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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/

Lo que vale es la pregunta que se hace el que aprende…

AUTOR: PROFESOR GUILLERMO ALEJANDRO CEBALLOS.

VERSIÓN: 2017.

Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ ÍNDICE GENERAL DE EXAMEN. INTRODUCCIÓN........................................................................................................................................................ 3 PROGRAMA DE LA MATERIA. ................................................................................................................................. 3 OBJETIVOS GENERALES......................................................................................................................................... 3 EXPECTATIVAS DE LOGRO..................................................................................................................................... 3 CONTRATO PEDAGOGICO. ..................................................................................................................................... 3 ORGANIZACIÓN Y DINAMICA DE LA CLASE. ......................................................................................................... 3 LOS ALUMNOS SE COMPROMETEN A: .................................................................................................................. 4 EL PROFESOR SE COMPROMETE A: ..................................................................................................................... 4 CRITERIOS DE EVALUACIÓN. ................................................................................................................................. 4 SÓLIDOS, LÍQUIDOS Y GASES. ............................................................................................................................... 5 EL AGUA COMO SOLVENTE. ................................................................................................................................... 7 AGUA SALADA Y AGUA DULCE. .............................................................................................................................. 9 SISTEMAS MATERIALES 1. .................................................................................................................................... 11 SISTEMAS MATERIALES 2. .................................................................................................................................... 13 LAS SOLUCIONES. ................................................................................................................................................. 15 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SISTEMAS MATERIALES. ............................................................................... 17 LA CONCENTRACION DE UNA SOLUCION. ......................................................................................................... 20 LIMITE DE SOLUBILIDAD Y TIPOS DE SOLUTOS. ............................................................................................... 22 CONDICIONES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD. ............................................................................................... 23 PROPIEDADES COLIGATIVAS. .............................................................................................................................. 24 REPRESENTACION DE LAS ECUACIONES QUIMICAS ....................................................................................... 26 BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR TANTEO. ................................................................................... 27 ESTEQUIMETRIA. ................................................................................................................................................... 29 PUREZA DE REACTIVOS Y RENDIMIENTO DE UNA REACCION. ....................................................................... 32 CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS: REQUERIMIENTO DE ENERGIA. ............................................. 33 CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS: PRECIPITACION Y NEUTRALIZACION. .................................. 35 REACIONES ACIDO BASE. NEUTRALIZACION. ................................................................................................... 37 IONIZACION DEL AGUA Y EL pH. .......................................................................................................................... 39 CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS: VARIACION DEL NRO OXIDACION. ........................................ 41 CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS: OXIDO REDUCCION. ................................................................ 42 CLASIFICACION DE REACCIONES REDOX. ......................................................................................................... 43 ELECTROQUIMICA. ................................................................................................................................................ 44 ACTIVIDADES PARA LOS ALUMNOS. Actividad 1: sólidos, líquidos y gases. ........................................................................................................................ 6 Actividad 2: el agua como solvente. ........................................................................................................................... 8 Actividad 3: las sales en el agua. ............................................................................................................................. 10 Actividad 4: sistemas materiales 1. .......................................................................................................................... 11 Actividad 5: sistemas materiales 2. .......................................................................................................................... 13 Actividad 6: sistemas materiales 3: soluciones......................................................................................................... 16 Actividad 7: métodos de separación de fases. ......................................................................................................... 18 Actividad 8: concentración solución.......................................................................................................................... 21 Actividad 9: solubilidad. ............................................................................................................................................ 22 Actividad 10: condiciones que afectan la solubilidad. ............................................................................................... 23 Actividad 11: propiedades coligativas....................................................................................................................... 25 Actividad 12: representación de reacciones químicas. ............................................................................................. 26 Actividad 13: balanceo de ecuaciones químicas por tanteo. .................................................................................... 28 Actividad 14: estequiometria..................................................................................................................................... 30 Actividad 15: pureza de reactivos y rendimiento de reacción. .................................................................................. 32 Actividad 16: clasificación de reacciones químicas; requerimiento de energía. ....................................................... 34 Actividad 17: precipitación y neutralización. ............................................................................................................. 36 Actividad 18: reacción ácido – base. ........................................................................................................................ 38 Actividad 19: ionización del agua y pH. .................................................................................................................... 40 Actividad 20: clasificación reacciones químicas 1. ................................................................................................... 41 Actividad 21: reacciones de óxido reducción. ........................................................................................................... 42 Actividad 22: clasificación de reacciones redox........................................................................................................ 43 Actividad 23: electroquímica. .................................................................................................................................... 45


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ INTRODUCCIÓN. Si bien la bibliografía actual se adapta al curriculum vigente, existe una diferencia entre las posibilidades de nuestros alumnos para apropiarse del conocimiento y la propuesta pedagógica para cada nivel planteada por el Ministerio de Educación Bonaerense. Es por ello que este manual es una adaptación de la bibliografía disponible que pretende acercar el elevado requerimiento educativo por parte del curriculum y el niilismo (muy bajo interés por el conocimiento, muy bajo interés por el progreso y la cultura del trabajo) de nuestros alumnos. Los textos son sencillos, con palabras, en su mayoría, de uso común, acompañados de imágenes accesibles a la reproducción que resultan un poderoso complemento para desarrollar las muy básicas actividades que “obligan” a la lectura. PROGRAMA DE LA MATERIA. 1. Química del agua. a. Agua y soluciones acuosas en la naturaleza i. La composición del agua de mar. Unidades de concentración. La definición de agua potable del Código Alimentario Argentino. ii. Teorías de la disociación de electrolitos: Arrhenius, Propiedades coligativas. b. Equilibrios en solución 2. Reacciones de precipitación. Definición de ácido y base: Arrhenius, Brönsted‐Lowry y Lewis. Reacciones ácido‐base. Equilibrio ácido‐base. Soluciones reguladoras. Ecuación de Henderson. 3. Electroquímica y almacenamiento de energía a. Reacciones redox. Hemirreacciones. Celdas electroquímicas. Pilas y baterías. Electrólisis. Estequiometría en reacciones redox y leyes de Faraday de la electrólisis. 4. Química y procesos industriales a. La producción de ácido sulfúrico. b. Solubilidad. Calores de disolución y de dilución. c. Velocidad de reacción. d. Modelo cinéticomolecular y temperatura. e. Modelo de colisiones y modelo del complejo activado. Catalizadores.

OBJETIVOS GENERALES. Que al finalizar el ciclo básico del secundario los alumnos logren: 1- Interpretar que el trabajo diario permite realizar una buena trayectoria pedagógica. 2- Cumplimentar los acuerdos institucionales de convivencia colaboran con el buen desempeño áulico. 3- Interpretar que al apropiarse del conocimiento científico pueden visualizarse los acontecimientos futuros.

EXPECTATIVAS DE LOGRO. Que al finalizar el primer año de ciclo medio los alumnos logren:     

interpreten fenómenos o procesos utilizando los conceptos científicos adecuados; utilicen técnicas y estrategias convenientes para la resolución de problemas de ciencia escolar; establezcan relaciones de pertinencia entre los datos experimentales y los conceptos científicos; interpreten y comuniquen información científica disponible en textos escolares y/o revistas de divulgación a través de informes, gráficos, tablas o diagramas sencillos; diseñen y realicen trabajos experimentales de ciencia escolar haciendo uso de instrumentos y/o dispositivos adecuados, que permitan contrastar las hipótesis formuladas sobre las problemáticas que se planteen;

CONTRATO PEDAGOGICO. Seguidamente se dan los parámetros entre el docente y el estudiante, de forma que las normas implícitas sean, normas explícitas, logrando que exista un “aula diversificada”. etc.). ORGANIZACIÓN Y DINAMICA DE LA CLASE. Las clases se desarrollaran en un clima ameno de trabajo, que tendrá como eje la tolerancia y el respeto mutuo, donde se irán compartiendo los logros alcanzados y las dificultades que puedan presentar las tareas a través de la lectura de textos específicos, la exposición de ideas, la escucha atenta y el trabajo en grupo. Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ LOS ALUMNOS SE COMPROMETEN A: 123456789101112-

Respetar los horarios de entrada y salida a la clase propuestos por la institución. Contar con el material bibliográfico solicitado y estar al día con su lectura. Estar actualizados en caso de ausencia. Tener la carpeta completa y ordenada. Colaborar con la promoción a un clima de escucha y respeto mutuo sin utilizar expresiones inadecuadas. Poseer una actitud positiva, participativa y atenta frente al desarrollo de las clases. Concurrir a las clases correctamente vestidos de acuerdo a lo expresado en los A.I.C. (acuerdos institucionales de convivencia). Saludar respetuosamente a directivos, docentes, auxiliares y otros alumnos que ingresen al aula. Cuidar el mobiliario del colegio evitando infringirle cualquier tipo de daño o denunciando a quien lo haga. Contribuir con un clima de higiene y limpieza en el aula y en todo el colegio. No utilizar celular, MP3, cámaras u otros equipos que no correspondan con el desarrollo de la clase. Contar siempre con el cuaderno de comunicaciones.

EL PROFESOR SE COMPROMETE A: 1234-

Favorecer un clima áulico agradable, de trabajo, escucha y respeto. Atender las necesidades, dudas y preocupaciones de los alumnos respecto al desarrollo de los contenidos. Respetar los tiempos y capacidades diversas de cada uno de los alumnos. Evaluar de manera individual y permanente los logros de los alumnos, utilizando un criterio justo que tenga en cuenta la diversidad. 5- Entregar en tiempo adecuado las correcciones de las actividades y/o exámenes. 6- Entregar material para trabajar durante la clase y las evaluaciones durante el año lectivo. En el turno de febrero el alumno deberá tener la carpeta completa o disponer del material bibliográfico para poder realizar el examen. CRITERIOS DE EVALUACIÓN. La explicitación de estos criterios tiene como objetivo evitar la arbitrariedad y posibilitar la construcción de instrumentos de valoración e interpretación de datos sobre la evolución de los alumnos. Se tendrá en cuenta en la calificación de los alumnos: 1- Presentación de las actividades. a. La organización y la coherencia. b. La prolijidad. c. Cumplimiento en fecha de entrega. 2- Presentación de la carpeta completa. a. Previo a la finalización de cada trimestre. b. Previo al final del ciclo lectivo. 3- Resultado de evaluaciones escritas. a. Tipo tradicional: valora el conocimiento retenido por el alumno sobre actividades especialmente seleccionadas. b. Tipo libro abierto: valora la interpretación del texto y el manejo del vocabulario. 4- Respeto por el trabajo personal y grupal.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ SÓLIDOS, LÍQUIDOS Y GASES. Las moléculas que componen un cuerpo se hallan en continuo movimiento. Sobre ellas actúan dos tipos de fuerzas: las fuerzas de atracción y las fuerzas de repulsión1. Las primeras tienen a acercar las moléculas haciendo que ocupen el menor espacio posible, mientras que las segundas tienden a alejarlas. Ambos tipos de fuerzas actúan al mismo tiempo y en sentido contrario. El estado físico de la materia puede ser sólido, líquido o gaseoso y dependerá de cuál de las dos fuerzas prevalece 2 en casa caso. En los sólidos, las fuerzas de atracción entre las moléculas son las que predominan. Los cuerpos en estado sólido tienen forma y volumen propios. La única manera de cambiar la forma de un sólido es golpeándolo o comprimiéndolo hasta deformarlo. En los líquidos no predomina ninguno de los dos tipos de fuerzas, sino que estas se hallan en equilibrio. Los cuerpos en este estado no poseen forma propia, sino que toman la del recipiente que los contiene (como el agua dentro de una botella o de un vaso). En cambio, sí tienen volumen propio: un litro de agua sigue siendo un litro así se lo coloque en un balde o dentro de un barril. En los gases predomina las fuerzas de repulsión y las moléculas se mantiene alejadas. Los cuerpos en este estado no presentan forma ni volumen propios, ocupan todo el volumen disponible en el recipiente que los contiene.

Ilustración 1: agua en estado gaseoso (vapor).

Ilustración 3: agua en estado Ilustración 2: agua en estado sólido (hielo). líquido La observación de fenómenos cotidianos permite asegurar que los líquidos fluyen. Un fluido es una sustancia que cede inmediatamente a cualquier fuerza tendente a alterar su forma, con lo que fluye y se adapta a la forma del recipiente. Por ejemplo un vaso lleno de agua al caerse el contenido se pierde. Sin embargo, no todos los líquidos fluyen con igual facilidad: los aceites usados en los autos, por ejemplo, ofrecen una cierta resistencia a fluir, mayor que la que ofrece el agua. Se dice, entonces, que los aceites son más viscosos que el agua. Los gases pueden fluir, al igual que los líquidos. Esto se comprueba al soplar aire dentro de un globo o al inflar la rueda de un auto. También son ejemplos el aire que fluye empujado por las paletas de un ventilador o el viento. En cuanto a los sólidos, carecen de la capacidad de fluir.

Ilustración 4: el agua fluye del vaso.

Ilustración 5: la grasa fluye Ilustración 6: aire escapa de un globo. menos que el agua. Es muy común entrar a una casa y sentir el olor a comida proveniente de la cocina, o sentir una molestia al percibir el olor a cigarrillo que llega desde el vecino. Esto sucede porque las partículas gaseosas producidas durante la cocción de los alimentos o las del humo del cigarrillo se entremezclan con las partículas gaseosas que componen el aire, se mueven por él y llegan hasta la nariz. Esta propiedad de los gases se llama difusión y consiste en el pasaje de las partículas de un gas donde se encuentra en mayor cantidad a un lugar donde está en menor cantidad o no hay nada. En la cocina hay muchas partículas del olor a comida y pasan libremente hasta la pieza donde no hay ninguna. Otro ejemplo es el gas de la cocina. Al gira la llave de gas se la cocina, se percibe un olor característico, que comúnmente llamamos “olor a gas”. En realidad, el gas que llega hasta los hogares a través de las cañerías no tiene olor. Pero para que pueda ser detectada rápidamente cualquier perdida, se le agrega una sustancia que le proporciona ese aroma tan particular. De igual manera, las partículas liquidas de una sustancia se pueden mezclar con otra. Para comprobarlo basta con llenar un vaso con agua y agregar unas gotas de tinta: se observará gradualmente la difusión de la tinta en el agua hasta que toda el agua quede coloreada. El fenómeno de 1 2

Repulsión: acción o efecto de repeler, rechazar. Prevalecer: sobresalir una persona o cosa; tienen alguna superioridad entre otras.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ difusión está relacionado con la temperatura: si la tinta se vierte en agua caliente, la difusión es más rápida que en el agua fría.

Café Ilustración 9: los sólidos se deforman. Ilustración 7: el olor a café Ilustración 8: los gases se comprimen. difunde. Si se ejerce una fuerza sobre un gas contenido en un recipiente, su volumen disminuye de manera apreciable (ocupa menos espacio) Los gases tiene la capacidad de comprimirse, mientras que los sólidos y los líquidos no. Esta afirmación puede comprobarse fácilmente. Se toma una jeringa, sin la aguja, y se tira el embolo hacia atrás, para que entre aire. Luego, se tapa el orificio de salida con un dedo y se empuja embolo hacia delante. Se observa que disminuye el volumen de aire que hay en el interior de la jeringa pues se ha comprimido. Ahora llene la jeringa con agua y realice lo mismo. Deje salir primero un poco de agua con aire de la jeringa y luego presione el embolo. Notara que no se puede mover el embolo. Los líquidos se comportan como sólidos, no se pueden comprimir. Si seguimos presionando lo más probable es que estalle la jeringa. Si tratamos de comprimir un sólido, por ejemplo un ladrillo, en poco tiempo se romperá o se deformará. Actividad 1: sólidos, líquidos y gases. 1- Cuáles son las fuerzas que actúan sobre las moléculas de los cuerpos?. 2- Qué características tienen los distintos estados de agregación de la materia? Dibuja. 3- Explica qué es fluir y cómo se da este fenómeno en los líquidos, sólidos y gases. 4- Qué es un líquido viscoso?. Da ejemplos. Dibuja. 5- Qué es difusión?. Da un ejemplo. Dibuja 6- Cómo se pueden comprimir los gases?. Da un ejemplo. 7- Los líquidos y sólidos se pueden comprimir, qué sucede si se comprime un sólido?. Dibuja. 8- Indicar en el siguiente listado cuál cuerpo es sólido, líquido o gaseoso. Marcar con una X Cuerpo Sólido Líquido Gas Té con leche Un mate (al sorber la bombilla) Bombilla Farol Agua de mar Gas de garrafa Nafta Cama Mesa Lluvia Aire Nube Árbol Silla Coca cola (contenido botella) Computadora


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ EL AGUA COMO SOLVENTE. El agua es un recurso natural que cubre las tres cuartas partes de la superficie del globo, formando océanos, glaciares, lagos y ríos. También se la encuentra bajo la tierra impregnando el suelo y las rocas también están en la atmósfera en forma de vapor de agua. El agua está formada por la unión de dos gases: oxigeno (O) e hidrógeno (H). Dos átomos de hidrogeno se unen a un átomo de oxígeno para formar una molécula de agua. Ilustración 10. Como la mayoría de los cuerpos, el agua se presenta en tres estados: liquido, sólido y gaseoso. El estado sólido forma el hielo, granizo y la nieve, el líquido se presenta como agua propiamente dicha y el estado gaseoso se encuentra en forma de vapor. Estos tres estados pueden estar juntos en la naturaleza pero de a dos por vez: hielo – agua; agua – vapor; hielo – vapor de agua. Cuando un cuerpo gaseoso se enfría para al estado líquido y su volumen disminuye. Si se lo sigue enfriando para del estado líquido al sólido, también con mueva disminución de su volumen. El agua, como todo cuerpo, disminuye de volumen a medida que se la enfría, pero con una variante. A más de 100 °C (cien grados Celsius) está en estado de vapor. Cuando la temperatura baja de 100°C pasa al estado líquido y el volumen es menor a medida que se enfría. Esa disminución de volumen ocurre solo hasta los 4°C. Desde los 4°C hasta los 0°C se dilata, aumentando de volumen y al llegar a 0°C se solidifica. Por esta razón el hielo ocupa más volumen que el agua líquida; es además más liviano que un volumen igual de agua. El aumento de volumen llega casi a un 10%. Como el hielo es más liviano que el agua líquida, flota en el agua. Ilustración 10: molécula de agua Ilustración 11: el hielo ocupa más espacio.

Esta propiedad particular del agua, de disminuir su peso cuando se transforma en hielo permite que puedan continuar viviendo los animales y las plantas de lagos, ríos y océanos de regiones muy frías. El hielo que flota en las aguas es un aislador entre el frío de la atmósfera y las aguas profundas. Ese hielo evita que las aguas profundas se congelen. Si éstas se congelaran aprisionarían entre su masa sólida a los animales y las plantas acuáticas cuya vida se extinguiría. Si el hielo fuera más pesado que el agua, descendería y aplastaría a los seres vivos, lo que impediría la existencia de vida. Por otra parte, el agua a los 4°C, en estado líquido, es más densa que el agua entre 0°C y 4°C, lo que le permite al fondo en donde forma una capa estable que favorece la vida a esa temperatura.

Ilustración 12: el hielo flota en el agua líquida.

