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QUIMICA GENERAL

Unidades

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CAPITULO 1

UNIDADES 1. GENERALIDADES: En Química, las propiedades se describen como cantidades que se pueden medir y expresar como productos de números y unidades. Antes de analizar las diferentes magnitudes y unidades utilizadas en Química, es necesario conocer y diferenciar dos términos que son utilizados muy frecuentemente en esta asignatura y que vale la pena hacer una aclaración. Materia se define como que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. MASA es la cantidad de materia de una muestra en particular de ella. La masa de un cuerpo es constante y no cambia, no importa el sitio donde se mida. El PESO de un cuerpo sin embargo, es la fuerza gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual éste es pesado. Así, el peso de un cuerpo varía, dependiendo de donde es pesado, mientras que la masa no. Desafortunadamente los términos MASA y PESO son utilizados en forma intercambiada; sin embargo, usted debe entender su diferencia.

2. MAGNITUDES FUNDAMENTALES: Las magnitudes fundamentales más importantes utilizadas en Química son: longitud, masa, tiempo, cantidad de sustancia, temperatura y corriente eléctrica. Cada una de estas magnitudes tiene su propia unidad irreductible. MAGNITUDES DERIVADAS: Las magnitudes derivadas son magnitudes físicas obtenidas de combinaciones de las fundamentales. Por ejemplo, el volumen es una magnitud derivada.

3. UNIDADES: a) SISTEMAS DE UNIDADES: En Química, normalmente, se usan dos sistemas de unidades. El CGS (centímetro-gramosegundo), cuya unidad básica de longitud es el centímetro (cm), de masa el gramo (g) y la del tiempo el segundo (s); y el SI (Sistema Internacional de Unidades), en donde la unidad básica de longitud es el metro (m), la masa el kilogramo (kg) y la del tiempo es el segundo (s). Ambos sistemas definen unidades básicas individuales para cada magnitud fundamental. b) PREFIJOS DE LAS UNIDADES: En ambos sistemas se usan prefijos para designar múltiplos decimales o fracciones decimales de las unidades básicas. Los prefijos comunes son: Ing. Luis Escobar C.

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MULTIPLO 10 (1x101) 100 (1x102) 1000 (1x103) 1000000 (1x106) 1000000000 (1x109)

PREFIJO Deca Hecto Kilo Mega Giga

ABREVIATURA Da h k M G

FRACCION 0,1 (1x10–1) 0,01 (1x10–2) 0,001 (1x10–3) 0,000001 (1x10–6) 0,000000001 (1x10–9)

PREFIJO Deci Centi Mili Micro Nano

ABREVIATURA d c m  N

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c) UNIDADES DERIVADAS: Las magnitudes físicas derivadas se miden en unidades derivadas. Aunque las unidades que se usan para medir magnitudes físicas derivadas provienen realmente de las unidades básicas, a menudo se les dan nombres especiales para mayor conveniencia. Por ejemplo, el VOLUMEN es una magnitud derivada, a la que se le asigna una unidad especial el LITRO, en el SI, el litro es igual a 1000 centímetros cúbicos (cm 3). La FUERZA y la ENERGIA son también magnitudes derivadas, la unidad derivada de la energía es el ERGIO (CGS) y el JOULE (SI). A continuación presentamos algunas unidades derivadas de fuerza y energía en los dos sistemas y la relación que hay entre ellas:

UNIDAD

Nombre de la unidad SI - Abreviatura - Unidades Básicas Nombre de la unidad CGS - Unidades Básicas Factores de conversión

FUERZA

ENERGIA

Newton N kg.m.s–2 Dina g.cm.s–2 1N = 1x105Dinas 1Dina = 1x10–5N

Joule J kg.m2.s–2 Ergio g.cm2.s–2 1J = 1x107 Ergios 1Ergio = 1x10–7J

d) CONVERSION DE UNIDADES: Hay otras relaciones útiles entre CGS, SI y otras unidades que es importante conocer; algunas se pueden deducir por los prefijos y otras hay que aprenderlas de memoria o buscarlas en los libros, en la siguiente tabla se tienen estos factores de conversión:

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UNIDAD LONGUITUD MASA VOLUMEN PRESION TEMPERATURA

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FACTOR 1 m = 100 cm, 1 Angstrom (Å) =1x10–8 cm 1 kg = 1000 g 1 m3 = 1000 litros 1 atm = 760 torr = 101325 Pa °K = °C + 273; °C = 5/9(°F – 32); °R = °F + 460

La DENSIDAD de una sustancia se define como la masa de una sustancia que ocupa la unidad de volumen: Densidad (d ) 

Masa (m) Volumen (V )

En el Sistema Métrico Decimal, la densidad de los sólidos y líquidos se miden en g/cm 3 o g/ml; y la de los gases en g/litro. En el sistema SI, la densidad se expresa como kg/m3. Para la mayoría de las sustancias la densidad se mide a 20°C, la cual se considera como la temperatura ambiente. Para el agua sin embargo se expresa a 4°C, por ser la temperatura a la cual el agua tiene una densidad exacta de 1,00 g/ml. La GRAVEDAD ESPECIFICA (peso específico) de una sustancia de la densidad relativa de una sustancia comparada con una estándar. En general para los líquidos se toma el agua a 4°C como el estándar y por lo tanto la gravedad específica expresa la densidad de una sustancia comparada con la del agua. Lo anterior se expresa así: Gravedad Específica (Peso Específico) 

Densidad de la sus tan cia Densidad del agua a 4C

El peso específico también se puede calcular utilizando la siguiente ecuación: Peso Específico 

Masa (Peso) de un sólido o líquido Masa (Peso) de un volumen de agua a 4C

La gravedad específica no tiene unidades, es simplemente la relación de dos densidades. Para determinar la densidad de una sustancia a partir de la gravedad específica basta multiplicar la gravedad específica por la densidad del agua como sustancia de referencia. Puesto que el agua tiene una densidad de 1,00 g/ml, la densidad y la gravedad específica son numéricamente iguales si se han utilizado las unidades g/ml.

e) NOTACION CIENTIFICA: La Notación Científica es un método para expresar números grandes o pequeños como factores de las potencias de 10. Ing. Luis Escobar C.

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Se pueden usar exponentes de 10 para hacer que la expresión de las mediciones científicas sea más compacta, más fácil de entender y más sencilla de manejar. Para expresar números en notación científica, se utiliza la siguiente expresión:

a x 10b Donde, a es un número decimal entre 1 y 10 (sin ser igual a 10) y b es un entero positivo, negativo o cero. Por ejemplo:

0,0000000013 m  1,3x109 m 602200000000000000000000

átomos átomos  6,022 x1023 at - g at - g

f) CIFRAS SIGNIFICATIVAS: La exactitud de una medición depende de la cantidad del instrumento de medición y del cuidado que se tenga al medir. Cuando se da una medida, se expresa con el número de CIFRAS SIGNIFICATIVAS que mejor represente su propia exactitud y la del instrumento empleado. La exactitud en los cálculos químicos difiere de la exactitud matemática.

g) APROXIMACION: Las reglas para realizar aproximaciones son sencillas, si el dígito que sigue al último que se va a expresar es: 4 o menos, éste se descarta 5 o más, se aumenta en uno el último dígito

PROBLEMAS RESUELTOS: 1. Una barra uniforme de acero tiene una longitud de 16 pulgadas y pesa 6,25 libras. Determinar el peso de la barra en gramos por centímetro de longitud. Longuitud  16 pu lg

Peso  6,25 lb 

2,54 cm  40,6 cm 1 pu lg

454 g  2837,5 g 1 lb

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Peso 2837,5 g g   69,89 Longitud 40,6 cm cm

2. El peso específico de la fundición de Hierro es 7,20. Calcular su densidad: a) en gramos por cm3, y b) en libras por pie3. Aplicamos la siguiente ecuación para realizar el cálculo correspondiente: Peso Específico 

Densidad de la sus tan cia Densidad del agua a 4C

Como la densidad del agua a 4°C es 1 a) d (Fe)  (7,20)(1

b) d (Fe)  7,20

g , entonces: ml

g g )  7,20 3 cm cm3

g 1 lb (30,48)3 cm3 lb    449,08 3 3 cm 454 g 1 pie pie3

3. El ácido de baterías tiene un peso específico de 1,285 y contiene 38% en peso de H2SO4. Cuántos gramos de H2SO4 contendrá un litro de ácido de batería. Determinamos la densidad de la solución, en base al peso específico: pe  1,285  d (ácido)  1,285

g ml

Establecemos las siguientes operaciones: 1,285 g ácido bateria  1000 ml solución  1285 g ácido bateria 1 ml solución 1285 g ácido bateria 

38 g H 2SO 4 puro  488,30 g H 2SO 4 puro 100 g ácido bateria

4. Convertir 40 °C y –5 °C a la escala Fahrenheit. C 

5 (F  32)  9

9 F  C  32 5 Ing. Luis Escobar C.

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9 (40)  32  104 5 9 b) F  (5)  32  23 5

a) F 

5. Convertir 220 °K y 498 °K a la escala Centígrada. K  C  273  C  K  273

a) C  220  273  53 b) C  498  273  255

6. Expresar –22 °F en grados Centígrados y en grados Kelvin. C 

5 5 (F  32)  C  (22)  32  30 9 9

K  C  273  K  30  273  243

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Una lámina de oro (peso específico, 19,3) que pesa 1,93 mg puede ser laminada nuevamente hasta una película transparente que cubre un área de 14,5 cm 2. A) Cuál es el volumen de 1,93 mg de oro, b) Cuál es el espesor de la película en Angstroms. Resp. a) 1x10–4 cm3, b) 690 Å 2. Un hombre medio necesita unos 2,00 mg de vitamina B2 por día. Cuántas libras de queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de suministro de vitamina B2 y si este queso tuviese 5,5x10–6 gramos de vitamina por cada gramo. Resp. 0,80 lb/día 3. Un catalizador poroso para reacciones químicas tiene un área superficial interna de 800 m2/cm3 de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras que el otro 50% del volumen está formado por la sustancia sólida. Suponer que todos los poros son tubos cilíndricos con un diámetro d y una longitud l. Determinar el diámetro de cada poro. Resp. 25Å 4. Un recipiente de vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta una cierta marca. El mismo recipiente se seca y se llena hasta la misma marca con una solución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la solución. Resp. 1,273 g/ml

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5. El contenido medio de Bromo en el agua del mar es de 65 partes por millón (ppm). Suponiendo una recuperación del 100%. Cuántos galones de agua marina tienen que ser tratados para producir una libra de Bromo. Resp. 1,845x103 galones 6. Una muestra de 20 cm3 de una solución de Acido Clorhídrico concentrado de densidad 1,18 g/ml contiene 8,36 g de HCl puro. a) Determine la masa de HCl puro por cada centímetro cúbico de solución. b) Determine el porcentaje en peso (masa) de HCl en la solución ácida. Resp. a) 0,418 g/cm3; b) 35,4% 7. Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies de insectos para atraer a los machos. Con 1,0x10–8 gramos de una feromona es suficiente para llegar a todos los insectos macho blanco dentro de un radio de 0,50 millas. Determinar la densidad de la feromona (en gramos por litro) en un espacio cilíndrico de aire con un radio de 0,50 millas y una altura de 40 pies. Resp. 4,03x10–19 g/L 8. Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada película de un cierto material inerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de evaporación. Esta técnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin, quien encontró que 0,10 ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie de 40 m2 de agua. Suponiendo que el aceite forma una monocapa, es decir, una capa cuyo espesor es de una molécula, determinar la longitud en nanómetros de cada molécula de aceite. Resp. 2,5 Nm 9. Un trozo de galena (Sulfuro de Plomo impuro) pesa 5,50 g en el aire y 4,76 g en el agua. Cuál es el peso específico de la galena. Resp. 7,4 10. A una aleación se la ha fabricado en forma de un disco plano de 31,5 mm de diámetro y 4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro. El disco pesa 20,2 g. Cuál es la densidad de la aleación en unidades SI. Resp. 6100 kg/m3 11. Cuántos kilogramos de solución de Hidróxido de Sodio al 85% de concentración, se necesita para preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. La densidad de la solución al 20% es 1,22 g/cm3. Resp. 1,435 kg 12. Convierta las siguientes temperaturas: –195,5°C a °F; –430 °F a °C; 1705 °C a °F. Resp. –319 °F; –256,7 °C; 3100 °F 13. Expresar: 8 ºK, 273 ºK en grados Fahrenheit. Resp. –445 °F; 32 °F 14. A qué temperatura la lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la marcada en un termómetro Fahrenheit. Resp. –40° 15. Construir una escala de temperatura sobre la cual los puntos o temperaturas de congelación y ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervalo entre los grados es un múltiplo del intervalo entre los grados en la escala Centígrada. Cuál será el cero absoluto en esta escala y cuál será el punto de fusión de azufre, que es 444,6°C. Resp. –719°; 1433,8° Ing. Luis Escobar C.

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16. La temperatura de sublimación del hielo seco es –109°F. Este valor es mayor o menor que la temperatura del etano en ebullición que es de –88°C. Resp. Mayor 17. Un proceso de estañado electrolítico produce un recubrimiento de un espesor de 30 millonésimas de pulgada. Cuántos m2 podrán recubrirse con un kilogramo de estaño de densidad 7300 kg/m3. Resp. 180 m2 18. El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál es la densidad del átomo en kg/m3. Resp. 3,8x103 kg/m3 19. Una solución diluida de Acido Nítrico se prepara al diluir 64 ml de solución de Acido Nítrico (densidad 1,41 g/ml y que contiene 70% en peso de ácido nítrico puro) a 1 litro. Cuántos gramos de HNO3 puro están contenidos en 50 ml de la solución diluida. Resp. 3,16 gramos 20. Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de 7,50 mm y una masa de 1,765 g. Resp. 7990 kg/m3

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CAPITULO 2

ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. GENERALIDADES: Todos los cuerpos que existen de la naturaleza están constituidos por materia. La MATERIA, es el componente fundamental de la naturaleza íntima de los cuerpos, se caracteriza por poseer masa y ocupar un lugar en el espacio. CUERPO, es una porción limitada de materia que ocupa un lugar en el espacio. La materia se clasifica en homogénea y heterogénea: 

HOMOGENEA: La que presenta uniformidad en su composición, se considera materia homogénea las sustancias y las soluciones, las sustancias pueden ser: elementos y compuestos.



HETEROGENEA: La que no presenta uniformidad en su composición por ejemplo: los alimentos, las rocas, el suelo, la madera, etc. En fin todos estos materiales son mezcla de las sustancias.

A continuación se presenta una forma de clasificar a la materia:

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Presenta algunas propiedades, definiéndose como PROPIEDAD a la característica por medio de la cual una sustancia puede ser identificada y descrita. Pueden ser generales y específicas: a) GENERALES: Son las que presentan todas las sustancias y por lo tanto no nos sirve para distinguir una sustancia de otra, son: volumen, peso, impenetrabilidad, inercia, etc. b) ESPECIFICAS: Son las que presenta una determinada sustancia, y nos permite distinguir una sustancia de otra y son: color, olor, sabor, densidad, dureza, etc. Estas propiedades pueden ser físicas o químicas. 

FISICAS: Se pueden observar por medio de nuestros sentidos y se relacionan con los cambios físicos que sufre la materia, estas son: color, olor, sabor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad.



QUIMICAS: Son las que se relacionan con los cambios químicos que sufren las sustancias. Por ejemplo la combustión del alcohol, de la gasolina; la oxidación del hierro, en general de todos los metales.

La materia puede existir en tres estados físicos: sólido, líquido, gaseoso. Puede sufrir cambios o transformaciones de dos clases: físicos y químicos.

CAMBIOS FISICOS: Ocurren sin que se produzcan alteración en la composición química de la materia, sino únicamente de sus propiedades. En estos cambios físicos no se forman nuevas sustancias y los que se encuentra al final tiene la misma composición de la sustancia original. Estos procesos cesan cuando desaparecen la causa que los produjo y son reversibles, es decir, puede verificarse fácilmente el proceso inverso. Una sustancia puede cambiar de estado físico cuando se efectúan cambios de presión y temperatura. En el siguiente diagrama podemos observar los cambios físicos que sufre la materia:

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CAMBIOS QUIMICOS: Son los que alteran la composición química de la materia. Estos procesos permanecen aunque haya cesado la causa que los produjo, son irreversibles. En los cambios químicos los nuevos productos son distintos a los de origen. 4 Fe(s) + 3 O2(g)  2 Fe2O3(s) C6H12O6(s) + 6 O2(g)  6 CO2(g) + 6 H2O(g) + Energía En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de cambios físicos y químicos: CAMBIO Ebullición del agua Congelación del agua Electrólisis del agua Reacción del cloro con sodio Fusión del hierro Oxidación del hierro Corte de madera Combustión de la madera Masticación de un alimento Digestión del alimento

TIPO Físico Físico Químico Químico Físico Químico Físico Químico Físico Químico

Otro componente importante de los cuerpos es la ENERGIA, que se define como la capacidad para realizar un trabajo, o cambios en el estado o propiedades de la materia. Materia y Energía son dos cosas con la misma esencia, comparte la propiedad de poseer masa, según la teoría de Einstein. Están relacionadas por medio de la ecuación: E  m  c2

En donde:

E = energía m = masa c = Velocidad de la luz (300000 km/s) Ing. Luis Escobar C.

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Esta ecuación permite establecer la ley que dice: “LA MATERIA Y LA ENERGIA NO SE CREAN NI SE DESTRUYEN, SOLO SE TRANSFORMAN”. En los siguientes ejemplos, podemos observar la relación entre materia y energía: 1) Cuando 1000 gramos de Uranio 235 sufren fisión nuclear (bomba atómica), se libera una energía equivalente a 8,23x1020 ergios. Calcular la masa de los productos materiales de la reacción. Utilizando la ecuación: E  m  c 2 ; despejando la masa, tenemos: m 

E c2

Reemplazando datos, tenemos:

8,23x10 20 g  cm 2 / s 2 m (3x1010 cm / s) 2 m

8,23x10 20 g  cm 2 / s 2 (3x1010 cm / s) 2

m  0,915 g

Por lo tanto la masa de los productos de reacción sería: 1000 – 0,915 = 999,085 gramos, es decir aproximadamente el 0,1% se ha transformado en energía.

2) Cuando estallan 1000 gramos de Trinitrato de Glicerina (Trinitroglicerina) se liberan 8,0x1013 ergios. Cuál es la masa de los productos de reacción. Aplicando la misma ecuación que en ejemplo anterior, tenemos:

E  m . c2  m 

m

E c2

8,0x1013 g  cm 2 / s 2 (3x1010 cm / s) 2

m  0,89 x107 g La masa de los productos sería: 1000 – 0,89x10–7 = 999,999999911 gramos, En esta reacción química la masa de los productos difiere muy poco de la masa de los reactantes, esta diferencia es imposible medir experimentalmente, razón por la cual podemos decir que en las reacciones químicas ordinarias la materia se conserva. Ing. Luis Escobar C.

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2. TEORIA ATOMICA DE DALTON: John Dalton, alrededor de 1803, propuso sus teorías acerca de la naturaleza y el comportamiento de la materia. A continuación se anotan algunas conclusiones: a) Todas las sustancias se componen de pequeñas partículas sólidas e indestructibles, denominados ATOMOS. b) Los átomos de una misma sustancia son idénticos en cuanto a peso, tamaño, y forma. c) El átomo es la parte más pequeña de un elemento que interviene en un fenómeno químico. d) Las moléculas de un compuesto están formadas por la unión de átomos de dos o más elementos. e) Los átomos de dos elementos se pueden combinar entre sí en distintas proporciones para formar más de un compuesto.

3. ESTRUCTURA ATOMICA: La materia esta constituida por pequeñas partículas llamadas ATOMOS. Podemos considerar al átomo como una unidad más completa de la materia que tenemos conocimiento. Son las partículas más pequeñas que pueden tomar parte en las combinaciones químicas. La unión de átomos individuales da lugar a la formación de moléculas. El átomo de cualquier elemento químico esta formado por dos zonas importantes: a) Zona central: NUCLEO b) Zona externa: PERIFERIA o ENVOLTURA

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En el núcleo están los protones (p+) de carga positiva y los neutrones (n°) de carga neutra. En la envoltura, se encuentran los electrones (e–), cuya carga es negativa. En todo átomo, el NUMERO DE PROTONES ES IGUAL AL NUMERO DE ELECTRONES, por lo que se considera NEUTRO. A los protones y a los neutrones por estar formando parte del núcleo atómico se les denomina, NUCLEONES. El átomo tiene un tamaño de 1x10–8 cm y su peso es 1x10–24 g. a) ELECTRON: Descubierto en las investigaciones de los rayos catódicos producidos en tubos de descarga. Los rayos catódicos constituyen un haz de partículas discretas cuya naturaleza fue determinada en 1897 por J. J. Thomson, quien demostró que estaban formados por partículas negativas que se movían a grandes velocidades, de igual masa y carga. Esas partículas fueron llamadas ELECTRONES y consideradas constituyentes universales de la materia. El electrón presenta las siguientes características: Masa = 9,109 x 10–28 gramos ó 0,00055 uma Carga = 1,602 x 10–19 coulombs ó 4,8 x 10–10 ues. b) PROTON: En 1866 Goldstein, al realizar experiencias con rayos catódicos logró detectar rayos positivos. Al ser estudiada esta radiación se encontró que constaba de partículas positivas cuya masa dependía del tipo de gas que hay en el tubo. A estas partículas se les denominó PROTONES y se les consideró también constituyentes universales de la materia. La determinación de la masa y de la carga arrojó los siguientes resultados: Masa =1,673 x 10–24 gramos ó 1,0073 uma Carga = 1,602 x 10–19 coulombs ó 4,8x10–10 ues La carga es la misma que la del electrón pero con signo contrario. c) NEUTRON: Su descubrimiento se informó en el año de 1932, por las dificultades de detectar y medir una partícula de carga cero. Correspondiéndole a Chadwick su existencia. Son inestables con una vida media de 13 minutos.

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Desempeñan la función de AGLUTINADORES DE LOS PROTONES, ya que consiguen eliminar la fuerza de repulsión que los protones ejercerían entre sí, debido a su mutua cercanía entre ellos (carga eléctricas iguales se repelen). Su masa es aproximadamente 1,675 x 10–24 gramos.

CONSTANTES DEL ATOMO: NUMERO ATOMICO, Z: Establece el número de protones que existen en el núcleo atómico, el número de electrones que se encuentran girando alrededor de éste y la ubicación del elemento en la tabla periódica. NUMERO DE MASA ATOMICA o NUMERO MASICO, A: Determinado por la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Tomando en cuenta esta definición podemos establecer que:

Z  # p A  # p  # n o

 A  Z N

Donde: Z = # p+ = # e– N = Número de neutrones

REPRESENTACION SIMBOLICA DE UN ATOMO: ZE

A

Donde: E = Símbolo de un elemento A = Número de masa atómica Z = Número atómico.

Por ejemplo:

23 35 16 197 11Na ; 17Cl ; 8O ; 79Au

REPRESENTACION GRAFICA DE UN ATOMO:

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EJERCICIO: Un elemento cualquiera tiene las siguientes características: Z=23 y A=75. Hallar: a) Número de e–, b) Número de p+, c) Número de no, y d) Representar en forma gráfica y simbólica el átomo del elemento. a) Como Z=23 y Z es el número atómico y este representa el número de electrones y protones, entonces hay 23 e–. b) Como #p+ = # e–, entonces hay 23 p+. c) El número de neutrones es: #n0 = 75 – 23 = 52 d) Tomando en cuenta los anteriores cálculos, representamos al átomo: 23E75

4. MODELOS ATOMICOS: a) MODELO ATOMICO DE THOMSOM: Representó al átomo como un modelo estático, en el cual los electrones ocupaban posiciones fijas en el seno de una masa positiva. El modelo macizo de Thomsom fue aceptado durante algunos años por que permitía explicar cualitativamente algunos fenómenos como la emisión de la luz por los átomos y la pérdida de electrones por frotamiento. b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD: Demuestra la existencia del núcleo atómico en el que encontraba toda la masa y la carga positiva del átomo, lo que le permite proponer un nuevo modelo atómico localizando al núcleo en el centro del átomo y alrededor del cual se encuentra una nube de electrones que poseían carga negativa. c) MODELO ATOMICO DE BOHR: El átomo esta constituido por un corpúsculo central llamado Núcleo donde se encuentran los protones y neutrones, contiene la totalidad de la carga positiva y la masa del átomo, y los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas circulares y concéntricas, existiendo un determinado número de electrones por cada órbita.

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d) MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD: Acepta la existencia de un núcleo central donde se encuentran los protones y neutrones; y los electrones se hallan girando alrededor del núcleo describiendo órbitas elípticas. e) TEORIA ATOMICA MODERNA: Un átomo esta constituido por un núcleo central en el que se encuentran los protones y los neutrones, toda la carga positiva y la masa del átomo; y los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares o elípticas de acuerdo a la energía que posea el electrón, debiendo existir tantas trayectorias, tantos orbitales como electrones tenga el átomo. f) MODELO DE LA MECANICA CUANTICA: La mecánica cuántica trata de definir el orbital. ORBITAL, es la región del espacio alrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad (superior al 90%) de encontrar un determinado electrón. La MECANICA CUANTICA se fundamenta en 4 números cuánticos.

5. NUMEROS CUANTICOS Y DISTRIBUCION ELECTRONICA: a) NUMEROS CUANTICOS: Estos números nos permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor del núcleo donde se puede encontrar el electrón (ORBITAL). Estos son: 1) NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, n: Determina el NIVEL de energía principal o capa en donde se encuentra el electrón y además nos da a conocer la posición de la nube electrónica. Los valores determinados para este número son los siguientes:

n:

1 K

2 L

3 M

4 N

5 O

6 P

7 Q

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La capa n = 1, es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía, es decir, la energía se cuantifica en base a la distancia que hay entre cada nivel y el núcleo atómico.

2) NUMERO CUANTICO SECUNDARIO, l: Determina el SUBNIVEL o SUBCAPA dentro del nivel principal de energía. Nos indica la forma de la nube electrónica u orbital donde se encuentran electrones alrededor del núcleo. De acuerdo a la mecánica cuántica puede tomar los siguientes valores: l : 0, 1, 2, 3, ... , hasta (n – 1). Se nombran por medio de letras: l:

0 s

1 p

2 d

3 f

Donde: s: p: d: f:

Sharp principal Diffuse fundamental

A continuación se muestran algunas formas de estos subniveles:

subnivel “s”

subniveles “p”

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22

subnivel “d”

subniveles “f”

3) NUMERO CUANTICO MAGNETICO, m: Representa la ORIENTACION de los orbitales electrónicos en el espacio. Cada subnivel consta de uno o más orbitales electrónicos. El número de orbitales esta dado por la siguiente ecuación, n2. Sus valores son: m : – l , … , –1, 0, +1, … , + l

A continuación se muestra la relación entre los números cuánticos n, l y m:

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n

l

1 2

0 (s) 0 (s) 1 (p) 0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)

3

4

DESIGNACION DE LOS SUBNIVELES 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Estructura de la Materia

23

NUMERO m DE ORBITALES 0 1 0 1 –1, 0, +1 3 0 1 –1, 0, +1 3 –2, –1, 0, +1, +2 5 0 1 –1, 0, +1 3 –2, –1, 0, +1, +2 5 –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 7

Cada valor de m, constituye un orbital.

4) NUMERO CUANTICO DEL SPIN, s: Representa el movimiento de rotación que tiene el electrón sobre su propio eje, mientras va describiendo su trayectoria. Los valores para este número son: –1/2 () y +1/2 ()

–

½

+½

b) DISTRIBUCION ELECTRONICA: Es la forma abreviada de representar a los electrones en los niveles y subniveles que posee el átomo de un elemento. Para realizar la distribución electrónica se debe tomar en cuenta: a) PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI: Este principio manifiesta que: “EN UN ATOMO CUALQUIERA NO PUEDEN EXISTIR DOS ELECTRONES CUYOS NUMEROS CUANTICOS TENGAN LOS MISMOS VALORES”. b) POBLACION ELECTRONICA: El número máximo de electrones en cada NIVEL es, 2n2, donde el valor de n corresponde al número cuántico principal:

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n 1 2 3 4 5 6 7

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24

# máx. e– 2 8 18 32 50 72 98

De acuerdo al número de electrones existentes, la distribución es la siguiente: n 1 2 3 4 5 6 7

# máx. e– (REAL) 2 8 18 32 32 18 2

El número de electrones en cada SUBNIVEL, se determina utilizando la siguiente ecuación, 2(2l + 1), donde l corresponde al valor del número cuántico secundario: l 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)

# máx. e– 2 6 10 14

En cada ORBITAL debe existir un máximo de 2 electrones

c) PRINCIPIO DE DESARROLLO DE LA ENERGIA: Este principio establece que: “LOS ELECTRONES SIEMPRE TIENDEN A OCUPAR LOS ORBITALES O SUBNIVELES DE MENOR ENERGIA”. La energía de un subnivel es igual a la suma de los valores de n y l: ET = n + l Se llenará primero el subnivel que tenga el menor valor de (n + l), y en caso de que el valor de (n + l) sea igual, se satura primero el subnivel con el menor valor de n.

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25

El problema del cálculo de la energía de cada subnivel se soluciona cuando se determinan las llamadas DIAGONALES DE PAULING, diagonales que se registran a continuación: n 1 2 3 4 5 6 7

1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

2p 3p 4p 5p 6p

3d 4d 4f 5d 5f 6d

En forma horizontal, tenemos: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, ... La saturación de los diferentes subniveles puede realizarse también tomando en cuenta el siguiente diagrama, el cual se lee en secuencia normal de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo:

1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

4f 5f

3d 4d 5d 6d

2p 3p 4p 5p 6p 7p

En la distribución electrónica se debe tomar en cuenta la siguiente representación como ejemplo:

A continuación se muestran algunas distribuciones: 3e–: 7e–: 17e–: 27e–:

1s2, 2s1 1s2, 2s2, 2p3 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7 Ing. Luis Escobar C.

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26

d) REGLA DE HUND: Esta regla establece que: CUANDO UN SUBNIVEL CONTIENE MAS DE UN ORBITAL, LOS ELECTRONES SE DISTRIBUIRÁN EN TODOS LOS ORBITALES DISPONIBLES, CON SUS ESPINES EN LA MISMA DIRECCION. Los electrones se incorporan a los átomos en el orden que se ve en la figura, llenándose primero los niveles y subniveles de menor energía, la saturación electrónica está relacionada con la Tabla Periódica. Hay que comenzar por la parte superior izquierda de la tabla periódica y moverse a lo ancho y hacia abajo de la tabla, a través de los períodos desde arriba hacia abajo. 1s

1s

2s 3s 4s 5s 6s 7s

2p 3p 4p 5p 6p

3d 4d 5d 6d 4f 5f

La siguiente tabla resume la información más importante acerca de los niveles de energía, subniveles, orbitales atómicos y la distribución de los electrones dentro de los subniveles. NIVEL DE NUMERO DE ENERGIA, SUBNIVELES, n l

TIPO DE ORBITAL

NUMERO DE ORBITALES

NUMERO MAXIMO DE ELECTRONES POR SUBNIVEL

NUMERO TOTAL DE ELECTRONES

1

1

1s

1

2

2

2

2

2s 2p

1 3

2 6

8

3

3

3s 3p 3d

1 3 5

2 6 10

18

4

4

4s 4p 4d 4f

1 3 5 7

2 6 10 14

32

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27

e) REPRESENTACION A TRAVES DE ORBITALES (Celdas): Es la representación gráfica de los electrones que existen en un orbital (celda electrónica) y que está de acuerdo al valor de m (número cuántico magnético). Se debe tomar en cuenta el espín del electrón: –1/2 () y +1/2 () Como regla se llenarán los orbitales, primero con electrones de spin negativo () y luego con los de spin positivo (). A continuación se muestra la forma de representar los electrones a través de celdas (orbitales):

PRICIPIOS DE ESTABILIDAD DE LOS SUBNIVELES d: a) Los subniveles d, tienen una estabilidad media cuando poseen un electrón en cada celda (orbital). ns2, (n–1)d4  ns1, (n–1)d5 





0

–2

–1

 0

 +1





+2

 0

–2

 –1



 0

+1

 +2

Por ejemplo: 24e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 42e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d5 74e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d5

b) Los subniveles d, tienen estabilidad total, cuando poseen completas las celdas con el número máximo de electrones (dos en cada una). ns2, (n–1)d9  0

     –2

–1

0

+1

+2

 

ns1, (n–1)d10 

     0

–2

–1

0

+1

+2

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28

Por ejemplo: 29e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 47e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d10 79e–: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d10

EJERCICIOS: 1) Realizar las representaciones de las siguientes distribuciones electrónicas: a) 1s2: s 1

 0

b) 2p4: p 2







–1

0

+1

c) 3d8: d 3







–2

–1

0





+1

+2

d) 4f11: f 4







 





–3

–2

–1

0

+2

+3

+1

2) A qué electrón pertenecen los siguientes números cuánticos: a) 3, 2, 0, –1/2 d 

3 –2

–1

0

+1

+2 Ing. Luis Escobar C.

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29

Del gráfico anterior se puede establecer que se trata del 3er e– del subnivel 3d. Si asumimos que este es el último electrón, la distribución electrónica total es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d3 Lo que nos indica que el átomo tiene 23 e–.

b) 4, 1, +1, +1/2 p 

4 –1

0

+1

Igual que en el ejercicio anterior, podemos decir que este electrón es el 6to del subnivel 4p. Si este es el último electrón la distribución sería la siguiente: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6 Teniendo el átomo un total de 36 electrones.

6. PESOS ATOMICOS: a) ISOTOPOS: La palabra ISOTOPOS se deriva del griego y se descompone en las raíces: ISO, que significa Igual y TOPOS, Lugar. Es decir, el Isótopo de un elemento químico es un átomo que ocupa el mismo lugar del elemento en la tabla periódica, tiene el mismo número atómico, Z (el mismo número de protones); pero diferente número de masa atómica, A (diferente número de neutrones). 24 12Mg : 25 12Mg : 26 12Mg :

12 p+ 12 p+ 12 p+

12 e– 12 e– 12 e–

12 no 13 no 14 no

78,9% 10,0% 11,0%

En cambio los átomos de igual peso o masa atómica pero diferente número atómico, se denominan ISOBAROS, por ejemplo: 19K40 y 20Ca40: 40 18Ar : 40 19K : 40 20Ca :

18 p+ 19 p+ 20 p+

18 e– 19 e– 20 e–

22 no 21 no 20 no

Los átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones y diferente número atómico y másico, se conocen como ISOTONOS, por ejemplo:

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FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL 23 11Na : 24 12Mg :

Estructura de la Materia

11 p+ 12 p+

11 e– 12 e–

30

12 no 12 no

Se llaman ISOELECTRICOS, a los átomos que poseen igual número de electrones en su estructura; por ejemplo: –2 8O : –1 9F : 10Ne: +1 11Na : +2 12Mg :

8 p+ 9 p+ 10 p+ 11 p+ 12 p+

8 e– 9 e– 10 e– 11 e– 12 e–

10 e– 10 e– 10 e– 10 e– 10 e–

En la siguiente tabla se presentan algunos isótopos estables de algunos elementos y sus abundancias: Z 1 2 3 4 5 6 7 8

9 10

11 12

13

ISOTOPO H1 H2 He4 Li6 Li7 Be9 B10 B11 C12 C13 N14 N15 O16 O17 O18 F19 Ne20 Ne21 Ne22 Na23 Mg24 Mg25 Mg26 Al27

ABUNDANCIA (%) 99,985 0,015 100 7,40 92,6 100 18,83 81,17 98,89 1,11 99,64 0,36 99,76 0,04 0,20 100 90,51 0,28 9,21 100 78,6 10,1 11,3 100

Z 14

15 16

17 19 20

47 51 77

ISOTOPO Si28 Si29 Si30 P31 S32 S33 S34 S35 Cl35 Cl37 K39 K41 Ca40 Ca42 Ca43 Ca44 Ca46 Ca48 Ag107 Ag109 Sb121 Sb123 Ir191 Ir193

ABUNDANCIA (%) 92,28 4,67 3,05 100 95,06 0,74 4,18 0,014 75,4 24,6 93,1 6,9 96,92 0,64 0,13 2,13 Indicios 0,18 51,35 48,65 57,25 42,75 38,5 61,5

b) PESO ATOMICO o MASA ATOMICA QUIMICA: El Peso o Masa Atómica de los elementos resulta ser el peso promedio relativo de la composición isotópica natural del elemento.

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31

7. ATOMO-GRAMO: Se define como el peso o masa atómica de un elemento expresado en gramos, se representa como at-g y se le conoce también con el nombre de MOL DE ATOMOS. Así:

1at-g de Hidrógeno tiene un peso de 1,008 gramos 1at-g de Oxígeno pesa 16 gramos 1at-g de Cloro pesa 35,453 gramos 1at-g de Plata pesa 107,87 gramos

El número de átomos que contiene un átomo-gramo de cualquier elemento es de 6,022x1023 átomos de dicho elemento, conocido como NÚMERO DE AVOGADRO (NA). Por lo tanto, el átomo-gramo es el peso o masa en gramos de 6,022x1023 átomos de cualquier elemento.

8. MOLECULA-GRAMO: Conocida como MOL, y se define como el peso o masa molecular de un compuesto expresado en gramos. En una molécula-gramo o mol de cualquier compuesto existen 6,022x1023 moléculas. Por lo tanto, la molécula-gramo es el peso en gramos de 6,022x1023 moléculas de un determinado compuesto. PESO MOLECULAR: Es la suma de los pesos o masas atómicas de los elementos que forman un compuesto determinado. A continuación se muestra el cálculo del peso molecular del Acido Sulfúrico, H2SO4: ELEMENTO H S O

PESO ATOMICO PESO TOTAL 1 2x1=2 32 1 x 32 = 32 16 4 x 16 = 64 TOTAL: 98 g/mol

Es decir, 98 gramos pesa una molécula-gramo o un mol de Acido Sulfúrico, H2SO4.

