Libro Quimica Inorganica 4e4325

QUÍMICA INORGÁNICA

QUÍMICA INORGÁNICA

CUAUHTÉMOC ANTONIO JIMÉNEZ FLORES INES NOLASCO LABRA

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MÉXICO 1999

Química Inorgánica Primera Edición México, Agosto 1999

Copyright Grupo Editorial Exodo © MC Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores MC Ines Noíasco Labra

Impreso en México Printed in México

ISBN: 9 7 0 -9 0 8 7 -2 5 -8

Queda estrictam ente prohibida la reproducción to ta l o parcial de la presente edición por cualquier medio conocido o que pueda llegar a conocerse.

PRÓLOGO En ei mundo actual el acervo de conocimientos que los individuos tienen necesidad de adquirir, así como al conjunto de habilidades, destrezas y valores que deben desarrollar, es cada vez más grande e importante, debido, por un lado a la rapidez con que se está generando nuevo conocimiento y tecnología, y por otro, a que la vida cotidiana y las actividades productivas se desarrollan cada vez más relacionadas con la ciencia y la tecnología. En este acervo de conocimiento, los de química, entre los de otras ciencias también consideradas básicas, juegan un papel de importancia creciente, pues tienen que ver con la caracterización, composición y transform ación de la materia en sus diferentes estados, sólido, liquido y gaseoso, por lo que resultan, desde el nivel básico hasta el de mayor profundidad, de gran utilidad para el hombre, por ejemplo, a nivel básico, en la comprensión de muchos de los fenómenos que se dan en la naturaleza, como son las reacciones químicas, que ocurren en la fotosíntesis, y las que se dan en los organismos durante el desarrollo de sus funciones, y en la preparación de los alimentos, a nivel más profundo, le son útiles en la industria, como en la transformación de alimentos, en la de fármacos, en la petroquímica y la metalurgia, entre otras. Por ello, los conocimientos de los niveles básico, medio básico y medio superior, que tienen como objetivo preparar a los individuos “ para la vida", incluso para cursar estudios superiores, contemplan la materia de química y así mismo los de las carreras de nivel superior que se orientan hacia alguna de las áreas de la producción que tienen como base o están relacionadas con la química, y desde luego a las que tienen por objeto profundizar en el estudio de esta materia. El presente libro de química inorgánica está dirigido a los estudiantes y profesores del nivel medio superior, aunque puede ser útil como fuente de consulta para quienes se ubican en el nivel superior. La obra cubre prácticamente todos los temas propios de la química inorgánica que contemplan los programas de estudio del bachillerato tecnológico, los cuales son desarrollados con todo el detalle que los autores por su experiencia, consideraron necesarios para inducir el aprendizaje del alumno.

PRESENTACIÓN La importancia que actualmente tiene el estudio de la química seguramente se deriva del gran desarrollo que ha alcanzado y de la basta aplicabilidad que tiene en la solución de muchas de las necesidades de la humanidad, por lo cual esta considerada en la curricula de los ciclos de educación media básica y media superior como parte del conocimiento universal que, en su formación, requiere el individuo para entender muchos de los fenómenos naturales que ocurren en su entorno y resolver los problemas cotidianos que estos le plantean; incluso, en algunos estudios del nivel superior la química, en un nivel de profundidad mayor, es una materia básica para la formación profesional del educando. Sin embargo, para un gran número de estudiantes de los niveles medio básico y medio superior la materia de química es de difícil comprensión y aburrida, lo cual se refleja en los altos índices de reprobación que registran las escuelas. Generalmente el educando no tiene un método de estudio ni disciplina para ello, por lo que la comprensión de Jos conceptos de la química, física, matemáticas, etc., le resulta difícil; por su parte, la generalidad de los docentes de los niveles medio básico y aún del medio superior abusan del dictado obligando al alumno a memorízar información poco relacionada que nada le dice al alumno, que no lo motiva y que lejos de mostrarle lo fascinante de esta ciencia, lo predispone contra ella, con el resultado señalado. En este contexto, cobran importancia libros de texto como el presente que es producto de la experiencia ganada por los autores en la enseñanza de la química y de otras materias básicas que han impartido por años en diversos planteles del nivel medio superior de la Dirección General de Educación Tecnológica Agropecuaria. En la Elaboración del libro, que es una edición mejorada de otras que tuvieron buena aceptación entre los estudiantes y profesores del nivel medio superior, los autores han puesto especial cuidado en la organización de sus contenidos y en la claridad de expresión, a través de una exposición adecuadamente detallada, con el propósito de facilitar al alumno la comprensión de su contenido. Además para motivarlo e inducirlo al autoaprendizaje incluyen al término de cada capítulo un resumen del mismo y un cuestionario de autoevaluación, y en la parte final del libro presentan una serie de apéndices que incluyen un conjunto de practicas de laboratorio, un glosario de términos y una relación bibliográfica de consulta. Por último, los autores esperan que la obra continúe siendo bien recibida por los docentes y alumnos del nivel medio superior y cumpla con las expectativas para las que fue elaborado. Y por otra parte, desean manifestar que los errores que en ella puedan encontrarse son de Ja exclusiva responsabilidad de ellos mismos.

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TEMA 1 NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA

15

1.1 Nomenclatura química inorgánica ................................................. Fórm ulas .......... ...............................................................................................-.......... Número de oxidación..................................................................................................... Funciones químicas inorgánicas................................................................................. 1.1.1 Anhídridos .......................................................................................... 1.1.2 Óxidos ................................................................................................. 1.1.3 Hidróxidos............................................................................................ 1.1.4 Ácidos ............................................................................................ Hidrácidos..................................................................................................................... Oxiácidos............................................................... 1.1.5 Sales ................................................................................................... Sales neutras .......................... Oxisales.......................................................................................................................... Sales acidas .......................................................................................... Compuestos hidratados ...................................................... Hidruros .......................................................................................................................... Escritura de fórmulas ...................................................................................................

Resumen del tema 1 ..................................................................................... Autoevaluación..............................................................................................................

16 17 19 26 27 28 29 30 30 31 32 33 34 35 35 35 37 38 39

TEMA 2 REACCIONES QUÍMICAS...................................................................................

43

2.1 Reacciones químicas ........................................................................... 2.1.1 Clasificación de las reacciones ............................................................ Reacciones de adición ................................................................................................... Reacciones de descomposición.................................................................................... Reacciones de substitución simple ........................................................................... Reacciones de substitución doble................................................................................ Reacciones energéticas.................................................................................................. Reacciones por su sentido ..........................

44 48 48 49 50 50 51 52

CBTA, No. 35

INTRODUCCIÓN

b ib l io t e c a

CONTENIDO

Reacciones por su mecanismo .................................................................................. 2.1.2

Modelos tipo de reacciones....................................................................... Resumen dei tema 2 .................................................................................................... Autoevaluación..............................................................................................................

TEMA 3 ESTEQUIOMETRIA

53 55 58 59

63

3.1 Estequiom etría .................................................................................................... 64 3.1.1 Balanceo de ecuaciones............... ................................................................. 66 Determinación del número de oxidación................................................................... 67 Condiciones de las ecuaciones químicas ................................................................. 69 Balanceo de ecuaciones por tanteo ........................................................................... 7 i Balanceo de ecuaciones por Redox .......................................................................... 74 Balanceo de ecuaciones algebraicamente................................................................ 79 3.1.2 Cálculo de problem as .................................................................................... 83 Unidades químicas ...................................................................................................... 83 Peso molecular y m o l ................................................................................................... 83 Húmero de Avogadro....................... 84 Volumen molecular g ram o .......................................................................................... 87 Fórmula m ínim a .......................................................................................................... 88 Fórmula molecular....................................................................................................... 89 Peso equivalente .......................................................................................................... 90 Leyes ponderales .......................................................................................................... 95 Ley de la conservación de la masa ............................................................................. 95 Ley de las proporciones constantes ........................................................................... 100 Ley de las proporciones múltiples ............................................................................. 104 Ley de las proporciones recíprocas............................................................................ 105 Resumen del tema 3 .................................................................................................... 106 Autoevaluación .......................................................... 110

TEMA 4 SOLUCIONES 4.1 Soluciones ............................................................................................................ 4.1.1 Soluciones em píricas ............................ Soluciones Porcentuales.............................................................................................. Soluciones Peso i peso .................................................................................................. Soluciones VofumenlVolumen..................................................................................... Soluciones Peso¡Volumen ...........................................................................................

117 118 125 126 127 127 128

Soluciones partes por m illón ...................................................................................... 4.1.2 Soluciones valoradas ....................................................................................... Resumen del tema 4 ..................................... Autoevaluación ...........................................................................................................

TEMA 5 ACIDOS-BASES 5.1 Acidos-Bases.............................................................................. 5.1.1 Teorías ácido-base........................................... Teoría de Arrhenius............. .......................................................................................... Teoría de Bronstedy Lowry........................................................................................... Teoría de Lewis............................................................................................................... 5.1.2pH .............................................................................................. Constante de ionización.................................. Indicadores........................... Acidímetro „ ................................................................................................................... 5.1.3 N eutralización ................................................................................................... Hidrólisis ....................................................................................................................... Soluciones buffer ........................................................................................................... Resumen del tema 5 ................................... ................................................................ Autoevaluación.............................................................................................................

129 130 137 139

141 143 147 148 149 151 153 155 157 158 159 162 163 164 166

CONTENIDO FUERA DE TRONCO COMÚN

TEMA 6 TERMOQUÍMICA 6.1 Termoquímic a .................................................................................................... Entalpia.......................................................................................................................... 6.1.1 Calor de reacción ................................................................... 6.1.2 Ley de Hess .................................................. 6.13 Entropía y energía lib re .................................................................................. Resumen del tema 6 .......................... Autoevaluación ................................................................

TEMA 7 CINÉTICA QUÍMICA 7.1. Cinética Química.......................... 7.1.1 Velocidad de reacción ........................... Equilibrio Químico ...........................................................

169 171 181 183 184 187 190 192

193 194 194 196

198 7.1.2 Mecanismos de reacción ...................................................................... 201 Teoría de las colisiones ............................................................................................ 201 Ley de acción de m asa ............... ............................................................................... 201 Factores que afectan la velocidad de reacción ........................................................ 202 Concentraciones de ios reactivos .................................................................... 203 7.1.3 Catálisis .............................................................................................. 204 Temperatura.................................... 204 Naturaleza de los reactivos ......................... 204 Resumen ...................................................................................................................... 206 Autoevaluación ............................................................................................................ 207 Apéndices...................................................................................................... 208 Prácticas ...................................................................................................................... 229 Principio de Le Chateiler.............................................................................................

Glosario .............................................................................................. Bibliografía .......................................................- .......................................-

299 303

Química Inorgánica 2

INTRODUCCIÓN De las civilizaciones antiguas, la que más conocimientos sobre química poseían fue la Egipcia, la metalurgia arte sagrado-practicado por los sacerdotes. Los objetos metálicos más antiguos son de oro, posiblemente de 5000 años a.C. la plata y cobre fueron utilizados en aleaciones dando origen al bronce, la edad de bronce que se sitúa en 4000 años a.C. y la edad de hierro hace 1200 años a.C. En Grecia en el siglo VI a.C. se origina la teoría que considera 4 elementos que formaban todos los materiales existentes, y estos eran tierra, agua, fuego y aíre, responsables de las cualidades de la materia como el frío, calor, seco y húmedo, mientras que dos fuerzas cósmicas regían ei amor y el odio, que son las raíces de todo.

Ley de los volúmenes de combinación for­ mulada en 1808 por el Francés Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) fundador del aná­ lisis volumétrico.

La química es la ciencia que estudia la composición, propiedades y transformaciones que sufre la materia constantemente en la naturaleza. Todo lo que existe es objeto de estudio de esta gran ciencia, tan amplio es su campo que sería imposible que una sola persona conociera todos los secretos que encierra, los científicos en su mayoría se dedican a cultivar áreas particulares, para facilitar su estudio, por ello la química se ha dividido en química general, descriptiva o también denominada físico-química, química inorgánica, química orgánica, ía química analítica, la bioquímica, la ingeniería química y dentro de ellas se elongan una gran cantidad de campos como la metalurgia, la petroquímica, la electroquímica y la química nuclear. La química está en todas partes, dentro y fuera de nuestro cuerpo. La tinta del papel que lees es un producto químico, el papel se obtiene por procedimientos químicos, al respirar al moverte y dormir la extraordinaria y compleja industria de nuestro cuerpo producen miles de cambios enzimáticos y hormonales que activan funciones y mecanismos insospechados al interior de nuestros sistemas nervioso, respiratorio, esquelético, muscular, digestivo y sanguíneo entre otros.

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flotes e Inés Nolasco Labra

La casa donde vives, la vestimenta que usas, los utensilios de tu cocina, los enseres domésticos y de uso diario tienen o han sido objetos de un cambio químico, en ellos se ha hecho presente la mano del hombre y su artificialidad te permiten utilizarlos. A diario tenemos que generar energía a través de los alimentos que consumimos, no podemos dejar de respirar 5 minutos seguidos porque los deshechos de la combustión nos asfixiarían, los cambios químicos son los responsables de que un tipo de materia sea convertido en otro tipo, con condiciones de uso, resistencia y durabilidad mayores, en todos estos cambios ha habido una derrama de energía, su aumento, está ocasionando múltiples problemas en el planeta y se han desencadenado fenómenos meteorológicos incontrolables por la gran cantidad de energía cinética presente en nuestro planeta. Los químicos estudian la estructura interna de la materia, la forma en que reacciona, las velocidades y medio de reacción, para poder transformarla mejor, con menores costos y más calidad, en lo que denominamos análisis químico. Los nuevos planes y programas de estudio del bachillerato, que con más cursos de química, proponen atender la problemática de la química en México, el tratado de libre comercio ha abierto las fronteras a la competencia, al intercambio cultural, científico y tecnológico; no podemos desatender como generadores de hombres este reto, el sector educativo propone políticas, procedimientos y estrategias coyunturales para llegar a Ja solución a mediano y largo plazo de los problemas humanos. A pesar de la crisis es el sector químico de los más activos y productivos, generando oportunidades a los educandos que transitan en los diversos niveles, el presente volumen te introduce a conocer uno de los aspectos bases de la química inorgánica, te invito a disfrutarlo con atención.

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Química inorgánica 2

TEMA! NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA

Objetivo ■ ■ ■ . r v r s r - . - r : — ■— ri - .T’r —

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Que el alumno ¿conozca, relacionen identifique correctamente íoícm pjj0bsquím ico¡n6f$% Icoipor,iá-.escrituh , . :¿ré: (n0iacify)y, iósnpmbre^íth:estas}r<¿^ ,v •'. , ■¿’% ? i0 '::reojberi (nomnncíatural ■■',> "V ^U V /--: ':' X *■■v Qué. e i§ lú fj^ : ÍóerúifÍ(jue%s.,jonea m áscóitiuñek^v /■' \\ ■¡dentifiqüefás {¡fppjefaóesde. .. - í _-=£■_■’ fós;;C¿mp^stóls por. sucoinpprtamiénip químico.. ■' j.- .

Introducción La necesidad de establecer parámetros comunes, debido a la enorme cantidad de elementos, compuestos y demás partículas químicas-, con las que los científicos asombraban al mundo día, con día, dio lugar a reuniones, congresos mundiales, que vieron nacer a la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) siglas en inglés, ésta uniformó criterios para la notación y nomenclatura de los compuestos químicos, evitando así que en las diversas partes del globo terráqueo un compuesto tuviera diversas formas de escribir su fórmula, al H2S04 se le conoce con esa fórmula y con el nombre de ácido sulfúrico en todo el mundo. El sistema desarrollado denominado nomenclatura de la I.U.PAC., está en estudio continuo con el fin de adaptarlo a los compuestos descubiertos cada año. Permite tener un lenguaje común entre los químicos. Además de ser explícito, es decir fácil de escribir una fórmula conociendo el nombre del compuesto o inversamente, dar un nombre al compuesto conociendo su fórmula. Cada uno de los compuestos químico inorgánicos se encuentran estrechamente relacionados con una función química, identificándose por un elemento común, por ejemplo en los óxidos metálicos es común la presencia de oxígeno y un metal, mientras que en los anhídridos también hay oxígeno con un no-metal, las sales siempre poseen un metal con un no metal, aunado a esta característica para nombrarlos sé utilizar prefijos o sufijos en el caso de las sales el no metal lleva el sufijo uro, en las oxisales o sales con oxígeno se utilizan los sufijos ato e ito para el mayor y menor número de oxidación del radical. 15

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Noíasco Labra

1 .1 Nomenclatura química inorgánica.

Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical menos electronegativo (menor capacidad de atraer electrones) y a continuación el del elemento o radical más electronegativo (mayor capacidad de atraer electrones). Se nombran en orden inverso. Se intercambian las valencias de los elementos o ios radicales, colocándolas en forma de subíndices. Estos subíndices se simplifican, si se puede, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que el 1 no se escribe. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPACÍ recomienda el uso de la nomenclatura sistemática, la más extendida, y la de Stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y hidróxidos. En la nomenclatura sistemática de los óxidos la palabra genérica ‘óxido’ va precedida de los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-, según el número de oxígenos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N2O5, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- (CaO, óxido de calcio), tn la nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra ‘óxido’ seguida del nombre del otro elemento y su valencia entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo.N2O5, óxido de nitrógeno (V). Si el elemento que se combina con et oxígeno tiene valencia única, no es necesario indicarla; así, U2O es óxido de litio. En ios hidruros metálicos el hidrógeno actúa con valencia -1 y se nombran con la palabra genérica ‘hidruro’ seguida del nombre del metal. El número de átomos de hidrógeno se indica mediante prefijos numerales; por ejemplo, AUH3, trihidruro de ore. En la nomenclatura funcional se nombran con la palabra ‘hidruro’ seguida del nombre del metal y su valencia correspondiente, salvo que la valencia sea única (Aüfy, hidruro de oro (111)). En los hidruros no metálicos el hidrógeno actúa con valencia + 1 y los no metales con sus respectivas valencias negativas; se nombran añadiendo eí sufijo -uro al no metal. Por ejemplo, HCI, cloruro de hidrógeno, conocidos como hídrácidos..

Los hidróxidos se nombran con la palabra ‘hidróxido’ seguida del nombre del metal, indicando con prefijos numerales sus proporciones; por ejemplo, Mg(0H)2, dihidróxido de magnesio. En la nomenclatura de Stock no se utilizan los prefijos: a! nombre del metal se le añade su valencia, aunque ésta se omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH)2, hidróxido de magnesio,

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Química Inorgánica 2

En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxoécidos -oxiácidos- se nombran como compuestos binarios en los que el constituyente negativo (anión) es poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y se especifica la valencia del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra 'hidrógeno'; por ejemplo, HCIO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC ite la nomenclatura tradicional (HCIO, ácido hipocloroso).

Fórmulas Las moléculas químicas genéricamente se clasifican; en elementos y compuestos, estos conforman fórmulas que las representan, mostrando su composición, al indica la cantidad de átomos que contiene su molécula; siendo los átomos representados por los símbolos de cada elemento. Los nombres distinguen y describen a las substancias, aunque algunos suelen utilizar aún nombres triviales o comunes que confunden o simplemente están mal empleados, observa la siguiente tabla.

Nombre químico hidróxido de calcio hidróxido de sodio carburo de calcio óxido de aluminio óxido de calcio

La fórm ula de un compuesto indica la composición atómica de una molécula, radical o iones, mediante símbolos o, dicho de otra manera; muestra la composición de un compuesto así, CaCI2 nos indica que este compuesto contiene en su fórmula 1 átomo de calcio y 2 átomos de cloro. La fórm ula m olecular representa el número de átomos que realmente contiene una molécula, (covalente) como H20, CC14, HCI, H2S etcétera. La fórm ula empírica expresa el número relativo de átomos que contiene un compuesto iónico, como NaCI, CaS, K3Pr Al203 etcétera. Estas fórmulas se pueden escribir de dos maneras-, condensadas y estructurales, las fórmulas condensadas emplean subíndices, que indican el número de átomos de cada elemento que contiene la fórmula, sin mostrar como se encuentran enlazados. Las fórmulas estructurales representan por medio de barras como se enlazan los átomos en la molécula.

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C B T A . N o . 35

Nombre trivial cal apagada sosa cáustica carburo alumina cal viva

B IB L IO T E C A

Tabla 1.1 nombres triviales y químicos

Cuaahtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Fórmulas condensada o molecular y estructurada o desarrollada

Fórmula condensada

Fórmula estructural

KCl

c r

K

C$2S

Cs —

AIBr3

Br — Al — Br

S — Cs

i Br Cl

i

c — Cl

C l—

CCI4

(

0

1

Z3Z

0

1

II

0

HN03

En química si la sustancia está formada por un solo elemento, los símbolos serán iguales como en Cl2, P3, S¡, C, Oz, N4 etcétera, corresponden estas a fórmulas elementales, sin embargo existen fórmulas con diferentes elementos, como Kl, Ag?S, K3P04, HN03, LiBr etcétera, denominándose fórmulas de compuestos. Para facilitar la comprensión de las fórmulas químicas, consideraremos; la cantidad de elementos que contiene dicha fórmula y aparecen los siguientes compuestos; Compuestos binarios Los que en su fórmula contienen dos elementos diferentes, anotando el símbolo primero del elemento electropositivo y al final el símbolo del elemento electronegativo. Ejemplo;

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KF, BeO, A120 3 CCI4 y FeBr3 .

Química Inorgánica 2

Compuestos ternarios Se caracterizan por poseer tres diferentes elementos en su fórmula y se escriben; primero el elemento electropositivo y ai final un radical generalmente electronegativo.

\\m 2l NaOH, l_i2C03, Mg$0 < y AI(OH)3

Ejemplo:

Compuestos cuaternarios Integrados por 4 diferentes elementos en su fórmula. Ejemplo:

KH2P04, Lí HC03 , NH4N02

Organizador 1.1 la materia

esta formada de

En la tabla periódica aparecen los números de oxidación o la valencia de cada elemento, es el estado en que se encuentra oxidándose o reduciéndose, esto es el número de electrones que transfiere uno a otro átomo para enlazarce químicamente. Arbitrariamente se aplican algunas reglas para determinar estos estados de oxidación. 1.

El número de oxidación de un elemento no combinado es 0, como es el caso de los siguientes Cl2, P,, S8) C, 02, N(, Ca, Be, Al.

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C im b té m c Antonio Jiménez Flores e Inés Notasen Labra

2.

En un compuesto se escribe primero el o los símbolos de ios elementos más electropositivos ya que poseen estados de oxidación positivos y enseguida los símbolos de los elementos electronegativo, ya que presentan número de oxidación negativo.

3.

Las moléculas son neutras, es decir que la suma algebraica de sus estados de oxidación positiva y negativa será siempre igual a 0.

4.

Generalmente el hidrógeno trabaja con número de oxidación de + 1, excepto en los hidruros que es 1 y el oxígeno trabaja con número de oxidación de 2, excepto en los peróxidos que es "1.

5.

Los radicales son generalmente negativos, se escriben al fina! de las fórmulas y su valencia es resultado de una desigualdad entre positivos y negativos.

6.

Tomando en cuenta los grupos de la tabla periódica, los números de oxidación serán como sigue: Tabla 1.2 Valencias de los grupos GRUPOS Números de oxidación

IA

+2

+1

+ 1-1

Ejemplo:

HA

=0

HCI

illA +3

IVA

VA

VIA

VIIA

+4 +2 -2

+5 +3 + 1

+6 +4 +2

-4

-3

-2

+7 + 5 +3 + 1 -1

+ 2 -1

CaBrz

Bromo es '1 por ello ocupa 2 átomos.

+2 -2 = 0 +2 -2

Al203 Aluminio valencia +3 por 2 átomos y oxígeno valencia '2 por 3 átomos. +6-6 = 0 Los ácidos, las sales y los hidróxidos se disocian o ionizan en solución acuosa, produciendo iones positivos y negativos denominados cationes y aniones respectivamente, estos a su vez pueden ser monoatómicos o binarios.

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Química Inorgánica 2

Iones monoatómicos Son átomos que han perdido su neutralidad ya sea por ganancia o pérdida de electrones, cargándose positiva o negativamente, observa el presente ejemplo: +

+

-

11 NaCI

1

----------------- ► Na

1 4-

Cl

El sodio pierde un electrón y se carga positivamente con +1, mientras que ei cloro gana un electrón y se carga negativamente Con "1. Estos átomos como otros se unen químicamente, observen la configuración electrónica. Na 2,8,1

11 p+

y lie '

es neutro

Cl 2,8,7

17 p+

y 17 e

es neutro

Los átomos para formar enlaces químicos, utilizan sus electrones valencia y estos, corresponden a los electrones del último nivel, observa la unión del sodio con el cloro con esferas representando a los electrones; +1 1 n 1 Na Cl

%

Na

+

Cl *

Tabla 1 3 iones monovalentes (cationes y aniones) IONES MONOATÓMICOS Monovalentes Cationes

Aniones

Fórmula Nombre Fórmula Nombre Na+1 K +1 Rb+1 Cs+I Li+1 Cu+1 A g +1 A u+1 Hg+1

sodio potasio rubidio cesio litio cuproso plata auroso mercuroso

c r1 r 1 Br 14 H '1

cloruro fluoruro bromuro yoduro hidruro

Cationes

Bivaltantes Aniones

Fórmula Nombre Fórmula Nombre Ca+2 Sr+2 Ba+2 Mg+2 R a +2 Z n +2 Cd +2 H g+2 C u +2

calcio S'2 sulfuroso estroncio O'2 óxido bario Se2 seleniuro magnesio radio zinc cio mercúrico cúprico

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Cuaühtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Tabla 1.3 iones monovalentes (cationes y aniones)

continuación ...

IONES MONOATÓMICOS Bivalentes

Monovalentes Aniones

Cationes

Fórmula Nombre Fórmula Nombre H+1

Cationes

Aniones

Fórmula Nombre

Fórmula Nombre

C r+2 Fe+2 Mn+2 Co+2 Be+2 $n+2 Pb+2 Ni+2

ácido

cromoso ferroso manganoso cobaltoso berilio estañoso plomoso niqueloso

—

En los productos Na es ahora un ion camión que ha perdido el electrón de su último nivel, mientras que cloro ha ganado un electrón y se ha convertido en un ion ancón, como resultado de la disociación. Na 2,8

11 p+ y 10 e' es positivo + 1

Cl 2,8,8

17 p+ y 18 e" es negativo-1

Cada ion monoatómico toma el nombre del elemento del que proviene, los iones multivalentes (con varias valencias) toman el nombre del elemento que proviene y se asigna el sufijo (CO a la mayor carga eléctrica con que trabaja y 050 a la menor carga eléctrica.

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Química inorgánica 2

Tabla 1.4 iones monoatómicos triy tetravalentes IONES MONOATÓMICOS Tetravalentes

Trivalentes Cationes

Aniones

Fórmula Nombre Fórmula Nombre A l+3 aluminio Fe +3 férrico Au aúrico M n +3 manganésico N i+3 niquélico Co+3 cobáltico B +3 boro Bi +3 bismuto C r+3 crómico

N '3 nitruro P '3 fosfuro

Cationes Fórmula

Nombre

P b +4 plómico Sn+4 estañico

Aniones Fórmula ■■ C ’4

Nombre carburo

Iones diatómicos Grupos de átomos con exceso en sus cargas positivas o negativas, distribuidas simétricamente en los átomos periféricos, con una mayor electronegatividad a la periferia que al centro de la partícula. Para nombrarlos se toma el nombre del elemento central, seguido del sufijo que indica la mayor valencia (ATO o ICO) o la menor valencia (ITO u OSO), también es válida la cantidad de oxígenos presentes en el ion, cuando son multivalentes se utilizan los prefijos hipo, per, orto, meta y piro. En los iones diatómicos positivos se utiliza el nombre común con el sufijo, como se usa en los metales.

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Fiares e Inés Nolasco Letra

Tabla 1.5 iones diatómicos (monovalentes, divalentes y trivalentes) IONES DIATÓMICOS Monovalentes Cationes

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Aniones

Fórmula Nombre

Fórmula Nombre

H30 + í hidronio NH4 +1 amonio PH4 +1 fosfonio

CIO'1 hipocloroso CI02 cloroso CIO/ 1 dórico CI04 _1 perclórico BrO 1 hipobromoso BrO/ 1 bromoso Br03 1 brómico BrO/ 1 perbrómico CN'1 cianuro NO 1 hiponítroso NO?'1 nitroso N03' j nítrico NO* ' 1 pernítrico 10_1 hipoyodoso I03' 1 yodoso IO3'1 yódico I04 1 peryódico OH hidróxido BO? 1 borato A10/ 1 aluminato MnO**1 manganato

Bivalentes

Trivalentes

Cationes

Aniones

Fórmula Nombre

Cr04'2 cromato Cr207'2 dicromato MnO manganato Zn02~2 zincato Mo04'2molibdato S03‘2 sulfito S04'2 sulfato S30j "2 tiosulfato Si03 2 silicato C02"2 carbonito C03"2 carbonato S20 y 2 pirosulfato

Fórmula

Nombre

As03'3 arsenito AsO/ 3 arseniato P03 3 fostito P04 '3 fosfato

Química Inorgánica 2

Ion partícula con carga desequilibrada, ya sea positiva -ca tió n -, o negativa -anión-, que se forman por disociación o por ionización de compuestos iónicos y covalentes en solución acuosa.

IONES DIATÓMICOS

Tetravalentes

TiOA'4

titanato

Tabla 1.6 iones diatómicos tetravalentes Disociación

+2

* Ca +

Ca S

Sulfuro de Calcio

Catión Calcio

-2

S

Anión Sulfuro

iones tetratómicos Son similares a los iones diatómicos, solo se diferencian en el número de elementos que contienen estas partículas, que son de 4 diferentes.

Tabla 1.7 iones tetrátomicos monovalentes, bivalentes, trivalentes y tetravalentes.

IONES TETRATOMICOS Monovalentes Aniones Fórmula Nombre

Diva lentes Aniones Fórmula Nombre

Trivalentes Aniones Fórmula

Tetravalentes Aniones

Nombre

Fórmula

Nombre

.. _ HCO^ 1 bicarbonato SCN' 1 tiocianato HSO3'1 sulfito ácido HSO*"1 sulfato ácido H2POí"1fosfato de hidrógeno HCO3"1 bicarbonato

HPO*"3 fosfato monohidrógeno

Fe(CN)6'3 fenicia nuro

Fe(CN)6'4 Ferrocianuro

25

Cuaufitémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Notasen Labra

Atiende al ejemplo que se muestra a continuación.

El 3 (coeficiente),indica número de moléculas. El símbolo Ca índica un átomo de calcio, símbolo de N índica un átomo de nitrógeno, multiplicado por el coeficiente 2 total 2 átomos, en una molécula. El 2 (subíndice) fuera del paréntesis, multiplica a un átomo de nitrógeno y 3 de oxígeno. El 3 (subíndice) dentro del paréntesis, indica 3 átomos de oxígeno multiplicados por el 2 de fuera. En 3 moléculas de Nitrato de calcio hay 3 átomos de calcio, 6 átomos de nitrógeno y 18 átomos de oxígeno.

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS Algunas substancias contienen en su estructura molecular, un átomo o un grupo de ellos característicos, denominados grupo funcional. Observe la siguiente tabla Tabla 1,8 funciones óxido, hidróxido, ácido e hidruro

Óxidos Cs20 MgO A IA

Hidróxidos NaOH Ba(0H)2 Fe(0H)3

Ácidos

Hidruros

H2S HBr H1

CaH2 LiH aih 3

Los compuestos de la primera lista vertical son óxidos, los identifica la función química óxido. Los compuestos de la segunda lista vertical, son hidróxidos, los identifica la función OH' 1 oxhidrilo. Los compuestos de la tercera lista vertical, son ácidos los identifica la función ácido. Los compuestos de la cuarta lista vertical, son hidruros, los identifica la función hidruro.

26

Química Inorgánica 2

Las funciones químicas permiten a estructura molecular es análoga. Óxidos^

los compuestos que las poseen, propiedades comunes y

Hidruros Hidróxidos

Básicos Anhídrido;

^Sales^

1

Sales acidas

jHidrácidos Oxiácidos Neutras Oxisales

Tabla 1.9 clasificación de los compuestos químico inorgánicos en función de sus propiedades. 1 X 1 ANHÍDRIDOS Se les conoce como óxidos no metálicos, son producto de la unión química de un no-metal que se combina con el oxígeno para formar un anhídrido. No-metal

+

Oxígeno -------------- ► Anhídrido

N

-K

O

-------------------- ► 'NO

La notación es N el no-metal y enseguida O, el oxígeno. La nomenclatura se inicia con el oxígeno y finalmente el no-metal, oxido de ( o anhídrido) y el nometal con la terminación de acuerdo a la valencia mayor o menor -ico u oso- Si existen más de 2 valencias se usa para el no-meta) un prefijo que indica la mayor cantidad de valencia con -per- o si es la menor cantidad de valencia se asigna el prefijo -hipoTabla 1.10 nomenclatura de anhídridos CO

S02

NO

Cl20

C IA

anhídrido carbonoso anhídrido de carbono II monóxido de carbono anhídrido sulfuroso anhídrido de azufre IV bi- o dióxido de azufre anhídrido hiponitroso anhídrido de nitrógeno II monóxido de nitrógeno anhídrido hipocloraso anhídrido de cloro l monóxido de dicloro anhídrido dórico anhídrido de cloro V

C02

anhídrido carbónico anhídrido de carbono IV bi- o dióxido de carbono S03 anhídrido sulfúrico anhídrido de azufre VI trióxido de azufre N20 anhídrido nitroso anhídrido de nitrógeno 1 monóxido de dinitrógeno C IA anhídrido cloroso anhídrido de cloro III trióxido de dicloro C IA anhídrido perclórico anhídrido de cloro Vil

27

Cuavhtémoc Antonio Jiménez Flores

e

Inés Nolasco Labra

pentóxido de dicloro + Fósforo

heptóxido de dicloro 02

+

►

P2O5

Oxígeno---------------► Anhídrido fosfórico

Propiedades de los óxidos no metálicos Compuestos binarios. Físicamente son gaseosos y que reaccionan con el agua produciendo oxiácidos, también les asignan el nombre de óxidos ácidos.

L 1 .2

ÓXIDOS

Un metal se combina con oxígeno para producir un óxido metálico o básico.

Metal

+

M

+

Oxígeno 0

----------- ►

Oxido

----------- ►

MO

La notación es de acuerdo a la anterior ecuación donde M será el metal y O el oxígeno. La nomenclatura inicia en orden inverso a la escritura, con óxido y el nombre del metal correspondiente. Tabla 1.11 nomenclatura de óxidos Cs?0 BeO Fe20 3

CuO

28

óxido de cesio monóxido de di-cesio óxido de berilio óxido férrico óxido de fierro JJJ trióxido de di-fierro óxido cúprico óxido de cobre 11

AIj03 óxido de aluminio trióxido de di-aluminio FeO óxido ferroso óxido de fierro II Cu20 óxido cuproso óxido de cobre l monóxido de di-cobre CaO óxido de calcio

Química Inorgánica 2

Li Litio

+ +

------------ ► Lia0

02 Oxígeno

—

---------- ►

Oxido de litio

Óxido férrico es la nomenclatura utilizada por IUPAC para el Fe203 Óxido de fierro III es la nomenclatura de Alfredo Stock (más actual). Propiedades de los óxidos metálicos Al arder magnesio en presencia del oxígeno estos se combinan formando óxido de magnesio, de tal manera que también se les conoce como cenizas. Físicamente son sólidos. Compuestos binarios que reaccionan con el agua para formar hidróxidos o bases, de ahí ei nombre de óxidos básicos.

L L 3 . HIDRÓXIDOS Se forman por la unión de un óxido al reaccionar con agua. Oxido

+

Agua

MO

+

H20

- ------------► Hidróxido — -------------- ► MOH

La notación es MO que indica el óxido metálico y, al fina! el grupo oxhidrilo, si el metal tiene dos o más valencias, entre paréntesis se encierra el oxhidrilo y afuera se coloca el número de veces a la valencia del metal. La nomenclatura inicia con el oxhidrilo (hidróxido), del metal que forma el compuesto y de ser muítivalente, se agrega el sufijo ico, para la mayor valencia y oso para la menor valencia del metal. Tabla 1.12 nomenclatura de hidróxidos NaOH HgOH

hidróxido de sodio hidróxido mercuroso hidróxido de mercurio 1 monohidróxido de mercurio ako h >3 hidróxido de aluminio Mn(0H)2 hidróxido manganoso di- bihidróxido de manganeso hidróxido de manganeso II

Ba(OH)2 hidróxido de bario Hg(0H)2 ■hidróxido mercúrico hidróxido de mercurio 2 di-hidróxido de mercurio FrOH hidróxido de francio Mn(OH)3 hidróxido manganico trihidróxido de manganeso hidróxido de manganeso III

29

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nofosco Labra

Pb02

+

Oxido plómico +

H20

-------------------- ►

Agua

------------►

Pb(OH),

Hidróxido plómico

Propiedades de los hidróxidos Contienen en su molécula un grupo oxhidrilo o hidróxilo (OH-1), por ello en soluciones acuosas producen iones OH'1. En la escala de! pH es mayor de 7 su rango. Su aspecto físico es untuoso, de aspecto jabonoso y resbalosos., Presentan un sabor amargo y áspero. Cambian a azul el papel tornasol, además con el indicador fenofltaleína una coloración roja. Reaccionan con los ácidos para producir sal más agua.

1.1.4. ÁCIDOS Propiedades de los ácidos en general. Compuestos que reaccionan con Ids metales activos con desprendimiento de hidrógeno. Poseen un de sabor agrio. Su escala en pH es menor que 7. Reaccionan con los hidróxidos para producir sal más agua. Cambian a rojo al papel tornasol y el anaranjado de metilo, con fenofltaleína son incoloros. Contienen un ion hidrógeno H+L y, producen en soluciones acuosas iones H30 +I (iones hídronio), de acuerdo con el concepto de Svante A. Arrhenius, mas hoy en día se reconoce como un ácido a cualquier substancia capaz de donar un protón, estando en solución acuosa. Los ácidos se dividen en hidrácidos y oxiácidos para facilitar su estudio. HIDRÁCIDOS

Se forman por la unión química de un ion hidrógeno con un no-metal, son compuestos binarios, corrosivos el concepto actual indica que cualquier especie molecular o iónica, que puede ceder electrones a cualquier otra, el hidrógeno siempre trabaja con número de oxidación + 1. Hidrógeno H

30

+ +

no-metal N

-------- ►

Hidrácido

--------------►

HN

Química inorgánica 2

Notación se anota en primer término el hidrógeno con su carácter positivo, enseguida el no-metai con su carácter negativo. Nomenclatura se nombra en primer lugar la característica ácida, a continuación el no-metal que pierde su terminación uro por hídrico. Tabla 1.13 nomenclatura de hidrácidos HCI

ácido clorhídrico

HBr

Ácido bromhídrico

H2Se

Ácido selenhídrico

H2 Hidrógeno

+ +

i

ácido sulfhídrico

H2S

ácido fluorhídrico

HF Hl

ácido yohídrico

Clz __________ -►

Cloro

HCI

Ácido clorhídrico

OXIÁCiDOS Ácidos que contienen oxígeno son llamados oxiácidos y resultan de la reacción química de un anhídrido con agua, formando un grupo de átomos (ion) o radical que contiene oxígeno.

Anhídrido NO

+ +

Agua ----------------- ► Oxiácido h 2o

----------------- ► m o 2

Notación se escribe en primer lugar el hidrógeno y enseguida el radical Nomenclatura, los oxiácidos se nombra anteponiendo la palabra ácido, seguida del nombre del radical negativo correspondiente, también el hidrógeno trabaja con número de oxidación + 1 (positivo). El radical recibe la terminación oso e ico, según el menor o menor número de oxidación, si estos son dos de ser más se antepone al nombre del no-metal los sufijos hipo para la menor valencia y per para la mayor.

31

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores

e

Inés Nolasco Labra

Tab a Nomenclatura de los ácidos Prefijo

Valencia Fija 1o 2 3o4 5o 6 7 08

Sufijo ico oso oso ico ico

hipo

per

Nomenclatura de oxiácidos H4$i04 H3B03 HCIO HCIO;, HCI03 HCIO*

NA Anhídrido nítrico +

ácido silícico H2S03 ácido bórico h 2so 4 ácido hipocloroso H3P04 ácido cloroso h 3po 3 Hz002 ácido dórico ácido perclórico h 3co 3

+

h 2o

------------ -------+

ácido sulfuroso ácido sulfúrico ácido fosfórico ácido fosforoso ácido carbonoso ácido carbónico

h no 3

Agua ------------- ► Acido nítrico 1.1.5

SALES

Los ácidos al reaccionar con las bases producen sal más agua, esta reacción química se realiza en medios acuosos donde los ácidos producen iones negativos, que se unen ai evaporar el agua presente con los iones positivos de la base. Las sales que se forman son de dos tipos sales ftaioídeas y oxisales.

32

Química Inorgánica 2

SALES HALOIDEAS O NEUTRAS Son sales binarias que se originan de los hidrácidos; su molécula tiene un metal unido a un nometal, como provienen de la reacción de un ácido con una base, por ello se les conoce como haloideas y no contienen hidrógeno.

Hidrácido HN

+

Hidroxido

-------- ► Sal

+

Agua

+

MOH

---------- ► MN

+

H20

Notación se escribe en primer lugar el elemento electropositivo -m etal-, al final el elemento electronegativo - no-metalNomenclatura la terminación hídrico del ácido se cambia por uro, para el no metal y enseguida el nombre del metal, con la terminación a la valencia que le corresponda.

NaCI CaS AIP FeS Cs2S

H2$ Acido sulfhídrico +

+

cloruro de sodio sulfuro de calcio fosfuro de aluminio sulfuro ferroso sulfuro de cesio

BIBLIOTECA

Tabla 1.14 nomenclatura de sales neutras o haloideas yoduro de potasio Kl BaBr2 bromuro de bario fluoruro de aluminio aif 3 FeCI3 cloruro férrico AI2S3 sulfuro de aluminio

Mg(OH)2 --------------------------► MgS

+

H20

Hidróxido de magnesio ---------► Sulfuro de magnesio

+

Agua

Propiedades en general de las sales. Si el carácter del ácido y el hidróxido que le dan lugar tiene la misma fuerza, entonces la sal será neutra o haloidea. Forman cristales de diversas formas. Son compuestos de enlace iónico, no son moléculas verdaderas. Existen sales ternarias, formadas por 3 diferentes elementos, como por ejemplo. KCN

cianuro de potasio

NH4CI

cloruro de amonio

33

e

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores

Inés Nolasco Labra

OXÍSALES

Estos compuestos contienen oxígeno, al contrario de las sales neutras que no lo tienen. Se forman por la reacción química de un oxiácido y un hidróxido, produciendo sal oxiácida más agua. Oxiácido

+

Hidróxido ----------------- ► Oxisal

+

HNO

+

MOH

+

----------- ► MNO

Agua H20

Notación se escribe primero el catión (metal) y enseguida el anión (radical). Nomenclatura se indica en primer lugar el nombre del anión, si es multivalente, utilizar la terminación ito para la valencia menor y ato para la mayor, en el caso del metal las terminaciones (sufijos) ico para la valencia mayor y oso para la menor.

Tabla 1.15 nomenclatura de las oxísales

Prefijo

Valencia Fija 1o2 3 o4 5o 6 7o8

Sufijo ato ito ito ato ato

hipo —

per

Tabla 1.16 nomenclatura de oxísales Ca(NO)3 CsN02 aipo 4 KCIO KCI03

H5SQ4 + Acido sulfúrico +

34

nitrato de calcio nitrito de cesio fosfato de aluminio hipoclorito de potasio clorato de potasio

BeS04 sulfato de berilio Li2S03 sulfito de litio NaCIO hipoclorito de sodio KCI02 clorito de potasio KCI04 perclorato de potasio

Ca(OH), — :---------- ► CaS04 + Hidróxido de calcio

H20

-----------► Sulfato de calcio

+

Agua

Química ínorgénics 2 SALES ÁCIDAS

En solución acuosa el pH de estas sales es menor de 7, se presentan formados por un metal (catión) unido a un radical (anión), pero entre ellos se encuentra el hidrógeno. Para nombrarlas se utiliza el prefijo bi-, el nombre del radical y al final el nombre del catión con su terminación. Tabla 1.17 nomenclatura de sales ácidas

CaHP04 NaHSG4 Mg(HS04)2 khco 2

bifosfato de calcio bisulfato de sodio bisulfato de magnesio bicarbonito de potasio

FeHP03 LíHS03 Fe(HC03)3 CuHS03

bifosfito ferroso bisulfito de litio bicarbonato férrico bisulfiito cúprico

COMPUESTOS HIDRATADOS

Son sólidos que en su molécula poseen agua de cristalización, asociándose estas por medio del coeficiente que indica el número de moléculas de agua por una molécula del compuesto. Para nombrar estos compuestos se indica el nombre de la función y enseguida el prefijo (mono, di, tri, tetra, penta, exa, hepta etcétera), que indican la cantidad de moléculas de agua contenidas. Tabla 1.18 nomenclatura de hidratos FrOH. H20 CuS04.5H20 Ca$04.7 H20 AI2(C03)3.10H20

hidróxido defrancio monohidratado sulfato cúprico penta hidratado sulfato de calcio heptahidratado carbonato de aluminio decahidratado

HIDRUROS

Hidrógeno elemento quq siendo no metal se comporta como metal, actúa como electronegativo al unirse químicamente con un metal electropositivo da lugar a hidruros iónicos, al unirse a un no-metal forman los hidruros moleculares.

35

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Tabla 1.19 nomenclatura de hidruros

HIDRUROS IÓNICOS CaH? hidruro de calcio CsH- hidruro decesio CuH hidruro cuproso

CuH2 hidruro cúprico AIH3 hidruro de aluminio BaH* hidruro de bario

Organizador 1.2 funciones químicas

36

HIDRUROS MOLECULARES NH3 amoniaco PH3 fosfina SiH4 silano N?H< hidrazina SbHj estibina AsH3 arsina

Química Inorgánica 2

ESCRITURA DE FÓRMULAS

En la escritura de una fórmula química se anota el símbolo del elemento electropositivo (catión) en primer lugar y enseguida el símbolo del elemento electronegativo (catión), cruzando sus valencias a subíndices en los binarios. Anhídrido sulfuroso S 0 3 El azufre positivo (+4) catión y, el oxígeno negativo ("2), (anión), el azufre cuenta con las valencias +4 y +6. La terminación oso indica utilizar la menor valencia de las dos +4. S O"2 se convierte al cruzar valencias a subíndices en $204, ahora se simplifica la fórmula a una mínima expresión, un S204 "factor común T dividiendo los subíndices entre 2 queda la fórmula S 02 anhídrido sulfuroso. Bromuro de bario Ba Br2 El bromo no metal, por estar colocado al final de la fórmula le asignamos valencia negativa de '1, al metal bario de única valencia +2. Ba" 2 B r1 al cruzar las valencias a subíndices su fórmula queda. Ba Br2 Oxido de aluminio Al203 El oxígeno con valencia de "2 y el aluminio con valencia de +3 AI+30 '2 Se cruzan las valencias, anotándolas como subíndices, quedando la fórmula. Al203 Hidruro de zinc ZnH : Zinc de valencia +2, hidrógeno de valencia '1, se cruzan para dar. ZnH2 Para los compuestos ternarios, se puede obtener la valencia del radical negativo y del primer elemento positivo o se toma la valencia de cada átomo en particular. Acido sulfúrico H2SÜ4 El radica! SO*'2, la valencia del azufre S+6 y la del oxígeno 0“ 2 al multiplicar estos valores por el número de átomos de azufre y oxígeno queda S+E0 '2 S608 al realizar la suma algebraica da una diferencia de - 2, que es la valencia, 1 * El hidrógeno de valencia +1, al cruzarla con la del radical "2, H+1S04' 2 origina el H2S04 Con la valencia de cada átomo en particular para el oxígeno '2, el hidrógeno + 1, al cruzarlas H+1S0'*4 saltándose al azufre (S), queda H2S04, la valencia del azufre + 6 permite lograr la neutrafíadad H2 S 0 4 r u 2) +6 C2*4) = 0 Carbonato de aluminio AI2(C03}2

37

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés fío/asco Labra

El radical con 3 oxígenos de valencia '2 y el carbono con valencia % la valencia del radical es. C+40‘2 multiplicando las valencias por el número de átomos queda C+40 'z al realizar la suma algebraica queda una diferencia de ~2, es ía valencia del radical 1 3 = +4 -6 = 7 La valencia del aluminio es de +3, del radical ~2, AI+3C0‘23, al cruzarlos e! radical aumenta de número a 3, por ello se utiliza el paréntesis que encierra al radical y contiene e[ subíndice 3. Se descroza el dos del radical al aluminio y el 3 del aluminio al radica! quedando la fórmula AI2(C03)2

RESUMEN Los compuestos químicos son reconocidos en todo el mundo por la uniformidad de su notación (escritura de fórmulas) y su nomenclatura (manera de nombrarlos), mismas que han sido dadas a conocer por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, siendo este organismo el encargado de dar nombre a los compuestos químicos. El conjunto de símbolos que interaccionan, representan una fórmula y éstas son empíricas cuando representan la mínima parte de la molécula y moleculares aquellas que representan a la molécula íntegramente. Las fórmulas se representan condensad amente, tal como se escribe su fórmula o desarrollando su estructura mediante barras que muestran como se enlazan los átomos entre sí. Los átomos son neutros cuando no están combinados, es decir forman moléculas monoatómicas como Ca, Na, Li y Al. Son moléculas diatómicas cuando forman agregados de un mismo átomo como Cl* P4j Sg y O* En cambio cuando interaccionan átomos de elementos diferentes se forman compuestos con características únicas, donde la suma de sus números de oxidación es igual a 0, son formadas por transferencia de electrones y dan origen a enlaces químicos, estos se dan debido a las cargas de una de las partes en electropositivo (catión) y el otra electronegativo (anión) quedan unidas en proporciones de igualdad, originando moléculas de compuestos neutras. Las moléculas de acuerdo con el número de átomos son binarias si contienen 2 diferentes elementos, son ternarios los compuestos que presente en su estructura 3 elementos diferentes y poliatómicos si son de 3 en adelante los elementos diversos presentes en ella. En química inorgánica los compuestos presentan funciones que los identifican entre sí, de ahí que si un compuesto contiene un meta! (electropositivo) y oxígeno (electronegativo), se le reconoce como óxido básico. Los compuestos que contienen un metal (electropositivo o catión) y un hidrógeno (electronegativo o anión) son ¡os hidruros. Los compuestos con un no-metal y oxígeno son los anhídridos. Los compuestos con hidrógeno y un radical son los oxiácidos, si el radical en lugar de hidrógeno contiene cualquier metal el compuesto es oxisal. Al hacer reaccionar un óxido con agua, se

38

Química Inorgánica 2

produce invariablemente la función hidróxido, que se identifica por el radical OH"1, la unión química de un metal con un no-metal produce una sal neutra, de igual manera la unión de un hidrógeno con número de oxidación positivo y un no-metal negativo da lugar a los hidrácidos. Las fórmulas químicas deben ser escritas correctamente (notación), para ellos escribe primero el catión (elemento electropositivo) y enseguida al anión (elemento electronegativo), cuidando de que la suma algebraica de los números de oxidación -positivos y negativos- sea de cero, esto indica que la fórmula es correcta.

AUTOEVALUACION Tema 1

Nomenclatura química inorgánica.

1.- Conteste brevemente cada una de las siguientes cuestiones, subrayando la respuesta correcta.

1. Nombre que recibe la presente fórmula H Cl Empírica Condensada Molecular Estructural 2. Nombre que recibe el siguiente compuesto HCI Ácido clorhídrico Hidruro de cloro Cloruro de sodio

Anhídrido cloroso

3. Nombre que recibe la presente fórmula, por su numero de átomos HCI Ternaria Binaria Cuaternaria Ninguna de las anteriores 4. Nombre que recibe la presente fórmula HCI, por su función química Oxisal Hidróxido Oxido Ácido 5. Nombre que recibe la fórmula HzC02 por su número de átomos Binaria Cuaternaria Terciaria Ninguna de las anteriores 7.

El compuesto NaBr por tener 2 elementos, es conocido como: Terciario Binario Cuaternario Ninguno de los anteriores

4.

Si el compuesto KOH tiene 3 elementos diversos, por ello se le denomina: Terciario Binario Cuaternario Ninguno de los anteriores

5.