Ilustración 13: los peces viven bajo el hielo. Otra propiedad del agua es su gran capacidad para disolver sustancias. El agua disuelve casi todas las sustancias minerales conocidas. Las plantas se nutren de sustancias minerales que hay en la tierra. Esas sales, para poder entrar en la planta, tienen que ser disueltas antes por el agua. Lo mismo ocurre en los animales. Casi todas las sustancias nutritivas que atraviesan las paredes del intestino están disueltas en agua. Algunas están suspendidas en el agua como las grasas. Si el agua no tuviera esa propiedad la alimentación de los seres vivos no se podría efectuar. Calentando suavemente agua en un tubo de ensayo se observa que se forman burbujas que aumentan progresivamente de tamaño hasta que se desprenden. El calor dilata el aire contenido en el agua y se forman las burbujas que se desprenden lentamente. El agua hervida no contiene aire. Si en un recipiente con agua hervida y enfriada se coloca un pez o un caracol, estos mueren. El recipiente tiene que estar tapado herméticamente y lleno. Esta experiencia muestra que el aire disuelto en el agua es el que permite la vida de los seres acuáticos. El agua es la más importante de las sustancias necesaria para que la vida pueda desarrollarse. Ningún ser vivo puede vivir sin agua. Un hombre puede vive varias semanas sin alimentarse pero no más de 10 días sin beber agua. Los seres vivos están distribuidos en gran parte por agua. Un hombre tiene en su cuerpo 47 a 48 litros de agua, es decir más o menos del 65% al 70% de su peso. De esa agua renueva diariamente más de dos litros. Los animales, para poder vivir, tienen que mantener constantes los porcentajes de agua en su cuerpo. El agua que sale debe ser sustituida por una cantidad igual. En los desiertos hay poco agua. Algunos mamíferos pueden vivir allí porque pierden Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ poca agua y conservan siempre una provisión de reserva. Algunas plantas del desierto, como los cactos, pueden sobrevivir aunque pierdan hasta el 90% del agua.

Ilustración 14: raíces absorben sales disueltas en agua.

Ilustración 15: el aire se disuelve en el agua.

Ilustración 17: flujo de agua en un ser vivo.

Ilustración 16: cantidad de agua en el cuerpo. Actividad 2: el agua como solvente. 1) Describe la composición del agua. 2) Cuáles son los tres estados del agua. Como se presenta en cada estado. 3) Pueden los tres estados del agua estar juntos al mismo tiempo en la naturaleza? 4) Como cambia el volumen del agua cuando se la lleva de 0°C a 4°C. Realiza un dibujo. 5) Qué ventaja tiene para la vida Qué el hielo flote en el agua. 6) Qué ventaja tiene para la vida Qué el agua disuelva sustancias minerales. Realiza un dibujo. 7) Qué efecto tiene el calor sobre el aire disuelto en el agua?. Da un ejemplo 8) Cuantos días puede sobrevivir un humano sin comer y sin tomar agua?. 9) Qué cantidad de agua posee un ser humano y cuanto se renueva diariamente. 10) Porque algunos animales pueden vivir en el desierto sin agua. 11) Responde verdadero (V) o falso (F). a) El agua disuelve las sales del suelo. b) El agua contiene aire para que puedan respirar los peces. c) La lluvia es el estado de gaseoso del agua. d) El agua se congela a 20° C. (grados Centígrados) e) La menor parte de un organismo vivo es agua. f) El agua está formada por la unión de cuatro átomos. g) El granizo es el estado sólido del agua. h) El hombre renueva el agua de su cuerpo diariamente en aproximadamente dos litros.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ AGUA SALADA Y AGUA DULCE. MAR MUERTO: En realidad, el Mar Muerto es un enorme lago saladísimo. Se encuentra en Israel a 25 km de la capital de este país, Jerusalén, en medio de un paraje desértico muy caluroso y rodeado de montañas, a 400 m bajo el nivel del mar. Es la zona más baja de la superficie terrestre (). Pese a encontrarse en una región no muy atractiva, al Mar Muerto llegan turistas de todo el mundo, curiosos por conocer sus características excepcionales y sus propiedades curativas. ¿A qué se debe esto? A la enorme concentración de sales presente en sus aguas, ¡320 g de sales por litro!, cuando el promedio de sales de un océano o de un mar no supera los 30 g por litro. En estas condiciones no pueden vivir peces ni otros organismos acuáticos, salvo algunas pocas especies de algas y bacterias. El Mar Muerto recibe sus aguas del río Jordán y de manantiales de agua dulce pero, al estar totalmente rodeado de montañas y en un clima tan caluroso y seco, sufre una gran evaporación. Al perder grandes cantidades de agua en forma de vapor hacia la atmósfera, las sales se van concentrando hasta llegar a las concentraciones enormes que hemos mencionado antes. Su densidad es tan alta que las personas flotan en él sin esfuerzo. Por otra parte, la atmósfera que lo rodea también se enriquece de sales minerales arrastradas durante la evaporación, en especial cloruros y bromuros de sodio, potasio, calcio y magnesio. Los bromuros se encuentran en la atmósfera alrededor del Mar Muerto en una concentración veinte veces mayor que en cualquier otro lugar del mundo. Además, al ser una zona tan baja, la presión atmosférica allí es mayor que a nivel del mar y el aire contiene un 8% más de oxígeno. Esto permite que personas que padecen insuficiencias respiratorias y necesitan normalmente un suplemento artificial de oxígeno aquí no lo requieran. La composición química del mar Muerto está en la Tabla 1. MAR CHIQUITA: La laguna de Mar Chiquita (), en la provincia de Córdoba, es el lago salado más extenso de la Argentina y el quinto en extensión en el mundo, al menos en los períodos en los que recibe un buen aporte de 3 agua. Su volumen de agua varía mucho, entre 2,4 y 0,15 km según la época. Junto con esta variación, se produce también una gran diferencia en las concentraciones de sales del lago, que oscilan entre 25 g y 290 g de sales por litro. Tabla 1: composición del mar Muerto. Componente Sodio Potasio Calcio Magnesio Sulfato Bicarbonatos Cloruro sódico Bromuro Cloruro potásico

mg/litro 34,9 7,56 15,8 42 0,54 240 208 5,59 11,5

Ilustración 18: mar muerto. Esta gran variabilidad se debe, por un lado, a que la laguna tiene poca profundidad, y por otro, a que se localiza en una zona semiárida, con lluvias irregulares y con fuertes vientos y altas temperaturas. Todos estos factores aceleran la evaporación. Al norte de Mar Chiquita se encuentra el delta del Río Dulce, su principal afluente. Las inundaciones anuales de este río generan humedales y pastizales en la región. La concentración de sales en estas tierras anegadas se va incrementando a medida que nos acercamos a la laguna. En estas condiciones ambientales pueden habitar las más variadas formas de plantas y animales. ¡Se trata de una de las regiones más biodiversas del país, en la que viven, por ejemplo, unas ciento cincuenta especies de aves! . Hasta la década de 1970 las aves más abundantes eran los flamencos australes que se alimentaban de algas y pequeños animales acuáticos. Estos anímales soportaban las altas concentraciones de sal, carbonato de calcio, sulfuras y fluoruros, por lo que no tenían mucha competencia a la hora de alimentarse. Sin embargo, cuando las condiciones de la laguna se modificaron, sus habitantes también lo hicieron. A partir de fines de la década de 1970, Mar Chiquita aumentó mucho su volumen debido a las intensas lluvias. Entonces la concentración de sales se redujo de 275 g a 29 g por litro. Algunos peces, como el pejerrey, invadieron el lugar y comenzaron a competir por la comida con los "viejos" habitantes, los flamencos. Además, las islas donde estas aves construyen sus nidos se inundaron y no pudieron nidificar. Los flamencos prácticamente desaparecieron de la región. Las cosas siguieron así hasta 1992, cuando las aguas bajaron, las islas reaparecieron y la concentración de sales de la laguna se estabilizó en valores intermedios. Entonces los competidores se redujeron y los flamencos y otras aves pudieron habitar nuevamente en ese lugar. Los componentes minerales principales están en la Tabla 2.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ Tabla 2: composición química Mar Chiquita. MINERAL CONCENTRACION Sodio (Na): 28,2 g/l Cloruro: 36,9 g/l Sulfato: 11 g/l Calcio (Ca): 528 mg/l Magnesio (Mg): 360 mg/l Potasio (K): 283 mg/l Litio (Li): 10 mg/l Hierro (Fe): <1 mg/l Mercurio (Hg) : <0,01 mg/l Ilustración 19: mar chiquita. Por otro lado el agua dulce es la que contiene poca cantidad de sales pero qué es poco? Con las denominaciones de Agua potable de suministro público y Agua potable de uso domiciliario, se entiende la que es apta para la alimentación y uso doméstico: no deberá contener substancias o cuerpos extraños de origen biológico, orgánico, inorgánico o radiactivo en tenores tales que la hagan peligrosa para la salud. Deberá presentar sabor agradable y ser prácticamente incolora, inodora, límpida y transparente. El agua potable de uso domiciliario es el agua proveniente de un suministro público, de un pozo o de otra fuente, ubicada en los reservorios o depósitos domiciliarios. Ambas deberán cumplir con las características siguientes: Amoníaco (NH4+) máx.: 0,20 mg/l; Arsénico (As) máx.: 0,01 mg/l; Boro (B) máx.: 0,5 mg/l; Bromato máx.: 0,01 mg/l; Cloruro (Cl-) máx.: 350 mg/l; Cobre (Cu) máx.: 1,00 mg/l; Cromo (Cr) máx.: 0,05 mg/l; CaCO3 máx.: 400 mg/l; Flúor (mg/ml) a 21,5 °C - 26,2 °C: 0,7 a 1,0 Hierro total (Fe) máx.: 0,30 mg/l; Manganeso (Mn) máx.: 0,10 mg/l; Mercurio (Hg) máx.: 0,001 mg/l; Níquel (Ni) máx.: 0,02 mg/l; Nitrato (NO3-,) máx.: 45 mg/l; Nitrito (NO2-) máx.: 0,10 mg/l; Plomo (Pb) máx.: 0,05 mg/l; Selenio (Se) máx.: 0,01 mg/l; Sulfatos (SO4=) máx.: 400 mg/l; Actividad 3: las sales en el agua. 1. Que similitudes y diferencias encontrás entre el Mar Muerto y la laguna de Mar Chiquita?. Construye una tabla. 2. Cómo definirías químicamente a los sistemas formados por estos cuerpos de agua? 3. Qué tipo de sustancias los forman? 4. Qué importancia tiene la concentración de sales en el agua para la vida y el aprovechamiento de los recursos de estas regiones? 5. Compara la concentración de sales de ambas lagunas realizando la diferencia entre concentraciones. Debes equiparar las unidades. Construye una tabla.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ SISTEMAS MATERIALES 1. Se llama sistema material a la porción del universo que se elige para su observación y estudio. Por ejemplo, el agua de un río, una mezcla de arena y sal, el aceite contendió en una botella, etc. Los sistemas materiales presentan diferentes propiedades. Estas propiedades se pueden dividirse en dos tipos: las extensivas y las intensivas. Son propiedades extensivas las que dependen de la cantidad de materia que se tome para su estudio. Por ejemplo, si se coloca en distintos recipientes dos cantidades de agua diferente y luego se mide el peso y el volumen de cada una, se obtienen distintos valores en cada caso, ya que el peso y el volumen depende de la cantidad de materia analizada. En cambio, si se mide el punto de ebullición para esos mismos sistemas se obtiene un valor idéntico, ya que el agua entra en ebullición a los 100° C, independientemente de la cantidad presente de esta sustancia. A las propiedades que, como el punto de ebullición, son independientes de la cantidad de materia considerara se las llama propiedades intensivas. Son otros ejemplos el punto de fusión, la temperatura volatilización, el brillo y el color. Si se miden las propiedades intensivas en un sistema material como el agua pura, se ve que toma valores idénticos en cualquier porción del agua que se analice. Si en ese sistema formado por agua pura se disuelve sal, al analizar las propiedades del nuevo sistema se comprueba que ocurre lo mismo que con el agua pura, es decir, cada una de las porciones del sistema presentará las mismas propiedades intensivas. De acuerdo con estas características, los sistemas “agua” y “agua salada” se denominan sistemas materiales homogéneos. Por lo tanto, los sistemas materiales homogéneos son aquellos que presentan las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos, es decir, en cualquier porción del sistema (Ilustración 21). Si, en cambio, al agua pura se le agrega arena, esta no se disuelve y se puede distinguir a simple vista la presencia de agua y de arena. Si se analizan las propi edades intensivas en distintas porciones del sistema, se obtienen valores diferentes. Se dice, entonces, que el sistema agua – arena es heterogéneo (Ilustración 22). Se llama sistema material heterogéneo a aquel que presenta distintas propiedades intensivas en por lo menos dos de sus puntos. Se llama mezcla a la unión de dos o más sustancias en cantidades variables. Las mezclas pueden ser sistemas homogéneos, como en el caso del agua con sal, o heterogéneos, como en el caso del agua con arena. Una característica fundamental de los sistemas homogéneos es que, cuando se observan a simple vista e, incluso, con el microscopio, no es posible distinguir diferentes zonas o capas. En el caso del agua salada, por ejemplo, ni siquiera un microscopio especial permite distinguir las partículas de sal disueltas. Se concluye que una mezcla homogénea es continua, no hay superficies de separación. Cuando se mezcla agua y arena se pueden distinguir dos capas, una liquida y otra sólida cada una de estas se llama fase. Una fase es toda porción de sistema con las mismas propiedades intensivas, separadas de otra por superficie límites de separación. En efecto cuando se determinan las propiedades de la mezcla agua – arena, se puede notar que cambian cuando uno pasa de la fase liquida (agua) a la fase sólida (arena). Por otro lado la mezcla tiene dos componentes estos son el agua y la arena, es decir la mezcla está formada por diferentes sustancias cada una con distintas características. En el sistema heterogéneo agua – hielo se observan dos fases, el agua líquida y el agua sólida (hielo), pero el sistema tiene un solo componente: el agua (Ilustración 20).

Ilustración 21: homogeneo. Ilustración 20: heterogeneo. Ilustración 22: heterogeneo. En algunos sistemas heterogéneos no es tan fácil distinguir las distintas capas o fases a simple vista ya que se requiere el uso de un microscopio. Un ejemplo es la leche: al observarla con un microscopio se ven claramente gotitas de grasa dispersas en un líquido acuosos, estas mezclas se llaman emulsiones (se mezclan dos líquidos). En este sistema se tienen dos fases aunque ambas son liquidas y dos componentes ya que una es la grasa (crema) y la otra el agua. Para definir un sistema se debe indicar: Tipo (homogéneo / heterogéneo); fases (pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas cada una integrada por una o varias sustancias) y componentes (es la sustancia que integra la materia dentro del sistema) Actividad 4: sistemas materiales 1. 1) Qué es un sistema material? Da un ejemplo. 2) Explica qué se entiende por propiedades intensivas y propiedades extensivas de los sistemas materiales. Da ejemplos. 3) Qué son los sistemas materiales homogéneos?. Da ejemplo. 4) Cuándo un sistema material es heterogéneo?. Da ejemplos. 5) Qué es una mezcla?. Da ejemplos. 6) Qué es una fase en una mezcla?. 7) Qué es un componente o sustancia en un sistema material?. 8) La leche es un sistema heterogéneo. Por qué?. 9) Dados los anteriores sistemas materiales indicar: a) Tipo de sistema: b) Cantidad de fases y cuáles son? c) Cantidad de componentes y cuáles son?. Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ REFERENCIAS. 1. sistema con: A) Alcohol. 2. Sistema con: A) Aire 3. Sistema con: A) Agua. B) Arena. 4. Sistema con: A) Aceite. 5. Sistema con: A) Agua + alcohol 6. Sistema con: A) Trozos de hierro. 7. Sistema con: A) Azufre. B) Hierro. 8. Sistema con: A) Agua. B) Arena. C) Trozos de cobre. 9. Sistema con: A) Vapor de agua. B) Agua líquida. 10. Sistema con: A) Agua caliente. 11. Sistema con: A) Agua salada 12. Sistema con: A) Oxígeno. 13. Sistema con: A) Agua de río. B) Partículas de tierra. 14. Sistema con: A) Alcohol. B) Aceite revuelto. 15. Sistema con: A) Partículas de aserrín. B) Aire. 16. Sistema con: A) Leche B) Chocolate. 17. Sistema con: A) Vapor de agua. B) Cubitos de hielo. C) Agua líquida. 18. Sistema con: A) Agua. B) Azúcar. 19. Sistema con: A) Vapor de agua. B) Aire. C) Cubitos de hielo. D) Agua. E) Trozos de aluminio.

Ilustración 23: sistemas materiales.


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S. Heterogéneo (Dos o más fases) S. Homogéneo (una fase)

SISTEMAS MATERIALES

FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ SISTEMAS MATERIALES 2. Al hablar de sistemas homogéneos se vio que en el caso del agua pura existe un solo componente, el agua. En ese caso el sistema se llama sustancia. En cambio cuando se trata de agua salada, el sistema está formado por dos componente, el agua y la sal; por lo tanto, no se trata de una sustancia sino de una mezcla homogénea ya que la sal no se ve solo es posible detectarla a través del gusto. A esta mezcla se la denomina solución ya que las partículas disueltas son tan pequeñas que no se pueden ver no con el microscopio. Los sistemas heterogéneos pueden ser muy variados, pero existen algunos que posee características muy especiales ya que es posible mezclar dos sustancias cuyas partículas sean muy pequeñas, por ejemplo: si se agrega un poco de talco muy fino al agua contenido en un vaso y se agita vigorosamente, ya no se pueden distinguir las partículas de talco en el agua. Pero, si se observan al microscopio puede distinguirse el talco. Puede deducirse, entonces, que se trata de un sistema heterogéneo en el cual las partículas del sólido (talco) son tan pequeñas que se dispersan en el agua y quedan “suspendidas” en ella; son muy difíciles de ver sin la ayuda de un microscopio. Este tipo de sistema material heterogéneo, en el que un sólido se encuentra disperso en un líquido se denomina suspensión. Ejemplo: tinta china, es una suspensión de partículas sólidas de carbón en agua. En un sistema heterogéneo como la leche, se necesita también un microscopio para distinguir pequeñas partículas liquidas de grasa dispersas en otro medio líquido. Este tipo de sistema heterogéneo, en el que una fase liquida de partículas muy pequeñas se encuentra dispersa en otra fase liquida, se llama emulsión. Ejemplo: mayonesa es una emulsión compuesta por aceite en muy poco agua. Existe un sistema heterogéneo en el cual hace falta utilizar el microscopio electrónico para observar las partículas por lo que no es posible verlas con el microscopio óptico, este se llama coloide. Los coloides son sistemas heterogéneos en los cuales la fase que se dispersa son partículas sólidas dentro de una fase liquida (agua) o gas (aire) que da el aspecto de una solución. En algunos casos puede notarse las partículas haciendo incidir un rayo luminoso sobre la mezcla como sucede con el aire cuando a través de la ventana incide el sol y se pueden ver partículas flotando. Por lo tanto el aire es un coloide aunque la cantidad de partículas cambia según la agitación de la atmósfera. Otro ejemplo de coloide es la gelatina y también el agua turbia de un rio ya que esta posee partículas muy pequeñas del suelo llamadas arcillas. Podemos resumir este escrito como sigue: CLASE Groseras - - - - - - - - - - - - - - (se ven a ojo)

SUB CLASE - - - - - - -- - ->

EJEMPLO {Arena

Emulsiones ---> {Mayonesa Finas ( se ven al microscopio óptico) Coloidales (no se ven al microsc. óptico) Soluciones (por lo menos 2 componentes) Sustancias puras (un solo componente)

Suspensiones - - - - - -- - - ->

{Tinta china {Gelatina

Sólidas - - - -> Liquidas- - - -> Gases -- - - ->

{Aleaciones (bronce: cobre y estaño) {Alcohol y agua {Aire seco (formado por oxígeno, nitrógeno y anhídrido carbónico) {Oxigeno medicinal, acetona, alcohol, elementos químicos.