PROBLEMOS RESUELTOS: 1) Calcular el peso atómico del cloro si la composición isotópica es: Cl35, 75,4%; Cl37, 24,6%. PA 

(%  Masa Atómica) (%)

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PA (Cl) 

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32

(75,4)(35)  (24,6)(37) 2639  9102   35,492 100 100

2) El carbono en la naturaleza contiene dos isótopos C12 y C13, cuales serán las abundancias isotópicas de estos dos isótopos, si el peso atómico del carbono es 12,011. Le asignamos a cada incógnita una variable: %C12 = X %C13 = Y Por lo tanto:

X  Y  100

De donde:

X  100  Y

Reemplazando en la ecuación que se utiliza para el cálculo del peso atómico, tenemos: 12,011 

12X  13Y 100

12,011 

12(100  Y )  13Y 100

12,011 

1200  12Y  13Y 100

1201,1  1200  Y Y  1,10

Entonces: %C13 = 1,10; por lo tanto: X = 100 – 1,1; de donde: %C12 = 98,90

3) Calcular el número de átomos-gramos y el número de átomos que hay en 2,5 gramos de Zinc, si el peso atómico es 65,4. Establecemos las siguientes operaciones (reglas de tres o factor de conversión): 2,5 g Zn 

1 at - g Zn  0,0388 at - g Zn 65,4 g Zn

2,5 g Zn 

6,022 x1023 átmos Zn  2,302 x1022 átomos Zn 65,4 g Zn

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33

4) Determinar el número de at-g y el número de gramos que hay en 2,4x1023 átomos de Ag, si el peso atómico es 108. Igual que en el problema anterior, establecemos las operaciones: 2,4 x10 23 átomos Ag 

1 at - g Ag  0,3985 at - g Ag 6,022 x10 23 átomos Ag

2,4 x1023 átomos Ag 

108 g Ag  43,04 g Ag 6,022 x1023 átomos Ag

5) En 0,245 at-g de Ni. Determinar los átomos y los gramos de Ni que existen si el peso atómico del Ni es 58,7. Establecemos las siguientes operaciones:

0,245 at - g Ni 

6,022 x10 23 átomos Ni  1,475x10 23 átomos Ni 1 at - g Ni

0,245 at - g Ni 

58,7 g Ni  14,38 g Ni 1 at - g Ni

6) Calcular el número de moles y el número de moléculas a los que corresponde 1,5 g de CaCl2. Si los pesos atómicos de los elementos son: Ca=40 y Cl=35,5. Determinamos el peso molecular del CaCl2: Ca=40 y Cl=35,5; entonces: CaCl2 = 111 g/mol, y realizamos las operaciones: 1,5 g CaCl 2 

1 mol CaCl 2  0,0135 moles CaCl 2 111 g CaCl 2

1,5 g CaCl 2 

6,022 x1023 moléculas CaCl 2  8,14 x1021 moléculas CaCl 2 111 g CaCl 2

7) Determinar el número de moléculas y el número de gramos que hay en 0,250 moles de H2SO4, si los pesos atómicos son: H=1, S=32 y O=16. Calculamos de la misma manera que en el problema anterior el peso molecular del ácido, siendo este: H2SO4 = 98 g/mol y establecemos las siguientes operaciones:

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34

0,250 moles H 2SO 4 

98 g H 2SO 4  24,50 g H 2SO 4 1 mol H 2SO 4

0,250 moles H 2SO 4 

6,022 x1023 moléculas H 2SO 4  1,506 x1023 moléculas H 2SO 4 1 mol H 2SO 4

8) En 1,750x1021 moléculas de NaNO3, determinar el número de gramos y moles que hay del compuesto, si los pesos atómicos son: Na=23, N=14 y O=16. Determinamos el peso molecular del compuesto NaNO3 = 85 g/mol y establecemos las siguientes operaciones: 1,750 x1023 moléculas NaNO3 

0,2470 g NaNO3 

85 g NaNO3  0,2470 g NaNO3 6,022 x1023 moléculas NaNO3

1 mol NaNO3  2,9059 x10 3 moles NaNO3 85 g NaNO3

9) En 75 gramos de CaCl2. Determinar: a) las moles del compuesto, b) moléculas del compuesto, c) at-g de cada elemento, d) átomos de cada elemento y e) gramos de cada elemento. Si los pesos atómicos son: Ca=40 y Cl=35,5. Determinamos el peso molecular del CaCl2 = 111 g/mol Establecemos las siguientes operaciones: a) 75 g CaCl 2 

1 mol CaCl 2  0,6757 moles CaCl 2 111 g CaCl 2

b) 75 g CaCl 2 

6,022 x1023 moléculas CaCl 2  4,07 x1023 moléculas CaCl 2 111 g CaCl 2

c) En 1 mol de CaCl2 hay 1 at-g Ca y 2 at-g Cl, por tanto: 0,6757 moles CaCl 2 

1 at - g Ca  0,6757 at - g Ca 1 mol CaCl 2

0,6757 moles CaCl 2 

2 at - g Cl  1,3514 at - g Cl 1 mol CaCl 2

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d) 0,6757 at - g Ca 

1,3514 at - g Cl 

Estructura de la Materia

35

6,022 x10 23 átomos Ca  4,07 x10 23 átomos Ca 1 at - g Ca

6,022 x10 23 átomos Cl  8,14 x10 23 átomos Cl 1 at - g Cl

e) 0,6757 at - g Ca 

1,3514 at - g Cl 

40 g Ca  27,03 g Ca 1 at - g Ca 35,5 g Cl  47,97 g Cl 1 at - g Cl

10) Una muestra de 1,5276 gramos de CdCl2 (Cloruro de Cadmio) fue convertida mediante un proceso electrolítico en Cadmio metálico. El peso del Cadmio metálico fue de 0,9367 gramos. Si el peso atómico del Cloro es 35,453; determinar el peso atómico del Cadmio. Según los datos: 1,5276 g CdCl2 

0,9367 g Cd metálico

Determinamos los gramos de Cloro: g Cl  1,5276  0,9367  0,5909 g g En un mol de CdCl2 hay 1 at-g de Cd y 2 at-g de Cl; por lo tanto: 0,5909 g Cl 

1 at - g Cl  0,0167 at - g Cl 35,5 g Cl

0,0167 at - g Cl 

2 at - g Cd  8,33x10  3 at - g Cd 1 at - g Cl

Calculados los at-g de Cadmio, determinamos el peso atómico del elemento: 0,0167 at - g Cl 

2 at - g Cd  112,2 g Cd (PESO ATOMICO ) 1 at - g Cl

11) En una determinación química del peso atómico del Vanadio se sometió a una muestra de 2,8934 gramos de VOCl3 a una serie de reacciones por medio de las cuales todo el Cloro contenido en este compuesto se convirtió en AgCl, cuyo peso es de 7,1801 gramos. Si los pesos atómicos de: Ag=108, Cl=35,5 y O=16, calcular el peso atómico del Vanadio.

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Estructura de la Materia

36

Determinamos el peso molecular del AgCl: AgCl = 143,5 g/mol. Por medio del cual determinamos las moles de AgCl: 7,1801 g AgCl 

1 mol AgCl  0,05004 moles AgCl 143,5 g AgCl

Determinamos los at-g de Cl en el AgCl: 0,05004 moles AgCl 

1 at - g Ag  0,05004 at  g Cl 1 mol AgCl

Como todo el Cloro que forma el AgCl, está formando parte del VOCl3, tenemos: 0,05004 at - g Cl 

1 at - g O  0,0167 at - g O  0,0167 at - g V 3 at - g Cl

Determinamos las masas de Cloro y Oxígeno: 0,05004 at - g Cl 

0,0167 at - g O 

35,5 g Cl  1,776 g Cl 1 at - g Cl

16 g O  0,2672 g O 1 at - g O

Determinamos la masa del Vanadio a partir de 2,8934 g de VOCl3: g V  2,8934  1,776  0,2672 g V  0,8502 g

Por lo tanto: 0,8502 g V  1 at - g V  50,9 g V (PESO ATOMICO) 0,0167 at - g V

12) Un compuesto está formado por los elementos A, B y C en la relación 2:2:7. Determinar la cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 0,175 at-g de A; 9,03x1022 átomos de B y 9,63 g de C. Si los pesos atómicos son: A=23; B=31 y C=16. Transformamos los gramos y los átomos de B y C en átomos-gramo:

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9,03X10 22 átomos B 

9,63 g C 

Estructura de la Materia

37

1 at - g B  0,1499 at - g B 6,022 x10 23 átomos B

1 at - g C  0,6018 at - g C 16 g C

En 1 mol del compuesto A2B2C7 hay: 2 at-g A 2 at-g B 7 at-g C Por lo que podemos determinar las moles del compuesto con cada uno de los at-g de cada elemento: 0,175 at - g A 

1 mol A 2 B2C7  0,08750 moles A 2 B2C7 2 at - g A

0,1499 at - g B 

1 mol A 2 B2C7  0,07495 moles A 2 B2C7 2 at - g B

0,6018 at - g C 

1 mol A 2 B2C7  0,08597 moles A 2 B2C7 7 at - g C

De lo que podemos concluir que: A produce 0,08750 moles A2B2C7 B produce 0,07495 moles A2B2C7 C produce 0,08597 moles A2B2C7 De los resultados anteriores se establece que la cantidad máxima en moles del compuesto es la proporcionada por el elemento B, cantidad que corresponde a la menor de todas: por lo tanto B es el ELEMENTO LIMITANTE. A continuación por medio del peso molecular del compuesto, determinamos la cantidad máxima en gramos: 0,07495 moles A 2 B2C7 

220 g A 2 B2C7  16,50 g A 2 B2C7 (CANTIDAD MAXIMA) 1 mol A 2 B2C7

13) Se disuelve una muestra de 12,5843 g de ZrBr4 y, después de varios procesos químicos, todo el bromo combinado se precipita como AgBr. El contenido de plata en el AgBr es 13,2160 g. Si los pesos atómicos de la Plata y el Bromo son 107,870 y 79,909 respectivamente. Determinar el peso atómico del Zr. Calculamos los at-g de Plata:

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13,2160 g Ag 

Estructura de la Materia

38

1 at - g Ag  0,1225 at - g Ag 107,870 g Ag

Como la relación es de 1 a 1 entre la Ag y el Br en el AgBr, tenemos los mismos at-g de Bromo, esto es 0,1225 at-g. Luego determinamos el peso de Bromo contenido en estos at-g: 0,1225 at - g Br 

79,909 g Br  9,7882 g Br 1 at - g B

Calculamos los at-g de Zr: 0,1225 at - g Br 

1 at - g Zr  0,0306 at - g Zr 4 at - g Br

Determinamos el peso de Zirconio que existe en la muestra: g Zr  12,5843  9,7882 g V  2,7961 g

Finalmente determinamos el peso atómico del Zr: 2,7961 g Zr  1 at - g Zr  91,3758 g Br (PESO ATOMICO) 0,0306 at - g Zr

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. El argón en la naturaleza tiene tres isótopos, los átomos de los cuales aparecen con las abundancias siguientes: 0,34% de Ar36; 0,07% de Ar38 y 99,59% de Ar40. Determinar el peso atómico del Argón a partir de estos datos. Resp. 39,948 2. El Boro natural consta de 80% de B11 y 20% de otro isótopo, para poder explicar el peso atómico de 10,81. Cuál debe ser la masa nucleíca del isótopo. Resp. 10,01 3. En una determinación química de pesos atómicos, se encontró que el Estaño contenido en 3,7692 g de SnCl4, es 1,717 g. Si el peso atómico del Cloro es 35,453. Cuál es el valor de peso atómico del Estaño determinado a partir de este experimento. Resp. 118,65 4. 3 at-g de Cromo reaccionan exactamente con el elemento Q, y todo el Cromo se ha transformado en Cr2Q3. El Cr2Q3 se trata después con Estroncio metálico y todo el Q se transforma en SrQ; después se hace reaccionar el SrQ con Sodio metálico y todo el SrQ se transforma en Na2Q, cuyo peso es de 782 gramos. Determinar el peso atómico del elemento Q, si el del Sodio es 23. Resp. 128 Ing. Luis Escobar C.

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39

5. El peso atómico del azufre se determinó descomponiendo 6,2984 g de Na 2CO3 con Acido Sulfúrico y pesando el Na2SO4 formado, se encontró un peso de 8,438 g. Tomando los pesos atómicos de C, O y Na como 12; 16 y 23 respectivamente. Cuál es el valor para el peso atómico del Azufre. Resp. 32,017 6. Calcule el número de gramos en un mol de cada una de las sustancias comunes: a) calcita, CaCO3; b) cuarzo, SiO2; c) azúcar de caña, C12H22O11; d) yeso, CaSO4.2H2O; e) plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3. Resp. a) 100,09 g; b) 60,09 g; c) 342,3 g; d) 172,2 g; e) 775,7 g 7. a) Cuántos at-g de Ba y Cl están contenidos en 107 g de Ba(ClO3)2.H2O. b) Cuántas moléculas de agua de hidratación están en esa misma cantidad. Resp. a) 0,332 at-g Ba; 0,664 at-g Cl; b) 2x1023 moléculas H2O 8. A un reservorio que proporciona agua se le ha agregado 0,10 ppb (partes por billón) de cloroformo, CHCl3. Cuántas moléculas de CHCl3 estarán contenidas en una gota de esta agua. Una gota es equivalente a 0,05 ml. Resp. 2,5x1010 moléculas 9. Calcular el peso molecular de las siguientes sustancias: a) Clorato de Potasio, KClO 3; b) Acido Fosfórico, H3PO4; c) Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2; d) Cloruro Férrico, FeCl3; e) Sulfato de Bario, BaSO4; f) Cloruro Crómico, CrCl3. Resp. a) 122,55; b) 97,99; c) 74,10; 162,5; e) 233,40; f) 158,38 10. Se tiene 0,75 moles de Fósforo (P4). a) cuántas moléculas de P4 hay; b) cuántos átomos de P hay; c) cuántos at-g de P. Resp. a) 4,5x1023 moléculas P4; b) 1,8x1024 átomos P; c) 3 at-g P 11. Calcular el número de gramos en 0,5 moles de las siguientes sustancias: a) yeso CaSO4.2H2O; b) plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3; c) galena, PbS. Resp. a) 86,1 g; b) 387,85 g; c) 119,5 g 12. a) Cuántos átomos de oxígeno hay 0,5 moles de Ba(NO3)2 y b) cuántos átomos de nitrógeno hay en la misma cantidad. Resp. a) 1,80x1024 átomos; b) 6,022x1023 átomos 13. Cuando se calienta el hierro en el aire, reacciona el hierro con el oxígeno del aire en proporción de tres átomos de oxígeno por cada dos de hierro, si se calientan 6 gramos de hierro. Determinar: a) el peso total del producto; b) los at-g de oxígeno que han reaccionado. Resp. a) 8,60 g; b) 0,16 at-g 14. En una muestra de 180 cm3 de Benceno (C6H6) líquido puro, de densidad, 0,88 g/cm3. Calcular: a) peso del C6H6; b) Peso molecular del C6H6; c) número de átomos de C en la muestra. Resp. a) 158,4 g; b) 78,114 g/mol; c) 7,32x1024 átomos C 15. Cuál de las siguientes muestras contiene el número más grande de átomos: a) 2 g de oro, Au; b) 2 g de agua, H2O; c) 2 g de helio, He; d) 2 g de octano, C8H18. Resp. 2,0 g He Ing. Luis Escobar C.

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40

16. Cuántos at-g de azufre están presentes en 15 moles de Au2(SO4)3. Resp. 45 at-g S 17. Cuando se calientan 2,451 g del compuesto MXO3 puro y seco, se liberan 0,96 g de Oxígeno. El otro producto es el compuesto MX, que pesa 1,491 g. Cuando el MX reacciona completamente con un exceso de Nitrato de Plata se forma un sólido AgX, que pesa 2,869 g. Sabiendo que los pesos atómicos del oxígeno y de la plata son de 16 y 108 respectivamente. Calcular los pesos atómicos de los elementos M y X. 18. Determinar el número de libras de Cromita que contiene el 42% de Cr 2O3 que se requieren para obtener 2,6 libras de Cr. Resp. 9,02 libras 19. Un compuesto esta formado por los elementos X, Y, Z, en relación 1:1:4. Determinar la cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 24,5 g de X; 5x1023 átomos de Y y 3,5 at-g de Z, sabiendo que los pesos atómicos son X=40; Y=32; Z=16. 20. Determinar: a) el número de moles de Nitrato Ferroso, Fe(NO3)2; y b) el número de moléculas que están contenidas en 21,24 g de dicha sustancia.

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CAPITULO 3

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 1. GENERALIDADES: A medida que se fueron descubriendo los elementos químicos, se observaron propiedades semejantes entre algunos de ellos, por lo que se les clasificó en dos grandes grupos: Metales y No metales. A continuación se presentan de las más importantes formas de clasificación: a) En 1817, el alemán Johann Wolfgang DOBEREINER agrupó a los elementos en las llamadas TRIADAS DE DOBEREINER, dando se cuenta de la existencia de diversos grupos de tres, elementos con propiedades químicas semejantes estableciendo lo siguiente: “LOS ELEMENTOS QUÍMICOS QUE TIENEN PROPIEDADES SEMEJANTES Y PROGRESIVAS, PUEDEN CLASIFICARSE EN GRUPOS DE TRES, EN DONDE LA MASA ATÓMICA DEL ELEMENTO INTERMEDIO ES APROXIMADAMENTE IGUAL AL PROMEDIO DE LAS MASAS ATÓMICAS DE LOS ELEMENTOS EXTREMOS”. TRIADA Li Na K Ca Sr Ba

MASA ATOMICA 6,9 23,0 39,1 40,0 88,6 137,3

MASA REAL 22,99

87,63

b) En 1864, el británico John Alexander NEWLANDS descubrió la llamada LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS, clasificó a los elementos químicos conocidos de acuerdo a sus masas atómicas, colocándoles en orden creciente de las mismas, encontrando que el primer elemento era semejante al octavo elemento, el segundo al noveno, y así sucesivamente. Esta ley se enuncia así: “SI SE ORDENA A LOS ELEMENTOS QUÍMICOS DE ACUERDO A SUS MASAS ATÓMICAS CRECIENTES EN GRUPOS DE SIETE, LAS PROPIEDADES DE UN ELEMENTO SE REPITEN EN EL OCTAVO ELEMENTO”.

Li Na K Cu Rb Ag Cs

Be Mg Ca Zn Sr Cd Ba, V

B Al Cr Y La, Ce U

C Si Ti In Zr Sn

N P Mn As Nb, Mo

O S Fe Se Ru, Rh Te

H F Cl Co, Ni Br Pd I

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c) En 1869 el ruso Dimitri MENDELEIEV y el alemán Lothar MEYER independientemente uno del otro ordenaron a los elementos en orden creciente de acuerdo a los pesos atómicos, observando que muchas propiedades físicas y químicas variaban periódicamente, estableciendo la ley que establece que: “LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS DE SU MASA ATÓMICA”, conocida como LEY PERIODICA. I R2 O H Li Na K Cu Ag Cs

II RO

III R2O3

IV RO2

V R2O5

VI RO3

VII R2O7

Be Mg Ca Zn Cd Ba

B Al ? ? In

C Si Ti ? Sn

N P V As Sb

O S Cr Se Te

F Cl Mn Br I

VIII RO4

Fe, Co, Ni Ru, Rh, Pd

d) En 1914, el físico inglés Henry MOSELEY muestra que el número atómico debe responder a la constitución íntima del átomo y no ser tan solo un lugar de colocación del elemento en una tabla de clasificación de los mismos, determinando que representa el número de cargas positivas o protones del núcleo y es exactamente igual al número de cargas negativas o electrones de la envoltura, porque el átomo es el eléctricamente neutro, estableciendo la ley, que dice: “LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS DEL NUMERO ATÓMICO”. Esta clasificación constituye la base de la tabla periódica actual.

2. BASES DE LA CLASIFICACION PERIODICA: Las propiedades de los elementos son función de la estructura electrónica de sus átomos, más específicamente del ordenamiento de los electrones en los niveles de energía más externos. Los elementos con un ordenamiento similar de electrones en los orbitales externos se agrupan en COLUMNAS VERTICALES, y los elementos con el mismo número cuántico principal (n) máximo para la estructura electrónica fundamental del átomo, se agrupan en FILAS HORIZONTALES.

3. DISTRIBUCION DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA: Sabemos que los ELEMENTOS son sustancias puras, formadas por una sola clase de átomos. La mayoría de elementos se encuentran en estado SOLIDOS, dos en estado LÍQUIDO (Mercurio y Bromo) a la temperatura ambiente y once existen en la naturaleza en forma de GAS (6 Gases Nobles, Nitrógeno, Oxígeno, Hidrógeno, Flúor, Cloro). Algunos Ing. Luis Escobar C.

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43

elementos son radiactivos, otros son extremadamente raros y otros solamente pueden obtenerse en el laboratorio. La actual tabla periódica consta de todos los elementos conocidos, los mismos que están colocados en orden creciente de sus números atómicos, en filas horizontales, llamados PERIODOS y en columnas verticales, llamados GRUPOS o FAMILIAS. En la parte inferior de la tabla, existen dos filas horizontales que corresponden a la serie LANTANIDA Y ACTINIDA, conocidas como TIERRAS RARAS. En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en los diferentes grupos y períodos:

IA 3 Li 6,94 11 Na 22,9 19 K 39,1 37 Rb 85,5 55 Cs 133 87 Fr 223

IIA 4 Be 9,01 12 Mg 24,3 20 Ca 40,1 38 Sr 87,6 56 Ba 137 88 Ra 226

1 Número Atómico H Símbolo 1,01 Peso Atómico

IIIB 21 Sc 44,9 39 Y 88,9 57 La 139 89 Ac 227

IVB 22 Ti 47,9 40 Zr 91,2 72 Hf 179 104 Rf 261

VB 23 V 50,9 41 Nb 92,9 73 Ta 181 105 Db 262

VIB 24 Cr 51,9 42 Mo 95,9 74 W 184 106 Sg 263

VIIB

25 Mn 55,0 43 Tc 98 75 Re 186 107 Bh 264

26 Fe 55,8 44 Ru 101 76 Os 190 108 Hs 265

IIIA 5 B 10,8 13 Al VIII IB IIB 26,9 27 28 29 30 31 Co Ni Cu Zn Ga 58,8 58,9 63,5 65,4 69,7 45 46 47 48 49 Rh Pd Ag Cd In 103 106 108 112 115 77 78 79 80 81 Ir Pt Au Hg Tl 192 195 197 201 204 109 110 Mt Ds 266 272

58 Ce 140 90 Th 232

59 Pr 141 91 Pa 231

60 Nd 144 92 U 238

61 Pm 147 93 Np 237

62 Sm 150 94 Pu 242

63 Eu 152 95 Am 243

64 Gd 157 96 Cm 247

65 Tb 159 97 Bk 247

66 Dy 163 98 Cf 249

67 Ho 165 99 Es 254

68 Er 167 100 Fm 253

IVA 6 C 12,0 14 Si 28,1 32 Ge 72,6 50 Sn 119 82 Pb 207

VA 7 N 14,0 15 P 30,9 33 As 74,9 51 Sb 122 83 Bi 209

VIA 8 O 15,9 16 S 32,1 34 Se 78,9 52 Te 128 84 Po 210

69 Tm 169 101 Md 256

70 Yb 173 102 No 254

71 Lu 175 103 Lw 257

VIIA

9 F 18,9 17 Cl 35,5 35 Br 79,9 53 I 127 85 At 210

0 2 He 4,00 10 Ne 20,2 18 Ar 39,9 36 Kr 83,8 54 Xe 131 86 Rn 222

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En la siguiente tabla se pueden observar la distribución de los elementos en la corteza terrestre:

ELEMENTO Oxígeno Silicio Aluminio Hierro Calcio Sodio Potasio Magnesio Hidrógeno Titanio Cloro Fósforo Manganeso Carbono Azufre Bario Nitrógeno Flúor Otros

% EN PESO 49,20 25,67 7,50 4,71 3,39 2,63 2,40 1,93 0,87 0,58 0,19 0,11 0,09 0,08 0,06 0,04 0,03 0,03 0,47

En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en el cuerpo humano:

ELEMENTO Oxígeno Carbono Hidrógeno Nitrógeno Calcio Fósforo Otros

% EN PESO 65,0 18,0 10,0 3,0 2,0 1,2 0,8

En la siguiente tabla se muestra la composición de la atmósfera terrestre:

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ELEMENTO Nitrógeno Oxígeno Argón Anhídrido Carbónico Neón Helio Metano Kriptón Hidrógeno Oxido Nitroso Xenón

Tabla Periódica de los Elementos

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% EN FRACCION MOLAR 78,084 20,948 0,934 0,033 0,001818 0,000524 0,0002 0,000114 0,00005 0,00005 0,0000087

a) GRUPOS O FAMILIAS: Son las columnas verticales de elementos, las mismas que se encuentran numeradas (Numeración Romana) seguidas de las letras A o B. Cada columna reúne a los elementos que tienen propiedades químicas idénticas y valencia semejantes. En los GRUPOS se encuentran los elementos que en su distribución electrónica tienen el mismo número de electrones, estos se encuentran en el mismo subnivel, a continuación se muestra la distribución electrónica de los elementos del grupo IA, estos tienen en el subnivel s un solo electrón:

Li (Z=3): Na (Z=11): K (Z=19): Rb (Z=37): Cs (Z=55): Fr (Z=87):

1s2, 2s1 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s1

Existen 18 columnas que forman nueve grupos: - Los grupos I a VII, A y B: 14 columnas - El grupo VIII: 3 columnas - El grupo 0: 1 columna Algunos grupos reciben nombres especiales: IA: IIA: VIIA: 0:

Alcalinos Alcalino–Térreos Halógenos Gases Nobles

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El significado de las letras A y B, es el siguiente: A: Elementos representativos, su distribución electrónica termina en subniveles s o p. B: Elementos de transición, incluido el grupo VIII, su distribución termina en d o f. El HIDROGENO, no pertenece a ningún grupo de la tabla periódica, a pesar que tiene una distribución electrónica parecida a la familia IA, por tanto ocupa un casillero especial debido a sus características físicas y químicas. En los grupos o familias están los elementos que tienen el mismo número de electrones de valencia es decir que los electrones que se ubican por el último nivel de energía, estos electrones determinan que las propiedades de los elementos pertenecientes a mismo sean semejantes.

b) PERIODOS: Con este nombre se conocen a las filas horizontales de elementos. Son en número de siete, ordenados según sus números atómicos en orden creciente.

PERIODO NUMERO DE ELEMENTOS 1 2 2 8 3 8 4 18 5 18 6 32 7 20 (Incompleto)

INICIA H Li Na K Rb Cs Fr

TERMINA He Ne Ar Kr Xe Rn 106

Existen dos series bajo el bloque principal de la tabla, como se muestra a continuación:

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La serie de los Lantánidos y de los Actínidos, conocidas como Tierras Raras, tienen las siguientes características: Lantánidos Actínidos

(14 elementos) (14 elementos)

Ce – Lu Th – Lr

(Sexto Periodo) (Séptimo Periodo)

El NUMERO DEL PERIODO, nos indica los niveles de energía que tienen todos los elementos pertenecientes al mismo. A continuación se muestra la distribución electrónica de los elementos del segundo período: Li (Z=3): Be (Z=4): B (Z=5): C (Z=6): N (Z=7): O (Z=8): F (Z=9): Ne (Z=10):

1s2, 2s1 1s2, 2s2 1s2, 2s2, 2p1 1s2, 2s2, 2p2 1s2, 2s2, 2p3 1s2, 2s2, 2p4 1s2, 2s2, 2p5 1s2, 2s2, 2p6

BLOQUES: Recordemos que la Tabla Periódica está constituida de tal manera que los elementos de propiedades semejantes están dispuestos en una misma columna vertical o grupo. Recordemos igualmente que estos grupos están organizados de la siguiente manera:

s

s

s p d

f

Las similitudes en cuanto a la disposición de los electrones están estrechamente relacionadas con la posición en la tabla periódica. En la siguiente tabla se muestra la saturación de los diferentes subniveles:

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s1

48

s2

s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

p1 p2 p3 p4 p5 p6

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f9 f9 f10 f11 f12 f13 f14

A continuación se muestran los subniveles en los que se encuentran los electrones de valencia: IA: IIA: IIIA: IVA: VA: VIA: VIIA: 0:

ns1 ns2 ns2, np1 ns2, np2 ns2, np3 ns2, np4 ns2, np5 ns2, np6

IIIB: IVB: VB: VIB: VIIB: VIIIB:

IB: IIB:

ns2, (n–1)d1 ns2, (n–1)d2 ns2, (n–1)d3 ns1, (n–1)d5 ns2, (n–1)d5 ns2, (n–1)d6 ns2, (n–1)d7 ns2, (n–1)d8 ns1, (n–1)d10 ns2, (n–1)d10

CARACTER QUIMICO: La tabla periódica esta dividida en dos grandes grupos de elementos, tomando en cuenta el carácter químico de los mismos. Estos dos grandes grupos son: a) METALES: Todos los estos elementos se encuentran sombreados en la siguiente tabla:

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Son sólidos en su mayoría, caracterizados por su brillo, dureza, ductilidad, maleabilidad, conductividad eléctrica y del calor, ser electropositivos, formar óxidos básicos, alta densidad, etc. Los metales tienden a ceder electrones cuando experimentan reacciones químicas, es decir tienen estados de oxidación positivos, al perder electrones se transforman en iones positivos. Se localizan en la parte izquierda de la tabla periódica. Según su localización, los metales tienen uno, dos o tres electrones en su nivel más externo de energía. Los elementos que son metales típicos son los Alcalinos y Alcalino-Térreos. A medida que aumenta el número atómico dentro de un período, las propiedades metálicas van disminuyendo gradualmente. En el centro de la tabla tenemos elementos que poseen propiedades intermedias, es decir conservan aún propiedades de los metales y de los no metales.

b) NO METALES:

Pueden ser gases, sólidos o líquidos de bajos puntos de fusión, son malos conductores de la corriente eléctrica y del calor. Son electronegativos, debido a que en las combinaciones químicas tratan de ganar electrones o compartirlos. Cuando se unen al Oxígeno forman Oxidos Acidos, tienen densidad baja. Estos elementos se encuentran a la derecha de la tabla periódica. Los elementos no metales son los siguientes: IIIA B

IVA C Si

VA N P As Sb

VIA O S Se Te

VIIA F Cl Br I At Ing. Luis Escobar C.

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50

Dentro de este grupo hay que incluir al Hidrógeno (H). En el grupo de los no metales se incluyen los gases nobles.

c) GASES NOBLES:

Denominados también GASES INERTES, por su actividad química nula. Presentan en su estructura 8 electrones en el último nivel de energía, excepto el He que tiene solo dos; lo que les confiere una extraordinaria estabilidad química. Se ubican en la primera columna de la derecha. Presentan INERCIA QUIMICA ABSOLUTA, no se combinan entre sí y constan de átomos que se unen unos con otro. La molécula que tienen es monoatómica y la estructura de sus átomos ofrece una estabilidad perfecta. A continuación se registran los gases nobles en el grupo VIIIA ó Cero (0):

VIIIA (0) He Ne Ar Kr Xe Rn

EJERCICIOS RESUELTOS: Determinar bloque, grupo, periodo, valencia, carácter químico, estados de oxidación, número atómico, símbolo del elemento cuyos números cuánticos del último electrón son:

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51

1) 4, 2, 0, –1/2 Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos: d 

4 –2

–1

0

+1 +2

Se trata del tercer electrón del subnivel 4d, como es el último electrón, su distribución electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d3; por lo que podemos establecer las siguientes características: B: d G: VB P: 5 V: 5 CQ: METAL EO: +1 a + 5 Z: 41 S: Nb #niveles: 5 #subniveles: 10 #orbitales: 24  # orbitales con e– apareados: # orbitales con e– no apareados: # orbitales sin electrones:

19 3 2

2) 3, 1, +1, –1/2 Graficando el electrón utilizando los orbitales del subnivel p, tenemos: p 

3 –1

0

+1

Igual que en el ejercicio anterior, se trata del tercer electrón del subnivel 3p; de donde su distribución electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3. Sus características son: B: G: P:

p VA 3 Ing. Luis Escobar C.

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V: 5 CQ: NO METAL EO: –3, +1, + 5 Z: 15 S: Sb #niveles: 3 #subniveles: 5 #orbitales: 9  # orbitales con e– apareados: # orbitales con e– no apareados: # orbitales sin electrones:

52

6 3 0

3) 5, 0, 0, +1/2 Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos: s 

5 0

Igual que en caso anterior, se trata del segundo electrón del subnivel 5s, por lo que la distribución electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2; por lo que las características son: B: s G: IIA P: 5 V: 2 CQ: METAL EO: +2 Z: 38 S: Sr #niveles: 5 #subniveles: 9 #orbitales: 19  # orbitales con e– apareados: # orbitales con e– no apareados:

19 0

4) 5, 2, +2, –1/2 Graficando el electrón en los orbitales del subnivel d, tenemos:

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53

d 

5 –2

–1

0

+1

+2

Se trata del quinto electrón del subnivel 5d, por lo que la distribución electrónica del átomo es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d5; y sus características son: B: d G: 7B P: 6 V: 7 CQ: METAL EO: +7 Z: 75 S: Re #niveles: 5 #subniveles: 14 #orbitales: 40  # orbitales con e– apareados: # orbitales con e– no apareados: # orbitales sin electrones:

35 5 0

4. RESUMEN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS: GRUPO A: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: EL HIDROGENO:

El Hidrógeno, es el primer elemento de la tabla periódica, es el más abundante del universo. Se combina con el oxígeno para formar el agua, H2O; que es el compuesto más abundante en la Tierra, cubriendo las tres cuartas partes de la superficie del planeta.

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54

El hidrógeno se ha convertido en un combustible muy importante. En la mayoría de tablas periódicas se coloca al hidrógeno en el grupo IA porque tiene un solo electrón de valencia, como los demás elementos de este grupo. Es un gas diatómico, H2, y su química es muy diferente de la de los metales alcalinos típicos. Como el hidrógeno, al igual que el flúor y el cloro, necesita un electrón más para llenar un nivel de energía, ciertas tablas periódicas lo presentan al lado del helio, pero la química del hidrógeno no se parece a la de los halógenos. Para resaltar las características peculiares del hidrógeno, algunas tablas periódicas presentan a este elemento por separado, en la parte central superior de las mismas.

a) GRUPO IA:

Formado por los elementos: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs), Francio (Fr). Constituye el grupo de metales más activos químicamente. Se les conoce con el nombre de METALES ALCALINOS, debido a que reaccionan violentamente con el agua, formando bases fuertes: 2 Na + H2O  2 Na(OH) + H2 La velocidad de reacción con el agua aumenta conforme se incrementa el número atómico en el grupo. Ninguno de estos electrones se encuentran libres en la naturaleza y todos pueden prepararse por la electrólisis de sales secas y fundidas. El elemento Francio, Fr, se forma en ciertos procesos radioactivos naturales. Son metales muy ligeros, se oxidan con facilidad en aire húmedo.

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Son metales plateados (blanco plateado), su brillo debe ser determinado apenas se cortan, ya que la acción del Oxígeno los opaca violentamente (se oxidan). Los elementos son comparativamente blandos, es decir pueden cortarse fácilmente. Poseen bajos puntos de fusión y ebullición. Los puntos de fusión, de ebullición y la dureza disminuyen al aumentar el número atómico. Cada elemento del grupo tiene el mayor radio atómico y el radio iónico más grande que cualquier elemento de su periodo. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Poseen muy bajas densidades. La distribución electrónica ns1 determina la presencia de 1 electrón en el subnivel s, por lo que la valencia es 1 y su estado de oxidación +1.

b) GRUPO IIA:

Formado por los elementos: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba), Radio (Ra). Son altamente electropositivos y constituyen el segundo grupo de elementos más radioactivos. Se les conoce como METALES ALCALINO TERREOS, son menos activos que los del grupo IA, reaccionan con el agua, siempre lo hacen con agua caliente o con vapor de agua, formando hidróxidos: Ca + H2O   Ca(OH)2 + H2  Todos son metales duros y más densos que los del grupo IA, no se cortan fácilmente. Son blancos y con lustre plateado. Son buenos conductores del calor y la electricidad.

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56

Debido a su mayor carga nuclear, cada elemento del grupo IIA tiene un radio atómico más pequeño que el del metal de IA de su periodo. Puesto que los átomos de los elementos del IIA son más pequeños y tienen dos electrones de valencia en lugar de uno, tienen puntos de ebullición y fusión más altos y densidades mayores que los metales del IA. Su distribución electrónica termina en subniveles ns2, por lo que su valencia es 2 y su estado de oxidación +2.

c) GRUPO IIIA:

Esta formado por los siguientes elementos: Boro (B), Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In), Talio (Tl); en donde el Boro es un no metal, el Aluminio un semimetal (elemento que tiene más propiedades metálicas que no metálicas, es un metal de baja densidad), el Galio, Indio y Talio son metales representativos. La distribución electrónica termina en los subniveles ns2, np1; por lo que su valencia es 3 y los estados de oxidación son: B: Al: Ga: In: Ti:

–3, +3 +3 +3 +3 +3

d) GRUPO IVA:

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Esta constituido por los elementos: Carbono (C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn), Plomo (Pb); donde el Carbono y el Si son no metales; el Germanio es un semimetal, sus propiedades son más metálicas que no metálicas; el Estaño y el Plomo son verdaderamente metales aunque les quedan algunos vestigios de no metales. El Carbono es el componente fundamental de los seres vivos. Tiene la capacidad de formar compuestos en los cuales se enlazan entre sí, muchos átomos de carbono en cadenas o anillos, propiedad que explica el gran número de compuestos orgánicos. Las diferencias en la disposición de los átomos de Carbono explican la dureza del diamante y la naturaleza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un mismo elemento, como éstas, se les llama ALOTROPOS. El Silicio, es el segundo elemento más abundante de la corteza terrestre (26%), pero no se encuentra como elemento libre. La distribución electrónica nos muestra la presencia de subniveles: ns2, np2; lo que determina que la valencia es 4 y sus estados de oxidación, los siguientes: C: Si: Ge: Sn: Pb:

–4, +2 (solo en el compuesto CO), +4 –4, +4 +4 +2, +4 +2, +4

e) GRUPO VA:

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Formado por los elementos: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb) y Bismuto (Bi); el Nitrógeno, Fósforo y Arsénico son no metales; el Antimonio es un semimetal con acentuadas propiedades de no metal y el Bismuto es un metal. El Nitrógeno, es un gas que tiene la característica de formar moléculas diatómicas (N2) constituye el 78% en volumen del aire, su actividad química a la temperatura de laboratorio es casi nula, debido a esta característica se utiliza como agente transportador en cromatografía de gases. El Fósforo, Arsénico y Antimonio son sólidos y forman generalmente moléculas tetratómicas. El Fósforo es el único miembro del grupo que no se presenta en la naturaleza como elemento libre, también presenta ALOTROPIA, propiedad de presentarse en dos o más formas en un mismo estado físico, generalmente el sólido; en la naturaleza existe fósforo blanco y rojo, el fósforo blanco es más activo. Sus electrones de valencia están en subniveles ns2, np3; por lo que la valencia es 5 y sus estados de oxidación los siguientes: N: P: As: Sb: Bi:

–3, +1, +2, +3, +4, +5 –3, +3, +5 –3, +3, +5 –3, +3, +5 +3, +5 (solo en ácidos)

f) GRUPO VIA:

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Incluye a los elementos: Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Teluro (Te) y Polonio (Po); Oxígeno, Azufre, Selenio y Teluro son no metales, y el Polonio es un metal producto de la desintegración radioactiva del Radio. El Oxígeno, es el más importante y abundante del grupo. Constituye el 21% en volumen del aire y el 49,5% en peso de la corteza terrestre. Forma moléculas diatómicas, es un gas (O2) y su forma alotrópica es el Ozono (O3). El Azufre es un sólido que forma moléculas octoatómicas (S8), en reacciones químicas se usa generalmente como monoatómico. El Selenio y Teluro, se consideran METALOIDES (parecido al metal) por su brillo metálico característico. La distribución electrónica presenta subniveles de tipo ns2, np4; de donde la valencia es 6 y los estados de oxidación los siguientes: O: S: Se: Te: Po:

–2, –1 (solo en peróxidos) –2, +2 (solo en el compuesto SO), +4, +6 –2, +4, +6 –2, +4, +6 +2, +4, –2 (solo en el compuesto inestable: H2Po)

g) GRUPO VII A:

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60

Formado por: Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Astato (At); se les conoce como HALOGENOS, que significa "Formadores de Sales". Todos son no metales, el Flúor y el Cloro gases; el Bromo el único no metal líquido; el Iodo y el Astato son sólidos. Bajo condiciones ordinarias, los halógenos existe como moléculas diatómicas con un enlace covalente sencillo que une a los átomos de una molécula. Estos elementos, con excepción del Astato, se encuentran extensamente difundidos en la naturaleza en forma de sales haloides. El Flúor, es un gas amarillo pálido, tiene una gran tendencia a ganar electrones. Se emplea en la producción de compuestos con carbono llamados Fluorocarbonos, como el Freón –12 (CCl2F2), que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado. El Cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, se emplea en la producción de papel, textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros productos de consumo. El Bromo es el único elemento no metálico líquido a temperatura ambiente, es de color rojo sangre muy picante y venenoso; se utiliza en la producción de sustancias químicas para fotografía, colorantes. El Iodo a temperatura ambiente es un sólido cristalino de color gris metálico, cuando se calienta se SUBLIMA, es decir se transforma directamente al estado de gas, esta presente en ciertos vegetales marinos, como las algas. El Astato se encuentra en la naturaleza en cantidades extremadamente pequeñas como un producto intermedio de corta vida de los procesos naturales de desintegración radioactiva, se cree que la cantidad total de este elemento en la corteza terrestre es menor que 30 gramos. La distribución electrónica nos determina la presencia de subniveles ns 2, np5; por tanto la valencia del grupo es 7 y los estados de oxidación son: F: Cl: Br: I: At:

–1 –1, +1, +3, +5, +7 –1, +1, +3, +5, +7 –1, +1, +3, +5, +7 –1, +1, +7

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61

h) GRUPO VIIIA o CERO (0):

Formado por: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn). Conocidos como GASES INERTES o NOBLES. Forman moléculas monoatómicas. Se caracterizan por poseer subniveles s y p saturados con el número máximo de electrones, excepto el He (ns2), lo que les proporciona gran estabilidad, lo que explica la naturaleza no reactiva de estos elementos. Los átomos de los gases nobles son tan inertes químicamente, que no forman enlaces como lo hacen los otros átomos de elementos gaseosos, en la constitución de sus moléculas. Se han preparado compuestos en los que un gas inerte esta unido a elementos fuertemente electronegativo, como el Oxígeno y el Flúor. Los compuestos XeF4, XeOF4 y XeO3 se han obtenido en cantidades apreciables. Todos los gases nobles o inertes, excepto el radón, están presentes en la atmósfera y son producto de la destilación fraccionada del aire. El Argón existe en proporción apreciable, mientras los otros cuatro solo están presentes en muy pequeñas cantidades. El Helio, es un gas que se extrae del gas de los pantanos o gas natural. El Radón, se encuentra asociado con los minerales de Radio y es un producto de la desintegración del mismo, no existe prácticamente en la atmósfera debido a su elevada inestabilidad. Se encuentra cerca de las cámaras magmáticas de los volcánes.

GRUPOS B: ELEMENTOS DE TRANSICION: Presentan alta conductividad térmica y eléctrica. Tienen la tendencia de formar iones complejos, debido a la presencia de orbitales parcialmente saturados. Forman compuestos con una gran variedad de estados de oxidación, debido a que los electrones de los subniveles ns y (n–1)d se diferencian muy poco.

