO3)2 y 0.305M de cromato de potasio. 3.1)Coloque en un tubo de ensayo 3ml de Pb(NO3)2 0.305M y agregue 3ml de K2CrO4 0.305 M. observe lo que sucede. 4) Prepare una solución de 0.05M de ácido sulfúrico 4.1) Coloque en un tubo de ensayo 0.1 g de NaHSO 4 (tiosulfato de sodio) y agregue gota a gota 1ml de solución 0.05M de H2SO4, permita transcurrir 10seg., y observe lo que sucede. 5) Coloque en un tubo de ensayo 3ml de AgNO3 1M y agregue 0.635g de cobre. observe lo que sucede. RESULTADOS Y CUESTIONARIO PASO 1 1) ¿Qué metal se ha depositado en la granalla de zinc para cada tubo? Tubo A: plomo, tubo B: cobre, tubo C: plata, tubo D: mercurio. 2) Complete las siguientes reacciones A) Pb(NO3)2(aq) + Zn(s)  Zn(NO3)2(aq) + Pb(s)  B) Cu(NO3)2(aq) + Zn(s)  Zn(NO3)2(aq) + Cu(s)  C) 2Ag(NO3)2(aq) + Zn(s)  Zn(NO3)2(aq) + 2Ag(s)  D) Hg(NO3)2(aq) + Zn(s)  Zn(NO3)2(aq) + Hgs)  3)

De las reacciones anteriores, ¿Cuáles son de oxido-reducción? Todas y también son de desplazamiento

4)

En la tabla 7 identifica el agente oxidante y al agente reductor de las reacciones de oxidoreducción.

TABLA 7 : AGENTE OXIDANTE Y REDUCTOR REACCIÓ ELEMENTO N SE OXIDA

QUE AGENTE OXIDANTE

AGENTE REDUCTOR

Zn++ + 2 eDe Znº a Zn2+

Pb ++ -2eDe Pb2+ a Pbº

Pb

Zn

B

Zn++ +2 eDe Znº a Zn2+

Cu++ -2eDe Cu2+ a Cuº

Cu

Zn

C

Zn++ +2 eDe Znº a Zn2+

Ag++ -1eDe Ag2+ a Agº

Ag

Zn

D

Zn++ +2 eDe Znº a Zn2+

Hg++ -2e De Hg2+ a Hgº

Hg

Zn

A

5)

QUE ELEMENTO SE REDUCE

¿Cuáles de las reacciones anteriores son exotérmicas?

25 Ninguna PASO 2  Cálculos de molaridad: AgNO3 1M en 10ml de agua (1mol /L)( 0.01L) = 0.01mol AgNO3-----170g----1mol ----0.01mol = 1.7g de AgNO3 en10ml de agua 6)

complete las ecuaciones químicas de las reacciones del procedimiento.

NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3 MgCl + 2AgNO3  Mg(NO3)2 + 2AgCl CCl4 + AgNO3  No hay reacción 7) 8) a) b) 9)

¿Cuáles de las ecuaciones anteriores son de óxido-reducción? Ninguna. De los compuestos que constituyen las reacciones químicas. ¿Qué moléculas presentan enlace iónico? El cloruro de sodio y el nitrato de sodio ¿Qué moléculas presentan enlace covalente? El cloruro de magnesio, el tetracloruro de carbono, el nitrato de plata, el cloruro de plata, nitrato de magnesio y el nitrato de sodio. ¿Qué tipo de reacciones presentan los elementos que reaccionan? Reacciones de doble sustitución.

