ÍNDICE. Unidad 3. Soluciones 3.1 Soluciones empíricas Curva de solubilidad Soluciones valoradas 47

Transcripción

1 ÍNDICE Unidad 1. Reacciones químicas inorgánicas Clasificación de las reacciones Símbolos auxiliares Tipos de reacciones Síntesis Análisis o descomposición Simple sustitución o desplazamiento Doble descomposición o doble sustitución 5 Unidad 2. Estequiometria Condiciones de una ecuación química correcta Balanceo de ecuaciones por el método de tanteos Número de oxidación Balanceo de ecuaciones por el método de oxidación-reducción Unidades químicas Peso atómico Átomo gramo Molécula gramo Mol Peso molecular Volumen molar o volumen molecular gramo Cálculos químicos Número de moles en x gramos de sustancia Número de átomos o moléculas en x gramos de sustancia Volumen ocupado por n moles de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión Ley de la conservación de la masa Ley de las proporciones constantes Composición centesimal de un compuesto Cálculo de problemas estequiométricos Ley de las proporciones múltiples Ley de las proporciones recíprocas o de los pesos de combinación 37 Unidad 3. Soluciones 3.1 Soluciones empíricas Curva de solubilidad Soluciones valoradas 47 Unidad 4. Ácidos y bases 4.1 Teorías ácido-base Potencial hidrógeno (ph) y potencial oxhidrilo (poh) Clasificación de ácidos y bases Indicadores Neutralización Titulación o valoración Hidrólisis 72 1

2 Química Orgánica Introducción 74 Objetivo general 75 Unidad 5. Estructura de los compuestos orgánicos Fundamentos de la química orgánica 75 Principales diferencias entre compuestos orgánicos 76 Hibridación del carbono 77 Hibridación tetragonal 77 Hibridación trigonal 78 Hibridación planar 79 Tipos de cadena en compuestos orgánicos 81 Clasificación de esqueletos de los compuestos orgánicos 82 Isomería 84 Unidad 6. Nomenclatura: química orgánica Función química 87 Hidrocarburos 91 Alcanos 91 Cicloalcanos 93 Radicales alquilo 94 Nomenclatura de alcanos arborescentes 98 Alquenos 104 Alquinos 106 Derivados halogenados 111 Alcoholes 114 Éteres 118 Aldehídos y cetonas 120 Ácidos 123 Esteres 125 Aminas 127 Amidas 129 Derivados del benceno 134 2

3 UNIDAD 1 REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS. OBJETIVO PARTICULAR Plantear la ecuación química como un modelo para explicar las diferentes formas de transformación entre los compuestos y elementos químicos inorgánicos ejemplificados con reacciones de importancia para el país. 1.1 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES OBJETIVO ESPECÍFICO Conocer los conceptos de reacción química, modelo matemático, ecuación química, reactantes, productos y símbolos auxiliares En el Universo constantemente están ocurriendo cambios físicos y químicos; en nuestro curso, vamos a estudiar especialmente los procesos químicos o reacciones químicas. Una reacción química es un proceso en el cual dos o más sustancias, al interaccionar, forman otras, como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros nuevos. Tal es el ejemplo del dióxido de azufre, que se forma por combustión del azufre. Esta reacción puede representarse, mediante un modelo matemático, utilizando literales para representar las sustancias participantes en una reacción química: A + B = AB O bien mediante una ecuación química, representando las sustancias participantes por medio de símbolos y fórmulas químicas. S + O 2 SO 2 Como los términos del primer miembro son diferentes químicamente a los del segundo miembro, en una ecuación química se sustituye el signo (=), utilizando una ecuación matemática, por una flecha ( ) que indica el sentido en que se verifica la reacción. Las ecuaciones químicas generalmente se emplean para describir solamente los estados inicial y final del proceso. Convencionalmente se escriben a la izquierda, es decir, en el primer miembro, los símbolos o fórmulas de las sustancias iniciales, llamadas reaccionantes o reactantes, y a la derecha de la ecuación o segundo miembro, se escriben los símbolos o fórmulas de las sustancias que se forman o productos de la reacción. EJEMPLO 3

4 Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 Reactantes Productos 1.2 SIMBOLOS AUXILIARES Los símbolos auxiliares se utilizan para que una ecuación química represente lo más exactamente posible una reacción, el sentido y las condiciones en que se realiza. Entre los símbolos auxiliares más usados tenemos: Una flecha hacia la derecha ( ) indica que la reacción es irreversible, es decir, que se realiza en un sentido. Una flecha hacia la derecha y otra hacia la izquierda ( ) indican que la reacción puede realizarse de izquierda a derecha y de derecha a izquierda, es decir, los productos pueden regresar a su estado original. Un triángulo encima de una flecha que separa a los reactantes de los productos indica que la reacción sólo se realizará si se le suministra calor. CaCO 3 CaO + CO 2 Para indicar el estado físico de las sustancias se anota dentro de un paréntesis una (s) si la sustancia es un sólido, una (l) si es un líquido una (g) si la sustancia es un gas y (aq) si la reacción se realiza en agua. ( ) Una flecha hacía arriba indica un gas que se desprende. ( ) Una flecha hacía abajo indica un sólido que precipita. Si la reacción requiere un catalizador que acelere o retarde la reacción, se indica sobre la flecha que separa los reactantes de los productos. Si la reacción requiere energía luminosa, se escribirá sobre la flecha el símbolo ( λν ), que representa un cuanto de luz. Veamos: λν CH 3 -CH 3 + HCl CH 3 -CH 2 -Cl + HCl (ϟ ) Este símbolo arriba de la flecha representa la electrólisis. ϟ 2H 2 O (l) 2H 2(g) + O 2(g 2KCLO 3(s) KCl (s) + 3O 2(g) Esta ecuación indica que el clorato de potasio (KClO 3 ) es un sólido que al calentarse produce cloruro de potasio (KCl) sólido y oxígeno (O 2 ) gaseoso. Los números que están colocados antes de las fórmulas se llaman coeficientes; indican el número de átomos, moléculas o moles que intervienen en el proceso. EJEMPLO N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) 1 molécula 3 moléculas 2 moléculas 1mol 3 mol 2 mol 4