- - - - - - -- - ->

Actividad 5: sistemas materiales 2. 1- Qué es una solución?. Da ejemplo. 2- Cuándo se llama suspensión a un sistema heterogéneo?. Da ejemplo. 3- Cuándo un sistema heterogéneo se llama emulsión?. Da ejemplo. 4- Qué es un coloide?. Da ejemplo. 5- Reconoce a que clasificación de sistemas materiales pertenece cada uno de los dibujos siguientes

Mayone

Ilustración 24

Ilustración 25: gelatina

Ilustración 26

Tinta Ilustración 27

agua

Ilustración 28 Ilustración 29: anillo de oro y cobre. Ilustración 30: tubo con oxigeno 6- Teniendo en cuenta el cuadro anterior sobre Sistemas materiales, completa el siguiente mapa conceptual colocando una o dos palabras en cada recuadro.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ LAS SOLUCIONES. En las soluciones, al componente que se encuentra en mayor proporción se lo denomina solvente, y al que está en menor cantidad, soluto. Si, por ejemplo, se tiene una solución formada por 500 g de alcohol y 1 gramo de sal, el alcohol es el solvente y la sal es el soluto. Cuando uno de los componentes de la solución es el agua, siempre se considera a esta como el solvente, ya que las soluciones acuosas son muy importantes en la naturaleza y en la vida diaria. Son ejemplos de ellas el agua de mar, el vinagre y el agua que bebemos (pues tiene sales minerales disueltas). Pero no todas las soluciones son liquidas. Existen soluciones gaseosas, como el aire, que es una mezcla homogénea de gases entre los que se encuentran el Nitrógeno (75%), el oxígeno (21%), dióxido de carbono (0,03%) y pequeñas proporciones de otros gases como el helio, el Neón, el Kriptón y el Argón, a estos últimos se los llama gases inertes. También hay soluciones sólidas, a estas se las denomina aleaciones, como por ejemplo el latón, que es una mezcla entre el cobre y el zinc; el acero, que es una mezcla de hierro y carbono, y el bronce una mezcla de cobre y estaño. Las soluciones pueden tener dos o más componentes. Si tiene dos, se dice que la solución es binaria; si tiene tres, ternaria y así sucesivamente. Los ejemplos que se trataran a continuación hacen referencia a soluciones binarias y acuosas. Cuando a un vaso con leche se le agregan dos o tres cucharadas de azúcar y se agita, esta se disuelve. Pero, si se le agregan cinco cucharadas, por más que se agite, el azúcar no se disolverá totalmente. Esta situación, fácil de experimenta sucede siempre con todas las soluciones. Si se toma un recipiente con agua y se le agrega media cucharada de sal, la disolución se produce con facilidad. Esto se explica porque el agua es una molécula bipolar tiene un polo positivo y otro negativo y la sal de mesa está formada por dos iones uno positivo y el otro negativo. De esta manera los Na + (sodios positivos) quedan rodeados por la parte negativa de las moléculas de agua mientras que los iones Cl (cloros negativos) quedan rodeados por la parte positiva del agua. Ver Ilustración 31 e Ilustración 32.

Ilustración 31: azúcar en agua.

Ilustración 32: sal de mesa en agua.

Ilustración 33: solución diluida hasta saturada. La solución así formada se llama NO SATURADA, ya que todavía se puede seguir agregando un poco más de sal y esta seguirá disolviéndose. Pero llega un momento en que un nuevo agregado de sal marcara la diferencia: al agitar ya no se disuelve más. La solución se saturo de sal y, por más que se agite un largo rato, seguirá quedando separada una parte sólida en el fondo del recipiente asemejando a un sistema material heterogéneo. Este sistema sigue siendo una solución pero la capacidad del disolvente llegó al máximo por lo que no puede disolver más soluto. A este tipo de solución se lo llama SATURADA. Se tiene la seguridad de que una solución esta satura cuando queda soluto sin disolver en el fondo del recipiente. Es necesario aclara que existen algunos casos de mezclas homogéneas, como la de alcohol y agua, que nunca se llega a saturar, es decir, el alcohol y el agua se pueden mezclar en cualquier proporción. Una solución acuosa muy común es la que se forma al disolver sal de mesa en agua. Pero, cuánta sal se puede disolver? Si se tienen 100 gr de agua (un vaso pequeño lleno), se le puede agregar un gramo de sal y se disolverá, seguirá disolviéndose hasta llegar a los 36 gramos de sal. A partir de esa cantidad, ya no se disolverá ni una pizca más de sal. Es decir que 36 gr es el máximo de sal de mesa (cloruro de sodio) que disolverán 100 gr de agua a una temperatura de 20°C. Por lo tanto, se llama solubilidad de un soluto en un solvente a la cantidad de gramos de soluto que se pueden disolver en 100 gr de solvente hasta formar una solución saturada a una temperatura determinada. Qué pasará entonces si a 100 gr de agua se le agregan 45 gr


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ de cloruro de sodio?. Se sabe que del total adicionado de soluto solo se disolverán 36 gramos, por lo tanto 9 gr de sal quedaran como cloruro de sodio sólido en el fondo del recipiente:

45gr.adicionados  36 gr.disueltos  9 gr. sin .disolver.

Cuando se habla de la solubilidad de una sal, normalmente se aclara a qué temperatura está dada porque varía con la temperatura. La mayoría de las sales son más solubles cuanto mayor es la temperatura a la que se las disuelve: la solubilidad generalmente aumenta con la temperatura de disolvente. Sin embargo, el caso del cloruro de sodio es atípico: esta sal presenta la misma solubilidad a cualquier temperatura. Las soluciones no saturadas pueden ser concentradas o diluidas. Una solución es concentrada cuando la cantidad de soluto que tiene disuelto en 100 gr de agua esta próxima al valor de saturación, y es diluida cuando esa cantidad de soluto está lejos del valor de saturación. Por ejemplo: si a 100 gr de agua se le agregan 30 gramos de sal esta es una solución concentrada, pero sí en cambio se le agregan 5 gr la solución es diluida. 60

Solubilidad [gr]

50 40 30 20 10 0 0

20

40

60

80

100

Temperatura [°C] NH4Cl

NaCl

KClO3

Na2SO4

Gráfico 1: solubilidad de distintas sustancias según la temperatura. Actividad 6: sistemas materiales 3: soluciones. 1- Qué es un solvente y que un soluto?. Da ejemplos. 2- Existen soluciones gaseosas?. Da ejemplos. 3- Existen soluciones sólidas?. Da ejemplos. 4- Cuándo una solución es “no saturada”?. Da ejemplos. 5- Cuándo una solución es “saturada”?. Da ejemplos. 6- Cuánta sal puede disolver 100 gr. de agua?. 7- Si se le agregan 45 gr. de sal a 100 gr. de agua cuanta sal queda sin disolver?. 8- Qué sucede con la solubilidad de una sal cuando se aumenta la temperatura?. 9- Cuándo una solución es concentrada y cuándo diluida?. Da ejemplos. 10- Dibuja como varia la solubilidad de distintas sales respecto de la temperatura. 11- Con los datos de la tabla siguiente construye una gráfica que indique la variación de la solubilidad respecto de la temperatura para sustancia clorato de potasio. Cantidad de solución 100 gr de agua. Temperatura [°C] Masa disuelta [gramos] 0 3,4 20 7,4 40 14,0 60 24,5 80 38,5 100 57,0


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SISTEMAS MATERIALES. Los sistemas materiales se pueden separar mediante diferentes métodos. Cuando el sistema material es heterogéneo se habla de separación de fases, en cambio cuando es homogéneo de habla de separar las fracciones ya que el sistema posee una sola fase. SEPARACIÓN DE SISTEMAS HETEROGÉNEOS. 1) IMANTACIÓN Sirve para separar las fases de un sistema material en el que una de ellas tiene propiedades magnéticas (es atraída por un imán, como en el caso del hierro). Consiste en acercar un imán al sistema material para que la fase con propiedades magnéticas sea atraída y, de este modo, separada. Se utiliza, por ejemplo, para separar partículas de hierro que están mezcladas con la arena o los cereales. 2) FILTRACIÓN. Este método es utilizado para separar un sólido de un líquido en el cual el sólido no se disuelve. Consiste en hacer pasar el sistema por un filtro, que puede ser de papel, lana de vidrio, arena, algodón o alambre. El sólido queda retenido en el filtro, mientras que el líquido paras a través de él. En el laboratorio, es muy utilizado por el papel de filtro, que se coloca, a su vez, en un embudo. La filtración se utiliza durante la potabilización del agua. El agua se hace pasar por arena que retiene las partículas sólidas que aun contiene al llegar a esta etapa, luego de la cual se puede observar como un líquido transparente. En los hogares se aplica al colar arroz o fideos. 3) TAMIZACIÓN. Se aplica cuando en un sistema existen dos o más fases sólidas, una de las cuales está formada por partículas más pequeñas que las otras. El método consiste en pasar el sistema material por un tamiz, que no es otra cosa que una malla metálica similar al colador para fideos o arroz. Las partículas más grandes quedan retenidas en el tamiz y las más pequeñas pasan. Se utiliza, por ejemplo, para separar arena y piedras, las harinas de cereales, de su cáscara; el pan rallado, de su corteza.

Ilustración 34: imantación. Ilustración 35: Filtración. Ilustración 36: Tamización. 4) LEVIGACIÓN. Se utiliza cuando el sistema material está formado por dos fases sólidas de aproximadamente el mismo tamaño, pero una de ellas es más liviana que la otra. Para separa las fases, se hace pasar una corriente de agua que arrastra las partículas livianas, mientras que las más pesadas prácticamente no se mueven. Se emplean para separar minerales pesados de otras sustancias sólidas livianas con las que se encuentran mezclados. También es común usar este procedimiento para separar el otro (más pesado) de la arena (más liviana). Un ejemplo de la vida diaria es el lavado de verduras. 5) SEDIMENTACIÓN O DECANTACIÓN DE DOS SÓLIDOS. Se utiliza para separar partículas de un sólido que se encuentran suspendidas en un líquido. Consiste en dejar la mezcla sin mover durante un tiempo prolongado en el cual las partículas en suspensión se depositan en el fondo del recipiente que las contiene. Luego, se trasvasa el líquido con cuidado (se lo pasa a otro recipiente), mientras que el sólido queda en el recipiente original. Este método es usado durante la potabilización del agua para separar las partículas suspendidas más pesadas (arenas y pequeñas piedras), antes de proceder a la filtración. 6) CENTRIFUGACIÓN. Se emplea para acelerar la sedimentación de una fase sólida suspendida en un líquido, en aquellos casos en que las partículas en suspensión son muy pequeñas y no sedimentan por más que se las deje en reposo. Para separa la suspensión se la agita y luego se la coloca en tubos, los que se ubican en una aparato llamado centrifuga, que gira a alta velocidad. La rotación hace que las partículas suspendidas se depositen en el fondo del tubo. Este método se utiliza en la industria láctea para separar la crema de la leche. 7) DECANTACIÓN DE DOS LÍQUIDOS. Este método se emplea cuando el sistema material está formado por dos líquidos inmiscibles (que no se mezclan), como por ejemplo el aceite y el agua. La mezcla se coloca en una ampolla de decantación y se deja reposar por un tiempo prolongado hasta que la separación de las fases es bien marcada. El aceite queda en la parte superior y el agua se deposita en la inferior. Cuando se abre la llave (robinete) de la ampolla, el líquido que se encuentra abajo comienza a descender y se recibe en otro recipiente. Cuando toda esta fase ha pasado, se cierra inmedi atamente el robinete para evitar que descienda el otro líquido. 8) DILUCIÓN. Permite separar dos fases sólidas, con la condición de que una de ellas sea soluble en agua y la otra no. También puede utilizarse para separar un sólido de un líquido que ha sido absorbido por el primero. Consiste en agregar un Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ solvente (agua) al sistema, que disuelve solo una de las fases sólidas. Quedará así un nuevo sistema formado por una fase sólida (la que no se disolvió) y una fase liquida (la solución formada por el sólido disuelto en el líquido). Para terminar de separar las fases de este sistema es necesaria proceder a la filtración. Este método se aplica al preparar café. Al agregar el agua caliente, algunos componentes del café molido se disuelven en ella, y otros no. Estos últimos quedan retenidos en el filtro, mientras que la infusión (solución del café en agua) pasa a través de él.

Ilustración 37: Decantación de sólidos/líquidos.

Ilustración 38: Centrifugación.

Ilustración 39: decantación de líquidos.

SEPARACIÓN DE FRACCIONES EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS. 9) CRISTALIZACIÓN Se emplea para separar una solución que contiene un soluto sólido. Consiste en calentar la solución para disolver todo el soluto y luego comenzar la evaporación del líquido hasta que solo queden los cristales de la sal. Por ejemplo, la sal y el agua se pueden separar fácilmente evaporando el agua en una cápsula de porcelana. No se utiliza el vidrio porque puede romperse si se evapora toda el agua.

Ilustración 40: Dilución de sal (A) y arena (B) utilizando agua (C) Ilustración 41: Cristalización. 10) DESTILACIÓN. Es un método que permite separar una solución compuesta por un líquido y un sólido pero a diferencia de la cristalización permite recoger el líquido purificado descartando el sólido. Consiste en llevar la solución a una temperatura adecuada de manera de vaporizar la fracción líquida y ésta es recogida por un aparato llamado destilador que condensa el vapor y lo transforma en líquido nuevamente. La fracción sólida queda en el recipiente original, mientras que la fase liquida se encuentra ahora en otro recipiente. Por ejemplo agua y sal o la separación de las naftas derivadas del petróleo. 11) CROMATOGRAFÍA. El método permite separar una fracción líquida de otras sólidas pero esta última puede ser alterada si se la calienta, es por ello que no se utiliza la destilación sino la disolución en un solvente apropiado. Consiste en colocar algunas gotas se la solución en un papel poroso (llamado soporte) y luego se lo sumerge en un solvente. Las diferentes sustancias que forman la solución se separan entre sí porque unas se disuelven más que otras. Se forman líneas que se desplazan por el papel poroso. Existen estudios que permiten identificar los componentes sólidos según la distancia recorrida en el papel poroso. Esta técnica se puede utilizar para separar las distintas clorofilas de las plantas verdes o para determinar si en un cheque se ha falsificado la cantidad numérica dado que las tintas no son todas iguales aunque el color sea el mismo. Ilustración 42: destilación

Ilustración 43: cromatografía.

Actividad 7: métodos de separación de fases. 1- Explica y dibuja cada uno de los métodos de separación de fases realizando un cuadro que indique: MÉTODO QUÉ PUEDE SEPARAR? CARACTERÍSTICAS DEL MÉTODO EJEMPLOS. tamización dos sólidos de distinto tamaño Se utiliza una maya metálica.... Arena y piedras grandes. Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ 2- Consultar lo estudiado en sistemas materiales I, II y métodos de separación de fases y realiza las siguientes actividades: 1) Dados los siguientes sistemas heterogéneos, clasifícalos en dispersiones groseras, finas y coloidales. a) Leche. b) Sal fina y harina c) Tinta china d) Arena y sal e) Clara de huevo en agua. 2) Dados los siguientes sistemas indica cuáles son homogéneos y cuáles heterogéneos. Señala para cada caso las fases y, cuando sea posible, las sustancias que los forman. a) Aire (formado por nitrógeno, oxígeno y anhídrido carbónico). B) Vapor de agua y aire. C) Agua y hielo. D) Agua de mar filtrada. E) Agua potable. F) Polvo de carbón en agua. G) Azúcar disuelto en agua. 3) Citar un ejemplo de sistema que pueda ser separado por tamización, otro por decantación, otro por imantación, otro por levigación y otro por filtración y explicar brevemente en que se basa el método. 4) Explicar cómo se pueden separar los siguientes sistemas: a) Querosene y agua. b) Arcilla y limaduras de hierro. c) Azufre en polvo, sal fina y arena. 5) Citar un ejemplo de sistemas heterogéneo formado por. a) 2 fase liquidas y 2 fases sólidas. b) 1 fase liquida, 1 fase sólida y 1 fase gaseosa. 6) Dado un sistema formado por 5 trozos de aluminio, alcohol, vapor de alcohol y nitrógeno, indicar a) Un esquema del sistema b) Si es homogéneo o heterogéneo. c) Cuántas fases lo forman y cuáles son. d) Cuántas sustancias hay y cuáles son. 2) Se tiene un recipiente con agua, 3 cubos de hielo y vapor de agua indicar: a) Un esquema del sistema b) Si es homogéneo o heterogéneo. c) Cuantas fases lo forman y cuales son d) Cuantas sustancias hay y cuáles son. 3) Citar un ejemplo de sistema heterogéneo que contenga: a) 3 sustancias y 4 fases. b) 5 sustancias y 3 fases. 4) Citar un ejemplo de sistema homogéneo que contenga: a) 2 sustancias. b) 3 sustancias. 5) Un recipiente contiene azufre, azúcar disuelto en agua, vapor de agua y aire (oxigeno, nitrógeno y dióxido de carbono). Indicar: a) Cuantas fases forman el sistema y cuáles son. b) Cuantas sustancias hay y cuáles son. 6) Dado un sistema formado por arcilla, limadura de hierro, alcohol, agua, vapor del alcohol, vapor de agua y aire (nitrógeno y oxigeno). Indicar: a) Cuantas fases lo forman y cuáles son. b) Cuantas sustancias hay y cuáles son.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ LA CONCENTRACION DE UNA SOLUCION. Teniendo en cuenta que una de las soluciones más importante en la naturaleza son aquellas en las que el solvente es el agua y por ello se las denomina soluciones acuosas, podemos decir que la solubilidad de un soluto es una medida de la capacidad de disolverse en agua y que la concentración está relacionada con la cantidad de soluto (gas, solido o liquido) que se agrega a un volumen determinado de agua. Un soluto puede ser soluble en agua cuando se forma una solución sin pasar el límite de solubilidad mientras que otros son insolubles cuando sin i mportar la cantidad que se agrega no se forma una solución, por ejemplo la arena en agua. De esta manera se pueden definir tres estados de una solución: 1) diluida: cuando la solución contiene una cantidad relativamente pequeña de soluto en relación a su máximo posible, por ejemplo, se pueden disolver como máximo 33 gramos de KCl en 100 ml de agua, si se tiene una solución en la que solo se disolvió 1g en 100 ml se dice que es diluida ya que solo se disolvió un 3% del máximo posible 2) concentrada: cuando se está llegando al máximo de solubilidad para ese solvente, por ejemplo si el máximo de solubilidad para el Ca(HO) 2 es 0,18 g en 100 mililitros y se tiene una solución que contiene 0,12 g en 100 ml ya que tiene un 66.66% del máximo posible. 3) saturada: cuando se ha superado el máximo posible de solubilidad para una sustancia aparecen cristales sin disolver en el fondo del recipiente por lo que el sistema paso de homogéneo a heterogéneo. Para cada uno de estos estados existen diferentes maneras de expresar la concentración de una solución mediante dos tipos de unidades: A) físicas y B) químicas. Las primeras son las que expresan la cantidad de soluto (en masa o volumen) que se haya disuelta en una cierta cantidad de solución, dada también en masa o volumen. Se expresan en porcentajes, es decir referidas a 100 ml de solución. Entre estas tenemos: A.1) porcentaje peso en peso (%p/p): indica cuántos gramos de soluto se encuentran disueltos en 100 gr de solución. Por ejemplo un solución al 3%p/p de NaNO3 indica que en cada 100 gr de solución se hayan disertos 3 g de NaNO 3. Ilustración 44: tipos de soluciones. Ejemplo 1: %p/p. Si se disuelven 28,5 gr de NaHO (hidróxido de sodio) en suficiente agua para completar 185 g de solución, calcular la concentración en %p/p. Rta: dado que % significa cada 100 y para este caso es 100 gr el planteo seria: 185 g de solución28,5 gr de NaHO 100 g de soluciónx =(100grx28,5gr NaHO)/185gr=15,4%p/p A.2) porcentaje peso en volumen (%p/v): indican los gramos de soluto contenidos en 100 ml de solución. Por ejemplo, consideremos una solución de ácido sulfúrico (SO 4H2) en agua al 39,5 % m/v. Esta forma de expresar la concentración es el porcentaje masa en volumen e indica que hay 39,5 gramos de ácido sulfúrico cada 100 ml de solución. Ejemplo 2: %p/v. Se prepara una solución disolviendo 30 gr de NaCl (cloruro de sodio) en 300 ml de solución. Expresar en %p/v. 300 ml de solución30 gr de NaCl 100 ml de solución10 gr de NaCl = 10 %p/p A.3) porcentaje volumen en volumen (%v/v): indica cuantos ml de soluto se encuentran en 100 ml de solución. Obviamente, se aplican en los casos de solutos líquidos. Por ejemplo, se mezclan 80 ml de alcohol en 320 ml de agua. Expresarlo en %v/v. Rta: debemos suponer que al producirse la mezcla no ha habido contracción ni expansión de volumen, y que por lo tanto, el volumen total será 80 ml + 320 ml = 400 ml de solución. Este cálculo no se realiza cuando los solutos son sólidos porque se supone que las partículas sólidas entran entre los huecos de las partículas liquidas del agua. Entonces: 400 ml de solución80 ml de alcohol. 100 ml de solución20 ml de alcohol = 20%v/v B) químicas: expresan la cantidad de partículas que hay en una solución. Solo veremos un tipo, la molaridad. B.1) Molaridad (M): consiste en expresar cuántos moles de soluto se hayan disueltos en un litro de solución. Así, una solución 1 M de NaHO es la que contiene 1 mol de NaHO (es decir 40 gr de NaHO) por litro de solución. Una solución 0,5 M contendrá 0,5 moles (20 gr) por litro, es decir su concentración es la mitad de la anterior, o lo que es lo mismo, esta doblemente diluida. Ejemplo 3: molaridad. Calcular la molaridad de una solución que contiene 15 gr de KHO en 225 ml de solución. Primero debemos calcular el peso molecular del KHO (hidróxido de potasio) consultado la tabla periódica. Luego se calcula la cantidad de moles que K= H=

