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QUÍMICA CE83 LECTURAS Y FICHAS DE TRABAJO

S01 - Tema: 1.1 La Materia H1: Reconoce los tipos de materia de acuerdo a su composición 1.1 MATERIA Uno de los atractivos de aprender química es ver como los principios químicos se aplican a todos los aspectos de nuestras vidas. Desde las actividades cotidianas, como encender una cocina, hasta las cuestiones de mayor trascendencia como la producción de medicamentos para curar enfermedades. La química es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades físicas y químicas, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que acompañan a dichos cambios. La materia es el material físico del universo, en términos muy sencillos la podemos decir que la materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. 1.1.1 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA La materia puede clasificarse en: • Sustancias puras, que se caracterizan por tener composición fija y propiedades definidas, por ejemplo, oro (Au), oxígeno (O2), agua (H2O) cloruro de sodio (NaCl). • Mezclas, están formadas por dos o más sustancias puras, por ejemplo el aire, la arena Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos, mientras que las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas: Elementos Son sustancias que no pueden descomponerse en sustancias más simples. Están formados por un solo tipo de átomos. Los elementos pueden consistir en átomos individuales, como el helio (He) y el cobre (Cu) o en moléculas como en el oxígeno (O2), o el cloro (Cl2) Se conoce más de 109 elementos químicos, se representan mediante el denominado símbolo químico: sodio (Na), cobre (Cu), Helio (He). Compuestos Los compuestos son sustancias formadas por átomos de dos o más elementos diferentes, unidos químicamente en proporciones definidas. Se representan mediante las fórmulas químicas, por ejemplo agua (H2O), cloruro de sodio (NaCl) Para separar los elementos que forman parte de un compuesto se debe usar medios químicos. Mezclas La materia suele encontrarse bajo la forma de mezclas. Una mezcla está formada por dos o más sustancias (elementos o compuestos). Cada sustancia que forma parte de la mezcla conserva su identidad química y sus características. Los componentes de estas mezclas pueden ser separados por medios físicos (destilación, filtración, tamizado, etc). Hay dos tipos de mezclas: homogéneas y heterogéneas. Las mezclas homogéneas son aquellas en las que la composición es la misma en toda la muestra, se observa una sola fase, por ejemplo el aire, agua azucarada, etc. En las mezclas heterogéneas se puede observar más de una fase, por ejemplo arena del mar Ejemplo: Clasifiquemos las siguientes sustancias y mezclas de uso común: dióxido de carbono, mercurio, agua con aceite y agua potable. Solución: Interpretación y representación: Reconoce los tipos de materia de acuerdo a su composición, observa si se representa por símbolo o formula.

Sustancia

Sustancia pura Elemento

Dióxido de carbono (CO2) Mercurio (Hg) Agua con aceite Agua potable

1

Compuesto

Mezcla Homogénea

Heterogénea

✓

CO2 es una fórmula. Hg es un símbolo. Agua con aceite forma dos fases.

✓ ✓ ✓

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¡Ahora tú sólo! Se ha encontrado diferentes tipos de materia. Clasifícalas como: elemento (E), compuesto (C), mezcla homogénea (MHo) o heterogénea (MHe). 1. Cubos de hielo con 2. Helio contenido en un 3. Lejía agua de caño. globo. 4. Papel aluminio 5. Olla de cobre 6. Sal de mesa

H2: Identifica las características de los estados de agregación de la materia 1.1.2 ESTADOS DE LA MATERIA La materia puede existir en tres estados físicos definidos: sólido, líquido y gaseoso. La mayoría de sustancias se presentan en un estado físico concreto, así por ejemplo tenemos los metales en estado sólido, el etanol en estado líquido y el oxígeno en estado gaseoso. El agua es una de las pocas sustancias que puede hallarse en los tres estados físicos de manera natural. Para explicar las propiedades de los tres estados físicos se suele usar la denominada Teoría Cinética Molecular. De acuerdo a esta teoría, la materia está formada por pequeños corpúsculos en constante movimiento. La energía asociada a estos movimientos, es lo que percibimos como la temperatura de la sustancia. A mayor energía, mayor será la velocidad con que se mueven las partículas, Las características de los estados se muestran en el siguiente cuadro. Estado físico Sólido Líquido

Gaseoso

Característica Relación entre la Fuerza de repulsión y cohesión Atracción entre partículas. Movimiento de partículas Volumen

Fuerza de cohesión mayor que la fuerza de repulsión

Fuerza de cohesión similar a la fuerza de repulsión

Fuerza de cohesión menor que la fuerza de repulsión

Intensa

Moderada

Despreciable

Solo movimiento vibratorio

Desplazamiento

Caótico en todas direcciones

Forma

Definida

Definido

Definido Variable. Adopta la forma del recipiente que lo contiene

Ocupan todo el volumen del recipiente que lo contiene. Adopta la forma del recipiente que lo contiene

Ejemplo: Acerca de las características de los estados marca el enunciado correcto: Las sustancias en estado sólido poseen______________. a) partículas con gran energía cinética. b) elevada fuerza de atracción entre sus partículas. c) partículas muy separadas entre sí. d) volumen no definido. Solución: Interpretación y representación: Debes saber las características de los estados de agregación de la materia e identificar la característica presente en el estado. Luego marca tu respuesta.

b) elevada fuerza de atracción entre sus partículas.

2

CORRECTO

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¡Ahora tú sólo! El gas CO2, es el responsable de las burbujas de las bebidas gaseosas y se introduce al agua bajo presión. Con respecto a las características del gas podemos afirmar que:

a) Se comprimen aumentando el volumen del recipiente que lo contiene. b) El movimiento de sus partículas es casi nula. c) Si hay un pequeño agujero en el tanque el gas se escapa, la misma masa de gas ocupara mayor espacio. d) Su paso de gas a sólido sin pasar por el estado líquido se denomina sublimación. H3: Identifica el tipo de cambio que se producen en la materia 1.1.3 CAMBIOS DE LA MATERIA La materia es infinita en el espacio y en el tiempo, no puede ser creada ni destruida solo transformada. Estas transformaciones pueden ser físicas o químicas. Cambio Físico Un cambio físico no produce variación en la identidad de la sustancia. Son transformaciones transitorias, es decir, es un cambio de estado ó de forma. Por ejemplo: evaporación del agua, producción de monedas de plata, disolución de sal en agua H2O(l) + calor  H2O(g)

Los cambios de la materia de un estado a otro se conocen como cambios de fase y están asociados a cambios de energía en el sistema. En la fusión, evaporización y sublimación se requiere absorción de energía para alterar las fuerzas de atracción entre las moléculas. En tanto, los procesos de deposición, condensación y solidificación estarán acompañados de una pérdida de energía por parte del sistema. La energía de vaporización, de fusión y volatilización tienen la misma magnitud pero de signo contrario que la energía de condensación, solidificación y sublimación, respectivamente. El paso de un estado de agregación a otro recibe las siguientes denominaciones: CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

La licuefacción o licuación de los gases ocurre cuando una sustancia pasa del estado gaseoso al líquido, por el aumento de presión y disminución de la temperatura. Cambio Químico. Un cambio químico produce una variación en la identidad de la sustancia. Son transformaciones permanentes y generalmente no son reversibles. Este cambio implica un cambio de estructura química, es decir el compuesto se transforma totalmente en otro u otros compuestos totalmente diferentes. Por ejemplo: la electrolisis del agua (el agua se descompone en hidrógeno y oxígeno) 2 H2O(l) + Corriente eléctrica  2 H2 (g) + O2 (g) + Corriente eléctrica

3



+

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Ejemplo: Identifica como cambio físico o cambio químico algunos procesos comunes como: el alcohol se evapora, el carbón arde en una parrilla, se escapa el aire de un globo, tejido de telas. Solución: Interpretación y representación: Debes imaginar el suceso en la vida real y determinar si existe o no un cambio en la identidad de la sustancia.

Suceso El alcohol se evapora

Cambio Físico X

Carbón que arde en una parrilla

Cambio Químico X

Se escapa el aire de un globo

X

Tejido de telas

X

¡Ahora tú sólo! Identifica marcando un aspa como cambio físico o cambio químico: Suceso 1.Se sublima el hielo seco (CO2 solido)

Cambio Físico

Cambio Químico

3. Se oxida un clavo de hierro.

H4: Define las propiedades físicas y químicas en base al tipo de cambio que se produce en la materia 1.1.4 PROPIEDADES DE LA MATERIA Las propiedades son características de las sustancias que se pueden observar y medir, permitiéndonos de este modo, describir, identificar y diferenciar una sustancia de otra. Estas propiedades pueden ser físicas o químicas Propiedad física Son aquellas que se pueden medir y observar sin que cambie la composición o identidad de la sustancia. Propiedad física: H2O(s) + calor  H2O(l) Punto de fusión del agua: 0°C Algunas de las propiedades físicas comunes son: Masa: Cantidad de materia que posee un cuerpo Peso: Fuerza con que la gravedad actúa sobre un cuerpo. Volumen: Cantidad de espacio que ocupa un cuerpo. Dureza: Resistencia que opone una sustancia al ser rayado. Porosidad: Presencia de espacios vacíos entre las partículas que los forman. Maleabilidad: Capacidad para poder transformarse en láminas. Ductilidad: Capacidad para poder transformarse en hilos. Conductividad eléctrica: Capacidad para conducir la electricidad. Conductividad térmica: Capacidad para conducir el calor. Solubilidad: Capacidad de una sustancia para disolverse en un solvente dado. Tenacidad: resistencia a la ruptura. Punto de fusión: Es la temperatura a la cual, la materia pasa de estado sólido a estado líquido. Cabe destacar que el cambio de fase ocurre a temperatura constante. Volatilidad: Tendencia de una sustancia líquida a pasar a vapor. Sublimable: Facilidad de una sustancia para pasar al estado gaseoso sin pasar por líquido. Densidad: Magnitud que expresa la relación entre la masa y el volumen de un cuerpo Compresibilidad: Capacidad que tienen ciertos cuerpos para reducir su volumen, al someterlos a una presión Magnetismo: Propiedad que tienen algunas sustancias de ejercer fuerzas de atracción o repulsión sobre otros materiales. Algunos elementos como el hierro, cobalto y níquel poseen fuerzas más intensas y detectables que otras, llamándoseles sólidos ferromagnéticos. Las aleaciones ferromagnéticas se conocen como imanes.

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Propiedad Química Son aquellas que se observan sólo cuando la sustancia experimenta un cambio en su estructura interna transformándose en una nueva sustancia. Las propiedades químicas de la materia se caracterizan por producir sustancias nuevas. Propiedad química: Combustión del metano

Algunas de las propiedades químicas comunes son: Combustibilidad: Capacidad para arder en presencia de oxígeno. Esta reacción produce energía en forma de luz o de calor. Reactividad química: Capacidad de una sustancia para descomponerse o reaccionar con otra sustancia, por ejemplo, la reactividad con el agua, la reactividad con sustancias ácidas y la reactividad con las bases o hidróxidos. Corrosión: capacidad de una sustancia para oxidarse (aumento de estado de oxidación) Ejemplo: Coloque la propiedad que corresponde a la descripción e indique si se trata de una propiedad física (P.F) o propiedad química (P.Q) en: el alcohol arde en presencia de oxígeno, el hierro es atacado por los ácidos, el calcio es un material sólido Solución: Interpretación y representación: Identifica las propiedades físicas y químicas en base al tipo de cambio que se produce en la materia.

Descripción

Propiedad

Tipo de propiedad

El alcohol arde en presencia del oxígeno.

Combustibilidad

P.Q

El calcio es un material sólido

Estado sólido

P.F

¡Ahora tú sólo! Coloque la propiedad que corresponde a la descripción e indique si se trata de una propiedad física (P.F) o propiedad química (P.Q). Propiedad Descripción Tipo de propiedad

El azufre es un aislante eléctrico. El aluminio reacciona con la soda caustica.

Cada sustancia es diferente de otra; cada una de ellas posee ciertas características que permiten reconocerlas y distinguirlas de otras sustancias.

H5: Analiza las propiedades físicas de los componentes de una mezcla y determina el método adecuado para su separación 1.1.5

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

Recordemos que una mezcla está formada por dos o más componentes en diferentes proporciones, donde esos componentes no pierden sus propiedades características por el hecho de mezclarse. Para separar los componentes de una mezcla, ellos deben tener al menos una propiedad física que los diferencie de los demás componentes de la mezcla. Los métodos a utilizar dependerán del tipo de mezcla y de las propiedades de las sustancias involucradas. Para mezclas heterogéneas, las técnicas más utilizadas son:

5

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Tamizado Se utiliza cuando los componentes de la mezcla se encuentran en estado sólido. Esta técnica se basa en la diferencia del tamaño de las partículas de los componentes de la mezcla. Se usa tamices generalmente elaborados con tela metálica. En función del tamaño de los orificios del tamiz, dejará pasar unas determinadas partículas sólidas y otras, no. Imantación Se utiliza cuando los componentes de la mezcla se encuentran en estado sólido. Esta técnica se utiliza cuando uno de los componentes tiene propiedades magnéticas y los otros no. El método consiste en acercar un imán a la mezcla con el fin de generar un campo magnético, que atraiga al componente de propiedades magnéticas (principalmente: Fe, Co, Ni) dejando aislado el o los componentes que no la tienen. No todos los metales tienen esta propiedad. Decantación Se utiliza cuando los componentes de la mezcla se tienen diferente densidad. Esta técnica se utiliza para separar dos líquidos no miscibles entre sí o un líquido de un sólido que sedimente en el fondo de un recipiente. Filtración Permite la separación de la fase sólida de la fase líquida de mezclas heterogéneas. Se hace pasar la mezcla a través de un papel de filtro de manera que el líquido atravesará el papel y el sólido quedará retenido en él por diferencia en el tamaño de las partículas. Disolución Selectiva Esta técnica se utiliza para separar dos sustancias que tienen diferente solubilidad: uno se disuelve en un solvente y el otro componente no. Para la separación completa de los dos componentes luego de la disolución se debe realizar una filtración. *Para mezclas homogéneas, las técnicas más utilizadas son: Destilación Esta técnica se utiliza para separar dos sustancias que tienen diferente punto de ebullición. Se usa para la separación de componentes líquidos de una mezcla líquida. Evaporación Separa los componentes de una mezcla con diferente grado de volatilidad, generalmente sólo uno de ellos se evapora. Ejemplo: Conteste las siguientes preguntas respecto a la mezcla de azufre en polvo con hierro en polvo. • ¿Qué propiedad o propiedades físicas permitirá separar los componentes de la mezcla?: • ¿Qué método físico se debe emplear para separar los componentes de la mezcla? • Mediante un diagrama de bloques describa el proceso usado para la separación. Solución: Estrategia: Analiza las propiedades físicas de los componentes de una mezcla y determina el método adecuado para su separación. Mezcla Propiedad Método usado/ Descripción Azufre y hierro

Propiedad magnética del hierro

¡Ahora tú sólo! Complete los casilleros respecto a las mezclas dadas. Mezcla Propiedad Aceite - Agua

6

Método usado/ Descripción

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE H1: Reconoce los tipos de materia de acuerdo a su composición 1. En la cocina de Juanita encontramos diferentes tipos de materia. Clasifícalas como: elemento (E), compuesto (C), mezcla homogénea (MHo) o heterogénea (MHe). Olla de aluminio Lavavajillas líquido. Cloruro de sodio Aceite de Oliva

Cafeína (C8H10N4O2) Gasolina Ensalada de frutas Azafate de acero inoxidable

Vinagre Gas natural Vino Soda caustica (95% NaOH)

H2: Describe las características de los estados de agregación de la materia 2. Clasifica las siguientes características con el estado físico (sólido, líquido y gas) que corresponda: Características

Estado físico

Posee forma y volumen definido. Las fuerzas de repulsión superan a las fuerzas de cohesión. Las partículas sólo poseen movimiento de vibración. Las fuerzas de repulsión son similares a las fuerzas de cohesión. Posee volumen definido y adapta la forma del recipiente que lo contiene. La compresibilidad es casi nula y fluye. Puede comprimirse. Las fuerzas de cohesión superan a las fuerzas de repulsión. Las partículas vibran y se desplazan libremente en todas direcciones. No posee forma ni volumen definido. Adapta la forma del recipiente que lo contiene.

H3: Identifica los cambios que se producen en la materia 3. Marque el o los cambios de estado que ocurren por incremento de la temperatura: a) Solidificación b) Condensación c) Fusión d) Sublimación inversa (deposición) 4. Marca con un aspa (X) en la casilla correspondiente según el cambio que se describe. Suceso C. Físico C. Químico Se evapora nitrógeno líquido en el ambiente. Licuar hielo. Una tableta de alka-seltzer en agua produce efervescencia. H4: Identifica las propiedades físicas y químicas en base al tipo de cambio que se produce en 5. Coloque la propiedad que corresponde a la descripción e indique si se trata de una propiedad física (P.F) o propiedad química (P.Q). El punto de fusión del silicio es 1 410 ºC. El hierro es más tenaz que el aluminio La botella de Coca Cola es de 250 mL El hierro es atraído por el imán La esponja presencia espacios vacíos entre las partículas que los forman. La plata se oxida

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6. Teniendo en cuenta las propiedades listadas, identifica las propiedades físicas y químicas que corresponde al agua (H2O), cobre (Cu), propano (C3H8) y acero. Ubícalas correctamente en la tabla. 1. Color: Es de color gris plateado. √ 2. Oxidación: Expuesto largo tiempo al aire húmedo, forma una capa de carbonato de cobre de color verde.√ 3. Compresibilidad: Fácilmente comprimible. 4. Difusibilidad: Se difunde con facilidad. 5. Ductilidad: Fácilmente se puede convertir en alambres. 6. Temperatura de ebullición: Su punto de ebullición es 100°C a 1 atm de presión. 7. Resistencia Mecánica: Presenta alta resistencia mecánica al someterlo a esfuerzos de tracción y compresión. 8. Magnetismo: Metal que carece de propiedades magnéticas 9. Conductividad eléctrica: Gracias a su gran conductividad eléctrica se le suele usar en las redes eléctricas. 10. Electrolizable: Mediante electrólisis se descompone en H2 y O2. 11. Combustibilidad: Combustiona formando CO2 y H2O. 12. Conductividad térmica: Buen conductor del calor. (H2O) agua

(Cu) cobre

(C3H8) propano

Propiedades físicas

Propiedades químicas

Acero: (0,7%C, %Fe>90%) 1. Color

2. Oxidación:

H5: Analiza las propiedades físicas de los componentes de una mezcla y determina el método adecuado para su separación 7. Separa la siguiente mezcla. Mezcla Propiedad Método usado/ Descripción Alcohol - Agua

8. Separa la siguiente mezcla. Mezcla Propiedad En un almacén industrial por accidente se mezclan: sal común de cocina en polvo, polvo de carbón y limaduras de níquel.

Método usado/ Descripción

*Todas las sustancias tienen el mismo diámetro

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Ejercicios para reforzar 1. a) b) c) d) 2.

¿Cuál de las siguientes afirmaciones crees que es la correcta? Las fuerzas de atracción entre partículas en los gases son muy fuertes. Las partículas de los líquidos tienen fuerzas de interacción más fuertes que las de los sólidos. Los sólidos se expanden con facilidad, y por tanto, pueden adoptar la forma del recipiente que los contiene. Las partículas componentes de un sólido están muy próximas entre ellas y mantienen sus posiciones fijas. Clasifica los siguientes cambios como físicos (CF) o químicos (CQ): i. Decoloración del pelo ( ) iv. Calcinar papel ( ii. Quemar gasolina ( ) v. La fotosíntesis ( iii. Picar carne ( )

) )

3.

Lee el siguiente texto con respecto a las propiedades del metano y clasifícalas como propiedades físicas o químicas. “El metano, a condiciones normales, es un gas incoloro, inodoro y muy inflamable. Se funde a -182,6 °C y hierve a -161,4 °C. Reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), a este proceso se llama combustión. Cuando arde, forma una llama pálida y muy débil. El metano se obtiene al reaccionar carbono (C) e Hidrógeno (H2) a temperaturas mayores de 1100°C” Propiedades físicas Propiedades químicas

4.

Se quiere separar todos los componentes que se encuentran mezclados en un recipiente que contiene: restos de metanol (CH3OH), solución acuosa de KCl y los catalizadores: platino en granallas, polvo de aluminio y cobalto en granallas. Realiza un esquema razonado de los métodos que emplearía para separar todos los componentes de la mezcla.

5.

Lee atentamente el siguiente texto: La atmósfera es la capa de gas que rodea un cuerpo celeste. La atmósfera de la tierra es el aire y hace posible la vida tal como la conocemos. El aire está compuesto por muchos gases, entre los más importantes tenemos el oxígeno, nitrógeno y, en pequeñas cantidades, argón, dióxido de carbono (CO2), vapor de agua, etc. El oxígeno es el gas que respiramos y que necesitamos los seres vivos. Las plantas, por ejemplo, toman el oxígeno por la noche y durante el día toman dióxido de carbono para elaborar alimento y desprender oxígeno. En los seres humanos, el proceso de respiración consiste en tomar el oxígeno del aire al inspirar y expulsar dióxido de carbono al espirar. Sin embargo, las atmósferas de los planetas del sistema solar son muy diferentes entre sí. Por ejemplo, Mercurio tiene una atmósfera muy tenue; está constituida principalmente por helio, trazas de argón, oxígeno y neón. Venus y Marte tienen atmósferas compuestas principalmente por dióxido de carbono. Sin embargo, la atmosfera de venus es muy densa y la de marte es muy tenue. Ambos planetas soportan fuertes vientos que alcanzan velocidades de hasta 360 km/h. Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno tienen atmósferas compuestas principalmente por hidrógeno con pequeñas cantidades de helio y metano (CH4). En base al texto y a tus conocimientos: I. Completa los siguientes enunciados. a) Las sustancias como ____________ y _____________son compuestos, puesto que están unidos químicamente _______________________.

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b) En la capa superior de la atmósfera terrestre, se forma el ozono (O3), pero también se destruye; por lo tanto, este proceso se trata de un cambio _________________. II. Determina si las siguientes afirmaciones son verdaderas (V) o falsas (F). Además, justifique brevemente su respuesta. a) Las atmósferas de los planetas están compuestas sólo por elementos.( ) b) La atmósfera terrestre es una mezcla heterogénea. ( ) c) La respiración es un cambio químico. ( ) III. Completa los siguientes enunciados con la expresión adecuada: Elementos / Propiedad Física / Cambio químico / Sustancias puras. • La atmósfera terrestre está compuesta por _________. • Los gases en mayor proporción en la atmósfera terrestre son _________________. • Cuando las plantas toman el CO2 de la atmósfera y lo transforman en O2, ocurre un ______________________. • Las altas velocidades que alcanzan los fuertes vientos son un ejemplo de una _________________________. 6. Analiza las propiedades físicas de los componentes de una mezcla y determina el método adecuado para su separación. El gas natural, al igual que el petróleo, está compuesto principalmente por “hidrocarburos”. Estos son moléculas compuestas únicamente por carbono e hidrógeno. Algunos de los hidrocarburos que componen al petróleo se encuentran en estado líquido; por ejemplo, el ciclopropano (C5H10), cuya densidad es 0,74 g/mL y punto de ebullición de 49,3°C y el hexano líquido (C 6H6), con densidad de 0,65 g/mL y punto de ebullición de 69°C. El ciclopropano y el hexano son solubles entre sí y ambos son insolubles en agua (densidad 1g/mL y punto de ebullición 100°C). Mediante un esquema, indica cómo separarías una mezcla de ciclopropano, hexano y agua valiéndote de los datos proporcionados; además, indica la propiedad física en la cual basas cada uno de los métodos de separación utilizados. ¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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Consolidemos o Caso

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S04 – Tema 1.2: Estructura atómica y Tabla periódica H1: Usa la notación atómica para representar átomos e iones 1.2.1 TEORÍA ATÓMICA MODERNA La Teoría atómica moderna nos dice que los átomos son los bloques de construcción básicos de la materia. Son las unidades más pequeñas de un elemento que se pueden combinar con otros elementos. Los átomos se componen de partículas todavía más pequeñas, llamadas partículas subatómicas supone la existencia de un núcleo cargado positivamente, formado por partículas llamadas protones y neutrones. Un electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero —dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas como orbitales atómicos. EL NÚCLEO ATÓMICO Protones, neutrones y electrones Los protones y neutrones, residen juntos en el interior del núcleo del átomo que, como propuso Rutherford, es extremadamente pequeño. Los electrones se encuentran en la nube electrónica, ocupan casi todo el volumen del átomo y desempeñan el papel importante en las reacciones químicas. Si observamos la siguiente tabla, se verá que el protón y el neutrón tienen aproximadamente la misma masa, sin embargo, la diferencia con la masa del electrón es muy significativa. Tabla: Principales características de las partículas subatómicas Masa (uma) Carga Parte del átomo Partícula Símbolo Masa (g) (unitaria) + -24 Núcleo Protón p 1,6726x10 +1 1,0073 99,9% de la masa Neutrón no 1.6749x10-24 0 1,0087 del átomo Orbital

Electrón

e-

9,109x10-28

-1

5,486×10-4

Puesto que la masa del electrón es despreciable comparada a la de los protones y neutrones, podemos considerar que prácticamente la masa de un átomo viene dada por la suma de sus neutrones y protones que se encuentran empaquetadas en el centro del átomo en un núcleo diminuto (diámetro aproximado 1x10-15 m). Notación atómica Los átomos se identifican por el número de protones y neutrones que contienen. Su representación atómica es:

Número de masa Número Atómico

A Z

X

Símbolo del elemento

Número atómico (Z) Indica el número de protones en el núcleo de un átomo. Se simboliza con la letra Z. En un átomo neutro la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones.

Z = Número de protones Número de masa (A) Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo.

A = #Protones + #Neutrones Ejemplo: ¿Cuál es la notación atómica del elemento sodio que contiene 11 protones y 12 neutrones? Solución: Interpretación y representación: identifica el número atómico, calcula el número de masa y finalmente usa la notación atómica para representar átomos neutros o cargados.

El Sodio, contiene 11 protones y 12 neutrones, luego: A =11+12= 23

12

23 11

Na

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¡Ahora tú sólo! ¿Cuál es la notación atómica del elemento cloro que contiene 17 protones y 18 neutrones?

Isótopos Son átomos, de un mismo elemento, que tienen igual número atómico (Z) pero diferente número de neutrones. La mayor parte de elementos tiene varios isótopos. En la tabla periódica el valor de masa atómica (también denominada como peso atómico),de cada elemento, es el promedio de las masas de todos sus isótopos naturales en las proporciones en las que existen en la naturaleza. Ejemplo: ¿Cuántos isótopos tiene el elemento magnesio? Solución: Interpretación y representación: Los isotopos tienen igual número atómico y distinto número de masa, por lo tanto se debe colocar el mismo elemento.

Los isótopos del magnesio son 3: 25 26 24 12𝑀𝑔 , 12𝑀𝑔, 12𝑀𝑔 Sus nombres son Mg-24, Mg-25 y Mg-26. El elemento magnesio está compuesto por un mezcla de éstos isótopos siendo en este caso el Mg-24 el más abundante.

24 12

Mg

25 12

Mg

26 12

Mg

¡Ahora tú sólo! ¿Cuál es la notación atómica para los isotopos Li-6 y Li-7?

Átomo neutro Los átomos no tienen carga eléctrica neta, esto debido a que el número de electrones que contiene debe ser igual al número de protones. 197 Ejemplo: Au ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene el átomo 79 ? Solución: Interpretación y representación: identifica el número atómico, calcula el número de masa y finalmente usa la notación atómica para representar átomos neutros o cargados

# protones = Z = 79 # neutrones = A – Z # neutrones = 197- 79 # neutrones = 118

# electrones = #protones = 79 (átomo neutro)

Iones ¿Qué sucede cuando un átomo cede o gana electrones? Se forman iones, estos pueden ser cationes (el átomo pierde electrones y se carga positivamente) o aniones (el átomo gana electrones y se carga negativamente). Catión:

Carga

13

+1 11Na +

11 p 10 e— +1

Anión:

Carga

-1 17Cl +

17 p 18 e— -1

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Ejemplo: ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene el ión Solución:

197 79

Au+3 ?

Interpretación y representación: identifica el número atómico y el número de masa, calcula los electrones y neutrones que presenta la notación atómica.

#protones = Z = 79 #electrones = #protones – 3 = 76 #neutrones = A – Z #neutrones = 197- 79 #neutrones = 118

(catión +3: perdió 3 electrones) ¿Por qué son 76 electrones?

¡Ahora tú sólo! ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene el ión

40 +2 20𝐶𝑎 ?

H2: Realiza la distribución electrónica de elementos de importancia en la ingeniería DISTRIBUCIÓN O CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (CE) La disposición de los electrones en un átomo es la estructura electrónica de ese átomo. Dicha estructura no sólo se refiere al número de electrones que un átomo posee, sino también a su distribución alrededor del átomo y a sus energías y de acuerdo a esta disposición electrónica en el átomo, se determinan sus propiedades químicas. La forma en que los electrones van ocupando los diferentes orbitales de un átomo es su configuración electrónica. Pero, ¿cómo es la configuración electrónica de un átomo con muchos electrones? Los electrones ocupan los orbitales de acuerdo al Principio de Aufbau y la Regla de Hund: Principio de Aufbau “Los electrones pasan a ocupar los orbitales de menor energía a mayor energía con un máximo de dos electrones por orbital”. Según el Principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se expresa mediante la siguiente secuencia: 1s2

2s2 2p6

3s2 3p6

4s2 3d10 4p6

5s2 4d10 5p6 6s2 4f 14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6













[2He]

[10Ne]

[18Ar]

[36Kr]

[54Xe]

[86Rn]

El siguiente esquema nos ayuda a llenar adecuadamente los electrones: Diagrama de orden de llenado para determinar la configuración electrónica de los elementos.

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Regla de Hund “Si en un subnivel hay más de un orbital con la misma energía, los electrones se distribuyen progresivamente uno en cada orbital (espines paralelos) antes de que exista un apareamiento”. Para comprender esto analicemos al átomo de oxígeno, 8O que tiene 8 electrones. 1s

2s

2px 2py 2pz

En el sub nivel 2 tenemos 3 orbitales p con la misma energía, según la regla de Hund, tres electrones ocupan los orbitales 2px, 2py, 2pz , y giran en la misma dirección (espines paralelos ), el cuarto electrón se aparea con el 2px, Entonces la configuración electrónica del oxígeno puede expresarse: 1s2 2s2 2p4. Ejemplo: ¿Cuál es la configuración electrónica del 11Na y del

27 13 Al ?

Solución: Interpretación y representación: identifica el número atómico y el número de masa, calcula los electrones y neutrones que presenta la notación atómica

La configuración electrónica del 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 La configuración electrónica del

27 13 Al es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

¡Ahora tú sólo! Escribe la distribución electrónica de elementos de importancia en la ingeniería 19 K

H3: Representa los electrones de valencia mediante notación Lewis tomando como base la configuración electrónica de elementos químicos de importancia en Ingeniería Nivel de valencia y electrones de valencia El último nivel ocupado por los electrones de un átomo es el llamado nivel de valencia (nivel de energía más externo). Los electrones en este nivel son los electrones de valencia y tienen una gran importancia, pues son los que participan en participan en la formación de enlaces. Ejemplo: Para el sodio (Z= 11), indique su nivel y electrones de valencia. Solución: Interpretación y representación: debemos hacer la configuración electrónica, luego ubicamos el nivel de valencia. Se cuenta los electrones que hay en el nivel de valencia (e- valencia)

A partir de su configuración electrónica del sodio: 1s22s22p63s1

El último electrón (3s1) ubicado en el nivel más externo (nivel de valencia), recibe el nombre de electrón de valencia. Nivel de valencia = 3 Electrones de valencia= 1

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Símbolo de Lewis Los electrones de valencia son representados mediante la notación o símbolo de Lewis. Alrededor del símbolo del elemento se colocan los electrones de valencia usando puntos. Un par de electrones puede representarse también mediante un guion. Cuando se escribe el símbolo de Lewis de un ión, la estructura entera es ubicada entre corchetes, y la carga se escribe como un exponente, fuera de los corchetes. La tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una 8 electrones (regla del octeto) de tal forma que adquiere una configuración muy estable, por lo tanto cada elemento precisa ganar (carga -) o perder electrones (carga +). Representación gráfica de los electrones de valencia (símbolo de Lewis) de algunos átomos. Notación Notación de Lewis del Elemento e- valencia de Lewis ión más estable O (Z=8)

6

Na (Z=11)

1

[ Na ]+1

Ejemplo: Escriba la configuración electrónica del elemento cuyo número atómico es 34, y luego determine: nivel de valencia, electrones de valencia, numero de electrones, protones, símbolo de Lewis y de su ión más estable. Solución: Interpretación y representación: debemos hacer la configuración electrónica, luego ubicamos el nivel de valencia. Se cuenta los electrones que hay en el nivel de valencia (e- valencia). .Finalmente Representa los electrones de valencia mediante Notación Lewis

Configuración electrónica

1s22s22p63s23p64s23d104p4

N° electrones

34

N° protones

34

Nivel de valencia

4

Electrones de valencia

6

Notación de Lewis Notación de Lewis del ión más estable

¡Ahora tú sólo! Escriba la configuración electrónica del elemento cuyo número atómico es 20, y luego determine: número de electrones, protones, nivel de valencia, electrones de valencia, símbolo de Lewis e indique su ión más estable.