5 EJERCICIO Escribe los símbolos auxiliares que conoces de una ecuación química. 1.3 TIPOS DE REACCIONES OBJETIVO ESPECÍFICO Identificar los tipos de reacciones Las diferente reacciones o procesos químicos dan lugar muchas veces a la obtención de sustancias compuestas; atendiendo a ello, los compuestos químicos pueden formarse por distintos procedimientos generales. 5

6 De acuerdo con la formación o ruptura de los enlaces, las reacciones químicas se clasifican en cuatro tipos principales: a) Reacciones de Síntesis b) Análisis o descomposición c) Simple sustitución d) Doble sustitución SÍNTESIS Consiste en la unión de sos o más sustancias sencillas paraa formar una más compleja. La representación mediante el modelo matemático de este tipo de reacción es el siguiente: A + B AB Metal + oxígeno óxido metálico 4 Na + O 2 2 Na 2 O Sodio oxígeno óxido de sodio No metal + oxígeno óxido no metálico (anhídrido) 2Cl 2 O 2 2Cl 2 O Cloro oxígeno anhídrido hipocloroso Metal + halógeno halogenuro del metal 2Na Cl 2 2NaCl Sodio Cloro cloruro de sodio Metal activo + hidrógeno hidruro metálico 2K + H 2 2KH Potasio hidógeno hidruro de potasio Óxido metálico + Agua Hidróxido MgO + H 2 O Mg(OH) 2 Óxido de magnesio Agua Hidróxido de magnesio ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN Este tipo de reacción es inversa a la de síntesis; una susstancia compleja, mediante energía, se divide en dos o más sustancias sencillas. El modelo matemático de esta reacción es: EJEMPLO electricidad AB A + B E= energía 2H 2 O 2H 2 + O 2 Agua hidrógeno oxígeno 2KCLO 3(s) KCl (s) + 3º 2(g) Clorato de potasio cloruro de potasio oxígeno 6

7 CaCO 3 CaO + CO 2 Carbonato de calcio óxido de calcio dióxido de carbono SIMPLE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO Es aquella reacción en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro elemento. Este desplazamiento sucede siempre y cuando el átomo sustituyente tenga mayor actividad que el sustituído. El modelo matemático de esta reacción es: EJEMPLO A + BC AC + B HgS + Fe FeS + Hg Sulfuro de fierro sulfuro de mercurio Mercurio(II) fierro(ii) Mg + 2HCl MgCl 2 + H 2 Magnesio ácido cloruro hidrógeno Clorhídrico de magnesio 2Na + 2HNO 3 2NaNO 3 + H 2 Sodio ácido nítrico nitrato de sodio hidrógeno DOBLE DESCOMPOSICIÓN O DOBLE SUSTITUCIÓN Este tipo de reacción consiste en el intercambio entre los iones presentes. El modelo matemático de esta reacción es: AB + CD AD + CB EJEMPLO AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 Nitrato cloruro cloruro nitrato De plata de sodio de plata de sodio Ag 2 SO 4 + 2NH 4 Cl (NH 4 ) 2 SO 4 + 2AgCl Sulfato de cloruro sulfato cloruro plata de amonio de amonio de plata BaCl 2 + Na 2 SO 4 BaSO 4 + 2NaCl Cloruro Sulfato de Sulfato de cloruro De bario sodio bario de sodio 7

8 EJERCICIOS 1.- Contesta las siguientes preguntas. a) Qué representa una ecuación química? b) Cómo se les llama a las sustancias iniciales de una reacción química? c) Cómo se les llama a las sustancias finales de una ecuación química? d) Cómo se le llama al número que indica el número de moles, moléculas o átomos y se escribe a la izquierda de la fórmula? e) Cuando representamos una reacción por literales, estamos utilizando un modelo En los espacios en blanco escribe si la reacción es de síntesis, análisis, simple sustitución o doble sustitución. a) H 2 + Cl 2 2HCl b) S SO 2 c) CaCO 3 CaO + C0 2 8

9 d) 2HBr + Cl 2 2HC1 + Br 2 e) Fe + HgS FeS + Hg f) 2H H 2 0 g) NaOH + HC1 NaCl + H 2 0 h) H C0 2 H 2 CO 3 i) 2KCIO 3 2KC j)2na + S Na 2 S k) Ca + I 2 Cal 2 1) 2KOH + H 2 S0 4 2H K 2 S0 4 9