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62

Se observan estados de oxidación altos, los más estables y estados de oxidación bajos, los menos estables, a medida que aumenta el número atómico.

a) GRUPO IIIB:

Formado por Escandio (Sc), Itrio (Y), Lantano (La) y Actinio (Ac). Todos son metales bastante escasos en la naturaleza y tienen en común muchas propiedades físicas y químicas. Poseen la configuración electrónica: ns2, (n–1)dl, por lo que su valencia es 3, y sus estados de oxidación pueden ser +2 y +3; siendo el más estable o más común +3. En la serie de los Lantánidos, se está llenando el subnivel 4f hasta un máximo de 14 electrones, mientras que en la serie de los Actínidos se añade en el subnivel 5f.

b) GRUPO IVB:

Forman parte del grupo: Titanio (Ti), Zirconio (Zr) y Hafnio (Hf). Todos tienen características metálicas. El Titanio constituye aproximadamente el 0,4% de la corteza terrestre. El Hafnio se utiliza en industria nuclear por su capacidad para absorber neutrones.

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63

Poseen la configuración electrónica: ns2, (n–1)d2. Su valencia es 4, y sus estados de oxidación pueden ser +2, +3 y +4, siendo el más estable el +4.

c) GRUPO VB:

Formado por los siguientes elementos: Vanadio (V), Niobio (Nb) y Tantalio (Ta). Son metales de color gris. La configuración electrónica externa es ns2, (n–1)d3; que determina que la valencia sea 5 y sus estados de oxidación desde +2 a +5, el más estable es +5.

d) GRUPO VIB:

Sus elementos son Cromo (Cr), Molibdeno (Mo), Wolframio o Tungsteno (W). Verdaderos metales que se funden a temperaturas muy altas. Se considera integrante de este grupo el Uranio (U), por sus propiedades físicas y químicas semejantes. La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1, (n–1)d5 dada por el PRINCIPIO DE ESTABILIDAD del subnivel d. Su valencia es 6 y los estados de oxidación son:

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Cr: Mo: W: U:

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+2, +3, +6 (solo en ácidos) +2, +3, +4, +5, +6 +2, +3, +4, +5, +6 +2, +4, +6

e) GRUPO VII B:

Formado por los elementos Manganeso (Mn), Tecnecio (Tc) y Renio (Re). El más importante de estos elementos es el Manganeso, el Tecnesio se obtiene sólo en forma artificial y el Renio es un elemento raro que se encuentra en cantidades muy pequeñas en la naturaleza. La distribución electrónica presenta subniveles de tipo: ns2, (n–1)d5; lo que determina que la valencia sea 7 y sus estados de oxidación: Mn: Tc: Re:

+2, +3, +4 (solo en el compuesto: MnO2), +6 y +7 (en ácidos) +7 +7

f) GRUPO VIII B o GRUPO VIII:

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Es un grupo especial, porque se compone de tres triadas de elementos y su similitud química es más bien de tipo horizontal. Las triadas son: 1) Hierro (Fe) Cobalto (Co) Níquel (Ni)

2) Rutenio (Ru) Rodio (Rh) Paladio (Pd)

3) Osmio (Os) Iridio (Ir) Platino (Pt)

En este grupo se encuentran los llamados METALES NOBLES, muy resistentes a los agentes químicos: Rodio, Iridio, Paladio, Platino. Presentan subniveles del tipo:ns2, (n–1)d6 ns2, (n–1)d7 ns2, (n–1)d8 Sus estados de oxidación son: Fe: Co: Ni:

+2, +3, +6 (solo en ácidos) +2, +3 +2, +3

Ru: Rh: Pd:

+8 +4 +4

Os: Ir : Pt:

+8 +4 +2, +4

g) GRUPO IB:

Formado por los elementos: Cobre (Cu), Plata (Ag) y Oro (Au). Son metales que se encuentran en estado libre en la naturaleza. Ing. Luis Escobar C.

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El Cobre, es el elemento más activo del grupo, el Oro y la Plata son relativamente inertes, lo que explica que se encuentren en estado libre. El Oro y la Plata pertenecen también al grupo de los METALES NOBLES. Son bastante dúctiles y maleables tienen altas densidades y puntos de fusión. Son metales relativamente pocos fusibles y óptimos conductores del calor y la electricidad. La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1, (n–1)d10 lo que nos demuestra que el subnivel d está saturado, por lo que los electrones de éste no intervienen en las reacciones químicas. Su valencia es 1 y sus estados de oxidación son: Cu: Ag: Au:

+1, +2 +1 +1, +3

h) GRUPO IIB:

Los elementos de este grupo son: Zinc (Zn), Cadmio (Cd), Mercurio (Hg). Conocidos como ELEMENTOS TERMINALES, ya que sus propiedades se asemejan más a los grupos A que a los elementos de transición. Pertenecen a los llamados METALES PESADOS, por sus densidades relativamente altas. El Mercurio, es el único metal que existe en estado LÍQUIDO en condiciones normales. Es el metal que se utiliza en las AMALGAMAS. La distribución electrónica termina en: ns2, (n–1)d10; siendo su valencia 2. En las reacciones químicas intervienen los electrones de s, ya que d esta saturado. Los estados de oxidación son: Zn: Cd: Hg:

+2 +2 +1, +2

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67

A continuación se muestra una tabla, en la que se registran algunas propiedades de los elementos: Z

ELEMENTO

SIMBOLO

89 13 95 51 18 33 85 16 56 4 97 83 5 35 48 20 98 6 58 55 40 17 27 29 36 24 96 66 99 68 21 50 38 63 100 9 15 87 64 31

Actinio Aluminio Americio* Antimonio Argón Arsénico Astato Azufre Bario Berilio Berquerelio* Bismuto Boro Bromo Cadmio Calcio Californio* Carbono Cerio Cesio Circonio Cloro Cobalto Cobre Criptón Cromo Curio* Disprosio Einstenio* Erbio Escandio Estaño Estroncio Europio Fermio* Fluor Fósforo Francio Gadolinio Galio

Ac Al Am Sb Ar As At S Ba Be Bk Bi B Br Cd Ca Cf C Ce Cs Zr Cl Co Cu Kr Cr Cm Dy Es Er Sc Sn Sr Eu Fm F P Fr Gd Ga

PESO ATOMICO 227,0278 26,9815 (243) 121,75 39,948 74,9216 (210) 32,066 137,27 9,0122 (247) 208,9804 10,811 79,904 112,411 40,08 (251) 12,0111 140,115 132,9054 91,224 35,453 58,9332 63,546 83,80 51,996 (247) 162,50 (252) 167,26 44,9559 118,710 87,62 151,985 (257) 18,9984 30,9738 (223) 157,25 69,723

ESTADO OXIDACION +3 +3 +3 –3, +3, +5 –3, +3, +5 –1, +1, +7 –2, +2, +4, +6 +2 +2 +2 +3 –3, +3 –1, +1, +3, +5, +7 +2 +2 +3 –4, +2, +4 +3 +1 +2 –1, +1, +3, +5, +7 +2, +3 +1, +2 +2, +3, +6 +3 +3 +3 +3 +3 +2, +4 +2 +3 +3 –1 –3, +3, +5 +1 +3 +3 Ing. Luis Escobar C.

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32 72 2 1 26 67 49 77 57 103 3 71 12 25 101 80 42 60 10 93 41 28 7 102 79 76 8 46 47 78 82 94 84 19 59 61 91 88 86 75 45 37 44 62 34

Germanio Hafnio Helio Hidrógeno Hierro Holmio Indio Iridio Lantano Laurencio* Litio Lutecio Magnesio Manganeso Mendelevio* Mercurio Molibdeno Neodimio Neón Neptunio Niobio Níquel Nitrógeno Nobelio* Oro Osmio Oxígeno Paladio Plata Platino Plomo Plutonio Polonio Potasio Praseodimio Promecio Protactinio Radio Radón Renio Rodio Rubidio Rutenio Samario Selenio

Ge Hf He H Fe Ho In Ir La Lw Li Lu Mg Mn Mv Hg Mo Nd Ne Np Nb Ni N No Au Os O Pd Ag Pt Pb Pu Po K Pr Pm Pa Ra Rn Re Rh Rb Ru Sm Se

Tabla Periódica de los Elementos

72,61 178,49 4,0026 1,0079 55,847 164,9304 114,82 192,22 138,9055 (260) 6,941 174,97 24,305 54,9380 (258) 200,59 95,94 144,24 20,1797 237,0482 92,9064 58,69 14,0067 (256) 196,9665 190,20 15,9994 106,42 107,868 195,08 207,19 (242) (210) 39,098 140,9077 (145) 231,0359 226,0254 (222) 186,207 102,9055 85,4678 101,07 150,36 78,98

68

+4 +4 –1, +1 +2, +3, +6 +3 +3 +6 +3 +3 +1 +3 +2 +2, +3, +4, +6, +7 +1 +1, +2 +6 +3 +3 +5 +2, +3 –3, +1, +2, +3, +4, +5 +3 +1, +3 +6 –1, –2 +4 +1 +2, +4 +2, +4 +3 +6 +1 +3 +3 +5 +2 +7 +6 +1 +6 +3 –2, +2, +4, +6 Ing. Luis Escobar C.

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14 11 81 73 43 52 65 22 90 69 74 92 23 54 53 70 39 30

Silicio Sodio Talio Tantalio Tecnecio Teluro Terbio Titanio Torio Tulio Tungsteno Uranio Vanadio Xenón Yodo Yterbio Ytrio Zinc

Si Na Tl Ta Tc Te Tb Ti Th Tm W U V Xe I Yb Y Zn

Tabla Periódica de los Elementos

28,086 22,9898 204,383 180,9479 (98) 127,60 158,925 47,88 232,0381 168,9342 183,85 238,029 50,9415 131,29 126,9045 173,04 88,9059 65,39

69

–4, +4 +1 +3 +5 +3 –2, +2, +4, +6 +3 +4 +4 +3 +6 +6 +5 –1, +1, +3, +5, +7 +3 +3 +2

* Elementos Transuránicos–Sintéticos. Los Pesos Atómicos con paréntesis, corresponden a los isótopos más estables.

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70

5. PROPIEDADES PERIODICAS: a) DENSIDAD: Se define como la concentración de la materia, medida a través de la masa por unidad de volumen (masa/longitud3). En las sustancias sólidas y líquidas, las unidades de densidad son g/cm3 ó g/ml; en los gases, g/litro.

Densidad 

Masa Volumen

 d

m V

A continuación se muestran datos de densidades para algunos elementos:

0 IA 3 Li 0,53 11 Na 0,97 19 K 0,86 37 Rb 1,53 55 Cs 1,90 87 Fr

IIA 4 Be 1,85 12 Mg 1,74 20 Ca 1,55 38 Sr 2,60 56 Ba 3,50 88 Ra 5,00

1 Número Atómico H Símbolo 0,07 Densidad (g/ml)

IIIB 21 Sc 3,00 39 Y 4,47 57 La 6,17 89 Ac

IVB 22 Ti 4,51 40 Zr 6,49 72 Hf 13,1 104

VB 23 V 6,10 41 Nb 8,40 73 Ta 16,6 105

VIB 24 Cr 7,19 42 Mo 10,2 74 W 19,3 106

VIII 25 26 27 Mn Fe Co 7,43 7,86 8,90 43 44 45 Tc Ru Rh 11,5 12,2 12,4 75 76 77 Re Os Ir 21,0 22,6 22,5 107

VIIB

IIIA 5 B 2,34 13 Al IB IIB 2,70 28 29 30 31 Ni Cu Zn Ga 8,90 8,96 7,14 5,91 46 47 48 49 Pd Ag Cd In 10,5 10,5 8,65 7,31 78 79 80 81 Pt Au Hg Tl 19,3 19,3 13,6 11,9

IVA 6 C 2,26 14 Si 2,33 32 Ge 5,32 50 Sn 7,30 82 Pb 11,4

VA 7 N 0,81 15 P 1,82 33 As 5,72 51 Sb 6,62 83 Bi 9,80

VIA 8 O 1,14 16 S 2,07 34 Se 4,79 52 Te 6,24 84 Po 9,20

VIIA

9 F 1,51 17 Cl 1,56 35 Br 3,12 53 I 4,94 85 At

2 He 0,13 10 Ne 1,20 18 Ar 1,40 36 Kr 2,60 54 Xe 3,06 86 Rn 9,91

58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 6,67 6,77 7,00 7,54 5,26 7,89 8,27 8,54 8,80 9,05 9,33 6,98 9,84 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw 11,7 15,4 19,1 19,5 19,8 11,7 13,5

En el siguiente gráfico se observa la variación de esta propiedad en función del número atómico para el grupo IA:

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Tabla Periódica de los Elementos

71

También se muestra la variación de esta propiedad en el segundo periodo:

Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Tabla Periódica de los Elementos

72

b) RADIO ATOMICO: Se define como la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos idénticos en un enlace químico. Se expresa en Å.

0 IA 3 Li 1,55 11 Na 1,90 19 K 2,35 37 Rb 2,48 55 Cs 2,67 87 Fr

IIA 4 Be 1,12 12 Mg 1,60 20 Ca 1,97 38 Sr 2,15 56 Ba 2,22 88 Ra

1 Número Atómico H Símbolo 0,32 Radio Atómico (Å)

IIIB 21 Sc 1,62 39 Y 1,78 57 La 1,87 89 Ac 1,87

IVB 22 Ti 1,47 40 Zr 1,80 72 Hf 1,67 104

VB 23 V 1,34 41 Nb 1,46 73 Ta 1,67 105

VIB 24 Cr 1,30 42 Mo 1,39 74 W 1,41 106

VIII 25 26 27 Mn Fe Co 1,35 1,26 1,25 43 44 45 Tc Ru Rh 1,36 1,34 1,34 75 76 77 Re Os Ir 1,37 1,35 1,36 107

VIIB

IIIA 5 B 0,98 13 Al IB IIB 1,43 28 29 30 31 Ni Cu Zn Ga 1,24 1,28 1,38 1,41 46 47 48 49 Pd Ag Cd In 1,37 1,44 1,54 1,66 78 79 80 81 Pt Au Hg Tl 1,39 1,46 1,57 1,71

IVA 6 C 0,91 14 Si 1,32 32 Ge 1,37 50 Sn 1,62 82 Pb 1,75

VA 7 N 0,92 15 P 1,28 33 As 1,39 51 Sb 1,59 83 Bi 1,70

VIA 8 O 0,73 16 S 1,27 34 Se 1,40 52 Te 1,60 84 Po 1,76

VIIA

9 F 0,72 17 Cl 0,99 35 Br 1,14 53 I 1,33 85 At 1,45

2 He 0,93 10 Ne 0,71 18 Ar 0,98 36 Kr 1,12 54 Xe 1,31 86 Rn 1,34

58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 1,81 1,82 1,82 1,63 1,81 1,99 1,79 1,80 1,80 1,79 1,78 1,77 1,94 1,75 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw 1,80 1,61 1,38 1,30 1,51 1,73

c) RADIO IONICO: Se refiere cuando el átomo se ha transformado en ion. Los IONES POSITIVOS son considerablemente más pequeños que el respectivo átomo neutro. En cambio los IONES NEGATIVOS, son más grandes que el átomo neutro, pero ligeramente. Mientras más electrones pierdan el átomo más pequeño es el radio iónico y viceversa. Las unidades son Å. Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Tabla Periódica de los Elementos

73

La variación del radio iónico para el grupo IA y el segundo periodo se observa a continuación:

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Tabla Periódica de los Elementos

74

d) VOLUMEN ATOMICO: Es el volumen ocupado por un at-g del elemento, es decir por 6,022x1023 átomos, considerando en estado sólido. Es la relación que se obtiene dividiendo el valor de un átomo-gramo de un elemento químico por el valor de su densidad. El volumen atómico se expresa en cm 3/mol.

Volumen Atómico 

Atomo  Gramo del Elemento Densidad del Elemento

0 IA 3 Li 13,1 11 Na 23,7 19 K 45,3 37 Rb 55,9 55 Cs 70,0 87 Fr

IIA 4 Be 5,00 12 Mg 14,0 20 Ca 29,9 38 Sr 33,7 56 Ba 39,0 88 Ra 45,0

1 Número Atómico H Símbolo 14,1 Volumen Atómico (cm3/mol)

IIIB 21 Sc 15,0 39 Y 19,8 57 La 22,5 89 Ac

IVB 22 Ti 10,6 40 Zr 14,1 72 Hf 13,6 104

VB 23 V 8,35 41 Nb 10,8 73 Ta 10,9 105

VIB 24 Cr 7,23 42 Mo 9,40 74 W 9,53 106

VIII 25 26 27 Mn Fe Co 7,39 7,10 6,70 43 44 45 Tc Ru Rh 8,50 8,30 8,30 75 76 77 Re Os Ir 8,85 8,43 8,54 107

VIIB

IIIA 5 B 4,60 13 Al IB IIB 10,0 28 29 30 31 Ni Cu Zn Ga 6,60 7,10 9,20 11,8 46 47 48 49 Pd Ag Cd In 8,90 10,3 13,1 15,7 78 79 80 81 Pt Au Hg Tl 9,10 10,2 14,8 17,2

IVA 6 C 5,30 14 Si 12,1 32 Ge 13,6 50 Sn 16,3 82 Pb 18,3

VA 7 N 17,3 15 P 17,0 33 As 13,1 51 Sb 18,4 83 Bi 21,3

VIA 8 O 14,0 16 S 15,5 34 Se 16,5 52 Te 20,5 84 Po 22,7

VIIA

9 F 17,1 17 Cl 18,7 35 Br 23,5 53 I 25,7 85 At

2 He 31,8 10 Ne 16,8 18 Ar 24,2 36 Kr 32,3 54 Xe 42,9 86 Rn 50,5

58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 21,0 20,8 20,6 19,9 28,9 19,9 19,2 19,0 18,7 18,4 18,1 24,8 17,8 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw 19,9 15,0 12,5 21,1 20,8

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Tabla Periódica de los Elementos

75

e) ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION: Es la energía necesaria para quitar el electrón más externo al núcleo de un átomo en estado gaseoso y convertirlo en ION POSITIVO o CATION. Se expresa en calorías. ATOMO NEUTRO + ENERGIA  ION POSITIVO + 1e–

A continuación se muestran algunos datos de potencial de ionización:

0 IA 3 Li 124 11 Na 119 19 K 100 37 Rb 96 55 Cs 90 87 Fr

IIA 4 Be 215 12 Mg 176 20 Ca 141 38 Sr 131 56 Ba 120 88 Ra

1 Número Atómico H Símbolo 313 Potencial de Ionización (calorías)

IIIB IVB VB VIB VIIB VIII 21 22 23 24 25 26 27 28 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni 151 158 156 156 171 182 181 176 39 40 41 42 43 44 45 46 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd 152 160 156 166 167 173 178 192 57 72 73 74 75 76 77 78 La Hf Ta W Re Os Ir Pt 129 127 138 184 182 201 212 207 89 104 105 106 107 Ac

IB 29 Cu 178 47 Ag 175 79 Au 213

58 Ce 159 90 Th

66 Dy 157 98 Cf

59 Pr 133 91 Pa

60 Nd 145 92 U

61 Pm 133 93 Np

62 Sm 129 94 Pu

63 Eu 131 95 Am

64 Gd 142 96 Cm

65 Tb 155 97 Bk

IIIA 5 B 191 13 Al IIB 138 30 31 Zn Ga 216 138 48 49 Cd In 207 133 80 81 Hg Tl 241 141

IVA 6 C 260 14 Si 188 32 Ge 187 50 Sn 169 82 Pb 171

VA 7 N 336 15 P 254 33 As 231 51 Sb 199 83 Bi 185

2 He VIA VIIA 567 8 9 10 O F Ne 314 402 497 16 17 18 S Cl Ar 239 300 363 34 35 36 Se Br Kr 225 273 323 52 53 54 Te I Xe 208 241 280 84 85 86 Po At Rn 248

67 Ho

68 Er

69 Tm

99 Es

100 Fm

101 Md

70 Yb 143 102 No

71 Lu 115 103 Lw

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FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Tabla Periódica de los Elementos

76

En los siguientes gráficos se observa la variación de esta propiedad en los elementos del grupo IA y del segundo periodo:

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FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Tabla Periódica de los Elementos

77

f) ELECTROAFINIDAD O AFINIDAD ELECTRONICA: Es la cantidad de energía invertida para que un átomo neutro en estado gaseoso gane un electrón extra y le permita convertirse en un ION NEGATIVO o ANION. Se expresa en kJ/mol. ATOMO NEUTRO + 1e–  ION NEGATIVO + ENERGIA

Algunas electroafinidades se muestran en la siguiente tabla:

0 IA 3 Li -60 11 Na -53 19 K -48 37 Rb -47 55 Cs -46 87 Fr

IIA 4 Be 240 12 Mg 230 20 Ca 156 38 Sr 168 56 Ba 52 88 Ra

1 Número Atómico H Símbolo -73 Afinidad Electrónica (kJ/mol)

IIIB IVB VB 21 22 23 Sc Ti V -18 -8 -50 39 40 41 Y Zr Nb -29 -42 -86 57 72 73 La Hf Ta -48 -14 89 104 105 Ac -29

IIIA 5 B -23 13 Al VIB VIIB VIII IB IIB -44 24 25 26 27 28 29 30 31 Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga -64 -15 -63 -156 -119 -9 -36 42 43 44 45 46 47 48 49 Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In -72 -96 -101 -110 -54 -126 +26 -34 74 75 76 77 78 79 80 81 W Re Os Ir Pt Au Hg Tl -79 -14 -106 -151 -205 -223 +18 -50 106 107

IVA VA VIA VIIA 6 7 8 9 C N O F -123 0 -142 -322 14 15 16 17 Si P S Cl -120 -74 -200 -348 32 33 34 35 Ge As Se Br -116 -77 -195 -324 50 51 52 53 Sn Sb Te I -121 -101 -190 -295 82 83 84 85 Pb Bi Po At -101 -101 -170 -270

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lw

Los valores negativos corresponden a energía liberada y los positivos a energía absorbida.

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2 He +21 10 Ne +29 18 Ar +35 36 Kr +39 54 Xe +40 86 Rn +41

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Tabla Periódica de los Elementos

78

g) ELECTRONEGATIVIDAD: Es la fuerza o capacidad que tiene un átomo para retener electrones de enlace (últimos electrones). La electronegatividad guarda relación directa con el potencial de ionización. Los valores de las electronegatividades de registran en la siguiente tabla:

0 IA 3 Li 1,0 11 Na 0,9 19 K 0,8 37 Rb 0,8 55 Cs 0,7 87 Fr 0,7

IIA 4 Be 1,5 12 Mg 1,2 20 Ca 1,0 38 Sr 1,0 56 Ba 0,9 88 Ra 0,9

1 H 2,1

Número Atómico Símbolo Electronegatividad

IIIB IVB VB VIB VIIB 21 22 23 24 25 Sc Ti V Cr Mn 1,3 1,5 1,6 1,6 1,5 39 40 41 42 43 Y Zr Nb Mo Tc 1,3 1,4 1,6 1,8 1,9 57 72 73 74 75 La Hf Ta W Re 1,1 1,3 1,5 1,7 1,9 89 104 105 106 107 Ac 1,1 58 Ce 1,1 90 Th 1,3

59 Pr 1,1 91 Pa 1,5

60 Nd 1,2 92 U 1,7

61 Pm 1,1 93 Np 1,3

62 Sm 1,2 94 Pu 1,3

2 He

26 Fe 1,8 44 Ru 2,2 76 Os 2,2

VIII 27 Co 1,8 45 Rh 2,2 77 Ir 2,2

28 Ni 1,8 46 Pd 2,2 78 Pt 2,2

IB 29 Cu 1,9 47 Ag 1,9 79 Au 2,4

IIB 30 Zn 1,6 48 Cd 1,7 80 Hg 1,9

IIIA IVA VA 5 6 7 B C N 2,0 2,5 3,0 13 14 15 Al Si P 1,5 1,8 2,1 31 32 33 Ga Ge As 1,6 1,8 2,0 49 50 51 In Sn Sb 1,7 1,8 1,9 81 82 83 Tl Pb Bi 1,8 1,8 1,9

63 Eu 1,1 95 Am 1,3

64 Gd 1,1 96 Cm 1,3

65 Tb 1,2 97 Bk 1,3

66 Dy 1,1 98 Cf 1,3

67 Ho 1,2 99 Es 1,3

68 Er 1,2 100 Fm 1,3

69 Tm 1,2 101 Md 1,3

70 Yb 1,1 102 No 1,3

VIA VIIA 8 9 O F 3,5 4,0 16 17 S Cl 2,5 3,0 34 35 Se Br 2,4 2,8 52 53 Te I 2,1 2,5 84 85 Po At 2,0 2,2

71 Lu 1,2 103 Lw 1,5

A continuación podemos observar gráficamente la variación de esta propiedad en los elementos del grupo IA y del segundo periodo:

Ing. Luis Escobar C.

10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Tabla Periódica de los Elementos

79

Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Tabla Periódica de los Elementos

80

6. RELACIONES EN LOS GRUPOS Y PERIODOS: a) EN LOS GRUPOS: RELACION DIRECTA: Al aumentar el NUMERO ATOMICO, aumenta: densidad, radio atómico, radio ionico, volumen atómico, carácter metálico, volumen iónico. RELACION INVERSA: Al aumentar el NUMERO ATOMICO, disminuye: potencial de ionización, electroafinidad, electronegatividad, carácter no metálico, actividad química de los metales. b) EN LOS PERIODOS: RELACION DIRECTA: Al aumentar el NUMERO ATOMICO, aumenta: el potencial de ionización, electronegatividad, electroafinidad, radio iónico de los no metales, actividad química de los no metales, densidad, carácter no metálico. RELACION INVERSA: Al aumentar el NUMERO ATOMICO, disminuye: radio atómico, carácter metálico, radio iónico de los metales, actividad química de los metales.

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. El Cloro y el Bario tienen número atómico 17 y 56. Indicar a qué grupo y periodo de la tabla pertenecen. 2. Se tienen los elementos de número atómico 16 y 31. Decidir a qué grupo y periodo pertenecen de la tabla periódica. 3. En qué grupo y período estará el elemento cuyo átomo tiene la configuración 6s2, 6p2 en el nivel de valencia. 4. Sin consular la tabla periódica, seleccionar de la siguiente lista los elementos que se encuentren en el mismo grupo y aquellos que estén en el mismo período: 20Ca, 16S, 19K, 56Ba, 30Zn, 34Se, 4Be. 5. En cada par seleccionar el átomo o ion más grande: a) K o Rb; b) Br–1 o I–1. 6. Cuál es el ion más grande en la serie isoelectrónica: Na+1, Mg+2, A1+3. 7. En la siguiente serie isoelectrónica: N–3, O–2, F–1. Cuál es el ion de mayor radio. 8. Para la siguiente serie de iones isoeléctricos determinar cual tiene el mayor tamaño: S–2, Cl–1, K+1, Ca+2. Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Tabla Periódica de los Elementos

81

9. Ordenar los elementos del grupo VIA en orden creciente de tamaño atómico. 10. En cada par seleccionar el átomo o ion con la energía de ionización más grande: a) Na o Rb; b) Na o Mg; c) Cl–1 o Cl. 11. De la siguiente lista: Si, Al, B, C. Cuál átomo tiene la afinidad electrónica más pequeña. 12. Cuál átomo tiene la energía de ionización más grande Si, Al, B, C. 13. Cuál de los siguientes elementos: O, Se, Ga, S, Si; es el más electronegativo. 14. De los siguientes elementos: P, Si, Cl y S. Cuál es el más activo químicamente. 15. Ordenar la familia VA: a) por la densidad descendente b) carácter metálico ascendente y c) volumen atómico descendente. 16. Ordenar el segundo periodo por: a) Electronegatividad, ascendente y b) Radio atómico, descendente. 17. Cuál de los siguientes átomos tiene mayor radio: Cu, Al+3, P–3, Na+1. 18. Ordenar el grupo VIIA por: a) Radio Iónico, ascendente y b) Carácter Metálico, descendente. 19. De los siguientes elementos, cuál es el de mayor actividad química: Fe, Li, Cl, S, Cs, Cd, N, B. 20. Escribir la configuración electrónica para los siguientes iones: Ag+1, Pb+2, Cr+3.

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FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Enlaces Químicos

82

CAPITULO 4

ENLACES QUIMICOS 1. GENERALIDADES: Se define como ENLACES QUIMICOS a todas y cada una de las formas y fuerzas que mantienen unidos a los átomos de elementos entre sí para formar moléculas de compuestos determinados. En 1916 y los años siguientes, fueron propuestas varias ideas importantes y novedosas acerca de las uniones químicas, propuestas por: Lewis, Langmuir y Kossel. Entre las ideas propuestas estaban que: a) Los electrones tienen un papel fundamental en el enlace químico. b) En los compuestos iónicos hay una trasferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. El resultado es la formación de iones positivos y negativos. c) En compuestos covalentes hay la participación mutua de pares electrónicos entre los átomos enlazados. d) Los átomos participan en la formación de enlaces hasta la adquisición de un grupo estable de 8 electrones en sus capas externas, es decir un octeto.

2. VALENCIA: Uno de los detalles muy importantes que se puede deducir de la tabla periódica es la valencia más probable de un elemento. VALENCIA, es la capacidad que tiene un elemento para formar enlaces químicos. Según la teoría electrónica, es el número de electrones que acepta, cede o comparte un átomo o un grupo atómico. Los electrones del nivel de energía más externo, se conocen como ELECTRONES DE VALENCIA de los que dependen principalmente las propiedades químicas del elemento. 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 electrón de valencia 2 2 6 2 5  electrones de valencia 17Cl: 1s , 2s , 2p , 3s , 3p 11Na:

Al aceptar, ceder o compartir electrones un átomo, lo hace de tal manera que tiende a quedar con la última capa de estructura análoga a la del GAS NOBLE más próximo (REGLA DEL OCTETO: tener ocho electrones en el último nivel de energía).

Ing. Luis Escobar C.

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Enlaces Químicos

83

3. NUMERO O ESTADO DE OXIDACION: Es la carga eléctrica positiva o negativa que se le asigna a cada átomo de un elemento en un compuesto determinado, y que corresponde al número de electrones cedidos (CARGA POSITIVA) o aceptados (CARGA NEGATIVA). Se utilizan las siguientes reglas para asignar estados de oxidación: a) El número o estado de oxidación de un ELEMENTO en estado libre (sin combinarse) es siempre cero. b) El número de oxidación del OXIGENO, es –2; en los Peróxidos se considera que el estado de oxidación es –1. c) El número de oxidación del HIDROGENO, es +1; en los hidruros metálicos es –1. d) La suma de los estados o números de oxidación de los átomos de todos los elementos de un compuesto es cero. e) El número de oxidación de ion monoatómico es igual a la carga real del ion. Como conclusión se puede decir lo siguiente: El NUMERO DE OXIDACION POSITIVO, para cualquier elemento es igual al número del grupo en la tabla. El NUMERO DE OXIDACION NEGATIVO de cualquier elemento puede obtenerse restando del número del grupo, 8. Por ejemplo: Cl (Grupo VII), por lo tanto: 7 – 8 = –1 METALES: Números de oxidación positivos (ceden electrones). NO METALES: Números de oxidación positivos y negativos (ceden y aceptan electrones).

A continuación se muestran los estados de oxidación de algunos elementos:

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FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

1

H –1 +1

IA 3

Li +1

Enlaces Químicos

84

0 2

Número Atómico Símbolo Estados de Oxidación

He

IIA 4 Be +2

IIIA 5

IVA 6

VA 7

VIA 8

VIIA 9

10

B

C

N

O

F

Ne

–3 +3

–4 +2 +4

–1 –2

–1

11

12

13

14

–3 +1 +2 +3 +4 +5 15

16

17

18

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

+1

+2

+3

–4 +4

–3 +3 +5

–2 +2 +4 +6

–1 +1 +3 +5 +7

19

20

IIIB 21

IVB 22

VB 23

VIB 24

VIIB 25

26

VIII 27

28

IB 29

IIB 30

31

32

33

34

35

36

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

+1

+2

+3

+4

+5

+2 +3 +6

+2 +3 +4 +6 +7

+2 +3 +6

+2 +3

+2 +3

+1 +2

+2

+3

+4

–3 +3 +5

–2 +4 +6

–1 +1 +3 +5 +7

+2 +4

37

38

39

40

41

42

43

44

45

46

47

48

49

50

51

52

53

54

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

+1

+2

+3

+4

+5

+6

+7

+8

+4

+4

+1

+2

+3

+2 +4

–3 +3 +5

–2 +4 +6

–1 +1 +3 +5 +7

+2 +4 +6

55

56

57

72

73

74

75

76

77

78

79

80

81

82

83

84

85

86

Cs

Ba

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

+1

+2

+3

+4

+5

+6

+7

+8

+4

+2 +4

+1 +3

+1 +2

+3

+2 +4

+3 +5

+2 +4 +6

–1 +1 +7

104

105

106

107

+4

+5

+6

+7

87

88

89

Fr

Ra

Ac

+1

+2

+3

Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

GRUPO IA:

GRUPO IIA:

GRUPO IIIA:

GRUPO IVA:

GRUPO VA:

GRUPO VIA:

GRUPO VIIA:

Li Na K Rb Cs Fr

+1 +1 +1 +1 +1 +1

Be Mg Ca Sr Ba Ra

+2 +2 +2 +2 +2 +2

B Al Ga In Tl

–3, +3 +3 +3 +3 +3

C Si Ge Sn Pb

–4, +2, +4 –4, +4 +4 +2, +4 +2, +4

N P As Sb Bi

–3, +1 a +5 –3, +3, +5 –3, +3, +5 –3, +3, +5 +3, +5

O S Se Te Po

–2, –1 –2, +2, +4, +6 –2, +4, +6 –2, +4, +6 +2, +4

F Cl Br I At

–1 –1, +1, +3, +5, +7 –1, +1, +3, +5, +7 –1, +1, +3, +5, +7 –1, +7

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85

GRUPO IB:

Cu Ag Au

+1, +2 +1 +1, +3

GRUPO IIB:

Zn Cd Hg

+2 +2 +1, +2

GRUPO IIIB:

Sc Y La Ac

+3 +3 +3 +3

GRUPO IVB:

Ti Zr Hf

+4 +4 +4

GRUPO VB:

V Nb Ta

+5 +5 +5

GRUPO VIB:

Cr Mo W

+2, +3, +6 +2, +3, +4, +5, +6 +2, +3, +4, +5, +6

GRUPO VIIB:

Mn Tc Re

+2, +3, +4, +6, +7 +7 +7

GRUPO VIII:

Fe Co Ni

+2, +3, +6 +2, +3 +2, +3

Ru Rh Pd

+8 +4 +4

Os Ir Pt

+8 +4 +2, +4

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86

4. ELECTRONEGATIVIDAD: Se define como la tendencia o capacidad que tiene un átomo para atraer electrones de valencia (electrones de enlace) hacia su estructura. La electronegatividad es mayor en átomos pequeños que en átomos grandes. Los átomos cuyos orbitales están casi saturados tienen electronegatividades altas. En la siguiente tabla se muestran los valores de electronegatividad para la mayoría de elementos químicos:

IA 3 Li 1,0 11 Na 0,9 19 K 0,8 37 Rb 0,8 55 Cs 0,7 87 Fr 0,7

IIA 4 Be 1,5 12 Mg 1,2 20 Ca 1,0 38 Sr 1,0 56 Ba 0,9 88 Ra 0,9

1 H 2,1

IIIB IVB VB VIB VIIB 21 22 23 24 25 Sc Ti V Cr Mn 1,3 1,5 1,6 1,6 1,5 39 40 41 42 43 Y Zr Nb Mo Tc 1,3 1,4 1,6 1,8 1,9 57 72 73 74 75 La Hf Ta W Re 1,1 1,3 1,5 1,7 1,9 89 104 105 106 107 Ac 1,1 58 Ce 1,1 90 Th 1,3

59 Pr 1,1 91 Pa 1,5

60 Nd 1,2 92 U 1,7

0 2 He

Número Atómico Símbolo Electronegatividad

61 Pm 93 Np 1,3

62 Sm 1,2 94 Pu 1,3

26 Fe 1,8 44 Ru 2,2 76 Os 2,2

63 Eu 95 Am 1,3

VIII 27 Co 1,8 45 Rh 2,2 77 Ir 2,2

28 Ni 1,8 46 Pd 2,2 78 Pt 2,2

64 Gd 1,1 96 Cm

65 Tb 1,2 97 Bk

IB 29 Cu 1,9 47 Ag 1,9 79 Au 2,4

IIB 30 Zn 1,6 48 Cd 1,7 80 Hg 1,9

IIIA IVA VA 5 6 7 B C N 2,0 2,5 3,0 13 14 15 Al Si P 1,5 1,8 2,1 31 32 33 Ga Ge As 1,6 1,8 2,0 49 50 51 In Sn Sb 1,7 1,8 1,9 81 82 83 Tl Pb Bi 1,8 1,8 1,9

66 Dy

67 Ho 1,2 99 Es

68 Er 1,2 100 Fm

98 Cf

69 Tm 1,2 101 Md

70 Yb 1,1 102 No

VIA VIIA 8 9 O F 3,5 4,0 16 17 S Cl 2,5 3,0 34 35 Se Br 2,4 2,8 52 53 Te I 2,1 2,5 84 85 Po At 2,0 2,2

71 Lu 1,2 103 Lw

Una de las aplicaciones de la electronegatividad es la predicción del posible tipo de enlace químico entre dos átomos, el siguiente diagrama nos explica lo mencionado anteriormente:

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10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn

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87

5. CLASES DE ENLACES: Se dividen en HETEROPOLAR (Iónico o Electrovalente) y HOMOPOLAR (Covalente) y Metálico. a) ENLACE IONICO: Llamado también ELECTROVALENTE, es el que se lleva a cabo entre los elementos con electronegatividades muy diferentes, existe una transferencia completa de uno o más electrones de un átomo (menos electronegativo) a otro (más electronegativo), formándose IONES.

Se efectúa generalmente entre un METAL (cede electrones) y un NO METAL (acepta electrones). Existe enlace estrictamente iónico entre los metales de las familias I y II A; y los no metales de los grupos VIA y VIIA.

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Los compuestos con enlace iónico, presentan las siguientes propiedades: -

Son sólidos a temperatura ambiente. Presentan puntos de fusión y ebullición elevados por lo regular entre 1000 y 1500°C. Forman cristales de forma bien definida, transparentes, duros, frágiles. Son buenos conductores de la corriente eléctrica, en estado líquido o en solución acuosa (se encuentran ionizados). - Son solubles en solventes polares o iónicos (compuestos inorgánicos: H2O, HCl, H2SO4, etc.). - Sus reacciones son casi instantáneas.

En la siguiente tabla se muestra el carácter iónico porcentual de un enlace químico simple:

DIFERENCIA DE ELECTRONEGAT. 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6

PORCENT. 0,5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43 47

DIFERENCIA DE ELECTRONEGAT. 1,7 1,8 1,9 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 2,6 2,7 2,8 2,9 3,0 3,1 3,2

PORCENT. 51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92

b) ENLACE COVALENTE: Se origina por el compartimento de dos o más electrones entre átomos de electronegatividades parecidas (COVALENTE ASIMETRICO) o iguales (SIMETRICO). El enlace covalente se caracteriza por la formación de par de electrones; si se forma un par (Enlace Simple, ), dos pares (Enlace Doble, =), tres pares (Enlace Triple, ), etc. A continuación se muestran algunos ejemplos de estos enlaces:

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Este enlace se presenta generalmente entre los elementos de la derecha de la tabla periódica, es decir entre los NO METALES. Los compuestos que se unen por enlace covalente, tienen las siguientes propiedades: - Son sustancias gaseosas o líquidos volátiles. - Presentan bajos puntos de ebullición y de fusión. - En estado sólido, líquido y gaseoso no conducen la corriente eléctrica, es decir no son electrolitos. - Son solubles en compuestos covalentes. - Reaccionan lentamente, porque los enlaces covalentes son difíciles de romper. A continuación se muestra una comparación de algunas propiedades generales de un compuesto iónico y un compuesto covalente: PROPIEDAD Aspecto Punto de Fusión (°C) Calor molar de fusión (kJ/mol) Punto de ebullición (°C) Calor molar de vaporización (kJ/mol) Densidad (g/cm3) Solubilidad en agua Conductividad eléctrica: Sólido Líquido

NaCl Sólido blanco 801 30,2 1413 600 2,17 Alta Pobre Buena

CCl4 Líquido incoloro –23 2,5 76,5 30 1,59 Muy baja Pobre Pobre

c) ENLACE METALICO: Como su nombre lo indica es el que se produce entre metales, en la formación de moléculas, aleaciones, y amalgamas. Se considera un tipo especial de enlace covalente, en el que cada átomo del metal con los átomos vecinos tratan de formar pares electrónicos, produciéndose un conjunto de electrones móviles, formándose la llamada NUBE ELECTRONICA. Ing. Luis Escobar C.

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La nube proporciona la fuerza necesaria para que los átomos se unan y el enlace se mantenga estable, evitando la repulsión entre cargas positivas del metal. La nube electrónica determina la principal característica de los metales, la CONDUCCION ELECTRICA, además de las otras propiedades de los metales.