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H4: Describe la forma como se relaciona la configuración electrónica de un elemento con su ubicación en la Tabla Periódica (grupo y periodo) 1.2.2 LA TABLA PERIÓDICA La Tabla Periódica es una herramienta útil que correlaciona las propiedades de los elementos de una forma sistemática, y ayuda a hacer predicciones con respecto al comportamiento químico de los elementos. La actual Tabla periódica, ordena a los elementos de acuerdo a la “Ley Periódica de los Elementos” que nos dice lo siguiente: “Las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias sino que dependen de la estructura de sus átomos y varían periódicamente con su número atómico (Z) “. La tabla periódica actual cuenta 7 filas horizontales llamados PERIODOS, y 18 columnas verticales llamadas GRUPOS o familias. La mayoría de elementos son metales sólidos, solo 2 elementos son líquidos a temperatura ambiente; el mercurio y el bromo y solo 11 son gaseosos. Los elementos se clasifican en metales, no metales y metaloides tal como se muestra en la figura anterior.

Grupos

Períodos

Períodos Los períodos están formados por un conjunto de elementos que tienen en común el presentar igual cantidad de niveles de energía rodeando el núcleo del átomo. Se tienen 7 niveles de energía, por lo tanto se tienen 7 períodos. Los elementos que están en el mismo periodo tienen propiedades químicas diferentes Ejemplo: En función a la configuración electrónica del 11Na, identifica el nivel de valencia y periodo al cual pertenecen en la tabla periódica. Solución: Interpretación y representación: Describe la forma como se relaciona la configuración electrónica de un elemento con su ubicación en la Tabla Periódica (nivel y periodo)

CE: 11Na: 1s22s22p63s1 Periodo: 3

Observa la configuración y la tabla periódica

Grupos Los grupos están formados por elementos que poseen igual subnivel del último electrón. Se tiene 4 subniveles, por lo tanto, hay 4 grandes bloques: s, p, d y f. A los bloques s y p se les conoce como elementos REPRESENTATIVOS y pertenecen al grupo A (con propiedades claramente definidas) mientras que a los d se

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les denomina elementos de TRANSICIÓN y en la parte inferior se ubican los f denominados como TRANSICION INTERNA o tierras raras (Lantánidos y Actínidos), ambos pertenecen al grupo B. Los elementos que pertenecen al mismo grupo ó columna tienen propiedades físicas químicas similares. Nombre de algunos grupos de la Tabla Periódica 1A Metales alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 2A Metales alcalino térreos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 6A Calcógenos o anfígenos O, S, Se 7A Halógenos F, Cl, Br, I At 8ª Gases nobles He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Solamente en el caso de los elementos representativos (grupo A) se cumple que el número de grupo es igual al número de electrones de valencia del elemento. Ejemplo: En función a la configuración electrónica del 11Na, identifica los electrones de valencia y el grupo al cual pertenecen en la tabla periódica. Solución: Interpretación y representación: Describe la forma como se relaciona la configuración electrónica de un elemento con su ubicación en la Tabla Periódica (e- valencia y grupo)

CE: 11Na: 1s22s22p63s1

Observa la configuración y la tabla periódica

Grupo IA

En resumen, la tabla periódica es sumamente útil para conocer algunas propiedades de los elementos. Incluso si nunca hubiera escuchado hablar del osmio (76Os), se puede buscar en la tabla periódica y se puede deducir que es un metal, pues está ubicado en la zona de los metales de transición y posee todas las propiedades que poseen los metales. Ejemplo: En función a la configuración electrónica del 19 K, identifica el nivel, electrones de valencia, grupo y periodo al cual pertenecen en la tabla periódica. Solución: Interpretación y representación: Describe la forma como se relaciona la configuración electrónica de un elemento con su ubicación en la Tabla Periódica (grupo y periodo)

CE: 19K: 1s22s22p63s23p64s1 Periodo: 4 Grupo: 1A o IA

Observa la configuración y la tabla periódica

¡Ahora tú sólo! En función a la configuración electrónica de los siguientes elementos representativos, identifica el nivel y electrones de valencia; grupo y periodo al cual pertenecen. Elemento 3Li

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Configuración Electrónica

Nivel de valencia

e- de valencia

Periodo

Grupo

1s22s1

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1

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H6: Reconoce las principales propiedades de los elementos químicos de acuerdo a su ubicación en la tabla periódica 1.2.3 PROPIEDADES PERIÓDICAS La Tabla periódica moderna puede usarse para predecir una amplia variedad de propiedades, muchas de las cuales son cruciales para comprender la química. ➢ El tamaño de los átomos (Radio atómico) Una de las propiedades importantes de un átomo es su tamaño. Hay varias formas de definir el tamaño de un átomo con base en las distancias entre los átomos en diversas situaciones. Las distancias más pequeñas que separan a los núcleos determinan los radios aparentes en los átomos de argón. Podríamos llamar a ese radio el radio de no enlace de un átomo pero cuando dos átomos están unidos químicamente, como en la molécula de Cl2, existe una interacción atractiva entre los dos átomos que da lugar a un enlace químico. Podemos definir un radio atómico en base en las distancias que separan a los núcleos de los átomos cuando están unidos químicamente. Esa distancia, llamada radio atómico de enlace, es más corta que el radio de no enlace, como se ilustra en la figura mostrada. ¿Qué sucede con el tamaño? ¿En qué sentido aumenta o disminuye en los grupos? Las tendencias en el tamaño atómico se puede resumir así: Dentro de cada grupo el tamaño aumenta a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos. Sin embargo, el tamaño disminuye a medida que se incluyen mayor cantidad de electrones si se trata de un nivel específico. El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia. Esta distancia se mide en picómetros. ➢ Energía de Ionización (EI) Es la energía mínima necesaria para quitar un electrón desde el estado basal del átomo o ion gaseoso aislado y neutro para extraerle un electrón convirtiéndolo en un ión positivo. Ejemplo: Li (g) + 520 kJ → Li+(g) + 1eLas tendencias en la Tabla Periódica: • Dentro de cada fila, generalmente aumenta al incrementarse el número atómico. • Dentro de cada grupo, la energía de ionización generalmente disminuye al aumentar el número atómico. ➢ Electronegatividad Es la capacidad que tiene un átomo para atraer hacia el los electrones de un enlace químico. En la escala de Pauling el mayor valor relativo de electronegatividad es 4. Dichos valores no tienen unidades. ➢ Carácter metálico Es la capacidad de un átomo a ceder o perder electrones Metales Propiedades físicas Buenos conductores de la electricidad Maleables Dúctiles Brillantes Normalmente sólidos Altos puntos de fusión Buenos conductores de calor Propiedades químicas Reacciona con ácidos Forman óxidos básicos iónicos Forman cationes en disolución acuosa

20

No metales Malos conductores de la electricidad No maleables, son quebradizos No dúctiles, algunos duros y otros blandos Opacos Normalmente sólidos, líquidos o gases Bajos puntos de fusión Malos conductores de calor

No reacciona con ácidos Forman óxidos ácidos moleculares Forman aniones u oxianiones en disolución acuosa

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Metaloides Tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. Por ejemplo, el silicio parece un metal pero es quebradizo en lugar de maleable y no conduce el calor y la electricidad tanto como un metal. Varios no metales son semiconductores por lo que son usados en la fabricación de circuitos integrados y chips para computadora. Son 6: B, Si, Ge, As, Sb y Te Gases nobles Los gases nobles bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una alta estabilidad química (poca capacidad para reaccionar o combinarse). La mayoría de los átomos tienden a asemejarse a los gases nobles, por ello a través del enlace químico, ganarán, perderán o compartirán electrones para completar ocho electrones en su último nivel energético, esto se conoce como la Regla del Octeto que mencionaremos al desarrollar el enlace químico. Ejemplo: ¿Cuál es el elemento más pequeño presente en la tabla periódica? Solución: Interpretación y representación: debemos reconocer que propiedad de la tabla periódica debemos utilizar. Finalmente poner en practica la tendencia.

El elemento más pequeño de la tabla periódica es el Helio (He)

¡Ahora tú sólo! ¿Cuál es elemento más electronegativo presente el Cloro (Cl) o el magnesio (Mg)?

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE H1: Usa la notación atómica para representar átomos e iones 1. Completa la siguiente tabla Notación atómica

Composición atómica

Notación del ión

Composición del ión

#Protones:…………… #Electrones:…………. #Neutrones:………….

#Protones:…………… #Electrones:…………. #Neutrones:………….

#Protones:……17…… #Electrones:…17……. #Neutrones:…18…….

#Protones:…………… #Electrones:…………. #Neutrones:…………..

2. Respecto a los notaciones descritas en la tabla anterior responde: • Son átomos neutros:…………………………………………. • Son iones: Catión:………………………….. porque………………………………… Anión: ……………………………porque………………………………… • La notación atómica de un isótopo del hierro (Fe) con dos neutrones más es:…….. 3. Completa el siguiente cuadro: Notación atómica

24 12

Mg

#e-

18

12

18

#p+

16

12

19

#nº

16

13

20

Tipo de átomo Ahora identifica a los isotopos:……………………………………. H2: Realiza la distribución electrónica de elementos de importancia en la ingeniería. 4. Escribe la configuración electrónica de los dos elementos escritos a continuación: 10Ne 19K

18Ar]

33As

13Al

22

[

[

]

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H3: Representa los electrones de valencia mediante Notación Lewis tomando como base la configuración electrónica de elementos químicos de importancia en Ingeniería. 5. Completa la siguiente tabla con la configuración electrónica, el nivel de valencia, los electrones de valencia o la notación de Lewis según sea el caso: Nivel de eNotación Elemento Configuración electrónica valencia valencia Lewis 11Na

1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

35Br 36Kr

7

18Ar

H4: Describe la forma como se relaciona la configuración electrónica de un elemento con su ubicación en la Tabla Periódica (grupo y periodo) 6. En función a la configuración electrónica de los siguientes elementos representativos, identifica el nivel y electrones de valencia, grupo y periodo al cual pertenecen: Elemento

Configuración Electrónica

6C

1s22s22p2

7N

1s22s22p3

12Mg

Nivel de valencia

e- de valencia

Periodo

Grupo

1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p1

15P

1s22s22p63s23p3

1s22s22p63s23p64s23d104p5 7. Ahora ubica los elementos estudiados de la pregunta 6 en la siguiente tabla periódica.

8. Determina sin hacer la configuración electrónica (sólo utilizando la TP), el nivel de valencia y electrones de valencia de los siguientes elementos: Elemento Período

Grupo

Nivel de valencia Electrones de valencia

17Cl 20Ca 36Kr

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H5: Identifica los principales grupos de la tabla periódica 9. Utilizando tu tabla periódica, identifica 3 elementos metálicos (Representativos, de Transición, de Transición Interna), 3 elementos no metálicos y 3 metaloides: Representativos

Metales

De Transición

Transición Interna

Metaloides No metales 10.

Completa el siguiente cuadro con la información faltante: Grupo Nombre del Grupo IA VII A II A VIII A

Metales Alcalinos

H6: Reconoce las principales propiedades de los elementos químicos de acuerdo a su ubicación en la tabla periódica 11.

Identifica algunas de las propiedades de los elementos que aparecen en la tabla siguiente.

Be Ca

C Si Cr

Fe

O

Ne

Ni

W

Propiedades periódicas

Elemento

1. Elemento no metal de mayor radio atómico. 2. Elemento de mayor electronegatividad del segundo periodo. 3. Metal de mayor energía de ionización del cuarto periodo 4. Metal de transición de mayor tamaño atómico 5. Elemento de menor carácter metálico del grupo VI B 6. Elemento de metaloide del grupo IVA

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Ejercicios para reforzar 1. Completa la siguiente tabla:

Notación atómica 23 + 11𝑁𝑎

Número de neutrones

Número de electrones

12

10

Número de protones 11

Número de masa

¿Es un Átomo neutro o ion? ion

23

127 53𝐼

85 +1 37𝑅𝑏

79 −2 34𝑆𝑒

2. Realiza la distribución electrónica de elementos de importancia en la ingeniería. 13 Al

3. En base a los siguientes símbolos de Lewis, responda:

a) b) c) d)

¿Qué elementos tienen igual número de electrones de valencia? _____________ El elemento que presenta 5 electrones de valencia es el____________________ El elemento cuyo ion estable tiene carga -3 es el__________________________ Se sabe que el Cl tiene un nivel de valencia 3. Con ayuda de esta información y su símbolo de Lewis, su configuración electrónica es:______________________

4. Completa la siguiente tabla: Número de Elemento electrones de Valencia

Grupo

Periodo

Ion más estable

Notación de Lewis

4Be 37Rb 7N

5. Usando la Tabla Periódica completa la tabla escribiendo símbolo y número atómico (un ejemplo para cada caso) Símbolo

Z

Elemento representativo Metal del período 5 Gas noble

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Metal alcalino No metal del grupo IV A Elemento de transición interna Halógeno Elemento que tiene completo el último nivel de energía Elemento con 6 electrones de valencia Elemento con un electrón de valencia que no es metal Metal del grupo IV A No metal del grupo VII A 6. ¿Qué propiedades presenta el cobre (Cu) y el oxígeno (O2)?

¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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Consolidemos o Caso

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S07 – Tema: 1.3 Enlace químico H1: Identifica el tipo de enlace químico presente en sustancias de importancia en ingeniería. Te has preguntado alguna vez: ¿por qué el agua es líquida a temperatura ambiente? o por qué el oxígeno que respiramos es un gas; mientras que, el cloruro de sodio (sal de mesa) es sólido. Las propiedades físicas de las sustancias como la volatilidad, el punto de fusión, o de ebullición y la solubilidad, entre otras, dependen del tipo de enlace químico y de las interacciones entres iones, átomos o moléculas. 1.3.1 ENLACE QUÍMICO Es la fuerza de atracción que mantiene unidos a dos átomos. Dependiendo de los átomos que interactúan el enlace puede ser iónico, covalente o metálico. Los enlaces se forman cuando un par de átomos comparten, ceden o ganan los electrones de su última capa llamados electrones de valencia. ¿Por qué se unen los átomos? Los átomos se unen para formar sustancias más estables que el átomo aislado. Usualmente esto se consigue cuando un átomo adquiere la configuración electrónica del gas noble más cercano. Para ello ganan, ceden o comparten electrones hasta completar 8 en la última capa. A esto se le llama la Regla del Octeto. Aunque existen varias excepciones a esta regla, es una ayuda para comprender el comportamiento de los átomos. Por ejemplo, los átomos con número atómico del 1 al 4 tienden a parecerse al Helio, por lo cual quedan con 2 electrones en su última capa al estabilizarse.

Ejemplo: Se muestran sustancias como: potasio, cloruro de potasio, oxígeno y ácido cianhídrico, las cuales tienen propiedades físicas y químicas diferentes ¿qué tipo de enlace químico probablemente mantiene unido a los átomos de cada una de estas sustancias? Solución: Interpretación y representación: Identifica el tipo de enlace químico presente en sustancias de importancia en ingeniería. Observa los elementos presentes en cada sustancia, apóyate en la fórmula.

Potasio (K) Enlace Metálico

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Cloruro de potasio (KCl) Enlace Ionico

Oxígeno (O2) Enlace covalente apolar

Ácido cianhídrico (HCN) Enlace covalente polar

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¡Ahora tú sólo! ¿Qué tipo de enlace químico probablemente mantiene unido a los átomos de cada una de estas sustancias? Cobre (Cu)

Oxido de plata (Ag2O)

Nitrógeno (N2)

Ácido clorhídrico (HCl)

H2. Analiza el tipo de enlace químico y explica las propiedades de sustancias metálicas y iónicas de importancia en Ingeniería. A. Enlace metálico Ocurre cuando interactúan átomos del mismo metal. Los átomos metálicos al ser muy poco electronegativos ceden y comparten los electrones de valencia entre muchos átomos. Estos electrones se encuentran deslocalizados. Es decir, no pertenecen a ningún átomo en particular y pueden desplazarse libremente formando una especie de mar de electrones, manteniendo unidos a los átomos por la atracción entre la nube electrónica negativa y la red de cationes positivos. El modelo del mar de electrones de los metales sirve para explicar las propiedades típicas de los metales como la conductividad eléctrica y térmica, ya que los electrones son fácilmente arrastrados por una diferencia de potencial eléctrico o térmico entre dos puntos del metal. Este modelo también explica las propiedades mecánicas como la maleabilidad y la ductilidad que permiten al metal cambiar de forma fácilmente debido la flexibilidad que otorga la atracción entre la nube de electrones móviles y la red catiónica. Las propiedades físicas varían de un metal a otro, dependiendo de la cantidad de electrones de valencia y del arreglo cristalográfico que tienen los átomos. Algunas propiedades típicas se presentan a continuación. Propiedades de los metales • Son sólidos a temperatura ambiente con elevadas temperaturas de fusión y ebullición. • Excepto por el mercurio que es líquido a temperatura ambiente. • Son buenos conductores de la electricidad y del calor por la facilidad de movimiento del mar de electrones y la vibración de los cationes. • Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. • Son duros en general (resistentes al rayado). • La mayoría se oxida con facilidad a excepción de los metales nobles (oro y platino) que deben su mayor valor monetario a esta cualidad. Ejemplo: ¿Qué enlace existe entre átomos de berilio (Be)? Explica mediante el modelo de “mar de electrones”. Solución: Interpretación y representación: Identifica el tipo de enlace químico presente en sustancias.

El berilio presenta enlace metálico. El berilio los electrones se deslocalizan y además se forma el catión. Ejemplo: ¿El cobre presenta bajo punto de fusión? Solución: Interpretación y representación: Identifica el tipo de enlace químico presente en sustancias.

El cobre presenta enlace metálico, por lo tanto, presenta alto punto de fusión (1083°C)

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¡Ahora tú sólo! ¿Qué enlace existe entre los átomos de plata (Ag)? ¿La plata se disuelve fácilmente en el agua?

B. Enlace iónico Es una fuerza de atracción electrostática que se produce cuando interaccionan iones positivos y negativos, usualmente un metal con un no metal. El metal (menos electronegativo) cede uno o más electrones adquiriendo carga positiva (forma cationes); mientras que, el no metal (más electronegativo) gana electrones adquiriendo carga negativa (forma aniones). Ambos se vuelven más estables después de haber cedido y aceptado electrones respectivamente. Ejemplo de la formación de un enlace iónico. El átomo de flúor, (Z=9) posee 7 electrones de valencia y necesita aceptar solo 1 electrón para así obtener una estructura estable similar al gas noble más cercano (Neón, Z=10). El átomo de litio, (Z=3) posee 1 electrón de valencia y puede adquirir la configuración de He (el gas noble más cercano) al perder su último electrón, quedándose con su última (y única) capa completa.

Otros ejemplos: Átomos

Símbolo de Lewis átomos neutros Iones

iones

Fórmula

Nombre

Sodio y cloro:

Na+1 Cl-1

NaCl

cloruro de sodio

Sodio y azufre:

Na+ S-2 Na+

Na2S

sulfuro de sodio

Calcio y oxigeno:

Ca+2 O-2

CaO

óxido de calcio

Los cationes y aniones pueden también ser poliatómicos como el ion amonio: NH 4+, ion hidróxido: OH-, ion carbonato: CO3-2, etc. Propiedades de los compuestos iónicos: • Son sólidos cristalinos con puntos de fusión altos (> 400 ºC). • Tienden a ser solubles en solventes polares como el agua. • La mayoría son insolubles en solventes no polares (como aceites, hidrocarburos, etc.) • Los compuestos fundidos (líquidos) y las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga. • Son aislantes térmicos y eléctricos en estado sólido. Ejemplo: Explique por qué el cloruro de calcio (CaCl2) presenta enlace iónico.

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Extraiga toda la información posible de la tabla periódica para justificar su análisis. Represente la estructura Lewis Solución: Interpretación y representación: Identifica el tipo de enlace químico presente en sustancias y demuestre que un elemento cede sus electrones de valencia y el otro elemento los gana en el enlace iónico.

El calcio cede sus dos electrones de valencia para estabilizarse, un electrón para cada cloro presente. Se forma el Ca+2 El cloro tiene siete electrones al ganar un electrón se carga negativamente. Se forma Cl-1

Ejemplo: ¿A condiciones ambientales el cloruro de sodio (NaCl) se encuentra en estado gaseoso? El cloruro de sodio (NaCl) presenta enlace iónico, por lo tanto se encuentra en estado sólido a condiciones ambientales.

¡Ahora tú sólo! ¿Qué enlace existe en el cloruro de potasio (KCl)? ¿El cloruro de potasio se disuelve fácilmente en el agua?

H3. Identifica la polaridad de las moléculas utilizando el concepto de electronegatividad y simetría. C. Enlace covalente Se forma cuando interactúan dos no metales. Los no metales en general tienden a ganar electrones y no a cederlos; por lo cual, al juntarse dos no metales, no se produce una transferencia sino se comparten pares de electrones tal que cada átomo complete su capa de valencia (regla del octeto). Tipos de enlace covalente Los enlaces covalentes se pueden clasificar en: • Según la electronegatividad de los átomos que se enlazan: polar y no polar • Según el número de electrones compartidos: simple, doble y triple. Los no metales que comparten los electrones en un enlace covalente pueden tener diferente electronegatividad, por lo cual la compartición de electrones puede no ser equitativa. Así, al enlazarse dos no metales de diferente electronegatividad, el más electronegativo atraerá para sí a los electrones compartidos con más fuerza, generando un grado de polaridad en el enlace. Si se enlazan dos átomos iguales o de similar electronegatividad, sí compartirán por igual los electrones y no se generan polos. Por otro lado, según el número de electrones compartidos, si se comparte un par de electrones el enlace es simple, si son dos pares el enlace se denominada doble y si son tres pares de electrones el enlace covalente se denomina triple. Enlace covalente apolar (E.C.A.) Ocurre cuando se enlazan dos no metales iguales o de electronegatividad (EN) muy similar que tengan una diferencia de hasta 0,4 en la escala de Pauling (EN  0,4). La distribución de electrones es equitativa alrededor de ambos átomos. Las moléculas diatómicas H2, Cl2, O2, N2, y F2 son ejemplos típicos de este tipo de enlace. Ejemplos de enlace covalente apolar

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enlace covalente simple apolar

enlace covalente triple apolar

Enlace covalente polar (E.C.P.) Ocurre cuando se enlazan dos no metales de diferente electronegatividad que tengan una diferencia mayor que 0,4 en la escala de Pauling (EN>0,4). La distribución de electrones es desigual alrededor de ambos átomos creando zonas de densidad electrónica positiva y negativa, es decir polos. Las moléculas HF, HCl y H2O son ejemplos típicos de este tipo de enlace. Ejemplos de enlace covalente polar Un enlace Dos enlaces

Ejemplo: ¿Qué enlace presenta HBr y O2? Solución: Interpretación y representación: identifica con ayuda de la teoría el tipo de enlace covalente.

HBr: el enlace que presenta es Enlace Covalente Polar. O2: el enlace que presenta es Enlace Covalente Apolar.

¡Ahora tú sólo! ¿Qué enlace presenta HF y H2?

Comparación entre enlace iónico y enlace covalente Los enlaces iónicos se forman entre átomos de electronegatividad muy diferente, por ello, el átomo de mayor electronegatividad “arranca” los electrones del átomo menos electronegativo (dando como resultado la transferencia de electrones). Algunos autores consideran que una diferencia de electronegatividad mayor a 1,7 en la escala de Pauling (EN > 1,7) corresponde a un enlace iónico, otros autores consideran que la diferencia debe ser mayor a 2,0. En los enlaces covalentes, los enlaces apolares no presentan diferencias en la densidad electrónica, pues los electrones del enlace se comparten por igual. Mientras que, los enlaces covalentes polares presentan mayor

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densidad electrónica en el átomo más electronegativo generando polos, negativo y positivo, en los átomos que forman el enlace. Recordemos que la diferenciación de los enlaces en iónicos y covalentes es teórica y es solo un modelo que nos permite explicar y predecir las propiedades de las sustancias. Por ello, algunos autores califican a los enlaces como predominantemente iónico si la diferencia en la electronegatividad (EN) entre los átomos es alta o predominantemente covalente si es baja. Por tanto, el límite para EN es arbitrario y varía por autor.

La diferencia en la estructura microscópica de las sustancias dará lugar a diferentes interacciones/atracciones entre ellas y por tanto diferencias en las propiedades físicas macroscópicas.

Observación: Algunos metales (por ejemplo, del bloque p) suelen formar enlaces con carácter más similar al covalente que al iónico cuando interactúan con no metales. Polaridad de las moléculas Las moléculas se pueden clasificar como moléculas polares o como moléculas no polares (llamadas también apolares). Moléculas apolares (o no polares) Las moléculas no polares son aquellas en las que la nube electrónica se distribuye homogéneamente en toda la molécula. Todas las moléculas que tienen exclusivamente enlaces covalentes apolares se clasifican como moléculas apolares. Si presentan enlaces covalentes polares se tendrá en cuenta su geometría y/o simetría. Como ejemplos de moléculas apolares tenemos las moléculas diatómicas como F2, N2, y poliatómicas como el dióxido de carbono, CO2, solventes como la gasolina, tolueno, xileno, cloroformo y dioxano. Ojo: todos los hidrocarburos (compuestos formados por carbono e hidrógeno únicamente, CxHx) son moléculas apolares. Observemos que a pesar de que el dióxido de carbono CO2 tiene dos enlaces covalentes polares, su disposición simétrica y perfectamente opuesta permite que el efecto de la polaridad de uno de los enlaces C=O se anule con el otro enlace C=O tal que la polaridad total sea nula.

Moléculas polares Las moléculas polares llamadas también dipolos permanentes son aquellas en las que la nube electrónica se distribuye de manera asimétrica o desigual en la molécula. Las

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moléculas requieren tener al menos un enlace covalente polar y si tienen más de estos enlaces debe considerarse su geometría y/o simetría. Como ejemplos de moléculas polares tenemos las moléculas diatómicas como HCl, o HF y poliatómicas como el agua, H 2O, la acetona CH3COCH3 sacarosa C12H22O11 (azúcar) y solventes como el DMSO (dimetilsulfóxido), la piridina, la formamida y la DMF (dimetilformamida). A diferencia del CO2 en el cual ambos enlaces C=O con un ángulo de 180° anulaban mutuamente su polaridad, la geometría angular del agua hace que los enlaces O-H estén separados por un ángulo de 104,5° aproximadamente, por lo cual no quedan perfectamente alineados y opuestos y no se anula la polaridad. Por el contrario, esta aumenta debido a la presencia de dos pares de electrones libres en el oxígeno. Las moléculas polares, bajo la acción de un campo eléctrico, tienden a orientarse en el sentido del campo mientras que las moléculas apolares, pueden volverse polares temporalmente inducidas por un campo eléctrico, pero el efecto es temporal y mucho más débil que en el caso de moléculas polares. Nota: Una medida de la polaridad de una molécula es su momento dipolar y la constante dieléctrica. Polaridad en moléculas poli atómicas con enlaces polares Para analizar si una molécula es polar o no, se puede utilizar el criterio de simetría. En sustancias con uno o más enlaces polares, se debe identificar si la molécula es simétrica o no. De serlo, la molécula será apolar, pues sus momentos dipolares se anulan entre sí. Mientras que, si no es simétrica, será polar, esto significa que su nube electrónica se distribuye de manera desigual en la molécula, donde el átomo más electronegativo representa el polo negativo de dicha molécula. Revisa los siguientes ejemplos y las explicaciones en cada caso. Molécula ¿la molécula es simétrica?

¿la molécula es polar o apolar?

No es simétrica El átomo de carbono (al centro) se enlaza con 3 átomos, 1 de ellos es diferente.

La molécula es polar

No es simétrica El átomo de carbono (al centro) se enlaza con 4 átomos, siendo estos diferentes.

La molécula es polar

Sí es simétrica El átomo de carbono (al centro) se enlaza con 4 átomos, los 4 son iguales.

La molécula es apolar

Sí es simétrica El átomo de carbono (al centro) se enlaza con 2 átomos, los 2 son iguales.

La molécula es apolar

No es simétrica El átomo de nitrógeno (al centro) se enlaza con 3 átomos de H y además tiene un par de electrones libres.

Es molécula polar

Recuerda: 1. Si la molécula presenta únicamente enlaces apolares, la molécula será apolar. 2. Si la molécula presenta uno o más enlaces polares, se debe analizar la simetría de la molécula: a. Si es simétrico, será no polar (apolar). b. Si es no simétrico, será polar. Ejemplo:

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¿Qué enlace presenta HCl? ¿Qué molécula es HCl? Solución: Interpretación y representación: se debe identificar la cantidad de enlaces presentes en la molécula, se debe observar que tipo de enlace son, luego debemos observar la simetría. Finalmente debemos determinar el tipo de molécula

HCl presenta un enlace covalente polar HCl al presentar un enlace covalente polar, se distribuye de manera asimétrica la nube electrónica, por lo tanto es una molécula polar Ejemplo: ¿Qué enlace presenta CCl4? ¿Qué molécula es CCl4? Solución: Interpretación y representación: se debe identificar la cantidad de enlaces presentes en la molécula, se debe observar que tipo de enlace son, luego debemos observar la simetría. Finalmente debemos determinar el tipo de molécula

CCl4 presenta cuatro enlaces (C-Cl). Estos enlaces son iguales y son enlaces covalentes polares (C-Cl) CCl4 al presentar cuatro enlaces covalentes polares, esto ocasiona que se distribuya de manera simétrica la nube electrónica, por lo tanto es una molécula apolar.

¡Ahora tú sólo! ¿Cuántos y qué tipos de enlaces presenta CH3Cl? ¿Qué tipo de molécula es CH3Cl?

¿Cuándo será una molécula asimétrica y cuando simétrica?

H4: Predice las propiedades de los compuestos covalentes en función del enlace químico ➢ Propiedades de sustancias moleculares: Propiedades de las moléculas polares • Son gases, líquidos o sólidos (con puntos de fusión bajos a moderados, por lo general <300 ºC) pero tienden a ser mayores que los apolares de semejante masa molar. • Las moléculas polares son solubles en solventes polares como alcoholes o éteres e incluso en agua. • Puros, son malos conductores de la electricidad (buenos aislantes) y en solución solo conducen la corriente eléctrica los que pueden ionizarse. Propiedades de las moléculas apolares • Son gases, líquidos o sólidos (con puntos de fusión bajos, por lo general <300 ºC) pero tienden a ser menores que los polares de semejante masa molar. • La mayoría son solubles en solventes apolares como los aceites e hidrocarburos. No son solubles en agua. • Son malos conductores de la electricidad (buenos aislantes). Caso particular: Algunas sustancias covalentes forman gigantescas redes covalentes que les dan propiedades excepcionales como dureza o puntos de fusión muy elevados como el caso del diamante o cuarzo. Algunos son semiconductores, como por ejemplo el grafito, gracias a la gran cantidad de electrones deslocalizados en dichas redes covalentes.

1.3.2 PROPIEDADES FÍSICAS Las propiedades físicas se relacionan con el tipo, intensidad y cantidad de las interacciones que se establecen entre las especies involucradas sean iones, moléculas o átomos. Para poder entender como varían, a continuación, se resumen algunas propiedades físicas de compuestos iónicos y moleculares.