10 UNIDAD 2 ESTEQUIOMETRÍA OBJETIVO PARTICULAR Aplicar la Ley de la conservación de la masa realizando cálculos estequiométricos en ecuaciones químicas INTRODUCCIÓN. La ciencia Química logra un gran avance cuando los químicos reconocieron la importancia de las mediciones cuidadosas y comenzaron a hacerse preguntas que podrían ser respondidas cuantitativamente. La estequiometria del griego stoicheion (constituyente elemental) y metrein (medir) es la parte de la química que se ocupa del estudio de las relaciones en peso entre las sustancias que participan en una reacción química. Piara realizar los cálculos estequiométricos en una reacción química será necesario como base fundamental tener presente: las leyes fundamentales que sustenta la estequiometria, algunos conceptos auxiliares, y el balanceo de ecuaciones; los cuales se verán más adelante. 2.1 CONDICIONES DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA CORRECTA OBJETIVO ESPECÍFICO Conocer las condiciones para escribir una ecuación química correcta. Para que una ecuación química esté correctamente escrita, debe cumplir ciertos requisitos: Los símbolos y las fórmulas de reactantes y productos deben estar correctamente escritos. Deben aparecer moléculas de los elementos y no átomos libres. Para poder cumplir con esta condición, al escribir una ecuación es necesario recordar que las moléculas de los elementos gaseosos y las de los halógenos son diatómicas: 10

11 La ecuación debe cumplir con la Ley de la conservación de la masa de Lavoisier, es decir, el número de átomos debe ser igual en los reactantes y en los productos; debe estar balanceada. 2.2 BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DE TANTEOS Para balancear una ecuación química se pueden utilizar varios métodos; entre ellos se tiene el de tanteos, generalmente utilizado para balancear ecuaciones sencillas. Para aplicar correctamente este método se siguen los siguientes pasos: 1.- Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayoría de las sustancias que intervienen. 2.- Asignar a la fórmula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre igualar el número de átomos del elemento en reactantes y productos. Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos, incluso a los índices. 3.- Repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta que la ecuación esté balanceada. Nota: Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes, pero los subíndices de las fórmulas no pueden ser alterados. EJEMPLOS: a) Mg + HC1 MgCl 2 + H 2 El número de átomos de cada elemento, en el primero y segundo miembros, es: 1 - Mg H Cl - 2 Como se puede observar, existe un desequilibrio en el número de átomos de H y de Cl, por lo que se requiere asignar el número 2 como coeficiente del HC1: Mg + 2 HC1 MgCl 2 + H 2 Ahora el número de átomos de H y de Cl es: Esto es, la ecuación está balanceada. 2- H Cl - 2 b) Al A El número de átomos de cada elemento en ambos miembros es: 1- Al O - 3 Se observa que el número de átomos de oxígeno en el primer miembro es par, y en el segundo es impar; por tanto, es necesario afectar el compuesto del segundo miembro con un coeficiente tal (2) que el número de átomos resulte par. 11

12 Ahora el número de átomos es: Al Al Al O -6 No obstante que se antepuso un coeficiente, la ecuación aún no está balanceada, por lo que será necesario anteponer coeficientes a los términos del primer miembro. Para nivelar el número de átomos de aluminio, se asignará un coeficiente 4 a dicho elemento: Ahora el número de átomos es: 4Al Al Al Finalmente, para igualar el número de átomos de oxígeno deberá afectarse al oxígeno molecular con el coeficiente 3: 4Al Al Ahora se tiene: 4 - Al O -6 La ecuación está balanceada. c) Al (N0 3 ) 3 + H 2 SO 4 HNO 3 + A1 2 (S0 4 ) 3 En la ecuación anterior se observa que en ambos miembros aparecen grupos atómicos sin alteración, llamados radicales; por tanto, la ecuación podrá balancearse tomando en consideración el número de dichos radicales: 1 - Al N H S0 4-3 Igualando el número de átomos de aluminio se tiene: 2A1(N0 3 ) 3 + H 2 S0 4 HN0 3 + A1 2 (S0 4 ) Al N H S0 4-3 Igualando el número de radicales nitrato (NO 3 ) se tiene: A1(N0 3 ) 3 + H 2 S0 4 6HNO3 + A1 2 (S0 4 ) 3 Ahora el número de átomos es: 2 - Al N

13 2- H S0 4-3 Igualando el radical sulfato (SO 4 ) se tiene: 2A1(N0 3 ) 3 + 3H 2 S0 4 6HN0 3 + A1 2 (S0 4 ) Al N H S0 4-3 La ecuación está balanceada. EJERCICIO 1.- Contesta brevemente las siguientes preguntas: a) Para qué se balancea una ecuación química? b) Escribe dos condiciones para que una ecuación química esté correctamente escrita. 2.- Balancea las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteos. a) Na 2 SO 4 + BaCl 2 BaS0 4 + NaCl b) ZnS ZnO + SO 2 c) KOH + H 2 S0 4 H 2 O + K 2 SO 4 d) CaCO 3 CaO + C0 2 e) KCIO 3 KCl + O 2 f) NaOH + H 2 S0 4 Na 2 S0 4 + H

14 g)mg + HC1 MgCl 2 + H NÚMERO DE OXIDACIÓN OBJETIVO ESPECÍFICO Escribir las reglas para determinar el número de oxidación de un elemento Para identificar las especies oxidada y reducida en una ecuación química, es necesario explicar el concepto de número de oxidación, así como la determinación del mismo. Con frecuencia, los términos valencia y número de oxidación se consideran sinónimos; recordemos: Valencia. Es la capacidad de combinación de los átomos. Número de oxidación. Es la carga eléctrica asignada a un átomo cuando se combina con otro. EJEMPLO En el KI, el número de oxidación del potasio es +1, y el del yodo es -1, ya que, dada la elevada diferencia de electronegatividades entre los dos átomos, se considera que el potasio cede un electrón al yodo, mismo que el yodo acepta. En el HBr, el número de oxidación del hidrógeno es +1 y el del bromo es -1, ya que ambos átomos comparten un par de electrones; para poder asignar cargas eléctricas, se supone que el bromo, al ser más electronegativo, acepta el electrón del hidrógeno. REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UN ÁTOMO 1. El número de oxidación de cualquier elemento libre (sin combinar) es cero. Así, H 2, 0 2, Cl 2, Fe, K, tienen número de oxidación cero. 2. Los metales alcalinos (grupo IA) tienen número de oxidación + 1. (Li, Na. K. Rb, Cs, Fr) 3. Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) tienen número de oxidación +2. (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra). 4. El número de oxidación del hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, por ejemplo: H 2 0, NH 3, CH 4 ; pero en los hidruros metálicos iónicos, como NaH, CaH 2, A1H 3, el número de oxidación del hidrógeno es El oxígeno tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos que tiene número de oxidación Todos los metales tienen número de oxidación positivo. 14