39 gr 1 gr

O= Total

16 gr 56 gr es un mol

representan los gramos hallados: 56 gr de KOH1mol de KOH 15 gr de KOH0,268 moles de KOH


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Ilustración 45: molaridad. 17/02/2017

FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ Como tercer paso se calcula la cantidad de moles por litro de solución. 225 ml de solución0,268 moles de KOH 1000 ml de solución1,2 moles de KOH es decir que la solución es 1,2 M (molar). Ejemplo 4: molaridad 2. Calcular cuántos gramos de Ca(NO3)2, nitrato de calcio son necesarios para preparar 450 ml de solución 2,25 M? En primer lugar calculamos el peso de un mol del nitrato de calcio: Ca= 40 gr Luego calculamos cuántos moles requiere el volumen de solución N= 14x2= 28gr que se desea preparar, puesto que el dato de Molaridad expresa el O= 16x6= 96gr número de moles necesarios por cada 1000 ml de solución, mientras Total 164 gr es un mol que se desea preparar sólo 450 ml: 1000 ml de solución2,25 moles de Ca(NO3)2 450 ml de solución (450 ml x 2,25 moles)/1000 ml = 1,0125 moles Ahora solo resta transformar el número de moles en gramos, ya que esa era la pregunta: 1 mol de Ca(NO3)2164 gr de Ca(NO3)2 1,0125 mol de Ca(NO3)2166 gr de Ca(NO3)2 Actividad 8: concentración solución. 1- Define solubilidad. 2- Define concentración. 3- Define los tres estados de una solución. 4- Qué expresan las unidades físicas de la concentración? 5- Nombra las distintas formas físicas y químicas de expresar la concentración. Da ejemplos. 6- Analice los ejemplos dados en el texto con el profesor para aprender el procedimiento de cálculo. 7- Cuántos gramos de K2SO4 (sulfato de potasio) deben disolverse en 1000 g de agua para obtener una solución 15% p/p. Rta: 176,5 gr. 8- Calcular cuántos gramos de agua deben agregarse a 4 gr de NaCl para obtener una solución al 2%p/p Rta: 196 gr de agua. 9- Cuántos gramos y moles están contenidos en cada una de las siguientes soluciones: a. 25 ml de Na2SO4, sulfato de sodio 0,02 M b. 22 ml de HBrO3, acido brómico al 12%p/v c. 175 g de FeCl3, cloruro férrico al 2,5%p/p 10- ¿Cuál es la concentración en % v/v de una solución que contiene 100 ml de alcohol etílico y agua suficiente para dar 400 ml de solución? ¿Qué componente es el soluto y cuál es el solvente? Rta: 25% 11- Si un vino es etanol al 8% v/v, ¿cuántos ml de etanol hay en una botella de 750 ml? Rta: 60 ml 12- Indicá las cantidades que se necesitan para preparar las siguientes soluciones. Exprésalas en gramos de soluto y mililitros o gramos de agua según corresponda. a. 1 kg de solución de NaCI al 15% m/m. b. 250 g de solución de CuSO4 en agua al 30% m/m. c. 250 ml de solución de glucosa en agua al 30% m/v. d. ¿Qué molaridad tiene una solución que se prepara con 74,6 g de cloruro de litio (LiCI) disueltos en agua hasta un volumen final de tres litros? 13- La etiqueta de un caldo en cubitos indica que el contenido de cloruro de sodio (NaCI) en el producto es del 39% m/m. Si un cubito pesa 9,6 g, ¿qué masa de esta sal contiene? Rta: 3,7 gr. 14- Si se utiliza 1,5 g de café instantáneo para preparar una taza de café (150 ml), ¿cuántas tazas de café se pueden preparar con el contenido de un envase de 300 g?, ¿cuál será la concentración de café instantáneo en % m/v? Rta: 200 tazas – 1% m/v 15-


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ LIMITE DE SOLUBILIDAD Y TIPOS DE SOLUTOS. Si agregamos azúcar al agua de a cucharaditas veríamos que el azúcar se disuelve hasta que llega al límite de solubilidad y comienza a aparecer azúcar sólida en el fondo del recipiente. Si luego de esto calentamos la solución veríamos que el azúcar del fondo desaparece disolviéndose nuevamente pero si dejamos enfriar nuevamente precipita al fondo del recipiente, entonces es soluble o insoluble el azúcar o depende de las condiciones de la solución? Una sustancia es soluble en otra cuando es posible disolver una cantidad apreciable de ella en el solvente. También, cuando aparentemente no se puede disolver se dice que la sustancia es insoluble. En química se define al límite de solubilidad como el valor de concentración que corresponde a la máxima cantidad de soluto que se disuelve en cierta cantidad de solvente en determinadas condiciones de presión y temperatura. Por ejemplo, la solubilidad del cloruro de sodio en agua es de 36% p/p a 20 °C y 1 atmósfera de presión. Esto quiere decir que a esa temperatura es posible disolver como máximo 36 g de NaCI en 100 g de agua, en ese momento la solución está saturada. Si calentamos la solución veríamos que disolveríamos más sal en la misma agua por ejemplo a 100 °C legaríamos a disolver 40 gr. Es evidente que existen condiciones a considerar cuando hablamos del límite de solubilidad, estas son: 1) tipo de soluto: para que una sustancia se disuelva en otra es necesario vencer las fuerzas que mantiene unida a las sustancias por separado, así se tienen distintos casos: 1.1) si el soluto de compuesto iónico se pone en o con agua se manifiestan fuerzas de atracción entre los iones del soluto y las mol éculas del solvente, los iones del sólido se unen débilmente a las moléculas del solvente y se apartan entre sí de modo que ya no pueden constituir el cristal. Si se agrega cada vez más soluto al solvente llegará un punto en el que habrá tan poca distancia entre los iones del soluto que los cristales podrán volver a formarse. Se llega a un equilibrio en el cual por cada ion que se disuelve, otra forma un cristal. Estamos frente a una solución saturada y la concentración del soluto en ese punto es la máxima posible para ese soluto en ese solvente.

Ilustración 46: solvatación ClNa en agua.

Ilustración 47: solución acuosa soluto polar.

La molécula de agua comienza a interaccionar con el cristal de ClNa porque los hidrógenos del + agua atraen a los iones Cl (redondel grande) mientras que el oxígeno del agua atrae al ion Na (redondel chico celeste). La interacción entre iones y moléculas polares se llama solvatación o solubilización de un soluto en una solución acuosa. 1.2) En el caso de los compuestos moleculares debemos distinguir entre los no polares (sin carga eléctrica) y los polares (tiene carga eléctrica). 1.2.1) Los compuestos no polares, como las grasas y los aceites, son más solubles en solventes no polares, como el hexano o el cloroformo.1.2.2) Los compuestos polares como el alcohol, en cambio, tienen una mayor tendencia a disolverse en solventes polares (agua). La solubilidad en agua dependerá de la capacidad de la sustancia de formar puentes de hidrógeno con las moléculas de agua. En general, las sustancias que mejor se disuelven en agua son las que contienen muchos átomos de oxígeno (O) y nitrógeno (N). Cuanto mayor sea el número de átomos de carbono por cada oxígeno o nitrógeno formador de puentes de hidrógeno menos soluble será la sustancia en agua. Por ejemplo, el metanol (CH 3OH) y el etanol (C2H5OH) son totalmente solubles, el alcohol butílico (C 4H9OH) es parcialmente soluble y el alcohol laurílico (C 12 H25OH) es insoluble en agua. Actividad 9: solubilidad. 1- Cuándo una sustancia es soluble o insoluble? 2- Define límite de solubilidad. Da un ejemplo. 3- Nombra las condiciones que afectan la solubilidad. 4- Explica cómo se disuelven los compuestos iónicos. Dibuja. 5- Qué es solvatación. 6- Explica la solubilización de moléculas polares y no polares. 7- De qué depende la solubilizacion de moléculas polares y no polares en agua? 8- Indicá cuáles de los siguientes compuestos son insolubles en agua y justificá tu respuesta: sulfato de cobre (CuS04), glucosa (C6H1206), hexano (C6H14), cloruro de etilo (C2H5CI), cloruro de sodio (NaCI), metilamina (CH3NH2).


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ CONDICIONES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD. Hemos visto que al variar la temperatura puede cambiar, por ejemplo, el estado de agregación de una sustancia, esto, sin lugar a dudas puede afectar la solubilidad, es por ello que las condiciones externas o ambientales a tener en cuenta son: 1) Efectos de las variaciones de temperatura: la mayoría de los compuestos sólidos tiende a disolverse con mayor facilidad a medida que aumenta la temperatura de la solución. Al calentarse las partículas se mueven a mayor velocidad, aumenta su energía, con lo que se separan más fácilmente del cristal y "entran" en la solución y a la vez es más difícil que vuelvan a unirse al cristal. En cambio, cuando la solución se enfría, el proceso se invierte y se facilita la formación de cristales. Existen algunas excepciones a esta regla, como ocurre con el cloruro de sodio cuya solubilidad prácticamente no varía con la variación de temperatura o el sulfato de sodio, cuya solubilidad disminuye a medida que aumenta la temperatura. Tabla 3: solubilidad y temperatura. SOLUBILIDA EN %p/p SUSTANCIA 0°C 20°C 40°C 60°C 80°C 100°C NaCl 35,7 36,0 36,6 37,3 38.4 39,8 NaNO3 73,0 88,0 104,0 124,0 148,0 180,0 Na2SO4 5,0 19,4 48,8 45,3 43,7 42,5 CO2 0,33 0,17 0,10 0,06 KCl 33,0 39,0 45,0 50,0 KNO3 33,0 65,0 80,0 168,0 KClO3 3,3 7,4 14,0 24,5 48,5 57,0 O2 1,37 0,86 0,61 CuSO4 21,0 29,0 40,0 55,0 En algunos casos, cuando una solución saturada se enfría, la solubilidad del soluto disminuye sin que se observe la aparición de cristales. Estamos en presencia de una solución sobresaturada. Pero el equilibrio que implica la saturación ha desaparecido. Ante cualquier acción que facilite la formación de pequeños cristales como puede ser la agitación o raspar las paredes del recipiente estos se formarán rápidamente originando un sistema heterogenio, Ilustración 48.

Ilustración 48: sobresaturada. Ilustración 49: solubilidad gases. En el caso de las soluciones de gases en líquidos el efecto de la temperatura es contrario. La solubilidad de los gases disminuye con el aumento de la temperatura. Esto se debe a que al moverse las partículas de gas con mayor rapidez tienden a escapar de la solución cuando alcanzan su superficie. 2) Por otro lado, las variaciones de presión prácticamente no modifican la solubilidad de un sólido en un líquido ya que ambos son incompresibles. Sin embargo, su efecto cobra importancia en las soluciones de gases en líquidos. A mayor presión mayor será la solubilidad de un gas, Ilustración 49. Actividad 10: condiciones que afectan la solubilidad. 1- Nombra l las condiciones que pueden afectar la solubilidad de un soluto en agua. 2- Explica qué sucede con las partículas de soluto al aumentar la temperatura. 3- Explica qué sucede con las partículas de soluto al disminuir la temperatura. 4- Qué sucede con el cloruro de sodio y el sulfato de sodio en cuanto a la variación de temperatura del disolvente? 5- Explica y dibuja la formación de una solución sobresaturada. 6- Grafica los datos de la Tabla 3 y responde: a. Cuál sustancia tiene mayor solubilidad al aumentar la temperatura? b. Cuál sustancia tiene menor solubilidad al aumentar la temperatura? 7- Qué sucede con la solubilidad de los gases al aumentar la temperatura? 8- Por qué la variación de la presión no afecta la solubilidad de los solutos solidos? 9- Qué sucede con la solubilidad de los solutos gaseosos al aumentar la presión? Dibuja.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ PROPIEDADES COLIGATIVAS. Las propiedades de una solución, en algunos aspectos, difieren mucho de las de los componentes puros, en particular del solvente. Por ejemplo, la sal disuelta en el agua hace que ésta quede líquida por debajo de 0 °C, es decir que el punto de congelamiento de la solución formada sea menor que el del agua pura. En química se llama propiedades coligativas a aquellas características de una solución diluida que dependen del número de partículas (concentración) que se disuelven en un determinado solvente sin importar el tipo o composición química del soluto. Otra característica de estas propiedades es el nombre de coligativas indica que al variar una propiedad las otras quedan ligadas por lo que también cambian. Como primer ejemplo, una solución 0,1 M de sacarosa tiene las mismas propiedades coligativas que una solución 0,1 M de glucosa. Como segundo ejemplo tenemos que el descenso de la presión de vapor causa el descenso del punto de congelación, el ascenso del punto de ebullición y el aumento de la presión osmótica de la solución por lo que estas últimas propiedades están ligadas al descenso de la presión de vapor. Entre las propiedades coligativas tenemos: 1) disminución de la presión de vapor, 2) descenso crioscópico, 3) ascenso ebulloscópico y 4) presión osmótica. 1) Disminución de la presión de vapor: al agregar un soluto no volátil a un solvente la presión de vapor de la solución será menor que la del solvente puro. Los líquidos manifiestan tendencia a pasar al estado de vapor simplemente por vaporización, a esta tendencia se la llama presión de vapor del líquido y su valor depende del tipo de líquido y de su temperatura por ejemplo el agua a 0°C tiene una presión de vapor de 125,07 kgf/m2 mientras que a 70°C es de 3177,16 kgf/m2, cuando la presión de vapor llegue a la presión atmosférica 10332,24kgf/m2 el agua entra en ebullición. Al disolverse un soluto no volátil y no ionizable la presión de vapor del solvente puro disminuye simplemente porque en la superficie de la solución hay menos moléculas del solvente que en el caso del solvente puro ya que su lugar ha sido reemplazado por moléculas del soluto Ilustración 50: descenso presión vapor. Ilustración 51: ascenso ebulloscopio. (Ilustración 50). 2) El descenso crioscópico: es la disminución del punto de fusión que se produce al agregar un soluto no iónico y no volátil a un solvente. La solución se congelará a temperaturas menores que cuando estaba el solvente puro. El punto de congelación del agua pura es 0°C cuando se prepara una solución 10% p/p con ClNa baja a -6°C a una atmosfera (10332,24 kg/m2). 1. agua sola, 2.se agrega hielo y congela a 0°C. 3. Se le agrega sal. 4. Se forma hielo a menor temperatura, -5°C. 3) Ascenso ebulloscópico: en el punto de ebullición de un líquido la presión de vapor se vuelve igual a la presión atmosférica y el líquido hierve y pasa al estado gaseoso. Al agregar un soluto, como la presión de vapor baja, la temperatura requerida para equilibrar la presión atmosférica será mayor, es decir que el líquido hervirá a mayor temperatura Ilustración 52: descenso crioscópico. (Ilustración 51). La temperatura de ebullición del agua pura es 100°C, al preparar una solución 10% p/p de ClNa sube a 101,5 °C a una atmosfera. 4) Presión osmótica: se produce cuando en un recipiente dividido por una membrana semipermeable (vejiga de cerdo, celofán, etc.) que sólo deja pasar moléculas de solvente puro, se coloca de un lado la solución y del otro el solvente. Las moléculas de solvente pasarán hacia la solución.