PASO 3 

Calculos de molaridad

Pb(NO3)2 0.305M en 10ml de agua (0.305mol/L)(0.01L) = (3.05 x 10-3mol)( 327g/mol) = 0.1g K2CrO4 0.305 M en 10ml de agua (0.305mol/L)(0.01L) = (3.05 x 10-3mol)(194g/mol) = 0.6g 10) ¿Qué tipo de reacción se produjo? De doble sustitución 11) ¿es una reacción de oxido-reducción? No 12) ¿es una reacción exotérmica? No 13) escriba la ecuación química de la reacción. Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq)  2KNO3(aq) + PbCrO4(s)  14) ¿Cuáles son los nombres de los productos formados? Nitrato de potasio y cromato de plomo. 15) De los compuestos anteriores, ¿alguno formo precipitado?, ¿Cuál? Si, del cromato de plomo. PASO 4 

Cálculos de molaridad

H2SO4 0.05M en 10ml de agua (0.05mol/L)(0.01L) = (5.15x 10-4 mol) (98g/mol)= 0.0505g  1.84g/ml = (0.0274ml  100%)  98%= 0.0280ml 16) ¿Qué tipo de reacción se formo? De doble sustitución 17) ¿se produce alguna sal durante la reacción?, ¿Cuál? Si, sulfato de sodio

26 18) ¿es una reacción de oxido reducción? No 19) ¿es una reacción exotérmica? Si 20) escribe la reacción química que se formo. 2NaHSO3(s) + H2SO4(aq)  Na 2SO4  + 2H2SO3 21) ¿se forma precipitado?, ¿de que compuesto? Si, del sulfato de sodio PASO 5 22) escriba la ecuación química de la reacción. 2AgNO3(aq) + Cu(s) 

Cu (NO3)2(aq) + 2Ag(s) 

23) ¿se forma precipitado?, ¿de que elemento? Si, de la plata 24) ¿es una reacción de oxido-reducción? Si 25) ¿Qué electos se oxidan y/o reducen?, ¿Cuántos? El cobre se oxida +2eLa plata se reduce -1e26) ¿Cuál es el agente oxidante y el agente reductor? El cobre es el agente reductor La plata es el agente oxidante 27) ¿Cómo se puede clasificar la reacción anterior? Como reacción de sustitución simple o de desplazamiento. Pregunta final: 28) De las reacciones propuestas, ¿Cuáles son de Óxido-reducción y cuales son los elementos que se oxidan y/o reducen? y ¿porque? A. Pb2+(NO3)2 1- + Zn0  Zn2+(NO3)21- + Pb0 Zn se oxida porque cede 2e(agente reductor) Pb se reduce porque gana 2e- (agente oxidante) B. Cu2+(NO3)21- + Zn0  Zn2+(NO3)21- + Cu0 Zn se oxida porque cede 2e(agente reductor) Cu se reduce porque gana 2e- (agente oxidante) C. 2Ag1+NO31- + Zn0  Zn2+(NO3)21- + 2Ag0 Zn se oxida porque cede 2e(agente reductor) Ag se reduce porque gana 1e- (agente oxidante) D. Hg+2(NO3)21- + Zn0  Zn2+(NO3)21- + Hg0 Zn se oxida porque cede 2e(agente reductor) Hg se reduce porque gana 2e- (agente oxidante) E. 2Ag1+NO31- + Cu0  Cu2+(NO3)21- + 2Ag0 Ag se reduce porque gana 1e- (agente oxidante) Cu se oxida porque cede 2e- (agente reductor) DISCUSIÓN DE RESULTADOS: 

En el paso 1, se logran observar 4 reacciones de óxido-reducción, es decir, reacciones re-dox, donde también se observa la formación de precipitado.  En la tabla 7, se identifica tanto al agente oxidante como al agente reductor de cada una de las reacciones, que además de ser reacciones re-dox, también son de desplazamiento, donde el zinc es un agente reductor..  En el paso 2, se observan reacciones de doble sustitución, donde no queda ningún elemento libre, es decir, se combinan entre ellos.  En el paso 3, también se observa una reacción de doble sustitución con formación de precipitado.