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Punto de ebullición y fusión, y volatilidad El punto de ebullición es la temperatura a la cual se produce el cambio de estado de líquido a gaseoso. Mientras que, el punto de fusión es la temperatura a la cual se produce el cambio de estado de sólido a líquido. Para ello, se requiere vencer las fuerzas de atracción entre los iones (interacciones iónicas), entre moléculas (fuerzas entre moléculas) o entre átomos de la sustancia (por ejemplo, enlace metálico si es un metal). Así el punto de ebullición será más alto cuanto más intensas sean las interacciones por vencer y en cambio la volatilidad (facilidad para pasar al estado de vapor) será menor. Al comparar moléculas, sustancias metálicas y compuestos iónicos, se establece el siguiente orden creciente de puntos de ebullición, según la intensidad de sus interacciones. Moléculas apolares < moléculas polares < compuestos iónicos < sustancias metálicas Observación: Si se comparan varios compuestos moleculares apolares, se debe tener en cuenta sus masas molares, a mayor masa molar, mayor punto de ebullición y de fusión, por lo tanto, menor volatilidad.

En general, se observa la misma tendencia en el caso del punto de fusión (aunque en algunos casos se debe tomar en cuenta también las variaciones energéticas por los arreglos de red y empaquetamiento propio de los sólidos). En resumen, las sustancias con interacciones fuertes (interacciones iónicas y metálicas) tienden a tener puntos de fusión y ebullición tan alto que son sólidas a temperatura ambiente. Mientras que, las sustancias con interacciones débiles (interacciones entre moléculas) tienden a tener puntos de fusión y ebullición bajos a moderados (por lo que pueden encontrarse en cualquiera de los tres estados dependiendo de su polaridad y masa molar). Solubilidad Seguimos la regla general de lo semejante disuelve a lo semejante. De esta forma las moléculas polares se disuelven en solventes constituidos por moléculas polares estableciendo interacciones entre sus polos positivos y negativos de una y otra molécula al disolverse (llamadas fuerzas dipolo – dipolo o puente de hidrógeno según corresponda). Las moléculas apolares se disuelven únicamente en solventes apolares (establecen interacciones conocidas con el nombre de fuerzas de London). Las sustancias metálicas solo se disuelven en otras sustancias metálicas formando aleaciones. La aparente disolución de metales en ácidos por ejemplo corresponde en realidad a un cambio químico que transforma el metal sólido en una sal soluble. Por último, los compuestos iónicos pueden disolverse únicamente en solventes polares debido a las interacciones entre los polos negativos y positivos (de las moléculas polares) con la carga de los iones (del compuesto iónico). Esta interacción se llama ión-dipolo. Existen, por supuesto, variaciones al grado de solubilidad de una sustancia en un solvente dado, estas diferencias pueden darse por la naturaleza específica de las sustancias involucradas o por efecto de la presión y/o temperatura del sistema. Ejemplo: ¿El propano, C3H8, se disuelve en el agua?

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Solución: El propano, C3H8, es una molécula apolar y el agua, H2O, es una molécula polar, por lo tanto el propano NO se disuelve en el agua.

¡Ahora tú sólo! ¿El hexano, C6H14, volatiliza más rápido que el agua?

¡Ahora tú sólo! Si se tiene Hierro (Fe), Cloruro de Hierro III (FeCl3) y Cloro (Cl2) ¿Qué sustancia se disuelve en agua con facilidad?

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE H1: Identifica el tipo de enlace químico presente en sustancias de importancia en ingeniería 1. ¿Qué tipo de enlace químico probablemente mantiene unido a los átomos de cada una de estas sustancias? Cloruro de calcio (CaCl2) …………………………………….. Calcio (Ca) ……………………………….……. Cloro (Cl2) …………………………………….. Ácido clorhídrico (HCl) …………………………………….. H2: Analiza el tipo de enlace químico y explica las propiedades de sustancias metálicas y iónicas de importancia en Ingeniería Enlace metálico 2. ¿Por qué se forma enlace metálico entre átomos de aluminio (Al)? Explica mediante el modelo de “mar de electrones”.

3. Indique si son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes propiedades que podrían presentar las sustancias con enlace metálico. ( ) Buenos conductores del calor. ( ) Se disuelve fácilmente en agua. ( ) En general son duros (resistentes al rayado). ( ) La mayoría se oxida con facilidad. ( ) No pueden formar alambres delgados. ( ) Son malos conductores de la electricidad. ( ) Son buenos aislantes térmicos. ( ) Al formar aleaciones mejoran sus propiedades. Enlace iónico 4. Explique por qué el cloruro de bario (BaCl2) presenta enlace iónico. Extraiga toda la información posible de la tabla periódica para justificar su análisis. Represente la estructura Lewis

5. Indique si son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes propiedades que podrían presentar las sustancias con enlace iónico ( ) A condiciones ambientales se encuentra en estado gaseoso. ( ) Alta temperatura de fusión respecto a los metales. ( ) Se disuelve fácilmente en agua. ( ) Se quiebran al golpearlos (frágil). ( ) No conduce la electricidad cuando está disuelto en agua ( ) No forma redes cristalinas, forma estructuras amorfas 6. Indique los materiales que presentan conductividad eléctrica. Justifique.

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Magnesio (Mg), agua salada, níquel (Ni), flúor (F2), vapor de agua, cobre (Cu), oxígeno (O2), hidrógeno (H2), CuSO4(s).

7. Si tuviera las siguientes sustancias en su almacén: etanol (C 2H5OH), sulfato crómico (Cr2(SO4)3 y plata metálica (Ag), responda: i. ¿Qué sustancia elegiría si requiere que sea maleable y conduzca la corriente? Justifique adecuadamente su respuesta.

ii. ¿Qué sustancia, al ser disuelta en agua conducirá la corriente? Justifique adecuadamente su respuesta

H3: Identifica la polaridad de las moléculas utilizando el concepto de electronegatividad y simetría 8. Explique por qué el gas cloro (Cl2) presenta enlace covalente apolar. Justifique su análisis haciendo uso de valores de electronegatividad y la simbología Lewis.

9. Explique por qué el bromuro de hidrógeno (HBr) presenta enlace covalente polar. Justifique su análisis haciendo uso de valores de electronegatividad y la simbología Lewis.

10. ¿Por qué el CO2 es molécula apolar mientras que el HCN es molécula polar, a pesar qué ambas poseen enlaces covalentes polares?

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11. Determine si las siguientes moléculas son polares o no en función de la simetría de la molécula. coloque su respuesta debajo de cada esquema.

H4: Predice las propiedades de los compuestos covalentes en función del enlace químico 12. Para cada sustancia clasifica la sustancia dada (sustancia metálica, compuesto iónico, molécula apolar o molécula polar). De ser necesario, revisa tu lectura y no olvides que se debe considerar al aceite, bencina y la gasolina como moléculas apolares. Tipo de sustancia, compuesto o molécula

Sustancia

Se disuelve en: ¿Gasolina? ________ Bencina ________ ¿Agua? ________ Bencina ________

Nitrógeno

N2

Ácido clorhídrico

HCl

Aluminio

Al

Bromo

Br2

Cloruro de potasio

KCl

¿Agua? ________

Amoníaco

NH3

¿Gasolina? _______

Etanol

C2H5OH

Bencina ________

Sustancia metálica

13. Para cada caso, prediga, responda y justifique en base al enlace i. ¿Cuál de las sustancias tendría el mayor punto de ebullición: Amoniaco (NH3), propano (C3H8)?

ii.

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¿Cuál de las sustancias tendría el mayor punto de fusión: Ioduro de potasio (KI), yodo (I2)?

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iii.

¿Cuál de las sustancias será más volátil: Etanol (C2H5OH), etano (C2H6), metano (CH4)?

iv.

¿Cuál de las sustancias tendría el menor punto de fusión: Nitrógeno (N2) o aluminio (Al).?

14. Para cada caso, prediga, responda y justifique en base a las interacciones que establecen las sustancias. Sugerencia: Identifica el tipo de sustancia y las interacciones que establecen con sus pares y con otras sustancias según corresponda. i. ¿Cuál(es) de las siguientes sustancias es (son) soluble(s) en hexano, (C6H14)? C6H6 - CH3OH - CaCl2 - CHCl3 - C3H8

ii.

¿Cuál(es) de las siguientes sustancias es (son) soluble(s) en agua? CH3F - NaOH - CaCl2 - Au

iii.

¿Es posible disolver el tetracloruro de carbono (CCl4) en el agua (H2O)?

15. De cada par de sustancias subraya el que se volatiliza más rápidamente. Justifica en base a la polaridad de la molécula. • •

CH3CH3 y CH3CH2COOH CH3CH2CH2CH2CH3 y CH3CH2CH3

16. De cada par de sustancias subraya el que tenga mayor punto de fusión. Justifica en la polaridad de la molécula. • CH3CH2CH2OH y Fe • Cu y CCl4 17. De las siguientes sustancias, ¿cuál se espera que se disuelva en agua y que su solución conduzca la corriente eléctrica? CH4, NH3 , Mg , KCl. Justifique.

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Ejercicios para reforzar 1. El nitrato de sodio posee numerosas aplicaciones. Es usado como fertilizante. Fundido en una mezcla con carbonato de sodio, se utiliza en la obtención de cromo. También es un conservante en la industria alimentaria. La ecuación de formación del nitrato de sodio a partir de sus elementos más estables es la siguiente: 2 Na + N2 + 3 O2 → 2 NaNO3 Respecto a las sustancias Na, NaNO3 y N2, responda: a) Identifica el tipo de enlace que existe entre sus átomos. b) Ordénalas de forma creciente a su temperatura de fusión. c) ¿Cuáles se disolverán en agua? d) ¿Cuáles conducirán la corriente eléctrica en estado sólido y líquido? 3. Las sustancias metálicas y moleculares, así como los compuestos iónicos están formados por átomos unidos mediante diferentes tipos de enlace químico. Responde las siguientes preguntas referentes al enlace químico: a) Indica cuáles de las siguientes moléculas: H2, NH3, CO, N2 y HBr presentan enlace covalente apolar. Justifica tu respuesta. b) El cloro es un elemento muy reactivo y puede unirse tanto al sodio como al hidrógeno ¿Qué tipo de enlace químico formará con cada uno de ellos? 4. Identifica el tipo de enlace presentes en sustancias de importancia en ingeniería a. Hilos de Cobre b. Aretes de oro c. Latas de aluminio 5. Identifica el tipo de enlace presentes en sustancias de importancia en ingeniería. El nitrógeno se encuentra presente en el aire. El compuesto de nitrógeno que se encuentra en el aire es una molécula diatómica. Adicionalmente, el elemento nitrógeno puede formar nitruros. Un nitruro posee al nitrógeno con carga -3. ¿Qué tipo de enlace y qué tipo de compuesto se encuentra en las dos sustancias mencionadas en el texto? 6. El cobre es muy dúctil. Este metal se utiliza para el cableado eléctrico logrando buenos resultados. Explique con un dibujo por qué es tan fácil hacer hilos de este metal. ¿Qué teoría se utiliza para explicar estos resultados? 7. ¿Cuáles son los compuestos iónicos que se forman por la combinación de los pares de elementos que se muestra a continuación: (a) sodio y oxígeno; (b) bario y yodo; (c) litio y oxígeno; (d) cloro y magnesio? Responda usando notación de Lewis. 8. Señale la estructura de Lewis de los siguientes compuestos iónicos. a) Cloruro de sodio b) Yoduro de litio c) AℓCℓ3 d) CaBr2 e) K2O f) MgF2 9. A continuación se presenta una lista de elementos con los cuales puede formar compuestos iónicos. Lista de elementos: Na, O, Mg, Br, Aℓ a) Indique la fórmula de todos los compuestos iónicos posibles que se pueden formar con la lista dada.

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b) Señale las propiedades de un compuesto iónico. 10. Dadas las sustancias Cu, NaBr, O2: a) Identifica el tipo de enlace que existe entre sus átomos. b) Ordénalas de forma creciente a su temperatura de fusión. c) ¿Cuáles se disolverán en agua? d) ¿Cuáles conducirán la corriente eléctrica en estado sólido y líquido? ¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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S07- Tema: 1.4 Lenguaje de la química H1: Identifica las principales funciones químicas inorgánicas Se conocen más de 19 millones de sustancias químicas. Cada una tiene un nombre y una estructura específica, por lo cual es necesario utilizar un método sistemático para llamar a cada sustancia (nomenclatura química). Los compuestos se pueden clasificar en dos grandes grupos: orgánicos e inorgánicos. El grupo que contiene átomos de carbono, se clasifican como sustancias químicas orgánicas (con algunas excepciones), el resto son sustancias químicas inorgánicas. Antes de iniciar con la nomenclatura de los compuestos químicos inorgánicos, hay que tener presente que estos se pueden clasificar de acuerdo con diferentes características: 1.4.1 CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS ➢ Por el número de elementos que lo constituyen: a) Compuestos binarios.- Formados por dos elementos, ejm.: Fe2O3 , AgCl, etc. b) Compuestos ternarios.- Formados por tres elementos, ejm.: H2CO3, Cu(NO3)2, K2SO4, etc. c) Compuestos poliatómicos.- Formados por más de tres elementos, ejm.: NaHCO3, Mg(OH)Cl, KHSO4, etc. ➢ De acuerdo a la función química que presentan: Una función química es un elemento o grupo de elementos que le proporcionan ciertas características químicas a un compuesto. Por ejemplo, los óxidos, son compuestos binarios que llevan siempre al elemento oxígeno, los hidróxidos que están constituidos por metal y la función hidroxilo (OH-), o los ácidos que se caracterizan porque en su composición llevan siempre hidrógeno, y se disocian en agua liberando iones H+. etc. En este curso, consideraremos para la química inorgánica, cuatro funciones y de acuerdo con estas, los compuestos se clasifican en: hidróxidos, óxido, sales y ácidos. Ejemplo: Formula Función Química Al(OH)3 Hidróxido Fe2O3 Oxido básico SO2 Oxido ácido NaCl Sal haloidea CaCO3 Sal oxisal H2SO4 Ácido oxácido HCl (ac) Ácido hidrácido ➢

De acuerdo con el tipo de enlace que presentan: • Compuestos iónicos. Son aquellos formados por iones (enlace iónico) y generalmente son combinaciones de metales y no metales: NaCl, PbO2, etc. • Compuestos moleculares o covalentes. Son aquellos constituidos por moléculas (enlace covalente) y generalmente están compuestos por no metales: HCl, CO2, NH3, etc Ejemplo: ¿Qué función química presenta KCl? Solución: Interpretación y representación: Identifica las principales funciones químicas inorgánicas

•

La función química que presenta KCl es sal haloidea. ¡Ahora tú sólo! ¿Qué función química presenta CO?

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H2: Aplica correctamente las reglas de nomenclatura para nombrar compuestos iónicos y moleculares (covalentes) de importancia industrial (óxidos, hidróxidos, sales y ácidos) Nomenclatura y formulación de compuestos iónicos Para escribir la fórmula y nombrar los compuestos iónicos debemos considerar que estos compuestos están formados por cationes y aniones • Cationes (iones positivos) Aquellos que se forman a partir de átomos metálicos. Ejemplo: Na+ ión sodio Ca+2 ión calcio Fe+2 ión hierro (II) o ión ferroso • Aniones (iones negativos) (a) Aniones monoatómicos: Se forman a partir de no metales simples. Ejemplo: F-1 ión fluoruro (b)

N-3

ión nitruro

O-2

ión óxido

Aniones poliatómicos (oxianiones): No metales combinados con oxígeno, cuyos nombres terminan en –ato o –ito, ejemplo: (NO3)-1

ión nitrato

(NO2)-1

ión nitrito

(SO4)-2 (SO3)-2

ión sulfato ión sulfito

Algunos oxianiones emplean los prefijos hipo- o per-, como es el caso de los halógenos. Ejemplo: (Cl O)-1 ión hipoclorito (ClO4)-1 ión perclorato Compuestos iónicos Ten en cuenta que los compuestos iónicos son eléctricamente neutros, es decir, la carga positiva total debe ser igual a la carga negativa total. Una forma práctica para que se cumpla este principio es realizar un cruce de las cargas. De ser necesario se deberá simplificar los subíndices. Ejemplo: Mg+2 ion magnesio magnesio

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Cl-1 ion cloruro

MgCl2 Cloruro de

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TABLA DE IONES (ANIONES Y CATIONES) IONES POSITIVOS (CATIONES)

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IONES NEGATIVOS (ANIONES)

Aluminio

Al+3

Bicarbonato

(HCO3)-1

Amonio

(NH4)+1

Bromuro

Br -1

Bario

Ba+2

Carbonato

(CO3)-2

Cadmio

Cd+2

Carburo

C-2

Calcio

Ca+2

Cianuro

(CN)-1

Cinc

Zn+2

Clorato

(ClO3)-1

Cobalto (II), cobaltoso

Co+2

Clorito

(ClO2)-1

Cobalto (III), cobaltico

Co+3

Cloruro

Cl -1

Cobre (I), cuproso

Cu+1

Cromato

(CrO4)-2

Cobre (II), cúprico

Cu+2

Dicromato

(Cr2O7)-2

Cromo (II), cromoso

Cr +2

Floruro

F-1

Cromo (III), crómico

Cr +3

Fosfato

(PO4)-3

Estaño (II), estannoso

Sn+2

Hidróxido

(OH)-1

Estaño (IV), estánnico

Sn+4

Hipoclorito

(ClO)-1

Hidruro

H-1

Ioduro

I-1

Hierro (II),* ferroso

Fe+2

(HCO3)-1

Hierro (III), férrico

Fe+3

Litio

Li+1

Ion bicarbonato Ion sulfato ácido, bisulfato Nitrato

Magnesio

Mg+2

Nitrito

(NO2)-1

Mercurio (I), mercurioso

Hg+1

Nitruro

N-3

Mercurio (II), mercúrico

Hg+2

Óxido

O-2

Níquel (II) , niqueloso

Ni+2

Perclorato

(ClO4)-1

Níquel (III), niquélico

Ni+3

Periodato

(IO4)-1

Oro (I), auroso

Au+1

Permanganato

(MnO4)-1

Oro (III) , aurico

Au+3

Peróxido

O22-

Plata

Ag+1

Silicato

(SiO4)-2

Platino (II), platinoso

Pt +2

Sulfato

(SO4)-2

Platino (IV) , platínico

Pt +4

Sulfito

(SO3)-2

Plomo (II) plumboso

Pb+2

Sulfuro

S-2

Plomo (IV) , plúmbico

Pb+4

Tiocianato

(SCN)-1

Potasio

K+1

Sodio

Na+1

(HSO4)-1 (NO3)-1

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Ejemplo: ¿Cuál es la formula de óxido de calcio y nitrato de zinc? Solución: Óxido de calcio: Ca+2 O-2  Ca2O2  CaO Nitrato de zinc: Zn+2 (NO3)-1  Zn1(NO3)2  Zn(NO3)2

¿Se simplifica los subíndices? ¿Cuándo?

Ten en cuenta que los compuestos iónicos son eléctricamente neutros, es decir, la carga positiva total debe ser igual a la carga negativa total. Recuerda: en un compuesto iónico, primero va el nombre del anión seguido del nombre del catión.

¡Ahora tú sólo! ¿Cuál es el nombre de Ca3(PO4)2?

NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE COMPUESTOS MOLECULARES BINARIOS Los procedimientos que se siguen para dar nombre a los compuestos moleculares binarios son similares a los empleados para nombrar a los compuestos iónicos: 1. Por lo general se escribe primero el nombre del elemento que está más a la derecha y se añade la terminación URO excepto para el oxígeno que se le llama ÓXIDO se pone la palabra “DE” y el nombre del segundo elemento. 2. Se usan prefijos griegos para indicar la cantidad de átomos de cada elemento. El prefijo MONO solo se utiliza en el elemento de la derecha en caso de que no haya subíndices en la fórmula. Nunca se usa para el segundo elemento que se nombre.

Prefijo Mono Di Tri Tetra Penta Hexa Hepta

# átomos 1 2 3 4 5 6 7

Ejemplo: ¿Cuál es el nombre de Cl2O y NF3? Solución: Cl2O óxido de dicloro NF3 trifluoruro de nitrógeno

¡Ahora tú sólo! ¿Cuál es el nombre de CO? ¿Cuál es la fórmula del trióxido de azufre?

NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE ÄCIDOS Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno y se designan de manera especial. Por ahora definiremos ácido como una sustancia que producen iones hidrógeno H+ cuando se disuelven en agua. Identificamos un ácido cuando encontramos en la fórmula al hidrógeno, H, como primer elemento, por ejemplo: HCl (ac) y H2SO4. Los ácidos se nombran poniendo la palabra ÁCIDO seguido del nombre del anión (según la tabla de iones) pero haciendo los siguientes cambios: • Se cambia la terminación URO por HÍDRICO • Se cambia la terminación ATO por ICO • Se cambia la terminación ITO por OSO Ejemplos:

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¿Cuál es la formula del acido clorhídrico, acido sulfuroso y acido sulfúrico? Solución: H+ íon hidrogeno H+ íon hidrogeno H+ íon hidrogeno

Clíon cloruro SO3-2 íon sulfito SO4-2 íon sulfato

HCl(ac) ácido clorhídrico H2SO3 ácido sulfúroso H2SO4 ácido sulfúrico

¡Ahora tú sólo! ¿Cuál es el nombre de H2CrO4? ¿Cuál es la fórmula del ácido perclórico?

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE H1: Identifica las principales funciones químicas inorgánicas 1. Indica la función química y el tipo de compuesto (iónico o molecular) al que pertenece cada uno de los siguientes compuestos Compuesto

Li2O

N2O

Al(OH)3

Na3PO4

MgCl2

HBr(ac)

HNO3

Función química Compuesto (iónico/covale nte) 2. Usando tu tabla periódica para identificar los elementos, clasifique los siguientes compuestos colocando cada uno en el casillero de la función química correspondiente. HCl(ac)

CO2

ÓXIDO BÁSICO (Metal – Oxígeno)

Na2SO4

H3PO4

ÓXIDO ÁCIDO

Au2O3

HIDRÓXIDO (Metal – OH)

(No Metal – Oxígeno)

SAL OXISAL (Metal - No Metal – Oxígeno)

Mg(OH)2

KBr

SAL HALOIDEA

(Metal - No metal)

ACIDO OXÁCIDO (Hidrógeno - No Metal - Oxígeno)

ÁCIDO HIDRÁCIDO (Hidrógeno - No Metal)

H2: Aplica correctamente las reglas de nomenclatura para nombrar compuestos iónicos y moleculares (covalentes) de importancia industrial (óxidos, hidróxidos, sales y ácidos) 3. Usando la tabla de iones, escriba la carga de los iones, la fórmula y el nombre del compuesto iónico obtenido. Compuesto iónico formado por:

Catión

Anión

Fórmula

Nombre

Ión cloruro y ion magnesio

Mg+2

Cl-

MgCl2

cloruro de magnesio

Ión ________y ión ______

Zn+2

F-1

Ión ________y ión ______

K+

(SO4)-2

Ion óxido y ión potasio Ion sulfuro y ión plata

Ión ________y ión ______ Ión ________y ión ______

CuCO3

Ión ________y ión ______

Fe(OH)3

Ión ________y ión ______

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fosfato de calcio

cloruro de amonio

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4. Escribe el nombre, fórmula o función química según corresponda: Compuesto

Nombre

Función química

Li O

Óxido básico

2

Compuesto

Nombre

Al(OH)

Función química Hidróxido

3

Sulfato de sodio

Óxido áurico

Bromuro de potasio

Hidróxido cúprico

5. Completa el nombre o la fórmula de los siguientes compuestos moleculares: Fórmula

nombre

CO2 dióxido de azufre Cl2O7 P2O5 6. Completa la tabla Ion Bromuro Clorato

-1

Br (Cl O3)-1

Fórmula del ácido HBr(ac)

Fluoruro

Nombre del ácido ácido bromhídrico ácido fluorhídrico

Fosfato HNO3 HClO4 (SO4)-2

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......SO4

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Ejercicios para reforzar

1. Un ingeniero está haciendo una lista de las sustancias químicas para su adquisición para la empresa. Ayúdale a completar la siguiente tabla. Sustancia Fórmula química Función química 100 kg de hidróxido de sodio para neutralizar los terrenos ácidos 200 L de ácido clorhídrico para limpieza del sarro de los calderos 100 kg de carbonato de calcio para producir cal 150 kg de óxido de calcio como una sustancia antiséptica 1 kg de fluoruro de potasio como el reactivo del laboratorio

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Consolidemos o Caso

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S10- Tema: 1.5 Medición de la materia H1: Expresa la masa, volumen, temperatura, densidad y presión usando las unidades físicas de medición adecuadas Las propiedades de la materia se puede medir, para lo cual en Química utilizamos el Sistema Internacional de Unidades (SI). EL SLUMP (Sistema Legal de Unidades de Medida del Perú) por Ley Nº 23560 establece el uso obligatorio de la unidades SI. UNIDADES BÁSICAS MAGNITUD FÍSICA UNIDAD SÍMBOLO Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Temperatura Kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Corriente eléctrica Ampere A Intensidad luminosa candela cd Las principales unidades derivadas usadas según el sistema SI son: UNIDADES DERIVADAS MAGNITUD UNIDAD SÍMBOLO EXPRESIÓN Área Volumen Densidad Fuerza Presión

metro cuadrado m2 metro cúbico m3 kilogramo por metro cúbico kg/m3 Newton N Pascal Pa PREFIJOS NUMÉRICOS COMUNES Prefijo Expresión Prefijo exponencial tera 10 12 deci giga 10 9 centi 6 mega 10 mili kilo 103 micro 2 hecto 10 nano deca 10 pico

m2 m3 kg/m3 kg.m/s2 N/m2 Expresión exponencial 10 -1 10 -2 10 -3 10 -6 10 -9 10 -12

UNIDADES FÍSICAS Masa (m) Nos indica la cantidad de materia que posee un cuerpo. Su unidad fundamental es el kilogramo sin embargo el gramo es la unidad más usada. Para su medición se utilizan las balanzas. Algunas unidades comunes y sus equivalencias son: 1 g = 1000 mg

1 kg = 1000 g

1 kg = 2,2 lb

1 lb = 453,59 g

Volumen (V) Es el espacio ocupado por la materia. Los materiales más comunes para medir volúmenes son probetas, pipetas, buretas y fiolas. Algunas unidades comunes y sus equivalencias son: 1 L = 1000 mL

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1 mL = 1 cm3

1 m3 = 1000 L

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Densidad (D) Una unidad derivada muy usada en química es la densidad. Se determina por la relación entre la masa de un cuerpo y su volumen. Para sólidos y líquidos la unidad es g/mL, en el caso de gases se utilizan g/L. Luego:

D=

m V

donde : D = densidad m = masa v = volumen

La densidad de los cuerpos depende de la temperatura. Por ejemplo, para el agua a 4 ºC su densidad es 1 g/mL; a 20 ºC es 1,029 g/mL y a 80 ºC es 0,9719 g/mL. Se dice que cuando una sustancia es más densa que otra se hundirá, y cuando es menos densa que otra flotará en ella. DENSIDAD DE ALGUNOS COMPUESTOS Sustancia Alcohol etílico Aceite de algodón Agua Azúcar Magnesio

Densidad a 20 °C (g/mL) 0,789 0,926 1,029 1,590 1,790

Sustancia CO Nitrógeno Aire Oxígeno Argón

Densidad a 20 °C (g/L ) 1,963 1,251 1,293 1,429 1,780

Presión (P) Se define presión como la fuerza ejercida sobre un área dada. Así:

Presión (P) =

Fuerza (F) Area(A)

En un gas la presión se origina por las colisiones de sus moléculas con las paredes del recipiente que lo contiene. Cuando un gas es encerrado en un recipiente ejerce una presión llamada presión absoluta del gas. La atmósfera también ejerce una presión sobre la superficie terrestre llamada presión atmosférica. A nivel del mar la presión atmosférica es igual a una atmósfera. Equivalencias: 1 atm = 760 mm Hg = 101,325 kPa (kilo Pascal) = 14,7 lb/pulg2 = 14,7 Psi = 760 torr Temperatura (T) La temperatura mide la intensidad de calor, es decir si un cuerpo está “caliente” o está “frío”. Las temperaturas se miden por lo regular mediante termómetros. Existen temperaturas relativas (Celsius y Fahrenheit) y absoluta (Kelvin). La relación entre las escalas de temperatura es: De aquí se puede concluir que: K = ºC + 273,15 °F = 1,8°C + 32 °C = (5/9) (°F – 32 )

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Tabla de Factores de Conversión

Ejemplo: Si tenemos 0,78 Solución:

𝑘𝑔 𝑙

l ¿qué magnitud se está midiendo?

Interpretación y Representación: debes conocer y usar las unidades correctas para las diferentes magnitudes.

Se tiene unidad de masa sobre unidad de volumen, por lo tanto la magnitud que se está midiendo es la densidad. D = 0,78 kg/l

H2: Realiza operaciones de conversiones de unidades físicas usando el metodo del factor unitario. El método del factor unitario es una herramienta matemática muy usada en química. Usemos un ejemplo para ver en qué consiste el método: Ejemplo: Si un bloque tiene una masa de 115 lb ¿cuál será la masa de dicho bloque en gramos?

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Pasos: 1. Lee el problema con mucho cuidado

para identificar la magnitud y la unidad que deseamos conocer "¿Qué me piden?" y la cantidad y unidad que tenemos como dato"¿Qué me dan?" 2. De

la tabla de conversiones extraemos la equivalencia adecuada y plantee sus posibles factores.

Me dan: 115 libras Si un bloque tiene una masa de 115 lb ¿cuál será la masa de dicho bloque en gramos?

Me piden: masa en gramos Equivalencia: Factores Unitarios:

1lb = 453,59 g 1 𝑙𝑏 453,59 𝑔

453,59 𝑔

o

1 𝑙𝑏

3. Escribe la magnitud y la unidad que

desea conocer y lo iguala a la cantidad y unidad que tenemos como dato. El dato que le dan se multiplica por el factor adecuado, de tal modo que se elimine la unidad dada y me quede con la unidad deseada. 4. De ser necesario use notación científica para expresar sus resultados.

Masa en g = 115 lb x Factor unitario adecuado

Masa en g = 115 lb x 453,59 g 1 lb Masa en g = 52 162,85 g

= 52 162,85 g

Masa = 5,2162 x 104 g (NOTACIÓN CIÉNTIFICA)

Recuerda el valor numérico de una medición siempre debe llevar unidades.

Ejemplos de conversión de unidades: 1. ¿Cuántos gramos hay en 12 libras de hidróxido de sodio (NaOH)? Solución: Interpretación y Representación: Realiza operaciones de conversiones de unidades físicas usando el método del factor unitario. Ubica el dato y usa el factor más adecuado para eliminar la unidad dada y me quede la unidad deseada.

12 𝑙𝑖𝑏𝑟𝑎𝑠 𝑥

453,59 𝑔 = 5443,08 𝑔 1 𝑙𝑖𝑏𝑟𝑎

En 12 libras hidróxido de sodio hay 5443,08 g de hidróxido de sodio 2. ¿Cuántos gramos de alcohol hay en 2 galones de este alcohol (densidad del alcohol= 0,70 g/mL)? Solución: Interpretación y Representación: Realiza operaciones de conversiones de unidades físicas usando el método del factor unitario. Ubica el dato y usa el factor más adecuado para eliminar la unidad dada y me quede la unidad deseada.

2 gal

x

3,7854 L 1000mL 0,70 g x x = 5299,56 g 1gal 1L ml

En 2 galones de alcohol hay 5299,56 g de alcohol 3. ¿Cuántos mmHg equivale 1,5 atm?

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Solución: Interpretación y Representación: Realiza operaciones de conversiones de unidades físicas usando el método del factor unitario. Ubica el dato y usa el factor más adecuado para eliminar la unidad dada y me quede la unidad deseada.

1,5atm x

760mmHg = 1140mmHg 1atm

1,5 atm equivale a 1140 mmHg 4. Convertir 35 °C a escala de Kelvin. Solución: Interpretación y Representación: Realiza operaciones de conversiones de unidades físicas. Usa los factores de temperatura para convertir. ¿Siempre se usa factor unitario para todas las conversiones?

35 + 273,15= 308,15 K 35°C equivale a 308,15 K

5. Calcule la masa en kg de una porción de solvente (densidad 0,7g/cm3) cuyo volumen es 1,2 L. Solución: Interpretación y Representación: Realiza operaciones de conversiones de unidades físicas usando el método del factor unitario. Ubica el dato y usa el factor más adecuado para eliminar la unidad dada y me quede la unidad deseada.