15 7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser cero. 8. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un catión debe ser igual a la carga del anión. La aplicación de las reglas anteriores se ilustra en los siguientes ejemplos: En el Na 2 S, el sodio tiene un número de oxidación de +1, y el azufre debe ser -2 para que la suma algebraica de las cargas eléctricas sea igual a cero. +1 x2-2 xl Na 2 S +2-2 En el Fe 2 0 3, el oxígeno tiene un número de oxidación -2, y el del fierro debe ser x 2-2 x 3 Fe 2 O 3 En el CaC0 3, el número de oxidación del calcio es +2, el del oxígeno es -2, el del carbono debe ser +4 para igualar las cargas eléctricas x3 Ca C 0 3 En el CU(N0 3 ) 2 el número de oxidación del nitrógeno es +5; ya que el radical N0 3 tiene un número de oxidación -1, según el balance de las cargas eléctricas x 2-2 x 6 Cu (N 0 3 ) 2 EJERCICIO Determina los números de oxidación de cada uno de los elementos de los siguientes compuestos H 2 S0 4 H S O 2.-Na 2 S0 4 Na S O 3.- Al(OH) 3 Al O H 4.- H 3 P0 4 H P O 5.- KMn0 4 K Mn O 6.- A1 2 (S0 4 ) 3 Al S O 7.- H 2 0 H O 15

16 2.4 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN OBJETIVO ESPECÍFICO Balancear ecuaciones químicas por el método de oxidación-reducción. Otra forma en que se pueden analizar las reacciones químicas, es la que toma en cuenta la transferencia de electrones de un átomo a otro; tales procesos, de gran importancia práctica, se conocen con el nombre de reacciones de oxidación-reducción, abreviado redox. En una reacción redox la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende una de otra y el número total de electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados por la otra especie en la reducción; es decir, en una ecuación redox no hay exceso ni deficiencia de electrones. Representación en una Escala del Proceso: EJEMPLOS OXIDACIÓN l REDUCCIÓN El fierro reacciona con el cloro de acuerdo con la siguiente ecuación: 2 Fe 0 + 3C1 2 2Fe +3 Cl 3-1 Fe 0 Fe e -1 C e -1 2Cl -1 El fierro aumentó su número de oxidación de cero a +3, por lo tanto se oxidó. El cloro disminuyó su número de oxidación de cero a -1, por lo tanto se redujo. En la ecuación, el agente oxidante es el cloro, por ser la sustancia que causa la oxidación, y como acepta electrones, su número de oxidación disminuye; el agente reductor es el fierro, por ser la sustancia que causa la reducción, y al ceder electrones su número de oxidación aumenta. El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico pierde electrones. La reducción es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico gana electrones. Una reacción es de oxidación-reducción si ocurre un cambio en el número de oxidación. Veamos tres ejemplos de reacciones redox : 16

17 Al 0 + O 2 Al 2 +3 O 3-2 Zn 0 + O 2 0 Zn +2 O -2 N +2 O -2 N +4 O 2-2 Si la reacción no experimenta cambio en los números de oxidación, no es una reacción redox. Ahora tenemos algunos ejemplos de reacciones que no son redox. Na2 +1 O -2 + H2 +1 O -2 Na +1 O -2 H +1 Mg H Mg +2 (O -2 H +1 ) 2 Ag +1 N Na +1 Cl -1 Ag +1 Cl -1 + Na +1 + N +5 O3-2 REGLAS PARA BALANCEAR ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN. 1.- Se escribe la ecuación: NH3 + CuO H2O + N2 + Cu 2.- Anotar los números de oxidación de cada átomo en la ecuación (aplicando las reglas antes descritas) NH 3 + Cu O H 2 O + N 2 + Cu 3.- Anotar como una semirreacción los átomos que sufrieron cambios en sus números de oxidación de los reactantes a los productos, indicando de cuanto fue el cambio y donde sucede la oxidación y reducción, así como indicar cual es el agente oxidante y cual el agente reductor N N se oxida (agente reductor) +2 0 Cu Cu se reduce (agente oxidante) 4.- Anotar abajo de los átomos que sufrieron cambio, el número de cambio (generalmente) del lado de los productos). NH 3 + CuO H 2 O + N 2 + Cu 3 2 Dentro de éste paso; si hubiese subíndices en los átomos, multiplicarlos por el número de electrones ganados o perdidos, tratando de simplificar si existe la posibilidad. NH 3 + Cu O H 2 O + N 2 + Cu 3x2=6 2 Simplificando