27 

En el paso 4, la reacción también forma precipitado de la sal de sulfato de sodio formada, además de que desprende calor, es decir, es una reacción exotérmica y de doble sustitución.  En el paso 5, se forma una reacción re-dox, donde el cobre desplaza a la plata (por lo tanto tambien es de desplazamiento), reduciéndola, para formar nitrato de cobre y precipitarse la plata.  En la pregunta #28, se pueden observar de las reacciones hechas, las que son de óxido-reducción, los elementos que se oxidan y reducen y los agentes reductores y oxidantes, donde se puede observar que el cobre y el zinc son agentes reductores, lo que se debe a que son metales más activos que los demás metales a los que se les sometió en la reacción, por lo que los desplazan. CONCLUSIONES: Por medio de este experimento, efectuamos diversas reacciones químicas, de entre las cuáles, distinguimos cuáles eran de óxido-reducción, y así mismo, diferenciamos de entre los agentes reductores y oxidantes, además de que esas mismas reacciones también eran de desplazamiento, donde liberaban al ion del metal del compuesto, para combinarse con este, debido a que eran metales más activos (el zinc y el cobre) que los metales compuestos, razón por la que los desplazaban y reducían al mismo tiempo que éstos se oxidaban, ya que como ya sabemos, en una reacción re-dox, si un elemento se oxida, por ende, debe haber la reducción de otro. De esta manera logramos observar las características de las reacciones re-dox. PROBLEMA # 5 ¿ Qué masa de cloruro de plata reaccionó con ácido nítrico para formar nitrato de plata y 1.2435ml de ácido clorhídrico de acuerdo a la siguiente reacción?

AgCl  HNO3   AgNO3  HCl OBJETIVOS:    

GENERAL: Determinar la cantidad de cloruro de plata que reacciona con ácido nítrico. PARTICULARES: Determinar la razón por la cual si al hacer la reacción, queda algún sobrante de reactivo que no reaccione, además de comprobar la ley de la conservación de la materia. Determinar cuales serían las cantidades de reactivo ideales para que la reacción se lleve a cabo con un 100% de efectividad

MATERIAL:         

1 probeta de 100ml 2 vasos de precipitados (200ml) 2 vidrios de reloj 1 cápsula de porcelana 1 espátula papel pH 2 filtros o crisoles de Gooch 1 agitador 3 pipetas graduadas (2 , 5y 10ml)

EQUIPO:  balanza analítica  parrilla eléctrica  estufa REACTIVOS:   

Cloruro de plata (AgCl) Ácido nítrico (HNO3) Agua destilada (H2O)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

28 1.

2. 3. 4. 5.

6.

Pesar en la balanza analítica o electrónica 2.1525g de cloruro de plata. Diluirlo en 150ml de agua. (verificar el pH) Si la dilución resulta alcalina, neutralizar con 1ml de exceso de ácido nítrico 15M, lo que dará lugar a una disolución 0.1M en ácido nítrico. A partir de ese momento, la muestra deberá recibir la menor cantidad de luz posible. Si la solución es neutra, 1.0238ml de ácido nítrico Verificar la precipitación. (La precipitación se verificará en frío, ya que si ésta demasiado caliente o si contiene demasiado ácido, el ion cloruro puede oxidarse por la acción del ácido nítrico) Se calienta la mezcla a una temperatura cercana a la ebullición y luego se deja sedimentar el precipitado hasta su coagulación. Filtrar y lavar con un crisol filtrante de vidrio sintetizado, porcelana porosa o asbesto (filtro de Gooch). (El cloruro de plata y también el exceso de ion plata en disolución, sufren fácilmente reducción por acción de la materia orgánica, especialmente a temperatura elevada, por lo que no deberá utilizarse en la filtración papel filtro ya que tendría que quemarse después). El lavado deberá prolongarse hasta que las aguas de lavado estén exentas de ion plata. Llevar el residuo del crisol a un vaso de precipitados y poner a ebullición para eliminar el agua, luego colocarlo en un vidrio de reloj o cápsula de porcelana y colocarlo en la estufa de 100 hasta 130°C para eliminar los últimos vestigios de humedad. Pesar el residuo.