.

1,2 L x

1000cm 3 g 1kg x 0,7 3 x = 0,84kg 1L cm 1000 g

1,2 L de solvente presenta una masa de 0,84 kg de este solvente

¡Ahora tú sólo! El tanque de ácido sulfúrico que utiliza su empresa viene rotulado 100 000 lb. Si la densidad del ácido es de 1850 kg/m3, exprese su cantidad en m3.

¡Ahora tú sólo! La temperatura del agua es 25 °F, ¿en qué estado se encuentra el agua?

H3: Define unidad de masa molar y mol UNIDADES QUÍMICAS Las unidades químicas de masa son aquellas que nos permiten expresar la masa de las sustancias (átomos, iones y moléculas) y su relación con la cantidad de partículas contenidas en ella. Para esto se define una unidad de conteo (mol). Los pesos atómicos se encuentran en la tabla periódica. Las masas moleculares y masas fórmulas se hallan sumando los pesos atómicos de los átomos que forman el compuesto.

Mol

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Es la unidad de cantidad de sustancia. Es una unidad de conteo como lo es la docena, el ciento, el millar. Se utiliza para contar unidades estructurales muy pequeñas como átomos, moléculas, iones, etc. Se define como la cantidad de partículas que hay en 12 g de carbono. 1 mol = 6,022 x 1023 unidades = Número de Avogadro 1 mol Na = 6,022 x 1023 átomos de Na 1mol CO2 = 6,022 x 1023 moléculas de CO2 1 mol H2O = 6,022 x 1023 moléculas de H2O 1 mol NaCl = 6,022 x 1023 unidades fórmulas de NaCl ̅) Masa Molar (𝑴 La masa de una mol de átomos de un elemento expresada en gramos se llama MASA MOLAR. Una mol de cada elemento tiene diferente masa, pero contiene el mismo número de átomos. La masa molar de una sustancia es numéricamente igual a su masa atómica, molecular o formular, según sea el caso, pero se expresa en gramos. La masa atómica de los elementos químicos se encuentra en la tabla periódica. Recuerda que los compuestos iónicos están formados por cationes y aniones y no es adecuado hablar de moléculas cuando nos referimos a sustancias iónicas. Recuerda: • La masa de una mol de partículas (átomos, unidades formula o moléculas) es numéricamente igual pero se expresa en gramos, g • 1 mol de cualquier sustancia (elemento, compuesto iónico o sustancia covalente) contienen 6,022 x 1023 partículas (átomos, unidades fórmula o moléculas). Ejemplo:

Masa de 1 mol de moléculas de CO2 = 44 g Masa molar de CO2= 44 g/mol Masa de 1 mol de unidades formula de NaCl = 58,5 g Masa molar de NaCl = 58,5 g/mol

Ejemplo: 1. Calcule la masa molar de óxido de magnesio, MgO. Solución: Interpretación y Representación: usando los valores de la tabla periódica calcula la masa molar (usa siempre las unidades).

MgO

De acuerdo a la tabla periódica:

M (g/mol) Mg=24, O=16.

Masa molar MgO = 24 +16 =40 g/mol

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2. Calcule la masa molar del Hidróxido férrico, Fe (OH)3. Solución: Interpretación y Representación: usando los valores de la tabla periódica calcula la masa molar (usa siempre las unidades).

Fe (OH)3

De acuerdo a la tabla periódica

M (g/mol) Fe=56, O=16, H

Masa molar Fe (OH)3 = 56 + (3x16) + (3x1) = 107 g/mol

¿Por qué se multiplica por tres al oxigeno e hidrogeno?

3. Calcule la masa molar del Sulfato cúprico pentahidratado (CuSO4 •5 H2O). Solución: Interpretación y Representación: usando los valores de la tabla periódica calcula la masa molar (usa siempre las unidades).

(CuSO4 • 5 H2O)

De acuerdo a la tabla periódica

M(g/mol) Cu=63,5; S=32; O=16; H=1. Masa molar CuSO4 • 5 H2O = 63,5 + 32+ (4x16) + (10+1) + (5x16)=249,5 g/mol

¿Cómo se debe resolver este ejercicio?

H4: Realiza operaciones de conversión de unidades químicas usando el método del Factor Unitario Ejemplo: ¿Cuántos moles de óxido de magnesio (MgO) hay en 800 g de este compuesto? Solución: Interpretación y Representación: usando los valores de la tabla periódica calcula la masa molar (usa siempre las unidades).Luego úsalo como factor unitario.

̅ MgO = 24 +16 =40 g/mol 𝑀

luego

800 g x

1mol MgO = 20mol 40 g

En 800 g de MgO hay 20 moles.

Para realizar las conversiones masa - moles, también puedes utilizar la fórmula

n=

masa ( g ) Masa molar ( g / mol )

, donde n es el número de moles

¡Ahora tú sólo! ¿Cuántas moles de fosfato de bario hay en 750 g de este compuesto?

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE H1:Expresa la masa, volumen, temperatura, densidad y presión usando las unidades físicas de medición adecuadas 1.

Completa el cuadro.

Magnitud

Masa

Volumen

Pregunta ¿Cuál es tu peso en gramos? Usa la notación científica. ¿Cómo se despacha la venta de la gasolina?

Respuesta

Magnitud

Densidad

Temperatura

Pregunta La densidad del agua es 1 g/mL. La densidad del aceite será mayor o menor a este valor

Respuesta

¿Cuál es la temperatura normal promedio de una persona?

H2: Realiza operaciones de conversiones de unidades físicas usando el método del factor unitario 2. Un camión cisterna circula por la carretera central y transporta ácido sulfúrico, con un tanque de 20 m3 de volumen. ¿Cuántos galones de dicho ácido puede transportar dicho camión? Exprese su respuesta con notación científica.

3. En un almacén hay 10 000 barriles de petróleo ¿Cuál es la masa del petróleo expresada en toneladas si presenta una densidad de 0,85 kg/L? Dato: 1 barril = 60 galones

4. Durante el verano muchas familias suelen instalar en los jardines de su casa piscinas desarmables, Mario no tiene jardín pues vive en el cuarto piso de un edificio con una terraza y está pensando poner allí una piscina de 1,80 m x 2,5 m que pesa 140 lb y decide llenarla con agua hasta 50 cm de alto. Mario consulta con un ingeniero civil acerca de esta idea y éste le dice que su terraza podría soportar como máximo 2500 kg en total. ¿Podrá soportar, la terraza de Mario, el peso de la piscina que piensa poner si ingresan a la piscina 10 niños de 25 kg en promedio cada uno? ¿Qué temperatura del agua marca el termómetro en °C, si en °F dice 75°F? Densidad del agua =1 kg/L

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H3: Define unidad de masa molar y mol 5.

Determina la masa molar de los siguientes compuestos: HCl …………… CaI2 ………………. C3H8 …………… KNO3 …………….. HNO2 ……….…. Ca3(PO4)2 …………… C12H22O11 …………. CuSO4.3H2O ………….

H4: Realiza operaciones de conversión de unidades químicas usando el método del Factor Unitario 6. ¿Cuál es la masa en gramos de un bloque de hierro que contiene 1,50 kmoles de hierro?

7. ¿Cuántas moles de NaOH habrán en 0,80 kg del compuesto?

8. En un litro de gaseosa hay aproximadamente 120 mg de cafeína. (C8H10N4O2). Determine la cantidad de moles de cafeína contenida en un litro de gaseosa.

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Ejercicios para reforzar

2. Un ingeniero está haciendo una lista de las sustancias químicas para su adquisición para la empresa. Ayúdale a completar la siguiente tabla. Sustancia Fórmula química Función química 100 kg de hidróxido de sodio para neutralizar los terrenos ácidos 200 L de ácido clorhídrico para limpieza del sarro de los calderos 100 kg de carbonato de calcio para producir cal 150 kg de óxido de calcio como una sustancia antiséptica 1 kg de fluoruro de potasio como el reactivo del laboratorio

3.

El envase de uno de los insumos químicos que utiliza su empresa viene rotulado 100 lb. Exprese esta masa en kilogramos.

4. 5. 6.

Halle el volumen en mL de 1,5 m3 de agua contenida en un cilindro. Determine la densidad del mercurio en g/mL, si 150 mL de mercurio tiene una masa de 2,04 kg. Si en un procedimiento analítico le indica fijar la temperatura del reactor a 180 ºC, pero éste presenta una escala en K. ¿En qué valor debe fijar la temperatura? La masa de un vaso vacío y seco es de 135,293 g. Cuando se llena con 250,0 mL de un líquido desconocido y viscoso, la masa total es de 535,255 g. ¿Cuál es la densidad del líquido? El latón es una aleación de cobre y cinc. ¿Cuál es la masa de un cilindro de latón que tiene una longitud de 1,62 pulgadas y un diámetro de de 0,514 pulgadas. Dato: Densidad del latón: 8,5 g/cm3.

7. 8.

9. 10. Determine la masa molar de las siguientes sustancias: Argón

Pentacloruro de difósforo

Ar

P2Cl 5

Bromuro de calcio

11. 12. 13. 14. 15. 16.

Carbonato de aluminio

Ácido sulfúrico H2SO4 Nitrógeno

CaBr2 N2 Al 2(CO3)3 ¿Cuántos gramos hay en 3 moles de flúor, F2? ¿Cuántas moles hay en una muestra de 360 g de PCl 3? ¿Cuántos kg hay en 50 moles de Mg(OH)2? ¿Cuántas moles hay en 26 kg de SO3 que están contenidos en un recipiente? ¿Cuántas átomos de hierro (Fe) hay en una muestra de 20 g? Responda los siguiente: a) Si una mujer tiene una masa de 115 lb, ¿cuál es su masa en gramos? Rpta. 5221 g

b) Calcule la densidad del mercurio si 1,0102 g ocupan un volumen de 7,36 cm3. Rpta. 13,6 g/cm3 c) Calcule el volumen de 65 g de metanol líquido si su densidad es de 0,791 g/mL Rpta. 82,2 mL d) El etlilenglicol, el principal ingrediente de los anticongelantes, se congela a -11,5 ºC. ¿Cuál es el punto de congelación en K y en ºF? Rpta. 284,65 K y 52,7 ºF 17. Determine la masa molar de las siguientes sustancias:

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Oxígeno (O2)

Cloruro de Calcio (CaCl2)

Ácido fosfórico (H3PO4)

Carbonato de sodio (Na2CO3)

Fosfato de calcio (Ca3(PO4)2)

Hierro (Fe)

18. Una mezcla que tiene una densidad de 1,4 g/mL contiene 43 % en masa de H 2SO4 y 57 % de H2O. En 1 L de mezcla, ¿cuántos moles hay de ácido y de agua? Rpta. 6,14 mol H2SO4 y 44,3 mol de H2O ¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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S10 – Tema 2.1: Gases ideales H1: Define qué es un gas y explica sus propiedades usando la teoría cinética molecular 2.3.1

GASES IDEALES

Características generales de los gases Este estado de agregación de la materia se caracteriza por la separación existente entre sus moléculas y las fuerzas muy débiles que se establecen entre ellas. Tales moléculas se encuentran comparativamente alejadas unas de otras (en relación con los otros estados de agregación, líquido y sólido) y las fuerzas de atracción y repulsión son de muy escasa magnitud. La ausencia de forma y volumen es el factor cualitativo más resaltante de los cuerpos gaseosos. Además de ello presentan las siguientes propiedades: Expansión Los gases tienden a ocupar la totalidad del espacio disponible. Cuando un gas aumenta su volumen, decimos que se ha expandido. Comprensión La gran distancia de separación entre moléculas hace posible que al ejercer una presión sobre el gas sus moléculas se agrupen más, lográndose una reducción del volumen que ocupa. Difusión Gracias al gran espacio existente entre las moléculas de los gases y por el continuo movimiento, al mezclarse dos o más gases, lo hacen de manera espontánea hasta formar una mezcla uniforme. Efusión La efusión es un proceso mediante el cual las moléculas de gas escapan por un orificio muy pequeño de un recipiente de mayor presión a otro de menor presión. Gas ideal Es un gas hipotético o perfecto que cumple con los postulados de la Teoría Cinética Molecular. Teoría Cinética Molecular. Es un modelo teórico que explica lo que sucede a nivel molecular en un gas y que ocasiona los cambios que se observan en el nivel macroscópico. De acuerdo a esta teoría un gas consiste en moléculas en movimiento constante y aleatorio y cumplen con los siguientes postulados: 1. Los gases están constituidos por moléculas, que se hallan separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas tienen un volumen despreciable comparado con el volumen del gas. 2. Debido a que las partículas de gas permanecen separadas, entre ellas no existe ninguna fuerza de atracción o repulsión significativa. 3. Las moléculas de gas están en continuo movimiento en dirección aleatoria y con frecuencia chocan unas con otras. Las colisiones entre las partículas son perfectamente elásticas, es decir, la energía se transfiere de una partícula a otra por efecto de las colisiones; sin embargo, la energía total de todas las partículas del sistema permanece inalterada.

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4. La energía cinética promedio de las partículas es proporcional a la temperatura absoluta del gas. Un gas real tiende al comportamiento de un gas ideal cuando se halla sometido a bajas presiones y altas temperaturas.

a)

¡Ahora tú sólo! Respecto a los siguientes enunciados indique verdadero o falso ( ) Los gases se difunden entre sí formando mezclas heterogéneas ( ) Las partículas gaseosas presentan un movimiento ordenado. ( ) La propiedad de un gas por la cual puede disminuir su volumen con facilidad se denomina difusión. ( ) La densidad de los gases es mayor que la de los sólidos. Podemos concluir que los gases son sustancias que: • Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. • Se pueden comprimir, es decir, podemos hacer que ocupen menos volumen. • Tienen una densidad que varía con la presión y la temperatura, y es menor que la de los líquidos y sólidos.

H2: Describe el comportamiento de un gas ante la variación de la presión, volumen, temperatura o cantidad de un gas PRESIÓN. Es la fuerza ejercida por unidad de área. En un gas la presión se origina por las colisiones de sus moléculas con las paredes del recipiente que lo contiene. Además los gases ejercen una presión uniforme sobre todas las partes del recipiente.

Presión =

Fuerza F = Área A

Equivalencias: 1atm = 760mmHg = 101.325 KPa TEMPERATURA. Es una medida del grado de movimiento o agitación molecular. La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas. A mayor energía cinética, mayor temperatura y viceversa. La temperatura de los gases se expresa en kelvin. K = °C + 273,15 VOLUMEN. Es el espacio ocupado por el gas. Es igual al volumen del recipiente que lo contiene. Equivalencias: 1L = 1000 mL 1 mL= 1 cm³ 1 m³ = 1000 L CANTIDAD DE GAS. De acuerdo con el sistema de unidades SI se expresa en número de moles m n= de sustancia, esta puede calcularse dividiendo la masa (g) del gas entre su masa molar (g/mol). M Leyes empíricas de los gases Son leyes que se enuncian a partir de mediados del siglo XVII y a partir de las cuales se deduce la ecuación de estado de los gases ideales. En estas leyes se mantiene constante la cantidad del gas y una de las variables de estado (P, V o T) Se mantiene Se cumple para Ley Proceso constante dos estados Boyle

Isotérmico

nyT

P1V1 = P2V2

V1 Charles

Isobárico

nyP

T1 P1

Gay-Lussac

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Isocórico

nyV

T1

=

V2

=

P2

T2

T2

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Ejemplo: Si 4,00 L de un gas a 1,04 atm varía su presión a 745 mmHg a temperatura constante, ¿Cuál es su volumen final? Solución: Interpretación y representación: identifica las variables de estado, luego escoge la ley que más te convenga para resolver el ejercicio. Recuerda que deben estar en las unidades correctas.

Condiciones iniciales: V1 = 4,00 L P1 = 1,04 atm

Condiciones finales: V2 =? P2 =745 mmHg(1 atm / 760mmHg) = 0,98 atm

De acuerdo a La ley de Boyle: P1V1= P2V2 Despejando y reemplazando 𝑉2 =

𝑃1 𝑉1 𝑃2

𝑉2 =

1,04 𝑎𝑡𝑚 𝑥 4,00 𝐿 0,98 𝑎𝑡𝑚

𝑉 2 = 4,25 𝐿

¡Ahora tú sólo! Una muestra de amoniaco gaseoso ejerce una presión de 5,3 atm a 46°C. ¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas se reduce a una décima parte de su valor inicial a la misma temperatura?

Condiciones Normales Un gas está en condiciones normales (C.N.) ó Temperatura y presión normal (TPN), si la temperatura es 0 oC (273 K) y la presión es de 1atm. A estas condiciones 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 L y se llama volumen molar de un gas. Ley combinada de los gases

PV Si la cantidad de un gas no varía, entonces, el producto de su presión por su volumen P1 V1 = 2 2 dividido entre su temperatura absoluta es una constante, y para dos estados tenemos: T1 T2 Ejemplo: ¿Qué volumen ocupará una masa de gas a 150°C y 200 mm Hg, sabiendo que a 50°C y 1 atmósfera ocupa un volumen de 6 litros? Solución: Interpretación y representación: identifica las variables de estado, luego escoge la ley combinada para resolver el ejercicio. Recuerda que deben estar en las unidades correctas

Condiciones iniciales: V1 = 6 litros P1 = 760 mm Hg T1 = 50 + 273 = 323 K Como la masa de gas es la misma, se cumple: Despejando y reemplazando

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Condiciones finales: V2 =? P2 = 200 mm Hg T2 = 150 + 273 = 423 K

P1 V1 P2 V2 = T1 T2

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¡Ahora tú sólo! Una muestra de amoniaco gaseoso ejerce una presión de 5,3 atm a 46°C. ¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas sea el doble a la misma temperatura?

H3: Aplica la ecuación de estado de los gases ideales, en procesos de importancia industrial Ecuación general del gas ideal Si se combinan adecuadamente las leyes empíricas de los gases con el principio de Avogadro, se llega a una expresión que relaciona simultáneamente el volumen de determinada cantidad de un gas con la presión y la temperatura del mismo. Esta ecuación recibe también el nombre de ecuación de estado o ley de los gases ideales:

PV=nRT Donde: P = Presión absoluta (atm, mmHg, Pa, etc.) V = volumen del recipiente (L, m3, etc.) n = número de moles (mol) T = temperatura absoluta (K) R = constante universal de los gases ideales

R = 0,082

mmHg.L atm.L kPa.L = 62,4 = 8,314 mol.K mol.K mol.K

Ejemplo: El hidrógeno (H2) es un gas incoloro, inodoro. Calcule la presión (en atm) ejercida por 1,82 moles del gas en un recipiente de acero de 5,43 L de volumen a 69,5ºC. Solución: Interpretación y representación: identifica las variables de estado, luego escoge la ecuación general de los gases para resolver el ejercicio. Recuerda que deben estar en las unidades correctas

Usando la ecuación general de los gases y despejando la presión (P) queda:

P=

nRT (1,82 mol) (0,0821 L  atm/K  mol) (69,5+273 K) = 9,42 atm = V 5,43 L

¡Ahora tú sólo! El oxigeno (O2) es un gas incoloro, inodoro. Calcule la presión (en mmHg) ejercida por 30 moles del gas en un recipiente de acero de 50 L de volumen a 40 ºC.

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE.

H1: Define qué es un gas y explica sus propiedades usando la teoría cinética molecular. 1. Se tienen dos gases en las siguientes figuras. Para cada caso identifique lo que ha ocurrido: compresión, expansión, efusión o difusión. Justifique.

i). ………………………………

ii). ………………………………

H2: Describe el comportamiento de un gas ante la variación de la presión, volumen, temperatura o cantidad de un gas. 2. Una muestra gaseosa de 520 g de Helio (Masa molar = 4 g/mol) está encerrado en un cilindro de 2000 cm 3 a una temperatura de 30 oC. Determine la presión, en PSI, dentro del recipiente que contiene al helio (asuma comportamiento ideal).

3. ¿Qué sucede con la presión dentro del recipiente si el gas del cilindro anterior se calienta hasta 50oC. encuentre la nueva presión ¿Qué ecuación va a aplicar? ______________

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4. En la refinería de Ventanilla un camión cisterna con un tanque de acero de 2 000 L de capacidad es llenado con gas propano C3H8(g) a 25 °C y 2 MPa de presión. Una vez lleno se dirige hacia el Callao, pero a la mitad del camino una de las válvulas del camión se afloja y el 25 % del contenido del gas propano se escapa. Asumiendo comportamiento ideal del gas propano, responda: ¿Cuántas moles de propano quedaron en el tanque?

Si el manómetro está en atm, ¿qué medida estaría registrando luego de la fuga del gas?

5. Muchos gases se envasan en recipientes metálicos a alta presión. Considere un tanque de acero cuyo volumen es 100 L y contiene oxígeno gaseoso a una presión de 15 atm y 20°C. ¿Qué volumen ocuparía esta cantidad de gas a 29 °C y 620 mmHg?

H3: Aplica la ecuación de estado de los gases ideales, en procesos de importancia industrial 6. En el proceso de fundición de minerales sulfurados de cobre, se produce una gran cantidad de dióxido de azufre, compuesto altamente contaminante que se emite a la atmósfera. Actualmente, las plantas industriales capturan el SO2 y lo convierten a ácido sulfúrico a través de una serie de procesos físicos y químicos. Dos empresas que procesan cobre emiten dióxido de azufre según las cantidades señaladas en la Tabla 1. Se sabe que las autoridades regionales imponen una multa a la empresa que emita una cantidad mayor a 64,0 Ton. Tabla 1. Condiciones de la emisión de SO2 de las empresas Rio Verde y Aeros Rio Verde Aeros Presión 734,8 PSI 70 atm Temperatura 400 K 170,33 °F Volumen de SO2 650 m3 109984,4 galones Determine a través de cálculos, si alguna de las empresas podría recibir una multa por parte de las autoridades. De haber una o más empresas infractoras, calcule en qué porcentaje ha sobrepasado el límite establecido por las autoridades.

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Ejercicios para reforzar

1. ¿En qué difiere el comportamiento de una muestra de gas comparado con una muestra de líquido en cada una de las siguientes situaciones? a) La muestra se transfiere de un recipiente a otro más grande. b) La muestra se calienta en un recipiente expandible, sin que ocurra un cambio de estado. Rpta: F, V, F, V

2. Una muestra de aire ocupa un volumen de 3,8 L cuando la presión es de 1,2 atm. Si la temperatura se mantiene constante. a) ¿Qué volumen ocuparía a 6,6 atm? b) ¿Cuál es la presión requerida para comprimirlo a 0,075 L? Rpta: a) 0,69L, b) 61atm 3. En condiciones de presión constante, una muestra de hidrógeno gaseoso con un volumen inicial de 9,6 L a 88oC se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 L. ¿Cuál es su temperatura final en Celsius? Rpta: (-145,2°C). 4. Se tiene un sistema a temperatura contante, que contiene 8L de etano a 3,5 atm de presión. Si se comprime hasta 2L, ¿cuál será la presión final del sistema? Rpta: 14 atm 5. Un cilindro de 20L que contiene nitrógeno gaseoso a 1,4 atm y 10°C puede soportar máximo una presión de atm, ¿cuál es la máxima temperatura (en °C) que puede alcanzar? Rpta: 737,7 °C 6. ¿Qué volumen ocupan 16g de oxígeno gaseoso a 5 atm y 40°C? L

Rpta: 2,57

7. Una muestra de oxígeno gaseoso ejerce una presión de 4,9 atm a 33°C. ¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas se incrementa al doble de su valor inicial a la misma temperatura? Rpta: 2,45 atm 8.

Un gas ocupa un volumen de 2 L en condiciones normales. ¿Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50 ºC? Rpta: 1,18 L

9.

Para que un globo lleno de gas ascienda en el aire, la densidad del gas del globo debe ser inferior a la del aire. a) Considere que el aire tiene una masa molar de 28,96 g/mol y calcule la densidad del aire a 25 ºC y 1 atm en g/L. Rpta: 1,18 g/L b) Demuestre con cálculos que un globo lleno con dióxido de carbono a 25 ºC y 1 atm no puede elevarse en el aire a 25 ºC. Rpta: 1,8 g/L

10. Cierta cantidad de un gas está contenido en un recipiente de vidrio a 25oC y a una presión de 0,8 atm. Suponga que el recipiente soporta una presión máxima de 2 atm. ¿Cuánto se puede elevar la temperatura del gas sin que se rompa el recipiente? Rpta: 472°C 11. Un recipiente cerrado de 2 L. contiene oxígeno a 200ºC y 2 atm. Calcula: a) Las moles de oxígeno presentes en el recipiente. b) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente.

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Rpta: 0,103 mol Rpta: 3,296 g

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12. Una empresa que se dedica a preparar fiestas infantiles emplea 500 mL de helio, para inflar un globo (medido a la presión atmosférica). Si el helio es vendido en cilindros de 20 L y 4 atm, ¿Cuántos cilindros se necesitará para inflar 640 globos? Considere que durante el inflado no varía la temperatura.

13. Indique si las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F): a) En un sistema isotérmico, al aumentar la presión, el volumen también se incrementa ( ) b) En un sistema donde la presión permanece constante, al aumentar la temperatura el volumen también se incrementa ( ) c) En un sistema a volumen constante, cuando la temperatura aumenta, disminuye la presión ( ) d) En un sistema a presión y volumen constante, al aumentar la cantidad de partículas de gas, la temperatura disminuye. 14. Una muestra gaseosa de 20 g de N2 (Masa molar = 28 g/mol) está encerrado en un cilindro de 20 litros a una temperatura de 5oC. a) b) c) d) e)

Convierte la temperatura a grados Kelvin Rpta: 278,15 Determine el número de moles de N2 Rpta: 0,71 moles Determine la presión dentro del recipiente que contiene N2 Rpta: 0,81 atm A condiciones normales ¿Qué volumen de N2 se tendría) Rpta.: 15,90 L ¿Qué sucede con la presión dentro del recipiente si el gas del cilindro anterior se calienta hasta 50oC encuentre la nueva presión? Rpta.: 0,70 atm.

¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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Consolidemos o Caso

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S13 – Tema 2.2: Soluciones H1: Describe el proceso de disolución para la formación de soluciones acuosas electrolíticas y no electrolíticas 2.2.1 SOLUCION o DISOLUCION En la naturaleza la materia no suele encontrarse como sustancia pura (elementos o compuestos), generalmente se encuentra como mezclas. Las disoluciones conocidas como solución verdadera o simplemente solución, son mezclas homogéneas formadas por dos o más sustancias de manera uniforme. Son homogéneas porque se puede observar una sola fase y es uniforme porque en cualquiera de sus partes presenta la misma composición y las mismas propiedades. En las soluciones el componente que se encuentra en menor proporción se denomina soluto, y el que se encuentra en mayor proporción se denomina solvente. Generalmente estos componentes pueden separarse por métodos físicos, tales como la destilación, evaporación y otros. En la vida cotidiana tenemos innumerables ejemplos de disoluciones: el aire, el suero casero, la gaseosa, el bronce, el agua potable y muchas más. Podemos observar que tanto el soluto como el solvente pueden estar en estado gaseoso, líquido o sólido. Ejemplo: ¿El ácido muriático y el alcohol medicinal son soluciones? Solución: Interpretación y representación: Debemos determinar si hay varias sustancias, luego averiguamos el de mayor y menor proporción.

Solución

Soluto

Solvente

Ácido muriático (ácido clorhídrico al 28 %)

ácido clorhídrico

Agua

Alcohol medicinal (etanol al 95 %)

agua

etanol

¡Ahora tú sólo! ¿La lejía (hipolclorito de sodio al 6%) es una solución? Completa las oraciones y el grafico El soluto es …………………… El solvente es ……………………………. La solución: es ……………………….…… Proceso de disolución La disolución de una sustancia dependerá del tipo de sustancia (iónica, molécula polar, molécula apolar) y de la temperatura. Durante el proceso de disolución se producen tres tipos de interacciones: interacción soluto-soluto, interacción solventesolvente e interacción soluto-solvente. El principal factor que determina si se forma o no una solución es la intensidad de la interacción entre las partículas de soluto-solvente. Se formará una solución cuando la fuerza de la interacción solutosolvente es similar o mayor que la fuerza de interacción solutosoluto y solvente-solvente. Cumpliéndose generalmente las siguientes reglas: • Un soluto polar se disuelve en un solvente polar.

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• •

Un soluto apolar se disuelve en un solvente apolar. Un soluto iónico se disuelve en un solvente polar.

Ejemplo 1: Al mezclar 30 mL de agua (H2O) y 5 mL de metanol (CH3OH) ¿se formará una solución? Solución: Interpretación y representación: Debemos determinar qué tipo sustancias intervienen, Luego se debe determinar si forma solución.

el soluto y el solvente son moléculas polares, entonces se mezclan homogéneamente formando una solución. Ejemplo 2: Al mezclar cloruro de sodio (NaCl) y agua ¿se formará una solución? Solución: Interpretación y representación: Debemos determinar qué tipo sustancias intervienen, Luego se debe determinar si forma solución.

El cloruro de sodio es una sustancia iónica y se disuelve en agua que es molécula polar.

¡Ahora tú sólo! Ya puedes predecir qué pasará si mezclas aceite y bencina. ¿Se formará una solución?

Solución electrolítica Las partículas que constituyen el soluto pueden ser iones o moléculas, mientras que las que constituyen el disolvente son moléculas. Esto da lugar a dos tipos de soluciones de acuerdo con el soluto disuelto: • Soluciones electrolíticas (cuando el soluto es una sustancia iónica y por lo tanto la solución conduce la corriente eléctrica). • Solución no electrolítica (cuando el soluto es una molécula y por lo tanto la solución no conduce la corriente eléctrica). El siguiente cuadro muestra el tipo de solución que se formaría, considerando el tipo de enlace químico que presenta el soluto, el agua y otros solventes: Tipo de sustancia Tipo de sustancia Solución Soluto Solvente Electrolítica / No Solución electrolítica CuSO4 Agua Solución de CuSO4 en agua Solución Electrolítica Sustancia iónica molécula polar C6H12O6 Agua Glucosa(C6H12O6) en agua Solución No Electrolítica Molécula polar molécula polar I2 Hexano Iodo (I2) en hexano (C6H14) Solución No Electrolítica Molécula apolar molécula apolar ¿Cuándo es solución electrolítica y no electrolítica?

¡Ahora tú sólo! ¿Qué tipo de solución se formaría? Tipo de sustancia Solución Soluto Etanol (C2H6O) en agua

Tipo de sustancia Solvente

Solución Electrolítica / No electrolítica

Solución acuosa de KCl

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H2: Define Solubilidad y explica la influencia de ciertos factores como temperatura y presión 2.2.2 SOLUBILIDAD La solubilidad, es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad dada de solvente a una temperatura dada. Se suele expresar en gramos de soluto por cada 100 g de solvente. 𝑆𝑜 =

𝑚á𝑥𝑖𝑚𝑎 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑒𝑥𝑝𝑟𝑒𝑠𝑎𝑑𝑎 𝑒𝑛 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠) 100 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒

La solubilidad de una sustancia depende de su temperatura. Las variaciones de la solubilidad con la temperatura se pueden representar gráficamente, a través de curvas de solubilidad, como se puede mostrar en las siguientes imágenes:

Figura 1 Curvas de solubilidad de algunas sales

Figura 1 Curvas de solubilidad de algunos gases

Ejemplo: Usando la información de las curvas de solubilidad. ¿Cuál es la solubilidad del cloruro de sodio a 20°C? Solución: Interpretación y representación: Debemos determinar de la gráfica la solubilidad.

La solubilidad del cloruro de sodio a 20 ºC es 36 g por cada 100 g de agua (36g/100 g)

¡Ahora tú sólo! ¿Cuál es la solubilidad nitrato de sodio a 10 °C?

Cada sustancia sólida, líquida o gaseosa se disuelve en menor o mayor grado en un disolvente. La solubilidad de las sustancias dependerá de su estructura química (iónico, polar, apolar), de la temperatura y de la presión cuando el soluto es un gas.

H3: Predice el tipo de solución que se formara al mezclar una cantidad de soluto en una determinada cantidad de solvente haciendo uso de la solubilidad y/o curva de solubilidad De acuerdo a la cantidad de soluto disuelto, las soluciones se pueden clasificar en saturadas, insaturadas saturadas con exceso y sobresaturadas. •

Solución saturada: Es aquella solución en la que se ha disuelto la máxima cantidad de soluto que el solvente puede disolver a una temperatura dada,

Ejemplo 1:

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¿Qué cantidad de agua, en gramos, se necesitan para disolver 70 g de KCl a 20°C, y así obtener una solución saturada? Solución: Interpretación y representación: Se debe ubicar la solubilidad a la temperatura dada, luego se obtiene la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en el volumen dado, finalmente se determina el tipo de solución.