Ilustración 53: presión osmótica. Ilustración 54: ósmosis en la célula. Este pasaje aumenta el volumen de la solución y la presión que ésta ejerce sobre la membrana hasta que llega un punto en el que la presión del líquido iguala la presión con que las moléculas de solvente atraviesan la membrana; Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ entonces, el pasaje se detiene llegándose a un equilibrio, si aplicamos presión sobre la solución invertimos el proceso (Ilustración 53). Así podemos definir presión osmótica como la presión en exceso que debe aplicarse a una solución para impedir el pasaje natural hacia ella del solvente, cuando ambos líquidos se hallan separados por una membrana semipermeable. Las células de los animales y de los vegetales contienen soluciones de sales, azucares, proteínas, etc. Cuando dos soluciones (C y D) tienen la misma presión osmótica se las denomina isosmóticas (Ilustración 54, 1), una celular viva se mantiene normal. En cambio, si se la introduce en una solución hiperosmotica (A), es decir tiene más sal que el interior celular (B), el agua de ésta tiende a salir, se produce el despegue de la membrana de la pared celular originándose un fenómeno denominado plasmólisis y la célula vegetal muere (Ilustración 54, 2). Por el contrario, si se coloca en una solución hipoosmótica (E) la célula animal comienza a hincharse porque el agua ingresa a ella (F) hasta que explota. Por último, debemos considerar el efecto sobre las propiedades coligativas de las soluciones no iónicas (tratadas anteriormente) y las iónicas. Tomemos, por ejemplo, una solución 0,01 M de glucosa en agua. Como esta sustancia no es iónica, tendremos 6,02 • 1021 partículas (moléculas de glucosa) por litro de agua. Si, en cambio, la solución es 0,01 M pero de cloruro de sodio en agua, la cantidad de partículas será el doble. Porque el cloruro de sodio en agua se disocia en iones cloruro (Cl -) y en iones sodio (Na+); es decir que en la solución habrá 12,04 • 10 21 partículas. El efecto sobre las propiedades coligativas será prácticamente del doble que para la solución de glucosa. Esta propiedad tan particular de las soluciones acuosas iónicas hace que se las llame electrolitos debido a que pueden conducir la corriente eléctrica con gran facilidad. Actividad 11: propiedades coligativas. 1. Explica las características que tiene las propiedades coligativa. Da un ejemplo de cada una. 2. Nombra las propiedades coligativas. 3. Define presión de vapor. Dibuja. 4. Cuándo entra en ebullición el agua según la variación de la presión de vapor? 5. Explica por qué el agregado de un soluto no volátil ni iónico afecta la presión de vapor. 6. Qué es el descenso crioscópico?. Da un ejemplo y dibuja. 7. Por qué se produce el ascenso ebulloscópico al agregar un soluto a una solución? Da un ejemplo. 8. Explica cuándo se produce la presión osmótica? Dibuja. 9. Define presión osmótica. 10. Explica con un ejemplo qué sucede cuando se coloca una célula en distintos medios osmóticos. 11. Por qué razón las propiedades coligativas en soluciones iónicas aumentan al doble respecto de las no iónicas? 12. Por qué las soluciones ionicas se llaman electrolitos? 13. Indicá si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a. Al mezclar dos sustancias, el tipo de mezcla que se forma depende del número de partículas de las sustancias presentes y no del tamaño de las partículas de la sustancias. b. En una mezcla heterogénea, los valores de las propiedades de la mezcla varían de una fase a otra. c. En una mezcla homogénea se pueden distinguir las propiedades de sus componentes. d. Es posible preparar una mezcla de agua en agua. e. Las soluciones pueden formarse con sustancias en cualquier estado de agregación si las condiciones de solubilidad lo permiten. f. Si se agrega más soluto a una solución saturada y se agita se transformará en una mezcla heterogénea. g. Al definir la solubilidad de una sustancia en otra siempre debemos indicar temperatura y presión. h. El modo de expresar la concentración de una solución depende de las sustancias que la forman. i. Si al calentar el agua para preparar ravioles, le agregamos sal la temperatura a la que hierva será igual que si no lo hacemos. 14. Respondé las siguientes preguntas: a. Si la solubilidad del sulfato de cobre (CuSO4) es de 20,8% m/v a 20 °C y de 53,6% m/v a 80 °C, ¿qué pasará cuando se colocan 18 g de esta sal en 50 ml de agua a temperatura ambiente? ¿Y si luego se calienta esa mezcla? b. Cuando se colocan verduras en agua por un rato mantienen su aspecto habitual. Sin embargo, si al agua le agregamos sal y dejamos reposar las verduras allí se pondrán blandas. ¿Cuál es la causa de este fenómeno? c. Sobre la base de esos conocimientos anteriores indicá por qué se producen las siguientes situaciones: i. Para eliminar el cloro se hierve una porción de agua en una olla sin tapa durante 15 minutos. Una vez fría, se coloca en una pecara donde se incorporan varios peces. Al poco tiempo estos peces mueren. ii. Dos botellas de agua gasificada quedan durante diez minutos a temperatura ambiente y sin tapa. Una de ellas estuvo previamente doce horas en la heladera y la otra provenía de un patio donde estuvo expuesta al sol durante toda la mañana. La botella que se encontraba en la heladera aún conserva algo de gas; la otra, no.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ REPRESENTACION DE LAS ECUACIONES QUIMICAS Las propiedades de los materiales se asocian fuertemente con sus cambios, tanto los físicos al formar mezclas o soluciones, en los cuales la identidad de las sustancias no cambia por lo que existen métodos de separación; como los químicos, en los que se modifica la identidad de una o más sustancias formándose nuevas sustancias. Una reacción química es un proceso mediante el cual una o más sustancias (simples o compuestas) denominadas reactivos se transforman para dar lugar a sustancias diferentes denominadas productos. En toda reacción química los átomos que constituyen las moléculas se reagrupan formando nuevas moléculas pero NUNCA aparecen átomos nuevos. Observe la Ecuación 1, un átomo de carbono reacciona con cuatro átomos de hidrogeno (dos moléculas) y generan una molécula de gas metano que está compuesta por la misma cantidad de átomos (un átomo de carbono y 4 de hidrógeno) solo están reorganizados. Por otra parte, las reacciones químicas pueden manifestarse Ecuación 1: modelo de ecuación química. de diferentes maneras, entre ellas, por un cambio de Molécula de color, el desprendimiento de un gas, la producción metano de una explosión, la aparición de un compuesto 2H2 sólido, un cambio de temperatura, etc. Por ejemplo, al encender una hornalla para cocinar nuestros aliEs igual mentos, el metano (principal componente del gas 2 natural) reacciona con el oxígeno del aire y se desÁtomo de Molécula de carbono prenden calor y luz. Como productos de esta reachidrógeno ción se obtienen dióxido de carbono y agua EcuaPRODUCTO REACTIVOS ción 2, así 1 mol de metano reacciona con dos moEcuación 2: combustión del metano. les de moléculas de oxígeno y producen un mol de H H dióxido de carbono y dos moles de moléculas de C 2O 2 CO2  = - 887 kJ/mol agua. La reacción libera una energía igual a 887 2H 2O H kJ/mol. Según las ecuaciones presentadas, se H puede notar que se escriben de una manera similar, utilizan modelos. Podemos definir un modelo como una representación esquemática o conceptual que intenta explicar la ocurrencia o funcionamiento de un fenómeno natural. El modelo simbólico y convencional utilizado para representar las reacciones químicas es una ecuación química (Ecuación 1). Deben seguirse las siguientes reglas: 1) los átomos se representan según la tabla periódica con una letra mayúscula al comenzar el símbolo del elemento y con una minúscula si corresponde según la tabla periódica. Así, el símbolo P representa el fosforo, el símbolo S representa el azufre, el Hg representa el mercurio, el As es el arsénico y el Ag es la plata. Nótese que se utiliza la letra minúscula cuando el símbolo comienza con la misma letra mayúscula. 2) los reactivos se colocan del lado izquierdo de la ecuación. 3) las moléculas de reactivos se separan entre sí mediante el símbolo + (mas). 4) los productos se colocan del lado derecho de la ecuación. 5) los reactivos se separan de los productos mediante una flecha con sentido (punta) a los reactivos. 6) El estado físico de los reactivos y de los productos se indica mediante abreviaturas que se ubican inmediatamente a continuación de cada fórmula química: (s) sólido, (I) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa.7) pueden existir dos tipos de números que acompañan a la ecuación química: 7.1) los subíndices en cada molécula (formula química) indican la cantidad de átomos de cada elemento que son necesarias para completar el octeto y hacer a la molécula estable. NO SE PUEDEN CAMBIAR. Tampoco se puede colocar números intermedios en cada ecuación química o unión química ya que la molécula no sería estable. Por ejemplo: Pb(NO 3)2 es una molécula estable no se pueden colocar números subíndices o por delante de cada termino: Pb(NO 3)2. NO SE PUEDE COLOCAR EL 2 DELANTE DEL PARENTESIS O DELANTE DEL NITROGENO O DEL OXIGENO. 7.2) coeficiente molecular o estequimétricos: para que se cumpla la ley de conservación de la masa, debe haber el mismo número de átomos a ambos lados de la ecuación química. Estos números se agregan delante de cada formula química o unión química. Si agregamos los coeficientes estequiométricos apropiados delante de la fórmula de cada sustancia, tendremos: 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s). Podemos interpretar la reacción de combustión del magnesio: "dos átomos de magnesio reaccionan con una molécula de oxígeno (dos átomos de oxigeno) y producen dos moléculas de óxido de magnesio". Ahora bien, como la relación del número de moléculas es igual a la relación del número de moles la ecuación también se puede leer: "dos moles de átomos de magnesio reaccionan con un mol de moléculas de oxígeno para producir dos moles de óxido de magnesio". Actividad 12: representación de reacciones químicas. 1. Define reacción química. Da un ejemplo. 2. Cómo se puede manifestar las reacciones químicas para nuestros sentidos? 3. Qué características tienen las ecuaciones químicas en cuanto a su escritura en el papel? 4. Qué es un modelo. 5. Cómo se representan los átomos en una ecuación química? 6. Cómo se separan los átomos de los reactivos entre sí en la ecuación química? 7. Como se separan los átomos de los reactivos y los productos en una ecuación química? 8. Qué indican los números subíndices dentro de una molécula? 9. Qué indican los números por delante de una molécula? 10. Para qué sirven los coeficientes moleculares en una reacción química? 11. Interprete con palabras la reacción entre el trióxido de dialuminio con el agua para formar hidróxido de aluminio: Al2O3 + 2H2OAl(OH)3.

+ +


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR TANTEO. El balanceo de ecuaciones químicas consiste en determinar los coeficientes moleculares de cada molécula de tal manera de igualar la cantidad de átomos entre los reactivos y productos cumpliendo con la ley de conservación de las masas. Para algunas ecuaciones es sencillo, basta con solo observar detenidamente la ecuación y comenzar a probar números hasta que la cantidad de átomos en el primer miembro sea igual a la del segundo miembro, este método se llama por tanteo, en otras ecuaciones más complejas se requiere un método algebraico. Ejemplo 5: química, balanceo por tanteo. Ecuación 3 Si Veamos la reacción entre el Cl y el O. Si contamos los átomos en la Ecuación 3 vemos Cl 2  O2  Cl 2O que tanto el cloro como el oxígeno son biatómicos por lo tanto existen cuatro átomos en el primer miembro. Por otro lado en el segundo solo hay dos átomos de cloro y uno solo de oxígeno. Para resolver este problema se debe variar la cantidad de moléculas de cada sustancia hasta lograr la igualdad de átomos, en uno y otro miembro. Comenzaremos por observar que en el primer miembro hay dos átomos de oxígeno mientras que en el segundo solo uno, por lo tanto colocaremos un 2 delante de la molécula del segundo miembro para obtener dos moléculas de monóxido de dicloro que tienen: 4 cloros (2 x 2) y dos oxígenos (2 x 1). Pero ahora tenemos cuatro cloros en el segundo miembro y dos en el primero, por lo tanto colocamos un dos delante del cloro del premier miembro con lo que se obtienen 4 cloros (2 x 2). Ecuación 4 De esta manera la ecuación Cl 2  O2  2Cl 2O  2Cl 2  O2  2Cl 2O  2Cl 2  O2  2Cl 2O queda balanceada. Si contamos ahora tenemos: Tabla 4 Primer miembro Segundo miembro Cloro 2moleculas de cloro dos átomos de cloro: 2x2= 4 2 moléculas de monóxido de cloro con dos átomos de cloro: 2 x 2 = 4 Oxígeno Dos átomos de oxígeno Dos moléculas de monóxido de cloro que tienen cada una un átomo de oxígeno: 2 x 1 = 2 Total 6 átomos 6 átomos El coeficiente molecular se omite cuando se trata de una sola molécula, como se observa en el caso del oxígeno de la Ecuación 4. Observe que los números se colocan por prueba y error cotejando la suma de todos los átomos hasta que ambos den igual cantidad de átomos. Asimismo, es de hacer notar que los coeficientes moleculares se suman mientras que los coeficientes atómicos (subíndices) se multiplican para obtener el valor total de los átomos. Ejemplo 6: química, balanceo por tanteo. Tomemos el caso de la Ecuación 5 que está integrada por el trióxido de dialuminio y el agua. Ecuación 5: primera observación. Se observa que en el primer miembro hay dos átomos de Al mientras que en el segundo solo uno, por lo tanto es necesario colocar un dos delante de la molécula del segundo miembro = 2 3 2 3 2Al(OH)3. Ahora este 2 multiplica todo, es decir tenemos, en el segundo miembro 2 aluminios, 2 x 3 oxígenos y 2 x 3 hidrógenos. Tabla 5: balanceo al tanteo. Por otro lado en el primer miembro Primer miembro Segundo miembro tengo 3 + 1 oxígenos y 2 hidróge- Primera observación nos. Los elementos que están en Al 2 1 un mismo miembro y en distinta O 4 3 molécula se suman. Para tener 6 H 2 3 oxígenos e hidrógenos es necesa- Primer balanceo rio colocar un 3 delante de la mo- Al 2 2 lécula de agua luego: O 4 2x3=6 H 2 2x3=6 Balanceo final Al 2 2 O 3+3=6 2x3=6 H 3x2=6 2x3=6 Ecuación 6: primer balanceo Ecuación 7: balanceo final.

Al O  H O  Al (OH )

Al 2O3  H2O  2Al (OH )3

Al 2O3  3H2O  2Al (OH )3

Ejemplo 7: determinación coeficientes moleculares. Determinar el/los coeficientes moleculares en las siguientes ecuaciones químicas: En el caso a) hay un átomo de sodio en el primer miembro y dos en el segundo miembro. Con respecto al oxígeno sucede lo contrario. Para igualar esta ecuación, se deben formar dos moléculas de óxido de sodio para que estén los dos átomos de oxígeno. Luego me quedan 4 sodios (2x2) por lo que debo colocar 4 moléculas de sodio en el primer miembro. Esto se lee cuatro moléculas de sodio reaccionan con dos átomos de oxígeno (una molécula) y forman dos moléculas de óxido de sodio. Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ Tabla 6 ECUACIÓN ORIGINAL a) Na  O2  Na2O

ECUACIÓN BALANCEADA.

En el caso b) la molécula de óxido de aluminio tiene 2 átomos de Al y 3 de oxígeno, si coloco un 3 en el oxígeno 4Na  O2  2Na2O del primer miembro quedan 6 oxígenos pero todavía ten4 Al  3O2  2Al 2O3 b) Al  O2  Al 2O3 go 3 en el segundo miembro por lo tanto colocando un 2 el óxido de aluminio logró los 6 átomos de oxígenos, se 2Cl 2  5O2  2Cl 2O5 c) Cl 2  O2  Cl 2O5 balancean los oxígenos, pero ahora tengo 4 aluminios en el segundo miembro y uno en el primero, por lo tanto Zn  O2  2ZnO d) Zn  O2  ZnO debo colocar un 4 delante del aluminio en el primer miembro. Actividad 13: balanceo de ecuaciones químicas por tanteo. 1. En las siguientes ecuaciones químicas verifique si están balanceadas contando los elementos en cada miembro, según el método presentado anteriormente. a. HBr + KOH  KBr + H2O. Rta: si esta balanceada. b. H2S + 2NaOH  Na2S + 2H2O. Rta: si esta balanceada. c. 2HCl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2H2O. Rta: si esta balanceada. d. 3HCl + Al(OH)3  AlCl3 + 3H2O. Rta: si esta balanceada. e. H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O. Rta: si esta balanceada. 2. Balancear por tanteo: a. H2SO4 + KOH K2SO4 + H2O. Rta: 1; 2; 1; 2. b. HClO2 + Cu(OH) CuClO2 + H2O. Rta: 1; 1; 1; 1. c. H2S + Fe(OH)2 FeS + H2O. Rta: 1; 1; 1; 2. d. ClH + Ca(OH)2 CaCl2 + H2O. Rta: 2; 1; 1; 2. e. SiO2 + H2O  H4SiO4. Rta: 1;2;1 f. Zn + HCl  ZnCl2 + H2. Rta: 1; 2; 1; 1. g. CO3Na2 + ClH  NaCl + CO2 + H2O. Rta: 1; 2; 2; 1; 1. h. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + CO + P. Rta: 1; 3; 5; 3; 5; 2. i. Fe2(CO3)3 + HCl  FeCl3 + CO2 + H2O. Rta: 1; 6; 2; 3; 3. j. Fe2(SO4)3 + H2O  FeO(OH) + H2SO4. Rta: 2;8;4;6 3. …


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ ESTEQUIMETRIA. En 1808 John Dalton postula la Ley de las proporciones múltiples que dice: “los átomos se combinan entre sí en proporciones que pueden expresarse en números enteros, pequeños y siempre iguales, y que se asocian con las masas de los cuerpos simples que reaccionan para formar cuerpos compuestos. La estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas (cantidades) entre los átomos que constituyen las sustancias y se ocupa de los cálculos químicos necesarios para establecer relaciones entre las masas, los moles y los volúmenes de los reactivos y los productos que participan en una reacción química. La gran mayoría de los compuestos químicos presenta composición definida, es decir, cumple con la ley de Dalton y se los denomina, en general, daltónidos (en homenaje a Dalton) o compuestos estequiométricos. Sin embargo, existe un número más pequeño de compuestos que no cumplen con la ley de las proporciones múltiples. Entre estos compuestos se encuentran los berthólidos (en homenaje a Berthollet), cuya composición varía ligeramente de acuerdo con el método de preparación, como ciertos óxidos, sulfuros y seleniuros. Por ejemplo, la fórmula ideal del óxido ferroso es FeO, pero por estudios más profundos hicieron notar que la proporción de hierro varía entre 0,95 y 0,85; es decir, presenta defecto de hierro con respecto al compuesto ideal. La no estequiometria de algunos óxidos les confiere la propiedad de ser semiconductores, ya que cuando se presentan defectos en la estructura cristalina quedan algunos electrones libres y es posible la transferencia de estos dentro del cristal. Estos compuestos son muy empleados en todos los aparatos electrónicos y microelectrónicos. Vamos a analizar cuatro casos: a) cálculo de masa, b) cálculo de volúmenes, c) reactivos limitantes y d) rendimiento de una reacción química. Una ecuación química brinda información acerca de la relación de masas entre reactivos y productos. Dado que la masa de un mol de moléculas o masa molar (M) de cualquier sustancia es el peso de la molécula expresado en gramos, podemos establecer la relación entre los moles y las masas en una reacción química, por ejemplo, para la combustión de metano: Ecuación 8: combustión del metano. Buscando en la tabla periódica se sacan las masas de los átomos: C:12 gr; H: 1g; O2: 16 g. luego hallamos el peso o t (calor de activación) de cada molécula: CH4: 12+(1x4)= 16 gr: 2: 16x2= 32gr pero hay 2 moléculas de oxígeno en los CH4 2O2 CO2 2 H2O Oreactivos por lo tanto hay 64 gr de oxígeno en total. Hacemos lo mismo con los productos y…. Podemos observar que la suma de las masas de las sustancias que reaccionan (80 g) es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (80 g), de acuerdo con la ley de Lavoisier o ley de conservación de la masa. Ahora bien, a partir de relaciones estequiométricas, es posible calcular los gramos de un producto a partir de una masa cualquiera de reactivo. Por ejemplo, si disponemos de 100 g de metano y cantidad suficiente de oxígeno, podemos calcular las masas de CO2 y H2O que se producen: sabemos que

+

+

16 gr de CH444 gr de CO2 100 gr de CH4(100grX44gr)/16gr = 275 gr de CO2

16 gr de CH436 gr de H2O 100 gr de CH4(100grX36gr)/16gr = 225 gr de H2 O

16 gr de CH464 gr de O2 100 gr de CH4(100grX64gr)/16gr = 400 gr de O2

Ecuación 9: gr. de CO2. Ecuación 10: gr. de agua. Ecuación 11: gr. de oxígeno. También podemos calcular la masa de O2 que intervino en la reacción. Veamos otro ejemplo. Ejemplo 8: cálculo de masa. Se hacen reaccionar tres moles de etano con cantidad suficiente de oxígeno según la Ecuación 12. Calcular: a) masa de oxigeno que reaccionará, b) moles de dióxido de carbono que se obtendrán y c) masa de agua que se produce. Ecuación 12: combustión etano. Lo primero que tenemos que hacer es balancear la ecuación mediante el método de tanteo. Luego calculamos las CH3 masas de los productos y los reactivos. Con la tabla periódica obtenemos los pesos atómicos del C (carbono)= H O CO2 O2 2 CH3 12 gr; H (hidrogeno)= 1gr; y O (oxigeno) = 16 gr. Luego calculamos las masas moleculares. Ecuación 13: balanceada por tanteo. REACTIVOS PRODUCTOS