A que especie química corresponde la presente S04 Compuesto Catión Anión Molécula

39

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

6- Nombre de la función química del compuesto con metal no-metal: Oxisal Hidruro Anhídrido Sal 7. Nombre de la función química del compuesto con hidrógeno y no-metal: Oxisal Hidruro Ácido Sal 8. - Nombre de la función química de un compuesto con un radical OH4 Hidróxido Hidruro Ácido Sal 9. Nombre de la función química de un compuesto con metal más oxígeno Oxisal Hidruro Ácido Óxido 10. - Nombre de la función química del compuesto con no-metal más oxígeno Anhídrido Hidruro Ácido Óxido 11.

- Encierra con un círculo la respuesta correcta a cada cuestión.

1. Es una molécula diatómica Na

CHi'1

RaO

2. Fórmula que corresponde al hidruro de sodio NaH 3. Es una oxisal con terminación ato kno 2 h no 3

LíN03

4. Al reaccionar un anhídrido con agua produce Hidróxido Oxiácido

Oxisal

5. Catión monovalente Na+

Ca+3

6. Anión bivalente. Mg+2 7.

40

Cl4

S'2

NaCI

Na20

H,S04

Hí

Las oxísales se diferencian de las sales neutras por contener. Valencias mayores Oxígeno Más cationes

Óxido

a i +3

Al43

Metales

Química inorgánica 2

8. ¿Qué función química tiene el H3PO4? Hidrácido Oxisal

Oxiácido

Ácido

9. £1 oxígeno combinado generalmente trabaja con valencia o numero de oxidación de: I +2 '2 '3 10. Representa la composición de una molécula: Fórmula química Función química Nomenclatura. Notación 11. Indica como escribir correctamente una fórmula química. Nomenclatura Notación Molécula

Átomo

12. Indica como nombrar correctamente a un compuesto. Notación Nomenclatura Empírica

Condensada

13. Partícula química con .cargas positivas o negativas en exceso. Átomo Ion Fórmula

Molécula

14. La valencia de un elemento corresponde a los electrones de las órbitas. Primeras Intermedias Últimas Ninguna 15. Compuestos que en su nombre toman el prefijo biSales neutras Sales ácidas Oxísales

Hidróxidos

III.- Anota en la línea el nombre de las siguientes fórmulas:

KCIO;

HBrO

Na?

CsOH

NaHSOj

K?0

MgCL

Cu?0

P7O3

NO, 1

41

Cusuhtémoc Antonio Jiménez F tem e teés Nótese# Labra

IV.- Anota en la línea la fórmula de los siguientes compuestos:

Hidróxido férrico Acido perbromíco Carbonato de calcio Hidruro de bario Bifosfato de berilio

Bromuro de litio Oxido de zinc Oxígeno Acido sulfhídrico Anhídrido sulfuroso

VI.- Anote la fórmula estructurada o de desarrollo de los compuestos:

H20 CaCI3 AI2S3 MgO

42

Química Inorgánica 2

TEMA 2: REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

Objetivo

El alumno identificará los tipos de reacciones químicas inorgánicas, i. > El alumno elaboraré ecuaciones químicas, escribiendo correctamente ,. las fórmulas de los reactivos y los productos- ;

El alumno conocerá los modelos tipo de reacciones química inorgánicas

Introducción En la naturaleza se efectúan segundo a segundo reacciones químicas; que enmarcan los diversos cambios de la materia, como lo describiera Antony Van Lavoisier, la materia tan solo se transforma, no perece, no se destruye, cambia de un tipo a otro. Las sustancias químicas rompen sus enlaces al interactuar y forman nuevos enlaces químicos por transferencia de electrones; estos compuestos serán cíclicamente utilizados por la naturaleza para originar a otros en una cadena interminable donde es absorbida y producida energía. Reacción química, proceso en el que una o más sustancias — los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes — los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. El hombre experimentaímente ha reproducido las condiciones de la naturaleza, para formar productos que en grandes cantidades le dan satisfactores, las industrias realizan reacciones químicas controladas con medios y catalizadores que den lugar a productos de mejor calidad, en mayor cantidad y a bajos costos.

43

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Para ello ha tenido que conocer a los elementos que integran (as reacciones, medios donde se efectúan, catalizadores óptimos, enlaces de los compuestos, condiciones de velocidad, del medio y otros factores que determinan la obtención de un producto mejor y barato.

2.1 Reacciones químicas La química es la ciencia que estudia las transformaciones de la materia y la composición de las substancias que la forman, la humanidad para satisfacer sus múltiples necesidades ha usado del medio, con su ingenio y capacidades, utilizando las especies químicas ha modificado, substituido, sintetizado, materias que se han ido agotando y mejorando las presentes, a partir de reacciones químicas orgánicas e inorgánicas. En el universo se llevan a cabo un sinnúmero de reacciones, una reacción es la interacción de una o más substancias para dar lugar a otras, para ello es necesario que rompan sus enlaces y originen otros del mismo o diferente tipo, la formación del bióxido de carbono, se lleva a efecto cuando el oxígeno molecular 0b se une a! carbono, para ello el oxígeno rompe su enlace y forma un nuevo enlace con el carbono, esta reacción puede expresarse mediante la representación gráfica de la misma, por medio de signos, símbolos, números, (ecuación química) como a continuación se muestra. 2C

+

2 C O -------------- ►COj

Se representa matemáticamente: A

+ B -------------- ► AB reactivos produce producto

La ecuación química, es la representación resumida y simbólica de una reacción; que además nos proporciona la ventaja de observar los cambios químicos efectuados entre los reactivos y productos, con las cantidades, su fórmula y las relaciones moleculares con las que intervienen. Es frecuente encontrar que la ecuación química sea empleada para describir únicamente los estados inicial y final del cambio químico, Una ecuación consta de dos , el primero a la derecha, donde se escriben las fórmulas de las substancias iniciales (reactivos o reactantes).

A + reactivos

B

•>

AB

Química Inorgánica 2

Al centro de la ecuación se anota una flecha en el sentido en que se efectúa la reacción, cuando únicamente hay una flecha hacia un solo se ntid o,--------►ésta indica que la reacción es irreversible, más si son dos flechas en sentidos opuestos, indican que la reacción es reversible. —- ~ ► En la parte derecha de la ecuación, se escriben las especies químicas producidas o productos de la reacción.

A

+

B producto

Ecuaciones químicas Los símbolos y fórmulas químicas sirven para describir las reacciones químicas, al identificar las sustancias que intervienen en ellas. Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH4) o el gas natural arde con oxígeno (O2) formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O}. Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en general, formas abreviadas de sus nombres) sería-. CH4 + O0

^ CO¿ a- H2O

Como los átomos se conservan en las reacciones químicas, a cada lado de la ecuación debe aparecer e! mismo número de ellos. Por lo tanto, la reacción puede expresarse del siguiente modo:

CH4+2 o2 —

co2 + 2 h2o

Los químicos sustituyen 'da’ por una flecha y borran todos los T , para obtener la ecuación química ajustada-, CH4+ 2 0¿ — ►c o 2 + 2 H jO Las cargas eléctricas y el numero de cada clase de átomos se conserva.

45

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores

e

Inés Nolasco Labra

Las ecuaciones se ajustan no sofo respecto a fa carga y número cíe cada cíase de átomos, sino también respecto a su peso o, más correctamente, a su masa. El sistema periódico recoge las masas atómicas siguientes.- C = 12,01,- H = 1,01; 0 = 16,00, por lo que: CH4

20z

+

12,01 + ( 4 X 1 , 0 1 ) + 2 (

v-

16,05

2 x

+

v

16,00 )

64,00

■v* 80.05

COz

*

2 H zO

12, 01+ ( 2 X 1 6 , 0 0 ) + 2 [ ( 2 X 1 , 0 1 ) + 1 6 , 0 0 ] '«v"

44,01

+

36,04

N* 80.05

Así, tenemos que 16,05 unidades de masa atómica (u) de CH4 reaccionan con 64,00 u de O2 para producir 44,01 u de CO;? y 36,04 u de H2O; o, lo que es lo mismo, un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. La masa total a cada lado de la ecuación se conserva: 1 6 ,0 5

+

6 4 ,0 0

=

8 0 ,0 5

=¡

4 4 ,0 1

+

3 6 ,0 4

De este modo, se conservan tanto la masa como la carga y los átomos. Para escribir correctamente una ecuación química, seguiremos Jas presentes normas: 1. 2. 3. 4. 5.

46

Los gases se escriben en forma diatómica HZl NZl 02, Fz, Cl2 __a excepción de los gases raros o nobles Ar, Kr, Xe, Rn etcétera-, l2 y Brz también son diatómicos. iodos Jos elementos metálicos son monoatómicos, anotándose solo su símbolo Ca, Mg, Li, Ra, Po, Se, etcétera. El fósforo su molécula es tetratómica P4 Los no metálicos como At, C, S, Si, B, As y demás son monoatómicos Abajo del símbolo del elemento o compuesto participante en una reacción se debe anotar abreviado el estado en que se encuentra.

Química inorgánica 2

Tabla. 21 simbología de ecuaciones Símbolos empleados en las ecuaciones químicas.

(g) = gas (l) = líquido (s) = sólido (ac) o (aq) = solución acuosa (E) = energía ( ) = (delta) calor (hí) = energía de radiación electromagnética ( + ) = gas que se desprende ( + ) = sólido que se precipita ( - - - > ) reacción irreversible (en un solo sentidos) = = = reacción reversible [ ] = concentrado (p) = presión (CAT) = catalizador (luv) = luz ultravioleta (sol) = solución

Si en la reacción química una o más substancias interactúan para formar nuevos compuestos, éstas se diferencian por los rompimientos de enlaces y los tipos de productos diversos que pueden formar, para en ello intervienen poderosamente los factores: temperatura, presión, concentración, catalizadores y el mismo medio que pueden modificar a los productos.

La temperatura al incrementarla en una reacción química, ésta tiende a acelerarse, por ello debe controlarse adecuadamente. La presión, indica que a mayor presión las partículas de los compuestos, chocan con mayor fuerza y aumentan la cantidad de estas colisiones, debido a que se reduce el espacio y con ello aumenta la posibilidad de reacción Los catalizadores, son substancias químicas que aceleran, desflecaren, detienen o propician la reacción química, sin sufrir modificación alguna al término de la misma.

47

Cuauhtémc Antonio Jiménez Fiares e Inés No/asco Labra

2.1.1

Clasificación de las reacciones

Pueden manifestarse diversos tipos de reacciones en lo general, por sus necesidades energéticas, por el sentido en que se efectúan, de acuerdo a la naturaleza de los reactivos y productos, y de acuerdo al mecanismo de reacción. Tabla 2 1 clasificación de las reacciones

Clasificación General Adición o síntesis Descomposición o análisis Substitución simple Substitución doble o metátesis

Reacciones de adición o síntesis. Provienen de la unión de dos o más especies químicas sencillas, con la finalidad de formar un solo producto o una especie más compleja y de mayor peso molecular, se expresa matemáticamente así: A +

B

-----------------------►

AB

Ejemplos.-----------------------------► M

+

N a (a

$ {S )

M g O fs /

O z íe j

f o

+

C l (g )

2

---------------------------- ►

O z íg )

---------------------------- ►

N a C lw

S O z íg )

---------------------------- ► B e O ,sl

48

+

H

B

A >

S

0 2 (g )

+

H

^

2

+

C lz tg }

20 ([>

|

6 ( 0 H ) 2[a c )

---------------------------- ►

-----------------------------►

2

H C I(a c )

Química inorgánica 2

El nombre de adición destaca que una especie química se agrega a la otra.

Organizador 2.1 tipos de reacciones químicas

Reacciones de descomposición o anáfisis. Al efectuarse en sentido opuesto una reacción de adición, se convierte en una reacción de descomposición o análisis, caracterizándose porque en ella una especie química de molécula mayor, se fragmenta o descompone en dos o más moléculas de menor tamaño a la inicial, siendo más común que requiera energía externa o del medio para efectuarse. Matemáticamente se expresa:

A8

----------- p.

A

+

B

H ^Cae) KCIW C IA

------ ---------------- ► CaO(S)

+

- --------------- p. Hz0 (i)

+

1

0

C3C03(S)

---------------- ► ---------------- ► ---------------- ►

o r-Po

Ejemplos:

^2(g) t

+

^2(s>

K(s,

+

^2g)

C'zfe) 1\ +

49

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Reacciones de simple substitución o simple desplazamiento. Se le asigna el presente modelo matemático.

A

+

BC | ____________AC

+

B

La especie química A es más activa que la especie química BC, así que desplaza al elemento B de la molécula e integra otra nueva especie AC y 8 queda sola, se le denomina de simple substitución por ocurrir el fenómeno con un solo elemento. También a la especie A se le denomina átomo substituyente y a la especie B átomo substituido.

Ejemplo: Fe(s)

Cu(s)

+

HCI!ac)

+

AgN03(aC)

+

H2S04{aC)

FeCf? (S) J

-f

H z !g) t

+

Agw j

CuSO((aC) +

Hz ¡g] t

-> NazO(ac) +

Fr(s) |

->KNO

Caler

Fr,0 2u (ac)

+

Na(s)

-

Reacciones de doble substitución o metátesis.

Se utiliza para representarlas el presente arreglo matemático.

AB

50

+

CD

-----------------------►AD +

CB

Química Inorgánica 2

Son dos especies químicas las que intercalan y ambas intercambian sus iones positivos para formar nuevos enlaces y nuevas especies químicas, donde el lugar de A en la molécula AB es ocupado por C y en ía molécula CD, el ion B ocupa el lugar de D. Ejemplo: AgNCsjac) +

Licite)

--------- ► AgCI(ao

BaS04íac) +

H¡|C03(aC}

— ;— ►

BaC03(ac> +

hcim

NaOH(ac)

---------►

NaCI{a(.)

+

LiNÜ3(ac) H?S0 4(ac) +

H20(i)

Reacciones Energéticas

Clasificación por necesidades energéticas Reacciones exotérmicas Reacciones endotérmicas

Tabla. 2.3 ecuaciones energéticas

Figura 2.1 reacción exotérmica

a) Reacciones exotérmicas. Es exotérmica toda reacción química que produce calor y lo trasmite al medio donde se realiza, un ejemplo es la combustión, esto se explica porque la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos. Ejemplo: +

O ^j

-------------- ►

HzOfli

+ 137 Kcal.

51

Cuavhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

b) Reacción endotérmica. Son reacciones que requieren calor, ya que lo absorben del medio para efectuarse y, enfrían el entorno en que se realizan, en estas reacciones ía energía de ios productos; es mayor que la de los reaciantes, como es el caso de la fotosíntesis que sin la luz del sol y su calor no se realiza el proceso.

6 C02{g) +

6 HA> +

CGH1206(ac) + 6 0 ^ f

Kcal

Clasificación por el sentido en que se efectúan_______ Reversibles Irreversibles

Con catalizador Sirijcatalizador

Energía

Energía de los productos Energía'de'tos'reactivor

Tabla 2.4 sentido de ias ecuaciones

Figura 2 2 reacción endotérmica

Reacciones por el sentido en que se efectúan

a)

Reacciones reversibles

Se realizan en ambos sentidos de reactivos a productos, y estos a productos, de manera teórica todas las reacciones son reversibles (aunque para ello requieran otros factores). Ejemplo: 2

MgO (s)

52

*

2 Mg + <s)

(0

* 02 T

Química Inorgánica 2

b)

Reacciones irreversibles

Reacciones que solo se realizan en un sentido de reactivos a productos, son directas, sobre todo si se extrae uno de los productos del sistema; ya no podrá contar con éste para realízame en sentido contrario. Ejemplo: HCI(ac)

+

NaOH(ac)

k

NaCI{ac) +

HzOg)

Clasificación por el mecanismo de reacción Neutralización Oxido-reducción

Tabla 2.5 mecanismo de reacción

Reacciones por su mecanismo

a)

Reacciones de neutralización.

Se efectúan entre ácido más hidróxido e invariablemente producen sal más agua.

Ejemplo:

^

%

'

NaOHfac)

NaCI(3C) + H20(i)

c* *

53

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

b) Reacciones de óxido-reducción. En ésta reacción las especies participantes intercambian electrones, una especie aumenta su número de oxidación -pierde electrones- se oxida y la otra especie que disminuye su número de oxidación -gana electrones- y se reduce. Ejemplo: H2°w +

rel="nofollow">

Clz°w

^

Organizador 2.2 los tipos de funciones

__________________c Tipos de reacciones

54

Cl (ac)

a

I I I I

Química Inorgánica 2

2 .L 2 Modelos tipo de reacciones En la mayoría de los casos la formación de nuevas especies químicas, provoca en los átomos cambios en la distribución de los electrones; ya que cada especie tiene un arreglo definido y una cantidad determinada de cada elemento en la molécula. Un modelo o tipo de reacción es la forma más simple y correcta de explicar cuales son los reactivos y productos. Para completar correctamente los productos de una reacción se siguen estos pasos: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

Anotar claramente ei símbolo de los participantes Arriba del símbolo escribir el número de oxidación de cada elemento Generalmente los positivos van a la izquierda de la fórmula -metales y/o cationesLos negativos se escriben en la fórmula a la derecha -no metales y/o anionesCruzar los números de oxidación, para convertirlos en subíndices, de cada elemento Multiplicar el número de oxidación de cada elemento por el subíndice mostrado Sumar algebraicamente (positivos + negativos), esta suma debe dar 0 (cero) ya que las moléculas son neutras Todos los elementos en estado puro sin combinar tienen número de oxidación de 0 (cero).

Reacciones tipo: 1. Reacción entre metal v no-metal -función sal, compuesto binario, enlace generalmente iónicoEjemplo: K

+14 Br2 — ---------► KBr

+

Ca +

---------►

S

+2 -l CaS +3 -]

— ---------►

Al +

aif 3

2. Reacción entre metal v oxigeno -función óxido, compuesto binario, enlace generalmente iónicoEjemplo:

+ L '2

Na +

o2

Ba +

02

Na20 +2 -2 -----------► BaO +3 -----------► Fe203 ----------- ►

-2

Fe

-P

02

55

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labro

3.

R e a c c ió n e n tr e un m e ta l a c tiv o v a g u a -h id ró x id o -

E je m p lo :

+ i -i Cs

+

H 20

------------------- ►

csont +

Ca

+

H 2O

---------------------►

Ca(0HV +

+

+2

4.

Li

+

H2

---------- ►

LiH

---------- ►

MgH2

---------- ►

AIH3

+t

Mg +

+3

Af

5.

-f

Hz

-1

+ 4 -2

S

C l2

+ +

so2t

--------------- ►

02

+1 -2¿

---------------------- ►

02

+5

+

5 02

CI2o t i

-2

---------------------- ►

R e a c c ió n e n tr e un n o -m e ta l e h id ró g e n o - h id r á c id o -

E je m p lo :

+ 1 -1

------- ►

+

s ^2

56

-1

R e a c c ió n e n tre un no m e ta l c o n o x íg e n o - a n h íd r id o -

E je m p lo :

6.

o

R e a c c ió n e n tr e un m eta I m á s h id ró g e n o -h id r u r o -

E je m p lo :

HF +1

+ +

-2

h

2

-----------►

h 2s

h

2

------- ►

+1-1 Hl

h2

H2

Química Inorgánica 2

7. Reacción entre un óxido metálico con agua -hidróxidoEjemplo:

+2

BeO

+

h 2o

— ------------

K20

+

HzO

~ -------------►

-1

Be(OH)* KOH +3 -J

AI2O3 +

H20

Al(0H)3

------------►

8, Reacción entre un anhídrido v agua -oxiácidosEjemplo,-

+1

SO2

+

H2O

►

CI2O7

+

H20

►

CO

+

HaO.

-i

H2SO3 +1 -1

9.

hcio 4

________ *

H2C022

Reacción entre un hidróxido v un ácido -oxisal más agua-

Ejempfo. HN03 +

Mg(0H)2

4 ---------------► Mg(N03)2 + +1 -1

Hl

+

NaOH

-------------- ►

H2SO3

+

F e (0 H )2

-------------- »>

Nal +2

10.

+1 -2 +

h 2o

+

H fi

■H -1

-2

FeS04

+i -2 H20

Reacción entre un metal v un ácido -para producir una sal y desprender hidrógeno-

Metal

+ Acido

Sal

+

Hidrógeno

Ejemplo: Mg

+ HCI

------------------------------ ►

Hg

+ H2S

------------------------------ ►

Be

+ H;SO*

----------------------------►

Mg+2C|-!2 f +

HgjS

BeSO,

|+

H2

°H 2

H2

57

Cuauhtémoc M om o Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

RESUMEN La materia esta en un continuo cambio, tranformándose de un tipo a otro tipo, estos cambio hacen que los enlaces que unen a los átomos, se rompan y se formen nuevos enlaces, con ello se produce o absorbe energía del medio donde se realiza la reacción. La ecuación es la manera de representar a una reacción y para ello se utilizan, símbolos, números, letras, signos etcétera, en dos bloques o términos el de los reactivos o substancias que cambiarán, seguidos de una flecha que indica a donde se dirige el flujo (produce, da lugar u origina), y el bloque de los productos, substancias terminales de la reacción, para entender mejor una reacción, es preciso se escriban los estados físicos de los reactivos y productos, utilizando minúsculas encerradas en un paréntesis y colocadas abajo y al final de la fórmula. Las reacciones se clasifican atendiendo al tipo, la energía que absorbe o produce, sentido en que se efectúa y mecanismo de reacción. Las reacciones por su tipo son de adición y, se presentan cuando una especie química se une a otra, sumándose y produciendo una especie química de mayor peso. Las reacciones de descomposición son inversas a las primeras, una molécula se descompone o se fragmenta en otras de menor peso que la primera. Las reacciones de substitución simple ocurren al interaccionar dos especies químicas, donde una es más activa y desplaza o substituye a un átomo de la otra especie menos activa. La reacción de sustitución doble al igual que ía anterior requiere generalmente de medios acuosos, donde forman iones, que intercambian posiciones en dos especies químicas que reaccionan para dar origen a otros compuestos. Reacciones energéticas, son endotérmicas las que requieren energía del medio para efectuarse y exotérmicas Jas que producen energía, generalmente calentando el medio donde se llevan a cabo. Reacciones por el sentido, las que se realizan en un solo sentido llamadas irreversibles y las reversibles cuya transformación es en los dos sentidos. Los compuestos binarios de enlace iónico como la función sal -metal + no metal-, la función óxido metal + oxígeno-, los hidruros -metal + hidrógeno-, son reacciones tipo o sea modelo de una reacción. La reacción entre un metal activo y agua, forman al hidróxido, compuesto ternario, cuya característica es presentar en su fórmula el radical OH'1 y ser ternario, esta también se lleva a cabo por la unión química de un óxido más agua.. La función ácido hidrácido de -hidrógeno + no metal-, compuesto de enlace covalente, binario, así como la función anhídrido -no-metal + oxígeno-, son modelos. La función hidróxido -óxido metálico + agua-. La reacción entre ácido y base para dar lugar a una sal y agua, son modelos tipo de compuestos ternarios, de enlace coordinado.

58

Química Inorgánica 2

Reacciones que originan sales

Metal Ácido Metal Metal

Reacciones que originan hidróxidos

+ + + +

no-metal Hidróxido Ácido Agua

----------- ►Sal --------------- ►Sal + Agua — ► Sal + Hidrógeno * Hidróxido + Hidrógeno

Óxido metálico + Agua ------------► Hidróxido

Reacciones del oxígeno

Metal + Oxígeno---------► Oxido metálico No metal + Oxígeno---------► Anhídrido

Reacciones del hidrógeno

Metal + Hidrógeno — ► Hidruro Hidrógeno + No metal --------- * Ácido hidrácidos

Reacciones que originan a oxiácidos Anhídrido +

Agua ------------► Oxiácido

AtíTOEVALUACION

I.- Complementa correctamente las siguientes cuestiones. 1. Anota el tipo a que pertenecen las siguientes reacciones químicas

h2

+

o z------------► h 2q

KCI

+

H2 -------------- ► KH

Mg(OH)2 +

+

Clz

H3C03 — ► MgC03 + H?0

P205 -----------------------------►Pí

+

0?

2. Reacción donde una substancia química se une (suma), a otra originando una molécula de mayor tamaño es del tipo de

59

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

3. Reacción donde una molécula origina (se fragmenta en), dos o más especies químicas

4. Reacción donde una molécula intercambia un elemento de posición con otro elemento libre, quedando el primero libre al término de la reacción___________________________________ 5. Reacción que produce energía, ésta se desprende en forma de calor__________________ 6.

Reacción que absorbe energía del medio donde se realiza__________________________

7. Reacción química que se efectúa en un solo sentido________________________________ 8. ¿Qué funciones pueden realizar los catalizadores en las reacciones químicas?___________

9.

Cita la característica de una reacción reversible__________________________________

10. Si la reacción requiere de energía para efectuarse, ¿de qué tipo es? 11.

- Anota las fórmulas de las siguientes reacciones modelo o tipo.

A)

Potasio +

Cloro------------------►Cloruro de potasio

B)

Calcio + Hidrógeno

C)

Carbono + Oxígeno --------- ► Dióxido de carbono o anhídrido carbónico

D)

60

Hidrógeno

+

------► Hidruro de calcio

lodo ------ ► Ácido yohídrico

Química Inorgánica 2

E) Bario

+

Oxígeno --------- ► Oxido de bario

F) Oxido de sodio + agua ------ ► Hidróxido de sodio

G) Anhídrido sulfuroso + agua _H► Ácido sulfuroso

H)

Cesio +

Agua ----------------- ►Hidróxido de cesio

III.- Identifica las siguientes reacciones modelo, anotando el tipo de producto que originó y sus estados físicos.

1. K + $4 --------------- ►KjS

______________________________

2. C

0 2 ----------------- ►CO;

_________________________________

3. Ca +

H2 ---------------► CaH2

_________________________________

4.

02

Lí20

______

-------------- ► HBr

___

Li

+

-H

5. H2 +

Br

6. Fe +

H20

------------►Fe(0H)z +

H2

7. MgO +

H20 --------- ► Mg(OH)2

____

8. CO

H20 ---------► H2C02

___

9. H2S 10. Ba

+ + +

Ca(0H)2— ► CaS

+

H20 _

H C I---------► BaCI2 +

H2

61

Química Inorgánica 2

TEMA 3

ESTEQUIOMETRIA

Objetivo

■ El alumno aplicará las diversas leyes estequiométricas ■ en la solución de problemas químicos. -. El alumno manejará correctamente las. unidades químicas . . - peso molecular, conversiones, porcentajes de composición -

El alumno determinará las fórmulas mínimas y . moleculares de los compuestos químico inorgánicos.

Introducción

En el universo ha encontrado el hombre las maravillas, que lo han hecho sentirse pequeño y a la vez grande; por formar parte del mismo, todo encaja con precisión matemática, todo interacciona y a la formación de constelaciones otras van cambiando, sus componentes se van acomodando como piezas en un gigantesco rompecabezas con el que el ser supremo parece jugar. Las ecuaciones con sus términos reactantes y resultantes, permiten calcular un sinfín de situaciones, cumpliendo el requisito del balanceo, partiendo de que cualitativamente y cuantitativamente sean iguales, el primer lugar que haya el mismo tipo de elementos e igual cantidad de átomos de cada uno de ellos. Es común descubrir en el estudiante aversión por las matemáticas, es difícil hacerle comprender que esta es la base del orden de todo cuanto existe, los compuestos químicos, sus relaciones de peso y volumen son atendidos por esta gran ciencia. Hasta hoy los científicos han desentrañado 4 leyes, que explican como esta relación vive enlazando una vez mas a la química con la matemática. Despertar el pensamiento crítico en este punto permitirá entender que moles, volúmenes, moléculas reales y pesos moleculares nos muestran ía exactitud y la simpleza del orden, aunque algunos lo ven como un desorden bien ordenado, sin duda alguna la lateralidad cerebral debe ser despertada en nuestros educandos.

63

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labre

Existe una relación estrecha entre ía materia, donde ía unidad el mol, se puede convertir en moléculas reales, litros y gramos; es fácil deducir de una muestra su composición centesimal, fórmula empírica y molecular, desentrañar cómo a partir de una cantidad de reactivo se puede producir la misma cantidad de diversos productos, controlar el proceso para su aprovechamiento total así como encontrar las relaciones de peso en las fórmulas, donde éste es constante en el universo.

3.1 Estequiometría. Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre los pesos y volúmenes de las substancias que participan en una reacción química. Gracias a la información que expresan sus fórmulas; por las funciones que las integran, los pesos y volúmenes de los átomos de que están formadas, podemos entender este proceso mejor, realizando el balanceo de ecuaciones, manejando las unidades químicas y aplicando las leyes ponderales. Análisis químico, conjunto de técnicas y procedimientos empleados para identificar y cuantífícar la composición química de una sustancia. Cuando el químico lleva a cabo un análisis cualitativo, pretende identificar las sustancias de una muestra. En el análisis cuantitativo lo que se busca es determinar la cantidad o concentración en que se encuentra una sustancia específica en una muestra. Por ejemplo, averiguar si una muestra de sal contiene el elemento yodo sería un análisis cualitativo, y medir el porcentaje en masa de yodo de esa muestra constituiría un análisis cuantitativo.

La determinación de la composición química es fundamental en el comercio, en las legislaciones y en muchos campos de la ciencia. Por ello, el análisis químico se diversifica en numerosas formas especializadas.

Separación, purificación y preparación para el análisis Frecuentemente la tarea de los químicos consiste en analizar materiales tan diversos como acero inoxidable, cerveza, uñas, pétalos de rosa, humo, aspirinas o papel. Para determinar la identidad o cantidad de un elemento de estos materiales, se procede a la preparación de una muestra (selección de cantidad y grado de uniformidad de material requeridos para el análisis). A continuación se separan de la muestra los componentes deseados o aquéllos que puedan interferir en el estudio. El método de separación idóneo dependerá de la naturaleza del componente a analizar y de la muestra en sí. La separación se basa en la posibilidad de utilizar las diferencias existentes en Jas propiedades físicas y químicas de los componentes. Así, en una mezcla simple de sal y arena es fácil extraer la sal, pues ésta es soluble en agua, mientras que la arena no lo es. En

64

Química Inorgánica 2

el caso de una mezcla de arena y partículas de hierro, ninguna de las dos partes es soluble en agua, pero el hierro es magnético y la arena no.

La cromatografía es el método de separación más usual y tiene varias modalidades dependiendo de la naturafeza de la columna cramatográfica y de la interacción de los componentes de la muestra. Las dos formas más importantes son la cromatografía por filtración de geles, en la que grandes moléculas se separan según su tamaño, y la cromatografía por intercambio iónico, donde se separan los componentes iónicos. En la cromatografía en fase gaseosa son los componentes volátiles los que se separan de la muestra, y en la cromatografía en fase líquida, las pequeñas moléculas neutras de una disolución. El objeto de la separación es obtener el componente deseado en forma pura, o parcialmente pura, para su determinación analítica, o eliminar otros componentes cuya presencia obstaculizaría la medición, o ambas cosas a la vez. En general, la separación es innecesaria cuando el método de análisis resulta específico o selectivo y responde al componente deseado, ignorando los demás. Por ejemplo, para medir el pH (o contenido de ion hidrógeno) de la sangre con un electrodo de vidrio, no es necesario un proceso previo de separación. Otro proceso previo para el análisis cualitativo y cuantitativo es la calibración. La respuesta del método analítico y la sensibilidad del equipo mecánico y electrónico empleado respecto al componente deseado debe calibrarse usando un componente puro o una muestra que contenga una cantidad conocida de ese componente.

Presentación de resultados El resultado numérico de un análisis cuantitativo puede establecer la cantidad absoluta del componente o un porcentaje de éste en la muestra. En este último caso puede expresarse como porcentaje en masa, concentración molar (moles de un componente disuelto por litro de disolución), o como ppm (partes por millón en masa). La exactitud de los resultados del análisis queda reflejada en el grado de concordancia con la cantidad real del elemento. La precisión de los resultados la dará la posibilidad de repetir y reproducir el análisis. Los resultados son precisos cuando son fruto de mediciones repetidas y se dan en un estrecho margen de valores. Estos resultados se dice que son altamente reproducibíes. La precisión no significa que los resultados sean exactos, ya que parte de los procedimientos de medición pueden desviarlos hacia valores más altos o más bajos que el valor real. A menudo la repetición del análisis encubre estos errores sistemáticos.

65

Cíiauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Los errores aleatorios tienden a corregirse entre ellos. La exactitud suele lograrse teniendo en cuenta la media de múltiples factores. Según el método empleado, puede ser necesario repetir las mediciones sólo tres o cuatro veces. Cuando en un proceso se conectan ordenadores o computadoras a los instrumentos analíticos las mediciones se pueden repetir hasta 100.000 veces a gran velocidad; a esta técnica se le denomina señal promedio. Un análisis efectivo de una muestra suele basarse en una reacción química de! componente, que produce una cualidad fácilmente identificadle, como color, calor o insolubilidad. Los análisis gravimétricos basados en la medición de la masa de precipitados del componente, y los análisis volumétricos, que dependen de la medición de volúmenes de disoluciones que reaccionan con el componente, se conocen como 'métodos por vía húmeda', y resultan más laboriosos y menos versátiles que los métodos más modernos. Los métodos instrumentales de análisis basados en instrumentos electrónicos tuvieron gran importancia en los años cincuenta, y hoy la mayoría de las determinaciones analíticas se llevan a cabo con la ayuda de estos equipos.

Análisis inorgánico cualitativo

Un análisis cualitativo inorgánico sistemático de iones mediante un método por vía húmeda, supone la separación de iones en grupos por reacciones de precipitación selectiva. Se aíslan los iones individuales de los grupos, a través de una reacción de precipitación adicional, y se confirma la identidad del ion con un test de reacción, que produce un determinado precipitado o color. Tanto para cationes (iones con carga positiva) como para aniones (iones con carga negativa), existen diversas fórmulas para obtener estos resultados. 3.1.1 Balanceo de ecuaciones Se denomina balanceo de una ecuación química, a la determinación de coeficientes numéricos, que se anteponen a la fórmula de las especies que participan en una reacción química, con ello se cumple con la ley de la conservación de la masa. Balancear es igualar a los reactivos con los productos, es decir que haya el mismo tipo de elementos y número de átomos en cada miembro de la ecuación, para ello hay que presentar de manera adecuada a las especies participantes:

Si las especies son iones deben escribirse así:

66

+ 1 -1 -1 -2 -1 +2 H, Cl, OH, SO„ C02, Ca.

Química Inorgánica 2

Si las especies son moléculas neutras se anotan:

Hz, 02, H20, Pl2$04, HCI.

En ambos casos además de la ley de la conservación de la masa, se debe tomar en cuenta la regla de la conservación de la carga eléctrica. Tabla 3.1 definición de ecuación

Es importante manejar algunas consideraciones, antes de iniciar el balanceo de ecuaciones, como el número de oxidación, o carga real o potencial con la que una especie química -elemento participa en la reacción química. DETERMINA CiÓN DEL NÚMERO DE OXIDA CIÓN

Para determinar el número de oxidación, aplique las siguientes indicaciones en las especies químicas. Los átomos sin combinar -monoatómicos- se les asigna el valor de cero 0, de igual manera a las moléculas sencillas o elementales —diatómicasTabla 3.2 especies neutras o Fe 0 Cl2

o Na

o Mg

0 H2

o Al

0 02

o Li

0 P4

0 S

o Ca 0 f2

- El número de oxidación de un elemento dado es igual a la valencia, con la que participa en las uniones químicas. - Los elementos no metales trabajan con número de oxidación -valencia-, electronegativo cuando van unidos a un metal electropositivo.

67

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Tabla 3.3 compuestos -sales-

+2-2 +1 -1 + 2 -2 +3-1 CaS, NaCI, MgO, AIF3

Al oxígeno se le asigna e! valor de '2, en cualquiera de los compuestos que forme, excepto en los peróxidos donde se le asigna *1. Tabla 3.4 compuestos con oxígeno

+6 -2 + 2 -2 +1 -2 S03 CaO H20

+1 -1 +i -i Na202 H A

- El hidrógeno trabaja con + 1 en ácidos e hidróxidos, excepto con los metales donde forma hidruros, trabaja c o n '1.

Tabla 3.5 compuestos con hidrógeno

+1-1 HCI

+1 -3

+ 1 -1

h 3po ,

HN03 CaH2

+2-1

+1-1 LiH

- En las moléculas de compuestos, la suma algebraica de sus números de oxidación es siempre = 0. Tabla 3.6 compuestos diversos +2

-1

+ G -2

CuF2 +2

68

-2=0

S03 +6

-6 = 0

+2

-2 = 0

MgO

+2

-1

CaCI2 +2

-2 = 0

Química Inorgánica 2

- En las especies con carga eléctrica o iónicas, la suma total de los números de oxidación de todos los elementos componentes, debe ser igual a cero 0.

CONDICIONES DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS De una manera muy general, las ecuaciones químicas, deben satisfacer tres condiciones. 1. 2. 3.

Representar hechos experimentales, tal y como ocurre la reacción en las condiciones dadas. Cumplir con la ley de la conservación de la masa. La carga eléctrica neta en reactivos y productos debe ser la misma.

Es conveniente no olvidar que muchos elementos tienen más de un número de oxidación, así que hay que determinar con cuál está realizando la unión en el compuesto en cuestión, al determinarlo las fórmulas estarán correctamente escritas y no se presentarán problemas al intentar el balanceo.

BIBLIOTECA CBTA, No. 35

Ejercicios sobre obtención de los números de oxidación. Auxilíate de la tabla periódica de los elementos.

Problema 1 ¿Cuál es el numero de oxidación dei azufre en el S02? Como el oxígeno trabaja con valencia '2 en la generalidad de los compuestos:

-i S02 la molécula tiene 2 oxígenos así que los negativos son ‘2 *2 = '4 +4-2 S02 se requieren 4 positivos y solo hay un átomo de azufre, y éste trabaja con +4 +4-4 = 0

El número de oxidación del azufre es de +4

Problema 2 ¿Cuál es e! número de oxidación del azufre en el Al2($04)3? Como el oxígeno trabaja como '2 y hay 3 radicales sulfato en la molécula, cada uno con 4 átomos de oxígeno son un total de 3 * 4 = 12 átomos de oxígeno cada uno con valencia d e '2 * 12 = '24 A12Z(S04)3

(-8*3)= -24

69

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

El aluminio elemento del grupo IIIA y periodo 3, presenta en su último nivel 3 electrones siendo metal su carácter es positivo. La valencia es+3, como son 2 átomos de aluminio entonces +3 *2 = +6 +3

-2

A l 2 ( s o 4)3 (+3*2) 4- 6

(-8*3)

-?i

= -18

El elemento restante azufre, debe trabajar como positivo, para neutralizar al “ 18, de manera que son necesarios +18 para que la suma algebraica dé el cero 0. Esto se logrará asignando al azufre valencia +6, puesto que son 3 sulfatos y cada sulfato tiene 1 azufre, entonces +6 *3 = + 18. +3

+ 6 -2

A l? ( S O , ) 3 ( + 3* 2) ( + 6* 3) (- 8* 3) + 6

+18 -24 = 0

El número de oxidación del azufre es de + 6 Problema 3 ¿Cuál es el número de oxidación del fierro en Fe20 3?

Oxígeno de valencia “ 2, la molécula contiene 3 átomos de oxígeno por ello ' 2 * 3 =

'6

Fe203 -2*3 = -6 El elemento fierro debe reunir un +6 y esto lo logra con la valencia +3 como son 2 átomos en la fórmula, entonces +3 * 2 = +6 +3 -2

Pe203 (+3*2) (2*3) +6 - 6 = 0 El número de oxidación del fierro enes de + 3

Balancear una ecuación es igualar el número de átomos de los reactivos con los productos, esta operación se lleva a cabo de diversas maneras; desde la más sencilla como es el método de tanteo, hasta ía aplicación de la matemática por el método algebraico. Analizaremos 3 métodos, ei de tanteo, redox y algebraico.

70

Química Inorgánica 2

Sea cual fuera el método elegido para balancear; es importante seguir estas reglas. Tabla 3.7 reglas para el balanceo de ecuaciones

1. 2. 3. 4.

- Las fórmulas deben estar bien escritas en la ecuación. - No se pueden modificar subíndices, solo coeficientes. - No pueden quedar media moléculas, tedas en unidades. - Combinar los métodos (cuando uno solo no funcione)

Método para balancear ecuaciones por tanteo.

Consiste en adecuar las cantidades de átomos presente en los reactivos y productos, con solo alterar ¡os coeficientes, funciona en ecuaciones sencillas, aunque requiere que desarrolles habilidad para dominarlo, básicamente con ejercicios. Al inicio debe de equilibrar primero los elementos diferentes al hidrógeno y oxígeno. Problema 4 Balancear por el método de tanteo la presente ecuación.

H2

a.

+

Oj

----------------- ►

HjO

Anotar los símbolos de los elementos participantes y el número de átomos presentes. H2

+

02

----------------- ►

H20

2 - H- 2 2 0-1 -

b.

Aumentar el coeficiente de la especie cuyos átomos hagan falta, en este caso el oxígeno. H¡>

+

O2

h 2o

2 — H - 2- - 4 2 — O - 1- - 2

71

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

c. Al aumentar el número de átomos de oxígeno, aumentaron los hidrógenos del producto, así que ahora aumenta en los reactivos y la ecuación queda balanceada,.

U ] H,

+

02

----------------- ► 2 H20 - 2- H - 2- - ! T | 2- O - I - I 2J

Problema 5 Balancear por el método de tanteo la presente ecuación.

AI?CS04)3 +

a)

BaCI2

-------------- ►

BaS04

+

AÍCI3

Anotar los símbolos de los elementos participantes y el número de átomos presentes.

AI2(SO¿3

+

BaCI:.

^

BaS04

+

AICI3

2-Al - 1 3- S - 1 1 2 -0 - 4 1- B a -I 2 - Cl - 3 b) Aumentar el coeficiente de la especie cuyos átomos hagan falta, en este caso el aluminio, aumentando el número de átomos de cloro. AI2(S04)3 +

BaCI2

----------------- ► BaS04 2— Al — 1— 2 3 - S -1 12-0 - 4 1 - Ba - 1 2-C I-3- 6

72

+ [ 7 ] a 1C13

Química Inorgánica 2

c) Igualar la especie química donde se localiza el cloro, dentro de los reactivos, al realizarlo el bario también aumenta. Al2(SO,)3 + 0 B a C ,2----------------- ► BaSO,

+

2AICI3

2-Al - 1-2 3- S -1 — ,12 — 0 — 4 3— 1 - - B a - 1 6 --2 -C I- 3-6

Figura 3.1 Balancear es igualar reactivos y productos. d) Proceda a igualar al bario en los productos, observe como los de azufre y oxígeno se igualan, quedando balanceada la ecuación. AI2(S04)3 + 3 BaCI2

* 3 BaSO,

4- 2 AICI3

2Al- 1 — 2 3 - S - 1— 3 12 - 0 - 4 - 1 2 3 - 1 - Ba - 1 - Í T 6— 2 — Cl — 3—1-6_ Problema 6 Balancear por el método de tanteo la presente ecuación. n2

a)

+

h 2--------------------- ► nh 3

Anotar los símbolos de los elementos participantes y el número de átomos presentes.

N2

+

H2 --------------------------► NH3 2 - N- 1 2-H -3

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

b) Aumentar el coeficiente de la especie cuyos átomos hagan falta, en este caso el nitrógeno de los productos, que aumenta el número de hidrógenos.

Nj

+

2 - N - 1-171 2 - H - 3—1_6_|

c)

Igualar los hidrógenos de los reactivos y queda la ecuación balanceada.

U2

+ 2 NH3

2 — N - 1— 2 6 -2-H--3--6

Método para balancear ecuaciones por reducción - oxidación

Redox es el nombre abreviado de este método, las ecuaciones químicas que balancea se caracterizan porque uno o varios elementos, cambian su número de oxidación, -aumentando o disminuyendo- con solo igualarlos se logra que la ecuación quede balanceada. La igualdad se logra mediante el uso de coeficientes numéricos, en el caso de especies que no hayan sufrido cambios en sus números de oxidación, con simple inspección -tanteo- se pueden igualar. Ocurre entre las especies un intercambio de electrones, donde uno gana y el otro pierde electrones. D Mg

O +

+2 - 2 S ----------------- ► Mg + S

Esta reacción nos indica que el Mg perdió 2 electrones y se cargó positivamente con +2, en cambio el azufre -S - ganó 2 electrones y se cargó negativamente con '2. Oxidación es la pérdida de electrones por parte de una especie química en una reacción, esta significa que el átomo que se oxida cede electrones y aumenta su número de oxidación, en este caso ei Mg que aumenta su número de oxidación de 0 a +2.

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Química Inorgánica 2

Reducción es la ganancia de electrones por parte de una especie química, o sea un átomo que se reduce gana electrones y disminuye su número de oxidación, el azufre de 0 pasó a “ 2 . Estos procesos no son aislados, sino simultáneos e inducidos, el que gana por el que pierde y viceversa, al que pierde electrones se le denomina agente reductor-el Mg- y al que gana electrones se le denomina agente oxidante, ai -S-. Problema 7 Una especie se oxidó de 0 a 4'4, cuál es su grado de oxidación: O

s —

+4

►s

De 0 a +4 en la recta numérica son 4 unidades es +4 su grado de oxidación.

Problema 8 Una especie química se redujo en una reacción de: +6

s

-2

-----------► s

Su grado de reducción fue de '8 en la recta numérica (ganó 8 electrones).

Problema 9 Balancee la siguiente reacción utilizando el método redox,

Al +

HCI

----------------- ► AICI3 +

H?

a) Anote los números de oxidación de las especies participantes, encima de sus símbolos en la ecuación. 0

Al +

+1 -1

HCI

+3 -1

----------------- ► AICI3 +

o

H2

b) Observe los elementos e identifique los que han alterado sus números de oxidación tanto en los reactivos y productos, anótelos; en este caso el Al en reactivos tiene 0 y en productos tiene +3, y el H tiene en reactivos +1 y en productos 0. O Al +

+1 -1 +3 -1 HCI ------------------► AICI3 +

0 H2

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

c) Comparando con la recta numérica, calcule el cambio sufrido por el aluminio y el hidrógeno, para obtener el agente oxidante y el reductor Símbolo Reactivos Productos Al H

= =

0 +1

a a

+3 0

Diferencias

+3 se oxidó (agente reductor) 1 se redujo {agente oxidante)

d) Encima de las especies químicas de la ecuación -reactivos y productos-, que poseen un elemento que se haya oxidado o reducido, anote el número omitiendo su signo. 3 Al

\ i + HCI

--------------- *

AlClj

H2

d) Proceda a cruzar estos números como divisores del coeficiente de las especies químicas de la ecuación o sobre el número de átomos del primer elementos de la especie química y realice la operación.

1/1 Al + 3 / 1 HCI Al + 3 HCI

----------------- ► 1/lAICIj __________ ►

+ 3/2 H2

AICI3 + 1.5 H2

f) De haber número fraccionarios como 1.5 del H2, convierta a enteros con un factor común, esto es un número que multiplique a 1.5 y lo convierta en entero, como es común hay que aplicarlo a todas las especies químicas (2).

(2*1) Al + (2*3) HCI

---------------► (2*1) AlClj

+ (2*1.5) H2

g) Ejecute la operación y proceda a comprobar si ya quedó balanceada la ecuación, de no ser así, complete por inspección (tanteo). 2

Al + 6 HCI --------------------- ► 2 AICI3

2 - A l- 2 6 —H - 6 6-C1-6

76

+ 3 H*

Química Inorgánica 2

Comprueba el balanceo, termínelo por tanteo

7

Problema 10 Balancear por redox la presente ecuación.

FeClj +

SnCI;

► FGCI2 +

SnCl^

a) Anote los números de oxidación de cada elemento, encima de los símbolos en la ecuación. + 3 -1

FeCI3 +

+ 2 -I

SnCI2

+ 2 -1

FeCI2 +

+ 4 -1

SnCl4

b) Elija un elemento y observe su número de oxidación en reactivos y productos si sufre variación anótelo, en este caso el Fe en reactivos tiene +3 y en productos tiene +2, el Sn en los reactivos posee +2 y en productos +4, anote los símbolos de los elementos cuyos números de oxidación varían, calcule la diferencia entre los valores en la recta numérica. +3 -I

FeCI3 +

+2 A

+2 -1

SnCI2 ----------------- ► FeClg +

+4 -1

SnClí

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Cuautitémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Símbolo

Reactivos Productos

Fe = Sn =

+3 +2

a a

+2 +4

Diferencias 1 se redujo (agente oxidante) +2 se oxidó {agente reductor)

c) Encima de las especies químicas de la ecuación -reactivos y productos-, que poseen un elemento que se haya oxidado o reducido, anote el número omitiendo su signo.

d) Proceda a cruzar estos números como divisores del coeficiente de las especies químicas de la ecuación o sobre el número de átomos del primer elementos de la especie química. 2/1 FeCI3 + 1/1 SnCI2 ----------------- ►2/1 FeCI2 + 1/1 SnCI4 e) Realice las operaciones y anote los resultados como coeficientes de las especies químicas. 2 FeClj

+

SnCI2 -------------------- ► 2 FeCI2 +

SnCI,

g) Si hay números fraccionarios como coeficientes, proceda a multiplicar todas las especies por un común múltiplo, de no ser así, compruebe si ya quedó balanceada la ecuación, de no ser así por inspección (método de tanteo complete).2 2 FeCI3 +

SnCI7 --------------------- ► 2 FeCI2 +

SnCI4

2 - Fe - 2 8 - Cl - 8 1 - Sn - 1

Problema 11 Balancear por redox la presente ecuación, abreviaremos el método.

CuS04 +

a) b)

78

Al

----------------- ►

AI2(SO)3 +

Cu

Se presentará el balanceo, identifica los pasos: -2+6-2

O

CuS04 +

A !---------------► AI?(SO)3 +

+2 +5-2

0

Cu

Química Inorgánica 2

Símbolo Reactivos Productos Diferencias Cu = Al =

+2 a 0 a

0 "3

2 > < r - - '3 C lf S ü f + ^ A I

"2 se redujo (agente reductor) +3 se oxidó [agente oxidante)

3X 12 ----------- ► jM ]J s O ) T > ^ C u

3/lCuSO, + 2/1 Al ------------ ► 2/2 AI2(SO)3 + 3/1 Cu

3 CuSO,

+ 2 Al

----------- ► AI2(S0) j + 3 Cu 3 — Cu — 3 3- S - 3 12- 0 - 1 2 2 — Al — 2

Balanceo de ecuaciones con el método algebraico El uso de este método permite detectar si una ecuación química está mal escrita o planteada, donde un componente puede no estar en su lugar, esto nos lo indica si uno de los coeficientes llegara a resultar negativo al proceder con la solución al balanceo. Problema 12 Balancear la presente ecuación utilizando el método algebraico.

Fe +

HCI ----------------- ► FeCi2 +

H2

a) Coloca encima de las especies químicas una literal minúscula. a Fe +

b c HCI -----------------►FeClj

d +

b) Elabora una ecuación con cada elemento, asignando a la literal el número de átomos presentes en cada uno de los elementos. Fe H Cl

a = c b - 2d b = 2c

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Noiasco Labra

c)

Asigna un valora la literal que más se repite y calcula los valores de las otras literales, En este caso a c

c = 2

b - 2d 4 = 2d 4/2= d 2= d

b = 2c C^J

Segunda ecuación

Tercera ecuación

II II

a= c a= 2

-O -O

Primera ecuación

Valor de las literales

a= b= c= d=

2 4 2 2

e) Asigna a las especies químicas el valor que les corresponde como coeficiente y comprueba que haya quedado balanceada. Fe + 2 H C I----------------- ► FeCI; 1 - Fe — 1 2 - H- 2 2 - C l- 2

+

H2

Problema 13 Balancear la presente ecuación utilizando el método algebraico Al

+

K2S04 --------------- ► AI2CSO)3 +

Hz

a) Coloca encima de las especies químicas una literal minúscula. a Al +

b

c

H2$04 ------------------► A!2(SO)3 +

d

H2

b) Elabora una ecuación con cada elemento, asignando a la literal el número de átomos presentes en cada uno de los elementos. Al H S 0

80

a 2b b 4b

= 2c = 2d = 3c = 12c

Química Inorgánica 2

el caso de una mezcla de arena y partículas de hierro, ninguna de las dos partes es soluble en agua, pero el hierro es magnético y la arena no.

La cromatografía es el método de separación más usual y tiene varias modalidades dependiendo de ía naturaleza de la columna cromatográfica y de la interacción de los componentes de la muestra. Las dos formas más importantes son la cromatografía por filtración de geles, en la que grandes moléculas se separan según su tamaño, y la cromatografía por intercambio iónico, donde se separan los componentes iónicos. En la cromatografía en fase gaseosa son los componentes volátiles los que se separan de la muestra, y en la cromatografía en fase líquida, las pequeñas moléculas neutras de una disolución, El objeto de la separación es obtener el componente deseado en forma pura, o parcialmente pura, para su determinación analítica, o eliminar otros componentes cuya presencia obstaculizaría la medición, o ambas cosas a la vez. En general, la separación es innecesaria cuando el método de análisis resulta específico o selectivo y responde ai componente deseado, ignorando los demás. Por ejemplo, para medir el pH (o contenido de ion hidrógeno) de la sangre con un electrodo de vidrio, no es necesario un proceso previo de separación. Otro proceso previo para el análisis cualitativo y cuantitativo es ía calibración. La respuesta del método analítico y la sensibilidad del equipo mecánico y electrónico empleado respecto al componente deseado debe calibrarse usando un componente puro o una muestra que contenga una cantidad conocida de ese componente.