1. Observamos la curva de solubilidad para el KCl a 20°C (fig. 1): So 20°C= 34g KCl /100 g H2O 2. Determinamos la cantidad de agua que necesitamos para disolver 70 g KCl a 20°C 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐 𝑶 70 𝑔 𝐾𝐶𝑙 𝑥 ( ) = 205,88 𝑔 𝐻2 𝑂 𝟑𝟒 𝒈 𝑲𝑪𝒍

3. Se necesitará 205,88 g 𝐻2𝑂 para disolver los 70 g de KCl y obtener una solución saturada •

Solución insaturada: Es aquella solución en la que se ha disuelto menos de la máxima cantidad de soluto que el solvente puede disolver a una temperatura dada, Ejemplo 2: Si mezclamos 50 g de NaCl en 200 g de agua a 20°C ¿qué tipo de disolución se obtendrá? Solución: 1. Observamos la curva de solubilidad para el NaCl a 20°C (fig. 1): So 20°C= 36g NaCl /100 g H2O 2. Determinamos la máxima cantidad de NaCl que podemos disolver con los 200 g de agua a 20°C: 𝟑𝟔𝒈𝑵𝒂𝑪𝒍 200𝑔 𝐻2 𝑂 𝑥 ( ) = 72𝑔𝑁𝑎𝐶𝑙 𝟏𝟎𝟎𝒈𝑯𝟐 𝑶 3. Obtenemos que 72 g NaCl es la máxima cantidad que se puede disolver en 200 g de agua a 20°C. De acuerdo al dato solo se tiene 50 g de NaCl, este valor es menos del límite que hemos obtenido, por tanto se formará una solución insaturada.

•

Solución saturada con exceso: Es aquella solución en la que se ha disuelto la máxima cantidad de soluto que el solvente puede disolver a una temperatura dada, Si se añade más soluto, el solvente ya no podrá disolverlo quedando un exceso en el fondo del recipiente. • Solución sobresaturada: Son aquellas en las que se ha logrado disolver más soluto del que puede ser disuelto en el solvente. Esto se logra disolviendo el soluto a mayor temperatura y luego dejándolo enfriar a la temperatura dada. Estas soluciones son muy inestables. Ejemplo 3: Se desea preparar una solución mezclando 65 g de NaCl con 150 g de agua a 90 ºC ¿Se disolverá todo el NaCl? Solución: Interpretación y representación: Se debe ubicar la solubilidad a la temperatura dada, luego se obtiene la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en el volumen dado, finalmente se determina el tipo de solución.

1. Observamos la curva de solubilidad para el NaCl (Fig 1) a 90°C: So 90°C= 40 g NaCl /100 g H2O 2. Determinamos la máxima cantidad de NaCl que podemos disolver con los 150 g de agua a 90°C: 𝟒𝟎𝒈𝑵𝒂𝑪𝒍 150𝑔 𝐻2 𝑂 𝑥 ( ) = 60𝑔𝑁𝑎𝐶𝑙 𝟏𝟎𝟎𝒈𝑯𝟐 𝑶 3. Obtenemos que 60 g NaCl es la máxima cantidad que se puede disolver en 150 g de agua a 90°C. De acuerdo al dato se tiene 65 g de NaCl, este valor es más del límite que hemos obtenido, por tanto se formará una solución saturada con un excedente de 5g de NaCl sin disolver proveniente de la diferencia de 65 g – 60 g de NaCl.

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H4: Calcula la concentración de soluciones en diferentes unidades físicas (composición porcentual, ppm) y químicas (molaridad)

2.2.3. CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolución. La concentración de una disolución se pueden expresar usando unidades físicas o unidades químicas.

CONCENTRACIÓN USANDO UNIDADES FÍSICAS ➢

Porcentaje en masa (% m/m): indica la masa de soluto por cada 100 g de disolución, se puede calcular con la siguiente expresión:

%m / m = =

m sto x 100 m sol

msto: Masa de soluto (g) msol: Masa de la disolución (g) = Masa soluto(g) + Masa solvente (g)

Ejemplo: Calcule el porcentaje en masa (%m/m) de una disolución que se preparó disolviendo 50 g de carbonato de sodio (Na2CO3) en 250 g de agua. Solución: • Elija la ecuación adecuada Estrategia: Elegimos la ecuación adecuada, y luego calculamos la concentración de la solución.

Datos:

%m / m =

m sto x 100 m sol

• Reemplazando en la ecuación: %m / m =

50 g x 100 = 16,66 % m/m 300 g

Respuesta: El porcentaje en masa es 16,66% (es decir por cada 100 g de disolución hay 16,66 g de Na2CO3).

➢

Porcentaje volumen-volumen (% v/v): expresa el volumen en mL de soluto por cada 100 mL de disolución, se puede calcular con la siguiente expresión:

% volumen =

V sto x 100 V sol

Vsto: Volumen de soluto (mL) Vsol: Volumen de solución (mL) = Volumen soluto + Volumen solvente

Ejemplo: Se requiere preparar 500 mL de una disolución de etanol en agua al 25 % v/v ¿Que volumen de etanol y agua se debe usar? Solución: • Elija la ecuación adecuada y despejamos el vsto Estrategia: Elegimos la ecuación adecuada, despejamos la variable a calcular y luego v %v/v %v/v = sto x 100 calculamos la concentración de la solución. v sto = x v sol v 100 sol Datos: • Reemplazando en la ecuación: v sto =

25 x 500 = 125 mL 100

• Volumen soluto = 125 mL Volumen solvente = 500 – 125 = 375 mL de agua Respuesta: Se debe disolver 125 mL de etanol en 375 mL agua hasta formar 500 mL de disolución.

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• •

¡Ahora tú sólo! Si se tiene 50 mL de etanol disueltos en 125 mL de agua ¿Cuál es el % v/v de la solución? Si se tiene 50 mL de etanol disueltos en 125 mL de solución. ¿Cuál es el %v/v de la solución? ¿Cuál es la diferencia que hay entre los dos ejercicios?

➢

Porcentaje masa-volumen (% m/v): indica la masa de soluto por cada 100 mL de disolución, se puede calcular con la siguiente expresión: msto: Masa de soluto (g) m sto %m = x 100 Vsol: Volumen disolución (mL) = Volumen soluto + Volumen solvente V V sol Ejemplo: Un refrigerante de motor es 30% m/v de etilenglicol en agua. ¿Qué masa de etilenglicol se debe usar para la preparación de 2 galones de refrigerante? 1 gal = 3,785 L Solución: • Calcula el volumen de la solución en mililitros: Estrategia: Toma en cuenta las unidades, la masa se expresa en gramos y el volumen en mililitros.

Datos:

2 𝑔𝑎𝑙 𝑥

3,785 𝐿 1000 𝑚𝐿 𝑥 = 7570 𝑚𝐿 1 𝑔𝑎𝑙 1𝐿

• Elija la ecuación adecuada y despejamos msto %m

V

=

m sto x 100 V sol

m sto =

%m/v x Vsol 100

• Reemplazando en la ecuación: m sto =

30 x 7570 = 2 271 g 100

Respuesta: Se deberá utilizar 2 271 g de etilenglicol

¡Ahora tú sólo! Si se ha disuelto 30g de FeCl3 en 300 mL de solución ¿Cuál es el % m/v?

➢

Partes por millón (ppm): se aplica para concentraciones muy bajas. Se usan distintas unidades siempre que mantengan una relación de 106, siendo las más comunes las siguientes expresiones: ppm =

m sto(g) x 10 6 V sol (mL)

ppm =

m sto (mg) V sol (L)

Ejemplo:

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Un reservorio de agua contiene nitrato de plomo (II) en 0,01 %m/v. ¿Sera el agua de este reservorio apta para el consumo humano? El límite máximo permitido de sales de plomo en agua para el consumo humano es 0,1 ppm Solución: Elija la ecuación adecuada Estrategia: asumimos un volumen y cambiamos una m sto(g) unidad de concentración en otra unidad. ppm = x 10 6 V sol (mL) Datos: Reemplazando ppm =

0,01 g x 10 6 = 100 ppm 100 mL

Respuesta: El agua no es apta para el consumo pues supera ampliamente el límite máximo permitido.

Molaridad (M): expresa la relación entre el número de moles de soluto de una solución y el volumen de la solución en litros. Matemáticamente se expresan como:

M=

n sto V sol

Donde: Vsol : volumen en litros nsto: número de moles de soluto

Recuerda: para hallar el número de moles debemos contar con la masa molar del soluto

M

: masa molar en g/mol

Ojo: no confundir M (molaridad) con

M

(masa molar)

Ejemplo 1: Calcule la molaridad de una solución de sacarosa (C12H22O11) que se preparó disolviendo 40 g de sacarosa con cantidad de agua suficiente para formar 500 mL de solución. Solución: Estrategia: Calculamos las moles de soluto y el volumen de la solución en litros

Datos:

• Hallamos la masa molar de la sacarosa:

M = (12x12)+(1x22)+(11x16)=342 g/mol • Hallamos las moles de soluto: n soluto = 40 g x

1 mol = 0,117 mol 342g

• Hallamos el volumen de la solución en litros: v solución = 500 mL x

1L = 0,5 L 1000 mL

• Calculamos la molaridad: M =

0,117 mol mol = 0,233 = 0,233M 0,5 L L

Respuesta: La molaridad de una solución de sacarosa es 0,233M

Ejemplo 2: Para la producción de pigmentos, un ingeniero preparó 2 L de solución de H2SO4 de concentración 34 %m/m y densidad 1,25 g/mL. ¿Cuál es la molaridad de la solución preparada? ( M H2SO4 =98 g/mol) Datos:

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Estrategia : A partir de una concentración con unidades físicas debemos hallar la concentración en unidades químicas

• Para determinar la masa del soluto necesitamos tener la masa de la solución:

masa solución = 2𝐿 𝑥

1000 𝑚𝐿 1𝐿

𝑥

1,25 𝑔 1 𝑚𝐿

= 2 500 𝑔

• Ahora hallamos la masa del soluto. Elegimos la ecuación apropiada y despejamos:

%m/m =

m sto x 100 m sol

m sto =

%m/m x m sol 100

• Reemplazando en la ecuación: m sto =

34 x 2 500 = 850 g de soluto 100

• Hallamos moles de soluto

1 mol = 8,67 mol 98 g • Finalmente, con el número de moles y el volumen se calcula la molaridad. n soluto = 850 g x

𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 =

8,67 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 = 4,34 = 4,34 𝑀 2𝐿 𝐿

Respuesta: la molaridad de la solución preparada es 4,34 M

¡Ahora tú sólo! El agua de mar es una solución acuosa en la que se encuentran disueltos una variedad de sales minerales. La sal más abundante en el agua de mar es el cloruro de sodio (NaCI), que se encuentra en una proporción de 28,5 kg de sal por metro cúbico de agua de mar. Teniendo en cuenta que la densidad del agua de mar es de 1 030 kg/m3, determine: a. Molaridad de sal en el agua de mar b. % m/m c. ppm de NaCl

H6: Calcula el aumento o disminución de la concentración al diluir o mezclar soluciones 2.2.4 DILUCIÓN DE UNA SOLUCIÓN En el laboratorio de química se suele trabajar con soluciones diluidas. Estas soluciones diluidas se suelen preparar a partir de soluciones concentradas. El proceso de añadir más solvente a una solución concentrada para obtener una solución diluida se denomina dilución. A realizar un proceso de dilución debemos tener en cuenta que lo que cambia es el volumen del solvente y no la cantidad de soluto. Es decir:

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n soluto antes de la dilución = M1 x V1 n soluto después de la dilución= M2 x V2 Entonces, para el caso de diluciones podemos utilizar la siguiente expresión matemática:

M1 x V1 = M2 x V2 Antes de dilución

después de dilución

(concentrada)

(diluida)

Donde: M1= Concentración inicial V1= Volumen inicial C2= Concentración final V2= Volumen final = Volumen inicial + V agua adicionada

Ejemplo 1: En el laboratorio se requiere 250 mL de NaOH 0,15 M 0,75 M? Explique cómo prepararía la solución Solución:

¿Se podrá preparar esta solución a partir de NaOH

Estrategia: Calcula la disminución de la concentración al diluir una solución

• Si se puede porque se trata de una solución diluida (0,15M) a partir de una concentrada (0,75M) Solución antes de dilución (concentrada) Solución después de dilución M1= 0,75 M (diluida) V1 = X L M2= 0,15 M V2 = 0,250 mL • Utilizando la expresión matemática para dilución calculamos el volumen de solución concentrada inicial: 0,75 M x V1 = 0,15 M x 0,250 L V= 0,050 L (de solución inicial) Respuesta: Preparación: Se miden 50 mL de NaOH 0,75 M y se completa con agua hasta 250 mL (es decir se añade 200 mL de agua)

NaOH 0,75M

Se añade agua hasta 250 mL

250 mL de solución NaOH 0,15M

Ejemplo 2 ¿Cuál es la concentración de una solución que resulto de mezclar 150 mL de HCl 0,25 M con 100 ml de agua?

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Solución: Estrategia: Calcula la disminución de la concentración al diluir una solución

Solución inicial M1= 0,25 M V1 = 0,150 L

Solución final (requerida) M2= X M V2 = 0,150 L+0,1 L = 0,250 L

• Utilizando la expresión matemática para dilución calculamos el volumen de solución concentrada inicial: 0,25 M x 0,150 L= M2 x 0,250 L M= 0,15M Respuesta: La concentración final es 0,15M

Otra forma de resolver este problema Cuando se añade agua (dilución), el número de moles de soluto no se altera, en este caso la nueva concentración será, el número de moles de soluto dividida entre el volumen total.

0,150 L HCl 0,25 M M x V = 0,0375 moles

• •

Al añadir 0,1 L de agua (no se añaden moles de HCl)

La concentración final será: M= 0,037 mol/0,25 L = 0,15 M

¡Ahora tú sólo! Una solución de 3L de H2SO4 2 M fue mezclada con 1,5 L de agua. ¿Cuál es la nueva concentración? ¿Cuánto volumen de agua se debe añadir a 2 L de HNO3 4 M para obtener una solución de concentración 0,9 M?

2.2.5 MEZCLA DE SOLUCIONES Se utiliza este término cuando se mezclan dos soluciones de distintas concentraciones. En este caso las moles de la solución final deben ser igual a la suma de las moles de cada solución mezclada. n soluto solución 1 = M1 x V1 n soluto solución 2 = M2 x V2 n soluto solución 3 = n soluto solución 1 + n soluto solución 2 Entonces, para el caso de mezclas podemos utilizar la siguiente expresión matemática:

(M1 x V1 ) + (M2 x V2) = M3 x V3 Ejemplo: Se mezclan 350 mL de HCl 0,25 M con 150 mL de HCl 0,75 M ¿Cuál es la molaridad de la solución resultante?

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Solución: Estrategia: Calcula la nueva concentración al mezclar soluciones

v1= 0,350 L M1= 0,25M Aplicando la expresión matemática:

v2= 0,150 L M1= 0,75M

v2= 0,500 L M1= X M

(0,25M

x 0,350 L) + (0,75M x 0,150 L) = M3 x 0,500L M3= 0,4M

Otra forma de resolver este problema

N° moles de la primera solución: 0,25 moles/L x 0,35 L = 0,0875 moles

N° moles de la segunda solución: 0,75 moles /Lx 0,15 L = 0,1125 moles

M =( 0,0875 + 0,1125) 0,5 L Concentración de la mezcla 0, 4 moles/L = 0,4 M

¡Ahora tú solo! Si juntamos en un recipiente 100 mL de una solución de NaCl de concentración 1,2 mol/L y 400 mL de otra solución de NaCl de concetración 3,5 mol/L ¿Cuál será la nueva concentración de la mezcla preparada?

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¡Ahora Tú solo! ¿Qué cantidad de agua, en gramos, se necesitan para disolver 70 g de NaCl a 20 °C, y así obtener una solución saturada?

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE

H1: Describe el proceso de disolución para la formación de soluciones acuosas electrolíticas y no electrolíticas 1. Complete la información En una botella de vino: Soluto ………… Solvente ……… Disolución: ….…. En un botella de Vinagre Soluto ………… Solvente ……… Disolución: ….….

En un frasco de suero Soluto …………… Solvente ……………… Disolución: …….………………… En un frasco de agua oxigenada Soluto …………… Solvente ……………… Disolución: …….……………………..

2. Cuando se mezcla sacarosa y agua, ¿se formará una solución? ¿Por qué?

Sacarosa

3. Cuando se mezcla LiCl y agua, ¿se formará una solución? ¿Por qué?

4. Cuando se mezcla aceite y agua, ¿se formará una solución? ¿Por qué?

5. Complete el siguiente cuadro de acuerdo a la solubilidad, tipo de sustancia de soluto - solvente y la conductividad de la corriente eléctrica: Sustancia ¿Formará solución al La solución formada ¿es ¿ es Solución mezclarlo con agua? buen conductor o mal Electrolítica o conductor de la corriente solución No eléctrica? Electrolítica metanol (CH3-OH) Cloruro de magnesio (MgCl2) Hexano (C6H14) Amoniaco (NH3) Sulfato de cobre (CuSO4) Octano (C8H18)

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H2: Define solubilidad y explica la influencia de ciertos factores como temperatura y presión 6. Un alumno de la UPC estuvo investigando acerca de la capacidad de 2 sales para solubilizarse. Fue agregando pequeñas cantidades de cada sal a 100 g de agua hasta observar que no se podía disolver más dicha sal y obtuvo los siguientes resultados: 10 ºC 40 ºC 65 g KNO3 30 g KCl 40 g KCl 20 g KNO3

100 g H2O

10 °C

100 g H2O

100 g H2O

100 g H2O

10 °C

40 °C

40 °C

Observa los gráficos y contesta: • ¿Qué sustancia es más soluble en agua, KCl o KNO3? • ¿Qué factor afecta la cantidad de sustancia que se disuelve en 100 g de agua?

H3: Predice el tipo de solución que se formará entre una cantidad de soluto en una determinada cantidad de solvente haciendo uso de la solubilidad y/o curva de solubilidad 7. Para cada caso complete los cuadros ¿Qué cantidad de soluto NaCl se disuelve como máximo a 20°C? ¿Qué tipo de solución se formará? (Dato: So20°C= 36 g/100 g H20)

Caso

Cantidad de soluto disuelto

Cantidad Maxima de soluto que se puede disolver

Tipo de solución

•

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Si modifico la temperatura ¿se disolverá la misma cantidad de NaCl? ……………………………………………………………………………………………………………….

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Solubilidad g/100 mL H2O

8. Tabula los datos de la curva de solubilidad del sulfato de cobre (II) : Temperatura Solubilidad ºC g/100 mL 20 40 50 60 70 80

25,0 35,0 40,0

CuSO4 Sólido soluble en agua. 9. ¿Qué cantidad máxima de sulfato de cobre (II), en gramos, se puede disolver en 500 mL de agua a 40 ºC? Use los valores tabulados.

10. ¿Qué sucede si agregamos 80 g de sulfato de cobre (II) a 500 mL de agua a 60ºC?, ¿qué tipo de solución se formaría? Use los valores tabulados.

11. ¿A qué temperatura aproximada hay que poner 100 mL de agua para que disuelva como máximo 50 g de sulfato de cobre (II)?

12. Analice las curvas de solubilidad y realice los cálculos necesarios para responder a las preguntas planteadas. i. ¿Qué cantidad máxima de KClO3, en gramos, se disuelve en 1 L de agua a 30 °C?

ii. ¿ Q u é cantidad de agua, en mL, se necesitan para disolver 125 g de CaCl2 a 5 °C, y así obtener una solución saturada?

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iii. ¿Cuántos gramos de KCl como máximo se podrá disolver en 1 litro de agua a 50 °C?, si ésta mezcla se enfría hasta 30 °C, ¿qué pasará?

13. La bebida Sporade contienen sales y azúcares disueltos. Una botella de esta bebida reporta la siguiente información en su etiqueta. KCl 0,057365 g NaCl 0,0048 mol Carbohidratos 14 g Agua 250 mL Determine si la cantidad de NaCl disuelto en la botella de Sporade corresponde a una solución saturada o insaturada, a 20 °C. Justifique su respuesta con cálculos.

14. Powerade ION4 polvo fue usado por los deportista en el mundial del 2014. Esta bebida se prepara disolviendo el producto en agua a temperatura ambiente. ¿Se podrán disolver completamente 4 cucharas medidoras de Powerade ION4 polvo en 350 mL de agua en Belo Horizonte? De no ser así, ¿cuánto polvo quedará sin disolverse? Explique su respuesta (Dato: 1 cuchara medidora = 13,5 g Temperatura ambiental Belo Horizonte = 20ºC)

H4: Calcula la concentración de soluciones en diferentes unidades físicas (composición porcentual, ppm) y químicas (molaridad) 1. Se prepara una disolución mezclando 0,075 moles de sulfato de sodio (Na2SO4) con 200 g de agua. Determine el porcentaje en masa (%m/m) de Na2SO4 en dicha disolución.

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2. Se disuelve 15 g de cloruro de magnesio, MgCl2, en 200 g de agua obteniéndose una disolución de densidad 1,08 g/mL. Exprese la concentración de la solución resultante en porcentaje masa volumen (%m/v)

3. ¿Cuántos mililitros de etanol, C2H5OH, y cuantos de agua son necesarios para preparar 500 mL de disolución al 70% en %v/v?

4. Una muestra de agua contiene 4% m/V de FeCl3 ¿A cuántos ppm de FeCl3 equivalen? 1𝑝𝑝𝑚 =

1 𝑚𝑔(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜) 1𝐿(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)

5. Los resultados de los análisis de muestras de efluentes acuosos de algunos compuestos organoclorados como el tricloroetileno y el triclorobenceno se muestran en la siguiente tabla. Compuesto organoclorado Fórmula Resultados Triclorobenceno C6H3Cl3 450 µg en 500 mL de disolución Tricloroetileno C2HCl3 1,0×10-5 moles en 2 L de disolución Determine ¿cuál de las dos muestras de efluentes tiene mayor concentración de compuestos organoclorados, en ppm?

H5: Calcula el aumento o disminución de la concentración al diluir o mezclar soluciones. La molaridad o concentración molar (M) expresa el número de moles de soluto por litro de solución 6. La imagen muestra una disolución acuosa de 2 moles de glucosa (C6H12O6) en 500 mililitros de disolución. Completa según se pide: Moles de soluto: ____________________ mol Volumen de solución: _________________ L Molaridad =

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7. Determine la masa de sulfato de aluminio necesaria para preparar 500 mL de una solución de concentración 0,25 M?

8. Se prepara una disolución mezclando 35 mL de etanol, C2H5OH, con 115 mL de H2O. Determine la molaridad de la disolución preparada. (Dato: detanol = 0,798 g/mL)

9. ¿Qué volumen de etanol (C2H5OH), en mL, es necesario utilizar para preparar 350 mL de una solución 0,5M (Dato: detanol = 0,798 g/mL)

10. Calcula la nueva molaridad para una solución de 2,5 L de NaOH 1,3 M que fue mezclada con 750 mL de agua.

11. Si tenemos 20 mL de una solución acuosa al 40 % v/v y luego añadimos 60 mL de agua pura, ¿cuál será la nueva concentración de la solución preparada?

12. Qué volumen de disolución de KOH al 20 % m/m se deberá mezclar con 350 mL de una disolución de KOH al 3 % m/m, para obtener una disolución de concentración 8% m/m?

13. El dicromato de potasio (K2Cr2O7) se utiliza en procesos electrolíticos para cromar otros metales. En una empresa de cromado de piezas de automóviles, un ingeniero requiere preparar 10 galones de disolución 0,3 M de dicromato de potasio, a 20 °C. (Datos: Masa molar del K2Cr2O7= 294 g/mol 1 gal= 3,7854L) a) ¿Qué masa de soluto deberá usar el ingeniero para preparar dicha disolución?

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b) El ingeniero decide preparar 2 litros de la solución de K2Cr2O7 0,1 M, a partir de la solución 0,3 M. Indique el procedimiento que deberá seguir el ingeniero.

c) Al final del proceso ha quedado 2 frascos con K2Cr2O7 : Frasco A: 0,5 L de solución de K2Cr2O7 0,1M Frasco B: 3000 mL de solución K2Cr2O7 0,2 M. El ingeniero decide unir estas disoluciones en un solo frasco. ¿Qué concentración deberá colocar en la etiqueta del nuevo frasco

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Ejercicios para reforzar 1.

Se tienen tres tipos de mezclas: Mezcla A: arena dispersa en agua Mezcla B: propanol (CH3CH2CH2OH) Mezcla C: 3 g de KOH disuelto en 1 L agua ¿Son todas las mezclas soluciones? ¿En qué se diferencian las tres mezclas?

2.

Las bebidas rehidratantes contienen sustancias como cloruro de sodio (A) y dextrosa (B).

Na+ ClA

B

El proceso de disolución de ambas sustancias en agua, ¿es idéntico en ambos casos? 3. • •

Se tienen dos procesos en los cuales se desea variar la solubilidad. Conteste cada premisa. Para cierto proceso industrial se desea aumentar la solubilidad de K3PO4 en agua. ¿Qué variables se podrían tomar en cuenta para tal caso? En otro proceso, se desea aumentar la solubilidad del CO2 en agua, ¿se tomarían en cuenta las mismas consideraciones

4.

Si se mezcla de 105g de KCℓO3 y 380g de agua a 70°C a) ¿qué tipo de solución será? b) Si la temperatura desciende hasta 30°C, ¿qué sucederá? c) ¿A qué temperatura será una solución saturada? Rpta: solución insaturada (mezcla Homogénea) Rpta a): solución saturada con precipitado (Mezcla heterogénea) Rpta b): 65°C aprox.

5.

Se tienen las siguientes cantidades de sal disueltas en 425 g de agua cada una a 10°C: a) 323 g de NaNO3 b) 185 g de KNO3 c) 25 g de K2Cr2O7 Utilizando el gráfico de la Pregunta 4, ¿cuánta sal debes agregar o retirar a cada sistema formado para llegar a saturarlo sin tener precipitado en la mezcla? Rpta: a) añadir 17 g, b) retirar 100g, c) añadir 9g aprox.

6.

Se requiere preparar una solución saturada de nitratos a 25° y cuenta con Pb(NO3)2 y KNO3. Utilizando el gráfico de la Pregunta 4, responde: a) ¿Cuál de las soluciones necesitará menor masa de soluto para su preparación? Justifique. b) ¿Cuál de las soluciones necesitará menor número de moles para su preparación? Justifique.

7.

Selecciona de la siguiente lista la solución saturada con precipitado e indica la masa del precipitado: a) 89 g de NaNO3 en 425 g de agua b) 40 g de KNO3 en 425 g de agua c) 73,8 g de K2Cr2O7 en 425 g de agua

120

8.

b)

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Utilizando el gráfico de solubilidades de diferentes sales, contesta: a) A 50°C se tiene 80 g de sulfato de cobre (II) (CuSO4) en 250 mL de agua, ¿Qué tipo de solución se ha formado? Justifica tu respuesta. Rpta: solución insaturada

110

solubilidad (g soluto/100 g agua)

100 90 80

KNO3

70 60

CuSO4

50 40 30

NaCl

20 10 0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

tem peratura (ºC) Nitrato de potasio

Sulfato de cobre

Cloruro de sodio

A 20°C ¿Cuánto sulfato de cobre (II) como máximo se podría disolver en 250 mL para tener una solución saturada? Justifica tu respuesta. Rpta: 50 g CuSO4

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9.

La solubilidad del hidróxido de sodio en agua a temperatura ambiente es de 1,0 g en 0,9 mL. ¿cuántas moles se requerirán para preparar medio litro de una disolución saturada? ¿Cuál será la concentración de la disolución en % masa? (asuma d=1 g/mL para el agua). Rpta. 13,9 moles; 52,6 %

10. Si su solubilidad en metanol es de 1 g en 4,2 mL, ¿cuántas moles se requieren para preparar un cuarto de litro de una disolución saturada? ¿cuál será la concentración de la disolución en % masa? (asuma d=0,7866 g/mL para el metanol). Rpta. 1,49 moles; 23,2 % 11. ¿Cuántos moles contienen 2 L de una disolución saturada de sulfato de amonio (NH4)2SO4? (solubilidad a 25 °C 43,47 g en 100 g de agua). Rpta. 6,59 moles 12. Se tiene una disolución de un líquido A en un líquido B. La concentración en % volumen de A en B es de 20 %. ¿Cuántos gramos de A habrán en 400 mL de disolución? (d=0,65 g/mL para A) Rpta. 43,3 g de A 13. Si se mezclan dos líquidos miscibles hasta en una concentración de % m/V= 27 %. ¿Cuál es el volumen de la disolución si se tienen 4 moles de soluto (masa molar 55 g/mol)? Rpta. 815 mL

14. Tres litros de una disolución 5 % m/m de FeCl3 en agua tiene una densidad de 1,23 g/mL, ¿cuántos gramos contienen de la sal y cuántos gramos de agua? Rpta. 185 g sto y 3505 g ste 15. El agua de mar es una solución acuosa en la que se encuentran disueltos una variedad de sales minerales. La sal más abundante en el agua de mar es el cloruro de sodio (NaCI), que se encuentra en una proporción de 28,5 kg de sal por metro cúbico de agua de mar. Teniendo en cuenta que la densidad del agua de mar es de 1 030 kg/m3, determine: a. Molaridad de sal en el agua de mar b. % m/m Rpta. a. 0,479 mol/L b. 2,77 % 16. Los habitantes de regiones de clima frío saben que deben añadir anticongelante al agua del sistema de refrigeración de un automóvil en invierno. La mezcla de anticongelante con agua tiene un punto de congelación mucho más bajo que el agua pura. El anticongelante típico de automóviles es el etilenglicol de fórmula C2H6O2. Una disolución al 40 %m/m de etilenglicol en agua tiene una densidad de 1,0514 g/mL a 20 ºC. ¿Cuál es la molaridad de esta disolución de etilenglicol? Rpta. 6,78 M

¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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Consolidemos o Caso

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S16 – Tema 2.3: Estequiometria H1: Representa una reacción química mediante ecuaciones químicas correctamente balanceadas 2.3 ESTEQUIOMETRÍA La estequiometria estudia las relaciones cuantitativas (cantidades) entre reactivos y productos en una ecuación química balanceada. Esta relación la podemos establecer en moles o en masa. Preferiremos trabajar relacionando las masas de todos los participantes en una reacción química. 2.3.1 REACCIONES QUÍMICAS En una reacción química hay desaparición de sustancias llamadas reactivos y la formación de nuevas sustancias llamadas productos. La representación de una reacción química es la ecuación química. Toda ecuación química debe tener igual cantidad de átomos de cada elemento en los reactantes y productos. Ahora que ya sabes nombrar y formular, plantearemos ecuaciones químicas. Ejemplo. A una solución acuosa de ácido clorhídrico se le añade una pequeña cantidad de magnesio en polvo. Luego de un tiempo de reacción, se observa el desprendimiento del gas hidrógeno y la formación de una solución acuosa de cloruro de magnesio. Sobre la base de lo descrito, escribe la ecuación química balanceada que represente este suceso. https://www.youtube.com/watch?v=5D7vKeocuRQ Solución: Interpretación y representación: Primero debemos identificar las sustancias, luego escribimos sus fórmulas químicas. Los reactantes y productos se escriben donde corresponden (reactantes antes de las fechas y los productos después). Finalmente balancea.

•

Primero se formulan las sustancias involucradas. ácido clorhídrico

= HCl(ac)

magnesio gas hidrógeno cloruro de magnesio

= Mg(s) = H2(g) = MgCl2 (ac)

¿Por qué se coloca “ac”?

¿Por qué el hidrogeno presenta subíndice 2? ¿Cuál es el subíndice del magnesio?

•

Segundo coloca las sustancias en los reactivos o productos según corresponda. HCl(ac) + Mg(s) → H2(g) + MgCl2 (ac)

•

Tercero balancea la ecuación: se debe tener igual cantidad de átomos de cada elemento en los reactantes y productos. Se tiene 2 átomos de hidrogeno antes 2 HCl(ac) + 1 Mg(s) → 1 H2(g) + 1 MgCl2 (ac) de la fecha (2 H) y dos átomos de hidrogeno después de la fecha (H2). De la misma manera ocurre para el cloro y el magnesio.