18 5.- Los números resultantes finalmente, son los coeficientes buscados en forma cruzada, esto es el número final del agente reductor será coeficiente del agente oxidante y viceversa (recuerde que cuando se tiene un coeficiente igual a 1, éste no se escribe, como se indica en el siguiente ejercicio). NH 3 + Cu O H 2 O + N 2 + 3Cu 6.- Una vez que se han encontrado los coeficientes de los átomos que se oxidan y se reducen, los demás se encuentran por tanteos teniendo en cuenta que, los primeros coeficientes encontrados no se pueden modificar. 2NH 3 + 3Cu O 3H 2 O + N 2 + 3Cu Ejemplo: Balancear la siguiente reacción por oxido-reducción. 1.- P + HNO 3 + H 2 O NO + H 3 PO P + HNO 3 + H 2 O NO + H 3 PO P P se oxida pierde 5e - (agente reductor) N N se reduce gana 3e - (agente oxidante) 4.- P + HNO 3 + H 2 O NO + H 3 PO P + HNO 3 + H 2 O 5 NO + 3H 3 PO P + 5HNO 3 + 2H 2 O 5NO + 3H 3 PO 4 Notas: a) No será extraño encontrar que un mismo átomo pueda sufrir simultáneamente la oxidación y la reducción. b) Cuando al complementar la ecuación por tanteos la ecuación no se ajusta, será necesario cambiar los coeficientes encontrados en el proceso de óxido- reducción (y como se mencionó que éstos ya no pueden variar), se recomienda cambiar los coeficientes encontrados del lado de los reactantes. Ejemplos: Balancear la siguiente ecuación por REDOX. Cl 2 + KOH KClO 3 + KC1 + H 2 O Cl 2 + KOH KClO 3 + KC1 + H 2 O 18

19 0 +5 C1 C1 se oxida, pierde 5e - (agente reductor) 0-1 C1 Cl se reduce, gana 1e - (agente oxidante) Cl 2 + KOH KClO 3 + KC1 + H 2 O 5 1 Cl 2 + KOH KClO KC1 + H 2 O 3Cl 2 + 6KOH KClO 3 + 5KC1 + 3H 2 O Balancear la siguiente ecuación por REDOX. HNO 3 + As 2 O 3 + H 2 O H 3 AsO 4 + NO H N O 3 + As 2 O 3 + H 2 O H 3 AsO 4 + NO N N se reduce gana le - (agente oxidante) As As se oxida pierde 2e - (agente reductor) HNO 3 + As 2 O 3 + H 2 O H 3 AsO 4 + NO HNO 3 + As 2 O 3 + H 2 O H 3 AsO NO 2 Se observa inmediatamente que la ecuación no se podrá balancear ya que el número uno en el As del lado de los productos es inamovible, y del lado de los reactantes el As tienen dos átomos. Cambiar los números al lado de los reactantes. HNO 3 + As 2 O 3 + H 2 O H 3 AsO 4 + NO 2 2x2=4 4HNO 3 + As 2 O 3 + H 2 O 2 H 3 AsO NO 2 EJERCICIO Balancea las siguientes ecuaciones por el método de número de oxidación (REDOX). a) H 2 S + HNO 3 H 2 S0 4 + NO + H

20 b) KMnO 4 + HC1 KC1 + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O c) Cu + HNO 3 CU(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O d) KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 S K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + S e) HNO 3 + I 2 HIO 3 + NO 2 + H 2 O f) Zn + HNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O 20

21 EJERCICIO 1 enunciado. En los espacios en blanco escribe la palabra o palabras que completen correctamente el Si un átomo pierde electrones, se Si un átomo gana electrones, se 2.5 UNIDADES QUÍMICAS. OBJETIVO ESPECÍFICO Conocer las unidades químicas En las reacciones químicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos, iones o moléculas; para contar y pesar tales partículas, el químico cuenta con ciertas unidades que se llaman unidades químicas, siendo las principales el peso atómico, el átomo gramo, la molécula gramo, el mol, el peso molecular y el volumen molar o volumen molecular gramo PESO ATÓMICO Es el peso promedio de los átomos de un elemento en relación con el peso de un átomo de carbono 12, al cual se le ha asignado el peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica. El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo, ya que indica cuántas veces es mayor el peso de un átomo de dicho elemento que la doceava parte del peso de un átomo de carbono 12. Veamos: El peso atómico del magnesio es igual a uma, lo que significa que un átomo de magnesio pesa aproximadamente el doble de un átomo de carbono 12. El valor de uma para el peso atómico del helio indica que un átomo de helio pesa aproximadamente la tercera parte de de un átomo de carbono ATOMO GRAMO Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Por ejemplo: 1.- Un átomo-gramo de oxígeno pesa 16 gramos. 2.- Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos. 3. Un átomo-gramo de carbono pesa 12 gramos MOLECULA GRAMO que: Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos. Así, tenemos 1.-La molécula de H 2 SO 4 pesa 98 gramos. 2.-La molécula de CO 2 pesa 44 gramos. 21

22 3.-La molécula de O 2 pesa 32 gramos MOL Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituyen una mol se conoce con el nombre de número de Avogadro, y es igual a 6.02 x Una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo. 1.-Una mol de H 2 0 contiene 6.02 * moléculas y pesa 18 gramos. 2.-Una mol de C0 2 contiene 6.02 x moléculas y pesa 44 gramos. 3.-Una mol de azufre (S) contiene 6.02 x moléculas y pesa 32 gramos PESO MOLECULAR Es el peso de una molécula de una sustancia comparado con el peso de un átomo de carbono 12, tomado como 12 unidades de peso atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. Veamos algunos casos: 1.- El peso molecular del 0 2 es igual a 32 uma, pues el peso atómico del O es igual a 16 uma y la molécula es diatómica. 2.- El peso molecular del H 2 0 es igual a 18 uma, dado que la molécula contiene 2 átomos de H (PA=1 x 2 = 2 uma) y un átomo de O (PA=16 uma). Esto es: PM H 2 0: PAH = (2 x l) + PA O = (16 x l) = = El peso molecular del C0 2 es igual a 44 uma, ya que la molécula está constituida por un átomo de C (PA 12 uma) y 2 átomos de O (PA= 16 uma).. Es decir: PM C0 2 :1 PA C + 2PA O = 12 + (2 x 16) = = VOLUMEN MOLAR O VOLUMEN MOLECULAR GRAMO Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia. El volumen molar de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión (273 K y 1 atm), es igual a 22.4 litros. litros gramos de C0 2 ocupan, en condiciones normales de temperatura y presión, un volumen de x moléculas de 0 2 ocupan, en condiciones normales de temperatura y presión, un volumen de 22.4 litros. EJERCICIO Escribe la definición de los siguientes conceptos: a) Peso atómico b) Mol 22