Presentación de resultados El resultado numérico de un análisis cuantitativo puede establecer la cantidad absoluta del componente o un porcentaje de éste en la muestra. En este último caso puede expresarse como porcentaje en masa, concentración molar (moles de un componente disuelto por litro de disolución), o como ppm (partes por millón en masa). La exactitud de los resultados del análisis queda reflejada en el grado de concordancia con la cantidad real del elemento. La precisión de los resultados la dará la posibilidad de repetir y reproducir el análisis. Los resultados son precisos cuando son fruto de mediciones repetidas y se dan en un estrecho margen de valores. Estos resultados se dice que son altamente reproducibles. La precisión no significa que los resultados sean exactos, ya que parte de los procedimientos de medición pueden desviarlos hacia valores más altos o más bajos que el valor real. A menudo la repetición del análisis encubre estos errores sistemáticos.

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Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Hola seo Labra

Los errores aleatorios tienden a corregirse entre ellos. La exactitud suele lograrse teniendo en cuenta la media de múltiples factores. Según el método empleado, puede ser necesario repetir las mediciones sólo tres o cuatro veces. Cuando en un proceso se conectan ordenadores o computadoras a los instrumentos analíticos las mediciones se pueden repetir hasta 100.000 veces a gran velocidad; a esta técnica se le denomina señal promedio. Un análisis efectivo de una muestra suele basarse en una reacción química del componente, que produce una cualidad fácilmente identificable, como color, calor o insolubilidad. Los análisis gravimétricos basados en la medición de la masa de precipitados del componente, y los análisis volumétricos, que dependen de la medición de volúmenes de disoluciones que reaccionan con el componente, se conocen como 'métodos por vía húmeda1, y resultan más laboriosos y menos versátiles que los métodos más modernos. Los métodos instrumentales de análisis basados en instrumentos electrónicos tuvieron gran importancia en los años cincuenta, y hoy la mayoría de las determinaciones analíticas se llevan a cabo con la ayuda de estos equipos.

Análisis inorgánico cualitativo Un análisis cualitativo inorgánico sistemático de iones mediante un método por vía húmeda, supone la separación de iones en grupos por reacciones de precipitación selectiva. Se aíslan los iones individuales de los grupos, a través de una reacción de precipitación adicional, y se confirma la identidad del ion con un test de reacción, que produce un determinado precipitado o color. Tanto para cationes (iones con carga positiva) como para aniones (iones con carga negativa), existen diversas fórmulas para obtener estos resultados.

3.1.1 B a la n ce o d e e c u a c io n e s Se denomina balanceo de una ecuación química, a la determinación de coeficientes numéricos, que se anteponen a la fórmula de las especies que participan en una reacción química, con ello se cumple con la ley de la conservación de la masa. Balancear es igualar a los reactivos con los productos, es decir que haya el mismo tipo de elementos y número de átomos en cada miembro de ia ecuación, para ello hay que presentar de manera adecuada a las especies participantes.-

Si las especies son iones deben escribirse así:

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+ 1 -1 -1 -2 -2 +2 H, Cl, OH, S04l CO?, Ca.

Química Inorgánica 2

Si las especies son moléculas neutras se anotan:

H2l 02, H20, H2S04t HCI.

En ambos casos además de la ley de la conservación de la masa, se debe tomar en cuenta la regla de la conservación de la carga eléctrica.

Tabla 3.1 definición de ecuación

En una reacción química balanceada, la suma algebraica de las cargas eléctricas, de los reactantes, debe ser igual a la suma de tas cargas eléctricas de los productos.

Es importante manejar algunas consideraciones, antes de iniciar el balanceo de ecuaciones, como el número de oxidación, o carga real o potencial con la que una especie química -elemento participa en la reacción química.

DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN Para determinar el número de oxidación, aplique las siguientes indicaciones en las especies químicas. Los átomos sin combinar -monoatómicos- se les asigna el valor de cero 0, de igual manera a las moléculas sencillas o elementales -diatóm icasTabla 3.2 especies neutras o Fe o Cl2

o Na

o H2

o IVIg o 02

o Al o P4

o Li o S

o Ca o F2

- El número de oxidación de un elemento dado es igual a la valencia, con la que participa en las uniones químicas. - Los elementos no metales trabajan con número de oxidación -valencia-, electronegativo cuando van unidos a un metal electropositivo.

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Tabla 3.3 compuestos -sales+2-2 +1-1 +2-2 CaS, NaCI, MgO,

+3-1 AIF3

Al oxígeno se le asigna el valor de '2, en cualquiera de los compuestos que forme, excepto en los peróxidos donde se le asigna 1 . Tabla 3.4 compuestos con oxígeno +6 -2 +2 -2 +1 -2 S03 CaO h 2o

- El hidrógeno trabaja con hidruros, trabaja con 1 .

+1 -1 +i -i Na20 2 Hz0 2

+1 en ácidos e hidróxidos, excepto con los metales donde forma

Tabla 3.5 compuestos con hidrógeno +1-1 HCI

+ 1 -3 h 3po 4

+1 -1 +2-1 h no 3 CaH2

+1-1 LiH

- En las moléculas de compuestos, ía suma algebraica de sus números de oxidación es siempre = 0. Tabla 3.6 compuestos diversos +6 -2 +2 -2= 0 +2 -1 +2 -1 CuF2 S03 MgO CaCI2 +2 -2=0 +2 -2=0 +6 -6=0

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Química Inorgánica 2

- En las especies con carga eléctrica o tónicas, la suma total de los números de oxidación de todos los elementos componentes, debe ser igual a cero 0.

CONDICIONES DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS De una manera muy general, las ecuaciones químicas, deben satisfacer tres condiciones. 1. 2. 3.

Representar hechos experimentales, tal y como ocurre la reaccionen las condiciones dadas. Cumplir con la ley de la conservación de la masa. La carga eléctrica neta en reactivos y productos debe ser la misma.

Es conveniente no olvidar que muchos elementos tienen más de un número de oxidación, así que hay que determinar con cuál está realizando la unión en el compuesto en cuestión, al determinarlo las fórmulas estarán correctamente escritas y no se presentarán problemas al intentar el balanceo.

Ejercicios sobre obtención de los números de oxidación. Auxilíate de la tabla periódica de los elementos.

Problema 1 ¿Cuál es el número de oxidación dei azufre en el SO;?

Como el oxígeno trabaja con valencia ‘2 en la generalidad de los compuestos: -2

S02 ía molécula tiene 2 oxígenos así que los negativos son ' 2 * 2 = ‘4 +4 -2

S02 se requieren 4 positivos y solo hay un átomo de azufre, y éste trabaja con +4 +4-4 = 0

El número de oxidación del azufre es de+4

Problema 2 ¿Cuál es el número de oxidación del azufre en el AI2{S04)3? Como el oxígeno trabaja como 2 y hay 3 radicales sulfato en la molécula, cada uno con 4 átomos de oxígeno son un total de 3 * 4 = 12 átomos de oxígeno cada uno con valencia d e '2 * 12 = '24 a i 22( so 4)3

(-8*3)= -24

69

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

El aluminio elemento del grupo IIIA y periodo 3, presenta en su último nivel 3 electrones siendo metal su carácter es positivo. La valencia es+3, como son 2 átomos de aluminio entonces +3 *2 = +6 a i 23( S

0 24)3

(+ 3 *2 )

(-8 *3 )

+6

-24

= -18

El elemento restante azufre, debe trabajar como positivo, para neutralizar al '18, de manera que son necesarios + 18 para que la suma algebraica dé el cero 0. Esto se logrará asignando al azufre valencia +6, puesto que son 3 sulfates y cada sulfato tiene 1 azufre, entonces +6 *3 = + 18. +3

+G -2

A i2 ( S Ü 4)3 (+3*2) (+6*3) (-8*3) + 6 +18 -24 = 0

El número de oxidación del azufre es de + 6 Problema 3 ¿Cuál es el número de oxidación del fierro en Fez03?

Oxígeno de valencia '2 , la molécula contiene 3 átomos de oxígeno por ello '2 * 3 =

‘6

Fe20 3 -2 * 3 = -6

El elemento fierro debe reunir un +6 y esto lo logra con la valencia +3 como son 2 átomos en la fórmula, entonces +3 * 2 = +6 +3 -2

Fe203 (+3 * 2) (2 * 3) +6

-6

=

0

El n ú m e r o d e o xid a ció n d e l fierro e n e s d e + 3

Balancear una ecuación es igualar el número de átomos de los reactivos con los productos, esta operación se lleva a cabo de diversas maneras; desde la más sencilla como es el método de tanteo, hasta la aplicación de la matemática por el método algebraico. Analizaremos 3 métodos, el de tanteo, redox y algebraico.

70

Química Inorgánica 2

Sea cual fuera el método elegido para balancear-, es importante seguir estas reglas.

Tabla 3.7 regias para el balanceo de ecuaciones 1. 2. 3. 4.

- Las fórmulas deben estar bien escritas en la ecuación. - No se pueden modificar subíndices, solo coeficientes. - No pueden quedar media moléculas, todas en unidades - Combinar los métodos (cuando uno solo no funcione)

Método para balancear ecuaciones por tanteo. Consiste en adecuar las cantidades de átomos presente en los reactivos y productos, con solo alterar ios coeficientes, funciona en ecuaciones sencillas, aunque requiere que desarrolles habilidad para dominarlo, básicamente con ejercicios. Al inicio debe de equilibrar primero los elementos diferentes al hidrógeno y oxígeno. Problema 4 Balancear por el método de tanteo la presente ecuación.

H2

a.

+

02

------------------►

H20

Anotar los símbolos de los elementos participantes y el número de átomos presentes. H2

+

Oa

----------------- ►

H20

2 —H —2 2- 0 -1

b.

Aumentar el coeficiente de (a especie cuyos átomos hagan falta, en este caso el oxígeno. H2

+

02

* 2 HaO

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

c. Al aumentar el numero de átomos de oxígeno, aumentaron ios hidrógenos de/ producto, así que ahora aumenta en los reactivos y la ecuación queda balanceada,.

0

H2 +

2 H?0

02 4 f- 2 - H - 2 2- 0 - 1-

Problema 5 Balancear por el método de tanteo la presente ecuación.

AIj(SOJ3 +

a)

BaCi2

-------------- ►

BaSO*

+

A!CI3

Anotar los símbolos de los elementos participantes y el número de átomos presentes.

AI2(SOJ3 +

BaCI2 ----------------- ►

BaS04

+

AICI3

2 -Al -1 3- S - 1 12-0-4 1 - Ba - 1 2 - Cl - 3 b) Aumentar el coeficiente de la especie cuyos átomos hagan falta, en este caso el aluminio, aumentando el número de átomos de cloro. AI2(SO¿3

+

BaCl2

---------:-------- ► BaS04 2- A I - l - 2 3 - S -1 12-0 - 4 1 - Ba - 1 2 - Cl- 3 - li

72

+ [ T | a ICI3

Química Inorgánica 2

c) igualar la especie química donde se focaliza el cloro, dentro de los reactivos, al realizarlo el bario también aumenta. A!2(S04)3 + jT ¡B a C l2----------------- ► BaSÜ4

+

2AICI3

2 - Al - 1 - 2 3- S - 1 — ,12 — 0 - 4 3- -1 - Ba - 1 6- -2 — Cl — 3 - 6

d) Proceda a igualar al bario en los productos, observe como los de azufre y oxígeno se igualan, quedando balanceada la ecuación. AljtSO^j

+ 3 BaCI2

3 BaSOí

+ 2 AICI3

2 - AI - 1 — 2 3 - S - 1— 3 1 2 - 0 - 4 — 12 3— 1 - Ba - 1 -3 6— 2 - Cl - 3 - -6 Problema 6 Balancear por el método de tanteo la presente ecuación. N2

+

H2--------------------- ► NH3

a) Anotar los símbolos de los elementos participantes y el número de átomos presentes.

N2

-f

H2 ------- ------------------- ►NH3 2 - INI — 1 2- H- 3

73

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

b) Aumentar el coeficiente de la especie cuyos átomos hagan falta, en este caso el nitrógeno de los productos, que aumenta el número de hidrógenos.

N*

H2

+

--------------- - 0

NM,

2 - - N - - 1 --Í7 1 2 — H -- 3 - le J

c)

Igualar los hidrógenos de tos reactivos y queda la ecuación balanceada.

>2

Nz

NH3

2 - N-1 -2 —2 — H — 3— 6

Método para balancear ecuaciones por reducción - oxidación Redox es el nombre abreviado de este método, las ecuaciones químicas que balancea se caracterizan porque uno o varios elementos, cambian su número de oxidación, -aumentando o disminuyendo- con solo igualarlos se logra que la ecuación quede balanceada. La igualdad se logra mediante el uso de coeficientes numéricos, en el caso de especies que no hayan sufrido cambios en sus números de oxidación, con simple inspección -tanteo- se pueden igualar. Ocurre entre las especies un intercambio cíe electrones, donde uno gana y el otro pierde electrones. 0

Mg

0

+

+2

S ------------------► Mg

-

+

2

S

Esta reacción nos indica que el Mg perdió 2 electrones y se cargó positivamente con +2, en cambio el azufre -S - ganó 2 electrones y se cargó negativamente con '2. Oxidación es la pérdida de electrones por parte de una especie química en una reacción, esta significa que el átomo que se oxida cede electrones y aumenta su número de oxidación, en este caso el Mg que aumenta su número de oxidación de 0 a +2.

74

Química inorgánica 2

Reducción es la ganancia de electrones por parte de una especie química, o sea un átomo que se reduce gana electrones y disminuye su número de oxidación, el azufre de 0 pasó a “ 2. Estos procesos no son aislados, sino simultáneos e inducidos, el que gana por el que pierde y viceversa, ai que pierde electrones se le denomina agente reductor -e l Mg- y al que gana electrones se le denomina agente oxidante, a /- 5 - . Problema 7 Una especie se oxidó de 0 a +4, cuál es su grado de oxidación: O

+4

s —

► s

De 0 a +4 en la recta numérica son 4 unidades es +4 su grado de oxidación.

Problema 8 Una especie química se redujo en una reacción de: +G

s

-2

-----------► s

Su grado de reducción fue de '8 en la recta numérica (ganó 8 electrones).

Problema 9 Balancee la siguiente reacción utilizando el método redox. Al +

HCI

H2

----------------- ► AICI3 +

a) Anote los números de oxidación de las especies participantes, encima de sus símbolos en la ecuación. O

Al +

+1 -1

HCI

+ 3 -1

------------------► AICI3 +

0

H2

b) Observe los elementos e identifique los que han alterado sus números de oxidación tanto en los reactivos y productos, anótelos; en este caso el Al en reactivos tiene 0 y en productos tiene +3, y el H tiene en reactivos +1 y en productos 0. o Al +

+1 -1 HCI

+3 -1

* AICI3

+

o H2

75

Cuaubtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

c) Comparando con la recta numérica, calcule el cambio sufrido por el aluminio y el hidrógeno, para obtener el agente oxidante y el reductor. Símbolo Reactivos Productos Al = H =

0 +1

a a

+3 0

Diferencias

+3 se oxidó (agente reductor) 1 se redujo {agente oxidante)

d) Encima de las especies químicas de la ecuación -reactivos y productos-, que poseen un elemento que se haya oxidado o reducido, anote el número omitiendo su signo.

A I^ T * H C I

--------------- "►

A lc Í/* ~ ? ^

H2

d) Proceda a cruzar estos numeras como divisores del coeficiente de las especies químicas de la ecuación o sobre el número de átomos del primer elementos de la especie química y realice la operación.

1/1 Al + 3/1 HCI Al + 3 HCI

----------------- ►1 /1 AICI3 + 3/2 H2 ----------------- ►

AlCla

+ 1.5 H2

f) De haber número fraccionarios como 1.5 del Hz, convierta a enteros con un factor común, esto es un número que multiplique a 1.5 y lo convierta en entero, como es común hay que aplicarlo a todas las especies químicas (2).

(2*1) Al + (2*3) HCI

---------------► (2*1) A!CI3 + (2*1.5) Hz

g) Ejecute la operación y proceda a comprobar si ya quedó balanceada la ecuación, de no ser así, complete por inspección (tanteo). 2 Al

+ 6 HCI ------------------------ ► 2 AICI3

2 — Al — 2 6~ H - 6 6 -- Cl — 6

76

+ 3 H2

Química Inorgánica 2

Problema 10 Balancear por redox la presente ecuación.

FeCí3 + SnCI?

* FeC^ +

SnCljj

a) Anote los números de oxidación de cada elemento, encima de los símbolos en la ecuación. +3 4

FeCI3 +

+2 4

SnCI2

+2 4

+4 4

^ FeClj +

SnCI^

b) Elija un elemento y observe su número de oxidación en reactivos y productos si sufre variación anótelo, en este caso el Fe en reactivos tiene +3 y en productos tiene +2, el Sn en los reactivos posee +2 y en productos +4, anote los símbolos de los elementos cuyos números de oxidación varían, calcule la diferencia entre los valores en la recta numérica. +3 ‘ L

+2 -]

F0CI3 + SnCI2

+2 -1

► FeCI2 +

-f4 -I

SnC^

77

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Símbolo Fe Sn

Diferencias

Reactivos Productos

=

+3 +2

a a

+2 +4

1 se redujo {agente oxidante) +2 se oxidó {agente reductor)

c) Encima de las especies químicas de la ecuación -reactivos y productos-, que poseen un elemento que se haya oxidado o reducido, anote el número omitiendo su signo.

d) Proceda a cruzar estos números como divisores del coeficiente de las especies químicas de ía ecuación o sobre el número de átomos del primer elementos de ia especie química. 2/1 FeCl3 + 1/1 SnClz ----------------- ►2/1 FeCI2 + 1/1 SnCI, e) Realice las operaciones y anote los resultados como coeficientes de las especies químicas. 2 FeCI3 +

SnCI2 -------------------- ►

2 FeCI2 +

SnCI4

g) Si hay números fraccionarios como coeficientes, proceda a multiplicar todas las especies por un común múltiplo, de no ser así, compruebe si ya quedó balanceada la ecuación, de no ser así por inspección (método de tanteo complete). 2 FeCI3 4- S n C I;--------------------- ► 2 FeCÍ2 +

SnCt4

2 - Fe- 2 8 - Cl - 8 1 - Sn - 1

Problema 11 Balancear por redox la presente ecuación, abreviaremos el método.

CuSO,

a) b)

+

Al

AI2(SO)3 +

Cu

Se presentará el balanceo, identifica los pasos: +2+6-2

CuSO,

78

----------------- ►

+

O

+3 +G-2

Al

^ AI2(SO)3 +

O

Cu

Química Inorgánica 2

Símbolo Reactivos Productos Diferencias Cu = Al -

+2 0

a a

0 +3

‘2 se redujo {agente reductor) +3 se oxidó {agente oxidante)

3/1C uS04 + 2 / 1 Al ------------► 2/2 AI2(SO)3 + 3/1 Cu

CuS0 4

+ 2 A l --------------- ► AI2(S0 ) 3 + 3 Cu

3 312» 2-

Cu — 3 S - 3 O — 12 Al — 2

Balanceo de ecuaciones con el método algebraico El uso de este método permite detectar si una ecuación química está mal escrita o planteada, donde un componente puede no estar en su lugar, esto nos lo indica si uno de los coeficientes llegara a resultar negativo al proceder con la solución al balanceo. Problema 12 Balancear la presente ecuación utilizando el método algebraico.

Fe +

HCI ----------------- ► FeClz +

H2

a) Coloca encima de las especies químicas una literal minúscula. a Fe +

b c HCI -----------------►FeCI?

+

d H2

b) Elabora una ecuación con cada elemento, asignando a la literal el número de átomos presentes en cada uno de los elementos. Fe H Cl

a = c b = 2d b = 2c

79

BIBLIOTECA CBTA. No. 35

3

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

c)

Asigna un valor a la literal que más se repite y calcula los valores de las otras literales. En este caso a c

c = 2

Primera ecuación

a= c a = 2

Segunda ecuación

b = 2d 4 = 2d 4 /2 = d 2= d

Tercera ecuación

b = 2c b = 2(2) b = 4

Valor de las literales

a= b= c= d=

2 4 2 2

e) Asigna a las especies químicas el valor que les corresponde como coeficiente y comprueba que haya quedado balanceada. Fe + 2 H C I----------------- ► FeCI2 + 1 - Fe — 1 2- H- 2 2 - -C I- 2

H2

Problema 13 Balancear la presente ecuación utilizando el método algebraico

Al

+

HzSO( ----------------- ► AI2(S0)3

+

H2

a) Coloca encima de las especies químicas una literal minúscula. a Al +

b c H2S04 ----------------- ► AI2(SO)3

+

d H2

b) Elabora una ecuación con cada elemento, asignando a la literal el número de átomos presentes en cada uno de los elementos. Al H S 0

80

a 2b b 4b

= 2c = 2d = 3c = 12c

Química Inorgánica 2

En primer término se dio por balanceada la reacción, complementando los pesos moleculares de las especies participantes en el problema, con los gramos obtenidos se convirtieron a litros del gas en cuestión. Problema 33 Demuestrar la ley de Lavoisier, con la presente ecuación. 3 H2C03 + 2 AI(OH)3----------- — > (62 g/mol*3) (78g/m ol*2) 186 g

+

AI2(C03)3 + 6 H20 (234 g/mol) (18g/moi*6)

156 g

234 g

+

108 g

342 g <---------------- :------------------►342 g Peso de reaccionantes Peso de resultantes

Problema 34 Utilizando la ecuación anterior, calcular. ¿Cuántos gramos de carbonato de aluminio se pueden obtener utilizando 45 g de ácido carbónico? Para resolver el primer punto se pueden utilizar los pesos equivalentes o l"s moleculares, lo probaremos de las dos maneras. Con los pesos equivalentes: Calcular el peso equivalente del carbonato de aluminio AI2{C0 3)3 +3

-1

a) Obtener el equivalente químico AI2(C03)3 = 6 eq. b) Obtener el peso molecular c) Obtener el peso equivalente

Al(27*2) + C(12*3) + 0(16*9) = 234 g/mol PM/eq =

234/6 = 39 g/p equivalente

Coloca sobre las especies participantes sus pesos equivalentes, a) Bajo las fórmula del ácido carbónico anota los gramos utilizados. 31 g 3 H2C03 + 2 AI(OH)3------------- > 45 g

39 g AI2(CÜ3)3 + 6 H 20

97

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores

e

Inés Nolasco Labra

b) Plantea y resuelve la regla de 3 simple: 31 g (H2C03) ---------------45 g(H2C03) ----------------

39 g (AÍ2(C03)3) Xgde AI2(C03)3

45 * 3 9 /3 1 = 56.61 g d e AI2(C03)3 Con los pesos moleculares ( se puede obtener el mismo resultado). Calcula los pesos moleculares de las especies participantes en el problema. 3 HjCOj + 2 A1Í0H}3------------- > A!2(C03)3 + 6 H20 (62 g/m ol*3) (234 g/mol) 1 86 g 2 34 g Esto nos indica que 186 g de ácido carbónico, producen 234 g de carbonato de aluminio, si utilizamos 45 g de ácido carbónico, ¿cuántos gramos de carbonato se producen? 186 g (H2C03) — - ......... 45 g(H2C03) - ......... ........

234 g (AI2(C03)3) X g de AI2(C03)3

45 * 234 /1 8 6 = 56.61 g de A y C 0 3)3 Problema 35 En una reacción de neutralización se utilizaron 22 g de ácido sulfúrico y 13 g de

hidróxido de sodio, se desea saber lo siguiente: a) ¿Cuál es ei reactivo limitante y cuál el de exceso? b) ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se produjeron? Para obtener los reactivos limitante y en exceso iniciaremos con la ecuación: H2S04 +

98

N aO H ------------------>

Na2SOj

+

H?0

Química Inorgánica 2

a)

Obtenerlos equivalentes químicos. + 1 -2

+ 1 -1

H2$04 +

H2S04 NaOH Na2S04 H20 b)

+1

NaO H----------------- >

-2

Na2S04

+1

+

-2

H20

- 2eq. = 1 eq. = 2 eq. = 2 eq.

Balancear la ecuación utilizando los equivalentes químicos o por cualquier método. 2 eq. H2S04 + h 2$ o4

1 eq. 2 eq. NaOH ----------------- > Na2S04

+ 2 NaOH —

---------- >

Na2S04

+

2 eq. H20

+

2 H20

Observa todo el proceso y notarás que los equivalentes difieren por una unidad, bastaba con igualar en los reactivos a 2 unidades y la ecuación se balancea, 2 mol de NaOH y de agua. c) Obtener los pesos equivalentes de los participantes: H2S04 - H (l*2 ) + S (3 2 *l) + 0(16*4) = 98g/mol/2 = 49 g/pe. NaOH = N a(23*l) + 0(16*1) + H ( l* l) - 40 g/mol/1 - 40 g/pe. Na2S04 = Na(23*2) + S (3 2 *l) + 0(16*4) = 142 g/mol/2 = 71 g/pe. H20 — H (l*2 ) + 0(16*1) = 18g/mol/2 = 9 g/pe. d) Plantear el problema colocando los datos sobre las fórmulas. 49 g/pe. H2S04 + 22 g

40 g/pe. 2 NaOH------------------> 13g

71 g/pe. Na2S04

+

H20

e) Obtener las reglas simple y hacer los cálculos y conclusiones. 49 g/g pe H2S04 ---------------40 g/g pe NaOH 22 g H2S04--------------X NaOH 22 * 4 0 /4 9 = 17.96 g NaOH

99

Cuauhíémoc Antonio Jiménez Flores

e

Inés Nolasco Labra

Para hacer reaccionar 22 g de ácido sulfúrico se necesitan 17.96 g de hidróxido de sodio, como únicamente se utilizaron 13 g {17.96 -1 3 = 4.96 g), este reactivo (NaOH) es ei limitante faltaron 4.96g.

49 g/pe H2S04 --------- — - 40 g/pe NaOH X H2SO*—......... 13 g/pe NaOH 1 3 * 4 9 /4 0 = 15.93 g H2S04 E! reactivo en exceso es el ácido sulfúrico, puesto que para los 13 g de hidróxido de sodio, únicamente se requerían de 15.93 g para que reaccionaren completamente, pero se utilizaron 22 g, ( 15.93 - 22 = 6.07 g), así que el exceso es de 6.07 g de H2$ 0 4 Calcular los gramos producidos de sulfato de sodio. 49 g/pe. H2S04 + 22g

40 g/pe. 71 g/pe. 2 N aO H — ------------- > Na2S04 13g

+

H20

Para realizar este cálculo se toma el reactivo limitante y el producto en cuestión.

H2S04

+

40 g/pe. 71 g/pe. 2 NaOH - ---------------- > Na2S04

+

H20

13 g 40 g/pe NaOH--------------71 g/pe.Na2S04 13 g NaOH------------ ;; Na2S04 13 * 71 / 40 = 2 3 g d e Na2S04

Ley de las proporciones constantes Ley de las proporciones constantes o Lev de Proust. (Louis Joseph Proust 1754-1826), establece que cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, siempre los hacen en una relación de peso constante.

100

Química Inorgánica 2

Figura 3.2 ley de tas proporciones constantes Problema 36 ¿Cuál es el porcentaje en peso de los elementos que forman el sulfato cúprico CuS04?

Elementos Atomos Peso atómico Cu 1 * 63.5 g S 1 * 32 O 4 * 16

Total 63.5g 32g 64 g 159.5

Porcentaje -------------- 39.81 % ---------------- 20.06 % ---------------- 40.13 % g /m o l------ 100 %

Los 159.5 g de sulfato cúprico son el total del peso molecular, por lo tanto equivale al 100 %, ahora se plantea el porciento de cobre, de azufre y oxígeno. 63 § 3g 6| %Cu = --------- X 100 - 39.81% S = ---------- X 100 - 20.06% 0 = - - ---- X 100 159.5 g 159.5 g 159.5 g

40.13

101

Cuauhtémcc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Problema 37 ¿Calcule el % de agua de hidratación {cristalización) del FeSO^ 7H20?

Elementos Fe S O H20

Atomos Peso atómico 1 * 56 g i * 32 4 * 16 7 18

Total 56 32 64 126

Porcentaje --------20.14 % --------11.61 % --------23.02 % ---------45.33 %

278 g/m ol------------

100

%

Los 278 g de sulfato ferroso heptahidratado son el total del peso molecular, por lo tanto equivale al 100 %, ahora se plantea el % de fierro, de azufre y oxígeno y agua.

% Fe -

32 g 56 g - — X 100 — 20.14 % S - ------ X 100 - 11.51 % 278 g 278 g

126 % Agua = ------ -------- X 100 = 45.32 278

64 g o - ......... 278 g

Ei porcentaje de agua de hidratación es 45,32 %

Problema 38 ¿Qué cantidad de oxígeno en gramos y litros en condiciones normales de TP temperatura y presión-, se obtendrán de una substancia que contiene un 70.8 % de oxígeno y pesa un total de 230 g?

230 g - ........ 100 % X --------- 70.8%

PM O? -

230 * 70.8 / 100 -

32 g/mol --------- 22.4 l/mol 162.84 g --------X -

162.84 g de oxígeno

162.84 * 22.4 / 32 -

113.981 de 0 2

Problema 39 Un compuesto contiene un 2.05 % de hidrógeno, 32.69 % de azufre y 65.25 % de oxígeno, calcule: ¿cuál es su fórmula empírica o mínima?

Convierta los porcentajes en moles, para ello divida ei porcentaje sobre el mol de cada átomo:

nH -

102

2.05% de H . . . ------------- --------------------------1 g H/ moles de átomos de H

=

2.05 moles de átomos de H

Química Inorgánica 2

ns =

32.69 % deS ------------------------------------------------- = 32 g S/moles átomos de S

1.02 moles de átomos de S

n0

65.25 % de O ----------------------------------------— 16 g 0/moles átomos de 0

4.07 moles de átomos de 0

=

Al valor más pequeño asignamos la unidad y obtenemos los demás valores, mismos que se anotan como subíndices de cada elemento. 2.05

moles de átomos de H --------------X =

1.02

moles de átomos de S

------------

4.07 moles de átomos de O --------------Resultado

2 .0 5 * 1 /1 .0 2 =

2

1 X = 4.07 * 1 / 1.02 =

4

H2S04

Problema 40 En una muestra de 31 g se encontraron, 12 g de calcio, 6.2 g de fósforo y 12.8 g de oxígeno, ¿de qué compuesto se trata?

nCa =

12 g de Ca ------------------------------ ---------------- — 40 g Ca/moles de átomos de Ca

nP =

6 .2 gde P -----------------------------------------------------31 g P/moles de átomos deP

=

0.2 moles de átomos de P

n0 =

12.8 g de O --------------------------- ------------------------16 g O/moles de átomos de O

=

0.8 moles de átomos de 0

=

0.3 moles de átomos de Ca

103

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Al valor más pequeño asignamos la unidad y obtenemos los demás valores, mismos que se anotan como subíndices de cada elemento. 0.3 moles de átomos de Ca --------------- X = 0.2 moles de átomos de P

---------------

0.8 moles de átomos de O --------------

0.3 * 1 / 0 . 2 =

1.5

1 X = 0 .8 * 1 /0 .2 =

4

Como existe un valor decimal, convertir a enteros con un factor común. Ca = 1.5 * 2 P = 1 * 2 0 = 4 * 2 Resultado

-

3 2 8

-

Ca3(P 0 4}?

Ley de las proporciones múltiples Ley de las proporciones múltiples o Lev de Daltón, (John Daltón 1766-1852), indica que cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante, y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros del menor de ellos. Dicho de otra manera si se combinan dos elementos para formar más de un compuesto, los pesos de uno son constantes, mientras los pesos del otro varían en múltiplos enteros. Para comprobar esta ley es necesario obtener el peso molecular del compuesto, en su serie los porcentajes en cada uno de ellos, la relación de peso entre ellos y la relación variable.

104

Química inorgánica 2

Problema 41 Demuestre con la serie de los anhídridos de cloro, la ley de Daltón; toma una masa tija del cloro de 40 g. Tabla 3.13 ley de John Daltón Compuesto

Peso Molecular

Cl,0

87 g 119 g 151 g l«3g

CIA c ía C IA

% de cloro

g de oxígeno

% de oxígeno

71*100/87 = 81.60 16*100/87=18.40 H 18.4/81.6*40 = 71*100/119=59.66 48*100/119=40.34 40.34/59.66*40= 71*100/151=47.02 80*100/151 = 52.98 52.98/47.02*40= 71*100/183=38.80 112*100/183=61.2 61.20/38.8*40 =

En otros compuestos como el

C == 12 g

CO

CO2 C = 12 g

0=16 g 0 = 32 g

28 g

12:16

44 g

9 27 45 63

Relación masa variable 9 /9 = 1 27/9 = 3 4 5 /9 = 5 6 3 /9 = 7

1:1

12:32

1:2

Con el siguiente modelo matemático, se representa la ley de Daltón.

B

----------► AB

A

+

Bz

---------»>

B/B

=

DO II

+

INj

A

1:1 1:2

Ley de las proporciones recíprocas Ley de las proporciones reciprocas o Lev de Richter Wenzel. ( Karl Friedrich Wenzel 1740-1793), establece que cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son ios mismos que se combinan entre sí. Se representa con el siguiente modelo matemático:

entonces

---------► AB

A

+

B

C

+

B

— ---------- ► CB

A

+

c

- ----------- ► AC o CA

105

Cueuhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Noiasco Labra

Problema 42 Demostración de la ley de proporciones recíprocas.

S

+

0-

-► SO?

32 g de S con 32 g de O

Ca

+

Oj

*C a O

40gdeC a con 16 g de O

Ca

+

S

* CaS

40 g de Ca con 32 g de S

Los dos elementos que se combinan con pesos relativos iguales son calcio y azufre y el que varía es el peso del oxígeno.

RESUMEN Las relaciones matemáticas de peso y volumen en las substancias químicas, son estudiadas por la Estequiometría, y se auxilia para una mejor comprensión de las unidades químicas, de 4 leyes de peso -ponderales-, que la fundamentan cualitativa -cuales- y cuantitativamente -cuántas-. Las ecuaciones químicas en sus términos muestran cuales elementos las integran y, la cantidad de átomos contenida debe ser igual en los reaccionantes y resultantes, para ello se balancea la ecuación por cualquier método conocido, procediendo enseguida a calcular los pesos moleculares para comprobar que la materia no se crea, ni se destruye, tan solo se transforma de un tipo a otro, Balancear Ea siguiente ecuación y determinar cuantos litros de anhídrido fosfórico se pueden obtener con 38 g de fósforo. a)

Anotar elementos y número de átomos:

P4

+

0¡> -----------> 4

2 b) Balancear al oxígeno intercambiando las cantidades 5 y 2 a coeficientes.

P4

+

P20 5

- P - 2 -

0-5

5 02

4 -

P - 4

1 0 - O - 10 c)

Calcular los pesos moleculares en reactivos y productos (deben ser iguales).

P4 + 5 02 --------------- > 2 P205 (31*4) (16*2) (3 1 *2 )+ (1 6 *5 ) 124 g/mol (32 g/moí*5) (142 g/mol*2)

284 g

106

Química Inorgánica 2

d)

Calcular con 38 g de fósforo cuántos gramos de anhídrido fosfórico se producen?

38 g P4 + 124 g

0 2 ...........- - >

X P20 5 284 g

124 g de P4 ---------- 284 g de P205 38 g de P , ----------- X = 38 * 2 8 4 /1 2 4 = 87.03 g e)

Convertir los gramos de P205 a litros. 87.03

124 g .... I m o l ........ 22.41 g .......... - - X = 87.03 * 22.4/124 = 15.721

Resultado 15.72 litros de P20 5

Poseer una clara visión de que el peso molecular (expresado en gramos) de una substancia es un mol, relacionarlo con los 22.4 litros que hay en un volumen de cualquier substancia gaseosa y, estos a su vez contienen el número de Avogadro 6.023 * 10 23que es válido para moléculas, iones, átomos y cualesquier especie química. Átomo gramo es el peso atómico de un elemento expresado en gramos, la suma de los pesos atómicos de los átomos da el peso molecular en urna -unidad de materia atómica- y, cuando se expresa en gramos corresponde al mol. Molécula de S03 Anhídrido sulfúrico Peso molecular es la suma de los pesos atómicos de los átomos que contiene: S = (32 * 1} - 32 O = (16 * 3) = 48 80 g/mol

80 uma/PM

En condiciones normales C.N. de temperatura (0“ 0 y presión (1 atmósfera), el volumen de cualquier gas ocupa 22.4 litros. 80 g/mol de S03 -----------

1 volumen ---------- 22.4 litros en C.N.

Cualquier especie química contiene el número de Avogadro en un mol. 80 g de S03 — 1 m o l........1 volumen 2 2 .4 1 — - 6.023 *10 13 moléculas reales de anhídrido sulfúrico.

107

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

v

1 mol '

Figura 3.3 relación de unidades químicas

im ty -

Cuantos litros, moles, y moléculas reales hay en 40 g de S03 ? 80 g de 303 — 22.4 1 40 g de 303 — ■ » - X

40 * 22.4 / 80 =

8 0 g d e 3 0 3 — - — - 1 mol 40 g de S03 — - — - X

40 * 1 / 8 0

=

11.2 litros de S03

0 .5 m o !d e $ 0 3

8 0gdeS 03 — ■ — - 6.023 * 3023 M.R. 40 * 6.023 / 80 = 3.011 * 1023 M. 40 g de S03 — -....... X

A partir de una análisis de una substancia se encontró 5.4 g de aluminio y 21.3 g de cloro, se desea saber cuál es la fórmula del compuesto, su proporción constante y relación atómica. a) Dividir los gramos de cada substancia entre su peso atómico.

b) Otorgar al numeral menor la unidad y obtener el valor siguiente.

c) Asignar como coeficientes estos valores

10 8

Al = Cl -

5.4 g / 27 = 0.2 21.3 g / 35.5 = 0.6

Al = 0 . 2 --------- 1 Cl - 0 . 6 --------- X -

0 .6 * 1 /0 .2 = 3

AICI3 es la fórmula 27 g de Al a 106.5 g de Cl 1 - 3 relación atómica

Química Inorgánica 2

En 5 g, ¿cuántos átomos hay de magnesio? El problema es convertir los gramos de magnesio en átomos de magnesio. Consultando la tabla periódica, indica que el magnesio tiene una masa atómica de 24.3,. por lo tanto: 6.023 * 10 23 átomos de Mg gdeM g X = 1 masa molar de Mg 6.023 * 1 0 23 átomos de Mg

-

5 g/Mg X

1.239 X 10” átomos de Mg

24.3 g de Mg

Peso mofecuiar

Mol

Número de Avogadro

Es ía suma de los pesos atómicos de todos los átomos que intervienen en una especie química. Es ei peso molecular de una substancia expresado en gramos, también se le conoce como peso molecular gramo y equivale al número de Avogadro 6.023 * 1023 partículas químicas que pueden ser moléculas, átomos o iones Amadeus Avogadro que 6.023 * ÍO23 es el

número de partículas contenidas en un mol de substancias ya sea moléculas, átomos, iones etc., por lo que se le denominó para los átomos átomo-gramo, para las moléculas molécula-gramo,

Volumen molecular gramo

Es el volumen en litros que ocupa una molécula gramo de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión temperatura 0 grados centígrados correspondiendo a 273 grados Farenheith y presión 1 atmósfera o sea 760 mm de mercurio- que es igual a los 22.4 litros.

109

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Fórmula mínima

Llamada también fórmula empírica, es la relación más sencilla que existe entre los átomos de un compuesto, para obtenerla es necesario contar con el análisis porcentual del compuesto y la determinación de su peso molecular, se determina de la siguiente

Fórmula molecular

Es la relación que existe entre los átomos de los elementos de una molécula real o verdadera y, para obtenerla hay que tener la presente información, el análisis porcentual de la substancia, el peso molecular, El valor que divide al peso molecular es el equivalente químico, correspondiendo a la valencia positiva o suma de valencias positivas del compuesto.

Equivalente químico

Peso equivalente

Son los gramos de una substancia que desplazan a 1.008 g de hidrógeno y a 8 g de oxígeno, tomadas como patrón.

AUTOEVALUACION

l- Complementa las siguientes cuestiones correctamente 1. Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre los pesos y volúmenes de las substancias ____________________________________________________________________ 2. ¿La suma de los pesos atómicos de los átomos que intervienen en una molécula es?

3.

Define al peso molecular de una substancia expresado en gramos el término?

4.

Equivale a 6.023 X 1023 moléculas reales, ¿el número de?

110

Química Inorgánica 2

5. Una molécula gramo ocupa un volumen molar en de (litros)____________________ 6. Son los gramos de una substancia que desplazan a 1.008 g de hidrógeno y a 8 g de oxígeno________________________________________________________________ 7. Leyes que fundamentan y apoyan a la estequiometría_______________________

8. Al efectuarse una reacción química, la suma de las masas de las substancias antes y después de la reacción son iguales, no se pierde ni se gana materia enuncia la ley de:

9. Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros del menor de ellos o ley de__________________________________________________________________________ 10. La ley d e ___________________________________ establece que cuando dos elementos se combinan separadamente con el peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos que se combinan entre sí. 11. Proust estableció la ley denominada ________________________________ establece que cuando dos o más elementos se unen, para formar un mismo compuesto, siempre lo hacen en una relación de peso constante. 12. Igualar con coeficientes los reactivos y productos en una ecuación química es:_______________ 13. Es la relación más sencilla que existe entre los átomos de un compuesto___________________ 14. Son los gramos de una substancia que desplazan a 1.008 g de hidrógeno y 8 g de oxígeno, tomados como patrón__________________________________________________________________ II.- Resuelve los presentes problemas estequiométricos

1. ¿Cuántos mol contienen 123 litros de gas cloro (Cí2) en condiciones normales de temperatura y presión? _____________ ________________________________________________________________ 2. Convierte 2.6 mol de CaO a gramos______________________________

111

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

3. En 46 g de cloro 0 2 ¿cuántas moléculas reales h a y? ____________ 4. ¿Cuántos gramos pesan 6 5 1de gas metano CR, en condiciones normales?____________________ 5. ¿Cuántos litros ocupan 12 g de gas hidrógeno H2, en condiciones normales?___________________ 6. ¿Cuál es el peso molecular del Ácido carbónicot H2C03)? ___________________________________ 7. ¿Cuántos moles contienen 7.345 X 10 23 moléculas reales de HCI?__________________________ 8. ¿Cuál es el peso equivalente del H3P04? ________________________________________________ 9. Obtenga el peso equivalente del Sulfato de aluminio AI2(S04)3______________________________ 10. ¿En 28 litros de anhídrido sulfuroso S03 cuantos moles hay?______________________________ 11. ¿Cuántos gramos de H2 se requieren para hacer reaccionar 47 g de oxígeno y producir agua?

12. Al hacer reaccionar Al + S para producir 70 g de sulfuro de aluminio Al20 3, ¿Cuántos gramos de requieren de aluminio y azufre?___________________________________________ _______________ 13. En la reacción de Ca + 0 2 - ........- > CaO se utilizó 23 g de calcio y 18 g de oxígeno, ¿Cuál fue el reactivo limitante y el de exceso? _______________________________________________________

14. Comprueba la ley de la conservación de la materia en la siguiente reacción: H2S04 +

Ca(OH)2 ........- ........- >

CaS04 + 2 H20

15. ¿Cuántos litros de CO se obtiene en la siguiente reacción, con 53 g de 0 2? 2C

+

02 ------------------- >

2CO

16. ¿Qué porcentaje de oxígeno contienen 150 g de clorato de potasio KCL03?___________________ 17. Indica el porcentaje de cada uno de los elementos de la siguiente especie química BaC03

18. En el compuesto BaS04.6 H20, ¿Cuál es el porcentaje de agua de hidratación?_______________

112

Química inorgánica 2

19.

Utilizando el Carbono, Cloro e Hidrógeno demuestra la ley de Proporciones recíprocas

C C H

Cl H Cl

CCI4 CH4 HCI

20. ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular del compuesto con 30.43 % de Nitrógeno, 69.57 % de Oxígeno, si su peso molecular es 92 g/mol?_______________________________________________ 21. Calcula la fórmula empírica de un compuesto que tiene 5.88 % de Hidrógeno y 94.12 % de Oxígeno______________________________________________________________________ ______ 22. En un análisis se encontró un compuesto que contiene los siguientes porcentajes: Cu 63.54% s 32.06 % 0 143.99% ¿Cuál es su fórmula molecular? H 10.07 % 23. Un compuesto contiene 53.96 g de aluminio, 92.192 g de Azufre y 191.99 g de oxígeno, ¿Cuál es su fórmula?______________________________________________________________________ 24. Obten el número de oxidación del fósforo en PH3_______________________________________ 25. ¿Cuál es él numero de oxidación del azufre en CaS04? __________________________________ 26. Cita en número de oxidación del nitrógeno en HN03 _____________________________________ 27. Balancea por el método de tanteo las presentes ecuaciones HCI + Br2 Al +

S + KCIO3 h 2o2

-------------- ►

Fez03 -------------- ► Fe

02

HBr + BrCI3 +

--------------► — ---------► -------------- ►

Al203

S0;

KCI + 02 h 2o

+

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

ch 3oh

CAs

+

- -------------►

o2

------------►

4- 02

nh3

------------►

+ 02

NaOH

------------►

+ AICI3

FeA +

co2 + C02 +

h2o

NO +

h 2o

AlíOHÍa

+

-----------► Fe +

C

FeCI3 +

SnCI2

P2O5 +

h 2o

----------► -----------►

-----------

FeCI3 + H20

H20

NaCI

co2 SnCI4

FeCI2 + h3po 4

Fe(0H)3

HCI +

28. Balancea por eí método de óxido-reducción (redox) las siguientes ecuaciones (anota agentes oxidantes y reductores) l2 +

A sA + AI2(S04)3 +

H20

BaCI2 HCI

Al

+

CuS04

+

Al

FeCI3

+

SnCI2

+ HN03

Cu S04 + . Zn

114

Hl

------ ►BaS04 + --------- ►AICI3

AICI3

+

h2

-------- ►AI2(S04)3 + ^ —

KN03 Cu

--------► As20 5 +

FeCi2 +

► kn o 2 +

Cu SnCI4

02

------- ------------ ►Cu(N03)2 + 1

------- ------------ ► ZnS04

Cu

Química inorgánica 2

29. Balancea utilizando el método algebraico las presentes ecuaciones químicas. Na2S04 + Pb(N03)2 Cu

CaCI2

--------------------------- ► PbO

+ HiM03

Ca3(P04)2 + Bi Pb(N03)2 +

HS04 +

+

^ CsS04 + +

02

N03 +

-------------- ► Cu(N03)2 + N02 +

H2S04 H2SO4

K2Cr207 +

NaCl

^

H20

CaHP04 + C3S04

^ B¡2(S04)3 + H20

H20 ------------► PbCr04

+ KN03 +

NH4N03 ------------------------------- ► N02 +

h 2o

MnS04 + H20 +

H2S04

Cl2 + Ca3(P04)2 +

+

S02 HN03

^CaHP04 +

CaS04

115

Química Inorgánica 2

TEM A 4 SO LU C IO N E S

O bjetivo

. E!alumno conocerá los diferentes tipos de soluciones empíricas y valoradas " El alumno manejará las unidades físicas y ; / químicas de concentración délas soluciones, para aplicarlas en la elaboración de los tipos -.-/■'v más comunes de soluciones.

In tro d u c c ió n La teoría científica. El conocimiento científico en Egipto y Mesopotamia era sobre todo de naturaleza práctica, sin demasiada organización racional. Uno de los primeros sabios griegos que buscó las causas fundamentales de los fenómenos naturales fue el filósofo Tales de Mileto, en el siglo VI a.C., quien introdujo el concepto de que la Tierra era un disco plano que flotaba en el elemento universal, el agua. El matemático y filósofo Pitágoras, de época posterior, estableció una escuela de pensamiento en la que las matemáticas se convirtieron en una disciplina fundamental para toda la investigación científica. Los eruditos pitagóricos postulaban una Tierra esférica que se movía en una órbita circular alrededor de un fuego central. En Atenas, en el siglo IV a.C., la filosofía natura! jónica y la ciencia matemática pitagórica se combinaron para producir las síntesis formadas por las filosofías lógicas de Platón y Aristóteles. En la Academia de Platón se subrayaba el razonamiento deductivo y la representación matemática; en el Liceo de Aristóteles primaban el razonamiento inductivo y la descripción cualitativa. La interacción entre estos dos enfoques de la ciencia ha llevado a la mayoría de los avances posteriores. Durante la llamada época helenística, que siguió a la muerte de Alejandro Magno, el matemático, astrónomo y geógrafo Eratóstenes realizó una medida asombrosamente precisa de las dimensiones de la Tierra. El astrónomo Aristarco de Samos propuso un sistema planetario heliocéntrico -con centro en el Sol-, aunque este concepto no halló aceptación en la época antigua. El matemático e inventor Arquímedes sentó las bases de la mecánica y la hidrostática -una rama de la mecánica de fluidos-; el filósofo y científico Teofrasto fundó la botánica; él astrónomo Hiparco de Nicea desarrolló la trigonometría, y los anatomistas y médicos Herófilo y Erasístrato basaron la anatomía y la fisiología en la disección.

117

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores

e

Inés Nolasco Labra

Después de que los romanos destruyeran Cartago y Corinto en el año 146 a.C., la investigación científica perdió impulso hasta que se produjo una breve recuperación en el siglo II d.C. bajo el emperador y filósofo romano Marco Aurelio. En esa época el sistema de Tolomeo — una teoría geocéntrica de los planetas (con centro en la Tierra) propuesta por el astrónomo Claudio Tolomeo— y las obras médicas del filósofo y médico Galeno se convirtieron en tratados científicos de referencia para la era posterior. Un siglo después surgió la nueva ciencia experimental de la alquimia a partir de la práctica de la metalurgia. Sin embargo, por el año 300 la alquimia fue adquiriendo un tinte de secretísimo y simbolismo que redujo los avances que sus experimentos podrían haber proporcionado a la ciencia. La ciencia de las soluciones. La mayoría de los compuestos químicos para reaccionar, -transeferir electrones y romper sus enlaces-, requieren de estar en un medio acuoso, es decir que primero se disocian y ionizan en el agua, para luego formar nuevos enlaces con otras substancias, aunque no necesariamente una solución requiere de agua si de los componentes elementales de esta que son: el soluto (substancia que se encuentra en menor cantidad) y solvente (substancia que se halla en mayor cantidad), formando las fases dispersa y dispersante respectivamente. Una de las más valiosas soluciones para el hombre es la sangre, fluido que transporta la vida al interior de sus sistemas, con solutos que requieren las células para realizar correctamente sus funciones y, que son llevados a los órganos especializados, (riñones, glándulas excretoras, pulmones), para que sean enviados a exterior del organismo, ya que su acumulación provoca desequilibrios y malfuncionamiento del sistema. Es raro encontrar substancias puras en el universo, generalmente se encuentran en mezclas homogéneas y heterogéneas en soluciones de variados tipos las hay empíricas son preparadas cotidi na mente, como un café, las comidas y soluciones valoradas las que requieren de cuantifícar ¡os componentes y sirven para realizar mediciones en laboratorios. Generalmente se manejan en unidades de concentración, como molar, normal, formal etcétera. A partir de una solución concentrada se pueden preparar otras diluidas, agregando agua para rebajarlas y partiendo del principio de la valoración o titulación es posible determinar con exactitud la concentración de otras soluciones.

4.1 Soluciones Todos los seres vivos presentan soluciones y dispersiones coloidales, con iones disueltos, especies moleculares y macromoléculas, nuestro cuerpo mismo vive en una solución formada por agua, compuestos de carbono, oxígeno, nitrógeno, dióxido de carbono y trazas de otras substancias.

118

Química Inorgánica 2

Los diámetros de iones y moléculas ordinarias en una solución, oscila entre 1 a 2.5 angstrom, se detectan con microscopios electrónicos; ia solución en una mezcla de estas substancias, en los 3 estados de la materia se originan 9 tipos diferentes de soluciones. Observe el cuadro de soluciones. La enorme cantidad de agua que forma el mar, es una solución gigantesca, donde el solvente, agua, se encuentra en mayor proporción que el soluto, sal. En nuestro organismo el agua ocupa un 75 % de agua aproximadamente, y la inmensa mayoría de los nutrientes que llegan a nuestro estómago, vienen en variados tipos de soluciones, como lo son las frutas, los vegetales, las carnes y sus derivados.