¡Ahora tú sólo! Al agregar cinc metálico a una solución acuosa de sulfato de cúprico, se obtiene cobre metálico y sulfato de cinc en solución.

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H2: Identifica y describe los principales tipos de reacciones químicas PRINCIPALES TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS 1. Descomposición: Un reactante se descompone formando dos o más productos. Puede ocurrir por calentamiento. AB → A + B Ejemplo: 2 KClO3(s) → 2KCl(s)+ 3O2 (g) 2. Combinación, adición o síntesis: Dos o más sustancias se combinan para formar una nueva. A + B → AB Ejemplo: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O (g) 3. Desplazamiento simple: Un elemento sustituye a otro elemento que forma parte de un compuesto. A + CB → AB + C Ejemplo: Mg(s) + H2SO4(ac) → MgSO4 (ac) +H2(g) 4. Desplazamiento doble o metátesis: Se produce un intercambio de iones entre dos reactantes. AB + CD → CB + AD Ejemplo: Pb(NO3)2(ac) + KI(ac) → KNO3(ac) +PbI2 (s)

REACCIONES CON NOMBRES ESPECIALES 5. Redox: En las reacciones redox se transfieren electrones de una sustancia a otra y por ello, cambia el estado de oxidación de algunos elementos. Ejemplo: Mg(s) + H2SO4(ac) → MgSO4 (ac) +H2(g) Esta reacción es de desplazamiento simple y también es Redox, observa los ejemplos

Ocurre la transferencia de electrones entre las especies: Mg0 (s) + H2+1 (SO4)-2(ac) → Mg+2 (SO4)-2 (ac) +H20(g)

6. Combustión: Un reactante en presencia de O2 arde produciendo CO2 y agua.

Ejemplo:

CxHy + O2 → CO2 + H2O C3H8(g) + 5 O2(g) → 3CO2(g) + 4 H2O(g)

7. Neutralización: Un reactante ácido reacciona con un reactante base (hidróxido) produciendo una sal y agua Ácido + base → sal + H2O Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) →NaCl + H2O Ejemplo: ¿Qué tipo de reacción es Aℓ2(CO3)3(s) → Al2O3(s) + 3CO2(g)? Solución: Interpretación y representación: observa el reactante y el producto, compárala con los ejemplos o modelos. Identifica que tipo de reacción es

Aℓ2(CO3)3(s) → Al2O3(s) + 3CO2(g)

es una reacción de Descomposición.

¡Ahora tú sólo! ¿Qué tipo delareacción es H2contenida SO4(ac) + 2 en NaOH → 2 H2O SO (l) + Na2y 4(ac)? H3: Interpreta información una(ac) ecuación química establece relaciones cuantitativas entre reactivos y productos.

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2.2.3 RELACIONES MOLARES Y DE MASA EN ECUACIONES QUÍMICAS Veamos las relaciones cuantitativas en la siguiente reacción balanceada de combustión del gas de metano. A nivel de moles y a nivel de masa. → CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O A nivel de moles: Convirtiendo moles a masa (use masa molar)

A nivel de masa:

1 mol

2 mol

1 mol

2 mol

1 mol x16g 1 mol

2mol x 32g 1 mol

1 mol x 44g 1 mol

2 x 18 g 1 mol

16 g

64 g

44 g

36g

Cálculos mol-mol: En la ecuación de combustión del metano, indique ¿Cuántas moles de O2 reaccionaran con 25 moles de metano? CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O(g) Solución: Interpretación y representación: balancea la reacción, identifica la relación cuantitativa que más te conviene y extrae los valores que necesitas para simplificar y finalmente responde la pregunta

1. Balancea la reacción e identifica la relación cuantitativa: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + A nivel de moles 1 mol CH4 2 mol O2 1mol CO2 2. Extrae los valores y simplifica

2 H2O(g) 2 mol H2O

25 moles CH4 x 2 moles de O2 = 50 moles de O2 1 mol de CH4 3. Respuesta: reaccionaran 50 moles de O2 con las 25 moles de metano.

Cálculos masa-masa: En la misma ecuación de combustión del metano, calcule que masa de agua se producirá a partir de 100 gramos de metano que reacciona con suficiente oxígeno Solución: Interpretación y representación: balancea la reacción, identifica la relación cuantitativa que más te conviene y extrae los valores que necesitas para simplificar y finalmente responde la pregunta

1. Balancea la reacción e identifica la relación cuantitativa: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) nivel de masa 16 g CH4 64 g O2 44 g CO2 2. Extrae los valores y simplifica

+ 2 H2O(g) 36 g H2O

¿Qué relación nos conviene usar?

100 g CH4 x 36 g H20 = 22,5 g H2O 16 g CH4 3. Respuesta: se producirá 22,5g H2O a partir de los 100g de metano. Cálculos mol-masa: Si reaccionan 8 moles de oxígeno (O2) con suficiente metano en la misma reacción de combustión de metano, calcule la masa de dióxido de carbono (CO2) que se obtendrá. Solución: Interpretación y representación: balancea la reacción, identifica la relación cuantitativa que más te conviene y extrae los valores que necesitas para simplificar y finalmente responde la pregunta

A nivel de moles A nivel de masa

CH4 (g) + 1 mol CH4 16 g CH4

2 O2 (g) → CO2(g) + 2 mol O2 1mol CO2 32 g O2 44 g CO2

8mol O2 x 44g CO2 = 176 g CO2 2 mol O2

2 H2O(g) 2 mol H2O 36 g H2O ¿Podemos combinar relaciones cuantitativas?

Respuesta: se obtendrá 176g de CO2 a partir de 8 mol de oxígeno (O2).

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¡Ahora tú sólo! El sulfuro de hidrógeno (H2S) se puede obtener a partir de la siguiente reacción. FeS (s) + HCℓ (ac) → FeCℓ2 (ac) + H2S (g) Considera los siguientes datos de masas atómicas y responde las preguntas. Datos: Masas molares (g/mol): Fe = 56; S = 32; H = 1; Cℓ = 35,5. a) Calcula la masa (en g) de sulfuro de hidrógeno que se obtendrá si se hacen reaccionar 175,7 g de FeS con suficiente cantidad de HCℓ. Justifica tu respuesta con cálculos. b) Si se hacen reaccionar 175,7 g de FeS con suficiente cantidad de HCℓ ¿cuántas moles de FeCℓ2 se producirán? Justifica tu respuesta con cálculos. c) Si se producen 63,5 g de FeCℓ2, ¿cuántos gramos de FeS reaccionaron con suficiente cantidad de HCℓ?

H4: Calcula el rendimiento de la reacción Muchas reacciones no se efectúan en forma completa, es decir los reactivos no se convierten completamente en productos. El término rendimiento indica la cantidad de producto que se obtiene experimentalmente en una reacción química. Se calcula de la siguiente manera:

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• •

Rendimiento Porcentual = Rendimiento Real x 100 Rendimiento teórico Rendimiento real: es la cantidad que se obtiene realmente. Rendimiento Teórico: es cantidad que teóricamente debería obtenerse.

Ejemplo: El cobre es un metal muy usado en la industria por sus diferentes propiedades, entre ellos su buena conductividad eléctrica. Una forma de obtención de cobre es a partir del sulfuro de cobre (I): Cu2S(s) + O2 (g) → 2Cu (s) + SO2 (g) Si utilizamos 5000 Kg de Cu2S con suficiente oxígeno y se obtuvo 3,6 toneladas de cobre (Cu) ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? Solución: Interpretación y representación: Para resolver el ejercicio asegúrese de balancear la ecuación, luego escriba la relación cuantitativa correcta. La relación estequiométrica también se puede dar en kilomoles. Indicamos la relación en Kmoles y en (kg). Halle la cantidad de productos. Identifique el rendimiento real y el teorico. Finalmente halle rendimiento porcentual con la formula

Cu2S(s) +

O2 (g) → 2Cu (s) + SO2 (g)

1 Kmol

1 Kmol

2 Kmol

159 Kg

32 Kg

127 Kg

1 Kmol 64 Kg

¿A cuánto equivalente una kmol? ¿ por qué se escribe en kg?

5000 Kg Cu2S x 127Kg Cu = 3993,7 Kg Cu 159Kg Cu2S Calculando el rendimiento de la reacción: 3993,7 Kg Cu x

1Tn

= 3,993 Tn Cu

1000 Kg Rendimiento porcentual = 3,60 Tn Cu x 100 = 90,2 % 3,99 Tn Cu

¡Ahora tú sólo! El dicloruro de diazufre (S2Cℓ2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide que las moléculas del caucho se separen cuando este se estira. Se prepara mediante el calentamiento del azufre en una atmosfera con cloro: S8 (l) + 4 Cℓ2(g) → 4 S2Cℓ2(l) Cuando se calientan 4,06 g de S8 con suficiente cantidad de cloro se obtuvieron 7,40 g de S2Cl2, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

H5: Reconoce el reactivo limitante y el reactivo en exceso 2.2.4 REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO(S) EN EXCESO En las reacciones con más de un reactante, por lo general se coloca un reactante en menor proporción que el otro. Por ejemplo en la reacción de combustión, el combustible se quema en un gran exceso de oxígeno para que su combustión sea completa. Es normal, entonces que cuando el reactivo en menor proporción se agote,

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quede aún una parte del otro sin reaccionar. En ese momento la reacción se detiene. En el ejemplo el reactivo que se agota es el combustible, ese es el reactivo limitante, mientras que el oxígeno es el reactivo en exceso. El reactivo que se encuentra en menor proporción respecto a la estequiometria de la reacción se conoce como reactivo limitante y al que sobra como reactivo en exceso. Ejemplo 1. Para la síntesis del agua a partir de hidrogeno gaseoso y oxigeno gaseoso. Se puso a reaccionar 100g de oxígeno (O2) y 200 g de hidrógeno (H2), se pide determinar el reactivo limitante (RL), reactivo en exceso (RE) y la cantidad de agua que se produce SOLUCION: Interpretación y representación: Coloca reacción química balanceada y escribe las relaciones cuantitativas. Asume que uno de los reactivos se consume totalmente, luego calcula cuánto del otro reactivo necesitas. Compara la cantidad que requieres (calculada) con la cantidad que dispones (enunciado). Determina con cuidado el RL y RE. Es importante el Reactivo limitante para hallar la cantidad de producto.

i. Plantee la ecuación química balanceada

ii. Determine las relaciones estequiometricas en moles y en masa

iii. Determine cuál de los reactivos es el limitante (R.L.) y cuál es el que está en exceso.

2 H2 (g) + 1 O2(g)

→

2 H2O(l)

• Indicamos la relación en moles y en masa (g) 2 H2 (g) + 1 O2(g) 2 H2O(l) → 2 mol 1 mol 2 mol 4g 32g 36g Estrategia para determinar el reactivo limitante • “Asumimos” que uno de los reactivos se consume totalmente, luego calculamos cuánto del otro reactivo necesitamos para que este reaccione totalmente. Por ejemplo: • Tomamos los 200 g de hidrógeno (H2) del dato • Determinamos cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione totalmente los 200 g de hidrógeno x g de O2 = 200 g de H2 x

32g de O2 = 1600 g de O2 4 g de H2 La cantidad de O2 que se requiere es 1600 g • Comparamos la cantidad de O2 que se requiere con la cantidad con que se cuenta (de acuerdo al enunciado del problema): Se requiere se cuenta 1600 g 100 g => faltará O2 para que se complete la reacción. Por lo tanto:  Reactivo Limitante (RL): O2 el O2 es el RL porque se agotó  Reactivo en exceso (RE): H2 el H2 es el RE porque sobró

iv. ¿Cuántos gramos de agua se producen?

Con la cantidad de R.L. se hacen los cálculos de los productos (el R.L. es dato para todos los cálculos). Xg de H2O = 100g de O2 x 36g de H2O = 112,5 g de H2O 32g de O2

Respuesta: El RL es el O2, el RE es H2 y la cantidad producida es 225 g H2O Ejemplo 2. Para la combustión completa de 250 g de hexano, C6H14, en presencia de 950 g de oxígeno, se le pide determinar la cantidad de productos obtenidos.

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SOLUCION: Interpretación y representación: Coloca reacción química balanceada y escribe las relaciones cuantitativas. Asume que uno de los reactivos se consume totalmente, luego calcula cuánto del otro reactivo necesitas. Compara la cantidad que requieres (calculada) con la cantidad que dispones (enunciado). Determina con cuidado el RL y RE. Es importante el Reactivo limitante para hallar la cantidad de producto.

i. Plantee la ecuación

2

C6H14 (l) + 19 O2(g)

→

12 CO2(g) + 14 H2O(l)

química balanceada

ii. Determine las relaciones estequiometricas en moles y en masa

• Para determinar el R.L trabaje con los reactivos o reactantes. Indicamos la relación en moles y en masa (g) 2 C6H14 (l) + 19 O2(g) → 12 CO2(g) + 14 H2O(l) 2 mol C6H14 19 mol O2 172 g C6H14

iii. Determine cuál de los reactivos es el limitante (R.L.) y cuál es el que está en exceso.

iv. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono y agua se producen?

608 g O2

¿Qué relación nos conviene usar?

Estrategia para determinar el reactivo limitante • Tomamos los 250 g de C6H14. • Determinamos cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione totalmente los 250 g de C6H14. X g de O2= 250 g de C6H14 x 608 g de O2= 883,72 g de O2 172 g de C6H14 La cantidad de O2 que se requiere es 883,72 g • Comparamos la cantidad de O2 que se requiere con la cantidad con que se cuenta (de acuerdo al enunciado del problema): Se requiere se cuenta 883,72 g 950 g => tenemos O2 suficiente para la reacción, inclusive sobra 950 g – 883,72 g = 66,28 g • Por lo tanto: ¿Quién está en menor proporción en  Reactivo en exceso (RE): O2 la estequiometria?  Reactivo Limitante (RL): C6H14

Con la cantidad de R.L. se hacen los cálculos (el R.L. es dato para todos los cálculos). 2 C6H14 (l) → 12 CO2(g) + 14 H2O(l) 2 mol C6H14 12 mol CO2 14 mol H2O 172 g C6H14 528 g CO2 252 g H2O Xg CO2 = 250 g de C6H14 x 528 g de CO2 172 g de C6H14

Xg de H2O = 250 g de C6H14 x 252 g de H2O 172 g de C6H14

= 767,44 g de CO2

= 366,28 g de H2O

Respuesta: El RL es el Hexano, C6H14; el RE es O2 y la cantidad de productos es 767,44 g de CO2 y 336,28 g H2O

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¡Ahora tú sólo! De acuerdo a la reacción presentada a continuación, al hacer reaccionar cobre con ácido sulfúrico se produce una sal, un gas y agua. 2 H2SO4 (ac) + Cu(s) → SO2(g) + CuSO4(ac) + 2 H2O(l) Si se hacen reaccionar 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, responde las siguientes preguntas indicando el procedimiento. Datos: Masas molares (g/mol): H2SO4 = 98; Cu = 63,5; SO2 = 64; CuSO4 = 159,5; H2O = 18 a) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso? b) ¿Qué cantidad de reactivo en exceso no reaccionó? Indica tu respuesta en gramos. c) Calcula y señala el número de moles de SO2 que se desprenden. d) Determina e indica la masa, en g, de CuSO4 que se forma.

H5: Calcula el rendimiento porcentual de una reacción. H6: Calcula la cantidad de reactivo puro presente en un reactivo de cierto grado de pureza PORCENTAJE DE PUREZA (P). Los reactivos pueden contener impurezas, es decir, sustancias que no participan en la reacción química que estamos estudiando. Para diferenciar la parte de reactivo que sí reaccionará (parte pura) de la que no (parte impura), se define el % de pureza como:

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%P =

masa pura x100 masa de la muestra

Ejemplo: Si una muestra de 500g de piedra caliza tiene una pureza del 80% con respecto al carbonato de calcio (CaCO 3) que contiene, ¿cuál será la masa pura de esta sal? Solución: En forma directa, el cálculo de la masa pura de carbonato de calcio (CaCO3) será:

masa pura =

80 x500 g = 400 g 100

¡Ahora tú sólo! La obsidiana, llamada a veces vidrio volcánico, presenta 70% de óxido de silicio (SiO2), si se tiene 2,3 toneladas de obsidiana ¿Cuántos kilogramos de óxido de silicio tenemos?

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE H1: Representa cambios químicos mediante ecuaciones químicas correctamente balanceadas 1. Al reaccionar una solución acuosa de nitrato de plomo (II) con una solución acuosa de yoduro de potasio, se observa la aparición de un sólido amarillo de yoduro de plomo (II) junto con una solución acuosa de nitrato de potasio. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa éste cambio químico? • Pb(NO3)2 (l) + 2 KI (l) → PbI2 (s) + 2 KNO3 (l)

•

Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac) → PbI2(ac) + 2 KNO3 (s)

•

Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac) → PbI2(ac) + 2 KNO3 (ac)

•

Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac) → PbI2(s) + 2 KNO3 (ac)

•

Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac) → PbI2(s) + 2 KNO3 (s)

2. Representa los siguientes cambios mediante ecuaciones químicas balanceadas. No olvides colocar los estados de agregación a cada sustancia. • El nitrato de plata, un sólido de color blanco, se descompone a altas temperaturas y forma plata metálica, oxígeno gaseoso y dióxido de nitrógeno gaseoso:

• El sodio metálico reacciona violentamente con el agua generando gas hidrógeno e hidróxido de sodio que se disuelve en el exceso de agua.

• Una solución de ácido clorhídrico se neutraliza con otra solución de hidróxido de sodio formando cloruro de sodio disuelto en agua.

H2: Identifica y describe los principales tipos de reacciones químicas 3. Completa y balancea las reacciones si se sabe que estos son los produtos: LiNO3(ac) +SnCl2 (s) //NH3 (g) // NaCl(s)+ O2 (g) // CO2(g) + H2O(g) // CaCO3 (ac) +H2(g) Tipo de Reacción Ecuación Descripción Se produce un intercambio de iones entre dos reactantes para formar productos nuevos. Un reactante en presencia de O2 arde produciendo CO2 y agua

1

Descomposición

A C5H8(g) + 7O2(g) →

I

2

Síntesis

B Sn(NO3)2(ac) + LiCl(ac) →

II

3

Desplazamiento simple

C 2 NaClO3(S) →

III

Un reactante se descompone formando dos o más productos. Puede ocurrir por calentamiento.

4

Doble desplazamiento

D Ca(s) + H2CO3(ac) →

IV

Dos o más sustancias se combinan para formar una nueva sustancia

5

Combustión

E H2(g) + N2(g) →

V

Un elemento sustituye a otro elemento que forma parte de un compuesto

RESPUESTA 1

2

3

4

5

4. Sobre las clases de reacciones químicas, indica verdadero (V) o falso (F). De ser falso indica el tipo de reacción correcta:

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:

O 2 (g) + 2H 2 (g) → 2H 2 O

(

) Combustión

(

) Simple desplazamiento :

(

) Descomposición

:

AgNO 3( ac) + KI(ac) → AgI (ac ) + KNO3 ac)

(

) Combustión

:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2 ( g)

H3: Interpreta la información contenida en una ecuación química y establece relaciones cuantitativas entre reactivos y productos 5. Para la siguiente reacción química de descomposición KClO3(s) → KCl(s) + O2 (g) Considera los siguientes datos de masas atómicas y responde las preguntas. Datos: Masas molares (g/mol): K = 39; O = 16; Cℓ = 35,5

i. ¿Cuántas moles de KClO3 se debe usar para producir 30 moles de oxígeno?

ii. ¿Cuántos gramos de KCl se producen a partir de 320 g de KClO3?

iii. ¿Cuántas moles de KCl se obtuvo si se formó 60 moles de O2?

iv. Si se usó 20 moles de KClO3 ¿cuántos gramos de oxígeno se producirá?

6. El gas trióxido de azufre se descompone en gas dióxido de azufre y oxígeno al ser sometido a calentamiento. Plantee la ecuación de descomposición del trióxido de azufre. Para la reacción de descomposición del trióxido de azufre se le pide que responda las siguientes preguntas: i. ¿Cuántas moles de trióxido de azufre se necesita para producir 5 moles de oxígeno?

ii. ¿Cuántas toneladas O2 se obtendrán si se usó 750 kg trióxido de azufre?

iii. ¿Cuántas moles de dióxido de azufre se obtuvo si se produjo 300 g de O2?

H4: Calcula el rendimiento porcentual de una reacción

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7. El SiO2 es utilizado como materia prima para obtener silicio de grado electrónico (para el uso en chips y circuitos integrados). En este proceso el SiO2 reacciona con carbono (C) a una temperatura de 2000 °C según la siguiente reacción: SiO2(s) +

C(s)

→

Si(s)

+

CO2(g)

Determina el rendimiento porcentual de la reacción si se obtuvo 300 kg de Silicio a partir de 1,1 tonelada de cuarcita.

8. Un método utilizado para reducir emisiones de cloruro de hidrógeno es la oxidación directa del HCl con el oxígeno usando un catalizador y a elevada temperatura:

a)

HCl(g) + O2(g) → Cl2(g) + H2O(g)

Si se obtuvo de 80 kg de Cl2, calcula la masa de HCl (en kg) que se utilizó en el proceso sabiendo que reaccionó con suficiente O2. Considera que el rendimiento porcentual de la reacción fue 70 %.

H5: Reconoce el reactivo limitante y el reactivo en exceso

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9. La base sobre la que se construye un circuito integrado es una oblea hecha de silicio (Si). Para lograr el espesor adecuado se coloca en un horno y se recubre con más silicio obtenido a partir de la siguiente reacción: SiCl4(g) + H2(g) → Si(s) + HCl(g) Para la reacción de 650 g de SiCl4 y 16 g de H2 ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? ¿Qué cantidad (en gramos) de los productos se obtienen? Dato:Masa molar g/mol: SiCl4= 170; H2= 2¸ Si= 28; HCl= 36,5

10. El polvo de ferrita cuyo componente principal es el óxido férrico (Fe 2O3) se usa en la fabricación de cables electrónicos para minimizar las interferencias electromagnéticas. A 400°C, al reaccionar con el hidrógeno se produce otro óxido, Fe3O4, que se suele usar como micronutriente en fertilizantes, agregado en el hormigón de alta densidad, tóner en electro-fotografía, y como pigmento en pinturas. La reacción para obtención de este último óxido es: 400 °C Fe2O3(s) + H2(g) → Fe3O4(s) + H2O(g) Si se puso a reaccionar 1,2 Kg de Fe2O3 y 1 Kg de H2 se pide que determine: i. ¿Qué masa, en kg, de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? ii. ¿Qué masa, en kg, de Fe3O4 y de H2O se obtienen al final del proceso? Dato: Masa molar g/mol: Fe2O3= 160;

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H2= 2;

Fe3O4 = 232;

H2O= 18

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Ejercicios para reforzar 1.

Representa los eventos químicos que se muestran a continuación en forma de ecuaciones químicas balanceadas. Debes recordar colocar los estados de agregación de cada sustancia. a) El dióxido de azufre gaseoso reacciona con el agua, produciendo una solución de ácido sulfuroso. b) Una solución de ácido nítrico se neutraliza con otra solución de hidróxido de aluminio, formando una sal disuelta más agua. La coloración rosada de la fenolftaleína indica el fin de la reacción. c) Al agregar cinc metálico a una solución acuosa de sulfato de cobre, se obtiene cobre metálico y sulfato de cinc.

2.

Balancea las siguientes ecuaciones y escribe los coeficientes estequiométricos para cada sustancia química. Asimismo, indica el tipo de reacción. a) C(s) + Fe2O3(s) → Fe(s) + CO(g) b) H2SO4(ac) + NaOH(ac) → H2O(l) + Na2SO4(ac) c) Aℓ2(CO3)3(s) → Al2O3(s) + CO2(g)

3.

Si se mezcla una solución acuosa de cromato de potasio (K2CrO4) con una solución acuosa de cloruro de plomo (II) (PbCℓ2) se produce una reacción de desplazamiento doble. Los productos de esta reacción química serán: a) PbCℓ2 y K2CrO4 b) Pb y KCℓ c) PbCrO4 y H2O d) PbCrO4 y KCℓ

4.

El propano, C3H8, reacciona con el oxígeno mediante una reacción de combustión. Respecto a este evento, responde las siguientes preguntas: a) Calcula la masa de propano y oxígeno necesaria para obtener 110 g de dióxido de carbono. Expresa tu respuesta en gramos. b) Si se desea combustionar 2,58 moles de C3H8, ¿cuántos gramos de oxígeno se requieren? Rpta. b) 36,67 g C3H8 y 133,33 g O2; c) 412,8 g O2

5.

De acuerdo a la reacción presentada a continuación, al hacer reaccionar cobre con ácido sulfúrico se produce una sal, un gas y agua. 2 H2SO4(cc) + Cu(s) → SO2(g) + CuSO4(ac) + 2H2O(l) Si se hacen reaccionar 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, responde las siguientes preguntas indicando el procedimiento. a) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso? ¿Qué cantidad de reactivo en exceso no reaccionó? Indica tu respuesta en gramos. b) Calcula y señala el número de moles de SO2 que se desprenden. Determina e indica la masa, en g, de CuSO4 que se forma. Datos: Masas molares (g/mol): H2SO4 = 98; Cu = 63,5; SO2 = 64; CuSO4 = 159,5; H2O = 18 Rpta. a) R.exceso: ácido sulfúrico; 107,4 g H2SO4 ; b) 0,47 mol SO2 ; 75,31 g CuSO4

6.

El sólido blanco MgO reacciona con el H2O líquida para formar una solución acuosa de Mg(OH)2 mediante una reacción de adición: MgO (s) + H2O (l) → Mg(OH)2 (ac) a) Si se hace reaccionar 10 g de MgO con 0,3 mol de H2O, ¿cuántos gramos de Mg(OH)2 se producirán? b) Por accidente, se añadieron 0,2 moles adicionales al recipiente donde ocurrió la reacción. ¿Se seguirán produciendo la misma cantidad de Mg(OH)2? c) Para la premisa dada en (b), ¿cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? Datos:Masas molares (g/mol): H2O = 18; MgO = 40; Mg(OH)2 = 58 Rpta. a) 14,5 g Mg(OH)2 ; c) 4,5 g

El dicloruro de diazufre (S2Cℓ2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide que las moléculas del caucho se separen cuando este se estira. Se prepara mediante el calentamiento del azufre en una atmosfera con cloro: S8(l) + 4Cℓ2(g) → 4S2Cℓ2(l) Cuando se calientan 4,06 g de S8 con suficiente cantidad de cloro se obtuvieron 7,40 g de S2Cℓ2, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? Rpta. 86,45% rendimiento

7.

¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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Consolidemos o Caso

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S19 – Tema 3.1: Balance de masa H1: Usa diagramas de bloques para representar las entradas y salidas en un proceso químico industrial BALANCE DE MASA Puede definirse como una contabilidad de entradas y salidas de masa en un proceso o de una parte de éste. La realización del balance es importante para el cálculo del tamaño de los aparatos que se emplean y por ende para evaluar sus costos. Los cálculos de balance de masa son casi siempre un requisito previo para todos los demás cálculos, además, las habilidades que se adquieren al realizar los balances de masa se pueden transferir con facilidad a otros tipos de balances.

Diagrama de bloques (diagrama de entradas y salidas) Es la representación práctica de la cantidad de material que ingresa y sale de un proceso químico o industrial.

PROCESOS INDUSTRIALES FÍSICOS Evaporación Destilación Cristalización Secado Mezclado Filtrado Tamizado

QUÍMICOS Combustión Descomposición Neutralización Electrólisis Fermentación Polimerización Hidrogenación

Ejemplo: evaporación (proceso físico)

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Ejemplo: combustión (proceso químico)

Si el reactivo tiene impurezas, estas no participan en la reacción, pero deben considerarse en el diagrama de bloques y en el balance de masa correspondiente. Así mismo, la cantidad del reactivo en exceso que no reacciona debe ser considerado en las salidas.

¡Ahora tú sólo! El silicio representa más de la cuarta parte de la corteza terrestre y es el segundo elemento químico más abudante. El silicio comercial se obtiene a partir de sílice de alta pureza (98% de SiO2) en un horno de arco eléctrico, reduciendo el óxido de silicio con un exceso de carbono. La reacción que se lleva a cabo es la siguiente: SiO2(s) + 2 C(s) → Si(s)+ 2CO(g) Complete el diagrama de flujo, indicando todas las sustancias que ingresan y salen;

………… … ………………. …………………

Horno de arco eléctrico

………….

…………… … ……………

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H2: Resuelve problemas de balance de masa en procesos químicos (con sustancias sólidas, en solución acuosa o en estado gaseoso) aplicando rigurosamente las relaciones estequiométricas y la ley de conservación de la masa Balance de masa en un proceso químico Un balance de masa de un proceso industrial es una contabilidad exacta de las masas de los materiales, que entran y salen en un determinado proceso de transformación. El balance se basa en la Ley de conservación de la masa: “En una reacción química la masa no se crea ni se destruye solo se transforma”. En general, se la reacción química: A + B → C + D Entonces su diagrama de entradas y salidas será:

Donde: A y B: reactivos

C y D: productos

m: masa

Debe cumplirse que: mA + mB = mC + mD Es decir:

 masa

( entrada)

=  masa( salida)

Ejemplo 1: En cierta empresa metalúrgica se hace reaccionar 109,2 kg NiS con 150 kg de oxígeno, para producir el óxido de níquel y dióxido de azufre, según la siguiente reacción sin balancear: NiS(s) + O2 (g) → NiO (s) + SO2 (g) Determine las cantidades (kg) de todos los materiales que participan en el proceso. Solucion: Interpretación y representación: Coloca reacción química balanceada y escribe las relaciones cuantitativas. Observa si hay algún reactivo que tiene pureza, si es así, calcula la pureza. Asume que uno de los reactivos se consume totalmente, determina con cuidado el RL y RE (si es que los hay). Es importante hallar la cantidad de producto (si hay RL, los productos se obtienen con el RL). Usa el diagrama de bloques para representar el proceso.

1. Reacción química balanceada y las relaciones cuantitativas

RE en masa (kg)

2 NiS(s) 182 kg

+ 3 O2 (g) → 96 kg

2 NiO (s) 150 kg

+

2 SO2 (g) 128 kg

2. Ambos reactivos son puros de acuerdo al texto. 3. Verifiquemos si hay RL y RE 96 𝑘𝑔 𝑂2 109,2 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 𝑥 = 57,6 𝑘𝑔 𝑑𝑒 𝑂2 182 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 El RE es el oxígeno, queda sin reaccionar 92,4 kg de O2 El RL es el NiS 4. Hallamos los productos con el RL 150 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑂 128 𝑘𝑔 𝑆𝑂2 109,2 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 𝑥 = 90 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑂 109,2 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 𝑥 = 76,8𝑘𝑔 𝑑𝑒 𝑆𝑂2 182 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 182 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆

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5. Entonces el diagrama de entradas y salidas será: 6. Finalmente comprobamos que los cálculos hechos cumplan con la conservación de la masa: masa que ingresa = masa que sale

¡Ahora tú sólo! Todos los alimentos se transforman esencialmente en glucosa (C6H12O6) durante el metabolismo. Para la combustión completa de 18 g de glucosa en presencia de 32 g de oxígeno. Realiza el diagrama de balance de masas

Ejemplo 2: El mineral conocido como millerita contiene 60 % de NiS. En cierta empresa metalúrgica se hace reaccionar 200 kg del mineral millerita con 180 kg de oxígeno, para producir el óxido de níquel y dióxido de azufre, según la siguiente reacción sin balancear: NiS(s) + O2 (g) → NiO (s) + SO2 (g) Determine las cantidades (kg) de todos los materiales que participan en el proceso. Solucion: Interpretación y representación: Coloca reacción química balanceada y escribe las relaciones cuantitativas. Observa si hay algún reactivo que tiene pureza, si es así, calcula la pureza. Luego, asume que uno de los reactivos se consume totalmente, determina con cuidado el RL y RE (si es que los hay). Es importante hallar la cantidad de producto (si hay RL, los productos se obtienen con el RL). Usa el diagrama de bloques para representar el proceso.