6. POLARIDAD DE LOS ENLACES: a) Un enlace es estrictamente COVALENTE, cuando los dos átomos que forman el enlace se benefician por igual del par de electrones. Es común este enlace en MOLECULAS DIATOMICAS HOMONUCLEARES (ambos átomos son del mismo elemento), así: H2, N2, O2, F2, Cl2, etc., estas moléculas presentan enlace NO POLAR. b) Un enlace es estrictamente IONICO cuando uno de los átomos que forma el enlace se apodera completamente de la pareja de electrones; como en NaCl, el Cl se apodera completamente del par electrónico por su mayor afinidad de electrones y por consiguiente la pareja esta más próxima él. El enlace es POLAR.

7. ESTRUCTURA DE LEWIS: Es una forma de escribir los enlaces químicos y consiste en representar a los átomos de los elementos con sus electrones de valencia, sin tomar en cuenta a los demás electrones. Para representar a las ESTRUCTURAS DE LEWIS se sigue el siguiente procedimiento: a) El primer paso es dibujar el esqueleto de la molécula, o sea determinar cuales átomos están unidos entre sí. Esto facilita si tenemos en cuenta que las moléculas presentan normalmente los arreglos más simétricos posibles. Para el CO2:

O

C

O O

Para el H2SO4:

H

O

S

O

H

O Ing. Luis Escobar C.

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Por otra parte, en compuestos que contengan Hidrógeno, Oxígeno y otros elementos, éste se ubica como átomo central y a él van unidos los de Oxígeno quedando los hidrógenos como átomos enlazados a los oxígenos. b) Luego se determina el número de electrones de valencia de cada uno de los átomos participantes y se halla el total de los mismos: Para el CO2: C (Grupo VA): 1x4= 4 O (Grupo VIA): 2 x 6 = 12 TOTAL = 16 e– Para el PO4–3: P (Grupo VA): 1x4= 4 O (Grupo VIA): 4 x 6 = 24 Electrones por carga ion =3 TOTAL = 32 e– c) Se distribuyen entonces los electrones en el esqueleto, siempre en pares, y asignando primeramente un par en cada enlace. Para el CO2: Esqueleto: O C O Electrones de valencia: 16 Distribución inicial: O : C : O d) Los electrones restantes (12 para el CO2) se colocan sobre los átomos unidos al átomo central, procurando que estos completen sus octetos: Para el CO2:

e) Por último, se chequea el átomo central. Si todavía quedan electrones, se asignan a dicho átomo hasta completar su octeto. Si no sobran electrones, el octeto se logra moviendo electrones no compartidos de los átomos vecinos, para formar enlaces dobles o triples, según sea necesario

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92

8. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO: A continuación se dan a conocer una serie de excepciones de moléculas que no cumplen con la regla del octeto. a) COMPUESTOS EN CUYAS MOLECULAS LOS ATOMOS CENTRALES TIENEN MENOS DE 8 ELECTRONES: Este grupo está compuesto por moléculas que contienen átomos centrales de los grupos IIA y IIIA. Por ejemplo: BeCl2 (g), BF3(g) y AlCl3(g).

b) COMPUESTOS QUE TIENEN MOLECULAS CUYOS ATOMOS CENTRALES TIENEN MAS DE OCHO ELECTRONES: Este grupo comprende las moléculas cuyos átomos centrales pertenecen a los periodos 3, 4, 5, 6 o mayores que estos. Por ejemplo: PF5, SF6, XeF4, son típicos. c) COMPUESTOS CON MOLECULAS QUE CONTIENEN UN NUMERO IMPAR DE ELECTRONES: Aunque las moléculas estables de esta clase son raras, existen algunas, como por ejemplo: NO, con un total de 8 electrones de valencia; NO2 con un total de 17 electrones de valencia y ClO2 que tiene un total de 19 electrones de valencia.

EJERCICIOS RESUELTOS: 1) Cuando los elementos A y B se unen químicamente forman el compuesto iónico AB2, adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Argón (Z=18). Identificar a los elementos A y B, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo, valencia, Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además dar la posible fórmula del compuesto. Como el compuesto AB2, es iónico: A  metal: A+2, pierde 2 electrones B  no metal: B–1, gana 1 electrón Entonces: A – 2 = 18  A = 20 B + 1 = 18  B = 17 Por otro lado los átomos tendrán la siguiente configuración electrónica:

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93

Ar (Z=18): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 Si A pierde 2 electrones, tendrá la configuración 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2; siendo su número atómico (Z) 20 y B que ha ganado 1 electrón tiene 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 como configuración electrónica y su número atómico es 17. Con estas consideraciones podemos identificar a los elementos:

ELEMENTO B G P V CQ EO Z S

A s IIA 4 2 Metal +2 20 Ca

B p VIIA 3 7 No Metal –1, +1, +3, +5, +7 17 Cl

La posible fórmula del compuesto es: CaCl2

2) Cuando los elementos X e Y se unen químicamente forman el compuesto covalente XY2, adquiriendo los átomos de los elementos la configuración electrónica del Ar (Z=18). Identificar a los elementos X e Y, dando a conocer: Bloque, Grupo, Periodo, valencia, Carácter Químico, Número Atómico y Símbolo de cada elemento. Además dar la posible fórmula del compuesto. Como ahora el compuesto XY2 es covalente los elementos X e Y son no metales, debiendo representar su fórmula electrónica:

En la estructura anterior podemos observar que los tres átomos cumplen con la Ley del Octeto (8 electrones al final), de lo que podemos concluir que X tiene 6 electrones de valencia e Y tiene 7 electrones de valencia, si la distribución electrónica del Argón (Z=18) es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6; tenemos: X: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4  Z = 16 Y: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5  Z = 17

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Con lo que podemos indentificar los elementos:

ELEMENTO B G P V CQ EO Z S

X p VIA 3 6 No Metal –2, +2, +4, +6 16 S

Y p VIIA 3 7 No Metal –1, +1, +3, +5, +7 17 Cl

La posible fórmula es: SCl2

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CAPITULO 5

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS 1. GENERALIDADES: NOMENCLATURA QUIMICA, es el conjunto de reglas lógicas, racionales y científicas que se han establecido para designar nombres y escribir fórmulas de los cuerpos tomando en cuenta la resolución de los Congresos Internacionales de Química. En la escritura de los diferentes compuestos se deben tomar en cuenta los siguientes aspectos: 



SUBINDICE, nos indica el número de veces que el átomo o grupo atómico se repite en la estructura molecular. Los subíndices se escriben en la parte inferior derecha del átomo o grupo atómico: H2SO4:

2 átomos de H 1 átomo de S 4 átomos de O

H3PO4:

3 átomos de H 1 átomo de P 4 átomos de O

Ca (OH)2:

1 átomo de Ca 2 átomos de H 2 átomos de O

COEFICIENTE, es el número que se coloca antes de una fórmula molecular y afecta a todos los átomos: 3 H2SO4:

6 átomos de H 3 átomos de S 12 átomos de O

10 H2O:

20 átomos de H 10 átomos de O

3 Ca(OH)2:

3 átomos de Ca 6 átomos de H 6 átomos de O Ing. Luis Escobar C.

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

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PARENTESIS, se usa para encerrar un grupo de átomos o un radical que se repite en la estructura molecular: Fe(OH)3:

1 átomo de Fe 3 átomos de O 3 átomos de H

Cu(NO3)2:

1 átomo de Cu 2 átomos de N 6 átomos de O

2. COMPUESTOS BINARIOS: Se encuentran formados por átomos de dos elementos distintos en su molécula. Los compuestos binarios son:

a) HIDRUROS O HIDRUROS METALICOS: Resultan de combinar cualquier Metal con el Hidrógeno, tomando en cuenta el estado de oxidación positivo del Metal y el –1 del Hidrógeno: METAL + HIDROGENO  HIDRUROS METALICOS M+X + H–1  MHX

NOMENCLATURA: HIDRURO DE, y Iuego el nombre del Metal, cuando este tiene un estado de oxidación. Cuando el Metal presenta dos estados de oxidación, el nombre del metal termina en OSO e ICO para el de menor y mayor estado de oxidación respectivamente. A continuación se muestran algunos ejemplos: NaH CaH2 AlH3 CdH2 AgH BiH3 ScH3 TiH2

Hidruro de Sodio Hidruro de Calcio Hidruro de Aluminio Hidruro de Cadmio Hidruro de Plata Hidruro de Bismuto Hidruro de Escandio Hidruro de Titanio

FeH2 FeH3 PbH2 PbH4 CuH CuH2 MnH2 MnH3

Hidruro Ferroso Hidruro Férrico Hidruro Plumboso Hidruro Plúmbico Hidruro Cuproso Hidruro Cúprico Hidruro Manganoso Hidruro Mangánico

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b) COMPUESTOS ESPECIALES: Se forman por la combinación de los No Metales (III, IV y VA) con el Hidrógeno. El estado de oxidación del No Metal es negativo y +1 el del Hidrógeno: NO METAL + HIDROGENO  COMPUESTOS ESPECIALES

m–X + H+1  mHX NOMENCLATURA Reciben estos compuestos NOMBRES ESPECIALES: BH3 CH4 SiH4 NH3 PH3 AsH3 SbH3

Borano Metano Silano Amoníaco Fosfamina o Fosfina Arsenamina o Arsina Estibamina o Estibina

Su importancia radica en que a partir de ellos pueden formarse RADICALES de carga +1, como los siguientes: NH4+1 PH4+1 AsH4+1 SbH4+1

Radical Amonio Radical Fosfonio Radical Arsonio Radical Estibonio

c) HIDRUROS NO METALICOS O ACIDOS HIDRACIDOS: Resultan de la combinación de un No Metal (VI y VIIA) con el Hidrógeno, excepto el Oxígeno, intercambiando estados de oxidación. El Hidrógeno actúa con +1. HIDROGENO + NO METAL  ACIDOS HIDRACIDOS H+1 +

m–X 

HXm

NOMENCLATURA:  Cuando se encuentran en estado líquido o en solución, se utiliza la palabra ACIDO, y luego el del NO METAL terminado en HIDRICO. 

Cuando son gases, el NO METAL terminado en URO y luego DE HIDROGENO.

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Compuestos de este tipo son: HF HCl HBr HI H2S H2Se H2Te

Acido Fluorhídrico Acido Clorhídrico Acido Bromhídrico Acido Iodhídrico Acido Sulfhídrico Acido Selenhídrico Acido Telurhídrico

Fluoruro de Hidrógeno Cloruro de Hidrógeno Bromuro de Hidrógeno Ioduro de Hidrógeno Sulfuro de Hidrógeno Seleniuro de Hidrógeno Telururo de Hidrógeno

d) SALES HALOGENAS NEUTRAS (SALES): Se las conoce como SALES BINARIAS se obtienen principalmente combinando un Metal con un No Metal. En donde el metal actúa con estado de oxidación positivo y el no metal con estado de oxidación negativo. METAL + NO METAL  SALES HALOGENAS NEUTRAS M+X + m–Y  MYmX

NOMENCLATURA:  Cuando el Metal tiene un estado de oxidación, el no metal terminado en URO, luego de y el nombre del metal. 

Cuando tiene dos estados de oxidación, el nombre del no metal terminado en URO y luego el nombre del metal terminado en OSO e ICO para el menor y mayor estado de oxidación respectivamente.

A continuación se presentan algunos ejemplos de estos compuestos: NaCl Al2S3 CaF2 CdBr2 BiI3 Zn3B2

Cloruro de Sodio Sulfuro de Aluminio Fluoruro de Calcio Bromuro de Cadmio Ioduro de Bismuto Boruro de Zinc

FeCl2 Cloruro Ferroso FeCl3 Cloruro Férrico MnS Sulfuro Manganoso Mn2S3 Sulfuro Mangánico Au2Te Telururo Auroso Au2Te3 Telururo Aúrico

e) TIPO SAL (SALOIDE): Compuestos que resultan de unión de dos No Metales, intercambiando estados de oxidación. Se coloca primero el elemento menos electronegativo y luego el más electronegativo.

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NO METAL + NO METAL  SALOIDES

m+X

+

m –Y



mY mX

Las electronegatividades en los NO METALES varían de la siguiente manera en forma descendente: F, O, Cl, N, Br, I, S, C, As, Se, Te, H, P, B, Sb, Si

NOMENCLATURA:  El nombre del No Metal más electronegativo terminado en URO, y luego el nombre del No Metal menos electronegativo terminado en ICO. 

Cuando el no metal menos electronegativo tiene dos estados de oxidación, éste termina en OSO e ICO.



Cuando tiene más de dos estados de oxidación: HIPO _____ __________ __________ PER ______

OSO OSO ICO ICO

A continuación se muestran algunos ejemplos de este tipo: BF3 As2S3 As2S5 BrCl BrCl3 BrCl5 BrCl7

Fluoruro Bórico Sulfuro Arsenioso Sulfuro Arsénico Cloruro Hipobromoso Cloruro Bromoso Cloruro Brómico Cloruro Perbrómico

f) OXIDOS: Son compuestos que resultan de la combinación de un Metal o un No Metal con el OXIGENO, en donde el oxígeno actúa con estado de oxidación –2. Pueden ser: ELEMENTO + OXIGENO  OXIDO

1) BASICOS: Ing. Luis Escobar C.

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99

Se forman de la combinación de un Metal con el Oxígeno. El Metal actúa con estado de oxidación positivo y –2 del Oxígeno. METAL + OXIGENO  OXIDO BASICO M+X + O–2  M2OX

NOMENCLATURA:  OXIDO DE y luego el nombre del Metal, cuando este tiene un estado de oxidación. 

OXIDO, y luego el Metal terminado en OSO e ICO para dos estados de oxidación.

A continuación se muestran algunos ejemplos de este tipo de compuestos: Na2O CaO Al2O3 CdO Bi2O3 ZnO

Oxido de Sodio Oxido de Calcio Oxido de Aluminio Oxido de Cadmio Oxido de Bismuto Oxido de Zinc

FeO Oxido Ferroso Fe2O3 Oxido Férrico PbO Oxido Plumboso PbO2 Oxido Plúmbico MnO Oxido Manganoso Mn2O3 Oxido Mangánico

2) ACIDOS (ANHIDRIDOS): Son compuestos que resultan de la combinación de un No Metal con el Oxígeno, tomando en cuenta el estado de oxidación positivo del No metal y –2 del Oxígeno. NO METAL + OXIGENO  OXIDO ACIDO

m+X + O–2



m2OX

NOMENCLATURA:  ANHIDRIDO y luego el nombre del no metal terminado en ICO cuando este tiene un solo estado de oxidación. 

Cuando tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.



Cuando presenta más estados de oxidación (4) se realiza de la siguiente manera: HIPO _____ __________ __________ PER ______

OSO OSO ICO ICO Ing. Luis Escobar C.

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100

Los siguientes son ejemplos de compuestos de este tipo: B2O3 CO2 As2O3 As2O5 SO2 SO3 Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7

Anhídrido Bórico Anhídrido Carbónico Anhídrido Arsenioso Anhídrido Arsénico Anhídrido Sulfuroso Anhídrido Sulfúrico Anhídrido Hipocloroso Anhídrido Cloroso Anhídrido Clórico Anhídrido Perclórico

3) PEROXIDOS: Se considera que el estado de oxidación del Oxígeno es –1. Son óxidos de ciertos metales que asocian a su molécula un átomo de oxígeno adicional. Se presentan en los siguientes elementos: H, elementos del grupo IA, Be, Mg, Ca, Cu, Zn. OXIDO BASICO + OXIGENO  PEROXIDO M2OX + O  M2OX+1

NOMENCLATURA:  PEROXIDO DE, y el nombre del metal. 

PEROXIDO, y el nombre del metal terminado en OSO e ICO cuando tiene dos estados de oxidación.

Ejemplos de estos compuestos se muestran a continuación: Na2O2 BeO2 CaO2 H2O2 Cu2O2 CuO2 H2O2

Peróxido de Sodio Peróxido de Berilio Peróxido de Calcio Peróxido de Hidrógeno Peróxido Cuproso Peróxido Cúprico Peróxido de Hidrógeno

4) OXIDOS SALINOS O MIXTOS: Compuestos que resultan al sumar dos óxidos de un mismo metal. Esto es, los óxidos de metales con dos estados de oxidación. Ing. Luis Escobar C.

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OXIDO BASICO 1 + OXIDO BASICO 2 

101

OXIDO SALINO

Estos compuestos responden a la siguiente fórmula: M3O4 NOMENCLATURA: OXIDO SALINO DE, y luego el nombre del METAL. Compuestos de este tipo se muestran a continuación: Fe3O4 Mn3O4 Cu3O4 Pb3O4 Sn3O4 Ni3O4

Oxido Salino de Hierro Oxido Salino de Manganeso Oxido Salino de Cobre Oxido Salino de Plomo Oxido Salino de Estaño Oxido Salino de Niquel

3. COMPUESTOS TERNARIOS: Son compuestos que presentan en sus moléculas átomos de tres elementos distintos. Estos son: a) HIDROXIDOS: Son compuestos oxigenados e hidrogenados. Se obtienen debido a la unión de un Metal y el Grupo Hidróxido (OH): METAL + GRUPO (OH)  HIDROXIDO M+X + (OH)–1  M(OH)X

Se obtienen también combinando un OXIDO BASICO (Oxido Metálico) con el AGUA, y aumentando tantas moléculas de agua como oxígenos tenga el óxido: OXIDO BASICO + AGUA  HIDROXIDO M2OX + XH2O  M(OH)X

NOMENCLATURA:  HIDROXIDO DE, y luego el nombre del metal cuando tiene un solo estado de oxidación.

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

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102

HIDROXIDO, y el metal terminado en OSO e ICO cuando presenta dos estados de oxidación.

Los siguientes compuestos son ejemplos de este tipo: Na(OH) Ca(OH)2 Al(OH)3 Zn(OH)2 Bi(OH)3 K(OH)

Hidróxido de Sodio Hidróxido de Calcio Hidróxido de Aluminio Hidróxido de Zinc Hidróxido de Bismuto Hidróxido de Potasio

Mn(OH)2 Mn(OH)3 Cu(OH) Cu(OH)2 Hg(OH) Hg(OH)2

Hidróxido Manganoso Hidróxido Mangánico Hidróxido Cuproso Hidróxido Cúprico Hidróxido Mercurioso Hidróxido Mercúrico

b) OXACIDOS U OXOACIDOS: Estos compuestos resultan de la unión de un Oxido Acido (Anhídrido) con el Agua: OXIDO ACIDO + AGUA  OXACIDO

Son de tres clases: ORTO, META y PIRO ORTO: Se obtienen de la siguiente manera:   

Escribir los símbolos del Hidrógeno, No Metal y Oxígeno. El número de HIDROGENOS, es igual al estado de oxidación negativo del No Metal. El número de OXIGENOS, es igual a la suma del número de hidrógenos con el estado de oxidación positivo del no metal y dividido para 2.

NOMENCLATURA:  ACIDO ORTO y luego el nombre del no metal terminado en ICO, si éste tiene un solo estado de oxidación. 

Cuando el no metal tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.



Si tiene más de dos, tenemos: HIPO _____ __________ __________ PER ______

OSO OSO ICO ICO

A continuación se muestran algunos compuestos de este tipo: Ing. Luis Escobar C.

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H3BO3 H2SO3 H2SO4 H3PO3 H3PO4 HClO HClO2 HClO3 HClO4 H4SiO4 H4CO4

Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos

103

Acido Bórico Acido Sulfuroso Acido Sulfúrico Acido Fosforoso Acido Fosfórico Acido Hipocloroso Acido Cloroso Acido Clórico Acido Perclórico Acido Ortosilísico Acido Ortocarbónico

META: Se obtiene quitándole al ácido ORTO, 2 Hidrógenos y 1 Oxígeno, esta regla se cumple únicamente con las familias III, IV y VA. NOMENCLATURA:  ACIDO META, y luego el no metal terminado en ICO, cuando tiene un solo estado de oxidación. 

Cuando posee dos estados de oxidación, el nombre del no metal termina en OSO o ICO.

Los siguientes son ácidos de este tipo: HBO2 H2SiO3 H2CO3 HAsO2 HAsO3 HSbO2 HSbO3

Acido Metabórico Acido Silísico Acido Carbónico Acido Metarsenioso Acido Metarsénico Acido Metantimonioso Acido Metantimónico

PIRO: Se obtienen duplicando el ácido ORTO y quitándole 2 Hidrógenos y 1 Oxígeno. Se obtienen también añadiéndole al Acido ORTO su anhídrido respectivo. Para el B, grupos IV y V se forman sumando el orto y la meta. NOMENCLATURA:  ACIDO PIRO, el nombre del no metal terminado en ICO. 

Cuando el no metal tiene 2 estados de oxidación, su nombre termina en OSO e ICO.

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FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL

Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos

104

Los siguientes son ácidos de este tipo: H4B2O5 H2S2O5 H2S2O7 H4As2O5 H4As2O7

Acido Pirobórico Acido Pirosulfuroso Acido Pirosulfúrico Acido Piroarsenioso Acido Piroarsénico

c) OXACIDOS DE METALES: Algunos metales al actuar con números o estados de oxidación altos como +4, +5, +6, +7 y a veces +3 forman oxácidos: H2CrO4 H2Cr2O7 H2MnO4 HMnO4 HBiO3 H3VO4 H3AlO3 HAlO2 H2WO4

Acido Crómico Acido Dicrómico Acido Mangánico Acido Permangánico Acido Metabismútico Acido Ortovanadico Acido Alumínico Acido Metalumínico Acido Túngstico

d) OXOSALES U OXISALES NEUTRAS: Proceden de la neutralización total de un Oxácido con un Hidróxido o Base. Todos los Hidrógenos del Oxácido son reemplazados por metales o radicales. OXACIDO + HIDROXIDO  OXISAL NEUTRA

NOMENCLATURA: Para dar el nombre se debe ver de qué ácido provienen, cambiando la terminación del Acido de la siguiente manera:

ACIDO Oso Ico

OXISAL ito ato

A continuación se muestran algunos ejemplos:

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Al2(SO4)3 NaNO3 Ca(ClO)2 Cd(BO2)2 K2Cr2O7 KMnO4 NaBiO3 Cu4As2O5 FeS2O7

Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos

105

Sulfato de Aluminio Nitrato de Sodio Hipoclorito de Calcio Metaborato de Cadmio Dicromato de Potasio Permanganato de potasio Metabismutato de Sodio Piroarsenito Cuproso Pirosulfato Ferroso

e) SULFO, SELENI Y TELURI SALES NEUTRAS: Son compuestos que resultan al sustituir los Oxígenos de una Oxosal (Oxisal Neutra) por Azufre, Selenio y Teluro respectivamente: OXOSAL + AZUFRE  SULFOSAL + SELENIO  SELENISAL + TELURO  TELURISAL

NOMENCLATURA: Se antepone el nombre de la Oxisal, los prefijos SULFO, SELENI, y TELURI; si se reemplaza por Azufre, Selenio y Teluro respectivamente. Compuestos de este tipo son los siguientes: CaCS3 CaCSe3 CaCTe3 KClS3 Ca(NS3)2

Sulfocarbonato de Calcio Selenicarbonato de Calcio Teluricarbonato de Calcio Sulfoclorato de Potasio Sulfonitrato de Calcio

4. COMPUESTOS CUATERNARIOS: Se trata de compuestos que tienen átomos de cuatro elementos distintos en su molécula y comprenden los siguientes compuestos: a) OXISALES ACIDAS: Son compuestos que se obtienen de la sustitución parcial de los Hidrógenos de un Oxácido por un metal: OXACIDO + METAL 

OXISAL ACIDA Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUMICA GENERAL

Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos

106

También se obtiene haciendo reaccionar un oxácido con un hidróxido: OXACIDO + HIDROXIDO  OXISAL ACIDA

NOMENCLATURA:  Se nombran cambiando la terminación OSO por ITO, e ICO por ATO del radical ácido, luego la palabra ACIDO y a continuación el nombre del metal. 

Cuando el metal tiene dos estados de oxidación, su nombre termina en OSO y en ICO.

Los siguientes son compuestos de este tipo: KHSO4 Ba(H2PO3)2 CaHAsO4 Al2(H2As2O5)3 Fe(H2BO3)3

Sulfato Acido de Potasio Fosfito Diácido de Bario Arsenato Acido de Calcio Piroarsenito Diácido de Aluminio Borato Diácido Férrico

b) OXISALES BASICAS: Compuestos que resultan de la neutralización parcial de los grupos OH de una base polihidroxilada con los hidrógenos de un ácido oxácido o un hidrácido: BASE o HIDROXIDO + OXACIDO o HIDRACIDO  OXISAL BASICA

Se pueden obtener también por sustitución parcial de los grupos OH de una base polihidroxilada por el radical ácido de un oxácido. NOMENCLATURA:  Se nombran cambiando la terminación OSO por ITO, ICO por ATO del oxácido, la terminación HIDRICO del hidrácido por URO; luego la palabra BASICO y a continuación el nombre del metal. 

Cuando el metal tiene dos estados de oxidación su nombre termina en OSO e ICO.

A continuación se muestran algunos ejemplos: Ca(OH)ClO4 Al(OH)SO4 Mg(OH)Cl Al(OH)S

Perclorato Básico de Calcio Sulfato Básico de Aluminio Cloruro Básico de Magnesio Sulfuro Básico de Aluminio Ing. Luis Escobar C.

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Zn2(OH)2SO4 Pb(OH)3NO3

Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos

107

Sulfato Dibásico de Zinc Nitrato Tribásico Plúmbico

c) OXISALES DOBLES: Estos compuestos resultan de la sustitución total de los hidrógenos de un oxácido por dos métales provenientes de dos hidróxidos diferentes, son del tipo oxisales neutras: OXACIDO + 2 HIDROXIDOS  OXISAL DOBLE + AGUA

Se obtienen también de dos OXISALES NEUTRAS, que tengan el mismo radical ácido pero distinto metal: OXISAL NEUTRA 1 + OXISAL NEUTRA 2  OXISAL DOBLE

NOMENCLATURA: Se nombran cambiando: OSO por ITO, e ICO por ATO del radical ácido, a continuación la palabra doble y luego el nombre de los metales (primero el más activo químicamente). Los compuestos siguientes son ejemplos de este grupo: KNaSO4 LiNaCO3 MgNa(NO3)3 KBa(ClO3)3

Sulfato Doble de Sodio y Potasio Carbonato Doble de Litio y Sodio Nitrato Doble de Sodio y Magnesio Clorato Doble de Potasio y Bario

d) OXISALES MIXTAS: Compuestos que resultan de la neutralización total de los grupos OH de una base por los hidrógenos de dos ácidos (hidrácidos u oxácidos): HIDROXIDO + 2 ACIDOS  OXISAL MIXTA + AGUA

Se puede obtener también de dos OXISALES NEUTRAS, que tengan el mismo metal, pero distintos radicales ácidos: OXISAL NEUTRA 1 + OXISAL NEUTRA 2  OXISAL MIXTA Ing. Luis Escobar C.

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Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos

108

NOMENCLATURA:  Cuando los ácidos son de la misma familia, se nombra primero el radical ácido del elemento más electronegativo, cambiando el término OSO por ITO, e ICO por ATO, y luego el nombre del metal. 

Cuando los ácidos son: un HIDRACIDO y un OXACIDO, primero se nombra el hidrácido (cambiando HIDRICO por URO) y luego el oxácido (cambiando OSO por ITO, e ICO por ATO), a continuación el nombre del metal. Cuando el metal tiene dos estados de oxidación, su nombre termina en OSO e ICO.

Los compuestos que a continuación se muestran son ejemplos de este tipo: CaClBrO4 Cd2(NO3)CO3 BiNO3SO4 AlCl2NO3 TaSO4PO3 Po2Te2As2O7

Cloruro Perbromato de Calcio Nitrato Carbonato de Cadmio Nitrato Sulfato de Bismuto Cloruro Nitrato de Aluminio Sulfato Fosfito de Tántalo Telururo Piroarsenito de Polonio

EJERCICIOS PROPUESTOS: Todos los ejercicios de este capítulo de dictarán en clase.

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Estado Gaseoso

109

CAPITULO 6

ESTADO GASEOSO 1. GENERALIDADES: Los ESTADOS FISICOS de la materia son las diferentes formas de presentarse la misma ya sea homogénea o heterogénea. Estos estados son: sólido, líquido, gaseoso. A continuación se muestran estos estados y sus cambios:

Estos estados físicos aparecen por la interacción de la FUERZA DE ATRACCION DE MASAS (Fuerza de Cohesión) y la FUERZA CINETICO-MOLECULAR (Fuerza de Repulsión). A continuación se muestran algunas de las propiedades de cada uno de los estados físicos: SÓLIDO: - La fuerza de atracción molecular es mayor que la cinético-molecular. - La materia tiene forma determinada. - El volumen es determinado. - Las moléculas son grandes. - Los espacios intermoleculares son pequeños. - Los coeficientes de compresión son muy pequeños.

LIQUIDO: - Las fuerzas de atracción molecular son aproximadamente iguales a las cinético moleculares. - Poseen espacios intermoleculares pequeños. - Poseen volumen determinado. Ing. Luis Escobar C.

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Estado Gaseoso

110

- Adopta la forman del recipiente que los contiene. - Son incompresibles. - Fluyen lentamente.

GASEOSO: - Las fuerzas de atracción molecular son menores que las cinético-molecular. - Las moléculas son extremadamente pequeñas. - Los espacios intermoleculares son grandes. - No tienen forma. - Su volumen es indeterminado, tratan de ocupar el mayor espacio posible. - Se difunden fácilmente. - Son compresibles. - Se les considera también como fluidos.

2. ESTADO GASEOSO: a) PROPIEDADES: Posee las siguientes propiedades: - Un gas se compone de un número extremadamente grande de partículas llamadas moléculas, en un estado de movimiento constante, caótico y totalmente al azar. - En condiciones ordinarias las moléculas están muy separadas unas de otras. - El choque de las moléculas entre sí y contra las paredes del recipiente se considera perfectamente elástico, de modo que después de cada choque se vuelven con la misma energía cinética que tenían antes y por ello nunca están en reposo. - El choque de las moléculas contra las paredes del recipiente en el que están contenidas, da lugar a la PRESION DEL GAS. - Por las dimensiones de las moléculas extremadamente pequeñas y despreciables con respecto a las distancias que las separa, no se manifiesta entre ellas interacciones de atracción y repulsión. - La ENERGIA CINETICA MEDIA de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura del gas.

b) FACTORES QUE DETERMINAN EL COMPORTAMIENTO DE UN GAS: Como factores que determinan el comportamiento de los gases podemos citar a los siguientes:

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-

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111

Presión Temperatura Volumen Cantidad del gas (Número de moles)

1) PRESION: Se define como la fuerza que actúa por unidad de área: Pr esión 

Fuerza Area

La unidad internacional de la presión es el PASCAL, que se definen como la presión ejercida por una fuerza de un Newton sobre un área de un metro cuadrado. Algunas equivalencias de presión son las siguientes: 1 atmósfera = 760 mmHg = 760 Torr = 14,7 psi = 1,01325x105 Pa = 1033 g/cm2 = 1,013x106 Dinas/cm2 = 1,013 bares

2) VOLUMEN: Es el espacio que ocupa un cuerpo. La unidad internacional del volumen es el metro cúbico (m3). Para expresar volúmenes se utiliza el centímetro cúbico, litro, mililitro, pie cúbico, etc. 1 litro = 1000 ml = 1000 cm3 = 1 dm3 1 galón US = 3,785 litros 1 pie cúbico = 25,32 litros 1 metro cúbico = 999,973 litros (1000 litros)

3) TEMPERATURA: Es una medida de la Energía Cinética promedio de las moléculas de un cuerpo dado, también se define como la medida de la intensidad de calor que tiene un cuerpo. Para expresar los grados de temperatura existen las siguientes escalas:

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

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112

ESCALA CENTIGRADA O CELCIUS: La unidad es el GRADO CENTIGRADO (°C). En esta escala se registran dos temperaturas extremas: 0°C = Punto de congelación del agua 100 °C = Punto de ebullición del agua Entre estos dos puntos la escala se divide en 100 partes iguales, cada una constituye un grado centígrado.



ESCALA FAHRENHEIT: La unidad es el GRADO FAHRENHEIT (°F), usada en los países ingleses. También esta escala utiliza dos puntos extremos: 32°F = Punto de congelación del agua 212°F = Punto de ebullición del agua Existen entre estos dos puntos 180 partes, a casa una de ellas se considera como un grado Fahrenheit. La relación matemática entre los grados Centígrados y Fahrenheit, se obtiene de la siguiente manera:

De la comparación anterior, podemos establecer que: C F  32  100 180

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113

De donde podemos obtener: C F  32   5 9



C 

5 (F  32) 9

ESCALA KELVIN: La unidad es el GRADO KELVIN (°K). Es la unidad internacional de temperatura, mide las llamadas TEMPERATURAS ABSOLUTAS. Parte del CERO ABSOLUTO, valor considerado como la temperatura más baja. En la escala centígrada el cero absoluto corresponde a –273,16 °C. K  C  273,16

Otra temperatura es el GRADO RANKINE, definido de la siguiente manera. R  F  460

4) CANTIDAD DEL GAS: Se expresa en moles (n) y es un factor determinante para el comportamiento de los gases. Al analizar la LEY DE AVOGADRO, veremos la importancia que tiene la cantidad del gas.

c) LEYES DE LOS GASES: El comportamiento de gas se estudia sobre la base de un conjunto de leyes que relacionan la cantidad de un gas (número de moles, n), el volumen, la presión y la temperatura. Cuando un gas cumple exactamente con los postulados de estas leyes se dice que es un GAS IDEAL.

1) LEY DE BOYLE: Esta ley establece que: “A TEMPERATURA CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA MASA DE GAS ES INVERSAMENTE PROPORCIONAL A LA PRESIÓN”. (n y T, cons tan tes)  V 

V

1 P

k P

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114

P V  k

Si consideramos dos condiciones diferentes que pueden denominarse inicial y final para el mismo gas:

P1  V1  P2  V2  k

(T, Cons tan te)

La variación de la Presión en función del Volumen, para un gas podemos analizarla en la siguiente gráfica:

2) LEY DE CHARLES: La ley dice: “A PRESIÓN CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA TEMPERATURA”. (n y P, cons tan tes)  V  T V  kT

V k T

Para dos estados: V1 V2  k T1 T2 Ing. Luis Escobar C.

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115

El gráfico de la variación del volumen con la temperatura se muestra a continuación:

3) LEY DE GAY-LUSSAC: Esta ley nos dice que: “A VOLUMEN CONSTANTE, LA PRESIÓN DE UNA DETERMINADA MASA GASEOSA ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA TEMPERATURA”. (n y V, cons tan tes)  P  T P  kT

P k T

Para estados iniciales y finales: P1 P2  k T1 T2

La variación de la Presión y la Temperatura, se muestra a continuación:

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Estado Gaseoso

116

Estas tres leyes pueden relacionarse a través del siguiente diagrama:

4) LEY COMBINADA DE LOS GASES: Una combinación de las leyes anteriores nos da una relación simultánea entre V, P y T. (n y T, cte)  P1  V1  P2  V2

(n y P, cte) 

V1 V2  T1 T2

 V1 

 V2 

P2  V2 P1

V1  T2 T1

Cuando T y P son constantes: V1 = V2

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Estado Gaseoso

117

Por lo tanto: P2  V2 V1  T2  P1 T1

De donde: P1  V1 P2  V2  T1 T2



PV k T

(n , cons tan te)

Ecuación que nos establece que: “EL VOLUMEN DE UNA DETERMINADA MASA DE GAS, VARIA DIRECTAMENTE CON LA TEMPERATURA E INVERSAMENTE CON LA PRESIÓN”.

5) LEY DE AVOGADRO: Para Avogadro, esta ley manifiesta que: “SI LA PRESIÓN Y LA TEMPERATURA PERMANECEN CONSTANTES, EL VOLUMEN DE UN GAS VARIA DIRECTAMENTE CON EL NUMERO DE MOLES”. (P y T, Cons tan tes)  V  n V  kn

V k n

Para dos situaciones del mismo gas, podemos escribir la siguiente ecuación: V1 V2  k n1 n 2

6) ECUACION GENERAL DE UN GAS (ECUACION DE ESTADO): Si en la ecuación que define la ley Combinada de los gases: PV k T

Introducimos condiciones normales (CN, SPT, TPS) de Presión, Volumen y Temperatura; tenemos: P = 1 atmósfera; V = 22,4 litros/mol y T = 0°C = 273,16 °K. Reemplazando estos datos, tenemos:

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118

P  V (1 atm)(22,4 litro / mol) atm litros   0,08205 T 273,16 K K mol atm litros , es conocido como la CONSTANTE UNIVERSAL K mol DE LOS GASES y se representa por R.

En donde el valor 0,08205

Por lo tanto, la ecuación de estado para un mol es: PV R T

Para n moles de la masa gaseosa: PV  nR T PV  n R T

Si el número de moles n, es igual a la masa del gas (m) para el peso molecular (M), tenemos: n

m M

La ecuación de estado se escribe así:

Si la densidad (d), es: d 

PV 

m R T M

P  M

m R T V

m V

Tenemos:

PM  dR T d

PM R T

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119

7) LEY DE DALTON: Conocida como LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES. Estudia el comportamiento de los gases cuando forman una MEZCLA. Establece que: “EN UN VOLUMEN DEFINIDO, LA PRESIÓN TOTAL DE UNA MEZCLA GASEOSA ES IGUAL A LA SUMA DE LAS PRESIONES PARCIALES DE LOS GASES QUE LA COMPONEN”.

PT  p a  p b  p c       pi   pi La PRESION PARCIAL, de un componente de la mezcla gaseosa, es la presión que ejercería el gas si ocupase solo el recipiente (volumen) en las mismas condiciones de la mezcla. Cuando se mezclan PESOS o MASAS de cada gas, el número total de los moles (n T) es igual a la suma de los números de moles de cada componente:

n T  n a  n b  n c    n i   n i En donde n es el número de moles y se determina mediante la relación entre peso o masa (g) del gas y su peso molecular (PM): ni 

gi PM i

La FRACCION MOLAR (x) de un compuesto se obtiene mediante la relación entre el número de los moles de cada gas y el número total de moles de los componentes de la mezcla gaseosa:

xi 

ni nT

La Presión Parcial de un gas de una mezcla a temperatura constante, se define de la siguiente manera:

pi  x i  PT Donde: xi = Fracción molar PT = Presión Total

Cuando se mezclan VOLUMENES de cada gas a Presión y Temperatura constantes (LEY DE AMAGAT), se puede determinar el volumen total de la siguiente manera:

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Estado Gaseoso

120

VT  Va  Vb  Vc      Vi   Vi La FRACCION EN VOLUMEN se determina de la siguiente manera: vi 

Vi VT

La PRESION PARCIAL en función a los volúmenes de gases en la mezcla, se establece con las siguientes ecuaciones:

pi  vi  PT Donde: vi = Fracción en volumen PT = Presión total Para calcular la COMPOSICION DE LA MEZCLA en PORCENTAJE DE FRACCION MOLAR o EN VOLUMEN, se aplica las siguientes ecuaciones:

En las ecuaciones anteriores

% xi 

pi  100 PT

% vi 

pi  100 PT

pi , se conoce como FRACCION DE COMPOSICION. PT

La principal aplicación de la ley de Dalton de las presiones parciales, tienen lugar en relación con la RECOLECCION DE GASES SOBRE AGUA. Debido a la vaporización del agua, en el gas recogido hay siempre cierta cantidad de vapor de agua que depende de la temperatura. La tendencia de una sustancia a pasar al estado gaseoso se mide por la presión de vapor de la sustancia, cuando mayor es la temperatura, mayor es la presión de vapor. La ley de Dalton, se establece de la siguiente manera: PTotal  p gas  p vapor de agua

La PRESION DEL VAPOR DE AGUA es función de la TEMPERATURA, como se puede observar en la siguiente tabla:

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T(°C) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

Estado Gaseoso

P(mm Hg) 4,6 4,9 5,3 5,6 6,1 6,5 7,0 7,5 8,0 8,6 9,2 9,8 10,5 11,2 11,9 12,7 13,5 14,4 15,4 16,3 17,4

T(°C) 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 100

121

P(mm Hg) 18,5 19,8 20,9 22,2 23,6 25,1 26,5 28,1 29,8 31,5 33,4 35,4 37,4 39,6 41,9 44,2 46,7 49,4 52,1 55,0 760,0

8) LEY DE GRAHAM DE DIFUSION GASEOSA: El proceso por el cual un gas se distribuye por todo el recipiente que lo contiene se denomina DIFUSION. La ley de Graham de la difusión de los gases, establece que: “BAJO CONDICIONES SIMILARES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN, LAS VELOCIDADES DE DIFUSIÓN DE LOS GASES SON INVERSAMENTE PROPORCIONALES A LAS RAÍCES CUADRADAS DE SUS DENSIDADES”. Expresada matemáticamente, la relación es:

DA 

1 dA

Donde: DA = Velocidad de difusión del gas A dA = Densidad del gas A Luego:

DA 

k dA

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Estado Gaseoso

122

Para otro gas B, en las mismas condiciones:

DB 

k dB

Dividiendo miembro a miembro las dos ecuaciones anteriores, tenemos: DA  DB

dB dA

La ecuación anterior es la expresión matemática de la LEY DE GRAHAM. A veces se emplean variaciones de esta ecuación, particularmente la de que las densidades se sustituyen por los pesos moleculares, M. Como las densidades de los gases, a las mismas condiciones, son directamente proporcionales a sus pesos moleculares, podemos escribir lo siguiente: dB MB  dA MA

dB

ó

dA



MB MA

Sustituyendo en la expresión de la ley de Graham: DA  DB

MB MA

9) DENSIDAD DE UN GAS: Los gases presentan generalmente densidades bajas. La densidad de un gas se expresa en gramos por litro. Tomando en cuenta la ecuación general de los gases, la densidad se determina de la siguiente manera: d

P  PM R T

La densidad (d), de una masa de gas a temperatura constante es directamente proporcional a la presión. Es decir: (T y m, cons tan tes)  d  P  d  k  P 

d1 d 2  P1 P2

La densidad de una masa de gas a presión constante en inversamente proporcional a la temperatura, es decir. Ing. Luis Escobar C.