TIPOS DE SOLUCIONES TIPOS Gas en líquido Líquido en líquido Sólido en líquido Gas en otro gas Líquido en gas Sólido en gas Gas en un sóíirfo Líquido en sólido Sólido en sólido

Tabla 4.1

EJEMPLOS COMUNES Refresco (dióxido de carbono en agua) Vinagre (ácido acético en agua) Azúcar en agua (jarabes) Oxígeno y nitrógeno (el aire) Agua en aire (humedad atmosférica) El humo (ciertos tipos) Hidrógeno en paladio Pegamento de goma (benceno en caucho) Carbono en hierro (el acero)

tipo s d e s o lu c io n e s (siste m a s co lo id a les)

119

Cuaubtémc Antonio Jiménez Flores e Inés NokKCo Labra

Organizador 4.1 las dispersiones j

u Mezcla homogénea con una — I fase dispersora y una dispersa |

*—|

Con partículas dispersas en forma de átomos, moléculas o iones

Con partículas de 10 a 10000 veces mayor que los átomos

"~ L

jSuspensiones] i Son

Partículas de mayor tamaño que en los coloides

Las soluciones, son mezclas de tipo homogéneo, constituidas por dos o más substancias, sus principales componentes son denominados soluto las parte sólida y solvente la parte líquida, la primera se encuentra disuelta en la segunda.

Los sistemas coloidales presentan partículas de tamaños entre 10 y lOOO angstrom, la palabra coloidal procede de cola o pegamento, y estas substancias no son filtrables, ni trasparentes, ya que tas partículas son lo suficientemente grandes para reflejar y dispersar la luz presentan las soluciones coloidales el efecto TyndalL Coloide, suspensión de partículas diminutas de una sustancia, llamada fase dispersada, en otra fase, llamada fase continua, o medio de dispersión. Tanto la fase suspendida, o dispersada, como el medio de suspensión pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, aunque la dispersión de un gas en otro no se conoce como dispersión coloidal. Un aerosol es una dispersión coloidal de un sólido en un gas (como el humo de un cigarro) o de un líquido en un gas (como un insecticida en spray). Una emulsión es una dispersión coloidal de partículas líquidas en otro líquido; la mayonesa, por ejemplo, es una suspensión de glóbulos diminutos de aceite en agua.

120

Química Inorgánica 2

Un sol es una suspensión coloidal de partículas sólidas en un líquido; las pinturas, por ejemplo, son una suspensión de partículas de pigmentos sólidos diminutos en un líquido oleoso. Un gel es un soi en el que las partículas suspendidas están sueltas, organizadas en una disposición dispersa, pero definida tridimensionalmente, dando cierta rigidez y elasticidad a la mezcla, como en la gelatina. Las partículas de una dispersión coloidal real son tan pequeñas que ei choque incesante con las moléculas del medio es suficiente para mantener las partículas en suspensión; el movimiento al azar de las partículas bajo la influencia de este bombardeo molecular se llama movimiento browniano. Sin embargo, si la fuerza de la gravedad aumenta notablemente mediante una centrifugadora de alta velocidad, la suspensión puede romperse y las partículas precipitarse.

Debido a su tamaño, las partículas coloidales no pueden atravesar los poros extremamente finos de una membrana semipermeable, como el pergamino, por osmosis. Aunque una dispersión coloidal no puede ser purificada por filtración, sí puede ser diaiizada colocándola en una bolsa semipermeable con agua pura en el exterior. Así, las impurezas disueltas se difundirán gradualmente a través de la bolsa, mientras que las partículas coloidales permanecerán aprisionadas dentro de ella. Si el proceso de diálisis se realiza hasta el final, la suspensión probablemente se romperá o se precipitará, porque la estabilidad de los sistemas coloidales depende de las cargas eléctricas de las partículas individuales, y éstas a su vez, dependen generalmente de la presencia de electrolitos disueltos. Aunque las partículas coloidales Individuales son demasiado pequeñas para poder ser vistas con un microscopio ordinario, pueden hacerse visibles por medio de un ultramicroscopio. Si se coloca una dispersión coloidal bajo un microscopio, y un rayo de luz incide sobre una cara, la trayectoria del rayo se hace visible por la dispersión de las partículas coloidades. Este mismo fenómeno hace visible la trayectoria de un rayo de luz en un cuarto oscuro, pero bajo el microscopio se observan destellos de luz separados. Las partículas se observan con un movimiento al azar como resultado de! movimiento browniano, y su velocidad es exactamente ¡a calculada para moléculas dei tamaño de las partículas coloidales.

121

CBTA. No. 35

El movimiento de las partículas coloidales a través de un fluido bajo la influencia de un campo eléctrico se llama electroforesis. Un tipo de electroforesis, ideado en 1937 por el bioquímico sueco Arne Tiselius, se utiliza para estudiar las proteínas y diagnosticar enfermedades que producen anormalidades en el suero sanguíneo.

b ib lio t e c a

Industrial mente se obtienen dispersiones coloidales en líquidos triturando intensivamente un sólido en una moledora coloidal o mezclando y batiendo intensivamente dos líquidos juntos en un emulsionador; el remojo de ia fase suspendida mejora con la adición de un agente humidificante, conocido como estabilizador, un espesante o un agente emulsionante.

Cuauhtémoc

Antonio Jiménez F/ores e toes (Votosco Lafera

Tabla 4.2 propiedades de las disoluciones, coloides y suspensiones PROPIEDAD

DISOLUCIÓN

Tamaño de la partícula

COLOIDE

> que 1 nm

SUSPENSIÓN

10- 10000 nm

> que 10000 nm

Homogeneidad

homogénea

en el límite

heterogénea

Acción de la gravedad

no sedimenta

puede sedimentar

sedimenta

Filtrabilidad

no filtrable

no filtrable

filtrable

Fases

una

dos

dos

Ejemplos

sal, urea

albúmina, fibrinógeno

células rojas blancas

El soluto es el componente que en la solución se encuentra en menor proporción. Solvente es el componente de una solución que se encuentra en mayor proporción. Solución es una dispersión entre el soluto y el solvente.

Tabla 4 .3 s is te m a s co lo id a les SIS1 EMAS COLOIDALES Fase dispersa Espuma Espuma sólida Aereosol líquido Emulsión Emulsión sólida Humo Sol So! sólido

gas ■gas líquido líquido líquido sólido sólido sólido

Soluto

+

Medio de dispersión líquido sólido gas líquido sólido gas líquido olido

Solvente

Ejemplos comunes

jabonaduras, crema batida malvaviscos, piedra pómez niebla, bruóia, nubes crema, mayonesa, leche mantequilla, queso polvo en el aire pinturas, jaleas, almidón en agua perlas, ópalos, diamantes

Disolución -------------------- ► Solución

El disolvente más común es el agua, ya que sus moléculas son muy polares.

122

y

Química inorgánica 2

Presenta un momento dipolar, dos polos muy fuertes, con ellos atrae a otras substancias polares, ya sean iones o moléculas.

Tabla 4.4 rela ción so lu to -so lv e n te Relación entre soluto y solvente Tipo de solvente Polar Polar No polar No polar

Tipo de soluto polar no polar polar no polar

¿Existe solución? si no no si

Entre ef NaCI y el agua se efectúa una disolución, ya que NaCI se disocia en iones de +Na y 'Cl, y la molécula del agua los atrae, el ion sodio es atraído por el polo negativo del agua -formado por los oxígenos- y a los iones de cloro los atrae la parte positiva del agua, los hidrógenos. Disoluciones, en química, mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de disolvente, y a la de menor cantidad se íe llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, como ocurre en la atmósfera, son disoluciones. Las disoluciones verdaderas se diferencian de las disoluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del disolvente. Observadas a través del microscopio, las disoluciones aparecen homogéneas y el soluto no puede separarse por filtración. Las sales, ácidos y bases se ionizan al disolverse en agua. Algunos metales son solubles en otros en estado líquido y solidifican manteniendo ¡a mezcla de átomos. Si en dicha mezcla los dos metales pueden solidificar en cualquier proporción, se trata de una disolución sólida. Solubilidad, algunos líquidos, como el agua y ei alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una disolución de azúcar en agua, puede suceder que, si se ie sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la disolución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la disolución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura deí disolvente. En el

123

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flotes e Inés M asco Labra

caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en disoluciones cuyas moléculas tienen una estructura similar a las del disolvente. Por ejemplo, el etanol (C2H5OH) y el agua (HOH) tienen moléculas de estructura similar y son muy solubles entre sí.

Propiedades físicas de las disoluciones. Cuando se añade un soluto a un disolvente, se alteran algunas propiedades físicas del disolvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto), como el 1,2-etanodiol (HOCH2 CH2 OH). Por otra parte, al añadir un soluto se rebaja la presión de vapor del disolvente. Tabla 4.5 tipos de disoluciones FASE

FASE ORIGINAL DEL SOLUTO

EJEMPLO

Gaseosa

Gaseosa

aire

Líquida

aire húmedo

Sólida

humos finos

Gaseosa

agua gasificada

Líquida

Líquida Sólida

vinagre agua de mar

Sólida

Gaseosa Líquida Sólida

hidrógeno adsorbido en metales amalgama de mercurio aleaciones ■

Otra propiedad destacable de una disolución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos disoluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del disolvente, pero impide el paso de las

124

Química Inorgánica 2

del soluto), las moléculas del disolvente pasarán de la disolución menos concentrada a la disolución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida.

Pero la mayor parte de las sustancias son sólidos que no pueden vaporizarse y su masa molar se determina utilizando métodos que aprovechan las propiedades coligativas (punto de ebullición, punto de solidificación y presión osmótica) de las disoluciones. Estas propiedades, al depender del número de moléculas de soluto contenidas en una masa de disolvente, permiten hallar la masa molar del soluto disuelto.

4.1.1 Soluciones Empíricas Son soluciones preparadas sobre la base de la experiencia, determinando a simple vista o calculando las cantidades de cada uno de los componentes, principalmente se preparan de tres tipos: 3.

Solución saturada la substancia disuelta se encuentra en equilibrio, con la substancia no disuelta, se preparan colocando una x cantidad de agua y un poco de sólido, agitarla hasta que se disuelva, agregando más y más hasta que el sólido (soluto) ya no se disuelva y quede en el fondo del líquido, entonces se dice que la solución está saturada, o en equilibrio entre el solvente y el sólido disuelto.

125

Cimhíémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Alolasco Labra

b.

Solución insaturada o no saturada

es la que contiene una mayor proporción de solvente que de poluto, en esta solución no se guarda un equilibrio, se prepara con un poco de agua, agrégale sólido y disuélvelo, aun cuando el agua puede disolver mayor cantidad de sólido, ya no le agregues, puesto que una pequeña cantidad de poluto en una mayor parte de solvente se ha conseguido formar una solución insaturada.

c.

Solución sobresaturada al igual que la solución anterior, no guarda un equilibrio y para lograrlo se altera la temperatura de la solución, se prepara agregando a un poco de solvente un soluto y agitarlo para que se disuelva cuando ía solución no ita más soluto, caliéntala para que el calor pueda disolver más soluto que el normal.

Las soluciones se clasifican de acuerdo a las cantidades de soluto y solvente que contienen, cuando estas cantidades son medidas y se expresan en términos de concentración, para ello se toma en cuenta el uso que vaya a darse a la solución, por ejemplo la solución porcentual (% en peso), es la que indica las partes de soluto contenidas en 100 partes de solución. Tabla 4.6 soluciones porcentuales Concentración de peso-peso Concentración de volumen-volumen Concentración de peso-volumen

gramos de soluto/gramos de solución litro o ml.de soluto/litro o mi de solución gramos de soluto/ml. de solución o kilogramos de soluto/litros de solución

Soluciones porcentuales Estas soluciones se manejan en términos de concentración, unidades de soluto contenido en 100 partes de solución. Para preparar 100 mi de una solución de alcohol al 30 % en agua, se miden 30 mi de alcohol y 70 mi. de agua y se mezclan, el solvente agua se encuentra en mayor cantidad y el soluto alcohol en menor cantidad y juntos forman 100 partes, es una solución de volumen en volumen.

126

Química Inorgánica 2

Soluciones peso ¡peso Problema 42 Para preparar 100 g de una solución al 25 % de NaCI, se pesan y unen 25 g de NaCI y 75 g de agua. Problema 43 Para preparar 80 g de solución al 12 % de CaO, ¿cuántos gramos de Oxido de Calcio y de agua se requieren? a) El peso de la solución son 80 g, esto equivale al total de la solución o sea el 100% .

Figura 4.1 representación del sólido b) El total de la solución es 100 % o sea 80 g, entonces, ¿cuántos gramos son el 12 %? 80 g ------------- 100% X ------------- 1 2 %

80 g * 12 % /1 0 0 %, = 9.6 g de CaO

c) El total de la solución son 80 g - 9.6 g de CaO = 70.4 g de agua

Problema 44 Para preparar una solución de 500 g a l 25.5 % de glucosa, ¿qué peso se requiere de glucosa y de agua? a) b)

El total de la solución son 500 g esto equivale al 100 %. Si 500 g equivalen al 100 %, ¿cuántos g de glucosa hacen un 25.5 %?

500 g ---------------- 100 % X ---------------- 25.5% c)

500 g * 25.5 % / 100%

-

127.5 g de glucosa

El total de la solución es 500 g -127.5 g de glucosa = 372.5 de agua

127

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Soluciones volumen¡volumen Problema 45 Para preparar 200 mi. de solución de HCI al 15 %, ¿cuántos mi. de agua y de ácido son necesarios? a) El total de la solución son 200 mi. esto equivale al 100 %. b) Si 200 mi. de solución equivalen al 100 %, entonces, ¿cuántos mi. equivalen al 15 % de HCI?

200 mi.----------- 100% X -------------- 15 % c)

200 ml. * 15 % / 100"% -

30 mJ de HCI

El total de solución son 200 m i-3 0 mi de HCI = 170 m l.de agua.

Soluciones peso¡volumen La preparación de soluciones se facilita por la densidad del agua de 1 g/ml, esto significa que 1 ml de agua pesa un gramo, dados estos valores en agua destilada y a una atmósfera de presión normales. Problema 46 Para preparar 75 g de una solución de LiCI al 6 %, ¿cuántos gramos de cloruro de litio y cuántos mililitros de agua son necesarios mezclar? a) El total de la solución son 75 g esto es equivalente al 100 %. b) Como los 75 g equivalen al 100 % de la solución, entonces, el 6 % de cloruro de litio equivalen a, ¿cuántos gramos? 75 g — ........— 100% X ---------------- 6 % c)

75 g * 6 ^ / 1 0 0 % =

4.5 g de cloruro de litio.

El total es 75 g - 4.5 g de LiCI = 70.5 g de agua

Problema 47 Se desea saber que concentración tiene una solución, preparada con 33 ml de agua y

7 g de NaOH. a) El total de la solución es 33 g de agua + 7 g de Hidróxido de Sodio = 40 g b) Los 40 g son equivalentes al 100 %, ¿qué concentración dan los 7 g de soluto?

40 g ----------------- 100% 7 g ---------------

128

x

7 $ *100 % / 40$ = 17.5 % de concentración de NaOH

Química Inorgánica 2

Problema 48 Una solución de KCI al 5 %, con una densidad de 1.05 g/ml, ¿cuál es su concentración en g/ml?

a} Como no indica la cantidad de solución, tomaremos como base que son 100 g de solución y estos equivalen al 100 %, primero habrá que obtener el peso del soluto de la siguiente manera: 100 g ..................100% X .................. 15% b)

100 g * 1 5 * / lOO'fc = 15 g de peso de KCI

Ahora obtendremos el volumen de la solución utilizando la densidad. 1.05 g .......... — - 1 ml 100 g ................... X lOOO'g, * 1 ml / 1.05 ^ =

95.23 ml de solvente (agua).

c) Finalmente para obtendremos la concentración en g/m l se dividen los gramos de soluto sobre los ml. de solvente-. 15 g / 95.23 ml =

0.157 g/ml Concentración de la solución.

Soluciones partes por millón (PPM). Es otra forma de expresar concentración en las soluciones, especialmente si son muy diluidas, puede utilizarse partes por millón ppm, o partes por billón ppb, en ambas formas expresa el peso del soluto contenido en un millón o un billón de partes del total de la solución.

Tabla 4.7 solución ppm

Peso de soluto (mg) ppm ----------------------------------------litro de solución

1 mg 1 ppm = --------------------------1 litro de solución

Problema 49 Para preparar 300 litros de solución a una concentración de 50 ppm de MgS con una

pureza del 80 %, ¿cuántas partes de soluto y de solvente se requieren?

129

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

a)

Un mg de soluto en un litro de solución da una concentración de 1 ppm. Entonces (1*50) 50 mg de soluto en 1 litro de solución da una concentración de 50 ppm. Entonces (50*300) 1500 mg de soluto en 300 I. de solución da una concentración de 50 ppm. Por lo tanto (1500/1000) 15 g de soluto MgS habrá que mezclarlos en 300 I de solución para que adquiera una concentración de 50 ppm. Si el soluto fuera 100 % puro, sin embargo está al 80 % de pureza, así que habrá que calcular sus impurezas. 1 5 g ----------- 80% X ----------- 1000% 15 g * 100 % /8 0 % = 1 8 .H g d e M g S e n 300 l.d e solución.

Problema 50 Se requiere aplicar a una plantación K3P04 por medio de aspersión, así que hay que

preparar 350 litros de solución a 28 ppm, de potasio, ei soluto tiene una pureza de 75 %, calcula los gramos a utilizar de fosfato de potasio. a)

1 mg de soluto en 11. de solución da una concentración de 1 ppm 28 mg de soluto en un I. de solución da una concentración de 28 ppm (1*28).

Entonces (28*350) 9800 mg de soluto en 3 5 0 1. de solución da una concentración de 28 ppm. Esto sería correcto si el soluto fuera puro, pero está al 75 %, para corregir hacemos: 9800 m g --------- 75 % X ----------- lo o %

9800 mg * 100 % / 75 % =

13066.6$ mg de K3P04

Convertidos a gramos ( 13066.66 / 1000 = 13.066 g de soluto en 3 5 0 1 de solución.)

4.1.2. SOLUCIONES VALORADAS Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/() y molaridad (M). Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una concentración de 40 gil contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.

130

Química Inorgánica 2

La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol -masa molar- de soluto. Por ejemplo, para conocer la molaridad de una disolución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCI) hasta obtener 2 litros de disolución, hay que calcular el número de moles de NaCI; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 molar).

En este tipo de soluciones, se hacen presentes las unidades químicas, que manejan de una manera más exacta los compuestos -su estructura molecular- y las cantidades a utilizar de los mismos (cualitativa y cuantitativa), se conocen varios tipos de soluciones valoradas, mollas, formales, mollares y normales. Solución molal (m), expresa su concentración en unidades de volumen, al variar la temperatura, se prefieren las unidades de masa, tanto para el soluto como para el disolvente. Una solución molal contiene un mol de soluto disuelto en IODO g de disolvente. Entonces expresa moles de soluto por moles de disolvente, no como solución.

Tabla 4.8 definición de molaridad

Moles de soluto Molalidad ( m ) -------------------------------1000 g de disolvente

Problema 51 Para preparar una solución de hidróxido de sodio a una concentración 0.5 molal se

requiere. a) Obtener el peso molecular del NaOH (Hidróxido de Sodio) Na = O = H =

23 * 1 — 23 16 * 1 = 16 1 * 1 = 1 40 g/mol

131

Cuauíitémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

b)

1 mol de soluto en 100 g de disolvente da una concentración 1 molal. Entonces 40 g/mol de NaOH más 1000 g de disolvente da una concentración 1 molal. Como solo se desea 0.5 molal, (40/2) = 20 g de HaOH en 1000 g de disolvente a lm

Solución formal (F), expresa su concentración por el número de pesos fórmula gramo de un soluto, que está disuelto en un litro de solución.

Tabla 4.9 definición de solución formal

Número de pesos fórmula gramo de soluto Formalidad (F) = Un litro de solución

Problema 52 ¿Calcular la formalidad de una solución que contiene 28 g de CaO y agua suficiente para aforar a 500 ml de solución? a) Obtener el peso fórmula del compuesto. Ca = 40 * 1 0 = 16 * 1 -

40 16 56 g/pf.

b) 56 g/pf — - 1000 m l - - 1 pfg 28'g/pf * 1 pfg / 56 s(pf = 0.5 pgf 28 g/pf -- — IODO m l - — X 28 g/pf — - 1000 ml — - 0.5 pgf 500 28 gpf — — 500 m! — - X

ml *

0.5 pgf /1 0 0 0

ml - 0.25 pfg

Soluciones molares (M), se expresa como un mol de soluto disuelto en un litro de solución.

Tabla 4.10 definición de solución molar

Un mol de soluto Molar (M )----------------------------Un litro de solución

132

Química Inorgánica 2

Problema 53 Al mezclar 71 g de sulfato de sodio, con agua suficiente para completar 1000 mi de solución, ¿qué concentración molar adquiere dicha solución? a)

b)

Obtener el peso del soluto

Na2S0„

Na = 23 * 2 - 46 S = 32 * 1 = 32 0 - 16 * 4 = 64 142 g/mol

Presentar la solución 1 mol 1000 ml — 1 M Presentar el peso molecular 142 g — - 1000 ml — 1 M Plantear la solución 71 g 1000 ml — X 71 g * 1 M / 1 4 2 ^ = 0.5 M

\

Problema 54 ¿Cuántos ml de ácido sulfúrico se requieren para preparar 350 ml de solución a 0.78 M, si el ácido tiene un 98 % de pureza y una densidad de 1.57 g/ml? a) Obtener el peso molecular del ácido

H2SO< H = 1 * 2 - 2 S = 32 * 1 - 32 0 =16 *4 =64 98 g/mol

b) Presentar la solución l mol — 1000 ml — - 1 M Presentar el peso molecular 98 g — 1000 ml — IN I Plantear la solución X -------- 350 ml — 1 M 98 g * 350^)1/ 1000 iH = 34.3 g reduce agua reducen g 34.3 g — 350 g — - 1 M reduce M reducen g X -------- 350 ml — - 0.78 M 34.3 g * 0 .7 8 ^ /1 1 (4 = 26.7 g c)

Eliminar las impurezas del ácido sulfúrico 26.75 g de H2S04 — 9 8% X gde H2SO*— 1 0 0 % 26.75 g * 100 * / 98 %, -

27.296 g de H2S04

133

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Fíores e inés Nolasco Labra

d)

Para optimizar el manejo del ácido, como se encuentra en estado acuoso, hay que convertir con ayuda de la densidad los g de ácido en ml. (densidad del ácido 1.57 g/ml),

1.57 g — - 1 ml 22.296 g — - X

2 7 .2 9 6 V 1 ml /1 .5 7

17.386 ml de HzS04 en 350 ml de solución

Problerma 55 Calcular la molaridad de una solución con 300 g de bromuro de magnesio disueltos en 900 m ide solución. a) Obtener el peso molecular del soluto.

MgBr?

Mg = 24 * 1 = 24 Br = 80 * 2 - 160 184 g/mol

b) Presentarla solución: 1 mol — - 1000 ml - - - 1 M Presentar el peso molecular 184 g — - 1000 ml - - - - 1 M Ejecutar los cálculos: 300 g — 1000 ml — X 3 0 0 ^ * 1 M /1 8 4 > g - 1.63 M

300 g ------ 1000 m l------ 1.63 M 300 g — - 900 ml ----- X 900 rW * 1.63 M / 1000 tol -

1.46 M

Problema 56 ¿Cuál es la molaridad del H2S04 concentrado si contiene 96 % de pureza en peso y densidad de 1.53 g/ml? a) Obtener el peso molecular del soluto:

b)

H2S04

H = 2 * 1 = 2 S - 3 2 * 1 = 32 O = 1 6 * 4 - 64 98 g/mol

Datos M (molaridad = ? PM(peso molecular = 98 g/mol

Solución: Masa de un litro = 1.53 g/mol * ÍOOO m l g de H2S04

M -

1593.75VI -------------------

9 8 ^0 1

134

-

=

1530 g/l

16.26 mol/l

* 0.96

-

1593.75 g/l

M H2so+ = 16.26 M

1530 g/l

Química Inorgánica 2

Soluciones Normales (N), es la que contiene disueltos en un litro de solución, el peso normal o equivalente del soluto. Tabla 4.11 definición de solución Normal

Normalidad (N) -

Peso equivalente (g) ......................... — Un litro de solución

Problema 57 ¿Cómo preparar una solución de CaC03 con 600 ml a una concentración de 0.7 N? a) Obtener el peso del soluto CaC03

Ca = 40 * 1 - 40 C = 12 * 1 = 12 0 - 16 * 3 = 48 100 g/mol

b) Obtener el equivalente químico y el peso equivalente: +2 CaC03

Eq = 2

PM Pe = -------- = Eq.

100 g/mol ------------------- = 2

50 Peq-g

c) Presentar la solución: 1 Pe-g — 1000 ml — 1 N Presentar equivalentes químicos 50 Peq-g- - 1000 ml — 1 N Ejecutar los cálculos X — 600 ml — - 1N 50 * 600 /1 0 0 0 = 30 Peq-g 30 Peq-g— 600 ml — X --------- 600 ml — 0.7 \ 30 * 0.7 / 1 = 21 Peq-g

d)

En un matraz de aforo limpio y seco, con capacidad de 600 ml, añadir un poco de agua destilada, entre 100 y 150 ml aproximadamente. Pese en un vidrio de reloj el soluto y agréguelo a! agua destilada del matraz agite vigorosamente, continúe agregando agua y agitando hasta completar los 600 ml de solución, etiquete esta con 600 ml de Sol. de CaC03 a 0.7 N, tape y guarde su solución.

135

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Dilución Este proceso se origina de la necesidad de preparar soluciones menos concentradas, a partir de otras de mayor concentración, la cantidad de la solución más concentrada, que se requiere para preparar la diluida, se basa en la cantidad de soluto contenido en las dos soluciones y debe ser la misma. La concentración (moles de soluto por litro) varia pero el número de moles permanece constante, o sea que el número de moles de soluto de la solución concentrada, es igual al número de moles de soluto en la solución diluida. Para realizar el cálculo de la solución concentrada se utiliza la presente fórmula.

CjVi — C2VZ Donde son respectivamente la concentración y el volumen de la solución diluida y C2V2 son la concentración y el volumen de la.solución concentrada.

Problema 58 ¿Cuántos ml de agua destilada hay que agregar a 20 ml de solución de NaOH a 0.8 N, para diluirla a 0.-3- N? a)

Despeja de la fórmula V2

-

C2V2

Cü

V2 = --------C2 b) Datos

Cx = 0.8 N Vj = 20 ml C2 = 0.3 N V2 = ?

c) Substituir los valores 0.8>| * 20 ml V2 -------------------------------- =

0.3 \

136

16 ---------- =

0.3

53.33 ml

Química Inorgánica 2

Problema 59 Ai agregar 25 ml de agua destilada a una solución de 40 ml de HCI a 1.2 N. Para diluirla, ¿a qué concentración bajo la solución? a) Despejar la concentración 2 :

= C2V2

Vz b) Anotar los datos

Ct = 1.2 N Vj = 40 ml C2 — ? V; = 25 ml + 40 ml = 65 ml.

1.2 N * 40 íhl 48 V¡> = ---------------------- -------= .............. = 0.738 N concentración de la solución. 65h l 65

RESUMEN Una solución vista de manera general es una dispersión homogénea de dos o más especies moleculares o iónicas, así el aire ordinario en una solución de nitrógeno, oxígeno, argón, bióxido de carbono y pequeñas cantidades de otras especies, en vista de su composición variable, una solución en una mezcla, aunque sus componentes no se distinguen a simple vista, ya que sus componentes son de dimensiones moleculares. Una solución puede estar compuesta por cualquiera de los tres tipos de estados de la materia gaseoso, sólido o líquido, pero constan de una sola fase, a los químicos les interesan las soluciones con líquidos con gases o sólidos en dispersión, ya que la mayoría de los procesos químicos se dan en forma líquida (acuosa), aún en los biológicos, geológicos predomina la acción líquida. Los componentes de una solución son llamados disolvente y soluto, donde el primero se presenta en mayor cantidad y el segundo en una menor proporción, suelen ser dispersiones, ya sea de especies moleculares, de especies iónicas o de combinaciones, en cambio las soluciones gaseosas sueles ser moleculares y debido ea ello la mayoría de sus mezclas son solubles, sin embargo en las soluciones de líquido y sólido, uno es limitante del otro en cuanto a las cantidades que va a disolver.

137

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Los términos concentrado y diluido, ya que puede variar los criterios por ejemplo el ácido sulfúrico concentrado está al 98 %, mientras que el ácido clorhídrico suele estar al 36 %, las soluciones diluidas contienen solo una parte o fracción de las concentradas. De ahí que una solución saturada pueda ser una muy diluida. Es más interesante los aspectos relativos a las expresiones cuantitativas de las concentraciones de las soluciones, ya que las cantidades de soluto y solvente pueden medirse en peso, en volumen o en número de moles, siendo el interés que despierta tanto físico como químico. En 100 g de agua disueltos unos 5 g de sal producen una solución insaturada, si agrega sal en cantidad tal que provoque un equilibrio entre el soluto disuelto y el no disuelto, se llega a la saturación y estando en esta se agrega más soluto con un aumento de temperatura lográndose la sobresaturación. Uno de los métodos más simples para expresar concentraciones está basado en la composición de tanto por ciento de la solución ya sea que se cimiente en peso o volumen, con relaciones de peso/peso, peso/volumen y volumen/volumen. Molalidad es el número de moles de soluto contenidos en 1000 g de disolvente, donde 1 mol de sulfato de sodio, en 1000 g de disolvente da una concentración 1 molal. Las soluciones molares, normales y formales están basadas en la relación peso volumen cuando cantidades medidas de soluto, se disuelven en una cantidad suficiente de disolvente para completar un volumen específico. Una solución 3 molar de cloruro de calcio contiene, 3 moles de cloruro de calcio y suficiente agua medida en un matraz de aforo para completar un litro de solución. No importa la cantidad de disolvente, en las soluciones formales elimina la confusión que se origina a partir de la naturaleza de los enlaces químicos del soluto, es apropiada para los solutos con enlaces iónicos. Las soluciones normales contienen un número específico de pesos equivalentes de soluto por litro de solución, en fracción mol, la manera de expresar concentración, es la fracción total de moléculas en una solución que se atribuyen, ya sea de soluto, o al disolvente. Algunas propiedades físicas de las soluciones diluidas dependen del número de partículas de soluto en solución, más que de su composición química, estas propiedades son resultado de las mismas o efecto coligativo (colectar), estas propiedades incluyen la disminución de ía presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, el abatimiento del punto de congelación y la presión osmótica.

138

Química Inorgánica 2

A U T O E V A L U A C IO N

Tema 4

Soluciones,

!.- Complemente correctamente las siguientes cuestiones. 1. Explique como se preparan ias siguientes soluciones: No saturada

Saturada

Sobresaturada

2.

Indique las cantidades de soluto y solvente para preparar las siguientes soluciones porcentuales: a) 120 m ide solución al 10% de Calcio. _________________________________________ b) 76 ml de solución al 9 % de alcohol en a g u a ____________________________________ c) 72 g de solución al 23 % de Oxido de calcio en polvo inerte._________________________ d) 145 mol de solución al 19 % de HCI en agua____________________________________ e) Cuántos gramos de oro contiene una prenda que pesa 16 g y es de 14 Kilates.

3.

Indique las cantidades de soluto y solvente para preparar las siguientes soluciones a) 2 5 0 1de solución a 75 ppm de HN03 al 82 % de pureza.__________________ b) 15 I de solución a 20 ppm de potasio utilizando K3P04 al 65 % de pureza____

139

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

c)

Para fertiliizar son necesarios de 125 litros de solución con nitrógeno a 283 ppm, cuántos gramos de Urea 46 % de nitrógeno se requieren para preparar 500 litros de tal solución.

4. Indique las cantidades de soluto y solvente para preparar las siguientes soluciones molares. a) 750 ml de solución 0.4 M de HCI al 36.5 % de pureza y densidad de 1.37 g/ml b) 100 ml de solución I M de CaO al 90 % de pureza. c) 320 mi de solución 1.2 M de MnSO* al 92 % de pureza. d) 630 ml de solución 0.3 M de H2SO+ al 85 % de pureza y 1.57 g/ml de densidad. e) 340 ml de solución al 20 % de ácido clorhídrico. 5. Indique las cantidades de soluto y solvente para preparar las siguientes soluciones normales. a) 250 ml desolución 0.4 N de NaOH al 80 % de pureza. b) 800 ml de solución 0.9 N de H3P04al 92 % de pureza y 1.28 g/ml de densidad. c) 450 ml de solución 0.2 N de AIS04con una pureza de 90 % del soluto. d) 233 ml de solución 0.6 N de H2S04 al 85 % de pureza y 1.57 g/ml de densidad. 6. Indique los pasos a seguir para preparar una solución y la concentración de ésta en términos de normalidad y molaridad y molaridad si contiene 12 g de CaS04 al 94 % de pureza, en 120 ml de agua destilada. 7. Define a una solución diluida. 8. ¿Qué es una solución de porciento? 9. ¿Qué es soluto y qué es disolvente? 10. ¿Qué es una solución concentrada?

140

Química Inorgánica 2

Tema5

ÁCIDOS Y BASES

Objetivo

El.alumno' a través de manejo de ¡os ácidos y délas fases, practicando con diversas sustancias de consumo timado, emprenderá la función que desempeñan estas y el :; agua en la naturaleza,, j

introducción Las almendras son amargas y los limones agrios, que mejores indicadores de lo que es una base, álcalis o hidróxido y un ácido-, sustancias que diariamente consumimos en nuestros alimentos; de ahí surge una enorme gama de sensaciones que a nuestro paladar incitan, por las reacciones que estas sustancias químicas provocan y no solamente llegan del exterior, nuestro organismo de carácter neutro, reacciona para producir ácidos como el clorhídrico en el estómago, que digiere a los alimentos, otro un ejemplo ilustrativo es la producción de sustancias básicas que acompañan a los espermatozoides en el llamada flujo seminal -semen-, para protegerlos de la acidez de la vagina de la hembra.

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados liqúenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio-. H2SO4

+

2NaOH -----------► 2H20

+

Na2S04

141

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés M asco Labra

Generalmente los ácidos y las bases se pueden reconocer por los cambios de color que provocan en presencia de otras substancias que indican el pH, grado de acidez o basicidad de una substancia ya que al reaccionar transfieren electrones o dan lugar a la formación de iones específicos que hacen aumentar en las soluciones la concentración de ellos, hay teorías que explican como se comportan los ácidos y las bases, técnicas que permiten medir el grado de concentración de los mismos e indicadores que viran de coloración para determinar su presencia. El adecuado manejo de los ácidos y las bases, permite realizar la síntesis química, ésta consiste en obtener compuestos químicos a partir de sustancias más simples. Los objetivos principales de la síntesis química son la creación de nuevas sustancias químicas, así como el desarrollo de métodos más baratos y eficaces para sintetizar sustancias ya conocidas. Normalmente, basta con la purificación de sustancias naturales para obtener un producto químico o aprovechar el uso de ese producto como materia prima para otras síntesis. La industria farmacéutica, por ejemplo, depende con frecuencia de complejos compuestos químicos, que se encuentran en el petróleo crudo, para la síntesis de medicinas. En algunas ocasiones, cuando se trata de sustancias escasas o muy costosas, se hace preciso sintetizar dicha sustancia a partir de otras materias primas más abundantes y más baratas. Uno de los principales objetivos de la síntesis química es producir cantidades adicionales de sustancias que ya se dan en la naturaleza. Ejemplos de ello son la recuperación del cobre de sus menas y la síntesis de ciertas medicinas que se encuentran de modo natural (como la aspirina) y de vitaminas (como el ácido ascórbico o vitamina C). Otro de sus objetivos es la síntesis de materiales que no se dan de modo natural, como el acero, los plásticos y los adhesivos. Alrededor de once millones de compuestos químicos han sido catalogados por el Chemical Abstracto Service de Columbus, Ohio (Estados Unidos). Se calcula que cada día se sintetizan unos 2.000 nuevos compuestos. Se producen unos 6.000 con fines comerciales y unos 300 más se incorporan al mercado cada año. Antes de su comercialización, todo nuevo compuesto se comprueba, no sólo con fines comerciales, sino también para descubrir posibles efectos dañinos en el ser humano y el medio ambiente. El proceso para determinar la toxicidad de un compuesto es difícil y costoso, debido a la gran variedad de niveles de dosis tóxicas para el hombre, las plantas y los animales, y por lo complicado que resulta medir los efectos de una exposición a largo plazo. Hoy, en cambio, es posible diseñar nuevas sustancias químicas para cubrir necesidades específicas (medicinas, materiales estructurales, combustibles), sintetizar en el laboratorio casi todas las sustancias que se encuentran en la naturaleza, inventar y fabricar nuevos compuestos e incluso predecir, con la ayuda de sofisticados ordenadores o computadoras, las propiedades de una molécula 'objetivo’ y sus efectos a largo plazo en medicina y en el medio ambiente.

142

Química Inorgánica 2

Gran parte de ios progresos conseguidos en el campo de la síntesis se debe a la capacidad de los científicos para determinar la estructura detallada de una serie de sustancias, comprendiendo la correlación entre la estructura de una molécula y sus propiedades (relaciones estructuraactividad). De hecho, antes de su síntesis, se puede diseñar la estructura y propiedades de una serie de moléculas, lo que proporciona a los científicos una mejor comprensión del tipo de sustancias más necesarias para un fin concreto. Las modernas medicinas de penicilina son modificaciones sintéticas de la sustancia que descubrió en la naturaleza el bacteriólogo británico Alexander Fleming. Se han descubierto más de mil enfermedades en el ser humano causadas por deficiencias moleculares, muchas de las cuales pueden tratarse con medicinas sintéticas. Gran parte de la investigación sobre nuevos combustibles y de métodos de utilización de la energía solar se basan en el estudio de las propiedades moleculares de productos sintéticos. Uno de los logros más recientes en este campo es la fabricación de superconductores basados en la estructura de complicados materiales inorgánicos cerámicos, como el YBa2Cu3C>7 y otros de estructura similar. Hoy es posible sintetizar hormonas, enzimas y material genético idéntico al de los sistemas vivos, aumentando ía posibilidad de tratar las causas que originan enfermedades humanas a través déla ingeniería genética. Esto ha sido posible en los últimos años gracias a los diseños que se obtienen con la ayuda de modernos y potentes ordenadores. Otro de los grandes logros recientes ha sido la utilización habitual de sistemas vivos simples, como levaduras, bacterias y hongos, para producir importantes sustancias. También es usual la síntesis bioquímica de materiales biológicos. La bacteria Eschecichia co!i se utiliza para obtener insufina humana, las levaduras para producir alcohol y los hongos para obtener penicilina.

5.1 Ácidos y Bases Primeras teorías Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando e! físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir ia corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en ei agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH'. La reacción de neutralización sería.H+

+

OH'

------------- ►

H20

143

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría solo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

Desde la antigüedad se definieron a los ácidos y bases según las propiedades de sus soluciones acuosas, así un ácido es una substancia que en solución acuosa posee un sabor agrio como el vinagre (ácido acético), como ei jugo gástrico (HCI), las bases o álcalis son substancias que en solución acuosa poseen un sabor amargo como la jabonadura, el limpiador de estufas (NaOH), es estudio de las substancias ácidos y bases se fundamenta en 3 teorías llamadas ácido-base. Tomando en cuenta el tipo de enlace que formen los átomos y moléculas, pueden disociarse o ionizar. Disociación este tipo de separación está presente, en sustancias de enlace iónico, que separan por la acción del agua sus partículas o iones positivos y negativos, tal como se encuentra la naturaleza de su enlace. NaCI

+

Na+

H?0

+

cr

+

+

+

Medida de la fuerza de ácidos o bases, la fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, ^ 0 + . De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de ^ 0 + formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH' en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log[H 30 + ] pOH - -log [OH']

144

Química Inorgánica 2

El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3 0 + ] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.

Ionización, la formación de moléculas o átomos con carga eléctrica. Los átomos son eléctricamente neutros ya que los electrones con carga negativa son iguales en número a los protones de carga positiva en los núcleos. Al combinarse sodio con cloro, para formar cloruro de sodio, cada átomo de sodio cede un electrón a un átomo de cloro, dando como resultado un ion sodio con carga positiva y un ion cloro con carga negativa. Cuando una partícula de movimiento rápido, como un electrón, una partícula alfa o un fotón, colisiona con un átomo de gas, éste expulsa un electrón, dejando un ion cargado. Los iones convierten en conductor al gas. La cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un

345

CBTA. No. 35

Cuando un gas está compuesto de un número casi igual de iones positivos y negativos se denomina plasma. Ejemplos de. plasma son las atmósferas de la mayoría de las estrellas, los gases en ei interior de los tubos fluorescentes de los rótulos y anuncios, y los gases de la capa superior de la atmósfera terrestre. Un gas se transforma en plasma cuando la energía cinética de las partículas del gas se eleva hasta igualar la energía de ionización del gas. Cuando alcanza este nivel, las colisiones de las partículas del gas provocan una rápida ionización en cascada, y el gas se transforma en plasma. Si se aporta la suficiente energía aplicando calor, la temperatura crítica se situará entre 50.000 y 100.000 K, elevándose a cientos de millones de grados, la temperatura requerida para mantener el plasma. Otro modo de convertir un gas en plasma consiste en hacer pasar electrones de alta energía a través del gas

b ib l io t e c a

átomo se llama energía de ionización. El principio de ionización de gases mediante diversas formas de radiación se aplica en la detección y medida de la radiación y en la separación y análisis de isótopos en el espectrómetro de masas. La atmósfera contiene siempre iones producidos por la radiación cósmica y la luz ultravioleta.

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Organizador 5.1 separación de enlaces Los enlaces se sepa­ ran de dos tornas

Disociación

se definen como

presente, en sustancias de enlace iónico, que separan per la acción del agua sus partículas o iones po­ sitivos y negativos, tal como se en­ cuentra la naturaleza de su enlace

estas son: Ionización

presente en sustancias de enlace covalente, que forman de especies iónicas al separarse por ia acción de una fuerza mayor a la que los mantienej unidos.

esto permite Medida de la fuerza de ácidos o bases, la fuerza de un ácido se puede medir por su grado de ionización, al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H^O-1", o al aceptar un protón en las bases midién­ dose su grado de disociación.

En un cristal de cloruro de sodio la fuerte atracción electrostática entre iones de cargas opuestas mantiene firmemente los iones en su sitio, estableciéndose un enlace iónico. Cuando el cloruro de sodio se funde, los iones tienden a disociarse a causa de su movimiento térmico y pueden moverse libremente. Si se colocan dos electrodos en cloruro de sodio fundido y se le aplica una diferencia de potencial eléctrico, los iones sodio emigran al electrodo negativo y los iones cloro lo hacen al electrodo positivo, produciendo una corriente eléctrica. Cuando se disuelve cloruro de sodio en agua, los iones tienen aún más facilidad para disociarse (por la atracción entre los iones y el disolvente), y esta disolución es un excelente conductor de la electricidad. Las disoluciones de la mayoría de los ácidos inorgánicos, bases y sales son poco conductoras de la electricidad y reciben ei nombre de electrólitos. En cambio, las disoluciones de azúcar, alcohol, giicerina y muchas otras sustancias orgánicas son conductoras de la electricidad y se denominan no electrólitos. Los electrólitos que proporcionan disoluciones altamente conductoras se llaman electrólitos fuertes (como el ácido nítrico o el cloruro de sodio) y los que producen disoluciones de baja conductividad reciben el nombre de electrólitos débiles (como el cloruro de mercurio (II) o el ácido etanoico).

146

Química Inorgánica 2

5.1.1. Teorías ácido-base El químico sueco Svante August Arrhenius fue el primero en descubrir que algunas sustancias en disolución se encuentran en forma de iones y no de moléculas, incluso en ausencia de una diferencia de potencial eléctrico. Entre 1880 y 1890, estableció la hipótesis de que cuando un electrólito se introduce en una disolución, se disocia parcialmente en iones separados, y que el grado de disociación depende de la naturaleza del electrólito y de la concentración de la disolución. Según la teoría de Arrhenius, al disolver una determinada cantidad de cloruro de sodio en un gran volumen de agua, los iones se disocian en mayor grado que si esa misma cantidad se disuelve en un volumen menor de agua. El físico holandés Petrus Debye desarrolló una teoría diferente sobre la disociación de los electrólitos, que fue ampliamente aceptada a partir de 1923. La llamada teoría de Debye-Hückel afirma que los electrólitos están totalmente disociados en una disolución. La tendencia de los iones a emigrar y conducir la electricidad queda retardada por las atracciones electrostáticas entre los iones de cargas opuestas y entre los iones y el disolvente. A medida que aumenta la concentración de la disolución, se incrementa el efecto retardante. Así, una cantidad fija de cloruro de sodio resulta mejor conductor si se disuelve en un gran volumen de agua, al encontrarse fos iones más apartados entre sí, ejerciendo una atracción menor respecto a los demás y respecto a las moléculas del disolvente. Sin embargo, los iones no tienen libertad total para emigrar. La constante dieléctrica del disolvente es otro factor importante en las propiedades de la disolución. La ionización es mayor en un disolvente como el agua, que tiene una constante dieléctrica elevada. La ionización es común en sustancias cuyo enlace es covalente polar y sufre una separación en su molécula por efecto del agua en partes positivas y negativas, es decir iones de la siguiente manera.

HCI

+

H20

-------------- H30 +

+

CL

Álcali, sustancia que produce iones hidróxido, OH", al disolverse en agua, El término procede del árabe af-qil¡, "cenizas de la planta de almajo", que hacía referencia a los hidróxidos y carbonatos de potasio y sodio, lixiviados de las cenizas de aquella planta.

147

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

En la actualidad, este término también se aplica a los hidróxidos de amonio (NH4 + ) y otros metales alcalinos, y a los hidróxidos de calcio, estroncio y bario. Los carbonatos y el hidróxido de amonio sólo proporcionan concentraciones moderadas de iones hidróxido y se llaman álcalis débiles. En cambio, los hidróxidos de sodio y potasio producen iones hidróxido en concentración suficientemente alta para destruir la carne; por esta razón se llaman álcalis cáusticos. Las disoluciones de álcalis colorean de azul el tornasol rojo, neutralizan los ácidos, tienen un tacto jabonoso y son conductores eléctricos. El hidróxido de sodio (sosa cáustica), NaOH, es un producto comercial importante que se usa para hacer jabón, rayón y celofán. También se emplea para procesar pasta de papel, en las refinerías de petróleo, y para obtener otros productos químicos. Se fabrica principalmente por medio de la electrólisis de una disolución de sal común, dando lugar a hidrógeno y cloro como subproductos importantes. El carbonato de sodio, Na2C03, cuyas disoluciones son álcalis débiles por hidrólisis, se obtiene de depósitos ñaturales o a partir de disoluciones de sal común por el proceso Solvay. Se usa para fabricar vidrio, como agente de limpieza y para ablandar el agua. En la actualidad, el término álcali está siendo sustituido por el de base.

TEORÍA DEARHENIUS Svante August Arrhenius (1859-1927) de Suecia, definió a los ácidos como las substancias que aumentan la concentración de iones hidronio (H30 +) en disoluciones acuosas, y las bases como las substancias que aumentan la concentración de iones oxhidrilo (OH'), en disolución acuosa, denominándole teoría de la disociación electrolítica establecida en 1887 y por sus aportaciones acerca de los electrolitos, recibió el Premio Novel en 1903. Así por ejemplo el ácido nítrico, es un ácido porque en disolución acuosa reacciona de la manera siguiente: HN03

+

H2Q

----------►H30 +

+

no 3-

Análogamente el hidróxido de potasio (KOH), es una base porque en disolución acuosa reacciona de la manera siguiente, KOH

148

+

H20

---------------*K+

+

OH'

Química Inorgánica 2

Tabla 5,1 comparación entre ácidos y bases

ÁCIDOS

BASES

Vira el papel indicador tornasol de azul a rojo

Vira el papel indicador tornasol de rojo a azul

Tienen sabor agrio

Tienen sabor amargo

Reaccionan con las basen produciendo sal más agua

Reaccionan con los ácido produciendo sal más agua

Con los metales activos reaccionan produciendo hidrógeno.

Tiene aspecto jabonoso y al tacto se sienten viscosos

Son corrosivos al tacto.

Esta teoría está limitada ya que no explica el carácter básico del amoniaco NH3.

TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY J.N. Bronsted (1879-1956) de Dinamarca y TM. Lowry (1874-1936) de Inglaterra, definieron en 1923 como ácido a toda substancia capaz de ceder un protón a otra substancia y una base toda aquella substancia capaz de aceptar un protón de un ácido. Es decir, un ácido es un dador de protones y una base una aceptara de protones. La teoría de Bronsted y Lowry permite subsanar el problema que planteaba sobre el comportamiento del amoniaco, mismo que al reaccionar con el agua acepta protones que el agua le cede, comportándose en agua como un ácido. NH3 +

H20

<

► NH4+

+

OH*

En general cualquier reacción ácido-base se representa según Bronsted-Lowry de la manera siguiente:

Ácido A +

BaseB

_ "

»

Ácido „

+

Base A

149

Cuautitémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Donde el ácido A y la base A, representan un par conjugado y el ácido B y la base B representan otro par conjugado, difiriendo los del par conjugado por un protón (H+), determinándose que un ácido es fuerte cuando su base conjugada es débil. Análogamente, una base es fuerte cuando su ácido conjugado es débil. Las substancias como el agua pueden comportarse indistintamente, son decir que cuando reacciona con un ácido ei agua se comporta como base y cuando reacciona el agua -«on una base se comporta como un ácido. Por ello al agua se le llama anfoteríca. Teoría de Brpnsted-Lowry, una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brpnsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+ ) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida-.

NH3

+ base

ÁNH2" + base + H+

El concepto de ácido y base de Brpnsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)

Ácido (1) +

Base (2)

Á Ácido (2) + Base (1)

Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCI es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

HCI +

H20 Á H3O +

+

Cl-

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCI, Cl", una base débil, y ^ 0 + , el ácido conjugado de H20, un ácido débil.

150

Química Inorgánica 2

Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

HF +

H20

Á H30 +

+ F-

Este equilibrio tiende a desplazarse a )a izquierda pues H20 es una base más débil que F" y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O"1". La teoría de Bronsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCI) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:

HCI

+

H20

Á H3O +

+

Cl-

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

NH3

+

H20

Á NH4 +

+

OH-

TEORÍA DE G1LBERT N. LEWIS El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una saf o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:

G.N.Lewis (1876-1945) su teoría sobre la atracción y valencia químicas con el químico estadounidense Irving Langmuir, basándose en la estructura atómica de las sustancias, conocida como teoría Langmuir-Lewis También se le conoce por su trabajo sobre la teoría de las disoluciones y ¡a aplicación de los principios de la termodinámica a los problemas químicos.

151

Cuaubtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Lewis enunció un concepto más general, su teoría electrónica en 1923, con poca fortuna, hasta 1938 se fijaron los demás científicos en ella, cuando fue enunciado que base es una sustancia que contiene un átomo capaz de ceder un par de electrones, y una ácido es una substancia que contiene un átomo capaz de aceptar un par de electrones, en otras palabras cuando un ácido reacciona con una base se forma un enlace covalente coordinado dativo, de la siguiente manera:

+ ácido

nh 3

base

—

►NH4+ enlace coordinado

Se observa un Protón H+ ácido de Lewis es capaz de aceptar un par de electrones. El amoniáco con 2 electrones dispuestos a ser cedidos es la base NH3 Al final de la reacción el enlace covalente coordinado del NH4+

152

Química Inorgánica 2

Organizador 5.2 teorías de ácidos y bases

Giíbert N. Lewis

■ [^fB a se es una sustancia que contiene un átomo capaz de ceder un par de electrones, y una ácido es una substancia que contiene un átomo capaz de aceptar un par de donde la electrones, en otras palabras cuando un ácido reacciona con una base se forma un enlace covalente coordinado dativo.

5.1.2. pH [Potencial Hidrógeno)

En la antigüedad para lavar sus utensilios de cocina las personas utilizaban ceniza con arena y agua, hoy día sabemos que las cenizas son óxidos, productos de la oxidación por combustión de substancias metálicas, que reaccionan con agua produciendo hidróxidos. De igual manera sabemos que en la combustión de hidrocarburos -gasolinas y diesel- se producen enormes cantidades deanhídridos gaseosos que flotan en el aire de las ciudades, cuando llovizna los anhídridos reaccionan con el agua produciendo la iluvia acida. ¿Qué tan básica o tan acida es una sustancia?, Para determinarlo se utilizan técnicas para medir las cantidades de iones H+ o H30 + que se encuentran disueltos en soluciones generalmente acuosas ácidas, o las cantidades de iones OH' presentes en las mismas soluciones acuosas alcalinas o básicas, estas cantidades indican su potencialidad ácida o alcalina de una substancia ya sé pHo pOH respectivamente.