1. Reacción química balanceada y las relaciones cuantitativas 2 NiS(s) + 3 O2 (g) → 2 NiO (s) RE en masa (kg) 182 kg 96 kg 150 kg 2. Hallando la pureza

masa pura= 0,60 x 200 = 120 kg de NiS

+

2 SO2 (g) 128 kg impurezas = 80 kg

3. Verifiquemos si hay RL y RE 96 𝑘𝑔 𝑂2 = 63,29 𝑘𝑔 𝑑𝑒 𝑂2 182 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 El RE es el oxígeno, queda sin reaccionar 116,70 kg de O2 El RL es el NiS 4. Hallamos los productos con el RL 120 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 𝑥

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150 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑂

120 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 𝑥 182 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 = 98,9 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑂

128 𝑘𝑔 𝑆𝑂

120 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆 𝑥 182 𝑘𝑔 𝑁𝑖𝑆2 = 84,40 𝑘𝑔 𝑑𝑒 𝑆𝑂2

5. Entonces el diagrama de entradas y salidas será: 6. Finalmente comprobamos que los cálculos hechos cumplan con la conservación de la masa: masa que ingresa = masa que sale

¡Ahora tú sólo! La piedra caliza es un mineral que contiene 80% de carbonato de calcio, la cual al someterla a elevadas temperaturas se descompone en CO2 y CaO. Si se calentó 250 kg de piedra caliza realice el diagrama correspondiente indicando las entradas y salidas.

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE H2: Usa diagramas de bloques para representar las entradas y salidas en un proceso químico industrial 1.

Analiza el siguiente diagrama de bloques para la producción de hierro (Fe) O2

Fe2S3

Horno

SO2

Fe

O2

Plantea la ecuación química para la producción de hierro, indica el reactivo limitante, el reactivo en exceso e indique si los reactivos usados presentan impurezas.

2.

Uno de los procesos metalúrgicos de obtención de aluminio es por reducción electrolítica de la alúmina (60% Al2O3), mediante ánodo de carbono. La reacción que se lleva a cabo es la siguiente : Al2O3(s) + C(s) → Al(s) + CO2(g) Si 1000 kg de alumina reacciona con 300 kg de carbono. Determine el balance de masa correspondiente.

3.

115

El caldero pirotubular de una planta industrial funciona quemando completamente gas propano (C 3H8) con aire. Los gases de combustión que se producen en la reacción, calientan el agua del caldero generando vapor saturado. La reacción de combustión del gas propano es: C3H8(g) + 5O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

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Si se alimenta al quemador del caldero 40 kg de gas C 3H8 con la cantidad necesaria de aire (considere 23 % en peso de O2, 77 % en peso de N2). Con esta información realice el diagrama de entradas y salidas y compruebe el balance de masa.

4.

116

El GNV o Gas Natural Vehicular, que para el caso del Perú es el Gas Natural proveniente de Camisea o de cualquier yacimiento gasífero, es comprimido en las estaciones de servicio, luego almacenado en cilindros de vehículos especialmente diseñados y finalmente es usado como combustible. El GNV posee el metano, CH4, y otras sustancias que se les puede considerar como impurezas. Durante unas pruebas se quemaron 1,5 m3 de GNV (d = 0,65 kg/m3), con oxígeno, O2.

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CH4(g) + 2 O2(g) → El diagrama de entradas y salidas de materiales de un proceso de combustión del gas natural de Camisea se muestra a continuación:

A partir de la información dada se pide que:

i. Determine: los gramos de GNV, los gramos de gas metano CH4, el porcentaje de pureza del GNV, la cantidad de oxígeno que ingresa al combustor y la masa de cada una de las sustancias producidas. ii.

Realice el balance de masas para comprobar sus resultados.

H3. Resuelve problemas de procesos químicos (con sustancias sólidas, en solución acuosa o en estado gaseoso) aplicando rigurosamente las relaciones estequiométricas y la ley de conservación de la masa 5. En un tanque de combustión de 8 m3 a 500ºC, la presión del CO2 después de la reacción fue de 0,285 atm. Determine la masa, en gramos, de gasolina (C 8H18) que había como mínimo en el tanque antes de la reacción. C8H18 (l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

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H3. Calcula la cantidad de reactivo puro presente en un reactivo de cierto grado de pureza. 6.

En un tanque de experimentación de 1000 L, se calcino 500 kg de CaCO3 con 75% de pureza a 500°C. Determine la presión, en atmosferas, que tendrá que soportar el tanque al final de la calcinación. CaCO3(s) → CO2(g) + CaO(s)

7.

En la reacción: FeCO3(s) → FeO(s) + CO2(g), la siderita es el mineral que contiene al carbonato ferroso (FeCO3). Si el grado de pureza es 92 %, ¿cuántos gramos de FeO y de CO2 se obtendrán por descomposición térmica de 250 g de siderita?

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Ejercicios para reforzar 1.

Se quema etano (C2H6) con aire en exceso en un reactor. Si en dicho proceso, reacciona solo el 85% de etano. Elabore el diagrama de bloques correspondiente a dicho proceso, identificando las corrientes de entrada y salida.

2.

Se quema metano en un reactor para formar dióxido de carbono y agua: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(v) Para ello se utiliza una corriente de gas metano con una corriente de aire en exceso. SI el rendimiento del proceso es menor al 90%. Elabore el diagrama de bloques correspondiente a dicho proceso identificando las corrientes de entrada y salida.

3.

La producción de hierro a partir de sus minerales se realiza a través de una reacción química. La ecuación de dicha reacción es la siguiente: Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g) Si en el alto horno se colocan 400 toneladas de un mineral de óxido férrico (Fe2O3) al 80% pureza con 252 toneladas de CO, determine:

a) la cantidad de dinero obtenida por la producción de Fe, si el precio del Fe por Tonelada es de $59 y el rendimiento del proceso es del 90%. b) el volumen del gas producido si tiene una temperatura de 250°C y 100atm de presión, c) Represente el proceso por medio de diagrama de bloques y compruebe el balance de masa. 4.

Una planta industrial produce CO2 mediante el tratamiento de piedra caliza, que contienen 70% de CaCO3, con ácido sulfúrico comercial al 94% en peso. CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2 + H2O La planta trabaja con 142.85 Ton de piedra caliza 141 Ton de ácido comercial. Se pide:

a) Represente el proceso por medio de diagrama de bloques y compruebe el balance de masa b) Indique el costo del tratamiento de agua residual generada por el proceso, si el costo por Kg es de $5. c) Calcular el volumen de CO2 formado a condiciones normales. .

¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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Consolidemos o Caso

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S22 – Tema 3.2 Electroquímica 1 H1: Identifica el agente oxidante, agente reductor, especie oxidada y especie proceso de óxido-reducción

reducida en un

La Electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión de la energía química en energía eléctrica y viceversa. Los procesos electroquímicos implican reacciones de oxidación-reducción (redox) que ocurren en las llamadas celdas electroquímicas. Cuando las reacciones de oxidación-reducción ocurren espontáneamente, se libera energía, la cual se manifiesta por un flujo de electrones (corriente eléctrica). Este es el caso de las celdas galvánicas o voltaicas. Cuando se utiliza una fuente de energía eléctrica externa para realizar una reacción química no espontánea nos referimos a las celdas electrolíticas. 3.2.1 Reacciones de oxidación – reducción Estado de oxidación (EO): es la carga real (compuestos iónicos) o aparente (compuestos covalentes) que tiene un elemento en un compuesto Reglas para asignar los estados de oxidación (E. O.) Ejemplos El E. O. de un átomo en su forma elemental Fe0 H20 siempre es cero. El E. O. de cualquier ion monoatómico es igual a su carga: Del grupo 1A y Ag: +1 Del grupo 2A, Cd y Zn: +2 Del grupo 3A: +3

P40

Ag+1NO3

Ca+2O

Al+3Cl3

El E. O. del oxígeno normalmente es -2 en compuestos tanto iónicos como moleculares.

MgO-2

HNO-23

Al(O-2H)3

El E O. del hidrógeno es +1.

H+1Cl

H+12O

NaOH+1

La suma de los E. O. de todos los átomos de un compuesto neutro es cero y la suma de los E.O. en un ion poliatómico es igual a la carga del ion.

H2SO4 H+12SmO-24 (NO3)-1 (NmO-23)-1

H = +1x2 = +2 S = +m O = -2x4 = -8

(+2)+(+m)+(-8) =0 m =+6

N = +m

(+m)+(-6) = -1

O = -2x3 = -6

m =+5

Ejemplos: Halla los estados de oxidación de cada elemento en las siguientes sustancias: Mg(OH)2, H2SO4, Cl2, Na2S, CuNO3, I2O5 Solución: Interpretación y representación: identifica la sustancia y elige las reglas correctas para hallar los estados de oxidación de cada elemento que conforma la sustancia.

Compuesto Mg(OH)2

H2SO4

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Estado de oxidación de: Magnesio: +2 Oxígeno: -2 Hidrógeno: +1 Oxígeno :-2 Hidrógeno: +1 Azufre: +6

Compuesto

Estado de oxidación de:

Cl2

Cloro: 0 (cero)

I2O5

Iodo: +5 Oxígeno: -2

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¡Ahora tú sólo! Halla los estados de oxidación de cada elemento en las siguientes sustancias: Estado de oxidación de: Estado de oxidación de: Compuesto Compuesto CuNO3

Cobre: ……………… Nitrógeno: ………….. Oxígeno: ……………

Na2S

Sodio: ………………… Azufre: ……………….

Reacciones redox En las reacciones redox se transfieren electrones de una sustancia a otra y por ello, cambia el estado de oxidación de algunos elementos. Ejemplo: Indique si la siguiente reacción : CuSO4(ac) + Zn(s) → ZnSO4(ac) + Cu(s) ¿es redox o no? Solución: Interpretación y representación: para saber si una reacción es redox o no, primero debes hallar los estados de oxidación de cada uno de los elementos de las sustancias que participan en la reacción, haciendo uso de las reglas aprendidas. Luego ver si alguno de los elementos cambia el valor del estado de oxidación cuando el reactante se transforma en producto.

1. Coloca los estados de oxidación de cada elemento. Cu+2 S+6 O-24(ac) + Zn0(s) → Zn+2 S+6 O-24(ac) + Cu0 (s) 2. Observa si el estado de oxidación de algún elemento a cambiado: Cu+2(ac) + Zn0(s) → Zn+2(ac) + Cu0(s) • • •

El zinc metálico (Zn), aumenta su estado de oxidación de 0 a +2. El ion cúprico (Cu+2), disminuye su estado de oxidación de +2 a 0. También hay elementos que no cambian su estado de oxidación pero acompañan la reacción.

¿Qué es el agente oxidante, agente reductor, especie oxidada y especie reducida en un proceso de óxido-reducción? En una reacción redox, uno de los elementos aumenta su E.O. porque este elemento se oxida (pierde electrones) y en otro elemento el E.O. disminuye porque ese elemento se reduce (gana electrones).

Entonces analizando la reacción redox anterior: •

Ocurre la transferencia de electrones entre las especies: Cu+2(ac) + Zn0(s) → Zn+2(ac) + Cu0(s) El zinc metálico (Zn), aumenta su estado de oxidación de 0 a +2. El zinc (Zn) se oxida porque está perdiendo dos electrones. Al oxidarse el zinc, reduce a la otra sustancia y se le llama agente reductor. El ión zinc (Zn+2) es la especie oxidada Por lo tanto se llama semireacción de oxidación a : Zn0(s) → Zn+2(ac) + 2 eUna forma abreviada de escribir la semireacción de oxidación es: Zn0(s) / Zn+2(ac) El ion cúprico (Cu+2), disminuye su estado de oxidación de +2 a 0. El ion cúprico (Cu+2) se reduce porque está ganando dos electrones. Al reducirse el ion cúprico, oxida a la otra sustancia y se le llama agente oxidante. El cobre (Cu) es la especie reducida. Por lo tanto se llama semirreacción de Reducción a : Cu+2(ac) + 2 e- → Cu0(s) Una forma abreviada de escribir la semireacción de reducción es: Cu+2(ac) / Cu0(s) Vemos que se están transfiriendo 2 electrones.

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Semirreacciones Para balancear una reacción redox se escribe por separado la semireacción de oxidación y la semirreacción de reducción. Luego se balancean de tal manera que el número de electrones a la derecha sea igual al número de electrones a la izquierda. Se suman las medias-reacciones balanceadas y se obtiene la reacción total. Ejemplo: En la siguiente reacción redox indique los agentes, las especies y los electrones transferidos Mg(s) + HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) Solución: Interpretación y representación: se deben colocar los EO de cada elemento. Luego reconocer las semireacciones (reducción-oxidación) 𝟎 −𝟏 −𝟏 𝟎 𝑀𝑔(𝑠) + 𝐻 +𝟏 𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑀𝑔+𝟐 𝐶𝑙2(𝑎𝑐) + 𝐻2(𝑔)

→

Semirreacción de oxidación:

Mg0(s)

Mg+2 (ac) + 2 e-

Semirreacción de reducción:

2 H+1 (ac) + 2 e- →

H2 (g)

Sumando las semirreacciones y agregando los iones Cl- a ambos lados de la ecuación química, obtenemos la reacción balanceada: Mg(s) + 2 HCl(ac) →

MgCl2(ac) + H2(g)

Por lo tanto: Agente reductor: Mg0(s) Agente oxidante: H+1 (ac) ó HCl(ac) especie oxidada: Mg+2 (ac) ó MgCl2(ac) Especie reducida: H2(g) Se transfieren: dos electrones.

¡Ahora tú sólo! En la siguiente reacción indique los agentes, las especies y los electrones transferidos

Al ( s ) + H 2 SO4( ac) → Al 2 (SO4 ) 3( ac) + H 2( g )

Siempre que haya una especie que se oxida, debe haber otra especie que se reduzca en el sistema, ya que los electrones se deben transferir de una especie a otra, no crearse ni destruirse. Las reacciones redox se pueden realizar de manera espontánea generando un flujo de electrones mientras ocurre la reacción (celdas voltaicas o galvánicas) o pueden realizarse teniendo una fuente de corriente de electrones disponible para que se realice la reacción (celdas electrolíticas).

H2: Describe los componentes y el funcionamiento de las celdas galvánicas 3.2.2 Celdas galvánicas Una celda galvánica o voltaica es una celda electroquímica en la que una reacción espontánea se utiliza para generar una corriente eléctrica. En otras palabras la energía química se convierte en energía eléctrica. Seguramente este tipo de reacciones están ocurriendo muy cerca de ti en estos momentos si tienes un celular, un reloj, una calculadora, una laptop o un automóvil estarás usando pilas y baterías. El dispositivo en el cual suceden reacciones espontáneas que generan energía eléctrica se denomina CELDA VOLTAICA O GALVÁNICA. 3.2.2.1 Construcción de una celda galvánica

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Una celda galvánica debe tener ciertas partes fundamentales para que la reacción redox pueda llevarse a cabo. Las partes de una celda galvánica se muestran en las siguientes imágenes.

Partes de una celda Voltaica Electrodo

Electrodo

Puente salino

Electrólitos

Semicelda Anódica Cu°→ Cu+2 + 2e-

Semicelda Catódica Ag+1 + 1e- → Ag°

Recordar: • La oxidación siempre ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo. • El puente salino sirve para equilibrar las cargas de los iones en solución. El anión se dirige hacia el ánodo y el catión hacia el cátodo. • El voltímetro permite medir el flujo de energía eléctrica producido debido al flujo de electrones desde el ánodo al cátodo. Ejemplo Se tiene la siguiente reacción redox (Pila de Daniel): Zn(s) + Cu+2(ac) → Zn+2(ac) + Cu(s) ¿Cuál será el ánodo y el cátodo de la pila voltaica? Haga un dibujo que represente dicha celda galvánica e indica los signos de los electrodos y el sentido del flujo de electrones e iones es el siguiente: Solución: Interpretación y representación: se deben colocar los EO de cada elemento. Luego reconocer las semireacciones (reducción-oxidación) Reconozca el catodo y el anodo. Finalmente dibuje la celda con todos sus componentes.

En el ánodo y cátodo ocurren la semireacción de oxidación y reducción respectivamente, como a continuación se escribe: Ánodo (oxidación): Cátodo (reducción):

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Zn°(s) → Zn+2(ac) + 2 eCu+2(ac) + 2e- → Cu°(s)

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¡Ahora tú sólo! Se tiene la siguiente reacción redox: Al(s) + 3 Ag+(ac) → Al3+(ac) + 3 Ag(s) ¿Cuál será el ánodo y el cátodo de la pila voltaica? Haga un dibujo que represente dicha celda galvánica e indica los signos de los electrodos y el sentido del flujo de electrones e iones

3.2.2.2 Diagrama de una pila: Todas las celdas galvánicas pueden representarse a través del siguiente diagrama, observa bien el siguiente ejemplo e identifica el símbolo que representa al puente salino y hacia qué lado del puente salino se coloca la información del ánodo y hacia qué lado la del cátodo. Se tiene la siguiente reacción redox (Pila de Daniel): Zn(s) + Cu+2(ac) → Zn+2(ac) + Cu(s) ánodo

Zno (s) / Zn2+(ac,1M) Zn(s)

cátodo

Puente salino

//

+ Cu2+ (ac,1M) / Cuo(s)

Zn2+ + 2e

Cu2+ + 2e → Cu(s)

Ejemplo: La siguiente reacción ocurre en una celda galvánica: Ni(s) + Ag+(ac) → Ni+2 (ac) + Ag(s) Solución: Interpretación y representación: Se debe reconocer las semireacciones (reducción-oxidación). Reconocer el cátodo y el ánodo. Finalmente hacer el diagrama de pila:

La semireacción anódica y catódica de la reacción es: Ánodo ( -) Oxidación : Ni°(s) → Ni+2(ac) + 2eCátodo (+) Reducción : 2 ( Ag+(ac) + e- → Ag°(s) ) El diagrama de pila es:

+2 +1 𝑁𝑖(𝑠) /𝑁𝑖(𝑎𝑐) // 𝐴𝑔(𝑎𝑐) / 𝐴𝑔(𝑠)

¡Ahora tú sólo! Para la pila:

Zn( s ) / Zn(+ac2 ) // Sn(+ac2 ) / Sn( s )

Escribe las semireacciones que ocurren en el cátodo y en el ánodo

3.2.2.3 Uso de la tabla de potenciales de reducción La tabla de potenciales de reducción nos permite determinar qué semirreacciones van a ocurrir preferentemente. Cada semirreacción de reducción tiene un valor de potencial eléctrico característico (ver Tabla), donde los valores positivos nos indican una mayor facilidad para reducirse y los valores negativos nos indican que la reacción de reducción es poco favorable por lo cual es preferible la oxidación. En general, al comparar dos especies, la que tenga un potencial de reducción menor tendrá tendencia a la oxidación y la que tenga un potencial de reducción mayor, a reducirse.

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T ABL A DE POTENCIALES DE REDUCCIÓN ESTÁNDAR Electrodo Li+|Li K+|K Ca2+|Ca Na+|Na Mg2+|Mg Al3+|Al Mn2+|Mn OH-|H2 (Pt) Zn2+|Zn S2-|S (Pt) Fe2+|Fe Cr3+,Cr2+ | Pt Cd2+|Cd Tl+|Tl Co2+|Co Ni2+|Ni Sn2+|Sn Pb2+|Pb Fe3+|Fe H+|H2 (Pt) Sn4+,Sn2+|Pt Cu2+,Cu+|Pt Cu2+|Cu OH-|O2 (Pt) Cu+|Cu I-|I2 (Pt) Fe3+, Fe2+|Pt Hg22+|Hg Ag+|Ag Hg2+|Hg Hg2+, Hg22+| Pt Br-|Br2 (Pt) H+|O2 (Pt) Tl3+,Tl+ | Pt Cr2O72-, H+,Cr3+ | Pt Cl- |Cl2 (Pt) Au3+|Au MnO4- , H+, Mn2+|Pt Au+|Au Pb4+, Pb2+|Pt Co3+, Co2+|Pt F- | F2 (Pt)

Proceso catódico de reducción Li+ + e- → Li K+ + e- →K Ca2+ + 2e- → Ca Na+ + e- → Na Mg2+ + 2e- → Mg Al3+ + 3e- → Al Mn2+ + 2e- → Mn 2H20 + 2e- → H2 + 2OHZn2+ + 2e- → Zn S + 2e- → S2Fe2+ + 2e- → Fe Cr3+ + e- → Cr2+ Cd2+ + 2e- → Cd Tl+ + e- → Tl Co2+ + 2e- → Co Ni2+ + 2e- → Ni Sn2+ + 2e- → Sn Pb2+ + 2e- → Pb Fe3+ + 3e- → Fe 2H+ + 2e- → H2 Sn4+ + 2e- → Sn2+ Cu2+ + e- → Cu+ Cu2+ + 2e- → Cu O2 + 2H2O + 4e- → 4OHCu+ + e- → Cu I2 + 2e- → 2IFe3+ + e- → Fe2+ Hg22+ + 2e- → 2Hg Ag+ + e- → Ag Hg2+ + 2e- → Hg 2Hg2+ + 2e- → Hg22+ Br2 + 2e- → 2BrO2 + 4H+ + 4e- → 2H2O Tl3+ + 2e- → Tl+ Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O Cl2 + 2e- → 2ClAu3+ + 3e- → Au MnO4- +8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O Au+ + e- → Au Pb4+ + 2e- → Pb2+ Co3+ + e- → Co2+ F2 + 2e- → 2F-

Eo(volt) -3,045 -2,925 -2,866 -2,714 -2,363 -1,662 -1,179 -0,828 -0,763 -0,479 -0,440 -0,408 -0,403 -0,336 -0,277 -0,250 -0,136 -0,126 -0,037 0,000 +0,150 +0,153 +0,336 +0,401 +0,520 +0,535 +0,770 +0,788 +0,799 +0,854 +0,919 +1,066 +1,229 +1,252 +1,333 +1,359 +1,497 +1,507 +1,691 +1,693 +1,808 +2,865

De los valores de la tabla podemos explicar por qué una cadena de hierro expuesta a la intemperie se oxida mientras que no ocurre lo mismo con una de oro. Ejemplo:

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¿Cuál se reducirá con mayor facilidad el ion Na+ ó el ion Ag+? Solución: Interpretación y representación: extraemos e interpretamos los valores de la tabla de potenciales de reducción estándar.

De la tabla de potenciales, extraemos el E°red de cada elemento: Na+/ Na

E°red = -2,714 V

Ag+/ Ag

E°red = +0,799 V

Observamos que el potencial de reducción de la plata es mayor que del sodio, por tanto el ion plata debe reducirse en lugar del ion sodio. La semireacción es: Ag+(ac) + e- → Ag°(s) Ejemplo: Para que el cadmio se oxide espontáneamente ¿qué especie debe reducirse, el ion K+ o ion Ni+2? Solución: Interpretación y representación: extraemos e interpretamos los valores de la tabla de potenciales de reducción

Para que el cadmio (Cd) se oxide, el K+ o Ni+2 deben tener un potencial de reducción mayor que del cadmio, es decir deben estar más abajo de la tabla que este metal. Entonces de tabla de potenciales estándar: Cd2+ / Cd E°red = -0,403 V K+ / K E°red = -2,925 V Ni2+ / Ni E°red = -0,250 V Observamos que el potencial de reducción del ion Ni+2 es mayor que del Cd, por tanto el ion Ni+2 debe reducirse y el cadmio oxidarse. El ion K+ un potencial de reducción menor que del cadmio (fíjese que está más arriba que éste en la tabla de potenciales), no habría reacción. Luego las semireacciones son: Ánodo ( - )

: Cd°(s) → Cd+2(ac) + e-

Cátodo ( + )

: Ni+2(ac) + 2e- → Ni°(s)

¡Ahora tú sólo! Usando la tabla de potenciales de reducción estándar determina y justifica: a. Qué metal tiende a oxidarse con mayor facilidad, ¿el Na o el Zn? b. Cuando el hierro se oxida (a Fe+2), qué ion se reducirá en simultáneo, ¿el Mn+2 o el Cu+2?

H3. Calcula el potencial de una celda galvánica en condición estándar y no estándar 3.2.2.4 Potencial de celda en condiciones estándar (E°celda) Se denomina condiciones estándar cuando: • La concentración de reactivos y productos en solución es 1 M • La temperatura es igual a 25°C o 298 K. Potencial estándar de una celda (E°celda): Se obtiene al restar el potencial estándar de reducción del cátodo menos el potencial de reducción estándar en el ánodo.

E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo)

En una reacción de óxido-reducción espontánea siempre se cumplirá que el potencial de celda o fuerza electromotriz (fem) es positivo: E°celda  0. Esto hace posible la celda galvánica Ejemplo: Calcule el potencial de la siguiente reacción espontánea a 25°C: Al(s) + Ag+(ac) → Al3+(ac) + Ag(s) Si las concentraciones de las soluciones son: [Ag+1]=1 M y [Al+3]=1 M

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Solución: Interpretación y representación: Extraemos e interpretamos los valores de la tabla de potenciales de reducción. Luego calculamos el potencial de la celda estándar pues las concentraciones de las soluciones son 1 M

1. Las semireacciónes en el ánodo y cátodo son: Al(s) ) → Al3+(ac) + 3 e

E°red (ánodo)

= -1,662 V

Reducción: 3 Ag+(ac) + 3 e → 3 Ag(s)

E°red (cátodo)

= +0,799 V

Oxidacion:

2. Luego calculamos:

E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo) E°celda = +0,799 - (- 1,662) E°celda = +2,461 V

Si la reacción es espontanea el potencial estándar de la celda debe salir positivo (E°celda = +2,461 V) 3.2.2.5 Potencial de celda en condiciones no estándar (E celda) Cuando la concentración de las soluciones es diferente de 1M, la fem (fuerza electromotriz) de la celda varía por efecto de las concentraciones. La ecuación de Nerst permite encontrar el valor de la fem o potencial de celda a condiciones no estándar. aA(ac) +bB(ac)  cC(ac)+ dD(ac)

Ecuación de Nerst:

Donde: E celda = potencial de la celda en condición no estándar E° celda = potencial de la celda en condición estándar nē = número de electrones transferidos (balanceados) en la reacción [ ] = concentración de los iones disueltos elevada a su coeficiente estequiométrico. Ejemplo Calcula el potencial de la siguiente reacción espontánea: Ag+1(ac) + Sn(s) → Ag(s) + Sn+2(ac) Si las concentraciones de las soluciones son: [Ag+1]=0,01 M y [Sn+2]=0,02 M

Solución: Interpretación y representación: Primero debemos saber si debemos calcular el potencial de celda estándar o el potencial de celda no estándar. Extraemos e interpretamos los valores de la tabla de potenciales de reducción. Luego calculamos el potencial de la celda.

1. Como las concentraciones de las soluciones son diferentes de 1 molar, se debe calcular el potencial de celda no estándar. 2. Debemos extraer e interpretar los valores de la tabla de potenciales Oxidación:

Sn(s) → Sn+2(ac) +2 e-

E°red (ánodo)

= - 0,136 V

Reducción: ( Ag+1(ac) + 1 e- → Ag(s) ) x2___ E°red (cátodo) = +0,799 V__ Ecuación global balanceada: 2 Ag+1(ac) + Sn(s) → 2Ag(s) + Sn+2(ac) 3. Para aplicar la ecuación de Nerst, primero debemos hallar el potencial estándar de la celda y los etransferidos E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo) nē : 2 E°celda = 0,799 – (–0,136) = 0,935 V 0 Entonces se aplica la ecuación der Nerst: 𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 −

Reemplazando:

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𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 0,935 𝑉 −

0,0592 2

0,0592 𝑛

[𝑆𝑛+2 ]

log([𝐴𝑔+1 ]2)

[0,02]

log ([0,01]2 ) = 0,867 𝑉

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•

•

¡Ahora tú sólo! Calcula el potencial de la siguiente reacción espontánea: Cu+1(ac) + Al(s) → Cu(s) + Al+3(ac) Si las concentraciones de las soluciones son: [Cu+1]= 0,01 M y [Al+3 ] = 0,001 M Calcula el potencial de la siguiente reacción espontánea: Cu+1(ac) + Al(s) → Cu(s) + Al+3(ac) +1 Si las concentraciones de las soluciones son: [Cu ]= 1 M y [Al+3 ] = 1 M

¿Cuál es la diferencia entre estos dos ejercicios?

H4: Determina la espontaneidad de una reacción redox de importancia industrial usando la tabla de potenciales de reducción Potencial estándar de una celda (E°celda)

E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo) Entonces, si el resultado del Eocelda • Es positivo, entonces significa que la reacción es espontánea y si se lleva a cabo mediante una celda galvánica, el voltaje entregado será: E°celda  0 . • Es negativo significa que es una reacción no espontánea y no podría elaborarse una “pila” mediante dicha reacción. La reacción espontánea sería al revés ( reacción inversa). Ejemplo: La siguiente reacción, ¿es espontánea? Justifica mediante el cálculo del potencial de celda, E°. Sn+2(ac) + Pb+2(ac) → Sn+4(ac) + Pb(s) Solución: Interpretación y representación: Extraemos e interpretamos los valores de la tabla de potenciales de reducción. Luego calculamos el potencial estándar de la celda.

1. Las semireacciónes en el ánodo y cátodo son: Oxidación

: Sn+2(s) → Sn+4(ac) + 2 e-

E°red (ánodo) = + 0,150 V

Reducción

: Pb+2(ac) + 2e- → Pb°(s)

E°red (cátodo) = - 0,126 V

2. Luego calculamos:

E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo) E°celda = - 0,126 - (+ 0,150) E°celda = - 0,276 V < 0

El potencial estándar de la celda es de – 0,276 V, es menor que cero. ¡La reacción es no espontânea!

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¡Ahora tú sólo! La siguiente reacción, ¿es espontánea? Justifica mediante el cálculo del potencial de celda, E°. Al(s) + 3 Ag+(ac) → Al3+(ac) + 3 Ag(s)

Si el potencial estándar de la celda sale positivo ¿Qué tipo de reacción será: espontánea o no espontánea?

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE.

H1: Identifica los agentes oxidante y reductor y especies oxidada y reducida en un proceso de óxido-reducción 1. Identifica si en las siguientes ecuaciones ocurre un cambio en el estado de oxidación de las sustancias involucradas. Reacciones Cambio en el estado de oxidación

Na( s ) + Cl 2( g ) → NaCl( ac) NaOH ( s ) + HCl( ac) → NaCl ( ac) + H 2 O(l ) Zn(s) + CuCl2(ac) → ZnCl2(ac) + Cu(s) 2. Para la siguiente ecuación química de la reacción redox, contesta: Fe (s) + HCl (ac) → FeCl3 (ac) + H2 (g) Semireacción de oxidación: Semireacción de reducción: Ecuación global balanceada: Sustancia que se oxida (agente reductor) : Sustancia que se reduce (agente oxidante): Número de electrones transferidos: Sustancia resultante de la oxidación (especie oxidada): Sustancia resultante de la reducción (especie reducida): 3.

Para la siguiente ecuación química de la reacción redox, contesta: Ag + Ni(NO3)2 (ac, 1M) → AgNO3(ac, 1M)

+ Ni (s)

Semireacción de oxidación: Semireacción de reducción: Ecuación global balanceada: Sustancia que se oxida (agente reductor): Sustancia que se reduce (agente oxidante): Número de electrones transferidos: Sustancia resultante de la oxidación (especie oxidada): Sustancia resultante de la reducción (especie reducida):

H2: Describe los componentes y el funcionamiento de las celdas galvánicas Recuerda que… Las reacciones redox espontáneas son empleadas en la industria porque generan energía eléctrica. Celda galvánica: es un dispositivo donde ocurre una reacción redox espontánea y donde la oxidación se lleva a cabo en el ánodo y la reducción se lleva a cabo en el cátodo.

4. Se tiene la siguiente ecuación química de la celda galvánica. Complete, las oraciones según el gráfico:

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Zn( s ) + Cu(+ac2 ) → Zn(+ac2 ) + Cu( s )

• El electrodo anódico de esta celda es el ________ metálico. • El electrodo catódico de esta celda es el _________ metálico. • El signo del electrodo anódico es_________ y el signo del electrodo catódico es __________. • En el ánodo se da la reacción de ___________ y en el cátodo se da la reacción de _____________ • Los electrones se transfieren desde el __________ hacia el__________. • El puente salino sirve para equilibrar las cargas en los recipientes, los aniones se dirigen hacia el __________ y los cationes se dirigen hacia el _____________. 5. Para la siguiente ecuación química de la celda galvánica: Mg(s) + CuNO3(ac) → Mg(NO3)2(ac) + Cu(s) •

Escribe la semireacción anódica y catódica

•

Identifica los componentes de la celda galvánica dada.