23 c) Peso molecular d) Átomo gramo e) Molécula gramo f) Mol de átomos g) Mol de moléculas h) Volumen molar i) Valor del número de Avogadro 2.6 CALCULOS QUIMICOS OBJETIVO ESPECÍFICO Realizar cálculos relativos a las unidades químicas. El conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre los cuales tienen especial importancia los siguientes NUMERO DE MOLES EN X GRAMOS DE SUSTANCIA El peso de una mol es numéricamente igual al peso atómico o molecular; por tanto, el número de moles contenidas en determinada cantidad de sustancia se puede calcular mediante la siguiente relación: Masa en gramos Núm. de moles = Peso atómico o peso moles g n = g n = 23

24 PA PM Con esta ecuación también podemos calcular la masa de un determinado número de moles. Masa en gramos = núm. de moles por peso molecular, g = npm EJEMPLOS 1.- Cuántos átomos gramo y cuántas moléculas gramo contienen 28 gramos de nitrógeno? Datos Masa en g de nitrógeno = 28 g PAN = 14 uma = 14 g/átomo g PM N 2 = 28 uma = 28 g/molécula g núm. de átomos gramo = x núm. de moléculas gramo = x Fórmula y desarrollo g n = PA g n = PM 28g n = 14 g/átomo g 28 g 28 g n = 28 g/molécula g n = 2 átomo gramo n = 1 molécula gramo 2.- Cuál es el número de moles contenidas en 100 g de CO 2? Datos n = x g = 100g PM = C0 2 = 44 g/mol Fórmula y desarrollo g 100g n = = = 2.27 moles de CO 2 PM 44g/mol 3.- Cuál es la masa en gramos contenida en 0.8 moles de carbonato de sodio (Na 2 CO 3 )? Datos: g = x n = 0.8 moles de Na 2 C0 3 PM = 106 g/mol Fórmula y desarrollo: g n = PM g = n x PM 24

25 g = 0.8 moles x 106 g/mol g = 84.8 g NUMERO DE ATOMOS O MOLECULAS EN X GRAMOS DE SUSTANCIA Una mol contiene 6.02 x átomos o moléculas; por tanto, el número de estas partículas contenido en una determinada cantidad de sustancias será igual al producto del número de moles por el número de Avogadro: Núm. de átomos o moléculas = n x N Mediante la fórmula anterior, también es posible calcular el número de moles que constituyen un número dado de átomos o de moléculas. n = Núm. de átomos o moléculas N EJEMPLOS 1.- Cuántas moléculas están contenidas en 10 g de hidróxido de sodio (NaOH)? Datos N = x g = 10 g PM = 40 g/mol (NaOH) Fórmula y desarrollo N = n x 6.02 x molécula/mol g n = PM 10 g n = = 0.25 moles 40 g/mol N = 0.25 mol x 6.02 x moléculas/mol N = x moléculas 2.- Cuántas moles están contenidas en 9.03 x moléculas de SO 2? Datos Núm. de moléculas de S0 2 = 9.03 x N = 6.02 x moléculas/mol Fórmula y desarrollo: Núm. de moléculas = n x N n= Núm. Moléculas 25

26 N n = 9.03 x moléculas 6.02 x io 23 moléculas/mol n = 1.5 moles VOLUMEN OCUPADO POR N MOLES DE UN GAS, EN CONDICIONES NORMALES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN En condiciones normales, una mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 litros; en consecuencia, el volumen ocupado en dichas condiciones por n moles es igual a: EJEMPLOS VTPN = n moles x 22.4 litros/mol 1. Qué volumen, en litros, ocupan 2.5 moles de CO 2 en condiciones normales de temperatura y presión? Datos V TPN = x litros n = 2.5 moles V molar TPN = 22.4 l/mol Fórmula y desarrollo V TPN = n x 22.4 V TPN = 2.5 moles x 22.4 l/mol n = 56 litros 2. Qué volumen ocupan 50 gramos de amoniaco (NH3) en condiciones normales de temperatura y presión? Datos V TPN = x litros g de NH 3 = 50 gramos PM = 17 g/mol Fórmula y desarrollo g n = PM V TPN = n x 22.4 l/mol 50 g n = 17 g/mol n = 2.94 moles 26

27 V TPN = 2.94 moles x 22.4 //mol V TPN = litros TPN: Temperatura y presión normales: temperatura 0 C o 273 K; presión 760 mm de Hg o 1 atm. EJERCICIOS 1.-En los espacios en blanco, escribe la palabra o palabras que completen los siguientes enunciados. Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Es el peso molecular expresado en gramos. Es el promedio de los pesos atómicos de los átomos de un elemento. Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión. Es el valor del número de Avogadro. Fórmula para calcular el número de moles. Fórmula para calcular el volumen ocupado por un determinado número de moles. 2.-Determina los pesos moleculares de los siguientes compuestos. KHSO 4 K 2 CrO 4 Pb(NO 3 ) 2 NH 4 OH A1 2 (SO 4 ) Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas. a) Calcula el número de moles y el número de moléculas contenidas en: 400 gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH) 2 50 gramos de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) 27