153

Ctiauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

pH, término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término (del francés pouvoir hydrogene, 'poder del hidrógeno1) se define como el logaritmo de la concentración de iones H+ (protones) cambiado de signo: pH = -log [H+J, donde [H+ ] es la concentración de iones H+ en moles por litro. Debido a que los iones H + se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, (H30+ ), el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio. En agua pura a 22 °C de temperatura, existen cantidades iguales de iones ^ 0 + y de iones hidroxilos (OH- ); la concentración de cada uno es 10'7 moles/litro. Por lo tanto, ei pH del agua pura es -log (Q.107), que equivale a 7. Sin embargo, al añadirle un ácido al agua, se forma un exceso de iones H3C A en consecuencia, su concentración puede variar entre 10- ^ y ID- * moles/litro, dependiendo de la fuerza y de la cantidad de ácido. Así, las disoluciones ácidas tienen un pH que varía desde 6 (ácido débil) hasta 1 (ácido fuerte). En cambio, una disolución básica tiene una concentración baja de iones H3Ü+ y un exceso de iones OH" y el pH varía desde 8 (base débil) hasta 14 (base fuerte). El pH de una disolución puede medirse mediante una valoración, que consiste en la neutralización del ácido (o base) con una cantidad determinada de base (o ácido) de concentración conocida, en presencia de un indicador (un compuesto cuyo color varía con el pH). También puede determinarse midiendo el potencial eléctrico que se origina en ciertos electrodos especiales sumergidos en la disolución (véase Análisis químico). Según las teorías antes descritas el agua se comporta anfotéricamente (como base y como ácido), observa la presente ecuación: HA » "P Hí20(|) ácido 1 base 2

* H30 +(aq) + ácido 2

OH (aq) base 1

Al tratar con soluciones acuosas de ácidos y bases, se expresan la concentración del ion hidrógeno y del ion oxhidrilo, en términos del logaritmo negativo de la concentración, siendo por definición para la concentración de iones de hidrógeno es el pH: pH -

-log[H+]

La expresión correspondiente para la concentración del ion oxhidrilo es: pOH = -log[OH‘]

154

Química Inorgánica 2

Ya que el producto iónico del agua a la temperatura ambiente en 1 * 1 0 -14, el pH del agua pura es 7. [H+] = 1 * 10'7 y - log 1 * 10 _7 ~ 7 Se deduce que el pH y pOH = 14, y que cuando pH es menor que 7 la solución es ácida, y que cuando el pH es mayor que 7 la solución es básica.

LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN Para esta reacción, representada con el símbolo Kw, es el producto de las concentraciones molares de los iones H30 + y OH' en el equilibrio. Kw = [HsO+J [O H] La constante de ionización del agua a 25 grados centígrados es de Kw = 1 X 10 14 y tiene el mismo valor en todas las soluciones acuosas, como los ácidos y las bases son iguales en el equilibrio, entonces: Kw -

[H30 +] [OH ] -

lX lC r 14

[H30 +] - [OH ] = X Kw = [X] [X] = X2 = 1X1Ü 44 entonces

X = 1 X 1 0 ' 14

moles 1 X 1 0 '7 ............... litro Este valor indica la cantidad de iones entonces H30 + y OH" que existen en el agua a 25° centígrados. Como el valor así obtenido es tan pequeño, se maneja en logaritmos de la siguiente manera: Kw - [H30 +][0 H 1 entonces [H30 +] = [OH'] =

log Kw = log [H30 'h] + log [OH ], multiplicando p or-1 nos da: - lo g K w = - log [H30 +]-lo g [O H '] pKw =

representando porp = - 1 log

p[H30 " ] + p[OH ]

[H30 +] = Hy [OH"] pKw = pH +

OH

si hacemos que: nos proporciona

pOH

155

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

De ahí que se defina pH como a! logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno o hidronio y como pOH de igual manera, resultando de las dos ecuaciones. pH +

pOH

=

14

Problema 60 ¿Cuál es la concentración de iones hidronio en una solución cuyo pH es de 7.3? pH =

- log [H30 +] ; - pH =

[lo g H30 +] obteniendo antilogaritmos:

[H30 +] = antiiog -pH [H30 +] - antiiog í-7.3) Para cambiar el signo negativo, del número del que se va a sacar, es necesario sumar en número entero inmediato superior al número considerado. [H30 +] -

antiiog (-7.3 + 8- 8)

[H30 +] = antiiog (8.7) Por lo que de 0.7 es 5. El 8 únicamente indica el lugar decimal que ocupa la cifra significativa. moles

[H30 +J = 5 * 10 a —--------------litro

Escala del Ph y pOH, son valores que indican la fuerza o debilidad de una substancia ácida o básica y gracias a estos valores se pueden determinar con exactitud los potenciales en las substancias. Tabla 5.2 escala dei pHypOH

0 1 2 3 4 5 6 •4----------------------

7

8 9 10 11 12 13 14

ácidos

neutro

bases

Basándose en la concentración de pH y pOH, los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles.

156

Química Inorgánica 2

Clasificación de ácidos y bases. Con los datos anteriores se puede establecer una clasificación de ácidos y bases en razón de la facilidad con que producen en disolución sus iones respectivos. Ácidos fuertes se caracterizan por ionizar con facilidad, produciendo un aumento en la concentración de iones hidronio y su pH es de 0 a 3, como ejemplos el ácido nítrico, ácido clorhídrico, ácido sulfúrico. Ácidos débiles al disolverse estas substancias producen una baja concentración de iones hidronio y su pH se encuentra entre 4 y 6.9 como ejemplos están el ácido acético, el ácido carbónico, ácido acetilsalicílico. Bases fuertes substancias que al disolverse producen una alta concentración de iones oxhidrilo y su pOH está entre 12 a 14 como ejemplos están el hidróxido de potasio, hidróxido de sodio, el hidróxido de cesio. Bases débiles substancias que al disolverse producen una baja concentración de iones pOH y sus valores están entre 7.1 a 11 como ejemplos están el hidróxido de aluminio, el hidróxido de cobre, el hidróxido de amonio. Para medir el pH o pOH dé una substancia se utilizan indicadores en papel denominado tornasol, este funciona a partir de coloraciones que se pueden comparar con un patrón elaborado, así una tira de papel tornasol sí toma una coloración roja (siendo azul) se dice que la solución es acida y dependiendo del tono será más o menos ácido, en el caso de que una tira de papel tornasol sometida a una solución se tiña de azul (siendo roja), se dice que la solución en cuestión en base.

Figura 5.1 tira papel tornasol INDICADORES Son substancias generalmente orgánicas, que responden a los medios (soluciones) ácidas o básicas con un cambio de color este (vire) cambio tiene un color diferente de acuerdo a la especie iónica que esté presente en la solución. Para determinar un pH específico se selecciona un indicador determinado para lograr un valor más cercano ai real. Observa la tabla de indicadores.

157

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Lsbra

Tabla 5.3 tipos de indicadores

Indicador

PH

Cambio de color

Violeta de metilo Naranja de metilo Azul de bromofenol Verde de bromocresol Rojo de metilo Para-nitrotenol Púrpura de bromocresol Azul de bromotimol Rojo de fenol Púrpura de meta-cresol Fenolftaleína Amarillo de alizarina Carmín de índiga

0.2 - 2.0 3.0 - 4.4 3.0 - 4.6 3.8 - 5.4 4.4 - 6.2 5.0 - 7.0 5.2 - 6.8 6.0 - 7.6 6.4 - 8.2 7.6 - 9.2 8 .2 -1 0 .0 10.1-11.1 12.0-14.0

amarillo a violeta rojo a amarillo amarillo a púrpura amarillo a azul rojo a amarillo incoloro a amarillo amarillo a púrpura amarillo a azul amarillo a rojo amarillo a púrpura incoloro a rojo amarillo a lila azul a amarillo

ACIDÍMETROOPH-METRO 0 acidímetro es un aparato utilizado comunmente para medir el pH o pOH de las substancias de una manera más exacta, para ello se tiene que regular, introduciendo sus electrodos en una solución de concentración conocida denominada solución Buffer, tampón, reguladora o amortiguadora. Regulan cantidades relativamente grandes de soluciones ácidas o bases sin alterar el pH o pOH y generalmente contiene un ácido débil con una sal del mismo ácido o bien una base débil y una sal de la misma base, por ejemplo:

Figura 5.2 cuidado con ácidos y bases NH3 +

H20 *

> NH4+

+

OH-

Otros ejemplos son el ácido acético-acetato de sodio, el ácido bórico-borato de sodio y el hidróxido de amonio-cloruro de amonio.

158

Química inorgánica 2

El indicador universal es una mezcla en volúmenes iguales de disoluciones de los indicadores rojo de metilo, naftolftaleína , timolftaleína, fenolftaleína y azul de bromotimo!.

5.1.3. Neutralización La reacción entre un ácido acuoso y una base acuosa da como producto una sal más agua, esto es neutralización. H30 + + OH' ------------* 2 H20 ácido base agua En otras palabras las propiedades de los ácidos y bases desaparecen después de la reacción, cuando se utilizan pesos equivalentes no quedarían sin reaccionar partes de ácido o de base, se puede determinar la cantidad de ácido y de base necesaria para neutralizar una solución de concentración conocida, ya sea ácida o básica. Cuando las propiedades de una solución sirven para determinar las cantidades de otra nace la titulación o valoración. El procedimiento utilizado para determinar la concentración de una solución ácida o básica es la valoración y se efectúa per volumetría, es decir midiendo los volúmenes. La valoración de una solución ácida se denomina acidimetría y de una básica alcalimetría. Para valorar un ácido se prepara una solución básica de concentración conocida, se vierte en una bureta, se mide un volumen de la solución ácida y se le agregan 2 gotas de un indicador, se vierte la solución alcalina hasta que ocurre el cambio de color (vire), se toma el volumen gastado de la solución básica, su concentración y el volumen valorado de la solución ácida y se resuelve mediante la fórmula C1V1 = C2V2.

Volumetría, también llamada valoración química, método químico para medir cuánta cantidad de una disolución se necesita para reaccionar exactamente con otra disolución de concentración y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo gota a gota la disolución desconocida o ‘problema’ a la otra disolución (disolución valorada) desde un recipiente cilindrico denominado bureta, hasta que la reacción finaliza. Según el tipo de reacción que se produzca, la volumetría será, por ejemplo, volumetría ácido-base, de oxidación-reducción o de precipitación. El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador; como papel de tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada indicador universal. Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se puede medir cuánta cantidad de la otra disolución se necesita para completar la reacción de neutralización, y a

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

partir de ello determinar la concentración de dicha disolución. Para determinar cuánto ion cloruro hay en una disolución se emplea una disolución de nitrato de plata de concentración conocida. Cuando la reacción se completa se forma cloruro de plata insoluble, que aparece en el fondo del líquido como un precipitado blanco.

Figura 5.4 equipo para titular

Problema 61 ¿Cuál es la normalidad de una solución de hidróxido de sodio, si para neutralizar

20 m!, se utilizaron 30 ml de una solución de H2S04 a 0.06 N? a) Anota la fórmula para resolver el problema Ct V¡ = C2V2 CiV, b) Despeja la concentración 2 C2 = -------------V2 c) Anota los datos

Cj

= 0.06 N = 30 ml C2 = ? V2 = 20 ml

d) Substituye los valores y realiza los cálculos. 0.06 N * 20rhJ C2 = --------------------------- 3 0 ^1

160

0.04 N Concentración de la solución de H2S04

Química Inorgánica 2

Problema 62 ¿Cuál es el volumen de HCI 1.4 N que se requiere para neutralizar 15 ml de solución 0.5 N de Hidróxido de Calcio? a) Anota la fórmula para resolver el problema

C iVL V2 = -------------C2

b) Despeja en volumen 2

c) Anota los datos

Cj VL = C2V2

CL = 0.5 N VL - 15 ml C2 - 1.4 N V2 -

?

d) Substituye los valores y realiza cálculos. 0 . 5 \ * 15 ml V2 = — .............. ............... = 1 .4 \

5.36 ml de solución 1.4 N de HCI

Problema 63 ¿Qué concentración tienen 5 ml de solución de hidróxido de sodio, si para neutralizarlos se requirió de 20 ml de solución 0.8 N de HN03? a) Anota la fórmula para resolver el problema

= C2V2 C i^

b) Despeja en volumen 2 c) Anota los datos

d)

c2 = Ci = 0.8 INI Vi = 20 ml ^2 - ? V2 = 5 ml

Substituir los valores y realizar los cálculos.

0.8N*20\j V2 = .................................. = 5'ml

3.2 N concentración de la solución de HN03

161

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Problema 64 Cuál es el pH de un ácido acético 3 M?

Constante de ionización:

Neutralidad eléctrica:

Balance de masas:

Ka = 1.8 * 10"5 -

[H+][C2H3CV] .......................... [HC2H202]

[H+] = [C2H302 ] + [OH ] = [C2H30 2" ]

[HC2H30 2] = 0 .3 - [H+] = 0.3

La representación de [H+] como de [C2H302] , y por aproximación de la concnetración dei ácido acético no disociado, se obtiene-. x. x Ka = 1.8 * 1 0 '5 = ----------- y x2 = 5.4 * 1 0 '6 0.3 Así x — raíz cuadrada de 5.4 * 10'G = 23 * 10’3 = [H+]. Ya que el pH - -log [H+], el pH de la solución de ácido acético e s : - (0.37 - 3) = 2.63

Hidrólisis Tipo de reacción química en la que una molécula de agua, con fórmula HOH, reacciona con una molécula de una sustancia AB, en la que A y B representan átomos o grupos de átomos. En la reacción, la molécula de agua se descompone en los fragmentos H + y OH", y la molécula AB se descompone en A+ y B". A continuación, estos fragmentos se unen proporcionando los productos finales AOH y HB. A este tipo de reacción se le conoce a menudo como doble descomposición o intercambio. De interés especial es la hidrólisis de diversas sales que origina disoluciones ácidas o básicas. Reacción que presentan una sal en agua: SAL

+

AGUA-------->

ACIDO +

BASE

La hidrólisis es lo contrario de la neutralización, cuando una sal se disuelve en agua predomina uno de los reactivos, el ácido o Sa base, si no es neutra, esto dependerá del origen de la sal.

162

Química Inorgánica 2

Sal de un ácido fuerte y una base fuerte forman una solución neutra. Sal de una base débil y un ácido fuerte forman una solución ácida. Sal de una base fuerte y un ácido débil forman una solución básica. Sai de un ácido débil y una base débil forman una solución neutra.

SOLUCIONES BUFFER

Disolución lampón o Disolución amortiguadora, en química, disolución que contiene unas sustancias que inhiben los cambios de pH, o concentración de ion hidrógeno de la disolución. Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio. Los fluidos de los organismos vivos están fuertemente tamponados, y el agua del mar y ciertas sustancias del suelo son otros ejemplos de disoluciones lampones existentes en la naturaleza. Las disoluciones tampones se utilizan en química y sirven como referencia en la medida de) pH. Conocidas como amortiguadoras o tampón, sirven para controlar el pH de una solución determinada. En su formación intervienen un ácido o una base diluida y una de sus sales. Las soluciones buffer tienden a permanecer constantes aún cuando se le añadan iones de ácido o de bases Problema 65 ¿Cuál es el volumen de ácido clorhídrico 0.7 N que se requieren para neutralizar 30 ml

de una solución 0.5 N de NaOH? Cl VI C2 V2

= = —

0.7 N

C l VI =

C2 V2

7

0.5 N 30 ml

VI -

C2 V2 30 m l* 0 . 5 \ ------------- = Cl 0.7

Antiácidos, fármacos que disminuyen la acidez anormal del tracto digestivo o de otras secreciones orgánicas. Aquellos que se combinan directamente con los radicales ácidos en el estómago se llaman antiácidos de efecto directo, e incluyen el bicarbonato de amonio, el bicarbonato de potasio, la magnesia, el hidróxido de calcio hidratado y el carbonato de calcio. Los antiácidos de efecto remoto, como los acetatos, citratos y tartratos, se transforman en carbonatos, incrementando así el pH sanguíneo (aicalinizando). Algunos fármacos, como los carbonatos y bicarbonatos de sodio, potasio, calcio, magnesio y litio, actúan como antiácidos tanto por efecto directo como indirecto.

163

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Notasco Labra

RESUMEN En solución acuosa un ácido produce iones H + , mientras que una base produce iones OH-, esta teoría de Arrhenius, ha servido de soporte para que otros químicos hayan llegado a concluir que los ácidos son sustancias que donan protones y las bases substancias que aceptan protones, según la teoría que sostienen Bronsted y Lowry a partir de 1923, en cambio Lewis indica que el ácido es una especie química que contiene un átomo capaz de aceptar un par de electrones, mientras que la base cede e! par de electrones. Para una mejor comprensión de ácidos y bases, hay que estudiar su comportamiento y propiedades basándose en la capacidad de sus moléculas para formar electrolitos. Ionizar es propio de substancias covalentes que en un medio acuoso rompen sus enlaces y forman iones, en cambio la disociación habla de una substancia que en solución acuosa se separa en lo que ya es una estructura de enlace iónico. Si las bases son amargas, los ácidos son agrios y en contraposición sus rangos difieren en valores para los primeros inferiores al 7 y para las segundas superiores al 7, siendo más fuertes o débiles por la cantidad de iones que producen en un medio acuoso, no la cantidad de iones que contienen sino los que liberan., Si se toma en cuenta sus manifestaciones frente a los indicadores -sustancias que ocasionan vires o cambios de color-, en los ácidos de azul cambian el papel tornasol a rojo, mientras que las bases hacen lo contrario. En un esquema de clasificación se cuenta con ácidos fuertes con valores de 1 a 4, débiles de 4 a 6.9, bases fuertes de 10 a 14 y débiles de 7.1 a 10, esto es debido a la concentración mayor o menor de iones que producen en agua. Ácidos y bases de Arrhenius Un ácido es cualquier sustancia capaz de ionizarse, cediendo un protón H+ Una base es aquella sustancia que ioniza cediendo un hidroxilo, OH' Disociaciones de ácidos: HCI H2S04 h 3p o 4

■> H+ + > 2H+ - f - >

Disociación de bases: NaOH — --------- ► Mg(OH), — -------► AI(OH)j -------- ►

164

3H +

+

Cl' SO'z4 P 0'34

Na + OH' Mg+2 + 2 OH Al+3 + 3 OH

ácido clorhídrico ácido sulfúrico

Química Inorgánica 2

Ácidos y bases de Bronsted y Lowry Un ácido es una especie química capaz de donar un protón, H+ Una base es aquella especie química capaz de aceptar un protón

Ácidos y bases de Lewis Ácido es cualquier especie química capaz de aceptar un par de electrones Base es aquella especie química capaz de donar un par de electrones. Ejemplos de ácidos y bases de Lewis: Ácidos

Cationes H+, Ag+, Cu+, Mg+2, Fe+2, Hg+2, N0']z Neutros 8 F3, S¡CI4, SiOz y metales y moléculas orgánicas con enlace C =C

Bases

Aniones OH', Ct,

H , S 0 '24

Neutros H20, NH3, alcoholes y moléculas orgánicas con enlace C =C Cuando se combinan un ácido con una base se produce un fenómeno de neutralización, perdiendo estas sus propiedades para dar lugar a sal más agua, en otras palabras sus propiedades desaparecen, claro que para que esto ocurra normalmente hay que utilizar cantidades similares y de concentraciones iguales. Si invertimos una reacción de neutralización se produce la hidrólisis, Ácidos y bases conjugadas, la base relacionada con un cierto ácido, es su base conjugada. Por ejemplo, A es la base conjugada del ácido HA. De manera similar B:H es el ácido conjugado de la base B:. HA + B: --------► A + 8 :H+ Esta reacción es reversible dando: A +

B:H+

--------^

HA +

B:

El agua tiene dos pares de electrones solitarios, pudiendo actuar como base de Brosnted y Lowry en la siguiente reacción:

HCI Ácido

+

H,0

« — fe

H ¡ir

+

Cl-

Base

Ácido Base Conjugado Conjugada El cloruro de hidrógeno actúa cotno ácido, ya que cede un protón al agua El agua actúa como una base, ya que acepta un protón de HCI El ion hidronio H30 + es el ácido conjugado del agua, ya que cede un protón al cloruro de hidrógeno para que se realíce a la inversa la reacción. El Cl es la base conjugada‘del HCI, pues recibe un protón del ion hidronio.

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez ñores e inés Nolasco Labra

AUTOEMLUACION Tema 5

Acidos y bases.

I.- Complemente correctamente las siguientes cuestiones

1. ¿Cómo se representa algebraicamente en valor del pH? 2. Anota una reacción de neutralización. 3. ¿Cómo es el valor de pH con respecto al pOH? 4. ¿Qué nombre reciben las sustancias con pH mayor que 10? 5. Si una substancia tiene pH de 2 se dice ¿qué es un ácido? 6. Representa la escala del pH. 7. ¿Cuál es el pH del agua? 8. La reacción que se efectúa inversa a la de neutralización, se llama? 9. Define a los indicadores. 10. Escribe la teoría de Arrhenius. 11. Escribe la teoría de Bronsted y Lowry. 12. Escribe la teoría de Lewis. 13. Anota la diferencia de una substancia de pH 5 con una de pOH 11 en términos de concentración. 14. Define la constante de ionización. 15. Representa la ecuación química de la ionización del agua. 16. ¿ Qué es una solución buffer? 17. ¿De qué está formada una solución buffer? 18. Reacción que se efectúa entre un ácido y una base 19. Escribe la fórmula general de una titulación. 20. ¿Cuál es el pH de un ácido débií¿ II.

Diferencia ecuaciones exotérmicas de endotérmicas

Na202 + H20 ---------- ►NaOH + 02 + 30.2 kcal CO + H20 --------► C02 + 45 kcal N02 -----------►NjO + 13.6 kcal NH3 + 22 kcal -----------► N2 + H2 N2 + 0 2 -----------►H20 + 115.6 kcal S + 0 2 ---------- ► S02 + AH + 750 kcal Na + Cl2---------- ►NaCI + 88 kcal Ca + F2 + 110 kcal -----------► CaF2 K + Br2---------- ►KBr + AH = -1 2 5 kcal NA -----------► N20 + 02 + 249 kcal

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Química Inorgánica 2

NI.- Calcula la respuesta a los siguientes problemas.

1. Escribe la ecuación de equilibrio de la siguiente fórmula iónica, N H / 2. ¿Qué se obtiene al hidrolizar la siguiente sal: KCI03? 3. ¿Cuántos ml de solución de ácido sulfúrico a 0.9 N se requieren para neutralizar a 23 ml de solución de Ca(OH)2 con una concentración de 1.2 N? 4. ¿Es necesario neutralizar una solución alcalina de 250 litros con una concentración de 0.9 N, cuántos litros de solución ácida a 4.6 N son necesarios? 5. Para neutralizar 39 ml de solución de NaOH se utilizaron 45 ml de solución de HCI a! 0,5 N, cuál es la concentración de la solución base? 6. Clasifica las siguientes especies como ácidos o como bases de acuerdo con el modelo de Bronsted Lowry:

HS04' 1.

NH/

CH3OCH3

CH3CH3

f

Escribe las fórmulas de ácidos y bases conjugadas de Bronsted y Lowry para cada una de las siguientes sustancias. HC03"

Br

h 30 +

PO"34

Completa el siguiente cuadro:

1 mol de H 2 (g )

NH3 (g) H20

Peso en g

Litros en CNTP

4g

0.5 13.097 * 1Ü: 210

N2

C02

9.

No. De moléculas

1.45

Calcula el pOH y la OH' de las siguientes soluciones HCI 1.5 M HBr 3.9 M HF2.5 + 10‘4 M

10. Calcula el pH de las siguientes soluciones NaOH a 1.23 * 10'3M LiOHa 0.75 NI Bi(OH)5 1.58 M

167

Química Inorgánica 2

TEMA 6

TERMOQUIMJCA

Objetivo

A partir de resultados, experimentales él alumno será capaz de calcular lascantídades i de calor que utiliza una reacción. ■ '

In tro d u cció n Los que alguna vez han paleado estiércol de res han quedado sorprendidos porque aún sin hacer calor en ei ambiente, el estiércol permanece caliente, suponemos que contiene una gran cantidad de hongos, bacterias que generan ese calor al descomponer el detritus, ocasionando un sinnúmero de reacciones químico-biológicas, que generan grandes cantidades de energía que se transforma en calor, le sorprenderá saber que la misma cantidad de calor emitido es igual al absorbido.

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Organizador 6.1 la energía química

La energía se manifiesta bajo diversas formas, la acumulada en los enlaces químicos, la producida por la excitación térmica de las moléculas, la que absorben los electrones, la de la corriente eléctrica, la que producen las diferencias de concentración de las sustancias, en cualquier caso la energía química puede transformarse en otras formas. Todo tipo de cambio físico o químico conlleva una reacción de tipo exotérmica o endotérmica, esta manifestación energética ha permitido al hombre, diseñar sistemas de calentamiento y enfriamiento según sus necesidades, aunque algunos se han salido de su control, continúa en búsqueda de energía barata y en grandes proporciones, aprendiendo de sus ensayos prueba error. Meyer enunció que al igual que la materia, ía energía es alterna a esta, ya que no se crea ni se destruye solo cambia de una forma a otra. El calor es una forma de energía, la electricidad, la mecánica, la luz, la radiación y otras le acompañan.

170

Química Inorgánica 2

6.1 T erm o d in á m ica la termodinámica es )a contabilidad de la energía asociada con los cambios físicos y químicos. Estudia las transformaciones de la energía. Es necesario comprender las reacciones químicas, las relaciones estequiométricas, considerando la energía necesaria para efectuarse, en la que absorben o liberan al romperse o formarse los enlaces entre las substancias que intervienen en la reacción. Esta parte de la química se conoce como termoquímica y la corresponde la medición del calor absorbido o producido (liberado) en las reacciones químicas, así como los datos necesarios para calcular las energías relativas o entalpias que contienen las diversas substancias químicas. Termodinámica, campo de la física que describe y relaciona las propiedades físicas de sistemas macroscópicos de materia y energía. Los principios de la termodinámica tienen una importancia fundamental para todas las ramas de la ciencia y la ingeniería.

Un concepto esencial de la termodinámica es el de sistema macroscópico, que se define como un conjunto de materia que se puede aislar espacialmente y que coexiste con un entorno infinito e imperturbable. El estado de un sistema macroscópico en equilibrio puede describirse mediante propiedades mensurables como la temperatura, la presión o el volumen, que se conocen como variables termodinámicas. Es posible identificar y relacionar entre sí muchas otras variables (como la densidad, el calor específico, la compresibilidad o ei coeficiente de expansión térmica), con lo que se obtiene una descripción más completa de un sistema y de su relación con el entorno. Cuando un sistema macroscópico pasa de un estado de equilibrio a otro, se dice que tiene lugar un proceso termodtnámico. Las leyes o principios de la termodinámica, descubiertos en el siglo XIX a través de meticulosos experimentos, determinan la naturaleza y los límites de todos los procesos termodinámicos.

Tabla 6.1 Pioneros de la termodinámica Sadi Carnot 'Trances”

Eficiencia de las máquinas de vapor e introdujo el concepto de entropía

James P. Joule “ Inglés”

Conceptos de calor y trabajo y la interconvertibilidad de la energía

Rudolf Claisus “ Alemania”

Dio el marco matemático a la termodinámica

Lord Kelvin “ Irlandés”

Creo la escala absoluta de la temperatura

Ludwig Boltzmann “Austríaco”

Formuló las conexiones entre la dinámica de las moléculas

Josiah W. Gibbs “ Norteamericano”

Aplicó la termodinámica a los procesos químicos

171

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Principio cero de la termodinámica.

Frecuentemente, el vocabulario de las ciencias empíricas se toma prestado del lenguaje de la vida diaria. Así, aunque el término de temperatura parece evidente para el sentido común, su significado adolece de la imprecisión de! lenguaje no matemático. El llamado principio cero de la termodinámica que se explica a continuación proporciona una definición precisa, aunque empírica, de la temperatura.

Cuando dos sistemas están en equilibrio mutuo, comparten una determinada propiedad. Esta propiedad puede medirse, y se le puede asignar un valor numérico definido. Una consecuencia de ese hecho es el principio cero de la termodinámica, que afirma que si dos sistemas distintos están en equilibrio termodinámico con un tercero, también tienen que estar en equilibrio entre sí. Esta propiedad compartida en el equilibrio es la temperatura. Si uno de estos sistemas se pone en o con un entorno infinito situado a una determinada temperatura, el sistema acabará alcanzando el equilibrio termodinámico con su entorno, es decir, llegará a tener la misma temperatura que éste. (El llamado entorno infinito es una abstracción matemática denominada depósito térmico; en realidad basta con que el entorno sea grande en relación con el sistema estudiado). La temperatura se mide con dispositivos llamados termómetros. Un termómetro contiene una sustancia con estados fácilmente identifica bles y reproducidles, por ejemplo el agua pura y sus puntos de ebullición y congelación normales. Si se traza una escala graduada entre dos de estos estados, la temperatura de cualquier sistema puede determinarse poniéndolo en o térmico con el termómetro, siempre que el sistema sea grande en relación con el termómetro.

Tabla 6.2 diferencias entre calor y temperatura La temperatura es una propiedad de los sistemas El calor es una forma de energía que aparece en un sistema solo de tránsito Es válido decir que los cuerpos poseen temperatura, pero no calor Es correcto indicar que el calor fluyó en una dirección, ya que la temperatura no fluye La temperatura se mide en grados y el calor en joules

172

Química lnorgánic3 2

Principios de la termodinámica Prim er principio de ía termodinámica, la primera ley de la termodinámica da una definición precisa del calor, otro concepto de uso corriente. Cuando un sistema se pone en o con otro más frío que él, tiene lugar un proceso de igualación de las temperaturas de ambos. Para explicar este fenómeno, los científicos del siglo XVIII conjeturaron que una sustancia que estaba presente en mayor cantidad en el cuerpo de mayor temperatura fluía hacia el cuerpo de menor temperatura. Según se creía, esta sustancia hipotética llamada calórico era un fluido capaz de atravesar los medios materiales. Por el contrario, el primer principio de la termodinámica identifica el calórico, o calor, como una forma de energía. Puede convertirse en trabajo mecánico y almacenarse, pero no es una sustancia material. Experimentalmente se demostró que el calor, que originalmente se medía en unidades llamadas calorías, y el trabajo o energía, medidos en julios, eran completamente equivalentes. Una caloría equivalea 4,186julios. El primer principio es una ley de conservación de la energía. Afirma que, como la energía no puede crearse ni destruirse — dejando a un lado las posteriores ramificaciones de la equivalencia entre masa y energía la cantidad de energía transferida a un sistema en forma de calor más la cantidad de energía transferida en forma de trabajo sobre el sistema debe ser igual al aumento de la energía interna del sistema. El calor y el trabajo son mecanismos por los que los sistemas intercambian energía entre sí.

En cualquier máquina, hace falta cierta cantidad de energía para producir trabajo; es imposible que una máquina realice trabajo sin necesidad de energía. Una máquina hipotética de estas características se denomina móvil perpetuo de primera especie. La ley de conservación de la energía descarta que se pueda inventar nunca una máquina así. A veces, el primer principio se enuncia como la imposibilidad de la existencia de un móvil perpetuo de primera especie. El calor puede trasmitirse de tres maneras: a.

Por conducción a través de la vibración de las partículas en los sólidos.

b.

Por convección mediante corrientes que fluyen en los gases y líquidos por diferencias de densidad, productos de diferencias de temperatura o gradientes.

c.

Por radiación vía ondas electromagnéticas que pueden ser absorbidas por la materia (las del sol).

173

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e inés Nolasco Labra

La temperatura es una manifestación de ia energía interna de ios sistemas, cuando un sistema está más caliente no es que tenga más calor, sino que tiene más trabajo, sin embargo ni este último es una propiedad de los sistemas, así que lo adecuado es que tiene más energía interna o que elevó su temperatura,

Problema 66. ¿Cuál es el cambio de energía interna AU = q + w ya que una vez obtenidos q y w

nos arroja el resultado: AU = q + w ~ +251J - 0 .5 J = 250.5 J

Segundo principio de la termodinámica , ía segunda ley de la termodinámica da una definición precisa de una propiedad llamada entropía. La entropía puede considerarse como una medida de lo próximo o no que se halla un sistema al equilibrio; también puede considerarse como una medida del desorden {espacial y térmico) deí sistema. La segunda ley afirma que la entropía, o sea, el desorden, de un sistema aislado nunca puede decrecer. Por tanto, cuando un sistema aislado alcanza una configuración de máxima entropía, ya no puede experimentar cambios: ha alcanzado el equilibrio. La naturaleza parece pues ‘preferir' el desorden y el caos. Puede demostrarse que el segundo principio implica que, si no se realiza trabajo, es imposible transferir calor desde una región de temperatura más baja a una región de temperatura más alta. El segundo principio impone una condición adicional a los procesos termodinámicos. No basta con que se conserve la energía y cumplan así ei primer principio. Una máquina que realizara trabajo violando el segundo principio se denomina “ móvil perpetuo de segunda especie", ya que podría obtener energía continuamente de un entorno frío para realizar trabajo en un entorno caliente sin coste alguno. A veces, el segundo principio se formula como una afirmación que descarta la existencia de un móvil perpetuo de segunda especie. Ciclos termodinámicos. Todas las relaciones termodinámicas importantes empleadas en ingeniería se derivan del primer y segundo principios de la termodinámica. Resulta útil tratar los procesos termodinámicos basándose en ciclos: procesos que devuelven un sistema a su estado original después de una serie de fases, de manera que todas las variables termodinámicas relevantes vuelven a tomar sus valores originales. En un ciclo completo, la energía interna de un sistema no puede cambiar, puesto que sólo depende de dichas variables. Por tanto, el calor total neto transferido al sistema debe ser igual al trabajo total neto realizado por el sistema. Un motor térmico de eficiencia perfecta realizaría un ciclo ideal en el que todo el calor se convertiría en trabajo mecánico. El científico francés de! siglo XIX Sadi Carnot, que concibió un ciclo termodinámico que constituye el ciclo básico de todos los motores térmicos, demostró que no puede existir ese motor perfecto. Cualquier motor térmico pierde parte dei calor suministrado. El segundo principio de la termodinámica impone un límite superior a la eficiencia de un motor, límite que siempre es menor del 100%. La eficiencia límite se alcanza en lo que se conoce como ciclo de Carnot.

174

Química Inorgánica 2

Tercer principio de la termodinámica, el segundo principio sugiere la existencia de una escala de temperatura absoluta con un cero absoluto de temperatura. El tercer principio de la termodinámica afirma que el cero absoluto no puede alcanzarse por ningún procedimiento que conste de un número finito de pasos. Es posible acercarse indefinidamente al cero absoluto, pero nunca se puede llegar a él. Fundamentos microscópicos de la termodinámica, el descubrimiento de que toda la materia está formada por moléculas proporcionó una base microscópica para la termodinámica. Un sistema termodinámico formado por una sustancia pura puede describirse como un conjunto de moléculas iguales, cada una de las cuales tiene un movimiento individuaI que puede describirse con variables mecánicas como ¡a velocidad o el momento lineal. En ese caso, debería ser posible, al menos en principio, calcular las propiedades colectivas del sistema resolviendo las ecuaciones del movimiento de las moléculas. En ese sentido, la termodinámica podría considerarse como una simple aplicación de las leyes de la mecánica al sistema microscópico. Los objetos de dimensiones normales, a escala humana, contienen cantidades inmensas de moléculas (del orden de 10^4) Suponiendo que las moléculas fueran esféricas, harían falta tres variables para describir la posición de cada una y otras tres para describir su velocidad. Describir así un sistema macroscópico sería una tarea que no podría realizar ni siquiera la mayor computadora moderna. Además, una solución completa de esas ecuaciones nos diría dónde está cada molécula y qué está haciendo en cada momento. Una cantidad tan enorme de información resultaría demasiado detallada para ser útil y demasiado fugaz para ser importaríte. Por ello se diseñaron métodos estadísticos para obtener los valores medios de las variables mecánicas de las moléculas de un sistema y deducir de ellos las características generales del sistema. Estas características generales resultan ser precisamente las variables termodinámicas macroscópicas. El tratamiento estadístico de la mecánica molecular se denomina mecánica estadística, y proporciona a la termodinámica una base mecánica. Desde la perspectiva estadística, la temperatura representa una medida de la energía cinética media de las moléculas de un sistema. El incremento de la temperatura refleja un aumento en la intensidad del movimiento molecular. Cuando dos sistemas están en o, se transfiere energía entre sus moléculas como resultado de las colisiones. Esta transferencia continúa hasta que se alcance la uniformidad en sentido estadístico, que corresponde al equilibrio térmico. La energía cinética de las moléculas también corresponde al calor, y, junto con la energía potencial relacionada con las interacciones entre las moléculas, constituye la energía interna de un sistema.

175

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

La conservación de la energía, una ley bien conocida en mecánica, se transforma en el primer principio de la termodinámica, y el concepto de entropía corresponde a la magnitud del desorden a escala molecular. Suponiendo que todas las combinaciones de movimientos moleculares son iguales de probables, ía termodinámica demuestra que cuanto más desordenado sea el estado de un sistema aislado, existen más combinaciones que pueden dar lugar a ese estado, por lo que ocurrirá con una frecuencia mayor. La probabilidad de que se produzca el estado más desordenado es abrumadamente mayor que la de cualquier otro estado. Esta probabilidad proporciona una base estadística para definir el estado de equilibrio y la entropía. Por último, la temperatura puede disminuirse retirando energía de un sistema, es decir, reduciendo la intensidad del movimiento molecular. Eí cero absoluto corresponde al estado de un sistema en el que todos sus componentes están en reposo. Sin embargo, este concepto pertenece a la física clásica. Según la mecánica cuántica, incluso en el cero absoluto existe un movimiento molecular residual. Un análisis de la base estadística del tercer principio se saldría de los límites de esta discusión.

Organizador 6.2 principios de la termodinámica

176

Química inorgánica 2

Unidades de ta energía La unidad más recomendada es el joule o julio en honor a James Prescott Joule, con el símbolo de J. Un joule o julio es la energía necesaria para levantar un cuerpo de 1 kilogramo a una altura de 10.2 cm a nivel del mar. Este trabajo se calcula como el cambio de energía potencial gravitatorio mgh, y es el joule.

Problema 67. Para levantar un elevador con masa de 720 kg del nivel del piso a 40.2 m o sea unos

3 pisos. Se aplica la siguiente fórmula.-

W = AEP = mgh = .(lkg) (9.8 m/s2) (0.102 m) = lj

E = (720 kg) (9.8 m/s2) (10.2 m) -

72, OOOj

Como la masa del elevador es 720 veces mayor que la de un kilogramo y la altura 100 veces mayor que 10.2 cm, la energía necesaria es 72,000 veces mayor que un joule.

La caloría, calor es de las formas de calor de las más importantes, ya que las demás manifestaciones energéticas se pueden transformar en calor y porque las reacciones miden en calorías o unidades equivalentes definiéndose como una energía electromagnética que está en función de la energía cinética de las partículas. La energía calorífica se mide en calorías, que es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de 1 g de agua de 14.5 a 15.5° centígrados, con frecuencia se utiliza el término kilocaloría kcal, igual a 1000 calorías considerando cantidades mayores de calor. 1 cal = 4.184 J Problema 68. Transforma en calorías los 72,000 joules necesarios para subir el elevador a tres

pisos.1 cal E = 72,000 J --------------4.184 J

17208.4 cal

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Esta energía es cuantíficada por un aparato sencillo llamado calorímetro, que es sensible a los pequeños cambios de energía en soluciones acuosas, está calibrado para convertir la energía eléctrica en energía calorífica, al pasar una corriente eléctrica a través de una resistencia, para que este instrumento trabaje mejor, obteniéndose mejores resultados es preciso cuantificar bien el tiempo, la temperatura, agitación ideal, y aislarlo de toda fuente que altere su resultado.

Figura

6.1 calorímetro 1 Agitador 2 Conexiones eléctricas 3 Termómetro 4 Reactivos 5 Agua

Problema 69. Al agregar suficiente calor a un mol de agua para convertirla en vapor, el cambio de

entropía es:

AS =

9720 ............................ 373

26 cal/grado = 26 unidades

Un joule o julio es la energía necesaria para levantar un cuerpo de 1 kilogramo a una altura de 10.2 cm a nivel del mar. Este trabajo se calcula como el cambio de energía potencial gravitatorio mgh, y es el joule. La energía calorífica se mide en calorías, que es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de 1 g de agua de 14.5 a 15.5° centígrados, con frecuencia se utiliza el término kilocaloría kcal, igual a 1000 calorías considerando cantidades mayores de calor.

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Química Inorgánica 2

Variables termodinámicas. Especifican el estado de un sistema, también conocidas como funciones de estado y son magnitudes macroscópicas que se utilizan para especificar el estado de un sistema como presión, energía, temperatura, volumen etcétera, la más utilizada es la temperatura {grado de calentamiento de una substancia medido al principio y al final del flujo de calor entre dos cuerpos. La capacidad de un cuerpo para absorber calor o capacidad calorífica está con relación al cambio de temperatura y calor de un cuerpo respecto al otro, denominaremos C (capacidad calorífica), que depende de la capacidad para absorber el calor de la substancia que se trate. Q C = .............. AT

Donde Q es el calor transferido. AT diferencia de temperaturas T I-T 2

La capacidad calorífica es la cantidad de calor que debe transferirse a un gramo de sustancia para que se eleve un grado centígrado su temperatura.

C =

Cal kcal BTU ............ , ----------------- o ------------

°C

“K

En el caso del agua el calor específico es:

°F C - 1 cal/(g°c) = 4.184 j/{g°C)

Donde m = masa y para elevar su temperatura se toma en cuenta a la temperatura inicial T, y a la temperatura final Tf con la siguiente ecuación, siendo q = mC(Tf -T ¡) Problema 70. Una persona al bañarse utiliza unos 60 litros de agua a 50 °C. Calcula la cantidad de

caloría necesarias si el agua estaba al inicio a 20 °C. M = 60,000 g ya que cada litro pesa 1 kg, Tf - T¡ = 50 °C - 20 °C = 30 °C q = (60,000g) [lcal/(g°C)](30 °C) = 1 80 000 cal En joules será: q — 1 800 000 cal {4.184 J/cal) = 7.54 MJ

179

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

En el terreno de las dietas para adelgazar la energía almacenada en los alimentos se mide por calorías con mayúscula, que no es igual a la caloría presentada, ya que es igual a mil calorías. Si requerimos de medir la capacidad calorífica para cualquier substancia, se tiene que tomar una unidad de masa, ya que interviene directamente en la transmisión de calor. Los medidores de la energía eléctrica utilizan el kílowatt-hora, unidad que representa a 3 600 000 joules o sea 3.6 megajoules (mega=millón). El watt es una unidad de potencia, o sea de energía por unidad de tiempo. 1W -

U /s

Al multiplicar watts por cierto número de segundos se obtienen joules, en una hora hay 3600 segundos entonces: U k W X lh r) -

(1000W )Clhr) = (1000 J/s)(3600 s)

lk W -h r -

3 600 000 J = 3.6 MJ

Un kilowatt hora se gasta al prender un foco de 100 watts durante 10 horas.

Calor específico (Ce) es la cantidad de calor requerido para producir un aumento de un grado de calentamiento en un gramo de cualquier substancia de 14.5 a 15.5 grados centígrados. El calor específico puede determinarse en un sistema a volumen constante (Cv), como los cambios químicos se llevan a cabo a presión constante, este calor específico se determina a presión constante ().

-

Q .............. m AT

Por otra parte una unidad estequiométrica es el mol, siendo importante referir su capacidad calorífica a esta unidad química de masa. Cm Calor específico molar (cal/mol °ca) Cm = Ce X M Ce Calor específico (cal/g°ca) M Peso molecular (g/mol) El calor involucrado en una reacción química ( calor ganado o perdido), depende de las substancias reaccionantes y de los productos de las mismas, sus cantidades, si recordamos que se llevan a cabo estas reacciones a presión constante la ecuación anterior se convierte en:

Qp = 180

m AT

Qp es igual a calor a presión constante es calor específico a presión constante.

Química Inorgánica 2

Calor específico, cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una unidad de masa de una sustancia en un grado. En el Sistema Internacional de unidades, el calor específico se expresa en julios por kilogramo y kelvin; en ocasiones también se expresa en calorías por gramo y grado centígrado. El calor específico del agua es una caloría por gramo y grado centígrado, es decir, hay que suministrar una cabría a un gramo de agua para elevar su temperatura en un grado centígrado De acuerdo con la ley formulada por los químicos ses Pierre Louis Dulong y Alexis Thérése Petít, para la mayoría de los elementos sólidos, el producto de su calor específico por su masa atómica es una cantidad aproximadamente constante. Si se expande un gas mientras se le suministra calor, hacen falta más calorías para aumentar su temperatura en un grado, porque parte de la energía suministrada se consume en el trabajo de expansión. Por eso, el calor específico a presión constante es mayor que el calor específico a volumen constante.

Se encarga de estudiar al calor que sale o entra a un sistema debido a una reacción química. Cuando un sistema libera calor, AH es negativo (sale calor del sistema en reacción), se le conoce como exotérmico. Si la reacción requiere calor para efectuarse AH es positivo (entra calor en el sistema) y el proceso es endotérmico.

Entalpia.

Cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpia del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpia del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpia por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El término de entalpia fue acuñado por el físico alemán Rudolf, J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpia H es igual a U + pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en julios.

Es una propiedad termodinámica utilizada para especificar o medir la cantidad de calor involucrado en una reacción química a presión constante. H =

E +

W

—

E +

PV

181

BIBLIOTECA CBTA, No. 35

6.2. Termoquímica

Cuaohtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

A presión constante los cambios que ocurren en una reacción se miden por AH. a)

AH

= AE + P AV

Como de la primera ley se tiene: b)

AE

=

Q - W

= Qp - P AV

Substituyendo b en a tenemos: AH AH -

Qp - P AV + P AV Qp entonces AH — m AT

La entalpia como es una función de estado, solo depende de los valores final e inicial: AH Calor absorbido o cedido por el sistema durante AH = Hf - Hi una reacción a presión constante (cal/mol). AH Calor absorbido de los alrededores para laboratorio. Esto indica claramente que en toda reacción química la variación de una entalpia depende de las entalpias de los reactivos y productos.

Tabla 6.3 entalpias molares de fusión y evaporación en (kjfmol)

COMPUESTO H? N? 0. ______H|0______

Tf(K> 13.96 63.15 54.36 273.15

AHfUS 0.12 0.72 0.44 6.01

UK) 20.38 77.35 90.18 373,15

AHwn 0.92 5.59 6.82 40.66

Problema 71. ¿Cuánto calor se debe extraer a 18 g de agua líquida para convertirla en hielo?

n = número de moles AH = cambio molar de entalpia d e -6.01 kJ/moi (el menos por ser una reacción exotérmica) Por lo tanto n = m/M = 18 g(18 g/mol) = 1 mol así que q - 0.5 mol (-6.01 kJ/mol) - -6.01 kJ

182

Química inorgánica 2

$.2.1. Calor de reacción Es el calor que se absorbe o que se desprende en una reacción química.

AH

EH f productos - EH f reactivos

El calor involucrado en una reacción depende de la ruptura y formación de nuevos enlaces de las especies en cuestión, así que se deben de cuantificar los valores de cada una de las substancias en lo particular, para obtener los valores en lo general. La entalpia molar estándar de combustión, es el calor que se libera cuando un mol de sustancias se quema por completo en presencia de oxígeno, siempre que los reactivos y los productos estén a 25 DC y 1 atm.

Tabla 6.4 entalpias de combustión COMBUSTIBLE H?e„g C en grafito C diamante CHa en g

CgHisenl C2He en g

AH °C (kJ/mol) -285.8 -393.5

COMBUSTIBLE C2H„ en g C2H2 en g

AH °C (Kj/mol) -1411 -1300

-395.4 -890 -5512 -1560

C,Hñ0H en 1 CHICHO en 1

-1371 -1167 -2816 -875

CeH^Oe GN S CH3C00H en 1

Calor de formación (H“) Es la variación de entalpia (calor) que sigue a la formación de un compuesto en un mol de este, en sus estado normal (1 atm y 298 °K) en estado normal de sus elementos. Problema 72. Determine el calor de la siguiente reacción:

1 atm Hztg)

+

0 2 (gj

* H20 (g)

298 °K

AHr — H°fH2(g) -H DfH2(g) + H Cf02(g) AHr =

-5 7 .8 Kcal - 0 = -57.8 Kcal.

183

Cnaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Las entalpias de formación de las moléculas en las substancias se cuantifican y registran en tablas que vienen al final de este libro.

Problema 73. ¿Determine el calor de la siguiente reacción en dos caminos?

1 atm C(grafito) +

02(g)

► C02(g) 298 °K

Figura 6.2 Proceso espontáneo AH f° =

-94.052 kcal. 1 atm

CO(g)

+ o2

►cq* 298 oK

Al abrir la lia ve se equilibran AH/* =

- 67.64 kcal.

Una reacción química total puede proceder en una secuencia de pasos sencillos.

6.2.2.

Le/ de Hess.

El calor de una reacción (AH) es independiente del número de etapas o de la naturaleza del camino a través del cuál se realiza. En otras palabras: si una reacción se lleva a cabo en etapas, la suma, algebraica de la cantidad de calor desprendido en cada una de las etapas, por separado, es igual al desprendimiento total de calor cuando la reacción tiene lugar directamente. Si se cuenta con cualquier reacción, se puede determinar el calor o entalpia de la reacción, conociendo las entalpias de formación de todos los compuestos que intervienen en la misma. AHr —

i^H (pra(jt,ctQS)

-

A H (reactivos)

AHr =

AHfiria, - AH ¡n¡ciai =

Calor de reacción

Cuando el calor de reacción o entalpia es negativo, indica que la reacción produce o libera calor es decir que es exotérmica. Cuando el calor o entalpia de reacción es positivo, señala que la reacción absorbe es decir utiliza calor en la reacción es decir que es endotérmica.

184

Química Inorgánica 2

Figura 6.3. reacciones

Reactivos

Productos H kcal/mol

H kcai/mol AH > 0

i

AH < 0

Productos

Reactivos

Gráfica de una reacción endotérmica

Gráfica de una reacción exotérmica

Problema 74. Determine el calor de reacción, indicando si es exotérmica o endotérmica la reacción.

PCI5(g) +

H2U(g)

Substancia

PCI5(E) H*ow

POCU, HCI^

------------- ► POCI3 (g) + Hf° (kcal/mol) -9 5.4 -141.5 - 57.8 - 22.1

AH„ =

(-141.5 + 2 (-22.1)) - (-95.4- 57.8)

AHr -

- 185.7 +

153.2 -

- 32.5 Kcal/mol

Como el calor de la reacción es negativo, la reacción es exotérmica,

Problema 75. ¿Determine el calor de reacción y cite si es exotérmica o endotérmica la presente

reacción? CaC03(s)

► CaO(s)

+

C02ÍE)

185

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Datos: Substancias

Hf° {kcal/mol)

CaC03(s} CaO{s) C02(,

- 288.5 -151.9 - 94.1

AHr . AHr AHr =

(-1 5 1 .9 + (-94.1)} - (-288.5) - 246 + 288.5 + 42.5 Kcal/mol

Como el valor es positivo la reacción es endotérmica. Utilizando la ley de Hess. Problema 76. ¿Calcule el calor para la siguiente reacción?