Escriba el diagrama de la celda galvánica. ……………………/…………………..//…………………/………….…………

6. Para la pila:

Al (s) / Al+3 (ac) // Sn+2(ac) /Sn(s)

Escribe las semireacciones que ocurren en el cátodo y en el ánodo. Dibuja el esquema indicando los signos y el sentido del flujo de electrones e iones.

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H3: Calcula el potencial de una celda galvánica en condición estándar y no estándar 7. Para la siguiente reacción a 25 °C: Zn (s) + Fe+3(ac, 1M ) →Zn+2(ac, 1M) + Fe(s) Determina el potencial de la celda galvánica (E°celda).

8. Escriba la semireacción de oxidación, reducción y el diagrama de la celda: Al(s) + Ni2+(ac, 1M) → Al3+(ac, 1M) + Ni(s) Calcula el potencial de la celda galvánica (en V) a 25 °C

H4: Determina la espontaneidad de una reacción redox de importancia industrial usando la tabla de potenciales de reducción 9. Para la celda a 25°C: Li(s) / Li+1(ac, 0,05 M) // Au+3(ac,0,75 M) / Au(s) • Plantea las semireacciones anódica y catódica. • Balancea con el número de electrones y obtén la ecuación global

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• Calcula el potencial de la celda.

10. Con los siguientes electrodos y soluciones construye una celda galvánica y determina su potencial a 25°C: Electrodo 1: Cadmio (Cd) Electrodo 2: Manganeso (Mn) Solución 1: CdCl2 (ac) Solución 2: MnCl2 (ac) Puente salino con solución saturada de NaCl Se sabe que las concentraciones del agente oxidante y de la especie oxidada son 0,01 M y 0,001 M, respectivamente.

11. Una batería está formada por una barra de Ag sumergida en una solución de AgNO3 y una barra de Cd sumergida en una solución de Cd(NO3)2. Si la concentración del Cd(NO3)2 es 1,2 M y la del AgNO3 es 1,5 M ¿cuál es el potencial de la celda?

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•

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Escriba el diagrama de la celda:

/

//

/

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Ejercicios para reforzar 1. Para cada una de las siguientes reacciones, escribe las semirreacciones de oxidación y reducción detallando a los agentes y especies involucrados. Indique sus reacciones globales balanceadas y la cantidad de electrones transferidos. i. Mg (s) + HCl (ac) → MgCl2 (ac) + H2 (g) ii. AgNO3 (ac) + Fe (s) → Ag (s) + Fe(NO3)2 (ac) 2. La notación abreviada de una celda galvánica a 25 °C es la siguiente: Zn(s)/Zn2+(ac)//Sn2+(ac)/Sn(s) a) Realiza un esquema de la celda donde se indique todos sus componentes. b) Escribe las semireacciones de oxidación y reducción e indica el agente oxidante y el agente reductor. c) Escribe la reacción completa o global. Rpta: Zn (s) + Sn+2 (ac) → Zn+2 (ac) + Sn (s) d) Indica el número de electrones transferidos. Rpta: 2 electrones 3. Analiza la tabla de potenciales de reducción y responde las siguientes preguntas: a) ¿Podrá el Ni+2 oxidar al Sn? b) ¿Habrá reacción en un recipiente que contiene una lámina de magnesio metálico sumergido en una solución de HCl? En ambos casos, justifica tu respuesta. Rpta: a) No, pues el E°celda = -0,114 V < 0; b) El E°celda = +,2.363 V > 0, sí habrá reacción 4. Dados los siguientes metales: Al, Ag, Mg y Ni, ¿cuál(es) reaccionará(n) espontáneamente con una solución que contiene iones Zn+2? Analiza la tabla de potenciales de reducción y justifica tu respuesta. Rpta: Al y Mg pues su E°celda> 0 5. ¿Cuál(es) de las siguientes reacciones sucederán espontáneamente en disolución acuosa a 25°C? Suponga que la concentración inicial de todas las especies disueltas es de 1,0 M. a) Ca(s) + Cd2+(ac) → Ca2+(ac) + Cd(s) b) 2Cl–(ac) + Sn2+(ac) → Cl2(l) + Sn(s) c) 2 AlBr3(l) → 2 Al(l) + 3 Br2(l) Rpta: Solo (a) 6. Una celda galvánica está formada por una lámina de cobre sumergida en una solución de CuSO 4 1,0 M y una lámina de plata sumergida en una solución de AgNO3, 1,0 M. El cable conductor y el puente salino completan el circuito. Indica la proposición incorrecta: a) El potencial de celda es 0,463 V b) El electrodo de cobre es el ánodo c) En el lado del electrodo de plata se produce la oxidación d) Los electrones fluyen del electrodo del cobre al electrodo de la plata e) El cátodo incrementa su masa y el ánodo la disminuye Rpta: a) V, b) V, c) F, d) V, e) V 7. En una celda galvánica, ocurre la siguiente reacción a 25°C: 2 Ag+(ac) + Sn(s) → 2 Ag(s) + Sn+2(ac) Además, las concentraciones de las soluciones son: [Ag+]=0,01 M, [Sn+2]=0,02 M. Calcula la fem de la celda a 25 ºC. Rpta: Ecelda = 0,867 V ¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015

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Consolidemos o Caso

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S25 – Tema 3.2. Electroquímica 2 H1: Describe los componentes y el funcionamiento de una celda electrolítica 3.2 CELDAS ELECTROLÍTICAS Recordemos, las celdas galvánicas son sistemas donde a partir de una reacción de óxido reducción espontánea se genera energía eléctrica. Las celdas electrolíticas, a diferencia de las galvánicas, son sistemas que usan la energía eléctrica (de una fuente externa) para hacer que se lleve a cabo una reacción redox no espontánea. A este proceso se le conoce como electrólisis. Son varias las aplicaciones de las celdas electrolíticas, entre ellas podemos mencionar la obtención de gases como por ejemplo: Cl2, O2, H2, etc. La refinación de metales para conseguir alta pureza y el recubrimiento de objetos por electrodeposición de metales como el cromado, zincado, etc. 3.2.1 Descripción de una Celda Electrolítica Una celda electrolítica está formada por un recipiente donde se encuentra dos electrodos sumergidos en el material a electrolizar. Los electrodos (generalmente inertes) están conectados a una fuente de corriente eléctrica externa. La sustancia a electrolizar puede ser una sal fundida, el agua o una disolución acuosa. Primero describiremos estos tres casos y luego analizaremos los aspectos cuantitativos de estos sistemas. A. Electrólisis de una sal fundida: Cloruro de sodio Fundido Recordemos, las sales (compuestos iónicos) no conducen la corriente eléctrica en estado sólido. La sal para ser electrolizada previamente debe fundirse. La celda electrolítica contiene un par de electrodos inertes de grafito (no participan en la reacción redox) conectados a una fuente de poder (batería). El cloruro de sodio fundido se electroliza para obtener sodio metálico y gas cloro. Las reacciones que se dan en los electrodos son: Ánodo (+) Oxidación:

2 Cl-(l) → Cl2 (g) + 2 e-

Cátodo (-) Reducción : 2 Na+(l) + 2 e- → 2Na(s) Reacción Global 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) → Cl 2(g) + 2Na(s) Reacción Global llll

2 NaCl (l) → Cl2 (g) + 2Na(s)

Ejemplo: Dibuja una celda electrolítica donde ocurra la electrolisis de MgBr2 fundido, MgBr2(l), identifica en ella sus partes y responde lo que se le pide. a. Escribe las semirreacciones del ánodo y del cátodo. b. Indica hacia donde fluyen los electrones y el signo de los electrodos. c. Escribe la reacción total Solución: Interpretación y representación: se identifica la sal fundida, se deben hacer las reacciones de oxidación y reducción. Aquí no hay agua.

Semi reacción en el ánodo: 2 Br- (l) → Br2 (g) + 2 eSemi reacción en el cátodo Mg+2(l) + 2e- → Mg°(s) Reacción total: 2 Br (l) + Mg+2(l) → Br2 (g) + Mg°

e-transferidos =2

MgBr2 (l) →Mg (s) + Br2 (g) ¡Ahora tú sólo!

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¿Cómo se electroliza cloruro de potasio fundido, KCl (l)?

B. Electrólisis del agua El agua pura no se descompone de manera espontánea en hidrógeno y oxígeno. Cuando sometemos a electrólisis al agua pura, prácticamente no sucede nada, porque no hay suficientes iones para conducir la corriente eléctrica. Cuando se le adiciona una disolución de ácido sulfúrico el proceso de electrolisis se da rápidamente, de inmediato se puede observar las burbujas de gas hidrógeno y oxígeno en los electrodos respectivos. Completa el gráfico indicando las reacciones en el ánodo, cátodo, oxidación, reducción y el sentido del flujo de electrones. Las reacciones que se dan en los electrodos son: Ánodo (+) Oxidación: Cátodo (-) Reducción:

2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(ac) + 4 e4 H2O(l) + 4 e- → 2 H2(g) + 4 (OH)-(ac) 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)

Reacción Global

C. Electrólisis de soluciones acuosas: Electrolisis de NiSO4 La determinación de los productos que podemos obtener en la electrolisis de una solución acuosa es un poco más complicado. En este caso, debemos analizar si el agua o la sal se van a oxidar o reducir Por ejemplo, en la electrolisis del sulfato de níquel usando electrodos inertes, en el cátodo las probables reacciones son: 2 H2O(l) + 2 e- → 2 H2(g) + 4 OH-(ac) E°red= -0,83v Ni2+(ac) + 2 e- → Nio(s) E°red= - 0,28v El Ni+2 tiene mayor facilidad que el agua para reducirse. En el ánodo en cambio la única posibilidad es que el agua se oxide ya que el azufre del sulfato se encuentra con su estado de oxidación más alto. Por lo tanto, las reacciones que generalmente se presentarán con este tipo de sales son: en el cátodo, la reducción del metal, y en el ánodo, la oxidación del agua. Cátodo (-) Reducción: Ánodo (+) Oxidación: Reacción global Reacción total:

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2 Ni2+(ac) + 4 e- → 2 Nio(s) 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(ac) + 4e2 Ni2+ + 2 H2O (l) → 2 Nio + O2 + 4 H+

2 NiSO4 + 2 H2O

→ 2 Nio + O2 + 2 H2SO4

e-transferidos = 4

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Electrodeposición a partir de soluciones acuosas La electrodeposición es un procedimiento electroquímico mediante el cual se logra cubrir una pieza con una fina capa de determinado metal. Para lograrlo se sumerge la pieza a cubrir en una solución electrolítica que contiene los iones del metal que formará la capa. Por ejemplo: si un electrodo de cobre (reactivo) y la pieza a recubrir se sumergen en una celda electrolítica que contiene sulfato de cobre las reacciones serían las siguientes: Cátodo (-) Cu2+(ac) + 2 e- → Cuo(s) Ánodo (+) Cuo(s) → Cu2+(ac) + 2 eReacción global Cu2+(ac) + Cuo(s) → Cuo(s) + Cu2+(ac)

e-transferidos =2

Parecería que no habría ocurrido nada, sin embargo, durante la electrolisis se transfieren átomos de Cu desde el ánodo y se depositan átomos de cobre en el cátodo. Si bien es cierto esta transferencia de átomos de cobre se presenta, es necesario señalar que el cobre depositado en el cátodo proviene de la solución electrolítica, es decir de la solución de sulfato de cobre (II). Ejemplo: ¿Cómo se electroliza la solución de Sulfato de cúprico, CuSO4(ac) en una celda electrolítica de electrodos inertes? Solución: Interpretación y representación: se identifica la sal acuosa, se deben hacer las reacciones de oxidación y reducción. Identifica el tipo de electrodo (inerte o reactivo). Aquí hay agua, la cual puede oxidarse.

1.

La reacción es para obtener cobre metálico y gas oxigeno:CuSO4(ac)→ Cu(s) + O2(g)

2. Las reacciones que se dan en los electrodos son: Ánodo (+) Oxidación: 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(ac) + 4eCátodo (-) Reducción: 2 [ Cu+2(ac) + 2 e- → Cu(s) ] Reacción Global 2 Cu+2(ac) → O2(g) + 2 Cu(s)

e-transferidos = 4

¡Ahora tú sólo! Se quiere recubrir una superficie con cinc, en la celda electrolítica de electrodos inertes se tiene una solución de Zn (NO3)2. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción.

H2: Aplica la ley de Faraday para determinar cantidades de productos obtenidos durante una reacción redox ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA ELECTRÓLISIS: LEY DE FARADAY Michael Faraday fue quien primero describió de manera cuantitativa la relación que existe entre la cantidad de carga eléctrica (coulombios) y las cantidades de sustancias que reaccionan o se forman en los electrodos. Las cantidades de productos obtenidos tienen que ver con el número de moles de electrones perdidos (ánodo) o ganados (cátodo). La constante de Faraday o faradio equivale:

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1 Faraday (1 F)  96 500 coulombios/mol de e96 500 coulombios son transportados por un mol de electrones

De sus muchas experimentaciones, Faraday encontró que la masa del producto formado (o del reactivo consumido) en un electrodo es proporcional a las moles de electrones intercambiados. Así por ejemplo, en cada una de las siguientes semirreacciones se puede saber los moles de electrones necesarios por 1mol del metal reducido así como la cantidad de carga eléctrica requerida para ello (C = coulombios): 1 mol de ... Ag

+

necesita

+ 1 e → Ag -

... mol de e

o

Mg+2 + 2 e- → Mgo

necesita

cantidad de carga.......... ( C )

1

1 F = 96 500 x 1

2

2 F = 96 500 x 2

Al+3 + 3 e-

→ Alo

3

3 F = 96 500 x 3

X+n

→ Xo

N

n F = 96 500 x n

+ n e-

Generalizando, podemos deducir que una celda electrolítica cuya finalidad es obtener un producto en estado metálico (Xo) a partir del ion correspondiente (X+n) requiere de una cantidad de Faraday; es decir, la carga eléctrica requerida para realizar la reducción de 1 mol del ión metálico. Entonces: • La batería proporciona la cantidad de corriente eléctrica que se aplicará a la celda. La intensidad de corriente () se expresa en amperios (A). Un amperio es coulombios/segundo (C/s). • Si la batería funciona por un periodo de tiempo t (segundos), la cantidad de carga total será: Carga =  x t Donde:  = Intensidad de corriente en amperios A (C/s) T = tiempo en segundos (s) C = carga en couloms (C) • Para la reducción de 1 mol de X+n, se requieren “n” moles de e- y se deposita 1 mol de Xo Carga requerida = n F (C) Ejercicio: En una electrólisis de CuCl2 fundido se hizo pasar una corriente de 3A durante 5 horas. Escribe las semirreacciones del ánodo y cátodo. ¿Cuál es la masa en gramos de calcio metálico que se forma? Solución: Interpretación y representación: se identifica la sal (fundida o acuosa), se identifica los electrodos, se deben hacer las reacciones de oxidación y reducción. Se calcula la carga. Finalmente se calcula la masa.

Es una sal fundida por lo tanto: Semi reacción en el ánodo: 2 Cl- (l) →

Cl2 (g) + 2 e-

Semi reacción en el cátodo: Cu+2(l) + 2e- → Cu°(s) Reacción total:

2 Cl- (l) + Cu+2(l) - →

Cl2 (g) + Cu°

e-transferidos = 2

Determinando cuantos gramos de magnesio se forma: Primero: Calculamos la carga requerida o aplicada. C = I x t DATOS. I=3A t = 5 horas (60 s/1min)(60 min/1 h) = 18000 s C = (3 A) x (18000 s) = 54000 A-s = 54000 C Segundo: Calculamos la masa depositada masa depositada = 54000 C x 1 mol de e- x 1 mol de Cu x 63,5 g 96500 C 2 mol de e1 mol de Cu

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m = 17,77 g de cobre Respuesta.- La masa depositada de cobre al aplicar 3 amperios durante 5 horas a la celda electrolítica permite obtener 17,77 g de cobre. Ejemplo: Se quiere recubrir una superficie con cinc, en la celda electrolítica de electrodos inertes se tiene una solución de Zn (NO3)2. a. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción b. ¿Qué cantidad, en gramos, de cinc es depositada sobre el cátodo si se utiliza una corriente de 5 A durante 1 hora y media? Solución: Interpretación y representación: se identifica si es sal fundida o sal acuosa, se deben hacer las reacciones de oxidación y reducción. Identifica el tipo de electrodo (inerte o reactivo). Aquí hay agua, la cual puede oxidarse.

Semi reacción en el ánodo

2 H2O (l) →

Semi reacción en el cátodo

2 ( Zn+2(ac) + 2e- --→ Zn°(s) )

O2 (g) + 4H+ + 4 e-

Reacción total: 2 H2O (l) + 2 Zn+2(ac)

→

O2 (g) + 2 Zn°

e-transferidos = 4

Determinando cuantos gramos de cinc se forma: Primero.- Calculamos la carga requerida o aplicada….. C = I x t DATOS. I=5A t = 1,5 horas (60 s/1min)(60 min/1 h) = 5400 s C = (5 A) x (5400 s) = 27000 A-s = 27000 C Segundo.- Calculamos la masa depositada (Cátodo) masa depositada = 27000 C x 1 mol de e- x 1 mol de Zn x 65,37 g 96500 C 2 mol de e1 mol de Zn m = 9,15 g de cinc Respuesta.- La masa depositada de cinc al aplicar 5 amperios durante 1,5 horas a la celda electrolítica permite obtener 9,15 g de cinc.

¿Por qué se puede usar la relación

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EJERCICIOS PARA SER TRABAJADO EN CLASE H1: Describe los componentes y el funcionamiento de una celda electrolítica Industrialmente se utiliza una reacción redox no espontánea cuando se quiere desarrollar una reacción que forme un producto de interés: H2, O2, Cl2, Ag, Cu, etc. En las celdas electrolíticas se lleva a cabo reacciones redox NO ESPONTÁNEAS. 1.

Enumera algunas semejanzas y diferencias entre las celdas galvánicas y electrolíticas. Semejanzas Diferencias Galvánica y Electrolítica Galvánica Electrolítica

2.

¿Por qué se requiere el empleo de una batería en las celdas electrolíticas?

1.1 Electrólisis de una sal fundida 3.

Completa el gráfico que representa a la celda electrolítica del NaCl fundido (en estado líquido). 2 NaCl(l) → 2 Na(s) + Cl2 (g)

Producto anódico

Producto catódico Celda …………………………. .

Completar los siguientes espacios en blanco: i) En el ánodo (…....…..) de grafito, se ……………………………electrones, ocurre la semirreacción de +/pierden / ganan …….………….……...donde el producto anódico es el …….………… oxidación/reducción. ii) En el cátodo (………..) de grafito, se …………………………electrones, ocurre la semirreacción de +/pierden / ganan ……..……………...donde el producto catódico es el …..…………. oxidación/reducción. 4.

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Dibuja una celda que represente la electrólisis del AlBr3 fundido indicando todas sus partes, el flujo de los electrones, la reacción anódica y catódica y la reacción global.

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Representación del diagrama de la celda

Reacciones Semirreación de oxidación (ÁNODICA):

Semirreacción de reducción (CÁTODICA):

Reacción global:

Producto anódico: ……………………………… Producto catódico:………………..……………… ¿Cómo puedes estar seguro de que esta celda no es galvánica?

1.2 Electrólisis del agua 5. Dibuja una celda que represente la electrólisis del agua indicando todas sus partes, el flujo de los electrones, la reacción anódica, catódica y la reacción global.

1.3 Electrólisis de una sal acuosa 6. Dibuja una celda que represente la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de níquel (II), NiSO4, concentrada indicando todas sus partes, el flujo de los electrones, la reacción anódica, catódica y la reacción global.

7.

144

Respecto a los productos obtenidos de la electrólisis de sales fundidas y acuosas, completa la siguiente tabla: Sales Semireacciones Productos

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AgNO3(ac)

Oxidación: Reducción :

Producto anódico: Producto catódico:

ZnSO4(ac)

Oxidación: Reducción:

Producto anódico: Producto catódico:

Oxidación: Reducción:

Producto anódico: Producto catódico:

MgCl2(l)

H2: Aplica la ley de Faraday para determinar cantidades de productos obtenidos durante una reacción redox 8. Se hace pasar una corriente de 0,452 A durante 1,5 horas a través de una celda que contiene CaCl2 fundido. Calcule la cantidad de productos (en gramos) formada en los electrodos. Dibuja la celda indicando todas sus partes, electrodos y productos formados en cada electrodo.

9.

A partir de MgCl2(l) se requiere obtener 50 g de Mg sólido y la cantidad proporcional de cloro gaseoso (Cl 2) producido ¿qué corriente debe brindar la fuente poder, si la obtención del magnesio requerido debe ser en máximo 2 horas?

•

¿Qué volumen de Cl2 gaseoso (en L) se obtendrá a condiciones normales a partir de esta reacción?

10. Se hace pasar una corriente de 4,52 A a través de una celda que contiene AlBr3 fundido, para obtener 30 g de aluminio en 10 minutos ¿se logrará el objetivo?.

11. Se usa una corriente de 30 A en una celda electrolítica empleada para recubrir un marco con plata y a la vez se produce 9,6 g de oxígeno a partir de una solución acuosa de nitrato de plata que usa como ánodo inerte un electrodo de grafito. ¿Cuánto tiempo demora el proceso y cuánta plata metálica logra recubrir el marco?

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12. En un periodo de 10 minutos se desea obtener 0,5 g de níquel a partir de una solución acuosa de Ni(NO 3)2 con ánodo inerte. Si se deja pasar una intensidad de 5 A sobre la solución acuosa de Ni(NO3)2 ¿se logrará obtener el níquel en el tiempo establecido?

13. En la celda electrolítica de AgNO3(ac) del gráfico mostrado, se aplica una corriente de 5 amperios durante 30 minutos para que la reacción redox se lleve a cabo. • ¿Por qué para recubrir el tenedor con plata metálica, se debe colocar en el cátodo y no en el ánodo?

• ¿Cuántos gramos de plata se han depositado sobre el tenedor?

14. En la celda electrolítica del grafico mostrado, se aplica una corriente de 8 A para obtener 9 g de cobre puro ¿Cuánto tiempo (en minutos) demorará el proceso?

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Ejercicios para reforzar

1.

Respecto al electrólisis señale V o F: (V/F)

a) Las reacciones que se producen en una celda electrolítica son espontáneas.

(

)

b) Tanto en la celda galvánica como en una celda electrolítica los electrones se desplazan desde el ánodo hacia el cátodo.

(

)

c) Los electrodos de las celdas electrolíticas suelen ser inertes.

( ) Rpta: a) F, b) V, c) V 2. El calcio metálico se produce por electrólisis del cloruro de calcio fundido usando electrodos inertes. a) Haz un esquema de la cuba e identifique el ánodo, el cátodo, el signo de los electrodos y la dirección del flujo de electrones y de iones. b) Escribe ecuaciones balanceadas para las reacciones anódica, catódica y toda la celda. Rpta: a) ………, b) Ca+2(l) + 2Cℓ-(l) → Ca(l) + Cℓ2(g)

3. Realiza un esquema de la electrólisis de NaCl fundido, indicando todas sus partes, signos de los electrodos, dirección de electrones y de iones. Escribe las semireacciones en cada celda. Rpta: cátodo: Na+(l) + 1e- → Na(l), ánodo: 2Cℓ-(l) → Cℓ2(g) + 2e4. Elabora un esquema de una celda con electrodos inertes, adecuada para realizar la electrólisis de una disolución acuosa de ácido sulfúrico, H2SO4. Señala: a) el ánodo y el cátodo, así como la dirección del flujo de electrones y de iones. b) Identifica los electrodos positivos y negativos. Rpta: a) cátodo: 2H+(ac) + 2e- → H2(g), ánodo: H2O(.l) → O2(g) + 4H+(ac) + 4e- , b) ánodo (+), cátodo (-) 5. Realiza un esquema de la electrólisis de una solución acuosa 1,0 M de AgNO3 indicando todas sus partes, signos de los electrodos, dirección de electrones y de iones. Escribe las semireacciones en cada celda. Rpta: cátodo: Ag+(ac) + 1e- → Agac),ánodo: 2H2O(.l) → O2(g) + 4H+(ac) + 4e6. a) b) c)

En base a la electrólisis del cloruro de bario fundido (BaCl2), desarrolla los siguientes ítems: Escriba las semirreacciones. ¿Cuántos gramos de bario metálico se generan al pasar 0,50 A durante 30 minutos? ¿Qué volumen de Cl2 se recoge a 1,2 atm y 25 °C? Rpta: a) cátodo: Ba+2(l) + 2e- → Ba(l), ánodo: 2Cℓ-(l) → Cℓ2(g) + 2e-, b) 0,64 Ba, c) 0,095 L Cl2

7. ¿Cuántos gramos de plata se obtienen cuando se electroliza una disolución acuosa de nitrato de plata durante 20 minutos con una corriente constante de 2,40 A? ¿Cuántas moles de gas O2 se desprende en el otro electrodo a condiciones normales? Rpta: 3,22 g Ag, 7,46x10-3 moles de O2 8. Después de 10 min de electrólisis de una disolución acuosa de CuSO4 se depositaron 0,67 g de Cu. a) Escriba la semirreacción de la reducción del Cu+2. b) ¿Cuál es la probable semirreacción de oxidación? c) Calcule la cantidad de electricidad utilizada. Rpta: a) Cu+2(ac) + 2e- → Cu(ac), b) ánodo: 2H2O(.l) → O2(g) + 4H+(ac) + 4e-, c) 2036,38 C 9. Una de las semirreacciones de la electrólisis del agua es: 2 H2O

(l)

+ 2e-

H2(g) + 2 OH-(ac)

Si se recogen 0,85 L de H2 a 25°C y 782 mmHg, ¿cuántas moles de electrones tuvieron que pasar a través de la disolución? Rpta: 0,07 moles e-

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10. La fábrica de joyería fina AVON S.A. tiene que cumplir con un pedido de 1000 pulseras bañadas en oro, para ser entregadas dentro de 3 días. El ingeniero de planta informa a la gerencia general que solo cuenta con una solución acuosa de Au(NO3)3 suficiente para producir únicamente 2 kg de oro metálico. El cliente solicita que cada pulsera sea sometida a una intensidad de 5 Amperios durante 10 minutos como mínimo. a) ¿Por qué la pulsera se debe colocar en el cátodo? Justifica y escribe la ecuación correspondiente. b) ¿Cuántos gramos de oro se depositarán en total en las 1000 pulseras? c) ¿Podrá la empresa AVON cumplir con la entrega de las 1000 pulseras bañadas en oro? Justifica tu respuesta. ¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria Bibliografía • BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014) • CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F) • WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015 CE83 QUÍMICA COPYRIGHT © UPC 2019

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Consolidemos o Caso

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ANEXOS

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TABLA DE IONES (ANIONES Y CATIONES) IONES POSITIVOS (CATIONES)

3

IONES NEGATIVOS (ANIONES)

Aluminio

Al+3

Bicarbonato

(HCO3)-1

Amonio

(NH4)+1

Bromuro

Br -1

Bario

Ba+2

Carbonato

(CO3)-2

Cadmio

Cd+2

Carburo

C-2

Calcio

Ca+2

Cianuro

(CN)-1

Cinc

Zn+2

Clorato

(ClO3)-1

Cobalto (II), cobaltoso

Co+2

Clorito

(ClO2)-1

Cobalto (III), cobaltico

Co+3

Cloruro

Cl -1

Cobre (I), cuproso

Cu+1

Cromato

(CrO4)-2

Cobre (II), cúprico

Cu+2

Dicromato

(Cr2O7)-2

Cromo (II), cromoso

Cr +2

Floruro

F-1

Cromo (III), crómico

Cr +3

Fosfato

(PO4)-3

Estaño (II), estannoso

Sn+2

Hidróxido

(OH)-1

Estaño (IV), estánnico

Sn+4

Hipoclorito

(ClO)-1

Hidruro

H-1

Ioduro

I-1

Hierro (II),* ferroso

Fe+2

(HCO3)-1

Hierro (III), férrico

Fe+3

Litio

Li+1

Ion bicarbonato Ion sulfato ácido, bisulfato Nitrato

Magnesio

Mg+2

Nitrito

(NO2)-1

Mercurio (I), mercurioso

Hg+1

Nitruro

N-3

Mercurio (II), mercúrico

Hg+2

Óxido

O-2

Níquel (II) , niqueloso

Ni+2

Perclorato

(ClO4)-1

Níquel (III), niquélico

Ni+3

Periodato

(IO4)-1

Oro (I), auroso

Au+1

Permanganato

(MnO4)-1

Oro (III) , aurico

Au+3

Peróxido

O22-

Plata

Ag+1

Silicato

(SiO4)-2

Platino (II), platinoso

Pt +2

Sulfato

(SO4)-2

Platino (IV) , platínico

Pt +4

Sulfito

(SO3)-2

Plomo (II) plumboso

Pb+2

Sulfuro

S-2

Plomo (IV) , plúmbico

Pb+4

Tiocianato

(SCN)-1

Potasio Sodio

K+1 Na+1

(HSO4)-1 (NO3)-1

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TABLA DE CONVERSIONES

4

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CURVAS DE SOLUBILIDAD

5

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T ABL A DE POTENCIALES DE REDUCCIÓN ESTÁNDAR Electrodo Li+|Li K+|K Ca2+|Ca Na+|Na Mg2+|Mg Al3+|Al Mn2+|Mn OH-|H2 (Pt) Zn2+|Zn S2-|S (Pt) Fe2+|Fe Cr3+,Cr2+ | Pt Cd2+|Cd Tl+|Tl Co2+|Co Ni2+|Ni Sn2+|Sn Pb2+|Pb Fe3+|Fe H+|H2 (Pt) Sn4+,Sn2+|Pt Cu2+,Cu+|Pt Cu2+|Cu OH-|O2 (Pt) Cu+|Cu I2|I- (Pt) Fe3+, Fe2+|Pt Hg22+|Hg Ag+|Ag Hg2+|Hg Hg2+, Hg22+| Pt Br2|Br- (Pt) H+|O2 (Pt) Tl3+,Tl+ | Pt Cr2O72-, H+,Cr3+ | Pt Cl2 |Cl- (Pt) Au3+|Au MnO4- , H+, Mn2+|Pt Au+|Au Pb4+, Pb2+|Pt Co3+, Co2+|Pt F2 | F- (Pt)

6

Proceso catódico de reducción Li+ + e- → Li K+ + e- →K Ca2+ + 2e- → Ca Na+ + e- → Na Mg2+ + 2e- → Mg Al3+ + 3e- → Al Mn2+ + 2e- → Mn 2H20 + 2e- → H2 + 2OHZn2+ + 2e- → Zn S + 2e- → S2Fe2+ + 2e- → Fe Cr3+ + e- → Cr2+ Cd2+ + 2e- → Cd Tl+ + e- → Tl Co2+ + 2e- → Co Ni2+ + 2e- → Ni Sn2+ + 2e- → Sn Pb2+ + 2e- → Pb Fe3+ + 3e- → Fe 2H+ + 2e- → H2 Sn4+ + 2e- → Sn2+ Cu2+ + e- → Cu+ Cu2+ + 2e- → Cu O2 + 2H2O + 4e- → 4OHCu+ + e- → Cu I2 + 2e- → 2IFe3+ + e- → Fe2+ Hg22+ + 2e- → 2Hg Ag+ + e- → Ag Hg2+ + 2e- → Hg 2Hg2+ + 2e- → Hg22+ Br2 + 2e- → 2BrO2 + 4H+ + 4e- → 2H2O Tl3+ + 2e- → Tl+ Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O Cl2 + 2e- → 2ClAu3+ + 3e- → Au MnO4- +8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O Au+ + e- → Au Pb4+ + 2e- → Pb2+ Co3+ + e- → Co2+ F2 + 2e- → 2F-

Eo(volt) -3,045 -2,925 -2,866 -2,714 -2,363 -1,662 -1,179 -0,828 -0,763 -0,479 -0,440 -0,408 -0,403 -0,336 -0,277 -0,250 -0,136 -0,126 -0,037 0,000 +0,150 +0,153 +0,336 +0,401 +0,520 +0,535 +0,770 +0,788 +0,799 +0,854 +0,919 +1,066 +1,229 +1,252 +1,333 +1,359 +1,497 +1,507 +1,691 +1,693 +1,808 +2,865

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