28 150 gramos de nitrato de sodio (NaNO 3 ) b) Cuál es la masa en gramos de 1.5 moles de: Tricloruro de fósforo (PC1 3 ) Tetracloruro de carbono (CC1 4 ) Nitrato de plata (AgNO 3 ) c) Cuántos litros en condiciones normales de temperatura y presión ocupan: 80 gramos de amoniaco (NH 3 ) 150 gramos de SO gramos de CO 2 d) Cuántos litros en CNTP ocupan 2.5 moles de: Dióxido de carbono (CO 2 ) Dióxido de azufre (SO 2 ) 28

29 Amoniaco (NH 3 ) 2.7 LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA OBJETIVO ESPECÍFICO Comprobar la Ley de la conservación de la masa de Lavoisier. Estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y volúmenes de las sustancias participantes. Las reacciones químicas no se verifican arbitrariamente, sino que están regidas por varios principios, entre los cuales destacan por su importancia los siguientes: a) Ley de la conservación de la masa. Lavoisier b) Ley de las proporciones constantes. Proust c) Ley de las proporciones múltiples. Dalton d) Ley de las proporciones recíprocas. Richter-Wenzel Ley de la conservación de la masa Lavoisier (1774) Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante. De acuerdo con lo anterior, en toda reacción química la suma de los pesos de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de los pesos de las sustancias resultantes o productos. Así, aplicando dicha ley para la ecuación A + B C + D se tiene: Peso de A + peso de B = peso de C + peso de D. Teóricamente, esta ley se puede comprobar a partir de una ecuación balanceada, sumando los pesos moleculares de reactantes y productos. EJEMPLOS NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2H 2 O 2(PM NaOH) + (PM H 2 SO 4 ) = PM Na 2 SO 4 ) + 2 (PM H 2 O) (2( ) + (1 x 2) (16 x 4) = (23 x 2) (16 x 4) + 2(1 x ) g = 142 g + 36 g 178 = 178 g 2.- 2KI + Pb(NO 3 ) 2 Pbl 2 + KNO 3 2(PM KI) + PM Pb(NO 3 ) 2 = PM Pbl 2 + 2(PM KNO 3 ) 2(166) = (101) 29

30 332 g+.331 = g 663 g = 663 g EJERCICIO Balancea las siguientes ecuaciones y comprueba la Ley de Lavoisier. NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO H 2 O CH4 + O 2 CO 2 + H 2 O Zn + HC1 ZnCl 2 + H 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 + BaCl 2 BaSO 4 + FeCl 3 H 2 + Cl 2 HC1 30

31 2.8 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES OBJETIVO ESPECÍFICO Conocer y aplicar correctamente la Ley de Proust. Ley de las proporciones constantes Proust (1797) Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una relación constante en peso. Esta ley se puede ilustrar con el siguiente ejemplo: 2 H 2 + O 2 H 2 O 4 g 32 g 36 = Estableciendo una relación entre los pesos reaccionantes de hidrógeno y oxígeno se obtiene el siguiente ejemplo: gramos de H 2 4g = gramos O 2 32g Este factor, llamado gravimétrico, es una constante y por lo tanto puede utilizarse para calcular el peso de oxígeno que se combina con un peso dado de hidrógeno, o viceversa, al formarse agua. Por ejemplo, el peso de oxígeno combinado con un gramo de hidrógeno en el agua se determina en la siguiente forma: 1 g de H x g de O = de donde: X = = 8 g de O Utilizando el mismo procedimiento se obtiene que una mol de agua (18 g) siempre está constituida por 2 g de hidrógeno y 16 g de oxígeno. De lo anterior se concluye que la composición de un compuesto puro es constante, independientemente del proceso de su formación. EJERCICIO Determina el factor gravimétrico. 2Na + Cl 2 2NaCl 2HC1 H 2 + Cl 2 31

32 2.9 COMPOSICION CENTESIMAL DE UN COMPUESTO OBJETIVO ESPECÍFICO Determinar la composición centesimal de un compuesto. Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje (%), esto es, indicando el número de gramos de cada elemento presentes en 100 gramos del compuesto. Esta relación, que puede obtenerse a partir de la fórmula condensada del compuesto o bien a partir de la composición del mismo, determinada por experimentación, se llama composición centesimal. Las fórmulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto son: Peso atómico del elemento x índice a) % de x = x 100 Peso molecular Peso del elemento b ) % d e x= x 100 Peso del compuesto La primera fórmula se utiliza si se conoce la fórmula del compuesto, y la segunda si se cuenta con datos experimentales. EJEMPLOS Datos 1.- Cuál es la composición centesimal del agua? PA de H = 1 PA de O = 16 PM del H 2 O = 18 % de H = x % de O = x Fórmula y desarrollo PAH x 2 %H = x 100 PM H 2 O PAde O %0 = x 100 PM H 2 O 1 x 2 %H = x 100 %H =

33 16 %O = x 100 %O = %H + %O = % 2.-En un experimento se calentaron 1.44 g de cobre y se formaron 1.80 g de sulfuro. Cuál es la composición centesimal del compuesto? Datos Peso de Cu = 1.44 g Peso de CuS = 1.80 g Peso de S = 0.36 g % de Cu = x % de S = x Fórmula y desarrollo Peso de Cu % de Cu = x 100 Peso de CuS Peso de S % de S = x 100 Peso de CuS 1.44 % de Cu = x 100 %de Cu = % de S = x 100 %de S = %Cu + % S = % 3. Determina el porcentaje de los elementos de Al(OH) 3 Datos Al = 1 x 27 = 27 O = 3 x 16 = 48 H = 3 x 1 = 3 78 Fórmula y desarrollo PA x índice % Al = x 100 PM PA x índice % O = x 100 PM 33