+

+

C2H6 O2

(12x2)+(1x6)=30 g 16x2=32g TOTAL: 62

CO2 H2O

12+(16x2)=44g (1x2)+16=18g TOTAL: 62

2

CH3

+ 7O 2

CH3

+

4CO2 6 H2O

Considerando los coeficientes moleculares los totales cambiarán: 2 C2H6 60 g 4 CO2 176 g Observe que si bien cambian los totales la ley de conservación de las masas se mantiene. Pasemos ahora a re7 O2 224 g 6 H2O 108 g solver el problema. Se queman 3 moles pero en la ecuaTotal: 284 g Total: 284 g ción balanceada figuran 2: Luego se queman: 2 moles de C2H67 moles de O2 3 moles de C2H63moles x 7moles/2moles=10,5 moles de Oxigeno se quemaron. Como un mol de oxigeno pesa 32 g, se tiene 32gx10,5 moles= 336 gr de oxígeno. Se respondió el punto a). Para saber cuántos moles de dióxido de carbono se obtienen sabemos que: 2 moles de C2H64 moles de dióxido de carbono. 3 moles de C2H6(3 moles x 4 moles)/ 2 moles= 6 moles de dióxido de carbono. Para calcular la masa de agua que se produce realizamos el mismo planteo: Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ 2 moles de C2H6 6 moles de agua. 3 moles de C2H6 9 moles de agua. Ejemplo 9: obtención de Fe a partir de la hematita. En un alto horno se obtiene hierro a partir del mineral hematita, Fe 203, y de monóxido de carbono, CO, producido por la combustión incompleta del carbón. La ecuación balanceada que representa está reacción es la siguiente: Ecuación 14: obtencion de hierro. En la Tabla 7 se indican todas las relaciones estequioméFe 2O3 (s) + 3CO (g) tricas que pueden establecerse a partir de la ecuación 3CO2 (g) + 2Fe (s) química entre reactivos, reactivos con productos y productos entre sí, cuando sus cantidades se expresan en moléculas o átomos (unidades elementales), moles, gramos (masa) o litros (volumen de gas). Recordemos que para las sustancias gaseosas 1 mol de cualquier sustancia ocupa un volumen de 22,4 litros en condiciones normales de presión y temperatura. Tabla 7: relaciones estequiométricas de la obtención de hierro. CUANDO REACCIONA CON SE OBTIENE Y… 1 molécula de Fe2O3 3 moléculas de CO 3 moléculas de CO2 2 átomos de hierro. 1 mol de Fe2O3 3 moles de CO 3 moles de CO2 2 moles de hierro. 160 gr de Fe2O3 84 gr de CO 132 gr de CO2 112 gr de hierro --3 volúmenes de CO 3 volúmenes de CO2 -----67,2 litros de CO 67,2 litros de CO2 ---A partir de estas relaciones pueden establecerse otras. Por ejemplo, ¿qué masa de óxido férrico se requiere para obtener una tonelada (106 g) de hierro? Para responder esta pregunta debemos plantear la siguiente regla de tres simple: 112 g de Fe --------160 gr de Fe2O3 1.000.000g de Fe (160gx1.000.000 g)/112 g= 1,43.106 g de Fe2O3 También podemos preguntarnos, ¿qué volumen de dióxido de carbono (en Condiciones Normales de Presion y Temperatura) se obtiene simultáneamente? Entonces, el cálculo será: 112g de Fe 67,2 L de CO2 106 g de Fe (67,2 litros x 106 g)/112 g de Fe= 6.105 litros de CO2 Ejemplo 10: cálculos de energía. Analicemos el intercambio de energía que se produce entre el motor de un automóvil y el medio cuando ocurre la combustión. El combustible que se quema es nafta, mezcla de hidrocarburos de cinco a nueve átomos de carbono. A los fines de simplificar el cálculo consideraremos que está formada sólo por octano. La Ecuación 15 que representa la combustión es: Ecuación 15: combustión octano. Ecuación 16: fabricación de vidrio. Na2CaO2(SiO2)6 Na 2C8H18 + 25O 2 16CO 2 + 18H 2O H - 5450 kJ/mol 2O + CaO + 6SiO 2 Si sabemos que el tanque del auto carga 40 litros de nafta y la densidad del octano es de D= 0,703 g/ml, podemos preguntarnos: a) ¿Qué masa de octano corresponde a un tanque lleno? b) Qué cantidad de calor se libera cuando se consume íntegramente el contenido del tanque? Simplemente aplicamos: m = Vx D m = 40.000 ml x 0,703 g/ml = 28.120 g (masa de octano en tanque lleno) En primer lugar es necesario calcular la masa molar del octano: C8H18=114 g/mol Ahora bien, si H = -5.450 kJ/mol, significa que cada vez que se queman 114 g de octano se liberan 5.450 kJ. Entonces, calculamos la cantidad total de calor liberado cuando se consume el tanque lleno: 114 g de octano 5450 kJ 28120 g de octano (28120 g x 5450 kJ)/114 g= 1344888,3kJ (cantidad de calor del tanque lleno) Este resultado muestra que el calor generado guarda relación con las cantidades de reactivo que se utilizan. Actividad 14: estequiometria. 1) Define estequiometria. 2) Qué diferencia existe entre los compuestos daltónidos y los berthólidos? 3) Que propiedades tienen los compuestos berthólidos? Da ejemplos. 4) Cómo se calcula la masa molar de los reactivos y los productos en una reacción química? 5) Qué dice la Ley de Lavoisier? 6) Da un ejemplo del cálculo de masa de CO2 y agua a partir de la combustión del metano. 7) Se queman 100 gr de C3H8 con oxígeno suficiente según la siguiente reacción: C3H8+5O23CO2+4H2O. a) Determina: a) cantidad en gr de dióxido de carbono y agua que se desprenden. b) cantidad de moléculas de los productos anteriores. 8) Se quema 300 gr de nitrometano con oxígeno suficiente según la siguiente reacción: 4CH3NO2+O24CO2+6H2O+2N2. Calcular cuánto gas nitrógeno se obtiene. 9) Para obtener vidrio se funden carbonato de sodio, piedra caliza (carbonato de calcio) y arena (dióxido de silicio) en un horno que trabaja a una temperatura promedio de 1500 °C según la Ecuación 16. La entalpia de descomposición del SiO2 es H = 858,57 kJ/mol. En el supuesto de que la arena está formada en un 100% por dióxido de silicio, calcula la energía necesaria, en condiciones estándar, para descomponer los moles de SiO2 utilizados en la fabricación de una botella de vidrio de 250 g. Rta: 10) En las siguientes ecuaciones determinar si se cumple la ley de Lavoisier. Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ H2C OH CH2 3 2KOH 2MnO 2 3 2KMnO 4 2H2O H2C OH CH2 Ilustración 55

+

+

+

C CH2

+

C

CH

+

NH 4Cl

+ 3NH 3

NH 4NO 3

+ NH3

+

C

CH

CH2

+

CH2

CH3 Ilustración 56

CH3

C

Cu

C Cu(NH 3)4Cl

+

+

Cu

C Ag(NH 3)2NO 3

+

CH2 H2C

CH2

CH3

CH3

Ilustración 57

O H2C H3C H3C

CH C

Cl

Ag

+

O O

CH3

+

N

H2C

-

AgCl

+

H3C

O

H3C

CH C

O

+

N

O

-

CH3

CH3

CH3 Ilustración 58


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ PUREZA DE REACTIVOS Y RENDIMIENTO DE UNA REACCION. En la industria se utilizan materias primas para confeccionar diferentes productos, así, se puede definir como M.P. a la materia extraída de la naturaleza (sustancias minerales como rocas, petróleo o gas) y que se transforma para elaborar materiales que más tarde se convertirán en bienes de consumo (aluminio, naftas, gas de garrafa). Por lo general las M.P. naturales nunca son 100% puras, sino que están mezcladas con impurezas. Estas últimas son sustancias que no participan en la reacción química (son inertes) o deben separarse para que no interfieran (el carbonato disódico (CO3Na2) se encuentra mezclado con agua de cristalización y en menor proporción por sulfato disódico (SO4Na2). En el yacimiento la concentración de CO 3Na2 es del 35 % a 45%, mezclada con agua de cristalización en 15 % a 20%, mientras que el resto es SO 4Na2 y otras sustancias insolubles. Luego del lavado y cristalización se obtiene un carbonato disódico en un porcentaje de 90% a 97% de pureza sin posibilidad técnica y/o económica de llegar a un 100%. E por esto último que el rendimiento real de la reacción difiere del rendimiento teórico. Llamamos rendimiento teórico a las cantidades calculadas a partir de una reacción balanceada y suponiendo que los reactivos poseen 100% de pureza. Entonces, conocer la pureza del material permite determinar qué cantidad total de materia o muestra se requiere en un proceso. La pureza se calcula según la Ecuación 17. 100 gr de muestra67gr de Zn 400 gr de muestra(400grx67gr)/100= 268 gr de Zn Ejemplo 11: cálculo de masa pura. Ecuación 17: pureza reactivo. Para determinar la masa de sustancia que hay en una muestra de pureza conocida se aplica el porcentaje correspondiente sobre la masa de la muestra. Veamos el Ejemplo 11: ¿qué masa de cinc hay en 400 g de una muestra si la pureza es 67%. Pensemos en la ecuación de combustión del metano vista anteriormente, si el rendimiento de esta reacción es del 95% podemos calcular la masa real que se obtendrá: Ecuación 18: obtención sílice. 100% de rendimiento225 gr de H2O SiCl 4 + 2H2 Si + 4HCl 95% de rendimiento (95%x225gr de agua)/100%=213,75 gr de agua. Podemos definir, con este ejemplo a la Pureza de un reactivo como: la proporción de reactivo que se encuentra puro, con respecto a la cantidad inicial impura. Ejemplo 12: pureza del silicio. El silicio es un elemento presente en la corteza terrestre en una proporción del 28% en masa, formando parte de minerales como el cuarzo, las arcillas y los feldespatos. Uno de los métodos de obtención del silicio puede representarse mediante la Ecuación 18. Se desea calcular el porcentaje de rendimiento de esa reacción, partiendo de 3,58kg de SiCl4 impuros, sabiendo que su pureza es del 95% y que con exceso de hidrogeno se obtuvieron 2 kg de HCl. Para resolver este problema, primero se calcula la masa de SiCl4, que realmente reacciona: 100%impuro3,58 kg 95% puro 3,4 kg de SiCl4 masa pura para cálculos. Posteriormente se debe averiguar la cantidad de HCl esperada, teniendo en cuenta la reacción estequiométrica de la Ecuación 18. Para ello se obtienen los pesos moleculares: REACTIVOS PRODUCTOS 168 gr SiCl4 ---------144 gr HCl 3400 gr SiCl4 puro2920 gr HCl SiCl4 28+(4x35)=168 gr Si 28gr 2H2

2x1x2=4 gr 4HCl 4(1+35)=144gr Total: 172 g Total: 172 g Aplicando la Ecuación 17 se obtiene el rendimiento de la reacción para el HCl. Actividad 15: pureza de reactivos y rendimiento de reacción. 1. Define materia prima. De ejemplos. 2. Define impureza. 3. Explica el ejemplo del carbonato disódico respecto a su pureza. 4. Define rendimiento teórico de una reacción. 5. Por qué es necesario conocer la pureza de un reactivo? 6. Escribe la ecuación para calcular la pureza de un reactivo. 7. Explica el ejemplo del Zn y de la combustión del metano. 8. Define pureza de un reactivo. 9. Analiza el ejemplo de la pureza del silicio. 10. Hallar la masa de piedra caliza necesaria para obtener 100 kg de cal viva (CaO), sabiendo que la reacción tiene un rendimiento del 80% y que la piedra caliza tiene una pureza del 75% en carbonato de calcio (CaCO3) y la ecuación es CaCO3CaO + CO2 11. Se queman cuatro moles de etano con siete moles de oxigeno según la reacción: C 2H6 + O2CO2 + H2O. a) balancear la ecuación. B) si la reacción tiene un rendimiento del 85% Cuál es el volumen real de dióxido de carbono que se obtiene?. 12. …


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS: REQUERIMIENTO DE ENERGIA. Existen muchas reacciones químicas y diversos criterios para clasificarlas. Incluso, una misma reacción química puede pertenecer a dos categorías diferentes al mismo tiempo. A continuación veremos dos posibles clasificaciones de las reacciones químicas: 1) De acuerdo al requerimiento de energía: para que una reacción química se inicie se requiere una pequeña energía llamada de activación que hace los choques entre moléculas o átomos más violentos de tal manera que las moléculas se separen para la formación de un nuevo compuesto. Esto explica por qué es necesario disponer de un fósforo para encender el fuego en una hornalla (Ecuación 2). El gas de la cocina, sabemos es combustible, sin embargo hasta que no se produce una chispa o se enciende un fósforo no se genera fuego. Desde el punto de vista energético las reacciones químicas se clasifican en dos: 1.A) Reacciones exotérmica: son las que una vez que se activan los reactivos liberan energía en forma de calor al medio externo. En la Ilustración 59 se puede ver que la energía de los reactivos tiene mayor energía que los productos por lo que al reaccionar, la energía se libera. Estas reacciones son espontaneas, es decir se producen en la naturaleza sin la intervención del hombre. Para la Ecuación 19 la cantidad de energía que se produce al formar una molécula de agua es 57,8kcal. 1.B) Reacciones endotérmicas: en estas se requiere el aporte de energía constante para forzar la aparición del reactivo. En la Ilustración 60 se puede ver que para separar el óxido de mercurio (HgO) se debe aportar calor. Estas reacciones no son espontaneas. Energía 2H2(gas)+O2(gas)

Energía

2Hg(sólido)+O2(gas)

Calor

Calor

2H2O (líquido)

2HgO (sólido)

Tiempo de redacción

Tiempo de redacción

Ilustración 59: reaccion exotérmica Ecuación 19: reacción química exotérmica.

2 H 2  O2  2 H 2O  115,6kcal

Ilustración 60: reaccion endotérmica. Ecuación 20: reacción química endotérmica.

2HgO

2Hg + O 2

La energía puede relacionarse con la capacidad de un cuerpo de generar trabajo o de transferir calor. La Ley de conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma. La energía total de un sistema está íntimamente asociada con su energía interna. . Los científicos afirman que al moverse las moléculas tienen algo llamado energía interna. Cuanto más se mueven, más energía tendrán. Esta teoría de las moléculas en movimiento por su energía interna se llama teoría cinética de la materia. Se considera que la presión (P), la temperatura absoluta (T) y el volumen (V) son variables de estado. Las funciones que relacionan estas variables son funciones de estado y su valor depende únicamente de los estados inicial y final del sistema y no de la ruta por la cual se produce el cambio. Por ejemplo, la energía interna (U) es una función de estado que se puede definir como la suma de la energía cinética de las moléculas o átomos que constituyen el sistema (de sus energías de traslación, rotación y vibración) y de la energía potencial intermolecular (debida a las fuerzas intermoleculares) e intramolecular de la energía de enlace (Ecuación 21). Ecuación 21: energía interEcuación 22: cantidad de calor. Q: es la cantidad de calor, Ce: es el calor na de un sistema. específico del material en cal/gr°C, m (gr) o Cm x n x t es la masa y t es la variación de la temperatura en °C. Cm: calor molar y n es el número de moles. En la Ecuación 21, Q: es la cantidad de calor intercambiada entre el sistema y el medio. Es negativo cuando el calor es cedido por el sistema y positivo cuando es recibido por el sistema. Se mide en calorías (cal). 1 cal = 4,18 J. W: es el trabajo realizado hacia o por el sistema. Es negativo cuando el trabajo es efectuado por el sistema, mientras que es positivo cuanto el trabajo es recibido por él (Ilustración 61). Se mide en J (Joule). U: es la energía interna del sistema. Se mide en J (Joule). Ahora bien, el trabajo que se hace sobre un sistema, o el que este sistema realiza, depende de la presión externa y del volumen según la Ley de Boyle-Mariotte. Por otra parte, la cantidad de calor intercambiada entre el sistema y el medio puede calcularse según la Ilustración 61: variables de enEcuación 22. torno. Ya sabemos que en las reacciones químicas se producen variaciones energéticas en forma de calor absorbido o cedido por el sistema. Estos cambios ocurren también durante los cambios de estado, la formación de soluciones, etc. Ahora bien: si en estos procesos intervienen sustancias gaseosas, también se produce un trabajo de expanProf. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ sión o compresión de estos gases de acuerdo con la primera ley de la termodinámica (Ecuación 21).De la ecuación anterior se puede deducir que el calor que entra o sale durante un proceso no sólo produce un cambio en la energía interna sino que también se emplea para realizar trabajo. Teniendo en cuenta que las reacciones químicas se producen a presión constante se puede deducir que la variación del calor intercambiado (energía interna) durante un proceso es igual a la variación de entalpia. Entonces H = Qp. Siendo H la variación de entalpia y Qp el calor intercambiado a presión constante. La variación de entalpia de una reacción se calcula como la diferencia entre las entalpias de los productos (estado final) y la de los reactivos (estado inicial): H= Hproductos – Hreactivos. Podemos definir a entalpia como la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno. Así se cumple que H > 0, el proceso es endotérmico, Hr < Hp H < 0, el proceso es exotérmico, Hp < Hr

Ilustración 62: entalpía de reacción y de formación. No debemos confundir la entalpia con la entropía que se simboliza como S. Es una magnitud que permite determinar la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado y su valor, en un sistema, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La entropía describe lo irreversible de los sistemas. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene alta entropía, mientras que un sistema organizado tiene baja entropía. De esta manera en toda reacción química el calor absorbido (o liberado) a lo largo de un proceso es igual al calor liberado (o absorbido) cuando se lleva a cabo el proceso en sentido inverso como se puede ver en la Ecuación 23 y Ecuación 24. Ecuación 23: exotérmica. Ecuación 24: endotérmica. Ilustración 63: entropía.

H = 92,6 kJ

H= -92,6 kJ

2NH 3 (g) N2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) N2 (g) + 3H 2 (g) Actividad 16: clasificación de reacciones químicas; requerimiento de energía. 1) Para qué sirve la energía de activación en una reacción química? 2) Cuando una reacción química es exotérmica? Da un ejemplo y escribe la ecuación. 3) Cuando una reacción química es endotérmica?. Da un ejemplo y escribe la ecuación. 4) Qué dice la primera ley de la termodinámica? 5) Qué es la energía interna? 6) Cómo se calcula la cantidad de calor que intercambio un sistema? escribe la ecuación y sus unidades. 7) Qué permite deducir la Ecuación 21 respecto al calor intercambiado (entra/sale) por un sistema cuando existe variación de volumen? 8) Qué permite deducir la Ecuación 21 si las reacciones químicas son a presión constante? 9) Define entalpia de una reacción. 10) Según el signo de la entalpia cuándo una reacción es exotérmica o endotérmica? Da ejemplos. 11) Qué diferencia existe entre entalpia y entropía? 12) En qué caso un sistema tiene gran entropía? Y baja entropía?


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS: PRECIPITACION Y NEUTRALIZACION. Como ya sabemos calcular el número de oxidación podemos abordar ahora las distintas reacciones químicas que existen en esta clasificación que son: 2.A) reacciones de metátesis: dos compuestos reaccionas para formar otros dos nuevos compuestos sin que se produzcan cambios en el número de oxidación de sus átomos. En este grupo se incluyen dos subtipos: 2.A.1) precipitación y 2.A.2) neutralización o acido base. Ecuación 25: precipitación (E. molecular). Ecuación 26: neutralización (E. iónica)

2HCl + Mg(OH) 2

AgCl (s) + NaNO 3

AgNO 3 + NaCl

MgCl 2 + 2H2O

Las reacciones de precipitación se caracterizan por la formación de un compuesto insoluble, es decir se forma un sistema heterogéneo lo que en la ecuación química se representa por una flecha vertical con sentido hacia abajo o con una letra entre paréntesis (s) que significa sólido. Analizaremos la formación de cloruro de plata insoluble a partir de dos compuestos solubles, el cloruro de sodio y el nitrato de plata (Ecuación 25). Tanto el AgCl como el NaNO3 son sustancias que se ionizan en solución, es decir se separan en Ag+ y Cl -, así como en Na+ y NO3-. Mientras que los últimos iones no participan del precipitado, ya que son solubles y se los llama iones espectadores, los primeros entran en un equilibrio como: Ag+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s), es decir que ante una modificación en el ambiente como la variación de la temperatura el precipitado de AgCl tiende a desaparecer y hacerse soluble ya que se transforman en iones de allí que la flecha entre reactivos y productos tenga doble sentido. Debe aclararse que para formar un precipitado en equilibrio se debe tener una solución saturada tal como se vio en las soluciones acuosas. Si la solución resultante es diluida no se formará el precipitado. Las reacciones de neutralización o acido – base son las más importantes y comunes en los sistemas químicos y biológicos. Estas reacciones se denominan de neutralización porque para que ocurra cada protón que cede un ácido tiene que ser aceptado por una base. Tanto los ácidos como las bases se clasifican en A) Fuertes si se ionizan totalmente en solución acuosa o bien B) Débiles, si la ionización es parcial en solución acuosa. Por lo tanto, existen cuatro tipos de combinaciones ácido-base posible: 2.A.2.1- Un ácido fuerte y una base fuerte. El hidróxido de sodio, una base fuerte, reacciona con el ácido clorhídrico, un ácido fuerte, para dar cloruro de sodio y agua. Ecuación 27. Teniendo en cuenta que el ácido clorhídrico (ac. muriático) y el Hidróxido de sodio (soda caustica) son solubles en agua, ambos forman una solución generando iones por lo que sería correcto escribir la ecuación iónica (Ecuación 28). Observando tanto los reactivos como los productos de la Ecuación 28, tanto el Cl- y el Na+ están en ambos lados de la reacción por lo que se pueden simplificar, ver Ecuación 29: Ecuación 27: neutralización AFBF (E. molecular). Ecuación 28: neutralización (E. iónica)

ClH + Na(OH)

ClNa + H 2O

-

+

+

-

-

+

Cl + Na + H 2O Cl + H + Na + OH Ecuación 29: neutralización (E. iónica neta). Según los químicos Bronsted - Lowry el Na+ y el Cl- no reaccionan con la molécula de agua por lo que originan + H2O H + HO una neutralización total. 2.A.2.2- Un ácido fuerte y una base débil. Cuando el ácido nítrico, un ácido fuerte, reacciona con el amoníaco en solución acuosa (hidróxido de amonio), una base débil, se obtiene nitrato de amonio y agua: Ecuación 30: neutralización AFBD. Ecuación 31: acido conjugado. + NH 4NO 3 + H 2O HNO 3 + NH 4OH NH4 + NO 3 NH4NO 3 + H2O

Ecuación 32: solución acida. +

Ecuación 33: ácido débil y base fuerte.