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Estado Gaseoso

(P y m, cons tan tes)  d 

1 T

 d

k T

123

 d1  T1  d 2  T2

Si manejamos estas dos expresiones para dos condiciones, tendremos: d1  T1 d 2  T2  P1 P2

Con el volumen, la densidad varía inversamente, por lo que matemáticamente podemos escribir: d

1 V

→ d

k V

→ d V  k

→ d1  V1  d 2  V2

En la siguiente tabla se resumen los hechos más importantes de las leyes de los gases:

LEY BOYLE

ECUACION P .V  k  P1.V1  P2 .V2

CONSTANTE nyT

RELACION Inversa

CHARLES

V V V k  1  2 T T1 T2

nyP

Directa

GAY-LUSSAC

P P P k  1  2 T T1 T2

nyV

Directa

COMBINADA

P .V P2 .V2 P .V k  1 1  T1 T2 T

n

Directa e Inversa

AVOGADRO

V V V k  1  2 n n1 n 2

TyP

Directa

GENERAL

P .V  k  PV  nRT T

R

Todas variables

DALTON

PT  p a  p b  p c      pi

TyV

Aditiva

AMAGAT

VT  Va  Vb  Vc      Vi

TyP

Aditiva

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124

PROBLEMAS RESUELTOS: 1) Un cilindro contenía 600 ml de aire a 20°C. Cuál será el volumen de aire a 40°C, manteniendo la presión constante. DATOS: V1 = 600 ml T1 = 20 °C

V2 = ? T2 = 40 °C

Cuando se mantiene la Presión constante:

V1 V2  T1 T2

Reemplazando datos en la ecuación anterior, tenemos: V2 

V1  T2 (600 ml)(273  40) K  T1 (273  20) K

V2  641 ml 2) El volumen de un gas es de 380 ml a una presión de 640 mmHg. Si la temperatura permanece constante, cuál será el volumen a la presión de 850 mmHg. DATOS: V1 = 380 ml P1 = 640 mmHg

V2 = ? P2 = 850 mmHg

A Temperatura constante: P1  V1  P2  V2 Despejando V2 y reemplazando datos, tenemos: V2 

P1  V1 (640 mmHg)(380 ml)  V2  286,11 ml  P2 (850 mmHg)

3) Un gas en un tanque estaba a una presión de 640 mmHg a la temperatura de 23°C, al exponerlo a la luz solar la temperatura aumentó a 70°C. Cuál será la presión del tanque. DATOS: P1 = 640 mmHg T1 = 23 °C = 296 °K

P2 = ? T2 = 70 °C = 343 °C

Si mantenemos el Volumen constante:

P1 P2  T1 T2

Reemplazando en la ecuación anterior los datos, obtenemos el valor de la presión:

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P2 

Estado Gaseoso

P1  T2 (640 mmHg)(343 K )  T1 (296 K )

125

 P2  741,6 mmHg

4) Un volumen de 250 ml de Oxígeno se recolecta a 20°C y 785 mmHg, al día siguiente la temperatura es de 37°C y la presión es de 770 mmHg. Cuál será el volumen que ocupaba el gas. DATOS: V1 = 250 ml T1 = 20 °C = 293 °K P1 = 785 mmHg

V2 = ? T2 = 37 °C = 310 °K P2 = 770 mmHg

Aplicando la Ley Combinada de los gases, tenemos:

P1  V1 P2  V2  T1 T2

Si en la ecuación anterior reemplazamos datos, tenemos: V2 

P1  V1  T2 (785 mmHg)(250 ml)(310 K )  V2  269,65 ml  T1  P2 (293 K )(770 mmHg)

5) Un volumen de 1,43 litros de Hidrógeno, se recogen a 27°C y a una presión de 540 mmHg. Cuál será el volumen que ocupe dicho gas en condiciones normales. DATOS: V1 = 1,43 litros T1 = 27 °C = 300 °K P1 = 540 mmHg

V2 = ? Condiciones Normales:T2 = 0 °C = 273 °K P2 = 760 mmHg

Si utilizamos la siguiente ecuación:

V2 

P1  V1 P2  V2 , reemplazando datos, tenemos:  T1 T2

P1  V1  T2 (540 mmHg)(1,43 litros)(273 K ) → V2  0,92 litros  1 litro  T1  P2 (300 K )(760 mmHg)

6) Cuál será el volumen que ocupe 7,31 gramos de Anhídrido Carbónico a la presión de 720 mmHg y a 35 °C. DATOS: V = ? T = 35 °C = 308 °K m = 7,31 g P = 720 mmHg

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126

Determinamos el peso molecular del CO2 = 44 g/mol y como tenemos de datos la temperatura, presión y masa; aplicamos la ecuación general de los gases: PV  n R T  V 

V

n R T P

m  R  T (7,31 g )(0,08205 atm litros K mol)(308 K )  V  4,31 litros  PM  P (44 g / mol)(720 760 atm)

7) En los tanques de buceo se emplean mezclas de Helio y Oxígeno para evitar la parálisis por inmersión. En cierta ocasión se bombearon 46 litros de O2 a 25°C y 1atmósfera y 12 litros de Helio a 25°C y 1 atmósfera en un tanque de 5 litros. Determinar la presión parcial de cada gas y la presión total en el tanque a 25°C. Calculamos el número de moles para cada gas independientemente; para lo cual aplicamos la ecuación general de los gases: PV  n R T  n 

PV R T

nO2 

(1 atm)((46 litros)  1,9 moles (0,08205 atm litros / K mol)(298 K )

n He 

(1 atm)((12 litros)  0,49 moles (0,08205 atm litros / K mol)(298 K )

Como el tanque tiene una capacidad de 5 litros, calculamos la presión de cada gas en este nuevo volumen, utilizando la misma ecuación general de los gases: P

n R T V

PO 2 

(1,9 moles)(0,08205 atm litros / K mol)(298 K )  9,3 atm 5 litros

PHe 

(0,49 moles)(0,08205 atm litros / K mol)(298 K )  2,4 atm 5 litros

Determinamos la presión total, mediante la suma de las presiones parciales calculadas anteriormente:

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127

PT  9,3  2,4  11,7 atm

8) Cuál será la densidad del Sulfuro de Hidrógeno, si 2,5 gramos de este gas a 27°C ejercen una presión de 830 mmHg. DATOS: T = 27 °C = 300 °K P = 830 mmHg m = 2,5 g H2S = 34 g/mol d=? Aplicando la ecuación general de los gases, tenemos: d

P  PM (830 / 760 atm)(34 g / mol) g  d  1,508 R T (0,08205 atm litro / K mol)(300 K ) litro

9) Cuál es la densidad del Metano (CH4) en condiciones normales. DATOS: T = 273 °K P = 760 mmHg = 1 atm CH4 = 16 g/mol d=? Si reemplazamos los datos en la ecuación general de los gases tenemos: d

P  PM g (1 atm)(16 g / mol)  d  d  0,71 R T litro (0,08205 atm litros / K mol)(273 K )

El mismo resultado se puede obtener si aplicamos el volumen en condiciones normales, siendo este igual a 22,4 litros/mol: d

m g 16 g / mol  d  d  0,71 V litro 22,4 litro / mol

10) Se recolectó Hidrógeno sobre agua a 27°C y 780,5 mmHg de presión. El volumen de gas sobre agua era de 124 ml. Calcular el volumen de hidrógeno seco en condiciones normales. A 27°C la presión del vapor de agua es 26,5 mmHg. DATOS: T1 = 27 °C = 300 °K P1 = 780,5 mmHg V1 = 124 ml

T2 = 273 °K P2 = 760 mmHg V2 = ? Ing. Luis Escobar C.

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128

Aplicamos la ecuación de la ley combinada de los gases:

(780,5  26,5) mmHg(124 ml)(273 K ) P1  V1 P2  V2 P V T  V2  1 1 2   T1 T2 T1  P2 (300 K )(760 mmHg) V2  111,95 ml 11) Se prepara una mezcla gaseosa con 350 cm3 de un gas A y 500 cm3 de un gas B, la presión de la mezcla es de 765 mmHg. Calcular la presión parcial de cada uno de los gases. DATOS: VA = 350 cm3 VB = 500 cm3 PT = 765 mmHg Manteniendo P y T constantes, podemos sumar los volúmenes de los dos gases, obteniendo la siguiente expresión:

VT  VA  VB  VT  350  500  850 cm3 Con el volumen total, calculamos la fracción en volumen para cada gas:

vA 

VA 350 cm3   0,4118 y VT 850 cm3

vB 

VB 500 cm3   0,5882 VT 850 cm3

Con estos valores determinamos la presión parcial de cada gas:

p A  v A  PT  (0,4118)(765) p A  315,03 mmHg

p B  v B  PT  (0,5882)(765) p B  449,97 mmHg

12) Un recipiente de 75 ml contenía un gas A, a 120 mmHg; otro recipiente de 120 cm3 contenía otro gas B, a 500 torr. Se mezcló el contenido de los dos gases ocupando la mezcla gaseosa los dos recipientes. Si la temperatura permanece constante. Calcular la presión total final y la composición de la mezcla gaseosa. Consideramos que la presión y la temperatura permanecen constantes, por lo que podemos sumar los volúmenes:

VT  75  120  195 ml . Si la temperatura permanece constante, podemos escribir: P1  V1  P2  V2 y despejando la presión P2, tenemos: Ing. Luis Escobar C.

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P2 (A ) 

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129

P1  V1 (120 mmHg)(75 ml)  V2 195 ml

P2 (A)  46,15 mmHg P2 (B) 

P1  V1 (500 torr )(120 ml)  V2 195 ml

P2 (B)  307,69 torr Sumamos las presiones para determinar la presión total:

PT  P2 (A)  P2 (B)  353,84 mmHg A través de este valor determinamos la composición de la mezcla gaseosa: %X i 

Pi 46,15  100  %X A   100  13,04 PT 353,84

%X B  100  13,04  86,96

13) Un tanque vacío de acero para gases con válvula pesa 125 libras y su capacidad es de 1,5 pies3. Cuando el tanque se llena con Oxígeno a una presión de 2000 lb/plg2 a 25°C, qué porcentaje total de peso lleno es oxígeno. DATOS: V= 1,5 pies3 P= 2000 lb/plg2 = 2000 PSI T= 25 °C = 298 °K Realizamos una transformación de unidades: 2000 PSI 

125 lb 

1 atm  136,05 atm 14,7 PSI

454 g  56750 g 1 lb

1,5 pies3 

(30,48)3 cm3 1 litro   42,48 litros 3 1 pie 1000 cm3

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130

Aplicando la ecuación general de los gases, determinamos el peso del gas correspondiente: PV 

g R T PM

gO 2 

P  V  PM (136,05 atm)(42,48 litros)(32 g / mol)   7562,93 g O 2 R T (298 K )(0,08205 atm litros / K mol)

Determinamos el porcentaje de oxígeno: %O 2 

masa O 2 7562,93 g  100   100  11,76 % O 2 masa total (56750  7562,93)g

14) En una mezcla gaseosa a base de un número igual de gramos de Metano y Monóxido de Carbono. Hallar la fracción molar del Metano. Utilizamos la ecuación que define la fracción molar y le aplicamos a cada gas: Xi 

n CH 4 ni  X CH 4  nT nT

y X CO 

n CO nT

Entonces:

g CH 4

n CH 4 X CH 4



PM CH 4 n CO → X CO X CH 4

g CO g CH 4 g CO PM CO    (X CH 4 )(PM CH 4 ) (X CO )(PM CO ) X CO

(PM CH 4 )(X CH 4 )  (PM CO )(X CO )  16(X CH 4 )  2(X CO ) →

X CH 4 X CO



28 7  16 4

La fracción molar del CH4, es:

X CH 4 X CO



X CH 4 

7 4

 X CH 4 

7  7 X CH 4 4

7 (1  X CH 4 ) 7(X CO )  X CH 4  4 4

 4 X CH 4  7 X CH 4  7  X CH 4 



7 11

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131

15) Cuántos gramos de Monóxido de Carbono, CO puro tendrá que mezclarse con 40 gramos de CH4 puro para obtener una mezcla en la cual la presión parcial del CO sea igual a la del CH4. Utilizando la ecuación que nos define la presión parcial para un gas, tenemos:

Pi  X i  PT  PCH 4  X CH 4  PT y PCO  X CO  PT Entonces: X CH 4  X CO 

g CH 4 PM CH 4



n CH 4 nT



n CO  n CH 4  n CO nT

g CO 40 g g CO   g CO  70 g  16 28 PM CO

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Una mezcla de Nitrógeno y Oxígeno conteniendo un 40% en peso de Nitrógeno, se encuentra a 270°C y 700 mmHg de presión. Calcular: a) la presión de cada gas; b) la densidad de la mezcla a dichas condiciones. Resp. a) 302 mmHg N2; 397 mmHg O2, b) 0,624 g/cm3 2. A una cierta temperatura, la densidad del Etano a la presión de 733,7 mmHg es igual a la densidad del aire a la presión de 1 atm. Calcular a partir de estos datos el peso molecular del Etano, si el peso molecular del aire es 28,96 g/mol. Resp. 30 g/mol 3. Un gas seco ocupa 127,0 cm3 en condiciones normales. Si se recoge la misma masa de gas sobre agua a 23°C y una presión total del gas de 745 torr. Qué volumen ocuparía si la presión del vapor de agua a 23°C es 21 torr. Resp. 145 cm3 4. Una muestra de 500 litros de aire seco a 25°C y 750 torr de presión se hace burbujear lentamente a través de agua a 25°C y se recoge en un gasómetro cerrado con agua. La presión del gas recogido es de 750 torr. Cuál es volumen del gas húmedo si la presión del vapor de agua a 25°C es 23, 8 torr. Resp. 516,6 litros 5. Calcular la temperatura a la cual la presión de vapor del agua en mmHg, es numéricamente igual, al número de gramos de agua existentes en 1 m3 de cualquier gas saturado de vapor de agua. Resp. 16°C 6. 12 g de Iodo sólido de densidad 4,66 g/cm3, se colocan en un recipiente de 1 litro. El recipiente se llena entonces con Nitrógeno a 20°C y 750 mmHg, y se cierra. Se calienta ahora a 200°C, temperatura a la que todo el Iodo esta en forma de gas. Calcular la presión final. Resp. 3,42 atm 7. Un recipiente de 250 ml contiene Kriptón a 500 torr, otro de 450 ml contiene Helio a 950 torr. Se mezcló el contenido de ambos recipientes abriendo la llave que los conectaba. Suponiendo que todas las operaciones se realizaron a temperatura constante, Ing. Luis Escobar C.

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132

calcular la presión total final y el porcentaje en volumen de cada gas en la mezcla. Resp. 789 torr; 22,6 % Kr 8. Una masa de metano, CH4, se encuentra inicialmente en un recipiente de 6 litros y es trasladado a otro recipiente de 4 litros, si en el traslado se pierden 6 gramos. Calcular la masa de metano en el primer recipiente, sabiendo que ambos se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura. Resp. 18 g 9. Un recipiente de 5 litros contiene un gas, si se extraen 2 litros del gas de modo que la presión disminuye en un 50% y la temperatura aumenta un 60%. Determinar en que porcentaje varía la masa del gas. Resp. 68,75% 10. Un recipiente de 2 litros contiene una mezcla de Nitrógeno y Oxígeno gaseosos a 25°C. La presión total de la mezcla gaseosa es 0,91atm y se sabe que la mezcla contiene 0,050 moles de Nitrógeno. Calcular la presión del Oxígeno y las moles de Oxígeno. Resp. 0,2984 atm; 0,0244 moles 11. En un recipiente habían 10 kg de un gas a una presión de 1x107 N/m2. Al extraer una cierta cantidad de gas la presión se redujo a 2,5x106 N/m2. Determinar la cantidad de gas extraído si se mantiene la temperatura constante. Resp. 7,5 kg 12. Determinar la densidad de una mezcla gaseosa que contiene 4 g de Hidrógeno y 32 g de Oxígeno a la temperatura de 7°C y una presión de 1x105 Pa. Resp. 0,52 kg/m3 13. En un recipiente de 2 litros de capacidad se recogen 5 litros de Oxígeno medidos a la presión de 2 atm, y 10 litros de Nitrógeno a la presión de 4 atm. Se dejan salir 25 litros de la mezcla gaseosa a la presión de 1 atm. Calcular: a) la presión final, y b) la masa de oxígeno y nitrógeno en el recipiente. La temperatura se ha mantenido siempre constante a 25°C. Resp. a) 12,5 atm; b) 6,55 g O2 y 22,92 g N2 14. La temperatura de una habitación es 10°C, después de encender el calefactor su temperatura se eleva hasta 20°C. El volumen de la habitación es de 50 m3 y la presión es de 97 kPa. Cuánto habrá variado la masa de aire en dicha habitación si la masa molecular del aire es 28,96 g/mol. Resp. 2,04 kg 15. En un recipiente de 6 litros se tiene Hidrógeno a una presión de 6 atmósferas, mientras que en otro recipiente de 5 litros se tiene Cloro a una presión de 9 atmósferas. El contenido de estos dos recipientes es vaciado en un recipiente de 18 litros. Determinar la presión total de la mezcla. Resp. 4,5 atm 16. Una masa de 1,225 g de un líquido volátil se vaporiza, generando 400 cm3 de vapor cuando se mide sobre agua a 30°C y 770 torr. La presión del vapor de agua a 30°C es de 32 torr. Cuál es el peso molecular de la sustancia. Resp. 78,4 g/mol 17. La composición ponderal del aire es 23,1% de Oxígeno, 75,6% de Nitrógeno y 1,3% de Argón. Calcular las presiones parciales de estos tres gases en un recipiente de 1 litro de Ing. Luis Escobar C.

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133

capacidad, que contiene 2 gramos de aire a –20°C. Resp. 0,29 atm O2; 1,12 atm N2; 0,014 atm CO2 18. Un recipiente de 1 litro contiene una mezcla de Hidrógeno y de Dióxido de Carbono a 10°C y presión total de 786 mmHg. Calcular el peso de Hidrógeno si el recipiente contiene 0,1 g de Dióxido de Carbono. Resp. 0,0844 g H2 19. En una mezcla gaseosa formada por Oxígeno y Nitrógeno, la presión parcial del Oxígeno es el doble de la del Nitrógeno. Determinar el peso de Oxígeno en la mezcla, si en ésta hay 8 moles de Nitrógeno. Resp. 512 g de O2 20. Se prepara una mezcla con 200 ml de un gas A y 800 ml de un gas B a presión y temperatura constantes, la presión atmosférica es de 765 mmHg. Calcular la presión parcial de cada gas. Resp. 153 mmHg de A; 612 mmHg de B

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134

CAPITULO 7

REACCIONES QUIMICAS 1. GENERALIDADES: a) DEFINICIONES: La REACCION QUIMICA es un fenómeno en el cual una o más sustancias (reactivos) interaccionan para transformarse en otras sustancias (productos) de propiedades diferentes a las originales. La VELOCIDAD de una reacción depende de algunos factores, como: -

Concentración Temperatura Presión Acción de la luz Acción de los catalizadores

Para representar a una reacción química se utiliza una simbología apropiada que se conoce como ECUACION QUIMICA. Toda ecuación química se basa en la LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA, que dice: “SIEMPRE QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS SUSTANCIAS REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL DE LOS PRODUCTOS DE LA REACCIÓN”. En una ecuación química identificamos dos miembros, el de la izquierda los REACTIVOS y el de la derecha los PRODUCTOS. H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2 H2O REACTIVOS PRODUCTOS Los dos miembros están separados por un signo “=” o bien por una flecha “” que nos indica el sentido de la reacción. Una ecuación química debe ser lo más informativa, por lo que muchas veces es necesario indicar el estado físico de las sustancias, factores que intervienen y características de las sustancias resultantes, razón por la cual se pueden utilizan los siguientes símbolos: g: gas s: sólido

l: líquido sol: solución

ac: acuosa : desprendimiento

: precipitación

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135

Una ecuación química nos indica: 

El número mínimo de partículas que intervienen en la reacción: 4 Zn + 10 HNO3  4 Zn(NO3)2 + 1 NH4NO3 + 3 H2O De la reacción anterior podemos concluir que hay la participación de 4 moléculas de Zinc y 10 moléculas de HNO3; formándose 4 moléculas de Zn(NO3)2, 1 molécula de NH4NO3 y 3 moléculas de H2O.



Una relación de pesos, moles y volumen (en caso de gases) de las sustancias que toman parte en la reacción: 1 BaCl2 + 1 H2SO4  1 BaSO4 + 2 HCl 1 mol 1 mol 1 mol 2 moles

b) TIPOS DE REACCIONES: Las reacciones pueden ser: 1) REACCIONES DE COMBINACION (SINTESIS): Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto: A + B  AB CaO(g) + H2O(l)  Ca(OH)2(sol) SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(sol)

2) REACCIONES DE DESCOMPOSICION: Una sustancia se descompone en dos o más productos: AB  A + B 2 H2O(l)  2 H2(g) + O2(g) CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)  

3) REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCION SIMPLE: Un determinado elemento desplaza a otro de un compuesto: A + BC  AC + B Ing. Luis Escobar C.

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136

Zn(s) + 2HCl(sol)  ZnCl2(sol) + H2(g) Zn(s) + CuSO4(sol)  ZnSO4(sol) + Cu(s)

4) REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO: Cuando uno más átomos de un elemento de un compuesto son sustituidos por uno o más átomos de otro elemento: AB + CD  AD + BC KCl(sol) + AgNO3(sol)  KNO3(sol) + AgCl(sol) (NH4)2S(sol) + Pb(NO3)2(sol)  2NH4NO3(sol) + PbS(sol)

5) REACCIONES DE COMBUSTION: Reacciones que tienen lugar entre un elemento o compuesto y el Oxígeno (generalmente del aire), acompañadas del desprendimiento de luz y calor. Fe(s) + O2(g)  Fe2O3(s) C2H5OH(l) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) + Energía

2. REACCIONES DE OXIDO–REDUCCION O REDOX: Son reacciones químicas de cualquiera de las anteriores, se caracterizan porque hay modificación en los estados de oxidación de algunos de los elementos reaccionantes al formar los productos. En toda reacción de este tipo se registran dos fenómenos simultáneos: OXIDACION: Es la pérdida de electrones o aumento en el estado de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo. Zn0 – 2e–  Zn+2 REDUCCION: Se define como la ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo. 2H+1 + 2e–  H20

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137

En toda reacción Redox, hay dos agentes químicos: el agente oxidante y el reductor. El AGENTE OXIDANTE es el que produce la oxidación por lo tanto se reduce, es decir proporciona electrones y el AGENTE REDUCTOR es el que se oxida, acepta los electrones. En el siguiente diagrama se puede observar el orden de la OXIDO-REDUCCION, es:

Para reconocer una reacción redox, se debe tomar en cuenta las siguientes consideraciones: 

Cuando un elemento se encuentra en el centro de un compuesto ternario en un lado de la reacción, pero no en el otro lado; por ejemplo el Manganeso: KMnO4  MnSO4



Cuando un elemento está en un compuesto en un lado de la reacción y en estado libre (sin combinar) en el otro lado, por ejemplo el Cloro: NaCl  Cl2



Cuando la terminación del nombre en un compuesto en un lado de la reacción cambia en el otro lado de la misma, por ejemplo Sulfato Ferroso a Sulfato Férrico: FeSO4  Fe2(SO4)3

AGENTES OXIDANTES: Entre los principales agentes oxidantes, tenemos a los siguientes: a) MnO2 + Ácido  Mn+2 + H2O b) MnO4– + Ácido  Mn+2 + H2O c) Cr2O7–2 + Ácido  Cr+3 + H2O

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138

d) HNO3(c) + Metales  M(NO3)x + NO2 + H2O HNO3(c) + No Metales  Ácido orto del no metal + NO2 + H2O HNO3(d) + Metales  M(NO3)x + NO + H2O HNO3(d) + No Metales  Ácido orto del no metal + NO + H2O e) H2SO4(c) + Metales + Calor  M2(SO4)x + SO2 + H2O H2SO4(c) + No Metales + Calor  m2Ox + SO2 + H2O f) Cl2 + Hidróxido  M(ClO)x + MClx + H2O Cl2 + Hidróxido + Calor  M(ClO3)x + MClx + H2O

3. IGUALACION DE ECUACIONES REDOX: METODO DE LA VARIACION EN EL ESTADO DE OXIDACION: a) Identificar los elementos que intervienen en la oxido-reducción (Redox), utilizando los cambios en el estado de oxidación. b) Con cada elemento escribir semireacciones, mostrando la pérdida y ganancia de electrones. c) Si hay subíndices en las fórmulas, equilibrar el número de átomos que se oxidan y se reducen. d) Sumar las semireacciones equilibradas, transfiriendo los coeficientes a la ecuación original, debiendo igualar previamente el número de electrones ganados y perdidos. e) Equilibrar por simple inspección los metales, no metales, radicales y luego el Hidrógeno. f) Contar el número de Oxígenos, para verificar su igualación.

PROBLEMAS RESUELTOS: IGUALAR LAS SIGUIENTES REACCIONES: 1. Permanganato de Potasio + Sulfato Ferroso + Acido Sulfúrico  Sulfato Manganoso + Sulfato de Potasio + Sulfato Férrico + Agua Utilizando nomenclatura química, escribimos las fórmulas de los compuestos: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O Utilizando los cambios en los estados de oxidación, identificamos los elementos que intervienen en la oxido-reducción, con los cuales escribimos las semireacciones: Ing. Luis Escobar C.

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Oxidación: Reducción:

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139

2 Fe+2 – 2e–  Fe2+3 Mn+7 + 5e–  Mn+2

Igualamos el número de electrones:

2 Fe+2 – 2e–  Fe2+3 (5) Mn+7 + 5e–  Mn+2 (2)

Sumamos las semirreacciones: 10 Fe+2 + 2 Mn+7  5 Fe2+3 + 2 Mn+2 Los coeficientes encontramos transferimos a la ecuación original: 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + H2SO4  2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + H2O Equilibramos por simple inspección los demás elementos: ELEMENTO K Mn Fe S H O

REACTIVOS 2 2 10 18 16 80

PRODUCTOS 2 2 10 18 16 80

Por lo que la reacción igualada es: 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4  2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O 2. Sulfuro de Bismuto + Acido Nítrico  Azufre + Nitrato de Bismuto + Monóxido de Nitrógeno + Agua Bi2S3 + HNO3  S + Bi(NO3)3 + NO + H2O Oxidación: Reducción:

S3–2 – 6e–  3 So N+5 + 3e–  N+2 (2)

Sumamos las semirreacciones: S3–2 + 2 N+5  3 So + 2 N+2 La reacción igualada es: Bi2S3 + 8 HNO3  3 S + 2 Bi(NO3)3 + 2 NO + 4 H2O 3. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico  Acido Permangánico + Nitrato Plumboso + Agua Ing. Luis Escobar C.

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140

MnO + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O Oxidación: Reducción:

Mn+2 – 5e–  Mn+7 (2) Pb+4 + 2e–  Pb+2 (5)

Sumamos las semirreacciones: 2 Mn+2 + 5 Pb+4  3 Mn+7 + 5 Pb+2 Siendo la ecuación igualada: 2 MnO + 5 PbO2 + 10 HNO3  2 HMnO4 + 5 Pb(NO3)2 + 4 H2O 4. Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico  Cloruro Crómico + Cloruro Férrico + Cloruro de Potasio + Agua FeCl2 + K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O Oxidación: Reducción:

Fe+2 – 1e–  Fe+3 (6) Cr2+6 + 6e–  2 Cr+3 (1)

Sumamos las semirreacciones: 6 Fe+2 + Cr2+6  6 Fe+3 + 2 Cr+3 La reacción igualada es: 6 FeCl2 + K2Cr2O7 + 14 HCl  2 CrCl3 + 6 FeCl3 + 2 KCl + 7 H2O 5. Ioduro Crómico + Hidróxido de potasio + Cloro  Cromato de potasio + Periodato de Potasio + Cloruro de Potasio + Agua CrI3 + KOH + Cl2  K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O Oxidación:

Cr+3 – 3e–  Cr+6 I3–1 – 24e–  3 I+7

Sumando:

Cr+3 + I3–1 – 27e–  Cr+6 + 3 I+7 (2)

Reducción:

Cl2o + 2e–  2 Cl–1 (27)

Sumamos las semirreacciones:

2 Cr+3 + 2 I3–1 + 27 Cl2o  2 Cr+6 + 6 I+7 + 54 Cl–1

La reacción igualada es: 2 CrI3 + 64 KOH + 27 Cl2  2 K2CrO4 + 6 KIO4 + 54 KCl + 32 H2O Ing. Luis Escobar C.

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Reacciones Químicas

141

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Permanganato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloro + Cloruro de Potasio + Cloruro Manganoso + Agua. 2. Cloruro Ferroso + Peróxido de Hidrógeno + Acido Clorhídrico → Cloruro Férrico + Agua. 3. Sulfuro Arsénico + Acido Nítrico → Acido Arsénico + Acido Sulfúrico + Dióxido de Nitrógeno + Agua. 4. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico → Acido Permangánico + Nitrato Plumboso + Agua. 5. Arsenito Acido de Sodio + Bromato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloruro de Sodio + Bromuro de Potasio + Acido Arsénico. 6. Telurito de Sodio + Yoduro de Sodio + Acido Clorhídrico → Cloruro de Sodio + Teluro + Yodo + Agua. 7. Oxido de Bismuto + Hidróxido de Sodio + Hipoclorito de Sodio → Metabismutato de Sodio + Cloruro de Sodio + Agua. 8. Acido Nítrico + Acido Iodhídrico → Monóxido de Nitrógeno + Yodo + Agua. 9. Dicromato de Potasio + Cloruro Estannoso + Acido Clorhídrico → Cloruro Crómico + Cloruro Estánnico + Cloruro de Potasio + Agua. 10. Cloruro Cobaltoso + Peróxido de Sodio + Hidróxido de Sodio + Agua → Hidróxido Cobáltico + Cloruro de Sodio. 11. Clorato de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato Acido de Potasio + Oxígeno + Dióxido de Cloro + Agua. 12. Bromuro de Potasio + Acido Sulfúrico → Sulfato de Potasio + Bromo + Acido Sulfhídrico + Agua. 13. Oxido Crómico + Carbonato de Sodio + Nitrato de Potasio → Cromato de Sodio + Anhídrido Carbónico + Nitrito de Potasio. 14. Difosfuro de Tetrahidrógeno → Fosfamina + Tetrafosfuro de Dihidrógeno. 15. Fosfato de Calcio + Anhídrido Silísico + Carbono → Silicato de Calcio + Fósforo + Monóxido de Carbono.

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142

16. Cloruro de Bario + Oxido Plúmbico + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato Plumboso + Sulfato de Bario + Agua. 17. Cloruro de Litio + Permanganato de Potasio + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato Manganoso + Sulfato de Potasio + Sulfato de Litio + Agua. 18. Dicromato de Potasio + Cloruro de Bario + Acido Sulfúrico → Cloro + Sulfato Crómico + Sulfato de Bario + Sulfato de Potasio + Agua. 19. Dióxido de Manganeso + Cloruro de Calcio + Acido Fosfórico → Cloro + Fosfato Manganoso + Fosfato de Calcio + Agua. 20. Permanganato de Potasio + Bromuro de Bismuto + Acido Sulfúrico → Bromo + Sulfato Manganoso + Sulfato de Bismuto + Sulfato de Potasio + Agua.

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143

CAPITULO 8

ESTEQUIOMETRÍA 1. GENERALIDADES: La ESTEQUIOMETRIA es una parte de la química, que estudia todas las relaciones cuantitativas entre masas (moles, moléculas) y volúmenes en una reacción química, esto es en reactivos y productos: 3 Cl2 + 6 KOH CALOR   5 KCl + 1 KClO3 + 3 H2O Los coeficientes en una reacción química, nos informan los números relativos de moléculas o unidades fórmula, indican las proporciones de moles, nos permiten conocer los pesos relativos de los reactivos y productos. Son estos coeficientes los que nos proporcionan las RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS.

2. LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA: Conocida como Leyes Fundamentales de la Química, son aquellas que rigen el comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las sustancias que participan. Estas son: a) LEY DE LAVOISIER: Conocida como ley de LA CONSERVACION DE LA MASA, establece que: “SIEMPRE QUE OCURRE UN CAMBIO QUÍMICO, LA MASA TOTAL DE LAS SUSTANCIAS REACCIONANTES, ES EXACTAMENTE IGUAL A LA MASA TOTAL DE LAS SUSTANCIAS QUE SE PRODUCEN EN LA REACCIÓN”. En la reacción: 1 H2SO4 + 2 Na(OH)  1 Na2SO4 + 2 H2O Masa Reactivos: 1(98) + 2(40) = 178 gramos Masa Productos: 1(142) + 2(18) = 178 granos

b) LEY DE PROUST: Conocida como ley de las PROPORCIONES DEFINIDAS O COMPOSICION CONSTANTE, esta ley establece que: “UN COMPUESTO QUÍMICO, SIEMPRE CONTIENE LOS MISMOS ELEMENTOS COMBINADOS EN LA MISMA PROPORCIÓN DE MASA”. Esto significa, por ejemplo que cualquier muestra de agua, sea cual fuere el sitio de donde se la obtenga, siempre tendrá 88,82% de Oxígeno y 11,18% de Hidrógeno, por lo que su composición nunca variará. Ing. Luis Escobar C.

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144

CONSECUENCIA DE LA LEY DE PROUST: La principal consecuencia de la Ley de Proust, es la COMPOSICION CENTESIMAL o PORCENTUAL de una sustancia química. Donde, la composición centesimal de un compuesto son los porcentajes en masa de los elementos que lo forman. DETERMINACION DE LA COMPOSICION CENTESIMAL: Cuando la fórmula de un compuesto es conocida, el porcentaje de cada uno de los elementos del compuesto, se calcula aplicando la siguiente ecuación:

% ELEMENTO 

( Número de átomos)(Peso Atómico)  100 Peso Molecular del Compuesto

c) LEY DE DALTON: Conocida como ley de las PROPORCIONES MULTIPLES, nos dice que: “CUANDO DOS ELEMENTOS SE COMBINAN ENTRE SI PARA FORMAR MAS DE UN COMPUESTO, LAS MASAS DE UN ELEMENTO QUE SE COMBINAN CON UNA MASA FIJA DEL OTRO ELEMENTO EN LOS DIFERENTES COMPUESTOS GUARDAN UNA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS PEQUEÑOS”. En las siguientes tablas se muestran dos ejemplos en los que se puede observar claramente esta ley: COMPUESTO N2O NO N2O3 NO2 N2O5

RELACION ENTRE N y O 7:4 7:8 7 : 12 7 : 16 7 : 20

COMPUESTO CH4 C2H6 C2H4 C2H2

RELACION ENTRE C e H 12 : 4 12 : 3 12 : 2 12 : 1

d) LEY DE RICTHER: Conocida como ley de las PROPORCIONES RECIPROCAS, establece que: “LAS MASAS DE LOS ELEMENTOS DIFERENTES QUE SE COMBINAN CON LA MISMA MASA DE UN ELEMENTO DADO, SON LAS MISMAS QUE REACCIONARAN ENTRE SI, MÚLTIPLOS O SUBMÚLTIPLOS DE ESAS MASAS PARA OBTENER OTROS COMPUESTOS”.

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8 g O2 + 1gH + 3gC + 8gS + 20 g Ca + 35,5 g Cl

    

Estequiometría

145

H2O CO2 SO2 CaO Cl2O

Pero los elementos Hidrógeno, Azufre, Carbono, Calcio y Cloro, se combinan entre sí para formar los siguientes compuestos: CH4: l g H2 y 3 g C H2S:

l g H2 y 8 g S

CaCl2: 20 g Ca y 35,5 g Cl HCl:

l g H2 y 35,5 g Cl

CCl4: 3 g C y 35,5 g Cl

e) LEY VOLUMETRICA DE GAY–LUSSAC: Conocida como ley de los VOLUMENES DE COMBINACION, establece que: “BAJO LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, LOS VOLÚMENES DE LOS GASES QUE REACCIONAN ENTRE SI Y DE SUS PRODUCTOS GASEOSOS ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SIMPLES Y SENCILLOS”. 2 H2 2 volúmenes

+

1 N2 1 volumen

+

1 O2 1 volumen



3 H2  3 volúmenes

2 H2O 2 volúmenes 2 NH3 2 volúmenes

f) LEY DE AVOGADRO: Establece que: “VOLÚMENES IGUALES DE GASES, EN LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, CONTIENEN EL MISMO NUMERO DE MOLÉCULAS”. 1 H2 1 volumen 1 litro X moléculas

+

1 Cl2 1 volumen 1 litro X moléculas



2 HCl 2 volúmenes 2 litros 2X moléculas

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146

3. PESO EQUIVALENTE DE UN ELEMENTO (EQUIVALENTE-GRAMO): Es el peso de un elemento que se combinará con, ó desplazará a 3 partes en peso (gramos) de carbono (8 de oxígeno; 1,008 de hidrógeno). Un mismo elemento puede tener varios equivalentes, según la combinación a partir de la cual se ha calculado. Para el cálculo numérico puede seguirse las siguientes reglas: a) eq - g ELEMENTO 

b) eq - g ACIDO 

Peso Molecular del Acido Número de Hidrógenos Sustituíbles o Sustituído s

c) eq - g HIDROXIDO 

d)

eq - g SAL 

Peso Atómico Estado de Oxidación

Peso Molecular del Hidróxido Número de Grupos OH

Peso Molecular de la Sal C arg a total de uno de los iones

e) eq - g OXIDANTE o REDUCTOR 

Peso Molecular de la Sus tan cia Electrones ganados o perdídos

En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a equivalente, con lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de las ecuaciones químicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B: NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B

4. FORMULAS QUIMICAS: a) FORMULA MINIMA O EMPIRICA (fm): Es la fórmula que indica cuales son los elementos que forman una sustancia y cual es la proporción mínima entre los átomos de esos elementos al formar la molécula de la sustancia deseada. COMPUESTO Acido Sulfúrico, H2SO4 Peróxido de Hidrógeno, H2O2 Benceno, C6H6 Glucosa, C6H12O6 Acetileno, C2H2 Hidracina, N2H4

FORMULA MINIMA H2SO4 HO CH CH2O CH NH2

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147

Para determinar la FORMULA MINIMA, se procede de la siguiente manera: 1) Se determina el NUMERO RELATIVO DE MOLES (#rm) de cada elemento, dividiendo el porcentaje transformado en gramos para su peso atómico. # rm 

Masa (Peso) del Elemento Peso Atómico

2) Se determina el NUMERO RELATIVO DE ATOMOS (#ra), dividiendo el Número Relativo de Moles para el menor valor de ellos, estos valores deben ser siempre enteros. Cuando no lo sean, se deben multiplicar todos los resultados por un factor (2, 3, 4, etc.), hasta que éstos sean enteros.

b) FORMULA MOLECULAR (FM): Es la que indica cuales son los elementos que forman una sustancia y el número exacto de átomos de cada elemento en la molécula de la sustancia considerada.

COMPUESTO Peróxido de Hidrógeno Benceno Glucosa Acido Sulfúrico Acetileno Hidracina

FORMULA MOLECULAR H2O2 C6H6 C6H12O6 H2SO4 C2H2 N2H4

De los ejemplos anteriores se deduce la relación entre fórmula molecular y la mínima: FORMULA MOLECULAR  k (FORMULA MINIMA)

El valor de k puede ser calculado a partir de la siguiente ecuación: k

Peso Molecular Re al del Compuesto Peso Molecular de la Fórmula Mínima

Los valores de k deben ser: 1, 2, 3, 4, etc. Un procedimiento para determinar la FORMULA MOLECULAR, es el siguiente: 1) Se determina la Fórmula Mínima, fm 2) Se determina el valor de k 3) Se determina la Fórmula Molecular, FM = k(fm)

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148

5. REACTIVO LIMITANTE: Muchas preparaciones de laboratorio emplean excesos de uno de los reactivos. Por lo tanto, los cálculos para determinar la cantidad de producto deseado deberían basarse en el reactivo que no esté en exceso, es decir aquel que se utilice completamente en la reacción, este reactivo es llamado REACTIVO LIMITANTE. Otra definición es aquella que dice que: REACTIVO LIMITANTE, es aquel que se encuentra en menor número de moles con respecto a los demás, cumple con la proporción en la ecuación química, determina la cantidad de producto.

