quimicas 2013-2014: 2013

SALES:

Las sales se forman a partir de un ácido y un hidróxido. Es una reacción de neutralización en la que además de la sal se forma agua a partir de los H⁺ del ácido y los OH^- de la base. Los ácidos pierden los H⁺ transformándose en un anión.

El metal del hidróxido sustituye a los hidrógenos y es un catión (tiene carga positiva). Es decir que en toda sal se pueden identificar un anión proveniente del ácido y un catión proveniente de la base.

Ejemplo:

Na₂SO₃

Na _{2 ↗}↙SO₃ Si se descruzan los subíndices se tiene que la carga negativa (del anión ácido) es 2 y la positiva del metal es 1.

Es decir que el ácido del que proviene el anión tiene 2 hidrógenos. Si se desea hallar el número de oxidación para poder nombrarlo se tiene:

3.(-2) + S = - 2 (carga anión)

-6 + S = -2

S = -2 +6 = 4

El azufre actúa con número de oxidación 4, con la nomenclatura tradicional se trata de un sulfito.

Como el sodio tiene un único número de oxidación se nombra como SULFITO DE SODIO.

ESTEQUIOMETRIA

En química, la estequiometría (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.

La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:

La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.

CALCULO DE MOLES:

Cálculos de moles.

Lo primero es conocer la masa atómica (si se trata de átomos) o masa molecular (si se trata de compuestos).

Los cálculos los haremos utilizando el factor de conversión, igual que si cambiáramos de unidad.

¿Cuántos moles tenemos en m gramos de un compuesto? Aplicaremos siguiente factor de conversión:

como m viene en gramos, en el denominador del factor pondremos la masa molecular en gramos, para que se vaya, y en el numerador 1 mol.

Ejemplo. Tengamos 225 g de agua, ¿cuántos moles son? Necesitamos la masa molecular del agua (M_agua= 18 u):

¿Cuántos gramos son n moles de un compuesto? Aplicaremos el siguiente factor de conversión:

como n es el número de moles, en el denominador del factor pondremos 1mol y en el numerador la masa de un mol en gramos (masa molecular en gramos).

Ejemplo. Tengamos 15 moles de agua, ¿cuántos gramos son? Necesitamos la masa molecular del agua (M_agua= 18 u):

REACCIONES QUIMICAS

Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustancias en otra(s). Los reactantes son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan de la transformación. En una ecuación química que describe una reacción, los reactantes, representados por sus fórmulas o símbolos, se ubican a la izquierda de una flecha; y posterior a la flecha, se escriben los productos, igualmente simbolizados. En una ecuación se puede indicar los estados físicos de las sustancias involucradas de la manera siguiente: (s) para sólido, (l) para líquido, (g) para gaseoso y (ac) para soluciones acuosas. Los catalizadores, temperaturas o condiciones especiales deben especificarse encima de la flecha.

Ecuación Química: representa la transformación de sustancias.

Reactante(s) à Producto(s)

Tipos de Reacciones Químicas

Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla en cinco grandes grupos. Existen otras clasificaciones, pero para predicción de los productos de una reacción, esta clasificación es la más útil.

Reacciones de Síntesis o Composición

En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto.

Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustancias para formar un solo compuesto.

A + B à C

(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)

Ejemplo:

Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y el oxígeno.

Solución:

Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario correspondiente. En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

4 Al (s) + 3 O₂ (g) à 2 Al₂O₃ (s)

Nota: Es importante recordar los elementos que son diatómicos, los cuales se escriben con un subíndice de 2 cuando no se encuentran combinados y participan en una reacción. Estos son el hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y el yodo.

Reacciones de Descomposición o Análisis

Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.

Descomposición Química: la formación de dos o mas sustancias a partir de un solo compuesto.

A à B + C

(donde B y C pueden ser elementos o compuestos)

Ejemplo:

Escriba la ecuación que representa la descomposición del óxido de mercurio (II).

Solución:

Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman. En este caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

2 HgO (s) à 2 Hg (l) + O₂ (g)

Reacciones de Desplazamiento o Sustitución Sencilla

Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au. El orden de actividad de los no metales mas comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo.

Desplazamiento Químico: un elemento reemplaza a otro similar y menos activo en un compuesto.

AB + C à CB + A ó AB + C à AC + B

(dónde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B)

Ejemplo 1:

Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de cobre (II).

Solución:

El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio. A la vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:

Mg (s) + CuSO₄ (ac) à MgSO₄ (ac) + Cu (s)

VALANCEOS:

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisiere.

Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.

H₂ + O₂ ® H₂O

Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.

2 H₂ + O₂ ® 2 H₂O

Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo que el número de átomos es igual al subíndice.

Los métodos más comunes para balancear una ecuación son : Tanteo , Algebraíco y Redox .