CS20) + 3 02(g}

* COzw + 2 S02(g)

Conociendo los calores en cada uno de los pasos la secuencia se inicia así:

AH =

► CS2(|j

Paso 2

CW ”1” ^2ig)

Paso 3

S{s) + 02fe)

Paso 4

CS2(I) --------------► C(i) +

21 kcal/mol

AH = - 94 kcal/mol

©

i

C(S) + 2 S(sj

O 1O -0

Paso 1

AH = - 71 kcal/mol

►S02(g)

2 S W AH = -2 1 kcal/mol

Paso 5 2 S<5) + 2 02(g) — ► 2 S02(g)

AH = -1 4 2 kcal/mol

C(s) + 02(g)-------------► C02(í)

AH = - 94 kcal/mol

Paso 6 Paso 7

186

2S {s) + C {S) + 3 02(í> -------► S02(g) + C02[g) AH = - 236 kcal/mol CS*,, + 3 02(g) — ► 2 S02(g) +

C02W

AH = -257 kcal/mol

Química Inorgánica 2

Entonces: AHr -

(-AH)) + 2 AH + AH

AH* -

-21 + 2(-71) + (-94)

AHr =

- 257 kcal/mol

6.2.3. Entropía y energía libre Es el cambio de grado de desorden de un sistema, en términos de agitación molecular y el arreglo promedio de las moléculas. Esto es que todos los fenómenos ocurren a expensas del orden y causan un incremento en la entropía (AS). Unidad de entropía (Une.) Expresa la energía por grado (cal/°K) Es un sistema específico, el estado de desorden se debe al nivel de energía térmica y a la forma en que están colocadas las moléculas que lo componen. Entropía absoluta (s0). Se obtiene midiendo las capacidades de calor y se localizan en la tabla anexa a este libro. Antes de predecir si una reacción se efectúa o no, hay que tomar en cuenta los cambios de entropía, cambio de energía que interviene en los procesos químicos y físicos. Combinando los conceptos de entropía y energía para definir la fuerza de impulso de un proceso físico-químico se obtiene la energía libre (Ley de Gibas).Para que un proceso se verifique a temperatura y presión constantes, el cambio de energía AH, puede dividirse en dos partes: a) La energía disponible para efectuar un trabajo útil (energía de Gibas). b) La energía no disponibles, sino asociada con la variación del desorden, es decir el cambio de entropía, AS. A temperatura y presión constante, la variación de entalpia, energía libre y entropía de cualquier proceso, ya sea físico o químico, están correlacionados mediante la presente ecuación. AG

-

AH -

AS

187

Cvauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Donde:

AG = Variación de energía libre Variación de energía disponible AH = Variación de entalpia Cambio total de energía AS = Variación de entropía Variación de energía no disponible

Calcule AG para convertir un mol de agua líquida a 100 X y 1 atm. De presión de vapor en iguales condicione AH de la entalpia molar de evaporación de 2,410 cal. Para ello utilice la presente ecuación. AS = cambio de entropía por temperatura. Q re — - .............. T 2,410 cal AS -----------------------373 “K

AS =

AG

=

AH -

AS

1 2,410 c a l-3 7 3 (--------* 2,410) cal = 0 373

AG -

Como AG está en cero el sistema se encuentra equilibrado.

Problema 77. Calcule la energía libre AG para la siguiente reacción. 4 NH3(g} -(- 3 AG

188

=

AH -

► 2 N2(g) + 6 H ^ AS

Química inorgánica 2

El cambio de entalpia está dado pon AH

= entalpia

AH r

Ah f productos ~

f re-activas

AHr -

(0 + 6 (-6 8 .3 2 )} - (4 (-11.04) + 0)

AHr -

- 365.72 kcal.

El cambio de entropía es: AS

“

productos ~

reactivos

AS =

(2 (0.0457) + (6 (0.0167)) - (4 (0.046) + 3 (0.049)

AS =

- 0.13922 kcal/grado

Por ello el cambio de energía resulta: AG = energía libre) AG = -365.72-(298) (-0.139 22) = -365.72 + 41.42 = 324.30 Kcal/mol AG =

324.30 kcal/mol la reacción es exotérmica.

Figura 6.4.calorímetro

189

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco labra

RESUMEN Al medir los cambios de energía en los procesos físico-químicos, es necesario controlar los experimentos, estos deben estar limitados a una porción finita del universo o de un sistema. Así al medir ei calor generado por una neutralización entre un ácido y una base este se encuentra limitado por las soluciones en estudio. La energía de neutralización se puede medir mediante un calorímetro, si hay energía desprendida la reacción será exotérmica y la energía nos entrega su resultante a través de una cantidad de calor. Fuerza impulsora de las reacciones químicas en la primera ley de la termodinámica no explica si un proceso físico químico ocurrirá espontáneamente, solo indica que en este cambio conserva la energía, el rodar de unas rocas es un cambio espontáneo y conlleva energía, pero requiere de una fuerza impulsora, un empujoncito para que rueden. Cuando a una reacción se le adiciona calor en forma reversible, al invertir el proceso es posible recuperar dicha energía, este cambio de entropía es una función de estado, la entropía de un sistema es ía medida de su desorden, ya que al agregar más energía térmica a un sistema este se desordena más. Las medidas termoquímicas hacen posible calcular los cambios de entropía., Primera ley

Establece que la energía total de un sistema aislado es constante: la suma de las energías cinética y potencial permanece constante, aún cuando una de las dos puede aumentar o disminuir a expensas de la otra. En otras palabras la energía fluye de un cuerpo caliente a uno frío, hasta su punto de equilibrio y es espontáneo cuando ocurre de manera natura!. De tal manera que la energía se puede transferir no destruir. La entropía es función de estado de un sistema y es ía medida de su desorden, cuando se añade energía térmica a un sistema, este se hace más desordenado, al añadir calor al agua sus moléculas se alteran y desordenan. ( AS = entropía o cambio de entropía). Entonces el calor de entropía o desorden aumenta en 26 unidades, esto nos enseña que en estado sólido hay un mejor orden siendo menor en el líquido y pésimo en estado de vapor del agua.

190

Química Inorgánica 2

Segunda ley

La cantidad total de entropía en la naturaleza está en constante aumento, cuando se verifica un cambio espontáneo en cierto sistema, se produce un aumento de la entropía del universo. (Un sistema aislado será adiabático es decir que no permite la entrada ni salida de calor), cualquier cambio espontáneo va acompañado de una aumento de la entropía del sistema, aunque un sistema adiabático solo puede soportarse experimentalmente en condiciones controladas del laboratorio y en periodos cortos de tiempo. En la naturaleza ejemplos de estos sistemas son las turbulencias atmosféricas que transportan grandes cantidades de aire y lo expanden con prontitud debiéndose a la presión mínima esta se enfría en condiciones adiabáticas. Tercera ley

Para imaginarnos un completo orden los sistemas tendrían que ser cristalinos a la temperatura del cero absoluto, para enunciar esta ley, un cristal perfecto al cero absoluto de temperatura tiene un orden perfecto, por tanto su entropía vale cero. A cualquier temperatura diferente al cero absoluto hay desorden en los sistemas, esto es debido a la excitación térmica, en cambio ¡a entropía absoluta (al cero absoluto), es siempre positiva pues existe un grado de desorden en cualquier substancia, cuanto más alta sea la temperatura de esta, tanto mayor será el valor de su entropía absoluta. La primera ley trata de la conservación de la energía, pero no revela la posibilidad de un cambio, la segunda ley de la termodinámica se basa en el concepto de entropía y sirve como guía para decidir que proceso podrá ocurrir. En los cambios irreversibles donde AG tiene un valor finito, encontramos que la fuerza impulsora tiene una dirección al cambio y esto nos permite predecir la espontaneidad de un proceso. La energía libre de un cambio es un concepto más útil y de mayor beneficio respecto a la fuerza impulsora y la espontaneidad de una reacción. Cuando AG = 0, el sistema está en equilibrio, pero siempre que AG sea negativo el cambio es espontáneo. Estas aseveraciones son la base de que la energía libre del universo tiende hacia el mínimo y su entropía al máximo.. Sabemos que en una reacción química cuando los reactivos se ponen en o, la reacción se acelera hacia la derecha y enseguida se desacelera gradualmente conforme va a terminar, al mismo tiempo, tan pronto se forman pequeñas cantidades de productos, se inicia lentamente la reacción hacía la izquierda y su velocidad aumenta gradualmente hasta que se forman más productos, finalmente si las velocidades de derecha a izquierda, son iguales se establece un equilibrio, dentro de éste ya no hay fuerza impulsora y el sistema pueda trabajar para nosotros. Cuando se conoce el cambio de energía libre normal de una reacción, es posible predecir la espontaneidad de dicha reacción en términos de su constante de equilibrio.

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Coaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

AUTOEVALUACION

Tema 6 I.

Termoquímica y termodinámica

- Complemente correctamente las siguientes cuestiones

1. ¿Qué estudia la termoquímica? 2. ¿Qué es entalpia? 3. ¿En que se diferencian una reacción endotérmica de una exotérmica? 4. ¿Qué es entropía? Cuando un sistema está en equilibrio. 6. Anota la ley de Hess. 7. Cita la unidad de entropía. 8. Se les conoce como las condiciones estándar de las sustancias. 9. ¿Qué es la energía libre? 10. Sobre que trata la termodinámica. II.

- Resuelva los siguientes ejercicios.

1. Calcular el Ahf para las siguientes reacciones (consultar valores en la tabla del final). S(s) + O2® --------> S02(g) + 71.0 Kcal. N2W + 2 NH3(g)------------- > 2NH3(g) + 22 Kcal. 2. Calcular Ahr para las siguientes reacciones, indicando si son exotérmicas o endotérmicas (utilice la tabla del final del libro) 2 SO?(g) + 0 2(g} ---------------- > 2 SO** 2 C2H6(g) + 7 Ojfg) -------- > 4 C02(g) + 5 H20(g) 3. Calcular AS para las siguientes reacciones, indicando si son exotérmicas o endotérmicas. C2H4{g) + 0 2(g) ---------------> 2 COZ{e) + 2 H20(g) 2 NO(g) +

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02(g) --------> 2 N0 2(£)

Química Inorgánica 2

TEMA 7

CINÉTICA QUÍMICA

Objetivo

El alumno comprenderá y se familiarizará con les principios básicos de cinética quí­ mica y realizará reacciones químicas, donde.: . verificará algunas teorías referentes a la ci­ nética manipulando los tactores que alteran la velocidad de las reacciones.: '

Introducción

Energía cinética, energía que un objeto posee debido a su movimiento. La energía cinética depende de la masa y la velocidad del objeto según la ecuación

E = Ím i/2 donde m es ¡a masa del objeto y la velocidad del mismo elevada al cuadrado. El valor de E también puede derivarse de la ecuación

E = (ma)d donde a es la aceleración de la masa m y d es la distancia a lo largo de la cual se acelera. Las relaciones entre ¡a energía cinética y la energía potencial, y entre los conceptos de fuerza, distancia, aceleración y energía, pueden ilustrarse elevando un objeto y dejándolo caer.

Cuando el objeto se levanta desde una superficie se le aplica una fuerza vertical. Al actuar esa fuerza a lo largo de una distancia, se transfiere energía al objeto. La energía asociada a un objeto situado a determinada altura sobre una superficie se denomina energía potencial. Si se deja caer el objeto, la energía potencial se convierte en energía cinética.

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Cumibtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Las partículas en el cero absoluto cesan por completo su movimiento, al aumentar la temperatura se acelera su movimiento, así las partículas chocan entre sí y con mayor fuerza, rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces. El movimiento de las partículas se conoce como cinética química y son varios los factores que la afectan, acrecentándola, disminuyéndola o controlando su accionar, de ahí que una reacción química para efectuarse, requiera de cinética para efectuarse, esta determina ía velocidad con la que la reacción se lleva a cabo. Las substancias para reaccionar requieren de poseer energía para efectuar la ruptura de sus enlaces, además es necesario que se colisionen con fuerza y frecuentemente ya que no todos los choques son efectivos y que se den en la orientación apropiada, en las reacciones lentas generalmente de substancias covalentes, se forma un intermedio inestable llamado complejo activado o estado de transición. El número de fases que aparecen entre los reactivos y los productos, es importante para la velocidad de la reacción, si presenta una sola fase como en la combustión del metano, se dice que la reacción es homogénea, en cambio si durante el proceso surge más de una fase, como la dilución del zinc en ácido, la reacción es heterogénea, en estas el cambio químico se presenta en la interfase, o sea el límite de las fases, trataremos más sobre reacciones heterogéneas, aunque los fundamentos de la cinética y del equilibrio se aplican igualmente a ambos tipos de reacciones químicas.

7.1. CINÉTICA QUÍMICA

£n la naturaleza lo único perpetuo es el cambio. Al efectuarse una reacción química es importante la velocidad de reacción, para ello hay que saber los mecanismos que la llevan a realizarse, así se determinará si los productos son los deseados constantes en su calidad, solo hay que controlar los factores que afectan la velocidad de las reacciones. La cinética química es una rama de la química que estudia ¡as velocidades con que se efectúan las reacciones químicas y los mecanismos que están realizan.

7.1.1. Velocidad de reacción La velocidad de reacción se define como el número de moles de una substancia producida o consumida por unidad de tiempo y unidad de volumen de la mezcla reaccionante. La velocidad de un cambio químico es suceptíble de ser medido es su rapidez, cuantificando la rapidez de la aparición de un producto o ia aparición de un reactivo.

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Química Inorgánica 2

Cambio en la concentración del reactivo Velocidad --------------------------------------------------------------Tiempo necesario para que ocurra el cambio Para medir ía rapidez de una reacción se utilizan unidades de mol/ls. Hoy se prefieren los insecticidas organofosfatos y carbamatos. Los primeros permanecen inalterados en la biosfera hasta 12 semanas y son tóxicos para cualquier animal, en cambio los segundos duran de 2 días a varias semanas, siendo menor su toxicidad. Los insecticidas organofosfato clorados se les utiliza en los coliares antipulgas de los perros. Velocidad y mecanismos de las reacciones químicas, en algunos casos, como en la combustión, las reacciones se producen de forma rápida. Otras reacciones, como la oxidación, tienen lugar con lentitud. La cinética química, que estudia la velocidad de las reacciones, contempla tres condiciones que deben darse en el ámbito molecular para que tenga lugar una reacción química: las moléculas deben colisionar, han de estar situadas de modo que ios grupos que van a reaccionar se encuentren juntos en un estado de transición entre los reactivos y los productos, y la colisión debe tener energía suficiente (energía de activación) para que se alcance el estado de transición y se formen los productos. Las reacciones rápidas se dan cuando estas tres condiciones se cumplen con facilidad. Sin embargo, si uno de los factores presenta cierta dificultad, la reacción resulta especialmente lenta. La velocidad de la reacción aumenta en presencia de un catalizador, una sustancia que no resulta alterada o se regenera, por lo que el proceso continúa. La mezcla de gases hidrógeno y oxígeno a temperatura ambiente no explota., pero si se añade platino en polvo la mezcla explosiona al cubrirse la superficie del platino con el oxígeno absorbido. Los átomos de platino alargan los enlaces de las moléculas de O2, debilitándolos y rebajando la energía de activación. Los átomos de oxígeno reaccionan rápidamente con moléculas de hidrógeno, colisionando contra ellas y formando agua y regenerando el catalizador. Las fases por las que pasa una reacción constituyen el 'mecanismo de reacción'. La velocidad de la reacción puede modificarse no sólo con catalizadores, sino también mediante cambios en la temperatura y en las concentraciones, Al elevar la temperatura se incrementa la velocidad a causa del aumento de la energía cinética de las moléculas de los reactivos, lo que provoca un mayor número de colisiones por segundo y hace posibíe ía formación de estados de transición. Con el aumento de la concentración se consigue incrementar la velocidad de la reacción, al aumentar el número y la velocidad de las colisiones moleculares.

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Cuau/itémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labre

Equilibrio químico Equilibrio, estado de un sistema cuya configuración o propiedades macroscópicas no cambian a io largo del tiempo. Por ejemplo, si se introduce una moneda caliente en un vaso de agua fría, el sistema formado por el agua y la moneda alcanzará el equilibrio térmico cuando ambos estén a la misma temperatura. En ese punto, las propiedades macroscópicas del sistema (es decir, la temperatura del agua y de la moneda) no cambian a lo largo del tiempo. En mecánica, un sistema está en equilibrio cuando la fuerza total o resultante que actúa sobre un cuerpo y el momento resultante son nulos. En este caso, la propiedad macroscópica del cuerpo que no cambia con el tiempo es la velocidad. En particular, si la velocidad inicial es nula, el cuerpo permanecerá en reposo. El equilibrio mecánico puede ser de tres clases.- estable, indiferente o inestable. Si las fuerzas son tales que un cuerpo vuelve a su posición original al ser desplazado, como ocurre con un tentetieso, el cuerpo está en equilibrio estable. Si las fuerzas que actúan sobre el cuerpo hacen que éste permanezca en su nueva posición ai ser desplazado, como en una esfera situada sobre una superficie plana, el cuerpo se encuentra en equilibrio indiferente. Si fas fuerzas hacen que el cuerpo continúe moviéndose hasta una posición distinta cuando se desplaza, como ocurre con una varita en equilibrio sobre su extremo, el cuerpo está en equilibrio inestable Aunque la configuración o propiedades macroscópicas de un sistema en equilibrio no cambian con el tiempo, su configuración microscópica no es necesariamente estática. Por ejemplo, consideremos una reacción química reversible. En uno de los sentidos (reacción directa), tas moléculas A y B reaccionan para formar las moléculas C y D; en el otro sentido (reacción inversa), las moléculas C y D reaccionan para formar tas moléculas A y B. Un sistema así está en equilibrio cuando la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa; en este caso, las propiedades macroscópicas del sistema, esto es, las concentraciones de las moléculas A, B, C y D, no cambian con el tiempo. Sin embargo, desde el punto de vista microscópico, la configuración del sistema no es estática porque en todo momento se están produciendo la reacción directa e inversa. En general, las propiedades microscópicas de un sistema en equilibrio se compensan de forma que las propiedades a gran escala sean constantes.

A medida que (a reacción tiene lugar, disminuye la concentración de los reactivos según se van agotando. Del mismo modo, la velocidad de la reacción también decrece. Al mismo tiempo aumentan Ias concentraciones de tos productos, tendiendo a colisionar unos con otros para volver a formar los reactivos. Por último, la disminución de la velocidad de la reacción directa se equipara al incremento de la velocidad de la reacción inversa, y cesa todo cambio. El sistema está entonces en ‘equilibrio químico' en el que las reacciones directa e inversa tienen lugar a la misma velocidad.

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Química inorgánica 2

Constante de equilibrio, constante que equivale al producto de las concentraciones de las sustancias formadas en una reacción química reversible en la que se ha alcanzado el equilibrio, dividido entre el producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente que precede a su respectiva fórmula en la ecuación química ajustada. Sea la reacción reversible entre los reactivos A y B para dar los productos de reacción C y D, según: aA + bB A cC + dD siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera y [A], [B], [C] y [D] sus concentraciones respectivas expresadas en mol/litro. La velocidad de la reacción directa, v, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de ¡os reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción:

v = k [A]a ■[B]b donde A es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, v \ \ es, deforma análoga:

v!’- A ' [C]c ' [D]d Cuando se alcanza ei equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma y, por tanto: k_

tc]c [D]d _ [A ]a [B ]b

c

donde Kc es la constante de equilibrio, que depende únicamente de la temperatura. En reacciones entre gases se utilizan las presiones parciales en lugar de las concentraciones molares, y la constante de equilibrio se denomina fy .

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

En las reacciones heterogéneas, las sustancias sólidas no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio, ya que no influyen en las constantes de velocidad. Por ejemplo, en la reacción:

FeO(s) + C0(g) Á Fe(s) + C02(g) la constante de equilibrio K0 = [CC^J/ICO], y

K?=

P [Cq>l p

[co]

Los cambios en sistemas en equilibrio químico se describen en el principio de Le Chatelier, que debe su nombre al científico francés Kenri Louis Le Chatelier. Según este principio, cualquier intento de cambio en un sistema en equilibrio provoca su reacción para compensar dicho cambio.

Figura 7.1 el equilibrio químico

PRINCIPIO DE LE CHATELLER Mientras no se alteren las condiciones del sistema el estado de equilibrio se mantiene, cuando se altera temperatura, presión, concentración de alguna especie, el equilibrio se desplaza en cierta dirección ya sea hacia los productos o reactivos hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

Principio de Le Chatelier. Cuando una reacción en equilibrio sufre un cambio de condiciones, las proporciones de los reactivos y los productos se ajustan de tal manera que el efecto del cambio se minimiza.

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Química Inorgánica 2

Cambio de concentración, una ecuación en equilibrio que se efectúa en una sola fase, le es añadida una cantidad de un reactivo o producto, Le Chatelier indica: Cuando se incrementa la concentración de algún reactivo, el sistema reaccionará formando productos, es decir, se tenderá a minimizar el cambio haciendo desaparecer los reactivos. En cambio si se aumenta la concentración de algún producto, el sistema se desplazará hacia los reactivos, minimizando el cambio mediante la desaparición de los productos. El subir a una alta montaña ocasiona hipoxia o mal de puna. La hipoxia es la deficiencia de oxígeno en la sangre y por consiguiente en los tejidos, la sintomatología va desde mareos, vómitos y cansancio. La razón es que a mayores alturas el oxígeno no llega con igual cantidad, disminuye su concentración, se afecta el equilibrio hemoglobina-oxígeno pues al mantenerse constante Ke ~[HbO?]/[H b j[0 ?] ( una disminución de [0 2J con ello se origina una menor concentración de hemoglobina con oxígeno. Al suplirse la la deficiencia el organismo aumenta la producción de hemoglobina [Hb], hacienco que la hipoxia se venza en algunos días. Por ello los habitantes de lugares altos como La Paz Solivia a 3630 m.s.n.m. llegan a tener concentraciones de hasta el 50 5 de hemoglobina más altas que los que viven a nivel del mar. Cambio en la presión, este afecta el equilibrio de las reacciones en las que participan los gases. Chatelier indica que si se eleva la presión de un sistema de gases enequilibrio, la reacción se desplazará en la dirección en que desaparezcan moles de gas, a fin de minimizarel aumentode presión. Por el contrario si disminuye la presión, la reacción se desplazará en el sentido en que aumenten los moles totales de gas, impidiendo que la presión no se reduzca. En la reacción

2 NO? (g) 4

* N204 (g)

Cada mol de dióxido de nitrógeno genera un mol de tetróxido de dinitrógeno, al alcanzar la reacción el equilibrio, un aumento en la presión provoca que la reacción procreda hacia el N204i pues esto reduce los moles totales de gas presentes y con ello la presión.. Si disminuye p_______ 2 NO, (g) —

—

----------------------------------- * •

si aumenta p En una botella de agua mineral se tiene un equilibrio de:

CO, (g) + H,0 fu ^

► H2C03 (ac) 199

Cusuhtémc Antonio Jiménez ñores e Inés No/asco Labra

El único gas es el dióxido de carbono así que al destapar ía botella, disminuye la presión y la reacción se desplaza del ácido carbónico hacia el C0Zy el agua mineral se derrama por el burbujeo súbito. Cambio en la temperatura, si se eleva la temperatura a un sistema reaccionante, ia reacción se desplazará en ei sentido en que se absorba el calor. Por otro lado si la temperatura desciende, con ello se favorece la reacción exotérmica. Si coloca un refresco a baño maría haciendo que aumente su temperatura, con ello se pierde su gas disuelto, en cambio si se le vierte hielo su gas se conserva, de ahí el sabor de los refrescos fríos en contra de los refrescos tibios.

Energética química, /a energía se conserva durante las reacciones químicas. En una reacción pueden considerarse dos fases diferenciadas: en primer lugar, los enlaces químicos de los reactivos se rompen, y luego se reordenan constituyendo nuevos enlaces. En esta operación se requiere cierta cantidad de energía, que será liberada si el enlace roto vuelve a formarse. Los enlaces químicos con alta energía se conocen como enlaces ‘fuertes’, pues precisan un esfuerzo mayor para romperse. Si en ei producto se forman enlaces más fuertes que los que se rompen en el reactivo, se libera energía en forma de calor, constituyendo una reacción exotérmica. En caso contrario, la energía es absorbida y se produce una reacción endotérmica. Debido a que los enlaces fuertes se crean con más facilidad que los débiles, son más frecuentes las reacciones exotérmicas espontáneas; un ejemplo de ello es la combustión de los compuestos del carbono en el aire para producir CO2 y H2O, que tienen enlaces fuertes. Pero también se producen reacciones endotérmicas espontáneas, como la disolución de sal en agua. Las reacciones endotérmicas suelen estar asociadas a la disociación de las moléculas. Esto último puede medirse por el incremento de la entropía del sistema. El efecto neto de la tendencia a formar enlaces fuertes y la tendencia de las moléculas e iones a disociarse se puede medir por el cambio en la energía libre del sistema. Todo cambio espontáneo a temperatura y presión constantes implica un incremento de la energía libre, acompañado de un aumento de la fuerza del enlace Es ia rapidez con que desaparece un reactivo y aparece un producto y viene dada por el cociente diferencial de la variación de la concentración de dicha substancia con respecto al tiempo, matemáticamente se expresa como:

v = dc/dt o

Donde:

200

1 dn v = — -------V dt

v = velocidad de reacción = moles/1 * seg. dn = moles obtenidos de producto dt = tiempo transcurrido en segundos V = volumen del sistema reaccionante en litros

Química inorgánica 2

Reacciones como la digestión, la explosión de un cohete, la combustión de la gasolina, la descomposición de la carne, algunas reacciones son rápidas y existen factores que disminuyen las velocidades de las reacciones, tales como la orientación de las moléculas, al producirse e! choque o ei hecho de que las moléculas tengan suficiente energía para que al chocar ¡a colisión sea efectiva y reaccionen.

1.1.2. Mecanismos de reacción Teoría de ¡as colisiones Esta teoría se basa en la suposición de que para que una reacción química se produzca, las moléculas de los reactivos deban chocar entre sí. En esta teoría la velocidad de reacción está en proporción a ia caniidad de choques o colisiones que se producen por segundo entre fas moléculas de los reactivos. Este hecho implica el aumento de la velocidad de la reacción, al aumentar la superficie de o entre las substancias reaccionantes. Es también importante que si todos los choques fueran efectivos para producir transformaciones todas las reacciones serían inmediata, instantáneas, como no sucede siempre así, existen otros factores que disminuyen las velocidades de reacción, tales como ia orientación adecuada de las moléculas al producirse e! choque o el hecho de que las moléculas tengan suficiente energía al chocar para que la colisión al producirse sea efectiva. LEY DE ACCIÓN DE MASAS Dado que la velocidad de reacción depende del número de choques entre las moléculas de las substancias reaccionantes, esta velocidad aumentaría al aumentar la concentración de las mismas o, en el caso de los gases al aumentar la presión. Los químicos Noruegos Guldberg (1836-1902) y Wagge (1833-1900) formularon la ley de acción de masa, según la cuál la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de la concentración de las substancias reaccionantes.

Moieculandad. es el mecanismo que verifica dicha reacción, es decir la secuencia de procesos elementales que finalmente conducen a la formación de los productos. Orden de reacción es ía expresión de la velocidad de reacción obtenida a partir de datos experimentales. La teoría del estado de transición, se refiere a la geometría y a la energía de los reactivos cuando chocan para formar ios productos. Únicamente aquellas moléculas que se mueven a suficiente velocidad, pueden penetrar lo bastante unas en otras, para que se produzca la ruptura y formación de nuevos enlaces necesarios en la reacción química.

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Energía de activación, es la energía mínima necesaria en un choque para que se produzca la reacción. La especie que se forma en el máximo de la barrera de energía potencial durante un choque efectivo no corresponde ni a los reactivos ni a los productos, sino a una especie muy inestable denominada complejo activado, que existe en un estado de transición. La influencia de la temperatura sobre la velocidad de reacción, se debe al aumento de la energía cinética de ias moléculas, como resultado de ello el número de moléculas que son capaces de reaccionar aumenta al aumentar la temperatura; por tanto, también crece la velocidad de reacción.

No hay reacción

Hay reacción

Figura 7 2 fas colisiones

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Velocidad de reacción\ cantidad de sustancia que se transforma en una reacción química en la unidad de tiempo. Las reacciones químicas tienen lugar a muy distintas velocidades. El desgaste de los edificios y estatuas provocado por la lluvia ácida es muy lento, pero las reacciones que se producen en la explosión de los fuegos artificiales son muy rápidas. La mayoría de las reacciones tienen lugar a una velocidad intermedia entre la de la erosión de la piedra y la de los fuegos artificiales, que es casi instantánea. En química es muy importante conocer la velocidad a la que ocurren las reacciones y por qué tienen lugar a esa velocidad. Para muchos procesos industriales y para actividades como la conservación de los edificios resulta muy conveniente la aceleración de ciertas reacciones y la ralentización de otras. Las reacciones químicas que se producen en el cuerpo humano tendrían lugar a velocidades extremadamente lentas en ausencia de ayuda. Sin embargo, en el cuerpo existen miles de proteínas especiales llamadas enzimas, que aceleran estas reacciones millones de veces. Estas enzimas son catalizadores biológicos. Sin ellas, los humanos y otros organismos vivos no podrían sobrevivir.

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Química Inorgánica 2

Un campo de investigación crucial es la búsqueda de catalizadores para procesos industriales. Por ejemplo, sin un catalizador, la conversión del nitrógeno y el hidrógeno en amoníaco en el proceso Haber sería demasiado lenta para ser útil. Un catalizador de hierro acelera la reacción lo suficiente como para que el proceso sea económicamente rentable. Las velocidades de reacción se ven alteradas también por otros factores. Si se calientan las sustancias reaccionantes (reactivos), normalmente aumenta la velocidad de reacción; si se enfrían, la reacción se ralentiza. Para reaccionar, las partículas de las sustancias deben chocar entre sí. El calor les proporciona más energía para moverse y, por tanto, aumenta la probabilidad de colisión. Además, cuando las partículas chocan, la probabilidad de que reaccionen aumenta cuanto más rápidamente se muevan. El enfriamiento tiene el efecto contrario. Por ejemplo, cuando se mezclan el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico diluido, la mezcla se enturbia a medida que precipita azufre sólido. Si se calienta la mezcla, ésta se enturbia más rápidamente. Si se enfría, tarda más en aparecer la turbidez. Si se aumenta la concentración de los reactivos (cantidad disuelta en un volumen de disolución) ei efecto puede ser similar al de calentar porque, cuantas más partículas haya presentes, más probable es una colisión y, por tanto, mayor la velocidad de la reacción. El tamaño de las partículas también afecta a ¡a velocidad de reacción. Las virutas de mármol se disuelven en ácido clorhídrico más lentamente que la misma cantidad de mármol molido; esto se debe a que en el primer caso hay menor superficie expuesta al ataque del ácido.

En pruebas de laboratorio, se ha encontrado que la velocidad de reacción está controlada por algunos factores y son la concentración de los reactivos, la temperatura, la naturaleza de los reactivos y los catalizadores. CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS Es la cantidad de moles presentes por unidad de volumen litros. Para expresarla correctamente se emplea el término matemático siguiente. n Concentración = moles/litro C = ---------n ■= moles de la substancia. V V - 1 litro A medida que el número de partículas aumenta en un volumen fijo, aumentan las colisiones y por lo mismo la velocidad de la reacción en mayor, un ejemplo claro son las combustiones que se efectúan con mayor rapidez en presencia del oxígeno que en el aire simple. Para que haya una reacción los reactivos deben de entrar en o íntimo, los sólidos reaccionan mejor si están divididos finamente o solubilizados, con ello se incrementa la superficie de o, si un cerillo es encendido en una atmósfera de oxígeno puro es más intensa su flama.

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Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Un automóvil bien afinado a nivel del mar llega a la ciudad de México ya descarburado la razón es que la presión en la ciudad es de o.77 atm y la concentración de oxígeno disminuye un 23%, a nivel del mar y en la ciudad no le entra el oxígeno necesario para quemar la gasolina y cascabelea. En las reacciones con gases un cambio de presión implica uno de concentración. Ya antes se trató la ley de acción de masas que explica este concepto.

TEMPERATURA A toda colisión efectiva viene una reacción, así que las substancias deben chocar con la energía suficiente para que se efectúen las rupturas de los enlaces, para ello requieren de energía de activación y representa la energía mínima necesaria para que se dé el cambio. E! modelo cinético indica que cuando la temperatura crece la energía traslacional, rotacional t vibracional de las moléculas aumenta. Aunque no siempre la temperatura es efectiva ya que un huevo se cuece más rápido a nivel del mar donde la temperatura de ebullición es menor que la de la ciudad de méxico que es de 92 oC, en cambio en el montr Everest se requiere de una ebullición de durante 20 minutos para hacer un huevo tibio. En cambio si la comida es colocada en el refrigerador a una temperatura menor de la ambiental, tarda más tiempo en descomponerse, siendo mayor el tiempo de durabilidad del alimento si es congelado.

NATURALEZA DE LOS REACTIVOS Una substancia difiere de otra en la velocidad con que reaccionan en ciertas condiciones y con otras substancias, esto puede atribuirse a su estructura molecular, los iones que forman, así una reacción iónica es muy rápida, porque estos entran en o rápidamente, puesto que no hay enlaces que romper y si la necesidad de ía carga contraria para formar un nuevo enlace. El hierro tarda años en reaccionar si no hay condiciones propicias para la corrosión.. Toda reacción tiene una determinada por la facilidad con que sus reactivos reaccionan.

7.1.3 Catálisis Un catalizador es una substancia que aumenta la velocidad de una reacción sin consumirse en ella y, que puede recuperarse sin haber experimentado cambio alguno, una vez terminada la reacción. Su efecto consiste en disminuir la barrera de energía de activación, con esto se produce un mayor número de choques efectivos y un aumento en la velocidad de la reacción. Los catalizadores pueden ser de dos tipos homogéneos y heterogéneos. Los primeros están presentes con los reactivos y aceleran la reacción formando un intermedio que reacciona con uno de ios reactivos. Mientras que los segundos no están con los reactivos, pero suministran una superficie sobre la cuál se efectúa la reacción.

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Química inorgánica 2

Se cree que funcionan en un proceso mediante el que las moléculas reactivas son absorbidas sobre la superficie en la que se produce la reacción. Se denomina inhibidores a las substancias cuya presencia interfiere en el proceso de absorción, reduciendo o eliminando la efectividad del catalizador. Los gases del escape del automóvil resultan inhibidos por el plomo, de ahí que sea mejor utilizar gasolinas sin plomo en los automóviles equipados con el dispositivo antícontaminante.

Catalizadores, son sustancias que pueden actuar negativa o positivamente impidiendo o aumentando la velocidad de la reacción, incluso inhibiéndola, aunque durante el proceso no cambian aparentemente, en otras palabras propician modificaciones en la velocidad de la reacción sin sufrir cambio alguno, para ello se utilizan diversos tipos de catalizadores por ejemplo: Tabla 7.1 principales catalizadores y sus acciones

TABLA DE CATALIZADORES Obtención de oxígeno a partir de clorato de potasio Para realizar algunos tipos de hidrólisis Hidrogenación, deshidrogenización y reformación Síntesis de amoniaco Hidratación de olefirtas Deshidra tac ión de alcoholes Eliminación de azufre en corrientes de gas Descomposición de óxidos de nitrógeno Oxidación de anhídrido sulfuroso a sulfúrico Oxidación Oxidación del etileño Isomerización, Alquinación e Hidratación

MnOz H30 + , OH' Ni, P dyP t FeA H3PO3 A IA no Pt, Ni, cubo + C rA VA Sales deCOyM n Ag MgO, sois A! A

Consumimos medicamentos que son catalizadores, los automóviles cuentan con un catalizador para disminuir los índices de contaminación, la gran mayoría de nuestros procesos vitales están catalizados, las reaccionbes industriales para obtener productos de consumo son catalizadas. La catálisis se considera homogénea y heterogéna, la primera tiene lugar en una sola fase, dentro de un mismo estado de agregación, generalmente en soluciones acuosas. La catálisis heterogénea ocurre en diferentes fases, siendo el catalizador un sólido suspendido en una mezcla de reactivos.

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

La acción de los catalizadores se basa en la adsorción a una superficie definida del catalizador por las moléculas reactivas que van a reaccionar y el efecto cinético del catalizadores de reducir o aumentar la energía de activación de la reacción correspondiente.

RESUMEN Para tomar la lectura de la velocidad de una reacción se requiere de medir los cambios de calor, con un termostato, los intervalos de tiempo en que se dan los cambios, con un reloj, y de un medio ideal para que los reactivos den origen fácilmente a ios productos, a partir de observaciones experimentales, se ha encontrado que las velocidades de reacción, están controladas por unos cuantos factores siendo los más frecuentes la concentración de los reactivos, temperatura, naturaleza de los reactivos y catalizadores. Por regla general a mayor presión o concentración de los reactivas, la reacción se efectuará más rápidamente, las reacciones en líquidos son las más frecuentes y se expresan en términos de molaridad, normalidad. En las reacciones heterogéneas es importante la naturaleza de los reactivos, en donde ei área de la interfase de reacción es importante, la quema de un trozo de madera no será nada igual al trozo convertido en finos pedazos, o simplemente la gasolina mezclada con aire tiene efectos explosivos, mientras que sola arde lentamente. Los catalizadores son sustancias que influyen sobre la velocidad de las reacciones químicas, por ejemplo el peróxido de hidrógeno se descompone lentamente pero una pequeña cantidad de bióxido de manganeso basta para que se acelere este proceso, sin que el bióxido de manganeso sufra alteración alguna. La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración de los reactivos, en el paso que determina la velocidad de un cambio químico, explicando en términos de colisiones algunas velocidades en las reacciones, tomando en cuenta el orden de reacción y. la energía de activación necesaria para el inicio de esta reacción.

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Química Inorgánica 2

mrommcm

Tema 7 I.

Cinética química.

Contesta correctamente las siguientes cuestiones.

1. ¿Qué ocurre al aumentar la concentración de una substancia en una reacción? 2. ¿Al chocar entre sí dos especies químicas estas reaccionan es el principio de? 3. ¿La función de un catalizador es? 4. ¿Los alimentos enlatados generalmente para impedir su descomposición se le adiciona un? 5. ¿Son los factores que afectan la velocidad de una? 6. ¿Tiempo que tarda una reacción en alcanzar el equilibrio es? 7. ¿Cómo influye un catalizador en una reacción 8. ¿A mayor superficie de o entre dos substancias reaccionantes hay una mayor? 9. Cómo actúan los catalizadores homogéneos en una reacción 10. Cita la función de los inhibidores en una reacción química.

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Cuauhtémc Antonio Jiménez Ñores e Inés Nolasco Labra

APÉNDICES

1 Sistemas de medidas 2 Unidades comunes 3 Unidades básicas del sistema internacional de unidades (SI) 4 Reglas de solubilidad 5 Expresiones de concentración 6 Datos termodinámicos 7 Conversiones de temperaturas 8 Masas atómicos de los elementos

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Química Inorgánica 2

1. Sistema de medidas.

SISTEMA DE MEDIDAS Gravitacional

Absoluto Magnitud

Fuerza

M.K.S. (S I.)

Newton (N)

Sistema Técnico o de Ingeniería

C.G.S.

dina (di)

kg (fuerza) kp*

Sistema Técnico Inglés Lb (peso)*

kg (m/s2) U.T.M.

Lb/(pies/s2)síug

Masa

Kg *

Tiempo

s*

s*

s*

s*

Longitud

m*

cm *

m*

pie *

Aceleración

m/s2

cm2

m/s2

pies/ s2

Velocidad

m/s

cm/s2

m/s

pies/s

Energía

Joule (j)

ergio (erg)

kg Xm

LibXpie

g*

* Las unidades con asterisco son las fundamentales de cada sistema.

Las unidades sin asterisco son unidades derivadas. 2.

Unidades comunes

Masa

1 kilogramo (kg) =

1000 gramos (g)

1 gramo (g)

1000 miligramos (mg)

1 miligramo (mg) =

1000 microgramos {jjg)

1 libra (Ib)

454 gramos (g)

=

16 onzas (oz.)

209

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Longitud

1 metro (m)

= 100 centímetros (cm)

= 1000 milímetros (mm)

1 kilómetro (km)

= 1000 metros (m)

1 centímetro (cm)

= 10 milímetros (mm)

=

1 miera (jj)

= 10'6 metros (m)

= 10 4 centímetros (cm)

1 angstron (A)

= 10'10 metros (m)

=

1 pulgada (pulg)

-

2.54 centímetros (cm) =

1 pie (inch)

= 30.48 centímetros (cm)

1 yarda (yd)

-

3 pies (inch)

1 milla (mi)

=

5,280 pies (inch)

1 metro (m)

-

3,281 pies (inch)

10"2 metros (m) ~ 1Q"3 milímetros

10 a centímetros (cm) = 1 0 7 milímetros ( 25.4 milímetros (mm)

= 1,609 kilómetros (km)

Area 1 C e n tím e tro cuadrado (c m 2 )

=

1 * 1 0 -4

m etros cuad ra d o s (m 2)

1 C entím etro cuad ra d o (c m 2 )

=

100 m ilím e tro s cuad ra d o s ( m m 2 )

1 pulgada cua d ra d a pulg2

=

6 .4 5 2 ce n tím etros cuad ra d o s (cm 2)

1 litro (I)

=

1000 m ililitro s (m l)

1 m ililitro (m l)

= = = = =

1 ce n tím etro cú b ico (cc)

1 ce ntím etro cú b ico (cc) 1 pulgada cú b ica (pulg3) 1 cu a rto 1 galón (gal.)

210

=

1000 ce n tím etros cúbicos (cc)

1 0 0 0 m ilím e tro s cú b ico s (m m 3 ) 16.387 c e n tím e tro s cú b ico s (cc) 2 p in ta s (p t) 128 onzas flu id a s (oz.)

= =

0 .2 5 galones (gal) 3 .7 8 4 litro s (1)

Química Inorgánica 2

3.

UNIDADES BASICAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI)

Unidades básicas del sistema internacional de unidades (Si) Longitud Masa Tiempo Corriente eléctrica Temperatura Intensidad luminosa

metro (m) kilogramo (kg) segundo (s) amperio (A) Kelvin (°K) candela (cd) masa (g) -----------------------volumen (cc)

Densidad

=

Presión

fuerza = ----------------------área

Temperatura Escalas Energía Calorífica Energía mecánica

o

1 g / (cc) = 62.4 lb/pie3

(atmósfera, mm, de Hgo Ib /p u lg 2)

Centígrada o celsius (“0 , Fahrenheit (°F) Rankine (°R), Kelvin o absoluta (°K). Calorías (cal), 1000 cal = kilocaloría (kca!) 1 pie-libra = 0.32 calorías 1 ergio = 1 dena-centímetro 1* 107 ergios = 1 julio = 0.24 calorías

Energía eléctrica

1 electrón voltios (e.v.) = 23.05 kilocalorías/mol 1 julio = 1 vatio-segundo = 0.24 calorías 1 kilómetro-hora - 1000 vatios-hora 1 kilómetro-hora = 864 kilocalorías

Electricidad

1 equivalente de carga = 96,500 culombios 1 faradio - 1 mol de electrones = 6.02* 1023 e'

211

Cuauhtémoc Antonio Jiménez ñores e Inés Nolasco Labra

4. Reglas de solubilidad.

REGLAS DE SOLUBILIDAD

•

Todas las sales de Na+, K+, NH4 + son solubles.

•

Todos los N 03” N02'f CI03", CI04', Mn04', Cr207"2 y C2H302" son solubles.

•

Todos los Cl\ Br, T, CON", son solubles excepto los de Pb+2, Ag +, y Hg2+2 PbCI2 es soluble en agua caliente.

•

Todos los sulfatos son solubles excepto los de Ba+2 , Sr+2 y Pb+2 ( los de Ag+, Hg+2 y Ca+2 son poco solubles)

•

Todos los O"2 , S'2 y OH" son insolubles excepto los de Na+ , K+ , NH4 + , Ca+2 , Ba+2,

•

Todos los C03 2 , P04"3 , S03 2 ,A s04'3 , As03 "3, B03"3 , F", Si03 excepto los de Na+ , K+ , y NH4+

•

Todos los C2 04+2 son insolubles, excepto los de Na+ , K+ , NH4+, Fe+3 el MgC204 es poco soluble)

"

Todos los CrO, son insolubles excepto los de Na+, K+, NH4+, Ca+2, Mg+2 y Cu+2

$r2

212

son insolubles

Química inorgánica 2

5 . Expresiones de concentración.

Expresiones de concentración. Porciento en peso, es el peso del soluto en 100 partes de disolución. Porciento en volumen

de soluto en 100 partes de disolución.

Molaridad es el número de moles de soluto en un litro de disolución. Formalidad es el número de pesos fórmula de soluto en un litro de disolución. Molalidad es el número de moles de soluto añadido a 1000 g de disolvente. Fracción molar es la razón entre el número de moles de una substancia en una mezcla y el número total de moles. Normalidad es el número de equivalentes de soluto en un litro de disolución.

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

6. Datos termodinámicos.

I. Elementos

Sólidos Li Na K Be Mg Ca Sr B Al C grafito C diamante Si Sn blanco Pb P blanco P rojo S rómbico S monoclínico

Ge As Se Mo Ag Cd Sb

214

0

0

0

0

0

0

0

0

6.73 12.24 15.34 2.28 7.81

0

0

9 .95

0

0

0

0

0

0 0

0.69

0

0

0

0

0

0

0

0

-4.2

-2.9

0

0

O .O S

0.023

0

0

n

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

n

0

0

Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu

s°

0

0.45

h

zn

AG°f

AH°,

“I

0

0

0

0

0

. .

13 1.4 6.769 1.36 0.58 4.5 12.3 15.49 9.82 5.45 7.6 7.78 27.76 7.24 7.05 5.68 7.59 6.49 7.18 7.2 7.96 9.95 7.43 8.4

0 0

0

10

0

0

6.83

0

0

1 0 .2 1

0

0

0

0

12.3 10.5

Lp 5.65 6.79 6.97 4.26 571 6.28 6.3 2 .8 6

5.82 2.07 1.45 4.75 6.3 6.41 5.55 5.1 5.4 5.65 13.14 5.99 5.91 5.58 6.29 6.03 6 .1 1 6 .2 1

5.85 5.99 5.59 5.88 6.06 5.61 6.09 6.19 6.03

Química inorgánica 2

Sólidos H Pt Au Bi

H He En Ar Kr Xe F Cl Br Y

1

F, Cl Br, 2

; N; Pz S Hg 1

2

2

0

0

0

0

0

!

48.58 0

0

0

!

i

o

0

0

0

0

18.88 29.08 26.74 25.54 59.55 112.98 66.64 14.54

14.72 25.26 19.7 16.8 38.47 108.88 56.95 ¡ 7.59 Gases Diaómicos

0

0

0

0

0

0

7.39 14.92 0

34.5 30.68 26

8

9.95 11.4 13.6

0

0

¡

1

0

0

0.75 4.63 o 24.8 18.9 16.3

pO up 5.97 6.36 6.03

s°

¡ Elementos gases Monoatómicos

52.09

0

N S Hg

H,

AG°f o

0

0

0 2

AH°f

1

6 .1

27.39 30.12 34.95 36.98 39.19 40.53 37.92 39.46 41.81 43.18 5.24 36.62 40.09 41.8

31.21 49 48.44 53.29 58.65 62.28 45.77 52.11 54.51 68.82

4.97 4.97 4.97 4.97 4.97 4.97 5.44 5.22 4.97 4.97 4.97 5.66 4.97

6.89 7.02 7.48 8 .1

;

8.62 8.81 6 .8 6

7.76 8.94

215

Cuauhtémoc Anlomo Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

1 Sólidos Brz

; Hg Ga

Líquidos AG°(

AH:\ 0

! 0

1.33

cha c2h 2 co

co NH

2

3

0 3

so. so tcl 3

NO

-64.2 -22.06 8 .6 6

6 .2

-57.8 -59.56 -4.82 -17.89 54.19 -26.42 -94.05 -11.04 34 -70.76 -94.45 4.2 7,93 19.49 2 1 .6

no 2 n 2o

SiHt SiCI PCI HCOOH HCHO 4

3

c 2n 2

HCN uf6

CH C! c h 5ci H?0 3

2

h 2 o2

8 .2

-157.03 -90.48 -27.7 73.6 31.2 -50.5 -19.6 -25.1 -68.33 -44.88 6 8 .6

sc

^p 18.09

36.38

0

0

HF HCI HBr Hl H20 d 2o h 2s

216

!

Compuestos Gaseosos -64.7 -22.77 -12.72 0.41 -54.64 56.06 -7.89 -12.14 50 -32.81 -94.26 -3.976 39.06 -71.79 -88.52 -1.32 -20.72 12.26 24.76 13.6 -147 -64 -80.24 -26.2 70.81 28.7 -48.5 -14 -19.2 -56.69 -28.78

18.5 6.14

6.65

-41.47 44.62 47.44 49.3 45.11 47.37 49.15 44.5 48 47.3 51.06 46.01 56.8 59.4 61.24 59.12 50.34 57.35 52.58 44.88 99.8 74.49 60 52.26 57.86 48.23 90.76 49.84 49.84 16.72 26.2

6.95 6.96 6.96 6.96 8.03 8.19 8 .1 2

8.54 10.5 6.97 8.87 8.52 9.12 9,51 1 2 .1 1

8.46 7.14 8.89 9.25 10.24 21.27 17.17 23 8.45 13.6 8.58

18 21.3

Química Inorgánica 2

Sólidos C H OC h c h 3oh CH ch 3oh 2

3

2

2

2

6

cs2

-66.82 -66.36 11.72 -57.04 2 1

CHC1

-32.14 -33.34 -41.6

3

h 2 so 4 hno 3 n 2 h4

1 2 .1

H P0 3

-305.7

4

h 2 c 2 o4 n h 4ci nh 4 no 3 n h 4 h 2 so 4 A s 40 6 A s 20 3

Sb 0 Sb S BiCl Bi BÍ S Si0 SiC Son Sn0 SnS PbO Pb0 Pb 0 PbCI Pbl PbS PbS0 Pb(N0 PbC0 4

6

2

3

3

20 3

4

3

2

2

2

3

2

AGüf

AH0!