PROBLEMAS RESUELTOS: 1) Calcular la composición centesimal o porcentual del Sulfato de Potasio, K 2SO4. Primero, determinamos el peso molecular del K2SO4: K=39,1; S=32 y O=16, entonces el K2SO4 pesa 174,2 g/mol. A continuación calculamos la composición porcentual de cada elemento, aplicando la siguiente ecuación: % ELEMENTO 

( Número de átomos)(Peso Atómico)  100 Peso Molecular del Compuesto

Realizando los cálculos para cada elemento, tenemos:

%K

(2)(39,1)  100  53,13 174,2

% S

(1)(32)  100  21,74 174,2

% O  100  53,13  21,74  25,13

2) Un compuesto químico tiene la siguiente composición porcentual: Potasio (K), 26,57%; Cromo (Cr), 35,36% y Oxígeno (O), 38,07%. Determine la fórmula mínima. Para resolver este ejercicio construimos la siguiente tabla: ELEMENTO K Cr O

% 26,57 35,36 38,07

m(g) 26,57 35,36 38,07

PA 39,1 52 16

#rm 0,6795 0,68 2,3792

#ra 1x2=2 1x2=2 3,5 x 2 = 7

Por lo tanto la fórmula mínima (fm) es: K2Cr2O7 Ing. Luis Escobar C.

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149

3) Una muestra de uranio de 2,5 gramos se calentó en aire, el óxido resultante pesaba 2,949 gramos. Determinar la fórmula mínima del óxido. Determinamos por diferencia la cantidad de Oxígeno que tiene el óxido: g O  2,949  2,5  0,449 g

Elaboramos la siguiente tabla, para establecer la fórmula mínima: ELEMENTO U O

m(g) 2,5 0,449

PA 238 16

#rm 0,0105 0,028

#ra 1x3=3 2,68 x 3 = 8

Por tanto, la fórmula mínima (fm) es: U3O8

4) Una muestra de 1,367 gramos de un compuesto orgánico se quema en una corriente de aire y dio como resultado 3,002 gramos de CO2 y 1,640 gramos de H2O. Si el compuesto contenía solamente carbono, hidrógeno y oxígeno, determinar la fórmula mínima (fm). Determinamos las masas de Carbono e Hidrógeno en el CO2 y en el H2O: 3,002 g CO 2 

12 g C  0,8187 g C 44 g CO 2

3,002 g H 2O 

2gH  00,1822 g H 18 g H 2O

Determinamos la cantidad de Oxígeno, por diferencia de la cantidad de compuesto inicial: g O  1,367  0,8187  0,1822  0,3661 g

Construimos a continuación la siguiente tabla: ELEMENTO C H O

m(g) 0,8187 0,1822 0,3661

PA 12 1 16

#rm 0,0682 0,1822 0,0228

#ra 2,99 = 3 7,99 = 8 1=1

La fórmula mínima, fm es: C3H8O

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Estequiometría

150

5) Un pedazo de cobre electroliticamente puro pesa 3,178 gramos y al calentarle fuertemente en una corriente de oxígeno se convierte en un óxido negro cuyo peso es de 3,978 gramos. Determinar la composición de este óxido. % Elemento 

% Cu 

Peso (masa ) del elemento  100 Peso (masa ) total

3,178 gr  100 3,978 gr

% Cu  79,89

El porcentaje de Oxígeno, lo determinamos restando de 100: % O  100  79,89  20,11

6) Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata cuyo peso es de 5,82 gramos. Cuando se añade cloruro de sodio a la solución formada, toda la plata forma cloruro de plata cuyo peso es de 7,20 gramos. Hallar el porcentaje de plata en la moneda. Calculamos la cantidad de Plata que existe en el cloruro correspondiente: 7,20 g AgCl 

108 g Ag  5,41 g Ag 143 g AgCl

El porcentaje de Plata se calcula de la siguiente manera: % Ag 

5,41 g  100  92,96 5,82 g

7) Qué cantidad de clorato de potasio se debe calentar para obtener 3,5 gramos de oxígeno, determinar además la cantidad de cloruro de potasio formada. Para este tipo de ejercicios se aconseja seguir el siguiente procedimiento: 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Escribir la reacción química Igualar la reacción química Identificar las sustancias que continúan utilizándose en la solución del problema Determinar pesos moleculares de dichas sustancias Determinar el reactivo limitante (si es el caso) Resolver el problema, aplicando reglas de tres y/o ecuaciones determinadas

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151

La reacción química igualada es la siguiente: 2 KClO3 

3 O2 + 2 KCl

Los peso moleculares de las sustancias que intervienen en la solución del problema son: KClO3 = 122,6 g/mol y O2 = 32 g/mol. Calculamos la cantidad de KClO3 que se forma, mediante la siguiente regla de tres: 3,5 g O 2 

2(122,6) g KClO3  8,94 g KClO3 3(32) g O 2

Si aplicamos la ley de la Lavoisier (Conservación de la Masa), podemos establecer la cantidad de KCl que se produce:

g KCl  g KClO3  g O 2 g KCl  8,94  3,5  5,44 g

8) Qué peso de óxido férrico se producen al oxidar completamente 100 gramos de hierro. Calcular el volumen de Oxígeno necesario en condiciones normales. La ecuación igualada es: 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 Los pesos moleculares son: Fe2O3 = 160 g/mol y Fe = 56 g/mol. Determinamos la cantidad de Fe2O3: 100 g Fe 

2(160) g Fe2O3  142,86 g Fe2O3 4(56) g Fe

La cantidad de Oxígeno se determina por diferencia:

g O 2  142,86  100  42,86 g Para determinar el volumen de Oxígeno en condiciones normales, establecemos: PV  n R T  V 

n R T P

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V

Estequiometría

152

(42,86 g )(0,08205 atm litros / K mol)(273 K )  30 litros O 2 (32 g / mol)(1 atm)

9) Cuántas libras de sulfato de sodio al 83,4% de pureza se pueden obtener a partir de 250 lb de cloruro de sodio al 94,5% de pureza, si el cloruro de sodio reacciona con ácido sulfúrico. La ecuación que describe el fenómeno es: 2 NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2 HCl Con ayuda de los pesos atómicos, determinamos los pesos moleculares de los compuestos: NaCl = 58,5 g/mol y Na2SO4 = 142 g/mol Luego determinamos la cantidad de NaCl puro: g NaCl puro  (250 lb)(0,945)  236,25 lb  107257,7 g

Estableciendo reglas de tres determinamos la cantidad de Na2SO4: 107257,7 g NaCl (p) 

1(142) g Na 2SO 4  130175,77 g Na 2SO 4  286,73 libras Na 2SO 4 2(58,5) g NaCl

10) El ácido clorhídrico comercial se prepara normalmente calentando Cloruro de Sodio con Acido Sulfúrico concentrado. Qué cantidad de Acido Sulfúrico concentrado al 95% de pureza se necesita para preparar 350 gramos de HCl de 42% de pureza. El proceso químico se muestra en la siguiente reacción: 2 NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2 HCl Si los pesos moleculares son: HCl = 36,5 g/mol y H2SO4 = 98 g/mol Determinamos la cantidad de HCl puro: g HCl puro  (350 g )(0,42)  147 g Calculamos la masa de H2SO4 puro: 147 g HCl (p) 

98 g H 2SO 4  197,34 g H 2SO 4 puros 2(36,5) g HCl

Luego determinamos el peso de H2SO4 al 95%:

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153

(197,34 g )  207,73 g H 2SO 4 al 95% 0,95 11) La herrumbre se puede eliminar de las telas por la acción del Acido Clorhídrico diluido. Cuántos gramos de herrumbre se pueden eliminar con la acción de 100 ml de ácido al 40% de pureza y de densidad 1,118 g/ml. La reacción que describe el fenómeno es: Fe2O3 + 6 HCl  2 FeCl3 + 3 H2O Determinamos la masa pura de HCl: d

m  m  d  V  (100 ml)(1,118 g / ml)  111,8 g HCl 40% V

m  (111,8 g )(0,40)  m  44,72 g HCl puro

Con este valor calculamos la cantidad de Fe2O3: 44,72 g HCl 

160 g Fe2O3  32,67 g Fe2O3 6(36,5) g HCl

12) Calcular la masa del Acido Clorhídrico al 39% de pureza (39% en peso de ácido puro) que se necesita para preparar cloro suficiente para llenar un cilindro de 3500 ml de capacidad a una presión de 200 atmósferas y a la temperatura de 0°C, cuando el ácido reacciona con el Dióxido de Manganeso. El fenómeno químico, se representa por la siguiente ecuación: 4 HCl + MnO2  Cl2 + MnCl2 + 2 H2O Con ayuda de la ecuación general de los gases determinamos la masa de Cl 2: PV 

g P  V  PM R T  g  PM R T

g Cl 2 

(200 atm)(3,5 litros) (71 g / mol)  2218,78 g (0,08205 atm litros / K mol)(273 K )

Determinamos luego la cantidad de HCl puro:

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2218,78 g Cl 2 

Estequiometría

154

4(36,5) g HCl  4562,56 g HCl puros 71 g Cl 2

Con esta masa determinamos la cantidad de HCl al 39%:

4562,56 g  11698,88 g HCl 39% 0,39

13) Qué cantidad de Cromo metálico puede obtenerse cuando reaccionan 5 libras de Aluminio con 20 libras de Oxido Crómico. Qué sustancia está en exceso y en qué cantidad. La reacción química igualada es: 2 Al + Cr2O3  2 Cr + Al2O3 Determinamos las masas en gramos de cada reactivo: 5 lb Al = 2270 g Al 20 lb Cr2O3 = 9080 g Cr2O3 Luego determinamos el reactivo limitante, calculando moles: n Al 

2270 g  42,04 moles 2(27 g / mol)

n Cr2O3 

9080 g  59,74 moles 152 g / mol

(REACTIVO LIMITANTE)

(REACTIVO EN EXCESO)

Establecemos las siguientes relaciones: 2270 g Al 

2(52) g Cr  4371,85 g Cr 2(27) g Al

2270 g Al 

152 g Cr2O3  6389,63 g Cr2O3  14,07 lb Cr2O3 2(27) g Al

Por diferencia determinamos el exceso: 20 lb – 14,07 lb = 5,93 lb Cr2O3

14) Calcular el peso en gramos de Nitro de Chile que contienen 89,5% de Nitrato de Sodio, que al ser tratado con suficiente cantidad de Acido Sulfúrico produce 50 gramos de Acido Nítrico al 65,3% de pureza.

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Estequiometría

155

La reacción química que explica este fenómeno es: 2 NaNO3 + H2SO4  2 HNO3 + Na2SO4 Calculamos la cantidad de HNO3 puro:

g HNO3 puros  (50 g )(0,653)  32,65 g Determinamos la cantidad de NaNO3 y de Nitro de Chile, con ayuda de las siguientes relaciones: 32,65 g HNO3 

2(85) g NaNO3  44,05 g NaNO3 2(63) g HNO3

44,05 g NaNO3 

100 g Nitro de Chile  49,21 g Nitro de Chile 89,5 g NaNO3

15) Se desea preparar Dióxido de Nitrógeno, NO2, a partir de sus elementos. El Nitrógeno que se usará en la preparación se obtiene de la reacción: Amoníaco + Oxido Cúprico  Cobre + Nitrógeno + Agua, qué cantidad de Amoníaco se necesita para preparar 150 gramos de Dióxido de Nitrógeno. Las reacciones igualadas para los dos procesos son: N2 + 2 O2  2 NO2 2 NH3 + 3 CuO  3 Cu + N2 + 3 H2O Determinamos los pesos moleculares: NO2 = 46; N2 = 28 y NH3 = 17 g/mol Establecemos las relaciones, para determinar las cantidades de N2 y NH3: 150 g NO 2 

28 g N 2  45,65 g N 2 2(46) g NO 2

45,65 g N 2 

2(17) g NH 3  55,43 g NH 3 28 g N 2

16) En la reacción: dicromato de potasio + cloruro de bario + ácido sulfúrico  cloro + sulfato crómico + sulfato de bario + sulfato de potasio + agua. Calcular: a) El volumen de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,75 g/cm3 y que contiene 75% de pureza, que volumen será necesario para reaccionar 185 gramos de cloruro de bario; b) Si todo Ing. Luis Escobar C.

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156

el cloro obtenido de la reacción se une al fósforo, qué cantidad de cloruro fosfórico se forma. Escribimos e igualamos la reacción química: K2Cr2O7 + BaCl2 + H2SO4  Cl2 + Cr2(SO4)3 + BaSO4 + K2SO4 + H2O

2 Cr26  6e   Cr23 Cl 21  2e   Cl02 (3)

 

2 Cr26  6e   Cr23 3 Cl 21  6e   3 Cl02

Sumando las semireacciones, tenemos: 2 Cr2+6 + 3 Cl2–1 → Cr2+3 + 3 Cl2o La ecuación igualada: K2Cr2O7 + 3 BaCl2 + 7 H2SO4  3 Cl2 + Cr2(SO4)3 + 3 BaSO4 + K2SO4 + 7 H2O A continuación se realizan los cálculos correspondientes: a) 185 g BaCl2 

7(98) g H 2SO 4 puros  203,05 g H 2SO 4 puros 2(208,34) g BaCl2

203,05 g H 2SO 4  270,73 g H 2SO 4 concentrado al 75 % 0,75 Determinamos el volumen del ácido, utilizando la ecuación: d

270,73 g m m  V  V  154,70 cm3 H 2SO 4 75% V d 1,75 g / ml

b) Para esta segunda parte la reacción es: 10 Cl2 + P4  4 PCl5 185 g BaCl2 

63,05 g Cl 2 

3(71) g Cl 2  63,05 g Cl 2 3(208,34) g BaCl2

4(208) g PCl5  74,06 g PCl5 10(71) g Cl 2

17) En la reacción: bromuro de potasio + permanganato de potasio + ácido sulfúrico  bromo + sulfato manganoso + sulfato de potasio + agua. Si reaccionan 55 gramos de permanganato con 80 cm3 de ácido sulfúrico concentrado al 96% de pureza y de densidad 1,84 g/ml. Determinar: a) La cantidad de sulfato de potasio al 75% de pureza; y b) el volumen de bromo si su densidad es 3,12 g/cm3. Ing. Luis Escobar C.

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Estequiometría

157

La ecuación igualada es: 10 KBr + 2 KMnO4 + 8 H2SO4  5 Br2 + 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O Determinamos el reactivo limitante: Para el KMnO4: n KMnO 4 

55 g  0,1739 moles 2(158,1 g / mol)

Para el H2SO4: d

m  m  d  V  m  (80 cm3 )(1,84 g / ml)  147,2 g H 2SO 4 96% V

m  (147,2 g )(0,96)  141,312 g H 2SO 4 puros n H 2SO 4 

141,312 g  0,1802 moles 8(98 g / mol)

Analizando la cantidad de moles, el reactivo limitante es aquel que se encuentra en menor cantidad en moles, por lo que el KMnO4 es el REACTIVO LIMITANTE. a) 55 g KMnO 4 

6(174,2) g K 2SO 4  181,80 g K 2SO 4 puros 2(158,1) g KMnO 4

Determinamos la masa de K2SO4 al 75%:

181,80 g  242,4 g K 2SO 4 75% 0,75 b) 55 g KMnO 4 

5(160) g Br2  139,15 g Br2 2(158,1) g KMnO 4

Determinada la masa calculamos el volumen de Bromo mediante la siguiente ecuación: d

m 139,15 g m  V  V  44,6 ml Br2 V d 3,12 g / ml

Ing. Luis Escobar C.

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Estequiometría

158

PROBLEMAS PROPUESTOS: FORMULAS Y COMPOSICION: 1. Un compuesto contiene 21,6% de Sodio; 33,3% de Cloro y 45,1% de Oxígeno. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. NaClO3 2. Cuando se queman 1,010 g de Zinc en aire, se producen 1,257 g de óxido. Determinar la fórmula empírica del óxido. Resp. ZnO 3. Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: Hidrógeno, 2,24%; Carbono 26,69% y Oxígeno, 71,07%. Si su peso molecular es 90, determinar la fórmula molecular del compuesto. Resp. H2C2O4 4. Determinar la fórmula mínima o empírica de un compuesto que tiene la composición siguiente: Cromo 26,52%; Azufre 24,52% y Oxígeno 48,96%. Resp. Cr2S3O12 5. Una muestra de 3,245 g de Cloruro de Titanio se redujo con Sodio hasta Titanio metálico. Posteriormente se eliminó el Cloruro de Sodio resultante, el Titanio metálico residual se secó y se pesó, se obtuvieron 0,819 g. Determinar la fórmula empírica del Cloruro. Resp. TiCl4 6. Una muestra de 1,5 gramos de un compuesto que contiene Carbono, Hidrógeno y Oxígeno se quemó completamente. Los productos de la combustión son 1,738 g de Anhídrido Carbónico y 0,711 g de Agua. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. C2H4O3 7. Mediante análisis se encontró que un compuesto contiene solo C, H, N y O. Una muestra de 1,279 g se quemó por completo y se obtuvieron 1,60 g de Anhídrido Carbónico y 0,77 g de Agua. Una muestra de 1,625 g que se pesó por separado contiene 0,216 g de Nitrógeno. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. C3H7O3N 8. El Manganeso forma óxidos no estequiométricos que tienen la fórmula general MnO x. Encuéntrese el valor de x para un compuesto que contiene 63,70% de Mn. Resp. 1,957 9. Al analizar un compuesto orgánico se encontraron los siguientes datos: 47,37% de Carbono y 10,59% de Hidrógeno, el resto es Oxígeno. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Resp. C3H8O2 10. Se ha quemado con un exceso de Oxígeno una muestra de 3,42 g de un compuesto que contiene C, H, N y O, obteniéndose como productos de la combustión 2,47 g de Anhídrido Carbónico y 1,51 g de Agua; otra muestra del mismo compuesto cuyo peso era de 5,26 g contenía 1,20 g de Nitrógeno. Calcular la fórmula empírica de dicho compuesto. Resp. CH3O2N 11. Se quemó con un exceso de Oxígeno una muestra de 2,52 g de un compuesto que contiene C, H, N, O y S. Producto de la combustión fueron 4,23 g de Anhídrido Carbónico y 1,01 g de Agua. Otra muestra del mismo compuesto, cuyo peso era de 4,14 g produjo 2,11 g de Anhídrido Sulfúrico. Y finalmente, otra muestra de 5,66 g del Ing. Luis Escobar C.

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compuesto genera 2,27 g de Acido Nítrico. Calcular la fórmula empírica de dicho compuesto. Resp. C6H7O2NS 12. Las especificaciones de un material para transistores requiere de un átomo de Boro por cada 1xl010 átomos de Silicio. Determinar el contenido de Boro por cada kilogramo de este material. Resp. 3,84x10–11 kg B 13. Calcular el porcentaje de Cobre en cada uno de los siguientes minerales: cuprita, Cu2O; pirita de cobre, CuFeS2; malaquita, CuCO3.Cu(OH)2. Cuántos kilogramos de cuprita darán 500 kg de cobre. Resp. 88,82%; 34,63%; 57,48%; 563 kg 14. Determinar la composición porcentual de a) Cromato de Plata, Ag2CrO4; b) Pirofosfato de Calcio, Ca2P2O7. Resp. a) 65,03% Ag; 15,67% Cr; 19,29% O; b) 31,54% Ca; 24,38% P; 44,08% O 15. Se combustionan 0,580 gramos de un compuesto que contiene C, H y O, obteniéndose 1,274 g de anhídrido carbónico y 0,696 g de agua. Al volatilizar 0,705 g del compuesto a 28°C y 767 mmHg se determina que ocupan 295 ml. Determinar la fórmula del compuesto. Resp. 16. Calcular la cantidad de Zinc en 1 ton de mineral que contiene 60,0% de Zinquita, ZnO. Resp. 964 lb Zn 17. Cuánto Fósforo está contenido en 5 g de compuesto CaCO3.3Ca3(PO4)2. Cuánto P2O5. Resp. 0,902 g P; 2,07 g P2O5 18. Una muestra de 10 g de un mineral crudo contiene 2,80 g de HgS. Determinar el porcentaje de Mercurio en el mineral. Resp. 24,1 % Hg 19. El contenido de Arsénico en un insecticida agrícola es de 28% de As2O5. Determinar el porcentaje de arsénico en el insecticida. Resp. 18,26 % As 20. Una muestra impura de Cu2O, contiene 66,6% de Cobre. Determinar el porcentaje de Cu2O puro en la muestra. Resp. 75 % Cu2O

ECUACIONES QUIMICAS: 1. Se prepara Cloro mediante la siguiente reacción: Permanganato de Potasio + Acido Clorhídrico  Cloro + Cloruro de Potasio + Cloruro Manganoso + Agua. Cuántos gramos de Permanganato se necesitan para preparar cloro necesario para llenar un cilindro de 1500 ml a 5 atmósferas y 20°C. Resp. 19,8 g 2. El Iodo puede prepararse mediante la reacción: Iodato de Sodio + Sulfito Acido de Sodio  Iodo + Sulfato Acido de Sodio + Sulfato de Sodio + Agua. Para producir un kg de Iodo, cuánto Iodato y Sulfito deben utilizarse. Resp. 1,56 kg NaIO3; 2,05 kg NaHSO3 Ing. Luis Escobar C.

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3. Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico pueden prepararse a partir de 1 kg de sulfuro cuproso, si cada átomo de azufre del sulfuro cuproso se convierte en 1 molécula de ácido sulfúrico. Resp. 0,616 kg 4. Se desean prepara 100 gramos de cloro mediante la siguiente reacción: Dióxido de Manganeso + Acido Clorhídrico → Cloro + Cloruro Manganoso + Agua. Determinar: a) el volumen de solución de ácido clorhídrico de densidad 1,18 g/ml y al 36% de concentración; y b) el peso de mineral de manganeso que contiene 75% de dióxido de manganeso, deben utilizarse en la preparación. Resp. a) 484 ml; b) 164 g 5. Qué cantidad de Cloruro de Amonio se requiere para preparar 125 ml de Nitrógeno recogidos sobre agua a 30°C y 850 mmHg, en la reacción: Cloruro de Amonio + Nitrito de Sodio → Cloruro de Sodio + Nitrógeno + Agua. La presión del vapor de agua a 30°C es 31,5 mmHg. Resp. 0,29 g NH4Cl 6. Una muestra de 50 g de Zinc reacciona exactamente con 129 cm3 de Acido Clorhídrico que tiene una densidad de 1,18 g/cm3 y contiene 35,0% en peso de ácido puro. Determinar el porcentaje de Zinc metálico en la muestra, suponer que la impureza es inerte frente al HCl. Resp. 96 % Zn 7. El Acido Clorhídrico comercial se prepara calentando Cloruro de Sodio con Acido Sulfúrico concentrado. Cuántos kilogramos de Acido Sulfúrico que contiene el 95% en peso de ácido puro, se necesitan para la producción de 3 kilogramos de Acido Clorhídrico concentrado que contenga el 50% de ácido puro. Resp. 2,12 kg 8. En la reacción: Cloruro de Sodio + Acido Sulfúrico  Sulfato de Sodio + Acido Clorhídrico. Determinar: a) el peso de Acido Clorhídrico formado por la acción del Acido Sulfúrico sobre 200 g de Cloruro de Sodio con 99,5% de pureza; b) El volumen de Acido Clorhídrico obtenido si su densidad es 1,2 g/ml y contiene 40% en peso de ácido puro; c) el peso de Sulfato de Sodio producido. Resp. a) 124,1 g HCl; b) 0,26 litros HCl; c) 241,6 g Na2SO4 9. Si 88,3 g de Cloruro de Amonio reaccionan con 92,6 g de Oxido de Calcio para producir Amoníaco. Cuál de las dos sustancias esta en exceso y en qué cantidad. Resp. 46,3 g CaO 10. El Nitrato de Sodio, reacciona con el Acido Sulfúrico para producir Acido Nítrico. Cuál es el peso de Nitrato que contiene el 89,5% en peso, necesario para producir 200 g de Acido Nítrico que contiene 65,3% en peso de ácido puro. Resp. 196,8 g NaNO3 11. Cuántos mililitros de solución de Nitrato de Plata, de densidad 1,14 g/ml y que contiene el 15% en peso; es necesario para reaccionar con 40 ml de una solución de Acido Clorhídrico, de densidad 1,14 g/ml y que contiene el 27,6% en peso de ácido puro. Resp. 343 ml

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12. Calcular el número de mililítros en condiciones normales de Sulfuro de Hidrógeno necesarios para precipitar todo el Cobre en forma de Sulfuro de Cobre, de 100 ml de una solución que contiene 0,75 g de CuCl2 por cada litro. Resp. 12,4 ml 13. Calcular en gramos y moles la cantidad de Hidróxido de Calcio requeridos para liberar el Amoníaco de 1 tonelada de Sulfato de Amonio. Cuántos cm3 en condiciones normales de Amoníaco se liberan en la reacción. 14. La siguiente reacción representa el método comercial de preparación del monóxido de nitrógeno: Amoníaco + Oxígeno  Monóxido de Nitrógeno + Agua. Cuántos litros de Amoníaco y de Oxígeno se necesitarán para producir 80 litros de monóxido en condiciones normales. Resp. 80 litros, 100 litros 15. A una solución de Acido Clorhídrico que contiene 20,01 g de ácido se agregan 20,01 g de Carbonato de Calcio. Determinar: a) qué sustancia está en exceso y en cuántas moles; b) cuántos gramos de Cloruro de Calcio se producen; c) cuántos litros de Anhídrido Carbónico en condiciones normales se liberan de la reacción. Resp. a) 0,345 moles HCl; b) 22,22 g; c) 4,48 litros 16. A una solución que contiene 30 g de Nitrato de Plata se agrega una solución que contiene 30 g de Cloruro de Sodio. Determinar: a) Qué sustancia está en exceso y en qué cantidad; b) qué peso de Cloruro de Plata se produce. Resp. a) NaCl, 19,7 g; b) 25,31 g AgCl 17. Determinar en condiciones normales el volumen de Cloro liberados por la acción de un exceso de Permanganato de Potasio con 100 ml de ácido clorhídrico cuya densidad es l,2 g/ml y que contiene 39,8% en peso de ácido puro. Resp. 9,17 litros 18. En la reacción: Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico → Cloruro Férrico + Cloruro de Potasio + Cloruro Crómico + Agua. Si reaccionan 250 ml de solución de Acido Clorhídrico de densidad 1,14 g/ml y al 32% de pureza, qué peso de Dicromato al 65% de concentración se necesita y qué peso de Cloruro Crómico al 85% de concentración se produce. 19. Se tratan 50 gramos de Aluminio con 10% de exceso de Acido Sulfúrico. Determinar: a) Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado, de densidad 1,80g/ml y que contiene 96,5% en peso de ácido puro, se debe utilizar y b) qué volumen de hidrógeno se recogerá sobre agua a 20C y 785 torr. La presión del vapor de agua a 20C es 17,5 torr. Resp. a) 173 cm3; b) 66,2 litros 20. Una muestra de 5,68 g de P4O10 puro se ha transformado completamente en H3PO4 disolviéndola en agua. Este H3PO4 ha sido después completamente transformado en Ag3PO4 tratándolo con un exceso de AgNO3. Posteriormente el Ag3PO4 fue también transformado completamente en AgCl haciéndolo reaccionar con un exceso de HCl. El AgCl pesó 34,44 g. Si los pesos atómicos de Cl, P y O son respectivamente 35,5; 31 y 16. Determinar el peso atómico de la plata. Resp. 108 Ing. Luis Escobar C.

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ESTEQUIOMETRIA REDOX: 1. Una solución que contiene 10 gramos de Sulfato Ferroso es tratada con suficiente cantidad de Permanganato de Potasio y Acido Sulfúrico para completar la reacción. Calcular el peso de Sulfato Férrico obtenido. 2. Una muestra de Plata que pesaba 10 gramos se disolvió en Acido Nítrico, cuya densidad es 1,2 g/ml y que contiene el 41,3% en peso de ácido puro. Calcular: a) El número de mililitros de Acido Nítrico necesario para disolver la Plata; y b) el número de mililítros de ácido necesarios para la oxidación. 3. A una muestra de Bronce (70% de Cu y 30 % de Zn) y que pesa 5 gramos se disolvió en Acido Nítrico, cuya densidad es 1,2 g/ml y que contiene el 33% en peso de ácido puro. Calcular el volumen de la solución de Acido Nítrico necesario para disolver el bronce. 4. Calcular: a) el peso de Dicromato de Potasio requerido para completar la reacción con 20 ml de Acido Iodhídrico de densidad 1,7 g/ml y que contiene el 57% en peso de ácido puro; y b) el peso de Iodo obtenido en esta reacción. 5. Calcular el peso de Plata metálica obtenida por la acción de 1,5 gramos de Sulfato Ferroso con Nitrato de Plata en solución. 6.

Calcular el volumen de Sulfuro de Hidrógeno a 25°C y 750 mmHg que serán requeridos para la reducción de 10 gramos de Permanganato de Potasio en solución, acidificada con Acido Sulfúrico.

7. Una mezcla de Cloruro de Potasio y Permanganato de Potasio es tratada con Acido Sulfúrico concentrado. Calcular: a) el peso de Permanganato de Potasio requerido para oxidar 10 gramos de Cloruro; y b) el volumen de Cloro producido en condiciones normales. 8. a) Determinar el volumen de una solución de Acido Nítrico de densidad 1,2 g/ml y que contiene en 32,3% de ácido puro, necesarios para reaccionar completamente con 100 gramos de Iodo; y b) El peso en gramos de Acido Iódico producidos en la reacción. 9. Calcular el volumen de Acido Sulfhídrico en condiciones normales, requerido para reducir 1,0 gramos de Dicromato de Potasio en presencia de Acido Clorhídrico. 10. Un método de laboratorio para obtener Bromo, consiste en tratar una mezcla de Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio con Acido Sulfúrico concentrado. Determinar los pesos de Bromuro de Sodio y Dicromato de Potasio necesarios para obtener 100 ml de Bromo, si la densidad del Bromo es 3,12 g/ml.

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CAPITULO 9

ESTADO LÍQUIDO 1. GENERALIDADES: El ESTADO LIQUIDO se caracteriza porque en él las fuerzas de Atracción Molecular son iguales a las fuerzas de Repulsión, cualidad que hace que los líquidos presenten las siguientes características: a) b) c) d) e)

Espacios intermoleculares equidimensionales con el tamaño de la molécula Las moléculas presentan movimientos pero más restringidos que en los gases Poseen volúmenes fijos Adquieren la forma del recipiente que les contiene Son considerados también fluidos

Además los líquidos presentan las siguientes propiedades que los caracterizan:     

Presión de Vapor Punto de ebullición Punto de congelación Tensión superficial Viscosidad

a) PRESION DE VAPOR: En los líquidos a medida que se incrementa la temperatura, se incrementa el escape de las moléculas de la superficie del líquido, estableciéndose un equilibrio entre el líquido y su vapor, debido a que el número de moléculas que se escapan es igual al de las moléculas que retornan. La presión ejercida por el vapor en equilibrio con el líquido a una determinada temperatura, se llama PRESIÓN DE VAPOR del líquido. La presión de vapor es un valor característico para cada líquido a una temperatura definida. Es una propiedad independiente de la cantidad del líquido y constituye una medida de la tendencia del líquido a evaporarse, los líquidos de mayor presión de vapor se evaporan con mayor facilidad. A continuación se muestran presiones de vapor en mmHg de varios líquidos a diferentes temperaturas: T(°C) 0 20 40 60 80 100

AGUA 4,6 17,4 54,9 148,9 354,9 760,0

ETANOL 12,7 44,5 133,7 350,2 812,9 1697,5

ETER 184,4 432,8 921,1 1725,0 3022,8 4953,3 Ing. Luis Escobar C.

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Como conclusión se puede establecer que: Presión de Vapor = f(Energía Cinética) Energía Cinética = f(Temperatura) Por lo tanto: Presión de Vapor = f(Temperatura)

b) PUNTO DE EBULLICION: La temperatura de ebullición de un líquido se relaciona con su presión de vapor. Cuando la presión de vapor interna de un líquido es igual a la presión externa, el líquido hierve. Por tanto, la temperatura a la cual la presión del vapor es igual a la presión externa (atmosférica), se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN DEL LÍQUIDO. Se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN NORMAL DE UN LÍQUIDO, la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a 1 atmósfera (760 torr). La temperatura de ebullición y la presión son directamente proporcionales. Por ejemplo en el agua se registran los siguientes datos: PRESION (Torr) 540 760

T(°C) 92 100

A continuación se muestran datos de temperatura de ebullición de algunas sustancias: SUSTANCIA Agua Alcohol Etílico Hierro Cobre Aluminio Plomo Mercurio

TEMP. DE EBULLICION (ºC) 100 78 2750 2600 2400 1750 357

c) TENSION SUPERFICIAL: Todo líquido opone resistencia a cualquier fuerza que tienda a expandir su superficie. Por esta razón un líquido tiende a adoptar la forma esférica, ya que una superficie esférica tiene en comparación con el volumen que encierra un área menor que cualquier otra forma geométrica. La TENSION SUPERFICIAL es la propiedad que tiende a halar las moléculas de la superficie de un líquido hacia el interior de éste, el resultado es la disminución de la superficie al mínimo. Este fenómeno es causado por el hecho que dentro del líquido cada molécula es atraída por el resto de las moléculas en todas las direcciones, pero las de la Ing. Luis Escobar C.

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165

superficie son atraídas únicamente hacia abajo o sea hacia el cuerpo del líquido, formando estas una especie de membrana superficial templada. Cuanto mayor sea la fuerza de atracción entre las moléculas, mayor es la tensión superficial. La Tensión Superficial, se define como la fuerza que actúa a lo largo de una distancia de 1 cm en el plano de superficie que se opone a la expansión, se expresa en Dinas/cm y se simboliza como . En la siguiente tabla se muestran datos de la tensión superficial de algunas sustancias: SUSTANCIA Aceite de Oliva Agua Acido Acético Acetona Benceno Glicerina Hexano Éter

(Dinas/cm) 32,00 72,75 27,26 3,70 28,85 63,40 18,40 17,00

En la siguiente tabla se muestran valores de tensión superficial para el Agua a diferentes temperaturas: T(ºC) 0 10 20 30 40 50

(Dinas/cm) 75,64 74,22 72,75 71,18 69,56 67,91

d) VISCOSIDAD: Las fuerzas de atracción que mantiene las moléculas a distancias ínfimas dando a los líquidos suficiente cohesión, determinan que estos al fluir sobre una superficie produzcan fricción. La resistencia que el 1íquido ofrece al flujo se denomina VISCOSIDAD. La Viscosidad depende de la Temperatura y de la Presión. Disminuye con el aumento de la temperatura y aumenta con la disminución de la presión. En el sistema internacional de unidades la unidad de la viscosidad es el Pascal∙Segundo que corresponde a N∙s/m² o kg/m·s. La unidad CGS para la viscosidad es el Poise (P) que es equivalente a g/cm∙s. Ing. Luis Escobar C.

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166

A continuación se muestran algunos datos de viscosidad: SUSTANCIA Agua Glicerina Benceno Aceite

VISCOSIDAD (kg/m.s) 0,00105 1,3923 0,000673 0,391

2. SOLUCIONES: Una SOLUCION es una mezcla homogénea de una sustancia disuelta llamada SOLUTO y de un medio que esta en mayor cantidad y se encuentra por lo general en el mismo estado de la solución resultante llamado SOLVENTE. En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de soluciones: SOLUTO Gas Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido

SOLVENTE Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido

SOLUCION Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido

EJEMPLO Aire Oxígeno en Agua Alcohol en Agua NaCl en Agua H2 en Paladio Mercurio en Plata Plata en Oro

a) CLASES DE SOLUCIONES: Las soluciones se clasifican considerando al: 

ESTADO FISICO: - Sólidas - Líquidas - Gaseosas



NUMERO DE COMPONENTES: - Binarias - Ternarias - Cuaternarias, etc.



SOLVENTE: - Soluciones - Disoluciones



SOLUTO: - Iónicas - Moleculares Ing. Luis Escobar C.

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

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SOLUTO Y SOLVENTE: - Empíricas: o Diluidas o Concentradas o Saturadas o Sobresaturadas - Valoradas: o Porcentuales o Normales o Molares o Molares o Formales

b) CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES: El término CONCENTRACIÓN se refiere a la cantidad (volumen o peso) de soluto contenido en una determinada cantidad (volumen o peso) de solvente o solución. La cantidad de soluto puede expresarse en: volumen, peso (masa), moles, equivalentesgramo; y la cantidad de solvente o solución en peso (masa) o volumen. En toda solución se debe tomar en cuenta que: Peso de Solución  Peso de Soluto  Peso de Solvente

Densidad de la Solución 

Peso(Masa ) de Solución Volumen de Solución

c) FORMAS PARA EXPRESAR LA CONCENTRACION: Las unidades para expresar la concentración son FISICAS y QUIMICAS:

1) UNIDADES FISICAS: Cuando se emplean unidades físicas, las concentraciones de las soluciones se suelen expresar de la siguiente forma:  PORCENTAJE EN PESO: Expresa la cantidad en peso (masa) de soluto en 100 gramos de solución: % en PESO 

Peso de Soluto  100 Peso de Solución

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Una solución al 15% en peso de NaCl, significa que en l00 gramos de solución existen 15 gramos de NaCl, esto es: 15 gramos de NaCl y 85 gramos de Solvente.  PORCENTAJE EN VOLUMEN: Expresa la cantidad de soluto expresada en volumen, contenidos en 100 volúmenes de solución: % en VOLUMEN 

Volumen de Soluto  100 Volumen de Solución

Por ejemplo, una solución al 10% en volumen de H2SO4, nos indica que en 100 volúmenes de solución hay l0 volúmenes de H2SO4, o sea 10 volúmenes de H2SO4 y 90 volúmenes de Solvente.  PORCENTAJE EN PESO/VOLUMEN: Se refiere a un Peso de Soluto disuelto en un volumen determinado de solución. Este volumen de referencia suele ser 1, l00, 1000 ml. % en

PESO Peso de Soluto   100 VOLUMEN Volumen de Solución

2) UNIDADES QUIMICAS: La concentración de las soluciones pueden expresarse de la siguiente manera: 

MOLARIDAD (M): M

Número de Moles de Soluto n  Volumen en litros de Solución V

En donde: n

Gramos de Soluto Peso Molecular del Soluto

Por ejemplo una solución 2M de Acido Sulfúrico, significa que en un litro de solución hay 2 moles de Acido Sulfúrico. Si en un mol de Acido Sulfúrico hay 98 gramos, en un litro de solución existirán: 2 x 98 = 196 gramos de ácido. 

MOLALIDAD (m): m

Número de moles de Soluto Peso del Solvente en Ki log ramos Ing. Luis Escobar C.

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Si tenemos una solución 2m de KCl, significa que en 1 kilogramo de Solvente (H2O, generalmente) existen 2 moles de KCl. 

NORMALIDAD (N): N

Número de equivalentes - gramo del Soluto Volumen en litros de solución

Número de eq - g del Soluto 

Peso(Masa ) de soluto eq - g de soluto

Por ejemplo, si tenemos una solución 2,5 N de HCl, se tienen 2,5 equivalentes-gramo de HCl por cada litro de solución.