NH 3 + H 3O

NH 4 + H 2O

+

O

OH

C

CH3

+

NaOH

Ecuación 34: solución alcalina. O O OH C H2 O C HO H3C O CH

+

3

O

O

+

H3C

C

O

+ Na

H2 O

H3C

C

+

-

O

+ Na

Ecuación 35: ac. débil y base débil. OH

HO

P

O

+ NH3

NH 4PO4H2 (ac)

OH El nitrato de amonio se disocia en agua para dar nitrato y amonio, un ácido conjugado (Ecuación 31) fuerte que se hidroliza y libera iones oxonio o hidronio al medio. Ecuación 32. Por eso, el producto de esta reacción es una solución ácida. El nitrato de amonio se utiliza como fertilizante debido a su buen contenido en nitrógeno pero al agregarlo acidifica el suelo en un primer momento por lo que aplicado sobre las plantas suele matarlas. Del mismo modo las heces de las aves tienen alto contenido de Amonio por lo que tiene el mismo efecto anterior. Cuando se ingiere un antiácido ocurre la reacción de un ácido fuerte (el ácido clorhídrico del estómago) con una base débil (bicarbonato). Disminuye así la acidez, pero no se neutraliza completamente el ácido. 2.A.2.3- Un ácido débil y una base fuerte. La reacción entre el ácido acético, un ácido débil, y el hidróxido de sodio, una base fuerte, produce acetato de sodio y agua: la sal se disocia en agua y el acetato (Ecuación 33), que es una base conjugada fuerte, la que, posteriormente, se hidroliza y libera hidroxilos al medio acuoso (Ecuación 34). Por lo tanto la solución obtenida será básica o alcalina. 2.A.2.4. Un ácido débil y una base débil: la reacción del ortofosfato de hidrógeno, un ácido débil, con el amoníaco, una base débil, produce fosfato diácido de amonio: aquí es difícil predecir cómo será la solución resultante, porque ésta dependerá de la fuerza del ácido y de la base reaccionantes. Si el ácido es


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ más fuerte que la base, la solución será ácida. Si el ácido es más débil que la base, la solución será alcalina. Si la fuerza de ambos es equivalente, la solución será neutra. Actividad 17: precipitación y neutralización. 1. Cuándo una reacción es de metátesis? Nombra los dos grupos que existen en esta clasificación. 2. Cuándo una reacción es de precipitación? Da un ejemplo. Escribe la ecuación. 3. Por qué en una reacción de precipitación la flecha entre reactivos y productos tiene doble sentido? 4. Cuando un ion se los denomina espectador en la reacción de precipitación? 5. En qué caso no se forma un precipitado en una reacción de precipitación? 6. Observando la ecuación siguiente HgCl 2 + NaI Hg2I (s) + NaCl (aq), determine cuál es el precipitado y cuáles son los iones acompañantes. 7. Cuándo una reacción química se denomina ácido base? 8. Cuándo una base o un ácido se los clasifica en fuertes o débiles? 9. Da un ejemplo de una reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte. Escribe la ecuación molecular e iónica. 10. Da un ejemplo de una reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base débil. Escribe la ecuación molecular e iónica. 11. Por qué la reacción anterior genera una solución acida. Escribe la ecuación. 12. Da un ejemplo de una reacción de neutralización entre un ácido débil y una base fuerte. Escribe la ecuación molecular e iónica. 13. Por qué la reacción anterior genera una solución alcalina. Escribe la ecuación. 14. Da un ejemplo de una reacción de neutralización entre un ácido débil y una base débil. Escribe la ecuación molecular e iónica. 15. Por qué no se puede predecir la reacción de la solución final en la reacción anterior? 16.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ REACIONES ACIDO BASE. NEUTRALIZACION. Repasando conceptos anteriores, los electrolitos son sustancias que en solución acuosa se encuentran, total o parcialmente, en forma iónica, motivo por el cual la solución es capaz de conducir la corriente eléctrica y tiene propiedades colorativas aumentadas. Las sustancias que no exhiben este comportamiento, disolviéndose sin la formación de iones, se conocen como no electrolitos y permanecen el solución en forma de moléculas como por ejemplo el yodo, la glucosa y la urea. Los electrolitos se clasifican en a) fuertes: son aquellas sustancias que en solución se encuentran en su totalidad en forma iónica, el proceso es irreversible, de modo que prácticamente no existen moléculas no disociadas. Pertenecen a este grupo: HCl, H 2SO4, HNO3 y HClO4, NaHO, KOH y Ca(OH)2 y todas las sales solubles. La disolución de un electrolito fuerte se representa por una flecha indicando que el proceso ocurre en un solo sentido (Ecuación 36). Ecuación 36: electrolito fuerte. Ecuación 37: electrolito débil. +

-

-

+

NaCl CN + H Na + Cl HCN b) electrolito débil: se denomina de esta maneara a las sustancias que se disocian parcialmente en solución, quedando una buena parte de sus moléculas como tales, es decir no disociadas. En estos casos la disociación es un proceso reversible, estabilizándose un equilibrio entre las moléculas no disociadas y sus iones, lo que se representa con una flecha doble. Entre ellos tenemos, HCN, H2S, H2CO3, HCH3COO, AgOH, NH3. Dentro de estos dos grupos podemos tener sustancias acidas, bases y sales. Para Svante August Arrhenius, los ácidos son sustancias que, la disolverse en agua liberan iones H + (protones); las bases comprenden a las sustancias que, en solución acuosa, dan iones oxhidrilo (HO-) y finalmente, las sales son sustancias que, al disolverse en agua, dan cationes y aniones distintos a H+ y HO-. (Ecuación 38). + Acido: HNO3 + H2O H + NO3 + Base: KHO + H2O  HO + K H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + H2O H+ + HO- H2O + Ecuación 39: formación de sales. Ecuación 40: reacción ácidoSal: KNO3 + H2O  K + NO3 Ecuación 38: ácidos, bases y sales. base. Las propiedades de los ácidos son: a) liberan H2 al reaccionar con algunos metales (Mg, Zn), b) neutralizan los efectos de las soluciones básicas, c) viran al color rojo la tintura azul de tornasol, d) tienen sabor agrio, e) la electrolisis de una solución de ácido libera siembre, en el cátodo H 2 gaseoso. En cuanto a las propiedades generales de las bases son: a) cuando reaccionan con soluciones de metales pesados (Fe, Pb, Ag, Sn) forman hidróxidos insolubles, b) neutralizan los efectos de las soluciones acidas, c) viran al color azul la tintura roja de tornasol. Tienen sabor amargo y d) son untuosas al tacto. De la observación de las propiedad anteriores se deduce que ambas se neutralizan mutuamente, dando lugar a la formación de una sal y H 2O (Ecuación 39). En base a los conceptos anteriores postulados en la teoría de Arrhenius, podemos definir a una reacción ácido-base como la que tiene lugar, específicamente, entre los iones H+ y HO- para formar H2O (Ecuación 40). Como se puede notar esta teoría limita la definición de ácido-base solo a las soluciones acuosas por lo que en 1923 J.N. Bronsted y T.M. Lowry propusieron, independientemente, ampliar el concepto de ácidos y bases redefiniendo los conceptos anteriores como ácido es toda sustancia dadora de protones (H+) mientras que base es toda sustancia aceptora de protones, por lo tanto toda reacción de este tipo implica una trasferencia de protones. + Acido: HCl  H+ ClH + NO 3 + + HNO 3 Base: NH3 + H  NH4 + Reacción: NH3 + HCl  NH3 + Cl Acido Base Ecuación 41: transf. de protones. Ecuación 42: equilibrio ácido-base. Esta teoría destaca la interdependencia de una base y un ácido: no puede haber reacción de una sin la presencia de otra; para que alguna sustancia gane protones (base) debe haber otra sustancia capaz de cederlos (acido) y viceversa. Por otro lado, un ácido se lo llama fuerte cuanto más fácil cede sus protones y de modo similar, una base se llama fuerte cuanto más fácilmente acepta los protones. Se ha demostrado que el proceso de reacción ácido- base es reversible y que el protón (H+) no tiene existencia libre debiéndose unir a otra sustancia que al aceptarlo se comporta como una base, convirtiéndose el producto obtenido en un ácido-base conjugado. La existencia del par ácido-base conjugado establece un equilibrio entre dos pares ácido-base conjugados de la siguiente manera: + El HNO3 y el ion NO3- constituyen un par ácido base conjugado, mienH + NO 3 HNO 3 tras que el ion H3O+ (hidronio) forman el otro par ácido base conjugado. Ac.1 Base1 En este caso el H2O actúa como base, al aceptar el protón que cede el + + HNO3. Veamos otro ejemplo: H O H2O + H 3 + Base 2 Ac. 2 NH + H O NH + HO +

-

3

2

4

H3O + NO 3 HNO 3 + H2O Los pares conjugados son NH3 y NH4+ y el otro, H2O y HO-. En esta reacción el agua actúa como ácido al ceder el protón que acepta el NH 3 Ac. 1 Base 2 Ac. 2 Base 1 Como conclusión podemos decir que: a) en la teoría de Bronsted-Lowry los ácidos y las bases pueden ser com+ puestos moleculares (H2CO3, NH3) y también iones (H3O , HO , HS , CN ). b) Además, una misma sustancia (molecular o iónica) puede actuar en algún caso como ácido y, en otro caso, como base (H 2O, HS-). c) Por otro lado en lo referente a los ácidos, la teoría de Bronsted-Lowry no establece diferencias fundamentales con la teoría de Arrhenius; sin igualmente ácidos el HCl, el H2SO4, el HNO3, etc., únicamente se extiende el concepto a ciertos iones como H3O+, H2PO4-, HS-, etc., que no son considerados como ácidos en la Teoría de Arrhenius. d) en lo referente a las bases, aparece una diferencia muy importante entre las dos teorías. Los hidróxidos de tipo iónico Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ (KOH, NaOH) para Arrhenius son bases fuertes; en cambio, en la de teoría de Bronsted-Lowry solo se considera base al ion HO-, que acepta un protón para dar H2O. e) cuánto más fuerte es un ácido, tanto más débil es su base conjugada y, también, cuánto más fuerte es una base, tanto más débil es su acido conjugado. f) todas las reacci ones de ácido base tienden a desplazarse en el sentido de formar un ácido y una base más débiles. HCL + H2O + Cl H3O+   Ac. fuerte + Base fuerte ác. débil + base débil Ecuación 43: relación Ac. fuerte y base débil.  CH3-COOH + H2O H3O+ + CH3-COO- ác. débil + base débil Ac. fuerte + Base fuerte Ecuación 44: relación ac. débil y base débil. Actividad 18: reacción ácido – base. 1) Qué diferencia existe entre una solución tipo electrolito y no electrolito? 2) Cuándo un electrolito es fuerte? Da ejemplos. 3) Cuando un electrolito es débil? Da ejemplos. 4) Cuando se establece un equilibrio en una reacción química y como se representa éste? Escribe la ecuación. 5) Según August Arrhenius qué es una base, qué un ácido y qué una sal? Escribe las ecuaciónes. 6) Describe las propiedades de los ácidos y de las bases. 7) Según J.N. Bronsted y T.M. Lowry qué es una base fuerte y qué un ácido fuerte? Escribe la ecuación. 8) Cuando se forma el producto acido- base conjugado? Escribe la ecuación. 9) Describe la diferencia entre las teorías de Arrhenius y Bronsted - Lowry.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ IONIZACION DEL AGUA Y EL pH. El agua químicamente pura posee una débil conductividad eléctrica pues, siendo un electrolito débil (vistió anteriormente), se encuentra débilmente ionizada. Como el H3O+ y el HO- son, respectivamente, el ácido y la Ecuación 45: ionización del agua. [ ] √ [ ] ⁄ + Ecuación 47: pH H O + HO 2H O Ecuación 46: constante de ionización del agua. 2

3

base fuerte, el equilibrio está muy desplazado hacia la izquierda, es decir fase molecular del agua. La disociación de electrolitos en la que se establece un equilibrio se puede cuantificar mediante la constante de disociación iónica “Ki” que para el agua es Kw o constante de disociación iónica del agua cuyo valor es Kw= 1.10 -14. Este valor indica que en 10.000.000 litros de agua habrá un mol (18gr) de agua en forma disociada completamente a 25°C. Asimismo, indica que el agua químicamente pura tiene valores iguales de H + y OH-, por lo tanto es una sustancia neutra. Por lo tanto Kw= [H+] +[OH-]= 1.10-14. Pero si ambos son iguales [H+] = [OH-] tenemos que 1.10-14= [H+]2. Para una solución neutra se tendrá para los iones H+ (Ecuación 46), de la misma manera se tendrá 1.10 -7 OH-. De esa manera se presentan tres alternativas: Solución neutra [H+] = [OH-] = 1.10-7 El uso de concentraciones pequeñas, con el empleo de Solución acida [H+] > [OH-], luego, [H+] > 1.10-7 exponenciales negativos hacia los cálculos muy difíciles Solución básica [H+] < [OH-], luego: [H+] < 1.10-7 hasta que en 1909 Peter Lauritz Sorensen propuso el concepto de Potencial hidrogeno o pH calculándolo con la Ecuación 47. Como hemos visto, en una solución neutra la cantidad de H+ es 1.10-7 mol/litro por lo que su pH seria 7, entonces una solución acida es < 7 mientras que una solución básica tendría un pH >7. Pero, cuál es el minino y el máximo de la escala de pH? Para responder a ello sabemos que [H+] + [OH-]= 1.10-14, aplicando la Ecuación 47 resulta que el pH máximo es 14 mientras que el mínimo, si la concentración es 1mol/litro es cero (Ilustración 64). Todas las reacciones químicas importantes e Ecuación 48: tornasol + Ind.H Ind. + H

rojo

azul

indispensables para la vida tiene lugar en soluciones acuosas y, por otra parte, las mismas solo se desarrollan normalmente, dentro de los estrechos límites de pH (generalmente pH 6 hasta pH 8). También en muchos procesos industriales, se requiere un riguroso control del pH, porque ello permite obtener

Ilustración 64: escala de pH. rendimientos óptimos y, en muchos casos, una mejor calidad del producto. Es por ello que existen métodos para medir el pH: a) colorimétricos y b) electrométricos. Solo veremos el método colorimétrico ya que se fundamenta en la propiedad que presentan ciertas sustancias de adquiere una coloración distintas según la [H+] de las soluciones en las que se agregan. Tales sustancias se llaman indicadores. Estas sustancias son colorantes, naturales o sintéticos, que se comportan como ácidos o bases débiles y, por otro parte, su forma iónica tiene oro color que la forma molecular (no disociada), tomemos por ejemplo a la tintura de tornasol como un ácido débil, tendremos que la forma molecular es color roja mientas que la forma disociada o iónica es color azul (Ecuación 48). A medida que la molécula de indicador va soltando H+ el color va cambiando por lo que no existe un punto en el cual se pasa bruscamente de una forma coloreada a otra sino que el cambio es progresivo. Habrá entonces, dos límites de pH, que corresponden al momento en que predomina una u otra forma coloreada. El espacio comprendido entre dos límites de pH, se denomina zona de viraje, que no es igual para todos los indicadores, aunque sí es característica para cada uno. En la práctica se agrega el indicador a la solución cuyo pH se quiere determinar y, luego, se INDICADOR ZONA DE VIRAJE VIRAJE DE COLOR compara colorimétricamente con un patrón de color. Veamos el Anaranjado de metilo 3,1 – 4,4 Rojo - amarillo Ejemplo 13: uso de indicador Rojo de metilo 4,2 - 6,3 Rojo – amarillo pH. Azul de boromotimol 6,0 – 7,6 Amarillo – azul Rojo fenol 6,8 - 8,4 Amarillo – rojo Se tiene un Erlenmeyer con agua (Ilustración 65, 1), se Fenolftaleína 8,2 – 10 Incoloro – rojo agrega jugo de repollo hasta Antocianinas (repollo morado) 1- 13 Rojo - amarillo que toda la solución tome el color en forma uniforme (Ilustración 66, 2), luego se agregan unas gotas de hidróxido de sodio (NaOH) y se nota como el color ha variado al amarillo (Ilustración 67, 3). Luego se compara este color con la escala colorimétrica de la Ilustración 68. Supongamos que ahora tenemos una solución que desconocemos el pH, en principio debemos hacer una dilución, es decir agregar agua para diluir esta solución desconocida, luego le agregamos unas gotas del indicador (solución de repollo) y el color resultante se compara con la escala colorimétrica. Si a 50 ml de agua (pH= 7) se le agrega una gota (0,05 ml) de un ácido 0,1 M como el ClH (ácido clorh ídrico) la concentración de H+ será 0,0001 M, porque el ácido se diluye 1000 veces (de 0,05 ml a 50 ml). Como la [H+] es 0,0001 m (1.10-4) resulta que el pH del agua ha variado de 7 a 4 (1000 veces más ácido). Si hacemos el mismo procedimiento pero ahora agregamos 1 gota de KOH 0,1 M el pH resultante será 1000 veces más básica es decir pH=10. Como vemos la variación de pH es muy grande, tanto en uno como en otro caso. Si este hecho se


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ traslada a nivel de los líquidos celulares podríamos decir, sin temor a equivocarnos, que estas variaciones tan amplias son incompatibles con la vida.

Ilustración 65: agua (1)

Ilustración 66: agregado de indicador (2).

Ilustración 67: agregado NaOH (3). [ ] [ ] Ecuación 49: ecuacion H.H. Ecuación 50: pK del ácido.