4

2

2

4

3

3) 2

-197.7 -75.38 -87.37 -282.23 -314.04 -40.4 -338.7 -41.8 -90.61 -137.9 -34.2 -217.72 -15.5 -68.4 -178.8 -24 -51.94 -66.3 -171.7 -85.85 -41.85 -24 -219.5 -107.35 -167.3

-41.77 29.76 -39.75 15.2 -17.62 -16.43 -19.31 35.67 -265.5 Compuestos Sólicos -166.8 -48.73 -43.98 -215.56 -275.46 -40.3 -299.5 -41.5 -75.3 118.7 -33.6 -204.75 -15 -61.5 -124.2 -23.5 -44.91 -51.95 -143.7 -75.04 -41.53 -23.6 -193.89 -60.3 -149.7

ni)

S° 38.4 48.5 30.3 36.1 43.2 51.25 37.19 28.97 26.41 28.7 2 2 .6

36.11 52.65 52.65 39.1 58.8 43.5 42.3 36.3 47.9 1 0

3.97 13.5 12.5 18.4 16.42 16.4 50.5 32.6 41.79 2 1 .8

35.2 50.9 31.3

26.64 31.98 19.5 18.1 27.2 31.49 26.26 23.63 25.35 26 2 0 .1

33.3 44.81 44.81 27.8 48.46 28.65 25 27.2 29.2 10.62 6.42 1 0 .6

12.57 11.77 10.94 15.45 35.14 18.4 18.49 11.83 24.9 20.9

217

Cvauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Sólidos ZnO ZnS ZnCJz Zn(N0 AIF AIN 3) 2

3

ai 2 o3

AKOHJa AI (S0 BeO MgCI MgO Mg(0H Mg(N0 MgS0 MgC0 CaCI CaF Ca CN CaO Cu (0H CaC0 Ca (P0 Ca3P CaS0 ..2H20 CaS Ca(M0 BaC0 BaCI .2H20 BaF Ba(N0 Ba N BaO Ba(0H BaS0 SrC0 SrCI 2

4) 3

2

) 2

3) 2

4

3

2

2

3

2

) 2

3

3

4) 2

2

4

3) 2

3

2

2

3) 2

3

2

) 2

4

3

2

218

AH°f -83.17 -49.23 -99.4 -115.12 -359.5 -76 -400.5 -304.9 -820.98 -146 -153.4 -143.84 - 2 2 1

-188.7 -305.5 -266 -190 -290.3 -103.2 -151.9 -235.8 -288.45 -986.2 -120.5 -483.06 -115.3 -224 -291.3 -349.35 -286.9 -237.06 -86.9 -133.4 -226.2 -345.3 -291.2 -198

po p

S°

AG°| 5 1

-88.26

0 10

13.2 26.6

9.62 11

17.1

-340.6 -178.2 271.9 -738.99 -139 -141.57 -136.13 -199.27 -141.57 -280.5 -246 -179.3 -277.7" -144.4 -214.33 -269.78 -929.7

15.88 4.82 12.17 17 57.2 3.4 21.14 6.4 15.09 21.14 21.9 15.7 27.2 16.46 64.57 9.5 18.2

-429.19 -114.1 -177.34 -272.2 -309.8

46.36 13.5 46.2 26.8 48.5

35.69 20.33 37.1

-190

51.1

36.1

-126.3

16.8

11.3

-350.2 -271.9 186.7

31.6 23.2 28

19.5 18.9

6 8 .6

8 8 .1

2 2 .2

17.95 7.2 18.89 62 6 .1

17 8.94 18.41 17 23.01 18.05 17.4 8.18 2.5 10.23 2 0 .2

19.57

57.6 44.5

Química Inorgánica 2

Sólidos % n2 SrF; SrO Li C0 LiCI LiF LiOH u 3n Li,0 Na20 L SO Zn S0 ZnC0 CdCL, CdS0 HgO CdS HgClj Hg CI HgS Hg S0 CuC0 CuClj CuO Cu;Q CuS Cu S04. 5H¿0 AgCÍ AgBr Ag S AgN0 AgCN NiO NiS NiS0 .6H20 CoCI 2

3

¡2

4

4

3

4

2

2

2

4

3

2

2

0 4 3

4

2

AG°(

AH" 93.4 -171.1 -141.1 -290.5 -97.7 -146.3 -116.4 -47.2 -142.4 99.4 -342.8 -234.9 -194.2 -93.57 -223.1 -38.7 53.6 -63.52 -13.9 -177.34 -142.2 -52.6 -37.1 -40.3 -12.7 -544.45 -30.36 -23.99 -170.5 -29.43 34.94 -57.3 19.6 -641.21 -74.7 2 1 .6 8

no up

s°76.5

19 -133.8 -270.7 -91.9 -139.6 -105.5 -37.33 -133.8 -9 -316 -209 -174.8 82.21 -196.65 -13.99 -37.4 -42.7 -50.35 -12.9 -149.12 -123.8 -42 -31 -34.9 -449.3 -26.22 -23.16 -147.17 -7.69 37.5 -50.6 19 -631.78 -64.5 1 2 .8

13 2 1 .6

13.9 8 .6 1 0 .2

9.1 17.4 29 28.6 19.7 2.55 29.4 17.2 15.5 34.9 46.8 19.7 47.98

1 0 .8

23.3 12 10

11.9 13 16.3 28 19.16 17.85 23.8 10.92

24.3 11.57 31.54

2 1

25.83 10.19 22.26 15.9 73 22.97 25.6 42.8 33.68 25.62 9.08 1 2 .6 6

79.94 26.1

13.82 1 0 .1 1

15.21 11.43 67.2 12.14 12.52 31.4 22.24 15.92 10.59 11.26 78.36 18.8

219

Cvauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés No!asco Labra

Sólidos CoS CoS Co(N0 FeC0 Fe 0 Fe 0 Fe(0H Fe( H Fe Cl FeCl FeS FeS0 MnClz Mn MnS0 Cr CrClz BO H BO AICI Na 0 NaOH NaCI NaBr Na S0 NaN Na C0 NaHC0 KQH KF KCI KcI0 KBr Kl K20 K,S0« KN0 3) 2

3

2

3

3

4

)2

0

)3

2

3

2

4

0 2

4

20 3

7

3

3

3

3

2

3

2

4

0 3

2

3

3

3

3

220

AG°f

AH“

0 4

1

-212.3 -19.3 -100.9 -177 -196.5 -267.9 -136 -197 -72.26 -95.48 -42.52 -221.9 -115.03 -124.2 -254.6 -272.4 -133 -302 260.2 -168.3 -123 - 2 0 0

-98.23 - 8 6

-330.9 -111.54 -270.3 -226.5 -101.78 -134.5 104.18 -93.5 -93.73 -78.31 -86.4 -342.66 -117.76

-187 -19.8 -55.1 -159.35 -177.1 -242.4 -116.3 -166 28.19 -79.84 -39.84 -196.2 -105.29 -111.4 -228.83 -252.9 -116.2 -283 -230.2 -150.3 -107.8 -90.1 -91.74 -82.9 -302.78 -87.45 -250.4 -203.6 -89.5 -127.4 -97.59 -69.29 -90.63 -77.03 -77 -342.62 -93.96

r° up

S° 28.2 16.1 46 2 2 .2

21.5 35

19.63 25 34.28

2 1

25.5 18.32 34 12.7 25.7 28.26 12.7 26.8 19.4 29.4 12.91 21.41 26.45

23.1 14.8 24.04 17.43 12.91 24.02 28.38 21.94 .14.88 19.61 21.95

2 2 .6

15.3 17.3 2 0

35.78 27.8 32.5 24.4 15.9 19.76 34.17 23.05 24.94 23.5 42 31.77

14.3 1 1 .8 8

12.5 30.5 22.24 26.41 20.94 11.7 12.31 23.96 12.82 13.16 31.1 23.01

Química Inorgánica 2

Sólidos k 2co 3 Kmn04

F cr Br l OH' S hso 4so42 HSO/ so3z HS" N02" N03P04‘ HPO;2 H2P04" h 3po 4 hco 3co3z C204'2 CH3C00" OH' FeCCIM)^4 Mn04-

CrO,!

Cr20 2 2

AH°, AG°, S° -273.93 -255.5 -194.4 -170.6 41.04 Iones en disoluciones Acuosas Aniones -79.5 -66.64 -3.3 -39.95 -31.37 13.5 19.7 -29.05 -24.85 -13.19 -12.33 26.6 -54.97 -37.59 2.57 7.9 20.5 -3.5 -212.08 -180.69 31.5 -216.9 -177.34 4.1 -145.51 -128.56 55.5 -149.2 -118.8 10.4 -4.2 -2.88 15 -25 -8.9 33.5 49.56 -26.61 35 -305.9 -244 -53 -309.37 -260.73 21.6 -310.38 -270.73 21.6 -307.92 -273.1 37.8 -165.39 -140.26 21.8 -161.84 -126.17 -13.6 -197 -161.3 12.3 -116.84 -89.02 36 41.2 22.5 108.9 166.09 22.7 -129.4 -106.9 45.7 -210.6 -173.96 12 -356.2 311 62.6

po .... ±1_____ 28.5

-25.5 -32.6 -33.9 -34 -35.5 -20

4

-23.3 -20.7

Cationes

H+ h 3o + n h 4+ Pb+2 Zn+?

0

0

0

0

-68.32 0-31.74 0.39 5-36.78

-56.69 -19 -5.83 -35.14

16.72 26.96

18 16.9

2

-26.8

11 221

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Sólidos Hg+2 Cu+ Cu4"2 Cu (NH3)4+ z Ag~ Be+2 Fe+2 Fe+3 Co+2 Ni+2 Mn+; Cr+2 Cr+3 Al+3 Mg+2 Ce+2 Sr+2 Ba+2 L¡+ Na+ K+

222

AH0t 40.9 17.13 15.48 -79.9 25.23 -93 -21.3 -17 13.9 -12.9 52.76 34.3 1350 -127 -110.41 -129.77 -130.38 -128.67 -66.55 -57.28 -60.04

S°

AG°f 39.3 11.91 15.66 -61.2 -18.43 -85.2 -18.85 -2

-13 -10.9 54.5 -42.1 -51.5 -116 -108.99 -132.18 -133.2 -134 -70.22 -62.59 -57.46

S -7.7 9.7 -23.8 192.8 17.67 -55 -32.9 -75.5 -27 -30.8 -17.6 -73.5 -76.9 -28.2 -13.2 -9.4 3 3.4 14.4 24.5

5.2

12

-9 -11

14.2 7.9 2.3

Química Inorgánica 2

7. Conversiones de temperaturas

Conversiones de temperaturas 5 °C = --------(T -3 2 ) 9

Fahrenheit a centígrados

9 — 5

Centígrados a fahrenheit

°F ~

(°C + 32)

°R — aF +

°R -

°K =

459

9 ......... x DK 5

°C

+

273

Fahrenheit a rankine

Kelvin a renkine

Centígrados a kelvin

223

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

11.

Masa atómica de ios elementos

E lem ento

Sím bolo

N um ero

M asa

a tó m ico

a tó m ica

Elem ento

A ctin io

Ac

89

227

A lu m in io

Al

13

2 6 .9 8

A m ericio

Am

95

243

A ntim o n io

Sb

51

121.75

Argón

Ar

18

3 9 .94

A rsénico

As

33

7 4.92

A sta to

At

85

210

A zufre

S

15

3 2 .06

B ario

Ba

56

137.33

N eodim io

S ím bolo

Num ero

M asa

a tóm ico

a tó m ica

Laurencio

Lr

103

260

Litio

Li

3

6 .9 4

Lutecio

Lu

71

1 74.97

M agnesio

Mg

12

2 4 .3

M anganeso

Mn

25

5 4 .9 3

M endelevio

Md

101

258

M ercurio

Hg

80

2 0 0 .5 9

M olibdeno

Mo

42

9 5 .9 4

Nd

60

1 4 4 .2 4

Neón

En

10

2 0 .17 9

N eptunio

Np

93

237

Nb

41

9 2 .9

Ni

28

58.7

7

14

Berkeüo

Bk

97

247

B erilio

Be

4

9.01

B ism u to

Bi

83

2 0 8 .9 8

N iobio

Boro

B

5

10.81

Níquel

Brom o

Br

35

79.9

N itrógeno

N

C io

Cd

48

112.4

N obeiio

No

102

255

C alcio

Ca

20

4 0 .0 8

Oro

Au

79

1 96.96

C a lifornio

Cf

98

251

O sm io

Os

76

190.2

C arbono

C

6

12.01

Oxígeno

0

8

15.99

Cerio

Ce

58

140.12

P aladio

Pd

45

105.6

C esio

Cs

55

132.9

Plata

Ag

47

107.86

Cinc

Zn

30

6 5 .3 8

Platino

Pt

78

195.09

C irconio

Zr

40

9 1 .2 2

Plom o

Pb

82

2 0 7 .1 9

Cloro

Cl

17

3 5 .45

P lutonio

Pu

94

244

C obalto

Co

27

5 8 .9 3

Polonio

Po

84

209

Cobre

Cu

29

6 3.54

Potasio

K

19

3 9 .0 9

C ríptón

Kr

36

83.8

P raseodim io

Pr

59

140.9

Crom o

Cr

24

5 1.99

P rom etió

Pm

61

145

224

Química Inorgánica 2

E lem ento

Sím bolo

Num ero

M asa

a tóm ico

a tó m ica

Elem ento

C urio

Cm

96

247

D isprosio

[}y

66

1 62,5

E isn te n io

Es

99

254

Erbio

Er

68

E scandio

Se

S ím bolo

N um ero

M asa

a tó m ico

atóm ica

P rotactinio

Pa

91

231

Radío

Ra

88

226

Radón

Rn

86

222

1 67.26

Renio

Re

75

186.2

21

4 4 .9 5

Rodio

Rh

45

102.9

Estaño

Sn

50

1 18.69

R ubidio

Rb

37

8 5 .4 6

E stroncio

Sr

38

8 7.62

Rutenio

Ru

44

101.07

Europio

Eu

63

1 5 1 .9 6

S am ario

Sm

62

150.35

Ferm io

Fm

100

257

Selenio

Se

34

7 8.96

Flúor

F

9

18.99

S ilicio

Si

14

2 8.08

Fósforo

P

15

3 0 .9 7

Francio

Fr

87

223

G adolinio

Gd

64

Galio

Ga

G erm anio

Sodio

Na

11

2 2.98

Talio

TI

81

2 04.37

157.25

T antalio

Ta

73

180.94

31

6 9 .7 2

Tecnecio

Te

43

£7

Ge

32

7 2 .7 9

Telurio

Te

52

127,6

H afnio

Hf

72

1 78.49

Terbio

Tb

65

158.92

Helio

He

2

4

T itanio

Ti

22

47.9

Hidrógeno

H

1

1

Torio

Th

90

2 3 2 .0 3

H ierro

Fe

26

5 5 .8 4

Tulio

Tm

69

168.93

H olm io

Ho

67

1 64.93

Tugsteno

W

74

183.85

Indio

In

49

114.82

U ranio

U

92

2 38.03

Iterbio

Yb

70

173.04

V anadio

V

23

5 0.94

Itrio

Y

39

8 8 .9

Xenón

Xe

54

131.3

Lantano

La

57

138.9

225

Química Inorgánica 2

PRÁCTICAS DE QUÍMICA INORGÁNICA

111

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

OBJETIVO GENERAL El Homo sapiens (hombre sabio), se caracteriza, por entregar sus energías y sabiduría en aras de lograr los mejores resultados científicos y tecnológicos, gracias a su capacidad de asombro, ha observado los fenómenos, los ha emulado y aprendido de ellos, para aprovecharlos en su beneficio, cuando controla los medios para la realización de un fenómeno y, genera de manera artificial productos con substancias controladas o más rápidas, efectivas, mejora su bienestar y el de sus semejantes. En química la observación juega un papel preponderante y la experimentación permite lograr una mayor visión de los conocimientos acerca de esta ciencia. Realice los experimentos, porque haciendo las cosas se comprenden mejor, se abre la puerta del entendimiento y nace el pensamiento crítico, para que sea capaz de observar lo que ocurre a su alrededor y trate de dar una explicación racional, desde su punto de vista o investigue cuando las causas sean desconocidas y descubra que puede controlar las condiciones y lograr resultados similares a los observados, estará solucionando problemas.

228

Química inorgánica 2

LISTADO DE PRÁCTICAS Para tema 1 Práctica 1 Determinación de la fórmula de un compuesto binario

230

Para tema 2 Práctica 2 Reacciones de adición y descomposición Práctica 3 Reacciones de substitución simple y doble

234 238

Para tema 3 Práctica 4 Estequiometría Práctica 5 Reacciones de oxido -reducción Práctica 6 Agua de hidratación en sólidos Práctica 7 Catalizadores

241 245 248 251

Para tema 4 Práctica 8 Solubilidad Práctica 9 Inflamable Práctica 10 Soluciones saturadas Práctica 11 Soluciones Porcentuales Práctica 12 Soluciones molares Práctica 13 Soluciones normales

254 257 260 263 266 269

Para tema Práctica Práctica Práctica Práctica

272 275 278 281

5 14 Potencial hidrógeno 15 Ácidos 16 Bases 17 Neutralización

Para tema 6 Práctica 18 Calor de reacción Práctica 19 Calor específico

284 289

Para tema 7 Práctica 20 Velocidad de una reacción química

292

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés M asco Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Determinación de la fórmula de un compuesto binario

Práctica número 1

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

GRUPO:

ESPECIALIDAD:

OBJETIVO: Relacionará el valor cualitativo y cuantitativo de los símbolos y las fórmulas químicas, y aplicará el cálculo de porciento para determinar una fórmula química. INTRODUCCIÓN: Los compuestos binarios se caracterizan por poseer dos elementos diferentes en su fórmula química, pertenecen a este grupo las sales neutras o haloideas NaCI, los hidruros K2S, óxidos CaO, ácidos hidrácidos, HCI, anhídridos P03, como lo muestra esta tabla.

| ?:r

¿íp > J :§

:

COMPUESTOS BINARIOS. Hidruros

Sales neutras

Óxidos

^íííí .-js^:; .^ ííí -'í ííííí ™^

Fórmula

Fórmula

Nombre

NaCI Cloruro de sodio CaF2 Fluoruro de calcio A!2$3 i Suiftié de aluminio ; FeH3 :;=

230

A : v

Nombre

Fórmula

Nombre

BeO . Oxido de berilio Hidruro férrico : : : !: / =: i-L-

Química Inorgánica 2

Hidrácidos Fórmula HCI HtS

:

HBr H¿P

h

Nombre ADída^rhídrído: Acido sulfhídrico Acido bromhídrico Acido fosfhídríco

. ,

Anhídridos -í. Fórmula

. : .

Cl20 Cl203 Cl205 Cl107

:

•

Nombre

Anhídrido hipocloroso Anhídrido cloroso ' Anhídrido dórico ■; Anhídrido perclórico

Compuestos binarios

En ellos se forman dos conceptos notación y nomenclatura-, el primero indica la forma de expresar gráficamente (escribir), primero el símbolo del elemento metálico o de carácter positivo y al final el símbolo del elemento negativo, el segundo nomenclatura o forma de nombrar el compuesto, expresándose a la inversa del primero, se nombra el no-metal y al final el metal o elemento positivo. EQUIPO: SUSTANCIAS: 1 pinzas para tubo de ensaye 1 pipeta de 10 ml Acido sulfúrico concentrado 1 soporte universal Oxido de cobre 1 espátula 1 balanza 1 matráz Erlenmeyer de 100 ml 1 vidrio de reloj 1 cápsula de vidrio o porcelana 1 mechero de Bunsen 4 tubos de cristal (desprendimiento) ------- — .................................................................. PROCEDIMIENTO(metodología): 1. Arme un diseño experimental como el que a continuación se le explica-. a) Coloque en un matráz Erlenmeyer (matraz de lavado) 50 ml de ácido sulfúrico concentrado y colóqueíe un tapón bihoradado. 231

Cimhtémoc Antonio Jiménez Flores

e

Inés Nolasco Labra

b) En ambos orificios del tapón coloque un tubo de desprendimiento con un ángulo de 90°; al primero introdúcele una manguera de hule y conéctala a una fuente de gas butano, se conecta el segundo a un tubo de ensaye (tubo de combustión), mediante un tapón monohoradado, los extremos de los tubos de desprendimiento deben llegar a la base del matráz, dentro del ácido contenido en éste. c)

Pese un gramo de oxido de cobre y, deposítelo al centro del tubo de ensayo, manteniendo este en posición horizontal, conéctelo mediante un tapón monoharadado a un tubo de desprendimiento, mismo que sujetará con las pinzas a la altura de la boca del matráz en el soporte universal. El extremo posterior del tubo de desprendimiento debe quedar abierto.

d) Abra la llave dei gas para que este burbujee en el ácido, proceda a calentar con la llama del mechero (a parte media deí tubo de combustión, donde se localiza ei reactivo oxido de cobre, lentamente primero y prosiga hasta el cambio total de negro a rojo, (color del cobre metálico). Suspenda el calentamiento si hay mucho burbujeo dentro del ácido, reduzca la entrada de gas y continué cuando este sea menor, deje enfriar a temperatura ambiente el tubo de combustión con él oxido de cobre, si es necesario introdúzcalo en el desecador. e) Proceda a pesar el tubo de combustión P1_________ su peso. í)

con

él oxido de cobre y registre como

Vuelva a conectar el sistema, caliente y enfríe él oxido de cobre y registre el peso como P2__________

g) Si los resultados de las dos pesadas son iguales o difieren en no más de 0.0002 g (P1-P2), se puede considerar por terminada la reducción, si no fuera así, repita el paso del inciso d.

232

Química Inorgánica 2

EVALUACIÓN:

L - La ecuación de la reacción efectuada, es la siguiente, proceda a balancearla: C4H10 +

2-

CuO

------------ ►C4H8Cu

+

H20

Datos para el cálculo de la fórmula mínima: a) Peso del tubo de combustión más el óxido de cobre P1 = b) Peso del óxido de cobre

3. ¿Que tipo de substancia se formó en el paso 4 y 7 de acuerdo con los valores del papel tornasol?

CONCLUSIONES: Anote sus conclusiones acerca de esta práctica

RESULTADO: (Anote qué aprendió con este experimento y para qué le sirve lo aprendido).

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

233

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Notaseo Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Reacciones de adición y descomposición

Práctica número 2

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno propiciará e identificará las reacciones de adición o síntesis y de descomposición.

INTRODUCCIÓN: En la naturaleza se realizan de manera interminable un sinnúmero de reacciones, cambios químicos que sufren las sustancias, ocurridos por interaccionar, por efectos de la temperatura del medio donde se localizan, convirtiéndose una sustancia en otra diferente. La reacción de adición o síntesis, ocurre cuando a un elemento o compuestos se le adiciona (agrega) otro compuesto o elemento, de naturaleza activa, que rompiendo sus enlaces, forman nuevos enlaces, modificándose una sustancia a otra, esta reacción se ejemplifica de la siguiente manera: A +

B

AB

H2 +

Cl2

2 HCI

Ejemplo:

La reacción de descomposición, tiene lugar cuando una molécula rompe sus enlaces y forma moléculas de menor tamaño a la original, se demuestra de esta manera:* AB

*

A

+

CaO

+

B

Ejemplo: CaC03

C02

Química Inorgánica 2

EQUIPO:

1 pinzas para tubo de ensaye. 1 pipeta de 5 ml. 1 soporte universal, con anillo y tela de asbesto. 1 espátula 1 balanza 1 vidrio de reloj 1 cápsula de vidrio o porcelana. 1 mechero de Bunsen 1 pinzas para crisol 3 tubos de ensaye de 13*100 mm.

SUSTANCIAS: Varios popotes de escoba. Alambre de cobre Agua destilada 2 tiras de magnesio Mg 2 tiras de papel tornasol Solución defenolftaleína. 1 g de azufre en polvo S 1 g de oxido mercúrico HgO

PROCEOiMIENTO(metodología): Las reacciones no tienen por qué ser procesos complicados y largos, con reactivos simples se pueden apreciar fácilmente, valorando los resultados de manera adecuada. 1.- Encienda el mechero de Bunsen y colóquele abajo un papel blanco para colectar las cenizas producidas al quemar una tira de Magnesio; sujete con las pinzas de crisol. Anote sus observaciones

l.-

Vacíe en un vidrio de reloj las cenizas colectadas en el papel. Anota sus observaciones

3.- Vacíe las cenizas del magnesio en un tubo de ensaye y agregue 4 ml de agua destilada, agite la muestra. Anote sus observaciones_________________ __________________

235

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Ñores e Inés Nolasco Labra

4. - Con la substancia formada en el tubo de ensaye producto de las cenizas del magnesio y agua destilada, humedece una tira de papel tornasol. Anote el cambio ocurrido y el valor indicado en el papel tornasol.________________________________________ _ _ 5. - Al mismo tubo de ensaye agregue 2 gotas de fenofltaleína. Anote su resultado

6.- Coloque en una cápsula de porcelana 1 g de azufre en polvo, sitúelo sobre la tela de asbesto y caliéntelo con la llama del mechero de Bunsen, hasta que se consuma (utiliza campana de extracción ya que los gases producidos, son molestos y tóxicos). Anote sus observaciones ____ ____ ____

1-

Una vez que se haya enfriado la cápsula de porcelana, agregue 5 gotas de agua destilada y agite el contenido, humedezca con éste una tira de papel tornasol. Anota tus observaciones y el valor indicado en el papel tornasol__________

8.- Coloque 1 g de óxido mercúrico en otro tubo de ensaye, sujételo con las pinzas para tubo de ensaye y somételo a calentamiento leve y, luego hasta su punto de ignición, en ese punto coloca un popote de escoba encendido en la boca del tubo de ensaye y proceda a observar la fiama del popote. Anote sus observaciones__________________________

9.- Con el auxilio del alambre de cobre, extraiga los residuos del óxido mercúrico. Anote sus observaciones __________________________________________

236

Química Inorgánica 2

EVALUACIÓN: 1. Graficar las reacciones de los pasos 1,3, 6,7 y 8, anotando el nombre de ¡os reactivos y productos.

Ignición d e l popote

CONCLUSIONES: Anote sus conclusiones acerca de esta práctica

RESULTADO: (Anote qué aprendió con este experimento).

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

237

CESTA. 8 °. 35

BIBLIOTECA

2. ¿Que tipo de substancia se formó en el paso 4 y 7 de acuerdo con los valores del papel tornasol?

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA R eacciones de sustitución s im p le y doble.

Práctica número 3

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE:

SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno realizará reacciones de sustitución simple y doble, identificándolas y anotando sus ecuaciones, así como los nombres de los reactivos y productos.

INTRODUCCIÓN: Es una reacción de sustitución simple aquella, en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro elemento (toman su lugar en el compuesto), sucede siempre y cuando el átomo substituyente (A), tenga mayor actividad que el átomo substituido (B).

Se representa con el siguiente modelo matemático: A +

BC

----------:------------------ ►

AC +

B

Ejemplo: Cí2 {gj +

2 HBr (ac)

2 HCI {ac) +

Br2(g)

Las reacciones de sustitución doble generalmente se realizan en soluciones acuosas, donde hay iones presentes y se realiza un intercambio entre ellos, ya que un ion toma el lugar de otro en una molécula, A+ se une con D' y C + se une con B‘

238

Química Inorgánica 2

Se representa con el siguiente modelo matemático: AB

+

CD

AO +

CB

+

NaN03[ac)

Ejemplo: AgN031ac) +

NaCI,

EQUIPO:

3 goteros 3 tubos de ensaye 10*100 mm. 1 pinza para tubo de ensaye 1 gradilla 3 pipetas graduadas de 5 ml. 2 cápsulas de vidrio 1 s. universal con anillo y tela de asbesto 1 mechero de Bunsen

AsCI(3C¡

SUSTANCIAS: Solución de ácido clorhídrico (HCI) al 6 % Solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 6 % Ácido SUlfÚriCO 1:1 V:V (HzSO<) 1 g. de cloruro de sodio Solución de NaC! al 3 % Solución de nitrato de plata al 1 % (AgN03) Ácido nítrico concentrado (HN03) 1 g. de Zinc (Zn)

PROCEDIMIENTO(metodología): Realizaremos las siguientes reacciones-, ácido con un metal, ácido con una sal y ácido con una base, con el fin de identificar las reacciones que se efectúan. 1.- Marque un tubo de ensaye con el número 1, sujetándolo con las pinzas, coloque 1 g. de zinc en su interior, con auxilio del gotero agregue gota a gota 2 ml de ácido nítrico concentrado, dejando que el ácido resbale por la pared del tubo. Anote sus observaciones

2.- Marque un tubo de ensaye con el número 2, agregue 15 gotas de nitrato de plata al 1 % , agregue a continuación 15 gotas de solución de cloruro de sodio al 6 % , agítelo. Anote sus observaciones

3.- Coloque en una cápsula de vidrio 1 g, de cloruro de sodio y agregue con cuidado 6 gotas de ácido sulfúrico concentrado 1:1 y agítelo. Anote sus observaciones_______________

239

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

4.- Proceda a colocar sobre la tela de asbesto del anillo, en el soporte universal la cápsula de vidrio y a encender el mechero de bunsen, caliente la muestra hasta sequedad. Observe el sólido formado y anote sus observaciones___________________________

5 - Marque un tubo de ensaye con el número 3, coloque 4 ml de solución de hidróxido de sodio al 6 %, agréguele 2 ml de ácido clorhídrico al 6 % y, agite su contenido. Anote sus observaciones

EVALUACIÓN: 1. - Escriba la ecuación que representa a la reacción del punto 1 y anote el nombre délos reactivos y productos, indique el tipo de reacción.. 2. - Escriba la ecuación que representa a la reacción del punto 2 y anote el nombre de los reactivos y productos, indique el tipo de reacción. 3. - Escriba la ecuación que representa a la reacción del punto 3-y anote el nombre de los ; reactivos y productos, indique el tipo de reacción, 4. - Escriba la ecuación que representa a la reacción del punto 4 y anote el nombre de los reactivos y productos, indique el tipo de reacción. CONCLUSIONES: ; Anote las conclusiones a que ha llegado con ésta práctica.

RESULTADO: (Anote lo que aprendió en este experimento)

G radilla para tubos

FIRMA DEL ALUMNO 240

FIRMA DEL MAESTRO

Química Inorgánica 2

Práctica número 4

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Estequiometría.. Tiempo: Lugar:

GUIÓN DE PRÁCTICAS NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: ESPECIALIDAD: UNIDAD: TEMA:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno realizará un análisis cualitativo y cuantitativo en una reacción con el clorato de potasio y mezclado con el cloruro de sodio.

INTRODUCCIÓN: La Estequiometría estudia la relación matemática entre los pesos y volúmenes en las fórmulas químicas y en las reacciones. Así cuando el KCI03 (clorato de potasio), se calienta sufre una descomposición desprendiendo 02 (oxígeno) y formándose KCI (cloruro de potasio), con el auxilio de un catalizador el Mn02de la siguiente manera. Mn02 2KCI03(s) ----------------------------- ► calor

2 KCI (s) +

30 *

Agregamos cloruro de sodio al clorato de potasio formando una mezcla, calentando hasta que se desprenda todo el oxígeno, es posible calcular el peso del oxígeno desprendido. Con el fin de aumentar la velocidad de la reacción (que se desprenda todo y más rápido el oxígeno), se adiciona un catalizador, como el Mn02 (bióxido de manganeso)

241

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

EQUIPO: Balanza 2 tubos de ensaye 13*100 mm. Soporte universa! con pinzas Pinzas para tubo de ensaye Mechero de Bunsen

SUSTANCIAS:

Clorato de potasio anhidro KCÍ03 Cloruro de sodio anhidro NaCI Bióxido de manganeso anhidro MnOz Papel encerado.

PROCEDIMIENTO(metodología): Es importante antes de proceder a efectuar el experimento, que someta las sustancias en la estufa a desecación a 100-105 grados centígrados, ya que la presencia de agua de hidratación en estos compuestos puede ocasionar explosiones peligrosas. Sujete con las pinzas un tubo de ensaye limpio y seco, márquelo como 1, agréguele 0.2 g de bióxido de manganeso y péselo en la balanza (registre el peso como Pl). 2. Añada al tubo de ensaye 1 g de clorato de potasio y pese de nuevo, (registre el pese como P2), recuerde utilizar pinzas para sujetar el tubo de ensaye, mezcle bien los compuestos, agitando el tubo de ensaye con cuidado, para evitar cualquier pérdida de material. Además procure que esta mezcla no se contamine con otras substancias reductoras u orgánicas, para evitar una explosión. 3. Coloque ei tubo de ensaye en un soporte, sujeto a unas pinzas, aproximadamente a un ángulo de 45 grados y proceda a calentarlo con un mechero de bunsen, cuando el sólido se funda, aumente la temperatura y continúe calentando por 3 minutos más.

soporte, mechero y tubo de ensaye

4. Enfríe hasta temperatura ambiente el tubo de ensaye con la mezcla y péselo nuevamente (registre el peso como P3), repita el paso 3 y 4 varias veces hasta que obtenga un peso invariable. 242

Química Inorgánica 2

5. Tome otro tubo de ensaye limpio y seco (márquelo como 2), ponga 0.2 g de bióxido de manganeso y péselo (registre su peso como P4}, solicite al instructor una muestra de la mezcla problema de clorato de potasio - cloruro de sodio y añada 1 g de ésta en el tubo junto con el bióxido de manganeso, péselo (registre el peso como P5). 6. - Caliente la mezcla de manera similar a la anterior, enfrié hasta temperatura ambiente, repita la operación hasta obtener un peso del residuo constante, (regístrelo como P6).

REGISTRO DE DATOS:

a) Peso del tubo 1 con el Mn02 Peso del tubo 1 con MnO¿ más el KCIO-, Peso del tubo1con el residuo

P1 P2 P3

b) Peso del tubo2con el Mn02 Peso del tubo2con elMnOz más la mezcla problema. Peso del tubo2con el residuo problema.

P4 P5 P6

243

Cuauhfémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

CÁLCULOS; a) Peso del oxígeno desprendido P2-P3 = Peso del residuo KCI P3-P1 = Núm. de átomos gr. de oxígeno desprendidos: Número de moles de KCI en el residuo: b) Peso de la muestra problema P5 - P4 = Peso del oxígeno desprendido P5 - P6 = Número de átomos gr. de oxígeno desprendidos: Número de moles de KCI03- descompuestos: Peso del KCI03 en la mezcla problema: Porcentaje de KCI03 en la mezcla problema: Porcentaje de NaCI en la mezcla problema:

EVALUACIÓN: ¿Explica por qué es necesario secar previamente las substancias a utilizar en éste experimento? ______________________________________________________________

¿Por qué el tubo de ensaye con el arreglo experimental se coloca en un ángulo de 45 grados ?

CONCLUSIONES: Anote sus conclusiones del presente experimento:

RESULTADO: (Anote lo que aprendió con la realización de este experimento}.

FIRMA DEL ALUMNO

244

FIRMA DEL MAESTRO

uuumtd Inorgánica ¿

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Reacciones de Oxido - Reducción. Práctica número 5

Tiempo:

Lugar:_______ GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: UNIDAD:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

TEMA:

OBJETIVO: El alumno propiciará una reacción de oxido - reducción con metales activos.

INTRODUCCIÓN: El nombre asignado comúnmente a éste tipo de reacciones es de REDOX, debido a que se verifica una trasferencia de electrones, entre las substancias participantes. De las especies participantes, una de ellas pierde electrones, con el consiguiente aumento de su número de oxidación se OXIDA, en cambio la otra especie gana electrones, disminuyendo su número de oxidación se REDUCE, estos procesos no son aislados, son paralelos, ya que siempre que un átomo que pierda electrones, habrá otro átomo que los haya ganado y la cantidad de electrones ganados es similar a la de los electrones perdidos. Ejemplo: Cu0 +

lz °----------------------►

Cu+V

- El Cobre se oxida de Valencia 0 pasó a + 2 aumentó su número de oxidación, perdiendo 2 electrones. - El yodo se redujo de Valencia 0 pasó a -1 disminuyó su número de oxidación, ganado 2 electrones. - Un cobre pierde 2 electrones y dos yodos ganan 1 electrón cada uno, total 2 ganados. 2 perdidos.

245

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Ñolaseo Labra

EQUIPO: Papel encerado 1 balanza 1 tapón de hule con un orificio 1 mechero de Bunsen. 1 matráz erlenmayerde 200 ml. 1 refrigerante de Liebig 1 s. universal con pinzas y bureta graduada. 1 s. universal con anillo y tela de asbesto 2 pipetas de 5 ml y de 20 ml. 1 pinzas para sujetar al refrigerante.

SUSTANCIAS:

Ácido fosfórico C. H3P04 Solución de p-difenilamina sulfonato de bario al 0.02 % Solución de dicromato de cobre 0.02 M 0.5 g de Cobre Solución de Sulfato ferroso amoniacal hexahidratadoO.l M (Sal de Mohr)

PROCEDI MIENTO (metodología): Las reacciones de Oxido - Reducción generalmente se balancean, utilizando el método que lleva su nombre o se puede utilizar un método más seguro como el algebraico. 1. Utilice un papel encerado para pesar 0.01 g de cobre, colóquelo en el matráz Erlenmeyer. 2. Coloca la bureta graduada en el soporte universal y, llénela de solución de dicromato de potasio 0.02 M, aforando a cero, completando su capacidad 25 ml. Agregue 40 ml (regístralo como VI), de esta solución al matráz que contiene el cobre y, prepara el arreglo experimental con el refrigerante de Liebig, encienda el mechero de Bunsen y calienta suavemente moviendo la solución para que se disuelva el cobre. 3. - Deje que se enfríe el matráz y desmonte el arreglo experimental, adicione lenta y de manera que resbale por la pared del matráz, con auxilio de una pipeta 17 ml de solución de sulfato ferroso amoniacal hexahidratado, (regístralo como Fíg. 2,7 Matraz volumétrica. V3). Agite suavemente la mezcla formada y, procede a agregar 3,5 ml de ácido fosfórico concentrado con auxilio de una pipeta, gota a gota, resbalando por la pared del matraz. 246

Química inorgánica 2

4.- Agregue 3 gotas del indicador p-difenilamina sulfonato de bario al 0.02 %, a continuación agregue con la bureta gota a gota, solución de dicromato de potasio al 0.02 % sobre la mezcla del matráz, agitando suavemente y de manera continua hasta que cambie de color la mezcla, registre la cantidad de solución de dicromato empleada hasta el cambio de color (V2). REGISTRO DE DATOS: Peso del cobre empleado-. Volumen total de la solución de dicromato usada. VI + V2 = Volumen de la solución de sulfato ferroso amoniacal V3 Volumen de la solución de dicromato de potasio consumido V2

____________________ _____________________ _____________________ ______________________

EVALUACIÓN: 1. Anote la ecuación de ia reacción efectuada entre el cobre y el dicromato de potasio, con los nombres de los reactivos y productos, balancéela aplicando el método de Redox

2. ¿Cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor de la anterior reacción?

3. Anota los números de oxidación de reactivos y productos participantes en la reacción.

CONCLUSIONES: Anote sus conclusiones del presente experimento.

RESULTADO: (Anote lo que aprendió con el presente experimento).

FIRMA DEL ALUMNO

FIIRMA DEL MAESTRO 247

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Agua de Hidratación en Sólidos.

Práctica número 6

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: ESPECIALIDAD: UNIDAD: TEMA:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno determinará el porcentaje de agua de hidratación en un sólido, o agua de cristalización, mediante un experimento de laboratorio.

INTRODUCCIÓN: Algunas moléculas de oxísales, generalmente se unen con agua para formar compuestos llamados hidratos, que en su gran mayoría son estables a las condiciones atmosféricas ambientales; por lo que conservan un peso definido, esto significa que podremos encontrar un CuS04.5H20 sulfato cúprico pentahidratado invariablemente con esta proporción de 1:5 una molécula de sulfato cúprico y 5 moléculas de agua. Al calentar el hidrato el agua tiende a evaporarse y la sal resultante se le conoce como sal anhidra, es necesario hacer notar que otros compuestos absorben agua ya sea en sus poros o superficialmente y fácilmente se desprenden de ella sin que se modifique su comportamiento, o sea definida la cantidad de moléculas que absorban o adsorban, esta es la humedad higroscópica que nada tiene que ver con ios hidratos, recuerda para que sean hidratos es requerible que su composición de agua sea constante y no variable. EQUIPO: 1 crisol de porcelana con tapa 1 pinzas de crisol 1 desecador 1 s. universal con anillo y tela de asbesto. 1 balanza 1 mechero de Bunsen 248

SUSTANCIAS: Sulfato cúprico pentahidratado CuS045H20 Sulfato de sodio decahidratado Na2S04.10H20 Sulfato de zinc heptahidratado ZnS04.7 HzO Puede utilizar otros hidratos.

Química inorgánica 2

PROCEDIMÍENTO(metodología): Es prudente que siga fielmente las instrucciones de la práctica y en caso de que alguna de ellas no sea lo suficientemente clara recurra al asesor, al maestro de la materia o al encargado de laboratorio y consulte su duda, de esta manera se evitan pasos indeseados. Utilice un desecador de cloruro de calcio, o prepare uno si no tiene, esto permite obtener una mayor precisión en la determinación del agua de hidratación.. 1. Cuidadosamente limpie un crisol y su tapa, séquelo bien, para ello colóquelo sobre la tela de asbesto y, caliéntelo durante 3-5 minutos, con auxilio de las pinzas de crisol, introdúzcalo en el desecador por espacio de 10-15 minutos. 2.

Con el auxilio de las pinzas y la balanza, pese el crisol con su tapa (registre como P2), agréguele 1 g del hidrato proporcionado por el encargado de laboratorio, pese nuevamente I crisol con su tapa y la muestra, (regístrelo como Pl). F%. 2.13 Baiaojcm analítica

3. Coloque el crisol tapado sobre la tela de asbesto y proceda a calentarlo lentamente, cuidando de que la muestra no salpique o se pierda parte de ella, aumente la temperatura durante unos 3-5 minutos. 4. Con auxilio de las pinzas coloque el crisol con la muestra caliente en el desecador durante 15 minutos, ya que se enfríe pese el crisol tapado con la muestra (registre el peso como P3)__________________________________ 5. De preferencia repita los pasos 3 y 4 otra vez o varias hasta obtener un peso constante.

249

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra ELABORA EL ESQUEMA DEL CALENTAMIENTO DEL HIDRATO.

REGISTRO DE DATOS: aj Peso de la muestra del hidrato. Crisol con tapa más hidrato Crisol con tapa Hidrato

P1 P2 P1 - P2

b) Peso del agua de la muestra de hidrato. Crisol con tapa más hidrato P1 Crisol con tapa más residuo P3 Agua en el hidrato P1 - P3

EVALUACIÓN: 1. Determine el porcentaje de agua presente en el hidrato

2. Solicite al instructor la fórmula de la oxisal que le proporcionó y tomando como base que pesó un gramo de muestra de hidrato, así como el porcentaje de agua evaporada, indique cuál es la cantidad de moles de agua y la fórmula del hidrato_____________________

CONCLUSIÓN: Anote sus conclusiones del presente experimento.

RESULTADO: (Anote lo que aprendió en esta práctica).

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Química Inorgánica 2

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Catalizadores

Práctica número 7

Tiempo:___________ lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: ESPECIALIDAD: UNIDAD: TEMA:

GRUPO:

OBJETIVO:

El alumno observará como un catalizador propicia una reacción química, sin modificar su estructura interna. INTRODUCCIÓN: Los catalizadores son substancias químicas que favorecen una reacción química, permitiendo que se realice acelerándola o desacelerándola, sin sufrir ellos modificación alguna, de esta manera cuando las gasolinas se queman en el motor, liberan gases como el monóxido de carbono (CO), para que estos gases no sean tan venenosos y contaminantes, se adicionan catalizadores a las gasolinas con la finalidad de que quemen el monóxido de carbono y lo transformen en un gas menos nocivo como el bióxido de carbono (C02), además los catalizadores evitan que las explosiones internas dañen al motor, aminorando su poder, el catalizador es expulsado junto con los gases, sin sufrir modificación alguna. EQUIPO: 2 cápsula de porcelana. 1 vela o mechero de bunsen o de alcohol. 2 vidrios de reloj 1 soporte universal con anillo y tela de asbesto.

SUSTANCIAS: 100 g de azúcar Cenizas de cigarro (óxidos)

Cápsula con mechero de Bunsen

251

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Ñores e Inés Notasen Labra

PROCEDIMIENTO(metodología): Comúnmente se preparan prácticas de laboratorio con mucho equipo y material que abruman al estudiante, sin lograr la finalidad primordial de esta, fortalecer la teoría con el auxilio de la práctica, propiciar que el alumno entienda; para que ocurra este fenómeno es importante que desarrolle un pensamiento crítico, no es requisito que la práctica sea larga, cara, con reactivos sofisticados, puede ser sencilla y con materiales comunes y de fácil . 1. Coloque en dos vidrios de reloj, limpios y secos el azúcar hasta la mitad de su capacidad. 2.

Solo a un vidrio de reloj con azúcar agrégale la ceniza, procurando que se mezcle perfectamente (anote el tipo de mezcla formada) ______________________

3. Coloque unos 5-10 g (calcúlelos) en una cápsula de porcelana, y colóquelo sobre la tela de asbesto, sometiéndolo a calentamiento hasta ignición, permita que arda, llevándole la flama al contenido. Anote tus observaciones _________ _ ______________

4. Coloque en otra cápsula de porcelana 5-10 g de la mezcla (azúcar con ceniza de cigarro) y repite el mismo procedimiento anterior (paso 3). Anota tus observaciones__________

5. Repita el experimento tanto con el azúcar y la mezcla hasta que hayas determinado claramente las diferencias, (ten cuidado no permitas que el azúcar en combustión caiga sobre tus ropas y menos que toque tú cuerpo alcanza temperaturas muy altas y provoca quemaduras graves).

Cápsula cíe porcelana

252

Química Inorgánica 2

EVALUACIÓN: Anota las diferencias entre el experimento 1 y 2, referente a: El color de la flama_______________________________

El calor emitido__________________________________

Rapidez en la combustión___________________________

Facilidad para lavar residuos________________________

Olores desprendidos_______________________________

CONCLUSIÓN: Anote sus conclusiones del presente experimento.

RESULTADO: (Anote lo que aprendió en este experimento).

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA

Solubilidad

Práctica numero 8

Tiempo:

Lugar:

GUIÓN DE PRÁCTICAS NOMBRE DEL PARTICIPANTE:_________________________________________ SEMESTRE:_______________ ESPECIALIDAD:_____________________ GRUPO: UNÍDAD: TEMA: OBJETIVO:

El alumno observará la densidad de algunos líquidos y sólidos en un ambiente compartido.

INTRODUCCIÓN:

Ei agua se presenta en la naturaleza alternando sus 3 estados físicos, sólido, líquido y vapor (gas), en el estado líquido sus moléculas se ven atraídas por un enlace por puente de hidrógeno y con fuerza que ía atmósfera ejerce sobre ellas se mantienen en tensión, cuando aumenta la temperatura o se da lugar a un movimiento se rompe la tensión superficial del agua, escapándose moléculas en forma de vapor del líquido, si la temperatura baja en el agua a 0 grados centígrados, las moléculas se organizan aumentando sus espacios intermoleculares y con ello su volumen, así que no debe sorprendernos tanto que el hielo flote en el agua, de igual manera sabemos que un pedazo de corcho es menos pesado que un pedazo de madera de iguales dimensiones, esto es debido a que el corcho es menos denso que la madera, la densidad se obtiene dividiendo la masa de un objeto sobre su volumen, hay cuerpos como el fierro que en un poco volumen contienen una gran cantidad de masa, debido a que sus moléculas están muy juntas y sus espacios intermolecuiares o huecos son menores, en cambio el poliuretano tiene una baja densidad debido a que es muy poroso. Por ello es que si un sólido es menos denso que el agua puede flotar en ella, pero si es más denso se hunde, de igual manera hay líquidos más pesados que el agua y menos pesados o densos, o líquidos que flotan en otros líquidos.

254

Química Inorgánica 2

EQUIPO: 1 probeta o un vaso largo transparente. 4 vasos de precipitado de 100 mí.

SUSTANCIAS: 100 ml de miel de abeja. 100 ml de aceite para cocinar 100 ml de alcohol etílico. 100 ml de agua destilada o de la llave. 1 pedazo de corcho, de madera seca, de papel aluminio, de fierro, de popote, de cinta diurex o de aislar,.

PROCEDI MIENTOÍmetodología): El estudiante retiene más información y expresa sus ideas cuando se le proporciona un ambiente que propicie la confianza en lo que hace, respetar sus decisiones, pero sobre todo dejarlo (abstraerse), imaginar grandes aventuras y enormes retos, aún cuando sepamos que son pequeños saltos permitámosle darlos, propiciemos el ambiente serio, agradable y de corresponsabilidad. 1. Coloque en una probeta de vidrio, o en un vaso largo y transparente 100 ml de miel de abeja, déjela que se asiente hasta el fondo de la probeta, con cuidado agregue 100 ml de aceite de cocina, sin agitar los contenidos. Anota tus observaciones _______________

2. - Con cuidado agregue 100 ml de alcohol, procurando no agitar los contenidos de la probeta. Anote sus observaciones___________________________________________ 3. - Agregue con cuidado 100 ml de agua , procurando no agitar los contenidos y de preferencia cuidando que al vaciar los líquidos resbalen por las paredes de la probeta. Anote sus observaciones________________________________ ______________ ___ 4. - A continuación agregue un pedazo de papel aluminio bien comprimido (hecho bola), ponte un pedazo de fierro, un pedazo de popote, un pedazo de cinta de aislar, un pedazo de corcho, un pedazo de madera y un pedazo de popote. Anote sus observaciones.

255

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

EVALUACIÓN: Dibuja la columna de líquidos con sus nombres.

Dibuja la columna de los líquidos con los objetos en el sitio donde quedaron.

¿Qué fue lo que más te sorprendió del experimento?

CONCLUSIÓN: Anote las conclusiones a las que haya llegada can el experimento:

RESULTADO: (Anote la que aprendió er» este experimento).

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Química Inorgánica 2

NOMBRE DE LA PRÁCTICA In fla m a b le

Práctica número 9

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE:

SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno incendiará un billete, sin que este se queme o sufra daño alguno.

INTRODUCCIÓN: Las substancias interactúan (reaccionan), rompen sus enlaces para formar nuevos enlaces y dan lugar con este fenómeno nuevas substancias, con características y propiedades físicas y químicas diferentes a las que les dieron lugar. Sin embargo hay substancias que limitan la acción de otras o las bloquean, impidiendo con ello que lleguen con facilidad a establecer o físico o químico con otras substancias aunque a simple vista parezca que están en juntas, Ante este hecho es permitido aseverar que la vista engaña, ya que podremos visualizar lo que nos permite nuestra vista, sin que por ello tengamos una representación fiel de lo que ocurre ante nuestros ojos. EQUIPO:

SUSTANCIAS:

1 vaso de precipitado de 500 ml. 1 clip de acero 1 alambre de cobre o fierro (20 cm) 1 caja de cerillos 1 cuchara 1 vidrio de reloj 1 billete de cualquier denominación.

50 ml de agua de la llave o destilada 50 mide alcohol 5 g de sal común (de cocina) NaCI

257

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nota seo Labra

PROCEDIMIENTÜ(metodología): Esta práctica puedes realizarla en el aula, los materiales pueden ser cambiados por otros y las cantidades de substancias aumentadas o disminuidas, algo que es muy importante ocurrirá cuando el alumno pregunte si alteran las cantidades o si puede hacerlo de nuevo con otros materiales, permítaselo procurando medidas precautorias. 1. Coloque un poco de alcohol en el vidrio de reloj y enciéndalo con un cerillo. Anote sus observaciones__________________________________________________________ 2. Coloque en un vaso de precipitado de 500 ml de capacidad, 50 ml de agua (aproximadamente). 3. Agregue al agua una cucharada de sal común y agítela hasta que se disuelva completamente. Anote el tipo de mezcla y solución que acaba de formar _______

4. Agregue una cantidad similar de alcohol a la de agua aproximadamente 50 ml, mézclelo perfectamente ya que el alcohol y el agua son miscibles. 5. Extienda el billete y en un extremo colóquele un clip, sin perforarlo, por la parte opuesta del clip, sujételo con un alambre de unos 20 cm. de largo. 6. Proceda a humedecer toda la superficie del billete con la mezcla de agua, sal y alcohol, de manera que quede empapado. 7. Encienda un cerillo y acérquelo al billete para que este arda, repita cuantas veces sea necesario el experimento o cambie de materiales, comunicándole al instructor su deseo y solicitando permiso.

258

Química Inorgánica 2

EVALUACIÓN: ¿Explique por qué no se quema el billete?

¿Cuál es la función del agua, en la mezcla durante la combustión?

¿Cuál es la función de lasa!?

¿Cuál es la función del alcohol?

CONCLUSIONES: Anote las conclusiones a que haya llegado.

RESULTADO: (Anote lo que aprendió en este experimento).

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

259

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Soluciones Saturadas

Práctica número 10

Tiempo:____________Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: UNIDAD:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

TEMA:

OBJETIVO: El alumno preparará diversas soluciones saturadas, con substancias diferentes. INTRODUCCIÓN: Las soluciones son mezclas de tipo homogéneo, donde intervienen solvente (substancia que generalmente se encuentra en mayor proporción) y, soluto (substancia disuelta en el solvente), cuyas cantidades en número y masa pueden variar hasta cierto límite. Suelen prepararse entre líquido en líquido, sólido en líquido, gas en líquido o gas en gas, como las más comunes. Para que una substancia se solubilice en otra, se requiere de ciertas características desde su enlace (naturaleza del solvente y soluto), hasta los factores que rigen ese encuentro como son: el tamaño de sus partículas, temperatura del medio y de la substancia misma, la presión, las cantidades de soluto y solvente. Se han clasificado de acuerdo a la forma de prepararse ern

EMPÍRICAS

Diluidas Concentradas Saturadas Sobresaturadas

SOLUCIONES

VALORADAS

260

Molares Normales Partes por millón Malares Formales

Química Inorgánica 2

La solución saturada tiene como característica principal, que contiene un equilibrio entre el soluto y el solvente, a una temperatura dada, para lograrlo, basta con agregar el soluto al solvente y permitir que se disuelva hasta su límite. Algunos las preparan evaporando el exceso de humedad ya hecha la mezcla, procurando que el sólido llegue a su máximo de solubilidad en el solvente hasta que sus cristales ya no se disuelvan, logrando con ello un equilibrio dinámico entre soluto y solvente.

EQUIPO:

SUSTANCIAS:

3 vasos de precipitado de 100 ml. 3 espátulas 1 pipeta graduada de 5 ml. 1 soporte universal con anillo y tela de asbesto. 3 agitadores de cristal. 1 balanza. 3 vidrios de reloj

Cloruro de sodio NaCI Azúcar C^H^On Óxido de calcio CaO

PROCEDIMIENTO(metodología): Las soluciones saturadas se preparan con soluto y solvente, adicionando este último y agitando hasta que ya no se observan partes (cristales) en el fondo de la solución, se llega a un equilibrio dinámico entre solvente y soluto cuando al agregar unos cristales de más y agitar estos desaparecen, más al permitir el reposo del sistema (mezcla), los cristales vuelven a hacerse visibles en el fondo. 1. Etiquete 3 vasos con los letreros de Sal, Azúcar y Cal, péselos (registre los pesos como Pl, P2 y P3). 2. Agregue a cada uno de los vasos de precipitado 20 ml de agua destilada (si no hubiera de la llave), péselos (registre sus pesos como P4, P5 y P6). 3. Pese 3 gramos de cada una de las substancias proporcionadas por el instructor en un vidrio de reloj, destarado previamente (pesar el vidrio de reloj). Solución saturada

261

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

4.

Al vaso No. 1 agréguele los 3 g de Cloruro de Sodio, al vaso No. 2 el Azúcar y al vaso No. 3 la Cal (oxido de calcio). Anote sus observaciones___________________________

5. Agite cada una de las mezclas con un agitador diferente. Anote sus observaciones

6.