===== Métodos =====

Tanteo

Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.

Ejemplo :

CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + HF

Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄ + 2 HF

Ecuación balanceada

Ejemplo :

K + H₂O ® KOH + H₂

Ecuación no balanceada

El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

K + 2 H₂O ® KOH + H₂

Ecuación no balanceada

Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H₂O ® 2 KOH + H₂

Ecuación no balanceada

El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.

2 K + 2 H₂O ® 2 KOH + H₂

_{BALANCEO REDOX}

_{Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:}

K₂Cr₂O₇ + H₂O + S® SO₂ + KOH + Cr₂O₃
1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

K⁺¹₂Cr⁺⁶₂O^-2₇+H⁺¹₂O^-2+ S⁰ ® S⁺⁴O^-2₂ + K⁺¹O^-2H⁺¹ + Cr⁺³₂O^-2₃

_{2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).}

+6 e

Cr⁺⁶₂ ® Cr⁺³₂ Reducción

- 4e

S⁰ ® S⁺⁴ Oxidación

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las hemirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la hemirreacción contraria (o por sus mínimo común denominador).

+6 e

2 [ Cr⁺⁶₂ ® Cr⁺³₂ ]

- 4e

3 [ S⁰ ® S⁺⁴ ]

+12 e

2 Cr⁺⁶₂ ® 2Cr⁺³₂

- 12e

3 S⁰ ® 3 S⁺⁴

4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.

3 S⁰ + 2Cr⁺⁶₂ ®
3 S⁺⁴+ 2Cr⁺³₂

2K₂Cr₂O₇ + H₂O + 3S ® 3SO₂ + KOH + 2Cr₂O₃

5. Terminar de balancear por tanteo.

2K₂Cr₂O₇ + 2H₂O + 3S ® 3SO₂ + 4KOH + 2Cr₂O₃

DISOLUCIONES:

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida.

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.

Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua

Características de las soluciones (o disoluciones):

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.

soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.(Ver: El agua como solvente).

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud denominada concentración.

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Modo de expresar las concentraciones

Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y enunidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

MOLARIDAD:

Se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir:

M = n / V.

M= Núm. moles de soluto (mol) / Volumen de disolución (L)

Ejemplo

Calcula la molaridad de una disolución de cloruro de potasio (KCl) que contiene 32.7g de KCl en 100mL de agua.

Primero se debe calcular la masa molar del KCl, con la suma de las masas atómicas:

Masas atómicas: K = 39g/mol

Cl = 35.5 g/mol

Masa molar de KCl = 74.5 g/mol

Posteriormente se calcula el número de moles que hay en 32.7 g de KCl

n = m/m.m

n = 32.7 g / 74.5 g/mol

n = 0.44 mol de KCl

Finalmente, la molaridad será:

M= 0.4 mol / 0.1 L = 4.4 mol/L

MOLALIDAD:

Molalidad. Unidad de medida del Sistema Internacional de Unidades para expresar la concentración de una disolución, su símbolo es B.^[1] La molalidad es la relación que existe entre el número de moles de cualquier soluto disuelto por kilogramos de disolvente(m). La unidad kilogramo se utiliza a escala industrial, sin embargo para los experimentos que se realizan en los laboratorios químicos, se puede utilizar además como unidad de medida el gramo.

$m = \\\\frac{\\\\mbox{moles de soluto}}{\\\\mbox{kg de disolvente}}$

NORMALIDAD:

La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) sobre litro de disolución (Vsc).

El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total por la masa de un equivalente: n = m / meq, o bien como el producto de la masa total y la cantidad de equivalentes por mol, dividido por la masa molar: .
Normalidad ácido-base
Es la normalidad de una disolución cuando se utiliza para una reacción como ácido o como base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
para un ácido, o para una base.
Donde:
* n es la cantidad de equivalentes.
* moles es la cantidad de moles.
* H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.
* OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.
Por esto, podemos decir lo siguiente:
para un ácido, o para una base.

FRACCION MOLAR:

Fracción Molar (es un número puro, o sea, no tiene unidad).

La fracción molar de una solución puede ser expresada de dos maneras:

- Fracción molar del soluto.

- Fracción molar del solvente.

La fracción molar del soluto (F1) es la relación entre el número de moles del soluto (n1) y el número de moles de la solución (n1+ n2).

La fracción molar del solvente (F2) es la relación entre el número de moles del solvente (n2) y el número de moles de la solución (n1+ n2).

Siendo: F1 = fracción molar del soluto y F2 = fracción molar del solvente

n1 = número de moles del soluto.

n2 = número de moles del solvente.

n = número de moles de la solución ( n1 + n2 ).

La suma de la fracción molar del soluto (n1) y de la fracción molar del solvente (n2) es siempre igual a uno.