RESULTADOS:  

CÁLCULOS DE MOLARIDAD:

HNO3 15M En 10ml de agua: (15mol/L)(0.01L) = (0.15mol)(63g/mol) = 9.45g  1.42g/ml = (6.6549ml)(100%)  65% = 17.9862ml 63g  1 mol 9.45g  0.15mol pH de la disolución de cloruro de plata en agua es alcalina, por lo que se le agrega 1ml el HNO3 15M. 

TABLA 8 : MASA DE REACTIVOS Y PRODUCTOS.

Cloruro de plata Masa /volumen 2.1525g Masa de ácido nítrico 2.42g Volumen /masa de ácido 1.2435ml  0.5475g clorhídrico 

Ácido nítrico 1ml de ácido nítrico 15M 1.0238ml  0.945g



0.1M

cálculos y resultados teóricos:

Reacción química experimental

AgCl( s )

143.5 g / mol

 HNO3( l )

2.1525g

63 g / mol

  AgNO3( S ) , Agua

0.945g

170 g / mol

2.42g

 HCl (l )

36.5 g / mol

0.5475g

3.0975g  Gramos de soluto  2.9675g 

Si para el ácido nítrico son: 0.945g, la masa que se forma del ácido clorhídrico es 0.5475g por:

(63g /mol)(1mol) = 63g 0.945g  

(36.5g/mol)(1mol) = 36.5g 0.5475g

Por lo tanto, si para el cloruro de plata son 2.1525g, la masa que debe formarse de ácido nítrico es:

(143.5g /mol)(1mol) = 143.5g 2.1525g  

(170g/mol)(1mol) = 170g 2.55g

Masa que reaccionó de cloruro de plata:

(143.5g /mol)(1mol) = 143.5g

(170g/mol)(1mol) = 170g

29 2.0427g 

2.42g



Diferencia teórica a experimental de masa de AgCl que reacciona:

2.1525g – 2.0427g = 0.1098g que constituyen un error del 5.1% 

Relación moles y concentración molar:

Para el cloruro de plata: Si se tienen 2.1525g, estos equivalen a 0.015moles que en la solución en que se encontraban de 150ml de agua equivaldrían a una molaridad de: 0.1M  Para el ácido nítrico: Si se tienen 0.945g, estos equivalen a 0.015moles que en la solución en que se encontraban de 150ml de agua equivaldrían a una molaridad de: 0.1M  Para el nitrato de plata: Si se tienen 2.55g, estos equivalen a 0.015moles que si se encontraran en la solución de 150ml de agua equivaldrían a una molaridad de: 0.1M  Para el ácido clorhídrico: Si se tienen 0.5475g, estos equivalen a 0.015moles que si se encontraran en 150ml de agua equivaldrían a una molaridad de: 0.1M 

Por lo tanto:

0.015moles + 0.015moles = 0.015moles + 0.015moles

, entonces:

Reacción química experimental 206.5g Masas moleculares  206.5g

AgCl( s )

143.5 g / mol

 HNO3( l )

2.1525g

63 g / mol

  AgNO3( S ) , Agua

0.945g

170 g / mol

2.55g

 HCl (l )

36.5 g / mol

0.5475g

3.0975g  Gramos de soluto  3.0975g DISCUSIÓN DE RESULTADOS: 