Proceda a agregar a cada solución su respectivo soluto hasta que logre el equilibrio dinámico, pese cada una de las soluciones, (registre los pesos como P7( P8 y P9). Anote sus observaciones

EVALUACIÓN: ¿Cómo se dio cuenta que la solución se había saturado?

¿Por qué a la sal, azúcar y cal las consideramos como solutos y no solventes?

Tiene una solución al 90 % de cloruro de sodio, ¿Podría preparar una solución al 15 % de cloruro de sodio a partir de la anterior?

¿Cuales son los pasos que tiene que seguir para conseguir lo anterior si su respuesta fue afirmativa?

CONCLUSIÓN: Anote las conclusiones a que llegó con el experimento anterior.

RESULTADO: {Anote lo que aprendió de este experimento).

FIRMA DEL ALUMNO 262

FIRMA DEL MAESTRO

Química Inorgánica 2

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Soluciones P o rcentu ales

Práctica número 11

Tiempo-.

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE:

SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno preparará soluciones porcentuales de peso/ peso, peso/ volumen y volumen/ volumen, ejecutando los cálculos para integrar las concentraciones requeridas. INTRODUCCIÓN: Generalmente se maneja en solución una fase disuelta y una fase que disuelve, siendo el soluto el que está disuelto y el solvente el que disuelve al soluto, sin embargo es necesario conocer las proporciones de soluto y solvente presentes por unidad de volumen en la solución. Las soluciones porcentuales presentan valores fijos tomando en cuenta que son las unidades de soluto contenidas por cada 100 partes de solución. Son las más comunes las siguientes: Peso/peso (p/p), La cantidad de soluto y solvente están dadas en gramos. Peso/volumen (p/v). El soluto se presenta en gramos y el solvente en mililitros. Volumen/volumen (v/v). Tanto el soluto como el solvente están en mililitros. EQUIPO: 3 vidrios de reloj. 1 lápiz graso 2 agitadores 3 espátulas 4 vasos de precipitado de 200 ml. 2 vasos de precipitado de 250 ml. 1 balanza 1 pipeta de 5 ml. 2 probetas de 150 ml

SUSTANCIAS: 10 g de cloruro de sodio. 10 g de azúcar. 3 g de cromato de potasio 30 ml de alcohol etílico 100 ml de agua destilada 1 g de dicromato de potasio 5 ml de ácido sulfúrico

263

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

PROCEDIMIENTO(metodología): Para preparar las soluciones porcentuales, es necesario que realices los cálculos, para explicar a que concentración está cada solución, para ello utiliza los ejercicios vistos en clase. 1.

Pese 2 g de cloruro de sodio en un vidrio de reloj y deposítelo en un vaso de precipitado sin que pierda material, agregue 50 ml de agua destilada y agite la solución para que se disuelva perfectamente. Anote sus observaciones_____________________________

2.

De igual manera prepare otra disolución con 1.5 g de cromato de potasio en 20 ml de agua destilada. Anote sus observaciones____________________________ _______

3.

Afore una pipeta a 10 ml de alcohol etílico, vacíela en un vaso de precipitado, completando a 50 ml con agua destilada. Anote sus observaciones_____________

4. Coloque en un vaso de precipitado 20 ml de agua destilada y agrégale 2 ml de ácido sulfúrico concentrado, cuidando que resbale este por las paredes del vaso y gota a gota, agítelo ligeramente y complete a 40 ml de solución. Anote sus observaciones________

5.

Pese un vaso de precipitado (registre como Pl), agregue 1 g de óxido de calcio, vuelva a pesar (registre su peso como P2), agregue un poco de agua y agite hasta que se disuelva, coloque el vaso sobre la balanza y gota a gota agregue agua destilada hasta que alcance un peso de 50 g. Anote sus observaciones_________________________

6.

Repita el paso 6 con 7 g de azúcar

264

Química Inorgánica 2

EVALUACIÓN: ¿Cuál es la concentración de las siguientes soluciones y de que tipo son ? Cloruro de sodio más agua____________________________________ Cromato de potasio más agua__________________________________ Alcohol con agua____________________________________________ Ácido con agua_____________________________________________ Óxido de calcio con agua______________________________________ Azúcar con agua ____________________________________________

CONCLUSIÓN: Anote las conclusiones a que ha llegado con esta práctica.

RESULTADO: (Anote lo que aprendió con este experimento).

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Cusubtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Ldbra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Soluciones Molares

Práctica número 12

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: UNIDAD:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

TEMA:

OBJETIVO: El alumno preparará en laboratorio soluciones molares con diversas concentraciones, para ello ejecutará el cálculo de las mismas. INTRODUCCIÓN: En las soluciones la cantidad de soluto y solvente varían, por ello es necesario especificar que concentración presenta los solutos, mientras que las soluciones porcentuales se expresan en unidades físicas las de moralidad y normalidad se expresan en unidades químicas ya sea para mol, normal. En una solución molar siempre se encuentra presente un mol de soluto, por litro de solución, representándose algebraicamente: Ms = masa del soluto en gramos. = peso molecular del soluto. PM PM (V) V = volumen de la solución en litros. Ms - --------------------M = concentración de la solución o molaridad M EQUIPO: 1 balanza. 1 soporte universal con pinza para bureta 1 bureta 2 matráz Erlenmeyer de 200 ml 1 vaso de precipitado de 200 ml 1 s. universal con anillo y tela de asbesto. 2 matráz de afora de 100 ml 1 lápiz graso. 2 vidrios de reloj 1 pipeta de 5 ml. 1 embudo 1 probeta de 100 ml 1 espátula 266

SUSTANCIAS: Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio 250 mide Agua destilada Solución de fenolftaleína Solución valorada de H2S04 al 0.6 M

Química Inorgánica 2

PROCEDIMIENTO(metodoíogía): Preparare dos soluciones molares, con diferente concentración y más adelante determine su valoración con una solución contraria, para determinar el grado de error y si este es aceptable, (la solución ácida se valora con una solución alcalina). 1.

Ejecute el cálculo para preparar una solución 0.6 M y 0.75 M de hidróxido de calcio en 100 ml.

2.

Marque 2 matraces de aforo a 100 ml, uno con Sol. 0.6 M de Ca(OH)2 y otro con Sol. 0.75 M de Ca(OH)2 deben de estar limpios y secos.

3.

Pese las cantidades de hidróxido necesarias en vidrio de reloj y vacíelas en el matráz respectivo auxiliándose de un embudo y un poco de agua destilada, agite la solución para que se disuelva el soluto y continúe agregando agua hasta completar el aforo.

4.

Prepare una bureta sostenida en un soporte universal y afórela con solución de ácido sulfúrico al 0.6 M, coloque un papel blanco sobre la base de la bureta con la solución de ácido sulfúrico.

5. Con ayuda de la pipeta mide 5 ml de solución de hidróxido de calcio 0.6 M y agréguele 2 gotas defenolftaleína. 6. Coloque el vaso de precipitado con la solución de hidróxido de calcio y la fenolftaleína bajo la descarga de la bureta y abra la llave para que esta caiga gota a gota, moviendo el contenido del vaso, hasta que haya un cambio de color (rosa), deje de añadir la solución ácida (titular). Anote los mililitros gastados en la bureta. Volumen solución 1

7.

Repita el mismo procedimiento con la solución de hidróxido de calcio 0.75 M (pasos 5 y 6). Anote los mililitros gastados del ácido. Volumen solución 2 __________________

267

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

8,

Determine la concentración molar de cada una de las soluciones tituladas, (de la primera preparada regístrala como titulación 1 y la segunda como titulación 2), utilizando las fórmulas practicadas en el aula:

Aplique la fórmula

-

C2V2

Solución problema Solución Testigo

Cj = VI = C2 = V2 =

Concentración del Hidróxido de Calcio Volumen del Hidróxido de Calcio Concentración del Ácido Clorhídrico Volumen del Ácido Clorhídrico

Registra los resultados como titulación 1______________ y titulación 2______________ EVALUACIÓN: Solución 1 de Hidróxido de Calcio Calculo de la titulación 1 Grado de error al preparar la solución 0.6 M G.E = Solución 2 de Hidróxido de Calcio Cálculo de la titulación 2 Grado de error al preparar la solución 0,6 M G.E =

'(a)

l(b)

M(a) - M(B '(a)

M(a) - M(b)

CONCLUSIÓN:

RESULTADO:

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Química inorgánica 2

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Soluciones Normales

Práctica número

13

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE:

SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno efectuará los cálculos necesarios para preparar soluciones normales y comprobará el grado de error en la elaboración. INTRODUCCIÓN: Las soluciones normales son las de más uso en química, sobre todo como solución valorada para obtener la concentración de otra substancia. Contienen el peso equivalente de una substancia en gramos por litro de solución. Siendo el equivalente gramo de una substancia, su peso equivalente expresado en gramos. El equivalente gramo se obtiene dividiendo el peso molecular entre el número de oxidación (valencia) del primer elemento de la fórmula, o si son ácidos el número de hidrógenos, si son hidróxidos el número de oxhidrilos y si son sales neutras u oxísales, el número de iones metálicos o la valencia del radical en total. En las soluciones molares se utiliza como símbolo la M, y para las normales la N.

EQUIPO: 1 balanza 2 espátulas 1 bureta graduada de 25 ml 1 soporte universal con pinzas para bureta 2 vidrios de reloj 2 matráz de aforo de 100 mi 1 vaso de precipitado de 50 ml 1 embudo 1 pipeta de 5 ml

SUSTANCIAS: Solución de Ácido clorhídrico 0.4 N (HCI) Agua destilada H20 Cloruro de amonio NH4CI Fenolftaleína en solución al 1 % Óxido de calcio CaO

269

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Ñores e Inés Notasco Labra

PROCEDIMIENTOCmetodología): Para iniciar con la preparación de cualquier solución valorada es necesario haber efectuado los cálculos correspondientes y tener a la mano los materiales que se van a requerir para tal fin. 1. Efectúa cálculos para las siguientes soluciones: a) 0.4 N de Oxido de calcio en 100 ml b) 0.6 N de Cloruro de amonio en 100 ml 2. Etiquete 2 matraces de aforo con capacidad de 100 ml con los nombres de las soluciones a preparar. 3. Pese las cantidades de substancias necesarias en un vidrio de reloj y auxiliado por un embudo, vacíalas en el matráz respectivo, utilizando un poco de agua, procurando no queden trazas en el vidrio de reloj, agregue un poco de agua destilada y agita para que se disuelva el soluto.

Matraz üe aforo

4. Agregue agua hasta el aforo del matráz sin dejar de agitarlo. 5. Afore la bureta con solución de ácido clorhídrico al 04 N y, sujétela a las pinzas del soporte universal, drenando las burbujas de aire de la parte inferior, coloque un pedazo de papel blanco en la base del soporte. 6. Mida 5 ml de solución a) 0.4 N de óxido de calcio, agréguele 2 gotas de fenolftaleína e inicie el vaciado de la solución de ácido clorhídrico 0.4 N, (para propiciar la neutralización) gota a gota hasta que aparezca en la solución una coloración rosa, que permanezca en la solución. Registre los ml de solución ácido gastados como titulación 1

7. Repita el mismo procedimiento del paso 6 con la solución de cloruro de amonio. Registre los ml gastados del ácido, titulación 2_______________________________________

270

Química inorgánica 2

Para determinar ia concentración de las soluciones utilice la fórmula:

= C2V2

Concentración del óxido de calcio V, = Volumen del óxido de calcio C2 = Concentración del ácido clorhídrico V2 = Volumen gastado de ácido clorhídrico 01 =

Solución problema Solución Testigo EVALUACIÓN:

Solución 1 de óxido de calcio Cálculo de la titulación 1 Grado de error al preparar la solución 0.4 N G.E Solución 2 de cloruro de amonio Cálculo de la titulación 2 Grado de error al preparar la solución 0.6

‘ (3 )

’ íb) '‘ {a}

- N(b)

---------------------

' ’ ia)

_________\

G-E — N(a) “ N(b)

CONCLUSIÓN:

RESULTADO:

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Hoíasco Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Potencial Hidrógeno

Práctica número 14

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

HOMBRE DEL PARTICIPANTE:_________________________________________ SEMESTRE:_______________ ESPECIALIDAD:_____________________ GRUPO: UNIDAD: TEMA:

OBJETIVO: El alumno clasificará como ácidos o como bases algunas substancias, en las que determinará experimentalmente él a que grupo pertenece por su comportamiento químico y físico. INTRODUCCIÓN: Para que ia acidez o alcalinidad de una substancia sea establecida correctamente, se pueden emplear varios métodos, el más rápido y cómodo es empleando un indicador universal preparado por empresas del ramo, con el fin de Introducirlas como una tira de papel tornasol, e inmediatamente ver sus resultados en forma de cambios de color, según sea el grado de acidez o alcalinidad, aunque no son de! todo exactos, para determinar con exactitud el pH y pOH se utiliza el acidímetro, aparato eléctrico, que consta de electrodos que se introducen dentro de la substancia problema y mediante una pantalla indican la acidez o alcalinidad de esta, además son calibrados con substancias amortiguadoras, de pH conocidas para que se grado de error sea mínimo. En la escala del pH para una substancia ácida su pH es de 0 a 6.99 y alcalina con un pOH de 7.01 a 14.

0 1 2

3

4

5

Neutro 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Ácido

Base Escala del pH y pOH

272

Química inorgánica 2

SUSTANCIAS:

EQUIPO: t gradilla 9 pipetas de 5 ml 9 tubos de ensaye 13 * 100 mm. 9 tiras de papel Indicador universal 1 pHmetro 9 vasos de precipitado

Solución ácido clorhídrico 0.5 H Solución amortiguadora Champú Leche Refresco Jugo de cítrico ( limón, naranja o pomelo). Solución de hidróxido de sodio 0.5 N Agua destilada, Limpiador de pisos (pinol, u otra marca)

PROCEDIMIENTOÍmetodoiogía): 1. Etiquete 9 tubos de ensaye del 1 al 9 y relaciónelos de la siguiente manera en tu cuaderno u hoja de práctica 1.- Solución de Hidróxido de sodio 0.5 N 3 .-Jugo de limón 5.- Leche 1 - Champú

2.- Solución de Ácido clorhídrico 0.5 N 4.- Limpiador de pisos. 6.- Refresco 8 .-Agua destilada

2. Tome el pH o pOH de cada una de las siguientes substancias con el papel indicador proporcionado (hidrón) y registre los resultados en la tabla respectiva. 3. Si lo posee mida el pH de las substancias con el comparador de Taylor.

4. Si cuenta con pHmetro utilice 40 ml de cada substancia y mida el pH sin olvidar calibrarlo primero con la solución amortiguadora y enjuagar los electrodos en cada nueva lectura, para que no queden residuos de la anterior solución

273

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Tabla de resultados SUBSTANCIAS

PH PAPEL INDICADOR

1.

* H idróxido de sodio 0.5 N

2.

- Á cido c lo rh íd ric o 0.5 N

3.

- Jugo de lim ó n

4.

" L im p ia d o r de pisos.

5.

- Leche

6.

- R efresco

7.

' C ham pú

8.

' Agua d e stila d a

COMPARADOR

PhMETRO

DETAYLOR

EVALUACIÓN: Clasifique a las anteriores substancias según la escala del pH y los resultados promedio que le indicaron las mediciones del pH. Indique que relación hay entre los alimentos del hombre y el pH que estos contienen y el del hombre.

CONCLUSIÓN:

RESULTADO:

FIRMA DEL ALUMNO

274

FIRMA DEL MAESTRO

Química Inorgánica 2

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Ácidos

Práctica número 15

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE:

SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: Eí alumno observará las propiedades más comunes de los ácidos. INTRODUCCIÓN: El ácido es una substancia que en solución acuosa produce iones hidronio H30+ o hidrógeno H+ según Arrhenius, esto indica que es necesario que tenga en su estructura molecular hidrógeno, para producir este tipo de iones, sin embargo no es así ya que para Lewis un ácido es toda substancia capaz de aceptar uno o vahos pares de electrones. Entre sus características más comunes es que tienen un sabor agrio, tiñen de rojo al papel tornasol azul, reaccionan con los metales activos produciendo hidrógeno. Para determinar la concentración de iones presentes en un ácido se utilizan los indicadores, que son ácidos o bases de origen orgánico y débiles que cambian de color de acuerdo con el tipo de substancia. Al envasar los ácidos generalmente presentan un icono que indica peligro. EQUIPO: Gradilla 8 tubos de ensaye de 13 * 100 mm Papel indicador 8 portaobjetos 8 tiras de papel tornasol 4 goteros 1 pipeta de 5 ml Granalla de zinc

SUSTANCIAS: Ácido clorhídrico Ácido nítrico Ácido sulfúrico Ácido acético Fenolftaleína Nitrato de plata al 5 % Solución Cloruro de amonio Sulfato ácido de sodio Solución de anaranjado de metilo 275

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

PROCEDIMIENTO(metodoJogía): 1. Propiedades de los ácidos. a) Coloque 4 tubos de ensaye en la gradilla y anote el tipo de ácido que cada uno contendrá: HCI

H,SOt

UNO,

CHjCOOH

b) Agregue a cada uno de ellos 2 ml de agua destilada y enseguida 2 gotas del ácido respectivo con un gotero, introduzca una tira de papel indicador en cada una de las soluciones diluidas y anote sus observaciones así como el valor del pH

c) Coloque sobre un portaobjetos (4) dos gotas de cada uno de los ácidos y agrégueles 1 gota del indicador fenolftaieína a cada uno. Anote sus observaciones _______________ e) Repita la misma operación pero abora cambie el indicador con anaranjado de metilo y anote sus observaciones._________________________________________________ f)

Vierta la mitad de cada uno de los tubos de ensaye en otros y tubos, etiquételos y agregue a cada uno de 2 a 5 gotas de solución al 5 % de nitrato de plata. Anote sus observaciones__________ _____________________________________

g) En cada uno de los primeros tubos con ácido introduzca una granalla de zinc y anote sus observaciones. _______________________________________________

276

Química Inorgánica 2

CUADRO DE RESULTADOS Soluciones

PH

Color con la fenolftaleína

Color con el ana­ ranjado de metilo

Suceso con la granalla de zinc

HCI H.SO, hno 3

CH?COOH

EVALUACIÓN: 1.- Escriba las reacciones del inciso f pbalanceando las ecuaciones. 1 - Escriba las reacciones del inciso g, balanceando cada ecuación. 3. - De los ácidos estudiados, ¿cuales son fuertes y cuáles débiles? 4. - De los siguientes compuestos. ¿Cuáles son ácidos? AICI3, KCI, FeCI3, CaCI2 CONCLUSIÓN:

RESULTADO:

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

277

Cuaubtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA B ases

Práctica número 16

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE:

SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: Ei alumno comprobará las propiedades de las bases más comúnmente utilizadas en los experimentos de laboratorio INTRODUCCIÓN: Las bases son substancias que en solución acuosa producen iones OH' (oxhidrilo) según Arrhenius, para Lewis una base es toda aquella substancia capaz de donar un par de electrones en una solución química. Las bases son substancias cuyo pOH oscila de 7.1 a 14, considerándose substancias de sabor amargo, con aspecto jabonoso, que tiñen de azul el papel tornasol rojo, además de que neutralizan al ácido.

EQUIPO: 3 tubos de ensaye 13 * 100 mm 5 goteros 5 portaobjetos 1 cápsula de porcelana 1 vidrio de reloj 1 mechero de bunsen 1 soporte universal con anillo y tela de asbesto 1 varilla de vidrio 5 tiras de papel tornasol 278

SUSTANCIAS: Solución de NaOH al 10% Solución de NH40H 1:4 (v:v) Solución saturada de Hidróxido de calcio Solución anaranjado de metilo al 0.1 % Sodio metálico Carbonato de calcio Óxido cúprico Sulfuro de zinc Ácido clorhídrico

Química Inorgánica 2

PROCEDI MIENTO(metodología): 1.- Propiedades de algunas bases. a) En una gradilla coloque 3 tubos de ensaye y etiquete con el nombre de 3 bases. f

^ ^•

1

NaOH

F— ^ Ca(OH),

NHjOH

ip b) Agregue en cada tubo 2 ml de agua destilada y a cada uno 6 gotas de la solución con la base respectiva. c) Agite los tubos y humedezca una tira de papel tornasol en cada uno de ellos. Anote sus observaciones y el pOH de cada una de las soluciones____________________ d) Vierta sobre 3 portaobjetos 2 gotas de cada una de las soluciones y agrégueles 1 gota de fenolftaleína. Anote sus observaciones y cambios ocurridos__________________ e) A las soluciones sobrantes en su respectivo tubo de ensaye agrégueles 1 gota del indicador anaranjado de metilo. Anote sus observaciones y cambios_____________ CUADRO DE RESULTADOS Soluciones

PH

Color con la fenolftaleíné

Color con el ana­ ranjado de metilí

NaOH NH4OH Ca(OH)2

279

Cuaubtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Obtención de hidróxido de sodio. a) Con auxifio de pinzas saque un pequeño trozo de sodio metálico y colóqueío sobre el papel filtro, séquelo con ei mismo (no lo toque con los dedos, se inflama fácilmente con el agua), al pedazo debe ser del tamaño de una cabeza de cerillo). b) Coloque el sodio metálico en una cápsula de porcelana con 5 ml de agua destilada y tape inmediatamente la cápsula con un vidrio de reloj.

1-

El sodio es inflamable en presencia del agua por ello sé guarda protegido por un líquido orgánico derivado del petróleo.

c) Una vez que haya reaccionado todo el sodio, con el gotero saca unas gotas y colócalas sobre un portaobjetos, humedece una tira de papel tornasol y anota tus resultados d) Agregue una gota de fenolftaleína en la solución del portaobjetos y anote sus observaciones _____________ ___________ ________ _______________ ______ EVALUACIÓN: Anote la reacción del sodio metálico en agua y balancee la ecuación. ¿Cuál es el pOH de la substancia formada con el sodio metálico y agua? ¿Qué coloración y por qué la tomó (a solución vaciada sobre el portaobjetos, después de agregada la fenolftaleína?

CONCLUSIÓN:

RESULTADO:

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Química inorgánica 2

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Neutralización

Práctica número 17

Tiempo:

Lugar-,

GUIÓN DE PRÁCTICAS NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: UNIDAD:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

TEMA:

OBJETIVO: El alumno neutralizará una solución ácida, utilizando para ello una solución básica. INTRODUCCIÓN: Hay dos importantes grupos de substancias las ácidos y las bases, cada una por su lado producen al tacto dolor ya que reaccionan con el agua del cuerpo humano, produciendo iones ya sea por disociación o ionización y estos lastiman en altas concentraciones a los tejidos. Se conoce como neutralización al hecho de poner en o a un ácido con una base, estas al reaccionar químicamente producen una sal y agua, para ello se tienen que utilizar cantidades equivalentes y los productos pierden sus propiedades de ácidos y bases. Hidróxido de sodio

Ácido clorhídrico HCI

EQUIPO:

+

NaOH

Cloruro de sodio -------"

NaCI

Agua +

H30

SUSTANCIAS:

1 s. universal c/pinzas para bureta. Solución 0.5 N de hidróxido de sodio 4 matráz Erlenmeyer Solución problema de HCI concentración desconocida. 1 bureta graduada de 25 ml Solución de fenolftaleína al 1 % 4 pipetas volumétricas

281

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Hoíasco Labra

PROCEDIMIENTO{metodo!ogía): 1. Arme la bureta y colóquela en el soporte universal, sostenida con las pinzas, verifique que la llave de salida esté cerrada y sin líquido alguno en su interior. 2. Coloque hasta su aforo 25 ml de solución de NaOH 0.5 N, cuidando de abrir la llave para que se purgue y no queden rastros de aire. 3. Adicione en 3 matraces Erlenmeyer 10 ml de la solución problema de HCI y K así como 2 gotas del indicador fenolftaleína. Coloque en la base del soporte donde descarga la bureta una hoja blanca, para observar mejor eí cambio de color de la solución de HCI. 4. Inicie el vaciado de la solución de la bureta, gota a gota, abriendo la llave con la mano izquierda e imprimiendo movimientos circulares al matráz con la mano derecha, hasta que haya un cambio de color levemente rosa y este con el movimiento no desaparezca durante por lo menos 15 segundos. Este color indica el punto de equilibrio entre las concentraciones de la solución alcalina y la ácida o punto de neutralización. 5. Lea los mililitros gastados de la bureta y anótelos. Repita el procedimiento cuando menos tres veces más, anotando los resultados en la tabla respectiva. Anota tus observaciones ____ _______________________________________

CUADRO DE RESULTADOS Primera titulación

ml de solución NaOH

Segunda titulación

mt de solución NaOH

Tercera titulación

ml de solución NaOH

SUMA

/ 3 = MI gastados de NaOH

282

PROMEDIO

Química Inorgánica 2

EVALUACIÓN: Ejecute el cálculo correspondiente, para determinar. ¿Cuál es la normalidad de la solución problema? Aplique la fórmula Cl VI

=

C2 V2

¿Cuál es el peso equivalente del ácido y del hidróxido? CONCLUSIONES:

RESULTADO:

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Cuauhféífloc Antonio Jiménez flores e toes Wotosco Ladra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA C alor d e reacción

Práctica número

18

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE:

SEMESTRE: UNIDAD: TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO,

OBJETIVO: El alumno propiciará una reacción química y con los datos aportados por la misma, calculará la cantidad de energía producida. INTRODUCCIÓN: Las reacciones que producen calor o que lo desprenden reciben el nombre de exotérmicas, en cambio otras requieren del suministro de calor para efectuarse, estas son las llamadas reacciones endotérmicas, aunque también hay reacciones que se producen de una manera espontánea. La cantidad del calor de un cuerpo es proporcional a la cantidad de masa que posee, la temperatura es una magnitud proporcional a las energías internas, cinética, y potencial de las moléculas de una sustancia y claro que es independiente de su masa, porque solo depende de la velocidad de sus moléculas, así que la energía interna de un cuerpo no puede medirse, tan solo su calor y el trabajo físico que realiza. En las reacciones químicas las rupturas de enlaces producen energía, requiriéndose de una energía que haga iniciar la reacción, esta energía es denominada de activación, la termoquímica permite predecir si se producirá una reacción química y cuanta energía desprenderá o requerirá o si es necesario introducir calor al sistema. En la termoquímica se conocen varios tipos de calor, el específico, el de formación y e! calor de reacción, tratados en páginas anteriores.

284

Química Inorgánica 2

EQUIPO: 1 calorímetro simple 1 termómetro 1 agitador de vidrio 2 pipetas de 10 ml 1 embudo

SUSTANCIAS: Agua destilada Solución de ácido sulfúrico 1 M Solución de hidróxido de sodio 1 N

1. Pese el vaso del calorímetro exactamente y regístrelo como M l.____________________ 2. Coloque 25 mí de agua destilada en el vaso del calorímetro y pese el sistema, registrándolo como P2___________________ 3. Agregue cuidadosamente y resbalando por las paredes del vaso 10 ml de la solución de ácido sulfúrico, medidos con una pipeta, agítelo lentamente y déjelo que repose hasta temperatura ambiente, pesa el sistema y regístrelo como P3_____________________ 4. Coloque el vaso dentro del calorímetro, e inserte el termómetro en ía tapa tomando en cuenta que el bulbo entre en el agua, deje reposar durante 5 minutos y enseguida lea la temperatura y anótela como T I____________________________________________ 5. Mida 20 ml de solución de hidróxido de sodio con la pipeta, destape el calorímetro y agregue lentamente esta solución al vaso depositándola en las paredes, o a través del embudo, agite ligeramente y tapa el calorímetro. 6. Deje reposar el sistema hasta que la temperatura se estabilice, o sea que no suba ni baje, toma la lectura y anótela como T2______________________________________ 7. Pese el vaso del calorímetro con su contenido y registre como P4 su peso__________

285

BIBLIOTECA CBTA, No. 35

PROCEDIMIENTO(metodología): Partiendo de la medición de la temperatura producida por una reacción química, en un calorímetro.

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Notasen Labra

Si no tiene calorímetro implementa uno con un vaso de precipitado, como se observa en la presente figura.

1 2 3 4 5

termómetro embudo pipeta volumétrica calorímetro soluciones ácido e hidróxido

Calorímetro

EVALUACIÓN:

Anota los resultados en la presente tabla: Peso del vasoPl = Peso del agua M I = P2-P1 = Peso solución acida M2 = P3-P1-P2 Peso solución de hidróxido M3 = P4- P1-P2-P3 = Temperatura inicial °C Temperatura final °C 286

gramos gramos gramos gramos

Química Inorgánica 2

Realiza los cálculos siguientes: 1.- Masa de reactivos: Peso molecular X 10 mi g de ácido sulfúrico empleado =

1,000 mi

Peso molecular X 20 mi g de hidróxido empleado = ------------------ --------------------

1,000 mi 2. - Total de la masa del agua: g de agua = MI + M2 + M3 - g de ácido - g de hidróxido

3. - Incremento de energía en el vaso del calorímetro: AH vaso - masa X calor específico X (ti - to) Para el calor específico del aluminio del calorímetro es 0.216 cal/g°C. Si utilizó un vaso de precipitado utilice el calor específico del vidrio.

4. - Incremento de energía en

el

agua.-

AH agua - masa X calor específico X (ti - to) Para el agua el calor específico de 1.0 cal/g°C

5. - Incremento total de energía en el experimento: AHt - AH vaso + AH agua

287

Cuauhiémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

6.- Cantidad de energía para un mol:

AHt * peso motecular(ácido) cai/mol = -------------------------------------g de ácido empleado

Escriba la reacción de neutralización del ácido con el hidróxido, aumentando la energía que se desprendió.

CONCLUSIÓN:

RESULTADO:

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Química Inorgánica 2

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Calor específico.

Práctica número 19

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE:

SEMESTRE: UNIDAD-, TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno calculará el calor específico de una substancia a partir de la realización de un experimento en laboratorio. INTRODUCCIÓN: Al agua se le ha asignado el valor de la unidad, en comparación a la capacidad específica del agua, y con ella es posible obtener los calores específicos de otras substancias. Sabemos que la termoquímica estudia los cambios de calor que se producen en las reacciones químicas, y que el calor es la forma de energía relacionada con la agitación molecular Interna en general de temperatura, presión, etcétera. La energía tiene la propiedad de trasmitirse de un cuerpo más caliente a otro menos caliente, hasta que ambos equilibran sus temperaturas. La termoquímica al igual que la termodinámica, tiene como fundamento fa Ley de Meyer de la conservación de la energía ( La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma). Cada sustancia en lo particular tiene una energía que las distingue de otras, es su calor específico, que se define como la cantidad de calor necesario para elevar por unidad de masa una unidad de temperatura. A partir de la comparación del agua pura, se puede obtener el calor específico de una sustancia.

289

CuauMémc Antonio Jiménez Flores

e

Inés Notasen Libra

EQUIPO: 1 lápiz graso 1 soporte universal con anillo y tela de asbesto 1 baño maría 2 vasos de precipitado de 100 mi 1 balanza granataria 2 termómetros de 0 a 100 °C

SUSTANCIAS: Agua destilada Alcohol etílico absoluto

PROCEDIMIENTO(metodología): 1. Marque con el lápiz graso un vaso de precipitado con el número 1 y el otro con el número 2 y prepara el baño maría, graduando la flama del mechero para que la ebullición no sea tan violenta, 2. Agregue 10 g de agua destilada al vaso No, 1 y 10 g de alcohol etílico en el vaso No. 2 , determina la temperatura de cada uno de ellos y anótelas como t i __________ y t2. _________ en las tablas de abajo. 3. Introduzca ambos vasos al mismo tiempo al baño maría durante un minuto, tome la temperatura en ese tiempo y anótela como temperatura final 1 ____________y temperatura final 2 __________________ 4. Si la temperatura de uno de los dos vasos en mayor de 70 °C, disminuya la temperatura del baño maría e inicie el experimento desde el paso No. 2. 5. Repita el experimento por lo menos 2 veces más y promedie los resultados obtenidos. TABLA

290

OE

RESULTADOS

Química inorgánica 2

TABLA

DE

RESULTADOS

TEMPERATURA INICIAL °C AGUA

FINAL °C AGUA

ti t2 t3 PROMEDIOS Calcule el calor específico del alcohol. 1.- Calor absorbido por e! agua (ecuación 1): Q Ce X masa X ( t2 - tl) donde: Q ~ calor absorbido Ce == calor específico, para el agua 1 cal/g°C masa = masa del agua (lOg) t2 = temperatura final del agua ti = temperatura inicial del agua t-

Calor específico del alcohol etílico C2H5OH. Q = calor específico del alcohol etílico Ce = calor absorbido (valor obtenido en la ecuación 1) masa ~ masa del alcohol etílico (lOg) t2 = temperatura final del alcohol. ti = temperatura inicial del alcohol.

CONCLUSIÓN: RESULTADO: FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

Cusuhtémoc Antonio Jiménez flores e Inés Nolasco Labra

NOMBRE DE LA PRÁCTICA Velocidad de una reacción química

Práctica numero 20

Tiempo:

Lugar: GUIÓN DE PRÁCTICAS

NOMBRE DEL PARTICIPANTE: SEMESTRE: UNIDAD; TEMA:

ESPECIALIDAD:

GRUPO:

OBJETIVO: El alumno comprobará el efecto de la concentración de los reactivos, de la temperatura y del uso de un catalizador en la velocidad de una reacción iónica. INTRODUCCIÓN: Las reacciones químicas se efectúan a velocidades variables y el estudio de ésta se debe a la cinética química, se determina mediante la toma de lecturas sobre la concentración de los reactivos y de los productos en función del tiempo de reacción; en ellos influyen la naturaleza de los reactivos, la temperatura a que se verifica la reacción, la presión existente en el medio, su grado de acidez o alcalinidad, el tipo de catalizador usado, el movimiento de agitación que se practique. En el transcurso de la reacción se forman compuestos intermedios entre reactivos y productos, la ecuación general de la velocidad de una reacción se expresa de manera general: v = La velocidad de la reacción, expresada en términos del cambio v = kC° de la concentración CC) de las substancias en función del tiempo (t), es decir (de/dt), y (k) es la constante cinética, cuyas unidades dependen del orden (n) de la reacción. Para el orden (n) de reacción igual a cero, uno, dos y tres, se obtienen las siguientes ecuaciones: Orden cero

kt = Co - C

Orden uno

kt = 2.303 log

Co C 292

Química Inorgánica 2

1 Orden dos

kt =

1

— ............. — C Co

1 Orden tres =

kt =

1

.......... - ............ 2 C2 C2o

En donde (Co) es la concentración inicial de uno de los reactivos y (0 la concentración del reactivo que no ha reaccionado en el tiempo (t). En la industria se realizan un sinnúmero de reacciones y la calidad del producto depende en gran parte del proceso sea igual, sin variaciones, para ello se tienen que diseñar reactores (medios) para que los procesostecnológicos se efectúen. EQUIPO:

SUSTANCIAS:

13 tubos de ensaye13*100m m Hielo 7 pipetas de 10 mi. Almidón soluble al 0.3 % 1 mechero de Bunsen Solución de sulfito de sodio a o.2 M 1 s. universal con anillo y tela de asbesto Solución de persulfato de potasio a 0.2 M 6 tapones de corcho Solución deyoduro de potasio a1M 1 termómetro Solución desulfato ferrosohexahidratado 10'* M 1 cronómetro Yoduro de mercurio I 1 vaso de precipitado y 4 colores diferentes

PROCEDIMIENTO(metodología): Prepare las soluciones que se van a utilizar en el momento de realizar la práctica. Para el almidón pese 1 g de almidón soluble y agregúelos a 10 mi de agua destilada, agite y adicione rápido la suspensión a 500 mi de agua destilada en ebullición y para conservar la solución agregue 2 mg de Mgl2.

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Notasen Labra

Efecto de la concentración:

1.- Coloque ordenados y numerados 6 tubos de ensaye y agregue las soluciones indicadas en la tabla (a) siguiente, utilizando pipetas de 10 mi.

Soluciones (mi)

Tabla (a) Tubo número

Kl

Na2S03

1

4

1

2

6

2

4

2

2

5

3

4

3

2

4

4

4

4

2

3

5

4

5

2

2

6

4

6

2

1

Almidón

Agua destilada

Tubos de ensaye con substancias y tapados con corcho.

2.- Coloque a cada tubo un tapón de corcho y agítelos. Asegure el cronómetro en cero, tome el tubo No. 1 agréguele 6 mi de solución de K2S208 a 0.2 M y al mismo tiempo oprima el botón del cronómetro, tape el tubo y agítelo hasta que aparezca un color azul, oprima de nuevo el botón del cronómetro y anote el tiempo de reacción en el cuadro de resultados 1, al mismo tiempo introduzca un termómetro en el medio y anote la temperatura.

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Química Inorgánica 2

3.- Repita el mismo procedimiento con los tubos del 2 al 6 y anote los resultados, en la tabla (b).

Tabla (b)

Tubo No. Tiempo de reacción (segundos)

Cuadro de resultados Temperatura

°C

1 2 3 4 5 6

Efecto de la temperatura

1. - En 3 tubos de ensaye coloque las mismas soluciones como se hizo en los tubos anteriores 4, 5 y 6. 2. - En un vaso de precipitado de 500 mi caliente 350 mi de agua destilada a 48 °C y, tapados con corcho colóquelos a baño maría, así como otro tubo de mayor tamaño con 18 mi de solución de K2S208 a 0.2 M, manténgalos durante 10 minutos en el baño maría procurando que no haya variaciones en la temperatura. 3. - Sin sacarlo del baño maría agregue al tubo No. 4 ,5 mi de la solución caliente de K2S2Ob a 0.2 M, y mida con el cronómetro el tiempo de reacción, anotando sus resultados en la tabla (c). Repita el mismo procedimiento con los tubos 5 y 6 y anote sus resultados. Tabla (0

Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción Temperatura: =

Tubos

°C

Tiempo de reacción (segundos)

4 5 6 295

Cuauhtémc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

4.- Prepare 3 tubos de ensaye con las mismas soluciones que los anteriores 1, 2 y 3 colóquelos en agua con hielo y cuando haya logrado una baja temperatura, realice lo mismo que en el paso 3, solo que ahora la solución de K2S208 a 0.2 M, deberá de estar a la misma temperatura, del baño maría, tome el tiempo de reacción y anótelo en la tabla Cd).

Tabla (d)

Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción Temperatura: =

Tubos

°C

Tiempo de reacción (segundos)

4 5 6

Efecto del catalizador

1.- Prepare en 3 tubos de ensaye y numérelos como 1,2, y 3, agregue las mismas soluciones que a los primeros tubos 1, 2 y 3, solo que en lugar de agua destilada solución de FeS04.10H20 a 1G‘4 M, cuidando de tomar el tiempo de reacción, anote sus resultados en la tabla (e). Efecto del catalizador Tabla en la velocidad de reacción (e) Temperatura: = °C Tubos 1 2 3 296

Tiempo de reacción (segundos)

Química Inorgánica 2

EVALUACIÓN: Elabore una gráfica con los resultados de los tiempos de reacción de la tabla (b), utilizando el volumen del sulflto de sodio, contra el tiempo de reacción.

Volumen de la solución de sulfito de sodio

Tiempo de reacción (segundos) Elabore una gráfica con los resultados de los tiempos de reacción de la tabla (c) y (d ), utilizando el volumen del sulfito de sodio, contra el tiempo de reacción, utilice la misma gráfica con diferentes colores. A partir de los resultados de la tabla (e) haga la gráfica utilizando el volumen del sulfito de sodio y el tiempo transcurrido en la misma gráfica pero con diferente color. Interpretando los datos de la gráfica explica lo siguiente: ¿Por qué la concentración afecta a la velocidad de reacción? ¿Cómo la temperatura afecta a la velocidad de reacción? ¿Cómo el catalizador afecta a la velocidad de la reacción?

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Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

Determine la constante cinética (k) de la reacción, utilizando la ecuación de primer orden ( persulfato de potasio). 2.303 V2-V k = ............... lo g .................... t Vi

t = tiempo de reacción en segundos de la tabla (b). V2 = volumen de la solución de persulfato de potasio Vj = volumen de fa solución de sulfito de sodio. Efectúe los cálculos para los tubos 1,2,3 y 4

CONCLUSIÓN:

RESULTADO:

FIRMA DEL ALUMNO

FIRMA DEL MAESTRO

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GLOSARIO • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •

Absorción, atraer moléculas de agua del medio, por la electricidad de su enlace (covalente polar), hacia los poros intermoleculares, generalmente atraviesa una membrana en las raíces de las plantas (osmosis). Abstraerse, permitir que la imaginación ocupe nuestros pensamientos o crear imágenes mentales anticipadas Ácido, substancia que produce en solución acuosa iones H30+ o H+ según Arrhenius, para Lewis es toda substancia capaz de aceptar uno o varios pares de electrones. Aforar, completar el nivel deseado de un material volumétrico con un líquido cualquiera. Agente oxidante, es aquella substancia que ocasiona la reducción en una reacción de Redox. Agente reductor, es aquella substancia que ocasiona la oxidación en una reacción de Redox. Anhidro, substancia desecada o sea sin moléculas de agua de hidratación. Aseverar, afirmar una cosa o mantener una hipótesis como válida. Base, substancia de sabor amargo, con aspecto jabonoso, neutralizan a los ácidos y tiñen de azul el papel tornasol rojo. BTU, (unidad térmica británica) es la cantidad de calor que es necesario suminístrale a una libra de agua pura para elevar su temperatura a 1 grado Fahrenheit. Calor de combustión, cantidad de calor que se desprende o es necesario introducir al reaccionar un elemento o compuesto con el oxígeno. Calor de dilución, Cambio de energía térmica asociada con un proceso de dilución. Calor de hidratación, Cambio calorífico ya sea absorbido o liberado asociado con el proceso de hidratación, Calor de reacción, calor necesario para que una reacclón se realice o cantidad de calor que se desprende de una reacción. Calor especifico, Cantidad de energía térmica que se requiere para elevar un grado centígrado un gramo de sustancia. Calor, transferencia de energía entre dos sistemas, que se hallan a diferentes temperaturas. Caloría, (cal), es la cantidad de calor necesario para elevar un gramo de agua destilada y pura de 14.5 a 15.5 °C. Calorimetría, medición de los cambios de calor en una escala. Cambio de fase, Transformación de una fase a otra. Catalizador, substancia química que acelera o desflecare una reacción química, sin sufrir cambios aparentes. Cinética, es la energía en movimiento, que se manifiesta ante nuestros sentidos. Combustión, oxidación de una substancian con desprendimiento de calor (quemar una substancia en presencia del oxígeno). Comprador de Taylor, escala de diversos colores, para los diversos grados de pH y pOH que las substancias producen en la tira de papel. Compuesto, unión química de átomos de elementos diferentes, tomando nuevas propiedades, con una composición fija y solo se separan por métodos químicos. 299

Cuauhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Nolasco Labra

• • • •

• • • • • •

Concentración, partes de soluto contenido en 100 partes de solución Concentración, cantidad de soluto presente en una solución. Densidad, relación entre la masa y el volumen de la materia el agua pura tiene una densidad de 1 g/ml, esto significa que un mi de agua pesa 1 gramo. Destilación fraccionada, Proceso de separación de componentes líquidos de una disolución, basada en los diferentes puntos de ebulliciónCatalizador, substancia que altera la velocidad de una reacción química sin sufrir ella modificación alguna. Disociación, separación de iones de una substancia de enlace iónico, generalmente se separan en las estructuras de que se forman (iones). Ecuación química, es la representación gráfica (escrita) de una reacción química, por medio de símbolos, signos, letras, números etcétera. Electrólisis, Proceso mediante el cual la energía eléctrica, provoca una reacción química espontanea. Electrolito, Sustancia que en solución acuosa, forma una disolución que puede conducir la electricidad. Electrones de valencia, Electrones del ultimo nivel atómico o que intervienen en los enlaces químicos. Electrones, subpartícuías atómicas de carga negativa y peso nulo que giran alrededor deí núcleo del átomo y realizan los enlaces químicos por lo mismo son responsables de las características químicas.

•

Energía química, energía almacenada en las unidades estructurales de las sustancias químicas.

•

Energía reticular, cantidad de energía necesaria para separar un mol de un compuesto sólido iónico en sus iones gaseosos. Energía, capacidad para realizar un trabajo, se conocen dos tipos de energía la potencial que es la almacenada y la energía. Enlace químico, fuerza que une a los átomos para formar moléculas o compuestos. Enlace, fuerza que une químicamente a átomos de un mismo elemento o de diversos elementos. Equilibrio dinámico, se da cuando dos fuerzas se igualan, (solvente ya no puede disolver más soluto). Equilibrio homogéneo, estado en el cuál todas las sustancias reaccionantes se encuentran en la misma fase. Equilibrio químico, estado en el cuál no se observa cambio alguno. Espacios intermoleculares, microscópicos que dejan las moléculas entre ellas, semejantes a los espacios que hay entre las células llamados son los huecos intercelulares. Fenómeno químico, al alterar la naturaleza de cualquier materia se produce este, en el ámbito molecular. Hidratación, combinación molecular del agua con minerales (oxisales) en proporciones estables. Hidrólisis, reacción de una sustancia con el agua, que generalmente cambia el pH de la disolución. Higroscopía, adsorción de agua en proporción a la existente en el medio, es decir la concentración será alta si en medio lo es y viceversa. Ignición, proceso mediante el cuál una substancia arde en presencia deí oxígeno. Indicador, (fenoftaleína) substancia formada de ácidos y bases orgánicos débiles que produce un cambio de coloración cuando ocurren donaciones de protones. Indicador, substancia de origen orgánico que reacciona ante las substancias acidas produciendo un vire (cambio) de color.

• • • • • • • • • • « • • •

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• • • « • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •

Interactuar, que una necesita a la otra para actuar, juntas realizan una función o un fenómeno. Ion, especie química con cargas negativas o positivas (Catión ion con cargas positivas, Anión es un ion con cargas negativas). lonizaciónjoroceso generalmente de una substancia de enlace covalente, separa su partícula en iones con cargas contrarias positivas y negativas. Es decir produce iones. Kilocaloría, (Kcal), cantidad de calor necesaria para aumentar de 14.5 a 15.5 “C, la temperatura de un kilogramo de agua pura. Mezcla,_unión física de dos o más substancias, donde cada una de ellas conserva fielmente sus propiedades y se pueden separar por medios físicos. Miscible, fenómeno debido a que dos líquidos de densidades parecidas se mezclan por agitación, aunque cuando cesa la fuerza, tardan en tomar sus posiciones, Mol, unidad de masa de una substancia expresada en gramos, con relación a su peso molecular. Molécula, las hay elementales como la del hidrógeno H? y moléculas de compuestos como elácido clorhídrico HCI, son la mínima expresión de la materia. Neutralización, reacción entre un ácido y una base para producir sal más agua. Neutralizar, hacer reaccionar un ácido con una base para producir sal más agua. Número de oxidación o valencia, cantidad de electrones valencia que utiliza un átomo para unirse con otro. Papel tornasol, tira de papel con indicadores que cambian su coloración de acuerdo a la substancia en que tocan. Papel tornasol, es el mismo papel indicador universal, se le denomina así por el cambio de color que da lugar con diversos tonos y un numeral para el mayor parecido al comparador. Papel universa!, contiene una serie de indicadores y sirve para medir el pH y el pGH. Peso equivalente, es el peso de una substancia que puede desplazar a 1.008 g de hidrógeno (equivalente-gramo). Peso molecular, es la suma de los pesos atómicos de los átomos que intervienen en una molécula. Phmetro, aparato electrónico con terminales sensibles (electrodos) que atraen los iones negativos y positivos y cuantifican su concentración, marcando en la escala la lectura de esta. Porcentual, un todo al 100 %, 100 unidades presentes, mencionando las del soluto presentes. Precipitado, sólido que ya no se puede disolver, o sóíído insoluble en un líquido. Punto de ebullición, temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión atmosférica externa. Química orgánica, rama de la química que estudia los compuestos del carbono. Química, ciencia que estudia las propiedades de las sustancias y como reaccionan entre sí. Quiral, compuestos o iones que son superponibles en sus imágenes especulares. Reacción bimolecular, reacción que molucra a dos moléculas. Reacción de condesamiento, reacción en la que dos moléculas pequeñas se combinan para formar una molécula grande. Reacción espontánea, en su mayoría son exotérmicas y se realizan sin necesidad de introducir calor Reacción nuclear o de cadena, secuencia de reacciones de fisión nuclear autosostenidas.

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CuBuhtémoc Antonio Jiménez Flores e Inés Noiasco Labra

Reacción química, proceso mediante el cuá! dos o más substancias rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces formando así a partir de una(s) substancias otra(s) nuevas substancias. Reacción reversible, reacción que ocurre en dos direcciones. Reacción termolecular, reacción que implica a tres moléculas. Reacción termonuclear, reacciones de fisión nuclear que se efectúan a temperaturas muy elevadas. Reacción, cambio en la estructura química de la materia, un tipo de materia (reactivos) dan lugar a otro diferente tipo de materia (productos). Rendimiento de una reacción, cantidad de producto obtenido de una reacción. Rendimiento real, cantidad de producto real obtenido de una reacción. Solubilidad, una substancia de enlace iónico o covalente ve roto su enlace, per otra substancia más activa que ella, propiciando que sus partes se disuelvan. Solución acuosa,.es una mezcla homogénea del soluto y solvente. (Soluto en agua) Solución empírica, basa su elaboración en la experiencia, sin mediciones cuantitativas. Solución valorada, solución de la que se conoce cuales y cuantos son sus constituyentes (soluto y solvente), en términos cualitativos y cuantitativos. Solución, mezcla homogénea considerando a un soluto y un solvente hasta ciertos límites. Solución, substancia sólida, líquida o gaseosa integrada por solvente y soluto. Soluto, substancia que se disuelve en el solvente (es la fase dispersa). Solvente, substancia que disuelve al soluto (es la fase dispersante). Sustancia, forma de materia con una composición definida y constante. Temperatura, cantidad de calor medido en diversas escalas. Tiempo, cantidad de espacio medibie entre un intervalo y otro. Transferencia de electrones, pasar electrones de una especie química a otra (la que los transfiere los pierde). Valencia, es la capacidad de combinación de un elemento, dada por los electrones de su último nivel (electrones valencia) Velocidad, aceleración que toma un cuerpo medido en metros por segundo, en el caso de las reacciones en segundos únicamente. Volumen, cantidad de espacio que ocupa un cuerpo líquido o gaseoso, medido en litro a alguno de sus variantes.

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BIBLIOGRAFÍA

► Arcelia Ramírez D. Teresita Flores. Ma. Esther del Rev Paredes. Guía de Preguntas y Respuestas de Química General. Esfinge. México, 1996. ► Baldor, Nomenclatura de Química Inorgánica. Editorial Seilors. México, 1989. ► Benson. G Cálculos Químicos. Editorial Limusa-Wiley. México, 1981. ► Chopin, R, Gregorv. Química. Editorial Publicaciones Cultural. México, 1984. ► Erasmo Mondragón Pavón. Química Conceptos Fundamentales. D.G.E.T.A. México, 1995. ► Harcourt Brace Jovanovich. Química Universitaria. SITESA. México, 1988 ► JdííL Feiggl. Química y Vida. Editorial Publicaciones Cultural. Edición en español, 1986. ► Keenan. Wood, Química General Universitaria. Editorial CECSA, Segunda edición. ► laroeoue Bernard. Más experimentos. CONACYT. México 1990. ► Madras. Stratton, Hall Gravel. Química Curso Preuniversitario. Editorial McGraw Hill. México, 1980. ► Miller. Agustine. Química Básica. Editorial Haría. México, 1987. ► Náiera A,, García ( L Zavala E * Palomera R, Y Gómez Héctor. Dirección General de Educación Tecnológica industrial. México 1992. ► Ocampo. A,, Fabila L Monsalvo ] L Juárez JVL Y Ramírez V.M. Fundamentos de Química 3. Editorial Publicaciones Cultural. México, 1990, ► Onteario Cience Centre. Quimicolandia. Editorial Selector. Junio de 1995. ► Pierda B.Q.J. Química General. Editorial Publicaciones Cultural. México, 1980. ► Rosemberg, L. Jerome. Química General. Editorial McGrw-Hlll. México, 1982. ► Rubio, L.T. Balanceo de Ecuaciones Químicas. Publicaciones Cultural. México, 1981. ► Slabauchv Parsons. Química General. LIMUSA. México, 1977 ►

L

Flores, L C, García de CL García G, Y Ramírez. Química. Editorial Publicaciones Cultural. México, 1990.

► VillarreaL ButruilIevRivas. Experimentos de Química Parte I. ANUIES. México, 1974. ► Viliarreal. Butruiile. Ramírez. Al. Estequiometría. ANUIES. México, 1980.

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Esta obra se terminó de imprimir en la Ciudad de México, D.F., en el mes de Agosto de 1999, los talleres de G ru p o E d ito ria l Exodo se tiraron 2000 ejemplares