El PESO EQUIVALENTE, se determina de la siguiente manera: a) eq - g ELEMENTO 

b) eq - g ACIDO 

Peso Molecular del Acido Número de Hidrógenos Sustituíbles o Sustituído s

c) eq - g HIDROXIDO 

d) eq - g SAL 

Peso Atómico Estado de Oxidación

Peso Molecular del Hidróxido Número de grupos OH

Peso Molecular de la sal C arg a total de uno de los iones

e) eq - g OXIDANTE O REDUCTOR 

Peso Molecular de la Sus tan cia Electrones Totales Ganados o Perdídos

En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a equivalente, con lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la igualación de las ecuaciones químicas, es decir si una sustancia A reacciona con otra B: NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B

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 FRACCION MOLAR (X): Es la razón entre el número de moles de un componente y el número total de moles de la solución: X soluto 

n (soluto) n (soluto)  n (solvente)

X solvente 

n (solvente) n (soluto)  n (solvente)

La suma de las fracciones molares del soluto y del solvente es siempre igual a 1:

X soluto  X solvente  1   X i  1

d) DILUCION DE SOLUCIONES: En Química es práctica muy común preparar soluciones concentradas y a partir de ellas obtener otras de menor concentración, con solo añadir la cantidad necesaria de solvente o disolvente. Al añadir el solvente a una determinada cantidad de solución, el volumen aumenta como es lógico, disminuye la concentración de la solución pero la cantidad de soluto permanece constante. La cantidad de soluto en un volumen dado de solución es igual al producto del volumen y la concentración: Cantidad de Soluto  (Concentración de la Solución )(Volumen de la Solución )

Para una condición inicial:

Cantidad de Soluto  C1  V1

Para una condición final:

Cantidad de Soluto  C 2  V2

Por lo tanto, dos soluciones con concentraciones diferentes pero que contienen las mismas cantidades de soluto, están relacionadas entre sí de la siguiente manera:

C1  V1  C 2  V2 Donde: C = Concentración V = Volumen

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171

e) PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES: Se denominan PROPIEDADES COLIGATIVAS son aquellas que dependen únicamente del Número de Moléculas de Soluto disueltas y no de la naturaleza del soluto y del solvente. Son cuatro las propiedades coligativas de las soluciones: -

Descenso de la Presión de Vapor Descenso en el Punto de Congelación Aumento en el Punto de Ebullición Presión Osmótica

1) DESCENSO EN LA PRESION DE VAPOR, Pv: Cuando se adiciona un soluto no volátil y no electrolito a un solvente puro, se observa que la presión de vapor del solvente puro disminuye. Pv  Pv solvente puro  Pv solución

LEY DE RAOULT: Para soluciones diluidas y a temperatura constante, la disminución de la presión de vapor de la solución es proporcional a la fracción molar del solvente y es igual al producto de la presión de vapor del solvente puro por la fracción molar del solvente. Tomando en cuenta la solución: Pv solución  Pv solvente puro  Xsolvente Pv solución  (Pv solvente puro) (1  Xsoluto) Pv solución  Pv solvente puro  Pv solvente puro  Xsoluto Pv solvente puro  Pv solución  Pv solvente puro  Xsoluto Pv  Xsoluto  Pvsolvente puro

De la ecuación anterior podemos calcular la fracción molar del soluto:

X soluto 

Pv solvente puro  Pv solución Pv  Pv solvente puro Pv solvente puro

Cuando en la solución, el soluto y el solvente se encuentran es estado líquido, la presión de vapor de la solución se determina mediante la siguiente ecuación: Pv solución  Xsoluto  Pvsoluto  Xsolvente  Pvsolvente Ing. Luis Escobar C.

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172

2) DESCENSO EN LA TEMPERATURA DE CONGELACION (CRIOSCOPIA), c: De conformidad con la LEY DE RAOULT, cuando adicionamos un soluto no volátil y no electrolito a un solvente, se observa que la presión de vapor del solvente puro disminuye, lo que origina una DISMINUCIÓN en la TEMPERATURA DE CONGELACION de la solución en una cantidad que depende del Número de Moles del Soluto presente en la solución. En soluciones diluidas el descenso del punto de congelación (c) es directamente proporcional a la concentración molal de la solución. Así: c  m c  Kc  m

En donde: c = Tc Solvente Puro – Tc Solución Kc = Constante Crioscópica (Solvente) El descenso en la Temperatura de Congelación, nos permite determinar el Peso Molecular del Soluto. Si: c  Kc  m

Y si la Molalidad, m, es igual a: m

moles de soluto kg de solvente

m

1000  g1 PM1  g 2

Entonces: c  Kc 

1000  g1 PM  g 2

De donde: PM 

1000  Kc  g1 c  g 2

Donde: g1: Peso en gramos de Soluto g2: Peso en gramos de Solvente PM: Peso Molecular del Soluto

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173

En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes crioscópicas:

SOLVENTE Agua Benceno Nitrobenceno Acido Acético Alcanfor

Tc(°C) 0,00 5,42 5,70 16,58 178,40

Kc(°C/m) 1,86 5,12 8,10 3,90 37,70

3) AUMENTO EN LA TEMPERATURA DE EBULLICION (EBULLOSCOPIA), b: Según la Ley de Raoult la disminución en la presión de vapor del solvente puro origina una elevación en la temperatura de ebullición de la solución en una cantidad que depende del número de moles del soluto presentes. Así: b  m b  Kb  m

En donde: b = Tb Solución – Tb Solvente Puro Kb = Constante Ebulloscópica (Solvente) El aumento en la Temperatura de Ebullición, nos permite determinar el Peso Molecular del soluto: b  Kb  m

Si la Molalidad, m, es igual a: m

moles de soluto kg de solvente

m

1000  g1 PM  g 2

Entonces: b  Kb 

1000  g1 PM  g 2

De donde:

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PM 

174

1000  Kb  g1 b  g 2

Donde: g1: Peso en gramos de Soluto g2: Peso en gramos de Solvente PM: Peso Molecular del Soluto En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes ebulloscópicas:

SOLVENTE Agua Benceno Nitrobenceno Acido Acético Alcanfor

Tb(°C) 100,00 80,15 210,85 118,10 208,20

Kb(°C/m) 0,514 2,630 5,240 3,070 5,950

La constante ebulloscópica Kb, está relacionada con la temperatura de ebullición y el calor latente de vaporización del solvente, mediante la siguiente ecuación:

Kb 

R  Tb 2 1000 Lv

Donde: R: Constante universal de los gases, 2 cal/°K mol. Tb: Temperatura de ebullición, °K Lv: Calor latente de vaporización 4) PRESION OSMOTICA, : OSMOSIS, es el fenómeno por el cual de dos soluciones de diferente concentración que se encuentran separadas por una membrana semipermeable, atraviesa el solvente y no el soluto de la solución más diluida a la solución más concentrada. Se llama MEMBRANA SEMIPERMEABLE, a toda membrana de origen animal, vegetal o artificial que deja atravesar selectivamente el solvente y no el soluto de una Solución. La PRESION OSMOTICA, es la presión que se debe ejercer sobre la solución, para impedir la ósmosis. En soluciones diluidas se puede establecer que: PV  n R T Ing. Luis Escobar C.

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175

V  n R T



n R T V

Donde: n moles de soluto   Molaridad (M ) V litros de solución

Por lo tanto: En donde: : M: R: T:

  MR T

Presión Osmótica, atmósferas Molaridad, moles/litro Constante universal de los gases: 0,08205 atm Litros/°K mol Temperatura, °K

La Presión Osmótica se utiliza para determinar el Peso Molecular del Soluto: Sea:

g n g M   PM  V V PM  V Como:

  MR T

Entonces: 

gR T PM  V

PM 

gR T V

Donde: PM: Peso Molecu1ar del Soluto, g/mol g: Peso de soluto, gramos R: Constante Universal de los Gases T: Temperatura, °K V: Volumen de Solución, litros : Presión Osmótica, atmósferas Esta ecuación nos permite determinar el Peso Molecular del Soluto en base a datos de la Presión Osmótica. Ing. Luis Escobar C.

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176

PROBLEMAS RESUELTOS: 1) Se desean preparar 250 gramos de una solución de NaOH al 15% en peso de concentración, qué cantidad de soluto y solvente se deben utilizar. En toda solución se establece que: Soluto + Solvente = Solución A través del porcentaje en peso se establece que de 100 g de solución, 15 g son de soluto (NaOH) y 85 g de solvente (H2O): Soluto + Solvente = Solución 15 g 85 g 100 g Lo que nos permite determinar la cantidad de soluto y solvente en los 250 g de solución, mediante la siguiente operación: 250 g Solución 

15 g Soluto  37,5 g soluto ( NaOH) 100 g Solución

Por diferencia determinamos la cantidad de solvente (H2O):

g Solvente (H 2O)  250  37,5  212,5 g

2)

Cuántos gramos de H2O se deberán utilizar para disolver 150 gramos de NaCl, para producir una solución al 20% en peso. Establecemos la siguiente expresión utilizando el porcentaje en peso: Soluto + Solvente = Solución 20 g 80 g 100 g Lo que nos permite determinar la cantidad de solvente (H2O): 150 g Soluto 

3)

80 g Solvente  600 g Solvente (H 2O) 20 g Soluto

Una solución al 25% en peso de ácido clorhídrico (HCl), tiene una densidad de 0,950 g/ml. Determinar la concentración Normal, Molar, Molal y la Fracción Molar de la solución. Al 25% en peso significa que existen 25 g de HCl y 75 g de H2O por cada 100 g de solución, entonces podemos determinar el volumen de la solución:

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d

m V

 V

m d

 V

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177

100 g  105,26 ml 0,950 g / ml

Calculamos las diferentes concentraciones: 25 g # eq - g Soluto 36,5  1 N   6,51 normal V (L) solución 0,10526 L

25 g # moles Soluto 36,5 g / mol M   6,51 molar V (L) solución 0,10526 L 25 g # moles Soluto 36,5 g / mol m   9,13 molal kg de solvente 0,075 kg H 2O 25 # moles soluto 36,5 Xsoluto    0,1412 25 75 # moles soluto  # moles solvente  36,5 18 Xsolvente  1  0,1412  0,8588

4)

Cuántos mililitros de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, de densidad 1,80 g/ml y que contiene el 95% en peso de ácido puro, se necesitan para preparar 2 litros de una solución 5 N. Calculamos el peso de ácido en los 2 litros de solución:

g soluto eq - g soluto N V (L) solución

g soluto  5 N  98  2 2L

 g Soluto  490 g

Esta masa de soluto puro le cambiamos al 95%: 490 g H 2SO 4 puros 

100 g H 2SO 4 concentrado  515,19 g H 2SO 4 concentrado 95 g H 2SO 4 puros

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178

Calculamos el volumen de ácido concentrado: d

5)

m V

 V

m d

 V

515,9 g  286,55 ml 1,80 g / ml

Calcular la normalidad y la molaridad de una solución al 40% de ácido fosfórico (H3PO4) si la densidad es 1,19 g/ml. Primero determinamos el volumen de la solución, asumiendo que por cada 100 g de solución existen 40 gramos de soluto y 60 gramos de solvente: d

m V

 V

m d

 V

100 g  84,03 ml 1,19 g / ml

Determinamos las concentraciones de la solución: 40 g # eq - g Soluto N  98  3  14,57 normal V (L) solución 0,08403 L

40 g # moles Soluto 98 g / mol M   4,85 molar V (L) solución 0,08403 L

6)

Qué volumen de solución 10 M de NaOH, se necesita para preparar 150 ml de solución de NaOH 2 M. Aplicamos la ecuación de la dilución: C1  V1  C 2  V2 Despejamos el V1: V1 

7)

C 2  V2 (2 M )(150 ml)   30 ml NaOH C1 10 M

Qué volumen de solución de NaOH 4 N se necesita para reaccionar por neutralización con 25 ml de solución de HCl 3 N. En toda reacción química las sustancias reacción equivalente a equivalente, por lo tanto podemos escribir:

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179

# eq - g Acido  # eq - g Base

N A  VA  N B  VB (3 N)(25 ml)  (4 N)(VB )  VB  18,73 ml NaOH

Por lo tanto:

8)

Calcular la normalidad de una solución de HCl, si 72,6 ml de dicha solución se necesitan para reaccionar completamente con 1,86 gramos de carbonato de calcio (CaCO3). Igualando equivalentes podemos tener:

# eq - g HCl  # eq - g CaCO 3 N HCl  VHCl 

9)

1,86 g 100  2

 N HCl 

0,0372 eq - g  0,5124 normal 0,0726 L

Qué volumen de hidrógeno (H2) se desprenden a 740 mmHg y 27C, a partir de 50 ml de una solución de HCl 0,2 M, usando un exceso de Magnesio. Igualando equivalentes: # eq - g H 2  # eq - g HCl De donde podemos escribir: # eq - g H 2  N HCl  VHCl

# eq - g H 2  (0,2 N)(0,050 L) # eq - g H 2  0,01 Del número de equivalentes-gramo determinamos la masa de H2 desprendidos: # eq - g H 2 

g H2 eq - g H 2

 g H 2  (0,01)(1,008)  0,01008 g

Aplicando la ecuación general de los gases, calculamos el volumen de H2: PV  n R T

V

n R T P

V

m  R  T (0,01008 g )(0,08205 atm litros K mol)(300 K )   0,1274 litros H 2 PM  P (2 g / mol)(740 760 atm) Ing. Luis Escobar C.

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180

10) Un mol de azúcar (C6H12O6) se añade a 29 moles de agua a 25C. Si la presión de vapor del agua pura a 25C es 23,8 mmHg, cuál es la presión de vapor de la solución. Determinamos la fracción molar del solvente: Xsolvente 

# moles solvente 29   0,9667 # moles soluto  # moles solvente 1  29

Calculamos la presión de vapor de la solución: Pv solución  Pv solvente puro  Xsolvente  (23,8 mmHg)(0,9667)  23,01 mmHg

11) A 25C la presión de vapor del agua es 23,8 mmHg. Disolviendo 10 g de un soluto no volátil en 180 g de agua se obtiene una solución con una presión de vapor de 23,5 mmHg. Determinar el peso molecular del soluto. Determinamos la fracción molar del solvente: Pv solución  Pv solvente puro  Xsolvente

Xsolvente 

Pv solución 23,5 mmHg   0,9874 Pv solvente puro 23,8 mmHg

Aplicando la ecuación de la fracción molar del solvente, determinamos el peso molecular del soluto: Xsolvente 

# moles solvente # moles soluto  # moles solvente

180 18 0,9874  10 180  PM 18

 PM  78,37

12) Calcular el punto de ebullición y de congelación de una solución que contienen 20 g de glucosa (C6H12O6) y 500 g de agua. Determinamos la molalidad de la solución:

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181

20 g # moles Soluto 180 g / mol m   0,2222 molal kg de solvente 0,5 kg H 2O Calculamos el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en la temperatura de congelación: b  Kb  m  (0,514 c  Kc  m  (1,86

C )(0,2222 m)  0,1142 C m

C )(0,2222 m)  0,4133 C m

Determinamos la temperatura de ebullición y la de congelación: Tb  100  0,1142  100,1142 C Tc  0  0,4133   0,4133 C

13) Determinar la temperatura de ebullición y de congelación de una solución acuosa de alcohol metílico al 5% en peso. En 100 g de una solución al 5% de CH3OH hay 5 g de CH3OH y 95 g de H2O, por lo tanto determinamos la molalidad de la solución:

5 g CH 3OH # moles CH 3OH 32 g / mol m   1,6447 molal kg H 2O 0,095 kg H 2O Determinamos luego el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en el punto de congelación: b  Kb  m  (0,514 c  Kc  m  (1,86

C )(1,6447 m)  0,85 C m

C )(1,6447 m)  3,06 C m

Luego determinamos las temperaturas respectivas: Tb  100  0,85  100,85 C Tc  0  3,06   3,06 C

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182

14) Calcular la presión osmótica a 25C de una solución de 52,5 g de azúcar, (C12H22O11), y 500 g de agua, si la densidad de la solución es 1,42 g/ml. Determinamos el volumen de la solución, para lo cual calculamos la masa de la solución: g Solución  52,5  500  552,5 g

Luego calculamos el volumen: d

m V

 V

m d

 V

552,5 g  389,09 ml 1,42 g / ml

Calculamos la molaridad de la solución:

52,5 g # moles Soluto 98342 g / mol M   0,3945 molar V (L) solución 0,38909 L Finalmente, determinamos la presión osmótica de la solución:   M  R  T  (0,3945

moles atm litro )(0,08205 )(298 K )  9,65 atm litro K mol

15) Una solución preparada al disolver 35 g de un soluto no volátil en 300 g de agua, tiene una densidad de 1,23 g/ml; si la presión osmótica de la solución a 18C es 12,5 atm. Determinar el peso molecular de dicho soluto. Determinamos la masa de la solución: g Solución  g Soluto  g Solvente g Solución  35  300  335 g

Se calcula luego el volumen de la solución: d

m V

 V

m d

 V

335 g  272,36 ml 1,23 g / ml

Utilizando la ecuación de la presión osmótica, determinamos el peso molecular:   M R T

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PM 

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183

g  R  T (25 g )(0,08205 atm litros / K mol)(291K )   175,33 g / mol V (12,5 atm)(0,27236 litros)

PROBLEMAS PROPUESTOS: CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES: a) UNIDADES FÍSICAS: 1. Cuántos gramos de CrCl3.6H2O se necesitan para preparar 1 litro de solución que contenga 20 mg de Cr+3 por cm3 de solución. Resp. 102 g 2. Qué volumen de ácido nítrico diluido, de densidad 1,11 g/cm 3 y al 19% en peso, contiene 10 g de ácido nítrico. Resp. 47 cm3 3. Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro de solución se necesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp. 16,8 cm3 4. Se pasa amoniaco gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 0,93 g/cm 3 y que contiene 18,6% en peso de amoníaco puro. Cuál es la masa de amoníaco por cm3 de solución. Resp. 173 mg 5. Si se tienen 100 cm3 de agua pura a 4C, qué volumen de una solución de ácido clorhídrico, de densidad 1,175 g/cm3 y que contenga 34,4% en peso de ácido clorhídrico puro, se puede preparar. Resp. 130 cm3 6. Se satura un volumen de 105 cm3 de agua pura a 4C con amoníaco gaseoso, obteniéndose una solución de densidad 0,90 g/ml y que contiene 30% en peso de amoníaco. Encuentre el volumen resultante de la solución de amoniaco y el volumen de amoniaco gaseoso a 5C y 775 torr que se utilizó para saturar el agua. Resp. 167 cm3, 59 litros 7. Cuánto cloruro de bario se necesitará para preparar 250 ml de una solución que tenga la misma concentración de Cloro que una que contiene 3,78 g de cloruro de sodio en 100 ml. Resp. 16,8 g BaCl2 8. Un litro de leche pesa 1032 g. La grasa que contiene es un 4% en volumen y posee una densidad de 0,865 g/ml. Cuál es la densidad de la leche descremada. Resp. 1,039 g/ml 9. Cuánto CaCl2.6H2O y cuánta agua se deben pesar para preparar 100 g de una solución al 5% de CaCl2. Resp. 9,9 g; 90,1 g 10. En una solución de hidróxido de potasio de densidad 1,415 g/ml y que contiene 41,71% de hidróxido; qué volumen de la solución contiene 10 moles de hidróxido. Resp. 950,8 cm3

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184

b) UNIDADES QUÍMICAS: 1. Calcular el volumen de ácido sulfúrico de densidad 1,827 g/cm 3 y 92,77% en peso que se necesita para preparar 10 litros de ácido sulfúrico 3 normal. Resp. 868,2 cm3 2. Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de solución 1 M de CaCl2.6H2O. Resp. 219,1 g 3. Cuál es la fracción molar del soluto en una solución acuosa 1 molal. Resp. 0,0177 4. Qué volumen de una solución 0,2 M de Ni(NO3)2.6H2O contiene 500 mg de Ni+2. Resp. 42,6 cm3 5. Calcule la masa de permanganato de potasio que se necesita para preparar 80 cm3 de permanganato N/8, cuando este último actúa como agente oxidante en solución ácida. Resp. 0,316 g 6. Una solución acuosa etiquetada como al 35% de ácido perclórico tiene una densidad de 1,251 g/ml. Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución. Resp. 4,36 M; 5,358 m 7. Se mezcla 1 litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/ml y 62,70% con 1 litro de ácido nítrico de densidad 1,130 g/ml y 22,38%. Hallar: a) la concentración del ácido resultante en tanto por ciento; b) el volumen de ácido que se forma, y c) su molaridad. La densidad del ácido formado es igual a 1,276 g/cm 3. Resp. a) 44,53%; b) 1,967 litros; c) 9,02 M 8. Dada la reacción: Cr2O7–2 + Fe+2 + H+  Cr+3 + Fe+3 + H2O. Determinar: a) la normalidad de una solución de dicromato de potasio, en la cual 35 ml contienen 3,87 g de dicromato; b) la normalidad de una solución de sulfato ferroso, en la cual 750 cm3 contienen 96, 3 g de sulfato. Resp. a) 2,25 N; b) 0,845 N 9. Determinar la densidad de una solución de sulfato de magnesio 3,56 N y del 18% en peso de concentración. Resp. 1,19 g/cm3 10. Calcular la cantidad de hidróxido de sodio y de agua que se necesitan para preparar 5 litros de una solución al 20%, cuya densidad es 1,219 g/cm 3. Cuál es la normalidad de esta solución. Resp. 1219 g NaOH y 4876 g H2O; 6,095 N

DILUCIÓN: 1. Una solución contiene 75 mg de cloruro de sodio por cm3. A qué grado se debe diluir para obtener una solución de concentración 15 mg de cloruro de sodio por cm3. 2. Qué cantidad de agua hay que evaporar de una tonelada de ácido sulfúrico de densidad 1,260 g/ml y 35,03% para obtener un ácido de densidad 1,490 g/cm 3 y 59,24%. Resp. 408,6 kg Ing. Luis Escobar C.

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185

3. Cuántos cm3 de una solución de concentración 100 mg de Co+2 por ml se necesitan para preparar 1,5 litros de solución con una concentración de 20 mg de Co +3 por cm3. Resp. 300 cm3 4. Calcule el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 ml de una solución 1,25 N para hacerla 0,5 N (despreciando los cambios de volumen). Resp. 375 cm3 5. Determine el volumen de ácido nítrico diluido (densidad 1,11 g/ml; 19% en peso de ácido) que puede prepararse diluyendo con agua 50 cm3 del ácido concentrado (densidad 1,42 g/ml; 69,8% en peso de ácido). Calcule las concentraciones molares y molales de los ácidos concentrado y diluido. Resp. 235 ml; 15,7 M y 3,35 M; 36,7 m y 3,72 m 6. Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0,809 g/ml) se debe utilizar para preparar 150 cm3 de alcohol al 30% en peso (densidad 0,957 g/cm3). Resp. 56 cm3 7. Qué volúmenes de soluciones de ácido clorhídrico 12 N y 3 N se deben mezclar para preparar 1 litro de solución de ácido 6 N. Resp. 1/3 litros 12 N; 2/3 litros 3 N

ESTEQUIOMETRIA CON SOLUCIONES: 1. Una muestra de 50 cm3 de solución de sulfato de sodio se trata con un exceso de cloruro de bario, si el sulfato de bario formado pesa 1,756 g. Cuál es la concentración molar de la solución de sulfato de sodio. Resp. 0,1505 M 2. Una muestra de 50 cm3 de solución de hidróxido de sodio necesita 27,8 ml de ácido 0,1 normal durante la titulación. Cuál es su normalidad. Cuántos mg de hidróxido de sodio hay en cada cm3. Resp. 0,0556 N; 2,22 mg/cm3 3. Se necesitaron exactamente 21 cm3 de ácido 0,80 N para neutralizar por completo 1,12 g de una muestra impura de óxido de calcio. Cuál es la pureza del óxido. Resp. 42% 4. Cuál es la pureza de una solución de ácido sulfúrico concentrado (densidad 1,8 g/ml) si 5 cm3 se neutralizan con 84,6 cm3 de hidróxido de sodio 2 N. Resp. 92,2% 5. Exactamente 400 ml de una solución ácida, al actuar sobre un exceso de zinc, desprendieron 2,430 litros de hidrógeno gaseoso medido sobre agua a 21C y 747,5 torr. Cuál es la normalidad del ácido, si la presión de vapor del agua a 21C es 18,6 torr. Resp. 0,483 N 6. Cuántos gramos de cobre serán desplazados de una solución de sulfato cúprico mediante 2,7 g de aluminio. Resp. 9,5 g 7. Qué volumen de solución de ácido sulfúrico 1,5 M se necesitan para liberar 185 litros de hidrógeno gaseoso en condiciones normales, cuando se trata con un exceso de zinc. Resp. 5,51 litros Ing. Luis Escobar C.

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186

8. Cuántos gramos de cloruro ferroso se oxidarán con 28 ml de una solución 0,25 N de dicromato de potasio en presencia ácido clorhídrico. Resp. 0,89 g 9. Un ácido acético diluido, cuya densidad es 1 g/ml, se valora con sosa cáustica 0,2 normal de factor 1,028. En la valoración, 20 cm3 del ácido consumen 16,20 cm3 del álcali. Hallar la concentración del ácido acético. Resp. 1% HC2H3O2 10. Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitarán para oxidar 2,40 g de sulfato ferroso en presencia de ácido sulfúrico. Cuál es el peso equivalente del permanganato en esta reacción. Resp. 0,50 g; 31,62 g 11. a) Qué volumen de dicromato de potasio 0,40 N se necesita para liberar el cloro de 1,20 g cloruro de sodio en presencia de ácido sulfúrico; b) cuántos gramos de dicromato se necesitan, y c) cuántos gramos de cloro se liberan. Resp. 51 ml; 1,01 g; 0,73 g 12. Calcular el volumen de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,180 g/ml y 36,23% de ácido puro, que ha de reaccionar sobre un exceso de dióxido de manganeso para producir el cloro necesario que al actuar sobre una solución de hidróxido de sodio origine 5 litros de solución normal de hipoclorito de sodio. Resp. 427 cm3 13. Cuántos mililitros de iodato de potasio 0,0257 N se necesitarán para alcanzar el punto final en la oxidación de 34,2 ml hidracina 0,0416 N en presencia de ácido clorhídrico. Resp. 55,4 ml 14. Cuántos gramos de permanganato de potasio deberán tomarse para preparar 250 ml de una solución tal que un mililitro sea equivalente a 5 mg de hierro en forma de sulfato ferroso. Resp. 0,707 g 15. Cuál es el peso equivalente de un ácido si 1,243 g del mismo requieren 31,72 cm 3 de una base valorada 0,1923 N para ser neutralizados. Resp. 203,8 16. Cuántos litros de hidrógeno en condiciones normales serán desplazados de 500 cm 3 de ácido clorhídrico 3,78 N mediante 125 g de zinc. Resp. 21,2 litros 17. Qué masa de dióxido de manganeso se reduce mediante 35 cm 3 de una solución 0,16 N de ácido oxálico, H2C2O4, en presencia de ácido sulfúrico. La reacción del proceso es la siguiente: MnO2 + H+ + H2C2O4  CO2 + H2O + Mn+2. Resp. 0,2436 g 18. Una muestra de 48,4 cm3 de solución de ácido clorhídrico necesitan 1,240 g de carbonato de calcio puro para la neutralización completa. Calcular la normalidad del ácido. Resp. 0,512 N 19. Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de cloruro de calcio por litro se necesitan para la reacción con 0,642 g de carbonato de sodio puro. Resp. 16,8 cm3

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20. Una muestra de 50 cm3 de solución de sulfato de sodio se trata con un exceso de cloruro de bario. Si el sulfato de bario precipitado es 1,756 g. Cuál es la concentración molar de la solución de sulfato de sodio. Resp. 0,1505 M

PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES (PROPIEDADES COLIGATIVAS): 1. La presión de vapor del agua pura a 26C es 25,21 mmHg. Cuál es la presión de vapor de una solución que contiene 20 g de glucosa (C6H12O6), en 70 g de agua. Resp. 24,51 mmHg 2. La presión de vapor del agua pura a 25C es 23,76 mmHg. La presión de vapor de una solución que contiene 5,40 g de una sustancia no volátil en 90 g de agua es 23,32 mmHg. Calcular el peso molecular del soluto. Resp. 57 3. A 85C la presión de vapor del dibromuro de propileno, C3H6Br2, es de 128 mmHg, y la del dibromuro de etileno, C2H4Br2, es de 172,6 mmHg. Calcular la presión de vapor de una mezcla líquida supuesta ideal de estas dos sustancias formadas por 2 moles de C3H6Br2 y 3 moles de C2H4Br2. Resp. 154,8 mmHg 4. A 110C las presiones de vapor del clorobenceno, C6H5Cl, y del bromobenceno, C6H5Br, son, respectivamente, de 400 y 200 mmHg. Calcular la presión de vapor a esta temperatura de una mezcla líquida supuesta ideal formada por un 30% en peso de C6H5Cl y un 70% en peso de C6H5Br. Resp. 274,8 mmHg 5. Las presiones de vapor del alcohol metílico, CH3OH, y del alcohol etílico, C2H5OH, a 40C son, respectivamente, 260,5 y 135,3 mmHg. Calcular la composición de una mezcla líquida supuesta ideal de estos dos alcoholes en equilibrio, a 40C, con una mezcla gaseosa equimolecular de estos dos compuestos. Resp. 34,18% fracción molar CH3OH y 65,82% fracción molar C2H5OH; 26,54% peso CH3OH y 74,46% peso C2H5OH 6. Calcular la composición de una mezcla supuesta ideal de acetona, C 3H6O, y de tolueno, C7H8, que hierve a 80C, si a esta temperatura las presiones de estas dos sustancias, son respectivamente 1610 mmHg y 290 mmHg. Resp. 35,61% fracción molar C3H6O y 64,39% fracción molar C7H8; 25,85% peso C3H6O y 74,15% peso C7H8 7. Si se hierve la mezcla líquida de acetona y tolueno del problema anterior, calcular: a) la composición del vapor que se forma al inicial la ebullición; b) si esta mezcla gaseosa inicial se condensa, la presión de vapor del líquido a 80C. Resp. a) 75,42% fracción molar C3H6O y 24,57% fracción molar C7H8; 65,93% peso C3H6O y 34,07% peso C7H8; b) 1285,3 mmHg 8. Una solución de peróxido de hidrógeno en agua cuya concentración es del 2,86%, se congela a –1,61C. Hallar el peso molecular del peróxido de hidrógeno. Resp. 34

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9. Una solución que contiene 3,24 g de un soluto no volátil no electrólito y 200 g de agua hierve a 100,13C a una atmósfera. Cuál es el peso molecular del soluto. Resp. 64 10. Cuál es el punto de solidificación de una solución acuosa al 10% en peso de CH 3OH. Resp. – 6,5C 11. Calcular el punto de congelación de un fenol (C6H5OH) impurificado con un 1% de agua. El fenol puro solidifica a 40,8C y su Kc es 7,3 C/m. Resp. 36,7C 12. Calcular la presión osmótica a 20C de una solución de ácido fórmico, HCOOH, que contiene 1 g de sustancia por litro. Resp. 397 mmHg 13. La presión osmótica de una solución de lactosa, C12H22O11, a 18C es de 3,54 atm. La densidad de la solución es 1,015 g/ml. Calcular la molaridad, la molalidad y el punto de congelación de la solución. Resp. 0,1483 M; 0,1539 m; – 0,286C 14. Se disuelven 3,96 g de ácido benzóico, C6H5COOH, en 80,6 g de benceno, C6H6 y la solución se congela a 4,47C. El benceno puro congela a 5,5C. Hallar el peso molecular y la fórmula de ácido benzóico disuelto en el benceno. Kc de benceno es 5,12 C/m. Resp. 244,3; (C6H5COOH)2 15. Cuántos gramos de alcohol etílico, C2H5OH, deben agregarse a un litro de agua para que la solución no se congele a –20C. Resp. 495 g 16. Una solución que contiene 2,70 g de una proteína disueltos en 100 g de agua tiene una presión osmótica de 9,12 mmHg a 33˚C. Calcular el peso molecular de la proteína. Resp. 55000 17. Si el radiador de un automóvil contiene 12 litros de agua, cuánto descenderá el punto de congelación mediante la adición de 5 kg de prestol [glicol, C 2H4(OH)2]. Resp. 12C 18. Una solución de un pigmento proteínico que se extrae de los cangrejos, se preparó disolviendo 0,750 g de la proteína en 125 cm3 de agua. A 4C, se observó un aumento en la presión osmótica de 2,6 mm. La solución tiene una densidad de 1 g/ml. Calcular el peso molecular de la proteína. Resp. 5,4x105 19. La presión osmótica de la sangre es 7,65 atmósferas a 37C. Qué cantidad de glucosa, C6H12O6, se debe utilizar por litro para una inyección intravenosa para que tenga la misma presión osmótica de la sangre. Resp. 54,3 g 20. A 40C la presión de vapor, en torr, de las soluciones de alcohol metílico y alcohol etílico está representada por la siguiente ecuación:

Pv  119  X(CH 3OH)  135 Cuáles son las presiones de vapor de los componentes puros a esta temperatura. Resp. 254 torr; 135 torr Ing. Luis Escobar C.

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CAPITULO 10

ACIDOS, BASES Y SALES 1. GENERALIDADES: En la antigüedad el vinagre se obtenía de la sidra de la manzana y del vino. Vinagre, significa acetum, relacionada muy de cerca con la palabra latina acidus (agrio, de donde proviene la palabra ácido). Todos los líquidos de sabor agrio contienen ácidos. Las sustancias químicas que tienen sabor amargo se dice que son básicas o alcalinas. Las sustancias utilizadas en la limpieza contienen con frecuencia ácidos y bases, nuestro organismo también los produce. Se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa presentaban las siguientes propiedades: a) Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderse probar. b) Hacen que el papel indicador cambie de color, de azul a rojo. c) Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso. d) Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, formando anhídrido carbónico. e) Reaccionan con las bases formando sales y agua. f) Conducen la corriente eléctrica, es decir son electrolitos.

En cambio las bases, se reconocían porque en solución acuosa: a) Tienen sabor amargo. b) Son untuosas (resbalosas o jabonosas) al tacto. c) Hacen que el papel indicador cambie de color rojo a azul. d) Reaccionan con los ácidos formando sales y agua. e) Conducen la corriente eléctrica (son electrolitos).

A continuación se muestran algunas sustancias comunes y su ingrediente: Ing. Luis Escobar C.

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SUSTANCIA

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COMPONENTE

ACIDOS: Acido de batería Agua carbonatada Solución para el lavado de ojos Conservador de alimentos Limón, lima, tomate Removedor de óxido Leche agria Jugo gástrico Vinagre Vitamina C BASES: Limpiador para el drenaje Leche de magnesia Mortero y yeso Limpiador de ventanas

Acido Sulfúrico Acido Carbónico Acido Bórico Acido Benzóico Acido Cítrico Acido Fosfórico Acido Láctico Acido Clorhídrico Acido Acético Acido Ascórbico Hidróxido de Sodio Hidróxido de Magnesio Hidróxido de Calcio Solución de Amoníaco

2. DEFINICIONES: a) TEORÍA DE ARRHENIUS: Propuesta alrededor de 1894, y dice: ACIDO: Toda sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógeno (H+): HCl + H2O HNO3 + H2O HC2H3O2 + H2O

H+ + Cl– H+ + NO3– H+ + C2H3O2–

BASE: Toda sustancia que en solución acuosa libera iones dióxido (OH–): NaOH + H2O Ba(OH)2 + H2O NH4OH + H2O

Na+ + OH– Ba+2 + 2 OH– NH4+ + OH–

El ion hidrógeno (H+) se considera como protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en ion hidronio (H3O+): H+ + H2O

H3O+

De acuerdo con esta teoría, si en solución acuosa, un ácido cede H + y una base libera OH–, la reacción de neutralización se representa de la siguiente manera: Acido + Base → Sal + Agua HCl + NaOH → NaCl + H2O HC2H3O2 + NH4OH → NH4C2H3O2 + H2O Ing. Luis Escobar C.

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b) TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY: La definición de Brönsted-Lowry es más general que el concepto de Arrhenius, ya que no se limita a soluciones acuosas. Fue propuesto en 1923, y las definiciones son: ACIDO: Es toda sustancia capaz de ceder iones hidrógeno (H+) a otra sustancia. BASE: Es toda sustancia capaz de aceptar iones hidrógeno (H+) de otra sustancia. HCl + H2O H2O + H2O H2SO4 + H2O HSO4– + H2O HCl + NH3

H3O+ + Cl– H3O+ + OH– H3O+ + HSO4– H3O+ + SO4= NH4+ + Cl–

c) TEORIA DE LEWIS: El concepto de ácidos y bases propuesto por Lewis en 1923 es la definición más general e incluye todas las sustancias que son ácidos y bases de acuerdo a los conceptos de Arrhenius y Bronsted-Lowry, las definiciones son: ACIDO: Es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico y formar un enlace covalente. BASE: Es una sustancia capaz de ceder (y compartir) un par electrónico y formar un enlace covalente. De esta manera el concepto de ácido se aplica a ciertas sustancias que sin tener hidrógeno, se comportan como tales y otras que, en ausencia de disolvente, pueden formar sales. Por lo tanto el ion hidrógeno (H+) es un ácido puesto que puede aceptar un par de electrones, tal como se muestra en la siguiente reacción: H+ + H2O

H3O+

y el ion hidróxido (OH–) es una base, puesto que puede ceder un par de electrones, como se muestra en la siguiente reacción: H3O+ + OH–

H2O + H2O

La reacción entre el Fluoruro de Boro con el Amoníaco es un ejemplo clásico de la teoría de Lewis:

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3. FUERZA DE LOS ACIDOS Y LAS BASES: Los ácidos y las bases pueden ser fuertes y débiles. ACIDOS Y BASES FUERTES, son aquellas sustancias que al ionizarse lo hacen completamente, son considerados electrolitos fuertes; algunos ácidos y bases fuertes son:

ÁCIDOS FUERTES Acido Clorhídrico, HCl Acido Bromhídrico, HBr Acido Iodhídrico, HI Acido Sulfúrico, H2SO4 Acido Nítrico, HNO3 Acido Perclórico, HClO4

BASES FUERTES Hidróxido de Sodio, NaOH Hidróxido de Potasio, KOH Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2

ÁCIDOS Y BASES DEBILES, son los que se ionizan parcialmente, se consideran electrolitos débiles; algunas de estas sustancias se muestran a continuación:

ÁCIDOS DÉBILES BASES DÉBILES Ácido Fosfórico, H3PO4 Dimetilamina, (CH3)2NH Acido Carbónico, H2CO3 Anilina, C6H5NH2 Acido Acético, HC2H3O2 Hidróxido de Magnesio, Mg(OH)2 Acido Cítrico, C3H5(COOH)3 Hidróxido de Amonio, NH4OH Acido Láctico, CH3CHOHCOOH Hidracina, N2H4 Acido Bórico, H3BO3 Piridina, C5H5N

La fuerza de los ácidos y las bases también se cuantifica si se toma en cuenta la constante de ionización. Para ácidos y bases fuertes la constante es muy grande, mientras que para ácidos y bases débiles es muy baja. A continuación se muestran algunas constantes:

Para ACIDOS:

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ÁCIDO HClO4 HI HBr HCl HNO3 H2SO4 HIO3 H2C2O4 HNO2 HF HC2H3O2 H3BO3 HCN

Ka muy grande muy grande muy grande muy grande muy grande muy grande 0,17 5,9x10–2 4,6x10–4 3,5x10–4 1,8x10–5 7,3x10–10 4,9x10–10

BASE NaOH KOH LiOH Etiamina, C2H5NH2 Metilamina, CH3NH2 NH3, NH4OH Piridina, C5H5N Anilina, C6H5NH2

Kb muy grande muy grande muy grande 5,6x10–5 4,2x10–4 1,8x10–5 1,5x10–9 4,2x10–10

193

Para BASES:

4. AUTOIONIZACION DEL AGUA: El agua puede actuar como un ácido y como una base, por tanto, es una sustancia anfótera. Cuando reacciona consigo mismo los hace de la siguiente manera: H2O + H2O También puede autoionizarse: H2O

H3O+ + OH–

H+ + OH–

Como la ionización del agua es un equilibrio:

H OH  K equilibrio  



H 2O

Como el agua se encuentra en forma de moléculas no ionizadas, cualquier valor de su grado de ionización influye muy poco en la concentración de las moléculas. Por eso la [H2O] se puede considerar constante, entonces: Ing. Luis Escobar C.

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 

Kequilibrio  H 2O  H  OH 

194



Donde el producto: (Kequilibrio)([H2O]) se denomina Kw, conocida como CONSTANTE DEL PRODUCTO IONICO DEL AGUA:

 



Kw  H  OH  A 25C Kw es igual a 1x10–14, por tanto:

 



Kw  H  OH   1x1014 Cuando cambia la temperatura, cambia el valor de Kw; esto podemos observar en la siguiente tabla: TEMPERATURA (˚C) 0 10 25 37 45 60

Kw 1,13x10–15 2,92x10–15 1,00x10–14 2.40x10–14 4,02x10–14 9,61x10–14

De la ecuación anterior podemos concluir que: a) Una solución es NEUTRA, si: [H+] = [OH–] = 1x10–7 M b) En una solución ACIDA, se cumple que: [H+]  [OH–] c) En una solución BASICA, se cumple que: [H+]  [OH–]

5. EL pH: Determinar el pH de una solución, es determinar cuantitativamente la concentración de iones hidrógeno, [H+]. Sörensen, estableció una expresión matemática que nos indica el grado de acidez de toda solución, que es igual a:

   

pH   log H   H   10 pH De la ecuación anterior se puede establecer las siguientes conclusiones: a) Una solución es NEUTRA si: pH = 7 b) Una solución es ACIDA cuando el pH  7 c) Una solución es BASICA, si pH  7 De donde se puede establecer la siguiente escala de pH:

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Además se puede usar el pOH, que es igual a:



 



pOH   log OH   OH   10 pOH Entre el pH y el pOH, se puede establecer la siguiente relación: pH  pOH  14

A continuación se muestran algunos ejemplos de sustancias con su pH: SOLUCIÓN HCl 0,10 M Jugo gástrico Jugo de limón Vinagre Bebidas gaseosas Cerveza Leche Orina Agua de lluvia Saliva Agua pura Sangre Clara de huevo Bilis Leche de magnesia Amoníaco doméstico NaOH 0,10 M

pH 1,0 1,6 – 1,8 2,3 2,4 – 3,4 2,0 – 4,0 4,0 – 4,5 6,3 – 6,6 5,5 – 7,5 5,6 6,2 – 7,4 7,0 7,35 – 7,45 7,6 – 8,0 7,8 – 8,6 10,5 11 13

6. HIDROLISIS: SALES: Cuando un ácido reacciona con una cantidad proporcional de una base, los productos son agua y una sal. Acido + Base → Sal + Agua HCl + NaOH → NaCl + H2O HC2H3O2 + NH4OH → NH4C2H3O2 + H2O

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El proceso se denomina neutralización. Las sales en soluciones acuosas se ionizan. La reacción de los iones de las sales con el agua se conoce como HIDRÓLISIS, que proviene del griego: HYDRO (agua) y LYSIS (descomponer). Las sales pueden ser: ácidas, básicas, neutras y ligeramente ácidas o básicas; dependiendo de la naturaleza de los ácidos y bases utilizados en la reacción de neutralización, por ejemplo: ÁCIDO Fuerte Fuerte Débil Débil

BASE Fuerte Débil Fuerte Débil

SAL Neutra Acida Básica Ligeramente ácida o básica

EJEMPLO NaCl NH4Cl NaC2H3O2 NH4C2H3O2

Consideremos una SAL BASICA (NaC2H3O2, Acetato de Sodio): a) En un primer paso la sal se ionizan: C2H3O2– + Na+

NaC2H3O2

b) En un segundo paso se produce la Hidrólisis: C2H3O2–

HC2H3O2 + OH–

Cuya constante de equilibrio se define de la siguiente manera: Kh 

HC2H3O 2 OH  

C H O  

2

3

2

c) Un tercer paso es considerar la ionización del ácido regenerado: C2H3O2– + H+

HC2H3O2

La constante de ionización se define de la siguiente manera:

C H O H  Ka  

2

3



2

HC2H3O 2 

Si multiplicamos las dos constantes, podemos escribir:

K h  Ka 

HC2H3O 2 OH    C2H3O 2  H   C2H3O2  HC2H3O2  Ing. Luis Escobar C.