34 PA x índice % H = x 100 P 27 x 1 % Al = x 100 = 34.61% x 3 % O = x 100 = 61.53% 78 1 x 3 %H = x 100 = 3.84% % Si se conoce el porcentaje de un elemento en un compuesto, es posible calcular la cantidad de dicho elemento en una determinada cantidad del compuesto, como se ilustra en el siguiente ejemplo: 4. Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán de 250 g de una sustancia que contiene 81.8% de oxígeno? g del compuesto = 250 = 100% g de oxígeno = x % de O = g 100% X 81.8% EJERCICIO 250 x 81.8 X= = g de oxígeno Determina la composición centesimal de las siguientes sustancias: A1 2 (SO 4 ) 3 H 3 PO 4 Ca(CN) 2 NH 4 NO 3 Ca(OH) 2 34

35 2.10 CÁLCULO DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS OBJETIVO ESPECÍFICO Comprender y poder resolver problemas estequiométricos. Las ecuaciones químicas son expresiones de la Ley de la conservación de la masa. Utilizando unidades químicas, es posible establecer relaciones entre masa, moles y volúmenes de las sustancias que participan en una reacción. Para la resolución de estos problemas estequiométricos se procede de la siguiente forma: Escribir la ecuación química del proceso. Aplicar la Ley de Lavoisier, es decir, balancear la ecuación. Expresar los pesos moleculares, moles o volúmenes de las sustancias que interesan, de acuerdo con el planteamiento del problema. Establecer la proporción y despejar la incógnita. EJEMPLOS 1.- Cuántos gramos de cloruro de plata se formarán al hacer reaccionar una solución que contiene 5 g de cloruro de sodio con la cantidad necesaria de nitrato argéntico, según la siguiente ecuación balanceada? PA C Na 23 Ag 108 NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl 58.5 g g 5 x = g de AgCl 2- Cuántos gramos de sulfato de sodio se obtendrán a partir de 150 gramos de hidróxido de sodio de acuerdo con la siguiente ecuación? 150 g x g 2NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2H 2 O 2 x 40 1 x x 142 X = = g de Na 2 SO

36 3.-El gas propano C3H8 en presencia de oxígeno reacciona para dar CO 2 y H 2 O. Cuántos moles de CO 2 se forman cuando se queman 110 g de propano en presencia del aire? 110 g x mol C 3 H g 5O 2 3CO 2 3 mol + 4H 2 O 110 x = 44 3 mol 110 x3 X= x = 7.5 mol de CO Cuántos litros de amoniaco se obtienen a partir de 20 g de nitrógeno, según la siguiente ecuación? 20 g x l N 2 + 3H 2 2NH 3 28 g 2 mol x 22.4 l/mol 44.8 l 20 g x = 28 g x 44.8 x = = 32l de NH Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350 g de H 2 S, según la siguiente ecuación? Xg 350 g FeS + 2HC1 H 2 S + FeCl 2 88 g 34 g x 350 g = 88 g 34 g 350 x 88 x = = g de FeS Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0.80 moles de Cl 2, según la siguiente ecuación? x mol 0.80 mol 4HC1 + O 2 2H C1 2 1 mol 2 mol 36

37 x 0.80 mol = 1 mol 2 mol 0.80 x 1 x = = 0.4 mol de O Cuántos gramos de sulfuro de fierro II pueden obtenerse al hacer reaccionar 10 g de azufre con fierro, según la siguiente ecuación? 10g xg Fe + S FeS 10 x 10 x 88 = x = x= 27.5 g Eficiencia o rendimiento es el porcentaje de conversión de los reactantes en productos, ya que no todas las reacciones se llevan a cabo al 100%. EJEMPLO 1. El zinc reacciona con el HC1 para producir ZnCl 2 e hidrógeno; si se mezclan 5 gramos de zinc con HC1, cuál es el peso real de ZnCl 2 producido, si la reacción se efectúa con un rendimiento de 80%? Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 5g x 5 x 270 = x = = g de ZnCl Esto es si fuera al 100% Para determinar el 80% de rendimiento, lo hacemos mediante una regla de tres simple % x 80% x 80 X = = 8.3 gramos de ZnCl EJERCICIO Resuelve los siguientes problemas estequiométricos: a) Cuántas moles de dióxido de carbono (CO 2 ) se formarán al oxidar 250 g de carbono (C), según la siguiente ecuación? C + O 2 CO 2 37

38 b) Cuántas moles de óxido de aluminio (A1 2 O 3 ) podrán obtenerse a partir de 150 g de aluminio (Al), según la siguiente ecuación? Al + O 2 A1 2 O 3 c) Cuántos gramos de clorato de potasio (KC1O 3 ) se deben calentar para obtener 50g de oxígeno, según la siguiente ecuación? KClO 3 KC1 + O 2 d) Cuántos litros de amoniaco (NH3) se obtendrán al combinarse 25 litros de nitrógeno con hidrógeno, según la siguiente ecuación? N 2 + H 2 NH 3 e) Si se combinan 25 gramos de magnesio con ácido clorhídrico (HC1), cuál es el peso real de MgCl 2 si la reacción se efectúa con un rendimiento de 75%, según la siguiente ecuación? Mg + HCI MgCl 2 + H 2 38