Ilustración 68: escala colorimétrica para el jugo de repollo. Afortunadamente en la naturaleza existen soluciones reguladoras, tampones, amortiguadoras o “buffers” que no permiten estos cambios bruscos de pH, o si lo permiten esos cambios son pequeños. Normalmente estas soluciones están constituidas por una mezcla de un ácido débil y una sal de base fuerte del mismo ácido (por ejemplo, ácido acético + acetato de sodio), o por una mezcla de una base débil y una sal de ácido fuerte de la misma base por ejemplo (NH3 + NH4Cl). Joseph Henderson – Albert Hasselbach determinaron la ecuación para calcular el pH en que tendrá mayor capacidad reguladora la solución amortiguadora conociendo la concentración de sal [sal], la concentración de ácido [acido] y la pK del ácido (Ecuación 50). Por ejemplo, si preparamos una solución con volúmenes iguales de ácido acético y acetato de sodio (CH 3-COOH + CH3-COONa) y la Ka es igual a 1,8.10-5 por lo que el pKa= 4,74 mientras que las concentraciones de sal y ácido son iguales por lo tanto el log de 1 es igual a cero. El pH de la solución será 4,74 entonces la solución preparada tiene un máximo de poder o capacidad reguladora a ese pH. Nótese que con solo variar las concentraciones de sal o de ácido podemos preparar soluciones reguladoras para un pH determinado. Las soluciones reguladoras usadas con mayor frecuencia son la mezcla de ácido acético/acetato de sodio, que regula el pH entre 4,5 y 5; fosfatos (Na2HPO4/NaH2PO4) que regulan el pH alrededor de 7 y la mezcla de NH3/NH4Cl, que regula el pH entre 9 y 9,5. Actividad 19: ionización del agua y pH. 1) Por qué el agua es un electrolito débil? 2) Qué permite determinar la constante de disociación iónica del agua? 3) Cuál fue la propuesta de Peter Lauritz Sorensen para evitar el uso de exponenciales negativos en las ecuaciones? 4) Cuál es el potencial hidrogeno del agua neutra, acida y básica? 5) Cuál es el pH máximo y mínimo en una solución de 1M/litro? Dibuja la escala. 6) A qué pH se desarrollan la mayoría de los organismos vivos? 7) En qué se fundamentan los métodos colorimétricos para medir el pH? 8) Qué es un indicador? Da ejemplos indicando los rangos de pH que detectan. 9) Explica el uso de un indicador. Dibuja. 10) Qué es una solución reguladora? Da ejemplos. 11) Qué permite determinar la ecuación de J.H. y A.H.? escribe la ecuación. 12) Da ejemplos de soluciones reguladoras.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS: VARIACION DEL NRO OXIDACION. 2) De acuerdo con la variación del número de oxidación: el número de átomos de cada uno de los elementos que intervienen en la formación de un compuesto depende de los electrones que necesitan ganar o perder para adquirir la configuración electrónica del gas inerte más próximo (regla de octeto). Por esta razón, los elementos presentan diferente capacidad para combinarse unos con otros. En las uniones químicas (es el producto de una reacción química) el número de oxidación de los elementos está dado por el número de electrones que ceden, comparten o pierden al establecer la unión. Así la unión entre el hidrogeno y el azufre cada hidrogeno le cede un electrón al azufre y de esa manera completan 8 electrones en la última orbita (Ilustración 69). Por esta razón el estado de oxidación del azufre es -2 ya que toma dos electrones negativos. Para determinar el estado de oxidación de cada átomo en una molécula se aplica el método algebraico teniendo en cuenta las siguientes reglas:1) El número de oxidación de un elemento en estado libre, el que no forma parte de ningún compuesto como Na, H 2, O2, Cl2, P4, etc. ES CERO. 2) La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un compuesto ES CERO. 3) El número de oxidación de un ión (catión o anión) como Na+, Cl-, S=, Fe+3, SO4=, NO3-, NH4+, es igual a la carga del ión. 4) El hidrógeno siempre tiene número de oxidación +1. 5) El oxígeno siempre tiene número de oxidación – 2. 6) En los elementos cuyo número de oxidación es único (en la tabla periódica) se toma este valor como valido mientras que en los elementos que tienen varios números de oxidación se lo debe determinar para cada molécula mediante el método algebraico. Ejemplo 14: determinación del estado de oxidación por método algebraico. En los siguientes compuestos determinar el estado de oxidación del azufre y carbono. El del oxígeno se lo extrae de la tabla periódica y es – 2. (ver punto 5 de las reglas anteriores). Ecuación 51: dióxido Ecuación 52: tritóxido Ecuación 53: ácido de azufre. de azufre. carbónico.

H S H

SO

SO

H CO

2 3 2 3 Ilustración 69: estado de oxidación. En la Ecuación 51 el oxígeno, como sabemos actúa como –2 por lo tanto podemos plantear la ecuación: S  (2x(2))  0 Luego despejando S tenemos : S  4  0  S  4 . Para la Ecuación 52 será S+3(-2)= S – 6 = 0 por lo tanto S = 6. Para el ácido carbónico (Ecuación 53) conocemos el número de oxidación del hidrógeno +1 y del oxígeno –2 (los sacamos de la tabla periódica). Para determinar el número de oxidación del carbono se planea la siguiente ecuación: C + 3 (número de oxidación del oxígeno) + 2(número de oxidación del hidrógeno) = 0 Por lo tanto: C + (-6) + 2 = 0, despejando C tenemos C = 6 – 2 luego C = 4. Si buscamos los estados de oxidación del carbono vemos que pueden ser +4; +2 y – 4 en esta unión química actúa con + 4. Ejemplo 15: estados de oxidación. Determinar el estado de oxidación del Al, N y Cr en los siguientes compuestos: a) Al2O3; b) NO3 – ; c) Cr2O7 = Para el caso a) se tiene 2x(número de oxidación del Al) + 3(-2) = 0 2Al – 6 = 0; Al = 6/2 = + 3. En el caso b) se nota que es un ión negativo o anión por lo tanto: Nro de oxidación del nitrógeno + 3(-2) = -1; luego N – 6 = - 1, entonces N = 6 – 1; N = + 5. Para de ión dicromato se tiene: 2 (número de oxidación del Cr) + 7( - 2 ) = - 2. Luego Cr = (14 – 2)/2 = + 6. Actividad 20: clasificación reacciones químicas 1. 1) Qué es una unión química? 2) Qué es el número de oxidación? Da un ejemplo. 3) Nombra las reglas que se deben seguir para determinar el número de oxidación por el método algebraico. 4) Analiza los ejemplos dados para determinar el número de oxidación. 5) Establecer el número de oxidación de los siguientes compuestos a) N2O5. Rta: N = + 5 b) CaBr2. Rta: Br = - 1. c) HNO2 Rta: N = + 3. d) NaClO4. Rta: Cl = + 7. e) MgSO4. Rta: S = + 6. f) Al2S3 Rta: S = - 2


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ CLASIFICACION DE REACCIONES QUIMICAS: OXIDO REDUCCION. 2.B. Reacciones de óxido- reducción: cuando hablamos de las reacciones de oxidación podemos simplemente presentar el fuego que consume la madera de nuestra parrilla pero no todas las reacciones de este tipo son tan perceptibles por desprender tanto calor, veamos qué sucede cuando el magnesio (metálico) es puesto en presencia de aire para dar óxido de magnesio, según la Ecuación 54. Como podemos ver en toda reacción de óxido – reducción existe un cambio en el número de oxidación de los átomos entre los reactivos y los productos. Veamos: +2 Ecuación 54: oxidación del Mg. -2 2Mg 2Mg 4e + O 2O 4e 2 Mg (s) + O 2 (g) y 2MgO (s) Ecuación 55: hemireacciones. Esta reacción química no es un proceso aislado sino que, en realidad, está compuesta por dos hemirreacciones acopladas. En primer lugar, podríamos decir que el Mg ganó oxígeno, pero también que cambió su estado de oxidación es decir perdió dos electrones por cada átomo. En ambos casos se oxidó. Para que esta oxidación ocurriera otra especie química se redujo, perdió oxígeno o mejor dicho el oxígeno gano dos electrones por cada átomo. Por lo tanto, cuando hay una oxidación, siempre hay una reducción y viceversa. Por eso, estas reacciones reciben el nombre de reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. No existe una sola forma para definir la oxidación y la reducción, sino que, al menos, existen tres diferentes posibilidades: a) Como ganancia o pérdida de átomos de oxígeno. Históricamente, el término oxidación se identificaba con reacciones en las que los elementos se combinaban con el oxígeno, es decir, ganaban oxígeno. Como consecuencia, la reducción se identificaba con la pérdida de oxígeno. Con el tiempo los químicos tuvieron que ampliar este concepto a otras especies químicas, como el cloro u otros no metales con similar reactividad que el oxígeno. b) Como ganancia o pérdida de átomos de hidrógeno. Una especie química se oxida cuando pierde átomos de hidrógeno y se reduce cuando gana átomos de hidrógeno. c) Como ganancia o pérdida de electrones. En la oxidación, los átomos de una especie química pierden electrones o aumentan su número de oxidación, mientras que en la reducción ganan electrones o disminuyen su número de oxidación. En un proceso redox, llamamos agente oxidante al que provoca la oxidación y se reduce y agente reductor al que provoca la reducción y se oxida (Ilustración 70). Hay reacciones redox sencillas que pueden balancearse por el método del tanteo o por el método algebraico. No obstante,

+

-

existen otras reacciones que involucran iones como el MnO4 -2 -2 (permanganato), el Cr2O7 (dicromato) o el SO2 (sulfato) y cuyo ajuste se realiza por el método Ion electrón pero no trataremos en este escrito. Veamos el ejemplo H2 + CuOH2O + Cu Ecuación 56: agente reductor y oxidante. Considerando el concepto típico de reducción: el oxígeno es eliminado de un compuesto (CuO) y de forma semejante, se interpreta el concepto de oxidación, el oxígeno ha sido tomado por un compuesto (H2O). Así, el cobre se ha reducido y el hiIlustración 70: oxido - reducción. drógeno se ha oxidado. Por lo tanto el cobre actuó como agente Oxidante porque movió el oxígeno de un compuesto, el hidrogeno como agente reductor, acepto el oxígeno que otro compuesto había desplazado. Analizando el problema electrónicamente, se observa que el Hidrogeno se hallaba como molécula libre (H0) en el primer miembro, mientras que en el segundo miembro se encuentra combinado (2H+1), por lo tanto ha aumentado su estado de oxidación perdiendo dos electrones, se ha oxidado. Por otro lado, el cobre (Cu) del primer miembro se halla como ion Cu+2 y en el segundo miembro como elemento neutro Cu0 ha ganado dos electrones por lo tanto se ha reducido disminuyendo su estado de oxidación. Tabla 8: oxido reducción. Cuando la sustancia Electrones Cargas Estado oxidación El agente es Se oxida Cede Adquiere caga positiva Aumenta Reductor Se reduce Adquiere Adquiere carga negativa Disminuye oxidante Actividad 21: reacciones de óxido reducción. 1. Cuando una reacción es de óxido reducción? 2. Da un ejemplo de las hemireacciones acopadas que ocurren en una oxido- reducción. 3. Por qué la reacciones de óxido reducción se llaman redox? 4. Explica las tres formas de definir a las reacciones Redox. Dibuja. 5. En una reacción redox cuál es el agente oxidante y cuál el reductor? 6. En las siguientes ecuaciones redox identificar el agente oxidante y el agente reductor. a. 2FeCl2 + Cl22FeCl3 b. 2Na + Cl2 2NaCl c. Fe + CuSO4FeSO4 + Cu d. Cu + 2AgNO3Cu(NO3)2 + 2Ag e. S + 2HNO3H2SO4 +2NO Cu oxidante se redujo a Cu cero. H2 reductor se oxido a H-1 H2 - 2e 2H+1 Cu +2 + 2e Cu0


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ CLASIFICACION DE REACCIONES REDOX. Podemos analizar varios tipos de reacciones químicas Rodox como, las de desplazamiento, de combustión, de desproporción, de corrosión y las electroquímicas. 2.B.1) Reacciones de desplazamiento: en estas un elemento reemplaza a otro en una molécula. La mayoría de estas reacciones se pueden clasificar dentro de tres categorías: 2.B.1.1) Reacciones de desplazamiento de halógenos: el flúor es el elemento que mayor poder oxidante tiene dentro del grupo y desplaza a cualquiera de los otros halógenos. Por otra parte, el cloro desplaza al bromo y al yodo de sus compuestos, de acuerdo con las siguientes ecuaciones: Ecuación 57: desplazamiento del bromo. Ecuación 58: desplazamiento del iodo. Cl2 + 2 BrK 2ClNa + I 2(g) Cl2 + 2NaI 2ClK + 2Br (l)

AgNO 3(aq) + Cu(s)

Ag (s) + Cu(NO 3)2 (l)

2.B.1.2) Reacciones de desplazamiento metálico: un metal en estado libre puede reemplazar a otro metal en un compuesto. Por ejemplo, el cobre desplaza a la plata de la solución de nitrato de plata (la reduce). Para interpretar este desplazamiento necesitamos conocer la serie de actividades de los metales. Como regla general podemos decir que: Un metal de la serie reaccionará con cualquier otro que se encuentre en solución y se ubique a su derecha. 2.B.2.) Reacciones de combustión. Ciertas sustancias arden en presencia de oxígeno, liberando luz y calor y, a menudo, con producción de llama. Este tipo de reacción redox se denomina de combustión. Para que se produzca es necesario un aporre externo de energía, por ejemplo, la chispa que se produce en el encendido electrónico de la hornalla. En toda combustión, el reactivo que arde se conoce como combustible, mientras que el otro reactivo (casi siempre el oxígeno) se denomina comburente. Los combustibles más frecuentes son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno (por ejemplo los hidrocarburos derivados del petróleo). El producto de esas reacciones puede incluir monóxido de carbono y agua, si la combustión es incompleta o dióxido de carbono y agua, si la combustión es completa. 2.B.3.) Reacciones de corrosión. Dentro de las reacciones, una muy importante es la reacción de corrosión, especialmente por las pérdidas económicas que ocasiona. Veamos de qué se trata. el hierro, cuando está expuesto al aire húmedo, se oxida según: Ecuación 59: corrosión.

2Fe + O 2 + 2H 2O

Ilustración 71: actividad de metales.

2Fe(OH) 2

Ecuación 60: dismutación. NaBrO 3 + BrNa + H 2O Na(HO) + Br 2 Para que esto suceda, el oxígeno se reduce y el hierro se oxida. Para que la reacción ocurra es necesaria la presencia de un electrolito como el agua salada de las zonas marítimas o la humedad atmosférica de las ciudades. Ilustración 72: herrumbre. El hidróxido de hierro (II) continua oxidándose para dar Fe(OH) 3 o hidróxido de hierro (III) y posteriormente trióxido de dihierro (Fe2O3), de color rojo característica de la herrumbre que todos conocemos. 2.B.4) Reacciones de desproporción o dismutación: Cuando una misma especie química se oxida y se reduce simultáneamente, la reacción redox se llama reacción de desproporción o dismutación. Por ejemplo, la reacción entre el hidróxido de sodio y el bromo como se puede ver en la Ecuación 60. En este caso, el bromo se oxidó a bromato de sodio y se redujo a bromuro de sodio. Es decir, el bromo pasó de un estado de oxidación 0 a uno +5 y a otro -1. Actividad 22: clasificación de reacciones redox. 1. Qué es una reacción de desplazamiento? 2. Escriba las ecuaciones de desplazamiento y la secuencia de desplazamiento entre los halógenos. 3. Cuándo se da el desplazamiento metálico? Da un ejemplo y escribe la ecuación. 4. Cuándo se produce una reacción de combustión? Qué sustancias son llamadas combustibles y comburentes? 5. Explica qué es una reacción de corrosión. Da sus ecuaciones y dibuja. 6. Cuándo se produce una reacción de dismutacion? Escriba su ecuación.


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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ ELECTROQUIMICA. Las reacciones redox se relacionan estrechamente con la electroquímica, área de la química que estudia la interconversión de energía eléctrica y energía química. La inter-conversión puede ocurrir en dos tipos de celdas: 1) Celda voltaica. Es el lugar donde, a partir de una reacción química redox espontánea, se obtiene electricidad. Las pilas secas y las baterías para automóviles son ejemplos de este tipo de celda (Ilustración 45 física). 2) Celda electrolítica. Es el lugar donde ocurre la electrólisis, que consiste en producir una reacción redox por aplicación de una corriente eléctrica. Mediante la electrólisis se obtienen algunos metales puros o con un alto grado de pureza, como el aluminio. 1) Celda voltaica: si colocamos una tira de cinc metálico en una solución de sulfato de cobre (II) ocurrirá lo siguiente: Ecuación 61: celda voltaica. +2

0

+2 0 Cu + Zn Zn + Cu El Zn cede sus dos electrones externos al Cu+2, reduciéndolo. A su vez, el Zn se oxida a Zn+2. Ahora, si separamos los cationes Cu+2 y el Zn en dos recipientes o semiceldas, pero conectados por un alambre conductor de la electricidad los electrones se verán forzados a fluir por el alambre para pasar del Zn a los cationes Cu+2 y se producirá una corriente eléctrica. Este dispositivo recibe el nombre de pila de Daniell (Ilustración 73), inventada en 1836 por John Frederick Daniell, que era un químico británico y meteorólogo.

Ilustración 73: pila de Daniels. En este caso, una semicelda contiene cinc metálico (Zn) en una solución de sulfato de cinc (ZnSO4) y en la otra hay cobre metálico (Cu) en una solución de sulfato de cobre (CuSO4). Ambos metales funcionan como electrodos. El electrodo donde ocurre la reducción se denomina cátodo (electrodo positivo) y el electrodo donde ocurre la oxidación, ánodo (electrodo negativo). Cada vez que un átomo de Zn cede sus dos electrones al Cu2+, un anión -2 SO4 se desplaza del compartimiento de la derecha al de la izquierda a través de la barrera porosa (de allí el nombre de semiceldas) para compensar las cargas positivas originadas por el Zn +2. A medida que transcurre el tiempo, el electrodo de Zn va desapareciendo lentamente, mientras que el electrodo de cobre aumenta su masa por depósito de cobre metálico. Este dispositivo puede dejar de funcionar por alguna de estas causas: a) Si se acaba el Zn o el Cu2+. b) Si se abre el circuito eléctrico. c) Si el SO4-2 no puede atravesar la división entre las dos semiceldas. 2) Celda electrolítica: muy poco tiempo después de que Alessandro Volta describiera su trabajo sobre la pila, dos químicos ingleses, William Nicholson y Anthony Carlisle, demostraron el proceso inverso. Hicieron pasar corriente eléctrica a través de agua y observaron la aparición de burbujas de gas en las varillas metálicas que habían introducido previamente. En una de ellas recogieron hidrógeno y en la otra, oxígeno. Habían descubierto el fenómeno de la electrólisis (electro se refiere a la electricidad y lisis quiere decir rotura) mediante el cual podían producir una reacción química aplicando una corriente eléctrica. La electrólisis se realiza en una celda electrolítica (Ilustración 74).

Ilustración 75: galvanoplastia. Ilustración 74: hidrólisis. Se trata de un recipiente donde una sustancia se encuentra disuelta de manera que está disociada en sus electrolitos y permite el paso de la corriente eléctrica. En este recipiente se sumergen dos electrodos conectados a una fuente de energía eléctrica. En uno de ellos, el ánodo o electrodo positivo, se producirá la oxidación y en el otro, el cátodo o electrodo negativo, se producirá la reducción. Si los electrodos no intervienen en la reacción química, se conocen como electrodos inertes. En toda electrólisis los cationes se dirigen hacia el cátodo y los aniones, hacia el ánodo. El químico inglés Humphrey Davy fue el primero en emplear este procedimiento en sustancias fundidas y, así, pudo aislar metales como el potasio y el sodio. También obtuvo electroquímicamente los elementos bario, calcio, magnesio y estroncio. Poco después, Michael Faraday postulaba las leyes de la electrólisis que, en su honor, se conocen como leyes de Faraday. Ellas enunciaban: a) La cantidad de materia producida o descompuesta Prof. Guillermo A. Ceballos

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FUNDAMENTOS DE QUIMCIA 5to Año A. ES. N° 23 – BAHÍA BLANCA. http://sites.google.com/site/ceballosws/ en una celda electrolítica es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la celda. b) La cantidad de sustancia depositada o disuelta en una celda electrolítica es directamente proporcional a su masa molar. La galvanoplastia es una de las aplicaciones de la hidrólisis en la cual, mediante el empleo de corriente eléctrica, un metal se deposita sobre otro. Los metales más utilizados para realizar este procedimiento son el cinc, el cobre, la plata, el oro, el cromo, etc. Por ejemplo, si queremos recubrir un objeto metálico cualquiera con cobre armamos una celda electrolítica en la que el ánodo estará formado por una barra de cobre que se disolverá lentamente durante el proceso y el cátodo será el objeto a "cobrear" (Ilustración 75). La solución en la cual se sumergen los electrodos debe contener iones del metal protector (por ejemplo, sulfato de cobre). La reacción que se produce es la siguiente: Ánodo: Cu  Cu2+ + 2eCátodo: Cu2+ + 2e-  Cu (se deposita sobre el objeto). Actividad 23: electroquímica. 1. Define electroquímica. 2. Que diferencia existe entre la celda voltaica y la celda electrolítica? 3. Describe la celda voltaica y dibuja. Escribe la ecuación iónica entre el Cobre y el Zinc. 4. Qué invento J.F. Daniell? 5. Indica cuál es el contenido en solución de cada semicelda de la PdeD?. 6. Por qué razón se llama semicelda al recibiente que contiene los electrodos de la PdeD? 7. Qué sucede a medida que transcurre el tiempo con ambos electrodos en la PdD? 8. Por qué razón el sistema deja de funcionar? 9. Qué fenómeno descubrieron William y Anthony? 10. Define electrólisis. 11. Explica el proceso de la electrolisis. Dibuja. 12. Cuando los electrodos de una hidrólisis se denominan inertes? 13. Qué dicen las leyes de Faraday sobre la electrolisis? 14. Define galvanoplastia. 15. Describe un ejemplo de galvanoplastia y dibuja.


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