En la tabla 8, observamos nuestros resultados experimentales, donde se puede observar que se encuentra la masa que se utilizó de nitrato de plata, y se sacaron los gramos resultantes de los mililitros que se utilizaron de ácido nítrico, además de que también se sacaron los gramos de los mililitros de HCl que se dieron como resultado – problema. También se añadieron los gramos experimentales de nitrato de plata que se formó.  Dentro de los cálculos y resultados teóricos, se encuentra la reacción química experimental que se dio a lugar, donde se deduce que los gramos de ácido nítrico faltantes (teóricamente) son de cloruro de plata que no reaccionó o no terminó de reaccionar.  Teóricamente debían de reaccionar todos los gramos tanto de ácido nítrico como de cloruro de plata, ya que se tenía la cantidad de moles exacta para que reaccionaran completamente, y se produjera una reacción al 100%, sin embargo, como posiblemente nuestra reacción no se completo y hubo un error del 5.1% , la reacción tuvo lugar a un 94.9% de efectividad, esto se debe a que no reaccionaron 0.1098g del cloruro de plata.  Al final de los cálculos, se muestra la reacción química que teóricamente se debió de haber producido y como tanto en la suma de las masas moleculares de reactivos y productos se obtiene la misma cantidad de gramos-mol y lo mismo pasa en la cantidad de gramos de soluto que se tienen en reactivos y productos, con lo que se puede observar que los de reactivos sólo se transforman para formar productos, sin alterar la cantidad de sustancia que se tiene.

CONCLUSIONES: Por medio de éste experimento, se observaron las propiedades químicas (de reacción) y físicas ( de propiedad) de la materia, además de uno de sus principios básicos que es que la materia no se crea ni se destruye, tan solo se transforma, como lo pudimos observar en la reacción anterior ya que de los reactivos utilizados, la suma de sus masas de soluto, fueron el mismo total de productos que se formaron, sólo que en diferentes proporciones, sin embargo, es la misma cantidad de materia, de esta forma se puede observar el principio de “la ley de la conservación de la materia”, esto lo logramos determinar haciendo los cálculos necesarios, donde también observamos como para formular una reacción se requiere y depende de la cantidad de moles de soluto que se tengan para reaccionar entre reactivos, de lo que dependerá la masa de la sustancia que va a reaccionar entre reactivos.

30

CONCLUSIONES FINALES: A través de esta práctica, logramos observar desde lo general hasta lo particular, las distintas propiedades físicas y químicas de la materia, por medio de los 5 problemas propuestos, donde en el primer problema, observamos los comportamientos de algunos metales combinados con cloro al ser expuestos al oxígeno para oxidarse y producir combustión generando calor y produciendo luces de distintos colores por la exaltación de sus electrones. En el problema dos, observamos los comportamientos de algunas mezclas, soluciones y compuestos al exponerlos en medios ácidos, básicos y neutros, donde en la mayoría de las reacciones se desprendían gases y además se podían observar las propiedades de sales como el carbonato de calcio, que forma cristales de sal al agregarle ácido clorhídrico, además de las propiedades de las mezclas, compuestos y soluciones. En el problema 3 , analizamos las propiedades tanto químicas como físicas del elemento azufre, sus comportamientos en distintos medios y sus alótropos, además de los cristales que forma cada uno de estos, y las formas que presentan debido a sus propiedades físicas. En el problema 4, se realizan distintas reacciones para clasificarlas por su función e identificar a las reacciones de óxido-reducción y distinguir a los agentes reductores y oxidantes y ver como los agentes reductores son los que se oxidan y viceversa, con lo que también logramos observar las propiedades químicas y físicas de las distintas reacciones. Por último, en el problema 5, observamos la ley de la conservación de la materia, donde a partir de 2 compuestos, se produjo una reacción química de la cuál se formaron 2 productos con la misma cantidad de gramos de soluto que en los reactivos, pero en distintas proporciones, con lo que comprobamos que la materia sólo se transforma, no se destruye. Por lo que podemos concluir que dependiendo de cada elemento, compuesto o mezcla, las propiedades físicas y químicas varían para cada uno, por lo que dependiendo de ellas, serán las diferentes reacciones que puedan llegar a producir, y las características específicas que puedan llegar a tener.

BIBLIOGRAFÍA:       

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