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Simplificando la ecuación anterior, tenemos:

 

Kh  Ka  H  OH 

 





Donde: Kh  Ka  H  OH   Kw  1x1014 Por tanto: Kh  Ka  Kw 

Kh 

Kw Ka

El porcentaje de hidrólisis de una sal, se calcula de la siguiente manera: % Hidrólisis 

Concentración Hidrolizada  100 Concentración Inicial

Si se considera una SAL ÁCIDA, la constante de hidrólisis se define mediante la siguiente ecuación: Kh 

Kw Kb

PROBLEMAS RESUELTOS: 1. Calcular la [H+] y [OH–] en una solución 0,100M de ácido acético, HC2H3O2, cuya constante Ka es 1,75x10–5. La reacción de ionización es:

I: E:

HC2H3O2 0,100 0,100 – X

H+ 0 X

+

C2H3O2– 0 X

Definiendo la constante de ionización para el ácido acético, tenemos: 

[H  ][C 2 H 3O 2 ] Ka  [HC 2 H 3O 2 ]

Reemplazando datos tenemos:

1,75x10 5 

X2 0,100  X

De donde se obtiene la siguiente ecuación de segundo grado:

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X 2  1,75x10 5 X  1,75x10 6  0 Resolviendo esta ecuación, obtenemos los siguientes resultados: X1 = 1,3142x10–3 X2 = –1,3317x10–3 Valores de X negativos, no son solución para nuestro problema ya que no podemos hablar de concentraciones negativas, por lo que: X = [H+] = 1,3142x10–3 moles/litro Aplicando la constante del producto iónico del agua (Kw), podemos determinar la concentración de iones hidróxido: Kw = [H+][OH–] = 1x10–14 Despejando [OH–] y reemplazando datos tenemos:

1x10 OH   1,3142 x10 14



3

 6,6092x1012 moles / litro

2. Calcular el pH y el porcentaje de ionización de una solución 1M de ácido cianhídrico (HCN), si la Ka es 4,8x10–10. El HCN se ioniza mediante la siguiente reacción: HCN I: 1 E: 1–X

H+ 0 X

+

CN– 0 X

Reemplazando datos tenemos:

4,8x10

10

XX X2   1 X 1 X

X2 + 4,8x10–10X – 4,8x10–11 = 0 X = [H+] = 2,19x10–5 moles/litro Definiendo el pH, como: pH = – log [H+] pH = – log(2,19x10–5) = 4,65

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Para calcular el Porcentaje de Ionización, utilizamos la siguiente ecuación: % Ionización 

Concentración Ionizada  100 Concentración Inicial

% ionización 

2,19 x105  100  2,19 x10 3 1

3. Calcular la molaridad de una solución de hidróxido de amonio, NH4OH, que se encuentra ionizada en un 2%, si su Kb es 1,8x 10–5. El NH4OH, se ioniza de la siguiente manera: NH4OH I: M E: M – X

NH4+ 0 X

+

OH– 0 X

De donde:

XX X2  MX MX

(1)

X  100  M  50X M

(2)

1,8x10  5 

2

Entonces, sustituyendo la ecuación (2) en la (1):

1,8x10 5 

X2 49X

X = 8,82x10–4 Por lo tanto: M = 50X  M = 0,0441 moles/litro

4. El pH de una solución de ácido benzóico, HC7H5O2, 0,072 M es 2,7. Calcular la Ka de este ácido. El ácido benzóico, se ioniza mediante el siguiente proceso:

I: E:

HC7H5O2 0,072 0,072 – X

C7H5O2– + H+ 0 0 X X Ing. Luis Escobar C.

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Reemplazando datos tenemos:

Ka 

X2 0,072  X

Como el pH es 2,7; entonces: [H+] = X = 10–2,7 = 1,9953x10–3 moles/litro; por tanto:

Ka 

(1,9953x103 ) 2 0,072  1,9953 x 10 3

Ka  5,6871x10 5

5. Calcular el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico de concentración 5x10–8 M. La ionización del HCl es total, como se muestra a continuación:

I: E:

HCl 5x10–8 0

H+ + Cl– 0 0 5x10–8 5x10–8

Como es una solución acuosa muy diluida, hay que tomar en cuenta la ionización del agua, que aporta con una [H+] de 1x10–7 moles/litro, por lo tanto: [H+]TOTAL = 5x10–8 + 1x10–7 = 1,5x10–7 moles/litro Entonces: pH = – log (1,5x10–7)  pH = 6,82

6. Calcular el pH y el % de hidrólisis de una solución 0,100 M de acetato de sodio, NaC2H3O2, si Ka del ácido acético es 1,75x10–5. Consideramos la ionización de la sal:

I: E:

NaC2H3O2 0,100 0

C2H3O2– + Na+ 0 0 0,100 0,100

Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir: C2H3O2– I: 0,100 E: 0,100 – X

HC2H3O2 + OH– 0 0 X X

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201

Definiendo la constante de hidrólisis y calculando su valor, tenemos: Kh 

Kw Ka

1x1014 Kh   5,7143x1010 5 1,75x10 Reemplazando en la ecuación de la hidrólisis, podemos escribir:

5,7143 x 10

10

X2  0,100  X

De donde obtenemos la ecuación: X2 + 5,7143x10–10X – 5,7143x10–11 = 0; que al resolverla se encuentra que X = 7,5590x10–6 y que corresponde a [OH–]. Por lo que podemos calcular el pOH: pOH = – log [OH–] pOH = – log (7,5590x10–6) = 5,12 Como: pH + pOH = 14  pH = 14 – 5,12 = 8,88; corresponde a una solución básica ya que el NaC2H3O2 es una sal básica. El porcentaje de hidrólisis se calcula de la siguiente manera: % Hidrólisis 

Concentración Hidrolizada  100 Concentración Inicial

% Hidrólisis 

7,5590 x106  100 0,100

% Hidrólisis  7,5590 x103

7. Calcular el pH y el % de hidrólisis de una solución 0,02M de cloruro de amonio, NH4Cl, si Kb del hidróxido de amonio es 1,8x10–5. Las reacciones de ionización e hidrólisis, se muestran a continuación:

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I: E:

I: E:

NH4Cl 0,02 0 NH4+ 0,02 0,02 – X

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202

NH4+ + Cl– 0 0 0,02 0,02 NH4OH + H+ 0 0 X X

Tomando en cuenta la hidrólisis, podemos escribir: Kh 

Kw Kb

Reemplazando datos tenemos:

1x1014 Kh   5,5556 x1010 5 1,8x10 5,5556 x10

10

X2  0,02  X

X = [H+] = 3,3330x10–6 moles/litro De donde: pH = – log [H+] = – log (3,3330x10–6) = 5,47 El NH4Cl es una sal ácida, por lo tanto su pH es ácido. El porcentaje de hidrólisis se determina así: % Hidrólisis 

Concentración Hidrolizada  100 Concentración Inicial

3,3330 x10 6 % Hidrólisis   100 0,02 % Hidrólisis  0,0167 %

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203

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Calcular la [H+] y la [OH–] en una solución 0,010 N de una base débil que esta ionizada el 1,3%. Cuál es el pH de la solución. Resp. 7,7x10–11 moles/litro; 1,3x10–4 moles/litro; 10,11 2. Calcular el pH y el pOH de las soluciones, suponiendo una ionización completa: a) ácido 0,00345 N; b) base 0,00886 N. Resp. a) 2,46 y 11,54; b) 11,95 y 2,05 3. El amoniaco líquido a –50C se ioniza produciendo NH4+ y NH2–. Su producto iónico es [NH4+][NH2–]=1x10–30. Cuántos iones NH2–, están presentes por cada mm3 de amoniaco líquido. Resp. 602 iones 4. Una solución de ácido acético, HC2H3O2, (Ka=1,8x10–5) esta ionizada en un 1%. Calcular [H+] de la solución. Resp. 1,8x10–3 moles/litro 5. Cuál es el porcentaje de ionización de una solución que contiene 100 g de ácido acético disuelto en agua para producir 1000 ml de solución. Resp. 0,33% 6. Una solución de ácido fórmico, HCO2H, 0,0010 M, está ionizada en un 34%. Calcular la constante de ionización del ácido. Resp. 1,8x10–4 7. Calcular Ka para el ácido fluorhídrico, HF, si se encuentra ionizado en un 9% en solución 0,10 M. Resp. 8,9x10–4 8. Calcular el porcentaje de ionización de una solución de ácido acético 0,045 M. Ka(HC2H3O2) es 1,75x10–5. Resp. 2% 9. Una solución de amoníaco esta ionizada en un 2,5%. Determinar la concentración molar de la solución y el pH. Resp. 0,0273; 10,83 10. Calcular la concentración de una solución de acetato de sodio cuyo pH es 8,97. Ka del ácido acético 1,8x10–5. Resp. 0,18 M 11. Calcular el volumen de una solución de amoníaco 0,15 N que se encuentra ionizada 1% y que contiene la misma cantidad de iones OH– que 0,50 litros de una solución de hidróxido de sodio 0,20 N. Resp. 67 litros 12. Una solución 1 M de metilamina, CH3NH2, tiene un pH de 12,32. Calcular la constante de ionización del ácido. Resp. 4,4x10–4 13. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato de sodio, NaC2H3O2, 1x10–3 M. Resp. 7,87; 7,5x10–2% 14. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución de cloruro de amonio, NH4Cl, 2x10–3 M. Resp. 5,98; 5,3x10–2%

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15. Calcular la [H+], [C2H3O2–] y [C7H5O2–] en una solución que contiene HC2H3O2 0,02 M y HC7H5O2 0,01 M. Las constantes de ionización para el HC2H3O2 y el HC7H5O2 son respectivamente 1,75x10–5 y 6,46x10–5. Resp. 1x10–3; 3,5x10–4; 6,5x10–4 16. El valor de Kw a la temperatura fisiológica de 37C es 2,4x10–14. Cuál es el pH en el punto neutro del agua a esta temperatura. Resp. 6,81 17. Una solución 0,25 M de cloruro de piridonio, C5H6N+Cl– se encontró que tiene un pH de 2,93. Cuál es el valor de Kb para la ionización de la piridina, C5H5N. Resp. 1,8x10–9 18. Una solución contiene 25 g de hidróxido de amonio en 500 ml de solución. Cuál es el pH de la solución a 25C. Resp. 11,71 19. Una solución 0,20 M de una sal de NaX tiene un pH de 10,96. Determinar el valor de Ka para el ácido HX. Resp. 2,4x10–9 20. Una solución 0,18 M del ácido débil HA tiene un pH de 3,80. Calcular el pH de una solución 0,25 M de la sal NaA. Resp. 10,13

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CAPITULO 11

TERMOQUÍMICA 1. GENERALIDADES: Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, generalmente en forma de calor. La Termoquímica, es la parte de la Química que se encarga de la cuantificación de la cantidad de energía (calor) cuando ocurre una reacción química. La combustión del Alcohol Etílico con Oxígeno es una de las muchas reacciones químicas que liberan una gran cantidad de energía: C2H5OH(g) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(l) + Energía (Calor) Hay otras reacciones que para producirse necesitan una cierta cantidad de calor, por ejemplo la descomposición del Carbonato de Calcio: CaCO3(s) + Energía (Calor)  CaO(s) + CO2(g) Para analizar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas primero es necesario definir el sistema (parte específica del universo que nos interesa). Generalmente, los sistemas incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos y físicos. Por ejemplo, en un experimento de neutralización ácido-base, el sistema puede ser el recipiente que contiene 50 ml de HCl al cual se agregan 50 ml de NaOH. Los alrededores son el resto del universo externo al sistema. Hay tres tipos de sistemas: abierto, cerrado y aislado. Un sistema abierto puede intercambiar masa y energía, por lo general en forma de calor con sus alrededores. Un ejemplo de sistema abierto puede ser el formado por una cantidad de agua en un recipiente. Si se cierra el recipiente, de manera que el vapor de agua no pueda escaparse o condensarse en el recipiente, se tiene un sistema cerrado, el cual permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Al colocar el agua en un recipiente totalmente aislado, se construye un sistema aislado, el cual no permite la transferencia de masa ni de energía. Cuando durante el proceso químico existe un aumento en la temperatura entre los compuestos químicos y el recipiente donde se realiza la reacción, se dice que la reacción es exotérmica (la energía se libera como calor); en cambio si la temperatura disminuye, la reacción es endotérmica (la energía se absorbe como calor).

2. UNIDADES: Para expresar la cantidad de calor que una reacción química necesita o desprende cuando se efectúa, se utiliza la caloría.

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206

CALORÍA, se define como la cantidad de energía calorífica necesaria para elevar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de agua pura, desde 14,5 °C a 15,5 °C, a una presión normal de una atmósfera. Otras formas para expresar esta forma de energía son los Joules, BTU, Ergios, etc. La relación de éstas con las calorías es: 1 caloría = 4,184 Joules (J) 1 BTU = 252 calorías 1 kilocaloría (kcal) = 1000 calorías 1 Joule = 1x107 ergios 1 kilojoule (kJ) = 1000 Joules

3. CALOR ESPECIFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA (cp): El CALOR ESPECIFICO, se define como el calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia en un grado centígrado. Mientras que la CAPACIDAD CALORÍFICA (cp) de una sustancia es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de una determinada cantidad de sustancia en un grado centígrado. calorías Las unidades de la capacidad calorífica son . g C A continuación se muestran las capacidades caloríficas de algunas sustancias:

SUSTANCIA H2O(s) H2O(l) H2O(g) Al Au Na NaCl Cu Zn Bi Pb Hg Fe Pt

cp (cal/gC) 0,490 1,000 0,480 0,215 0,031 0,290 0,210 0,092 0,092 0,029 0,031 0,033 0,107 0,032

cp (J/gC) 2,050 4,184 2,008 0,899 0,129 1,213 0,879 0,385 0,385 0,121 0,130 0,138 0,448 0,134

Para un determinado cambio de temperatura, el flujo de calor es directamente proporcional a la masa de la sustancia y al cambio de temperatura, proporcionalidades que se pueden expresar matemáticamente de la siguiente manera: Ing. Luis Escobar C.

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Q  m  cp  T

Donde: m: masa cp: capacidad calorífica T: Diferencia de Temperaturas = Tfinal – Tinicial

LEY DE DULONG-PETIT: Se aplica generalmente para los metales, esta ley establece que: (Peso atómico aproximado)(Capacidad calorífica )  6,4

4. CALOR LATENTE, λ: El CALOR LATENTE, se define como el calor necesario para cambiar un gramo de una sustancia de un estado físico a otro, sin variación de la temperatura. Las unidades de calor latente están implícitas en la definición: calorías/gramo. El agua presenta el calor latente de fusión, que es de 80 cal/g a 0C y el de evaporación (vaporización) que es de 540 cal/g a 100C. El flujo de calor (Q) que comprende el calor latente, se determina mediante la siguiente ecuación: Q  m

Donde: m: masa : calor latente 5. ENTALPÍA DE FORMACIÓN, H f : La ENTALPÍA o CALOR DE FORMACIÓN, es la cantidad de calor que se libera o absorbe cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en una reacción química a la presión de una atmósfera. A continuación se muestran algunos datos de calores de formación de algunos compuestos, hay que aclarar que los calores de formación de los elementos en estado libre es cero: C(s) + O2(g)  CO2(g) Hr = – 94,05 kcal/mol 2 C(s) + H2(g)  C2H2(g) Hr = 54,85 kcal/mol

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COMPUESTO CH4(g) C2H2(g) C2H4(g) C2H6(g) C2H6(g) CHCl3(g) CH3OH(g) C2H5OH(g) H2O(g) HCl(g) NO(g) NO2(g) NH3(g) CO(g) CO2(g) SO2(g) SO3(g) H2O(l) H2O2(l) H2SO4(l) HNO3(l) CH3OH(l) C2H5OH(l) C6H6(l) Al2O3(s) Fe2O3(s) Cr2O3(s) CaO(s) CaC2(s) CaCO3(s) KOH(s) NaOH(s) NH4NO3(s)

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H f (kJ/mol) –74,81 226,70 52,26 –84,86 –268,80 –103,10 –201,17 –235,10 –241,80 –92,31 90,25 33,20 –46,11 –110,50 –393,50 –296,80 –395,60 –285,80 –187,80 –814,00 –174,10 –238,57 –277,70 49,03 –1676,00 –824,20 –1128,40 –635,50 –62,80 –1207,00 –424,70 –426,70 –365,60

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H f (kcal/mol) –15,54 54,19 12,49 –20,28 –64,24 –24,64 –40,08 –56,19 –57,79 –22,06 21,57 7,93 –9,58 –22,95 –94,05 –70,94 –94,55 –68,31 –44,89 –194,55 –41,61 –57,02 –66,37 11,72 –400,57 –196,99 –269,69 –151,89 –15,01 –288,48 –101,51 –101,98 –87,38

6. ENTALPIA O CALOR DE REACCION, Hr: Si se conocen las entalpías de formación de todas las sustancias que participan en una reacción química se puede calcular la variación de la entalpía de la reacción, mediante la siguiente ecuación:

Hr  H of (Pr oductos)  H of (Re activos)

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En una reacción donde se absorbe calor, el contenido calorífico o entalpía de los productos es mayor que el de las sustancias reaccionantes; en consecuencia, el signo de H es positivo, el proceso es ENDOTÉRMICO. En cambio cuando en una reacción química se libera calor, la entalpía de los productos es menor que el de los reaccionantes, el signo de H es negativo, la reacción es EXOTÉRMICA.

7. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS: Se conocen así a las ecuaciones químicas que van acompañadas del calor o entalpía de reacción, por ejemplo: C(s) + O2(g)  CO2(g) Hr = – 94,1 kcal/mol 2 C(s) + H2(g)  C2H2(g) Hr = 54,85 kcal/mol

8. LEY DE HESS: La LEY DE HESS establece que: “El calor producido o absorbido en cualquier cambio químico es igual para dicho cambio, tanto si se realiza en un solo paso como si se realiza en varios, puesto que la variación total depende únicamente de las propiedades de las sustancias inicial y final”. En otras palabras, el calor de reacción no depende del camino seguido para pasar del estado inicial al final. Esta ley es importante porque permite calcular indirectamente calores de reacción que serían muy difíciles de medir directamente. Esto es posible ya que las ecuaciones termoquímicas pueden sumarse o restarse como ecuaciones algebraicas junto con los correspondientes calores de reacción.

PROBLEMAS RESUELTOS: 1. Calcular la cantidad de calor que se necesita para elevar la temperatura de 100 gramos de cobre desde 20C hasta 110 C. Aplicamos la siguiente ecuación: Q  m  cp  T Q  m  cp  (Tf  Ti )

Q  (100 g )(0,092

cal )(110  20)C gC

Q  828 cal  3464,35 J

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2. La combustión de un gramo de antracita produce 7300 calorías, qué cantidad de dicho carbón hará falta para calendar 4 litros de H2O desde 20C hasta 100C suponiendo que todo el calor se utiliza. Consideramos que la densidad del agua es 1g/cm3, de modo que los 4 litros de agua se consideran 4 kg (4000 gramos). Para calcular la cantidad de calor, utilizamos la siguiente ecuación: Q  m  cp  T Q  m  cp  (Tf  Ti )

Q  (4000 g )(1

cal )(100  20)C gC

Q  320000 cal

Luego planteamos la siguiente operación: 320000 calorías 

1 g Carbón  43,84 g Carbón 7300 calorías

3. Si se calienta una muestra de 25 g de una aleación hasta 100C, se introduce luego en un recipiente que contiene 90 gramos de agua a 25,32C. La temperatura del agua se eleva hasta 27,18C. Despreciando la pérdida de calor que puede existir, determinar la capacidad calorífica de la aleación. Planteamos que la cantidad de calor ganado por el agua es igual al calor perdido por la aleación: Qg   Qc

Reemplazando datos, tenemos: cal )(27,18  25,32)C   (25 g )cp(aleación)(27,18  100)C gC cal cp(aleación)  0,092 gC

(90 g )(1

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211

4. El eg-g de un metal cuando reacciona con el oxígeno es de 69,67. Si su capacidad calorífica es 0,0305 cal/gC. Determinar el estado de oxidación del metal, su peso atómico exacto y la fórmula del óxido. La posible fórmula del óxido es: M2OX Para resolver el problema aplicamos la ley de Dulong-Petit: cp (Metal)  Peso Atómico Aproximado (Metal)  6,4

Despejando el Peso Atómico aproximado y reemplazando datos, tenemos:

Peso Atómico Aproximado (Metal) 

6,4  209,84 0,0305

Utilizando la ecuación que define el equivalente-gramo del metal, determinamos el estado de oxidación: EO (Metal) 

Peso Atómico Aproximado (Metal) eq - g (Metal)

EO (Metal) 

209,84  3,012  3 69,67

Aplicando la misma definición de equivalente-gramo, determinamos el peso atómico exacto del metal: Peso Atómico Exacto (Metal)  69,76(3)  209,01

El peso molecular determinado, corresponde al Bismuto (Bi), por lo que la fórmula del óxido es: M2O3 = Bi2O3

5. Calcular la cantidad de calor que se necesita para transformar 20 g de agua en estado sólido que se encuentra a –15C al estado de vapor a 120C. Para resolver el siguiente ejercicio, procedemos a realizar un gráfico en el que se muestran los diferentes cambios que se producen con el aumento de la temperatura, y calculamos la cantidad de calor en cada uno de los procesos:

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cal )0  (15)C  147 calorías gC cal  m  (fusión )  (20 g )(80 )  1600 calorías g cal  m  cp  T  (20 g )(1 )(100  0)C  2000 calorías gC cal  m  (evaporación )  (20 g )(540 )  10800 calorías g cal  m  cp  T  (20 g )(0,48 )(120  100)C  192 calorías gC

Q1  m  cp  T  (20 g )(0,49 Q2 Q3 Q4 Q5

La suma de los calores de estos procesos, permiten calcular el calor total:

Q T  Q1  Q 2  Q3  Q 4  Q5   Qi Q T  147  1600  2000  10800  192 QT  14739 calorías  14,739 kcal

6. Cuando se mezclan 120 g de H2O(s) a 0C y 300 g H2O(l) a 50C. Determinar la temperatura final y el estado físico de la mezcla. Determinamos el calor que va ha ceder el agua que se encuentra a 50C:

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Q  m  cp  T  (300 g )(1

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cal )(50 C)  15000 calorías gC

Calculamos la cantidad de calor que va ha ganar el agua que esta a 0C, para fundirse: Q  m  (fusión )  (120 g )(80

cal )  9600 calorías g

Esta cantidad de calor es menor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo tanto la temperatura del sistema va a ser mayor que 0C, por lo que podemos plantear la siguiente solución: Qg  Qc Reemplazando datos, tenemos: (120 g )(80

cal cal cal )  (120 g )(1 )(Tf  0)C  (300 g )(1 )(50  Tf )C g gC gC

9600  120 Tf  15000  300 Tf 420 Tf  5400 → Tf  12,9 C

7. Cuál será la Tf cuando se mezclan 300 g de H2O(s) a 0C y 300 g de H2O(l) a 50C. Determinamos la cantidad de calor del agua a 50C: Q  m  cp  T  (300 g )(1

cal )(50 C)  15000 calorías gC

Calculamos la cantidad de calor que va ha ganar el agua a 0C, para fundirse: Q  m   (fusión )  (300 g )(80

cal )  24000 calorías g

Esta cantidad de calor es mayor a la que me proporciona el agua a 50C, por lo que la temperatura final es 0C. Como conclusión se puede decir que no todo el hielo se funde. Podemos determinar la cantidad de hielo fundida de la siguiente manera: 15000 calorías 

300 g H 2O (s)  187,50 g H 2O fundidos 24000 calorías Ing. Luis Escobar C.

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214

8. Se mezclan 300 g de H2O(g) a 100C y 300 g de H2O(s) a –10C. Determinar la temperatura final del sistema (Temperatura de equilibrio, Tf). Determinamos la cantidad de calor en la condensación del vapor de agua a 100C: Q  m  (evaporación )  (300 g )(540

cal )  162000 calorías g

Determinamos la cantidad de calor del agua condensada que se encuentra a 100: Q  m  cp  T  (300 g )(1

cal )(100 C)  30000 calorías gC

En total, se disponen de 192000 calorías. Esta cantidad de calor va ha ser utilizada por los 300 gramos de agua sólida para aumentar su temperatura. Determinamos la cantidad de calor, para elevar la temperatura de los 300 g de H2O(s) desde –10C a 0C: Q  m  cp  T  (300 g )(0,49

cal )(0  10)C  1470 calorías gC

Determinamos la cantidad de calor para la fusión del agua sólida que se encuentra a 0C: Q  m  (fusión )  (300 g )(80

cal )  2400 calorías g

Calculamos la cantidad de calor para elevar la temperatura del agua fundida desde 0 a 100C: Q  m  cp  T  (300 g )(1

cal )(100  0)C  30000 calorías gC

Sumando la cantidad de calor que el sólido va ha ganar, tenemos: Q  1470  2400  30000  33870 calorías

Si el vapor va ha ceder 192000 calorías y el agua sólida necesita 33870 calorías para llegar a 100C, el sistema llega a 100C.

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215

9. Suponiendo que se utiliza el 50% del calor, cuántos kilogramos de agua a 15C podrán calentarse hasta 85C mediante la combustión de 200 litros de metano, CH4, en CN si el calor de combustión del metano es de 213 kcal/mol. Calculamos las moles que corresponden a los 200 litros de Metano: 200 litros CH 4 

1 mol CH 4  8,93 moles CH 4 22,4 litros CH 4

Determinamos la cantidad de calor desprendido en la combustión de esas moles de Metano: Q  (213

kcal )(8,93 moles)  1902,09 kcal mol

Calculamos la cantidad de calor utilizado (solamente el 50%): Q(utilizado)  (1902,09 kcal)(0,50)  951,045 kcal

A partir de esa cantidad de calor, determinamos la cantidad de agua: Q  m  cp  T

Q  m  cp  (Tf  Ti ) 951045 cal  m(1

cal )(85  15)C  gC

m  13586,36 kg H 2O

10. Calcular la cantidad de calor que interviene en la descomposición del carbonato de calcio sólido, CaCO3, utilizando las entalpías de formación. Para resolver el problema, planteamos la reacción de la descomposición del CaCO 3(s): CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) Como la reacción se encuentra igualada, con ayuda de los calores de formación determinamos la entalpía de la reacción correspondiente:

Hr  H of (Pr oductos)  H of (Re activos)

Hr  (151,9)  (94,1)  (288,5) Ing. Luis Escobar C.

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Hr  42,5

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216

kcal , cantidad de calor suministrada. mol

11. Calcular la cantidad de calor cuando se combustionan 10 g de alcohol metílico líquido, CH3OH. CH 3OH(l) 

3 O 2 (g )  CO 2 (g )  2 H 2O(l) 2

Con ayuda de los calores de formación, determinamos el calor de la reacción:

Hr  H of (Pr oductos)  H of (Re activos)

Hr  ( 94,1)  2( 68,32)  ( 48,1)  0 Hr  182,64

kcal mol

Calculamos la cantidad de calor cuando se combustionan 10 gramos de CH 3OH: Hr  1826,4

kcal 1mol   10 g  57,075 kcal mol 32 g

12. El calor desarrollado en la combustión de acetileno C2H2(g) a 25C es de 310,7 kcal/mol. Determinar la entalpía de formación del acetileno gas. Primero escribimos la ecuación de combustión del acetileno: C 2 H 2 (g ) 

5 O 2 (g )  2 CO 2 (g )  H 2O(l) 2

Utilizando los calores de formación, aplicamos la siguiente ecuación:

Hr  H of (Pr oductos)  H of (Re activos)



 310,7  2( 94,1)  ( 68,32)  H of (C 2 H 2 (g))  0 H of C 2 H 2 (g )  54,18



kcal mol

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Termoquímica

217

13. La ecuación termoquímica en la combustión del metileno gas es: C 2 H 4 (g )  O 2 (g )  2 CO 2 (g )  2 H 2O(g )

Hr   337 kcal / mol

Admitiendo un rendimiento del 70%. Cuántos kilogramos de H 2O a 20C pueden convertirse en vapor, mediante la combustión de 1000 litros de etileno en condiciones normales. Determinamos las moles en condiciones normales, correspondientes a los 1000 litros de metano: 1000 litros C 2 H 4 

1 mol C 2 H 4  44,64 moles C 2 H 4 22,4 litros C 2 H 4

Así mismo determinamos la cantidad de calor producida por las 44,64 moles: 44,64 moles C 2 H 4 

337 kcal  15043,68 kcal 1 mol C 2 H 4

Entonces: Q aprovechado  0,70(15043,68)  10530,38 kcal

Determinamos la masa de agua: Q  m  cp  T  m   (evaporación )

10530,58  m(1

cal cal )(100  20)C  m(540 ) → m  16,98 kg H 2O gC g

14. Calcular H of del CO(g), utilizando la ley de Hess y a partir de los siguientes datos: H of [CO 2 (g )]   94,1kcal / mol ; CO(g )  O 2 (g )  CO 2 (g ) Hr   67,7 kcal / mol Es necesario determinar la entalpía de la reacción: C(s) 

1 O 2 (g )  CO(g ) 2

Para resolver el problema, planteamos las siguientes reacciones químicas:

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Termoquímica

C(s)  O 2 (g )  CO 2 (g )

Hr   94,1 kcal / mol

(1)

1 CO(s)  O 2 (g )  CO 2 (g ) 2

Hr   67,7 kcal / mol

( 2)

218

Restando (1) – (2), tenemos:

1 C(s)  O 2 (g)  CO(g)  O 2 (g)  CO 2 (g)  CO 2 (g) 2 1 C(s)  O 2 (g)  CO(g)  0 2 1 C(s)  O 2 (g)  CO(g) 2 La cantidad de calor se encuentra aplicando la misma operación:

Hr  Hr (1)  Hr (2) Hr   94,1  (67,7)   26,4

kcal mol

15. Calcular H of [CH4(g)] a partir de los siguientes datos: CH 4 (g )  2 O 2 (g )  CO 2 (g )  2 H 2O(g )

Hr   887 kJ / mol

(1)

C(s)  O 2 (g )  CO 2 (g )

Hr  393,5 kJ / mol

( 2)

1 H 2 (g )  O 2 (g )  H 2 O(g ) 2

Hr  285,8 kJ / mol

(3)

Nos piden calcular el Hr de la reacción: C(s) + 2 H2(g)  CH4(g), para lo cual realizamos el siguiente procedimiento matemático con las reacciones: (2) + 2(3) – (1); el calor de la reacción en cuestión es: Hr  Hr (2)  2 Hr (3)  Hr (1) Hr  393,5  2 (285,8)  (887) Hr  78,1 kcal / mol

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Cuántas calorías se necesitan para calentar desde 15C hasta 65C, las siguientes sustancias: a) 1 g de H2O; b) 20 g de platino. Resp. a) 50 cal; b) 32 cal 2. La combustión de 5 g de coque eleva la temperatura de un litro de agua desde 10C hasta 47C. Calcular el poder calorífico del coque en kcal/g. Resp. 7,4 kcal/g Ing. Luis Escobar C.

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Termoquímica

219

3. El calor de combustión del etano gas, C2H6, es de 373 kcal/mol. Suponiendo que sea utilizable el 60% del calor, cuántos litros de etano, medidos en condiciones normales, tienen que ser quemados para suministrar el calor suficiente para elevar la temperatura de 50 kg de agua a 10C a vapor a 100C. Resp. 3,150 litros 4. Una muestra de metal de 45 g se calienta a 90C, introduciéndose después en un recipiente que contiene 82 g de agua a 23,50C. La temperatura del agua se eleva entonces a una temperatura final de 26,25C. Determinar la capacidad calorífica del metal. Resp. 0,079 cal/gC 5. Se ha determinado que la capacidad calorífica de un elemento es de 0,0276 cal/gC. Por otra parte, 114,79 g de un cloruro de este elemento contiene 79,34 g del elemento metálico. Determinar el peso atómico exacto del elemento. Resp. 238 6. La capacidad calorífica de un elemento sólido es de 0,0442 cal/gC. Un sulfato de este elemento una vez purificado, se ha determinado que contiene 42,2% en peso del mismo. Determinar a) el peso atómico exacto del elemento y b) la fórmula del sulfato. Resp. a) 140,3; b) Ce(SO4)2 7. Determinar la temperatura resultante cuando 1 kg de hielo a 0C se mezcla con 9 kg de agua a 50C. Resp. 37C 8. Cuánto calor se necesita para pasar 10 g de hielo a 0C a vapor a 100C. Resp. 7,2 kcal 9. Se pasan 10 libras de vapor de agua a 212F por 500 libras de agua a 40F. Qué temperatura alcanzará ésta. Resp. 62,4F 10. Se agregaron 75 g de hielo a 0C a 250 g de agua a 25C. Qué cantidad de hielo se fundió. Resp. 78,1 g 11. Determinar la entalpía de descomposición de 1 mol de clorato de potasio sólido en cloruro de potasio sólido y oxígeno gaseoso. Resp. –10,7 kcal 12. El calor desprendido en la combustión completa de 1 mol de gas metano, CH 4, es 212,8 kcal. Determinar la entalpía de formación de 1 mol de CH4(g). Resp. –17,9 kcal 13. El calor desprendido en la combustión completa de gas etileno, C2H4, es 337 kcal. Admitiendo un rendimiento del 70%, cuántos kilogramos de agua a 20C pueden convertirse en vapor a 100C, quemando 1000 litros de C2H4 en condiciones normales. Resp. 16,9 kg 14. Calcular la entalpía para la reducción del dióxido de carbono con hidrógeno a monóxido de carbono y agua líquida: CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(l), usando el calor de formación del H2O(l) igual a –68,3 kcal/mol y el calor de combustión del CO(g) de –67,6 kcal/mol. Resp. –0,7 kcal ó –2,93 kJ Ing. Luis Escobar C.

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Termoquímica

220

15. Calcular el calor de formación del óxido nítrico, NO, a partir de los siguientes datos: N2(g) + O2(g)  NO2 H = 7500 cal NO(g) + O2(g)  NO2(g) H = –14000 cal Resp. –21500 cal 16. Dados los siguientes datos termoquímicos: Fe2O3(s) + CO(g)  FeO(s) + CO2(g) H = –2,93 kJ Fe(s) + CO2(g)  FeO(s) + CO(g) H = 11,29 kJ. Usar la ley de Hess para encontrar la entalpía de la reacción: Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g). Resp. –25,52 kJ ó –6,1 kcal 17. El calor desprendido en la combustión de un mol de C2H6 gas es de 372,9 kcal y el del C2H4 gas es de 337,3 kcal. Si la entalpía de formación del H2O líquida es –68,32 kcal/mol, determinar aplicando la ley de Hess, la entalpía de la reacción: C2H4(g) + H2(g)  C2H6(g). Resp. –32,7 kcal/mol 18. El calor de combustión del acetileno gas, C2H2, es 312000 cal/mol, cuántos litros de dióxido de carbono en condiciones normales se desprenden por cada kilocaloría liberada. Resp. 0,144 litros 19. El calor liberado por la combustión de 1,250 g de coque eleva la temperatura de 1000 g de agua de 22,5C a 30,1C. Cuál será el porcentaje de carbono en el coque, suponiendo que las impurezas son incombustibles. Resp. 77,4% 20. Suponiendo que el metano gas, CH4, cuesta 75 cts por cada 1000 pies3, calcular el costo de 1000000 BTU, además el calor de combustión del metano es 212,8 kcal/mol. Resp. 71 cts

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221

CAPITULO 12

ELECTROQUÍMICA 1. GENERALIDADES: La ELECTROQUÍMICA es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones que existen entre los fenómenos eléctricos y los químicos. La Electroquímica puede dividirse en dos grandes secciones; una se refiere a las reacciones químicas que se producen mediante una corriente eléctrica, llamada electrólisis y la otra se refiere a las reacciones químicas que producen una corriente eléctrica; proceso que se verifica en una celda o pila galvánica.

2. UNIDADES ELÉCTRICAS: El COULOMBIO (C) es la unidad práctica de carga (Q) y se define como la cantidad de electricidad que pasa a través de una sección transversal dada de un conductor en un segundo, cuando la corriente es de un amperio. El AMPERIO (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I). Un amperio es igual a un coulombio/segundo. Por lo tanto: Intensidad 

C arg a Tiempo

 I

Q t

De donde: Q  It Coulombio  Amperio  Segundo

El OHMIO () es la unidad de resistencia eléctrica (R). Se puede expresar en función de la resistencia específica o resistividad mediante la siguiente ecuación: Re sistencia (Ohmios)  Re sistencia Específica 

Longitud (cm) Area (cm 2 )

También se puede definir de la siguiente manera: Re sistencia (R ) 

Voltaje (V ) Intensidad (I)

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222

El VOLTIO (V) es la unidad de potencial y se define como la fuerza electromotriz necesaria para que pase una corriente de un amperio a través de una resistencia de un ohmio. La fuerza electromotriz se mide con un voltímetro. Voltio (V )  Ohmio ()  Amperio (A ) Voltaje (V )  Re sistencia (R )  Intensidad (I)

El VATIO (W) es la unidad de potencia eléctrica y es igual a la variación del trabajo por unidad de tiempo (Joules/segundo). También se le puede definir como el producto de la fuerza electromotriz en voltios por la corriente en amperios. Potencia (Vatios)  Corriente (Amperios)  Potencia (Voltios) W  IV

El JOULE o VATIO–SEGUNDO es la energía producida en un segundo por una corriente de potencia igual a un vatio. Por lo tanto: Potencia 

Trabajo Tiempo

De donde: Trabajo  Potencia  Tiempo Joule  Vatio  Segundo

También se puede usar la expresión: Joule  Vatio  Coulombio

El FARADIO (F) es la unidad de capacidad eléctrica y se define como la cantidad de carga eléctrica asociada a un equivalente-gramo de sustancia en un proceso electroquímico. El Faradio es igual a 96500 coulombios.

3. LEY DE OHM: Esta ley relaciona la intensidad, potencia y resistencia; a través de la siguiente ecuación:

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Corriente en amperios 

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223

Diferencia de potencial en voltios Re sistencia en ohmios

También se escribe de la siguiente manera: V  I  R

4. LEYES DE FARADAY: Las leyes de Faraday establecen las relaciones cuantitativas entre la cantidad de corriente que pasa a través de una solución y la cantidad del cambio químico que produce. Las leyes de Faraday se pueden plantear de la siguiente manera: a) La cantidad de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad (Coulombios) que pasa a través del electrolito. b) Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas en cada electrodo por la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesos equivalentes de las sustancias. En la electrólisis se produce una reducción en el cátodo para eliminar los electrones que fluyen hacia él, mientras que en el ánodo tiene lugar una oxidación que proporciona los electrones que salen de éste hacia el cátodo. El número de equivalentes-gramo de reacción en el electrodo es proporcional a la carga transportada y tiene que ser igual al número de moles de electrones transportados en el circuito.

PROBLEMAS RESUELTOS: 1. La carga eléctrica sobre el ion aluminio generalmente se designa con +3. A cuántos coulombios corresponde. Como la carga del electrón es –1,602x10–19 coulombios, para el ion Al+3 se necesitan tres de esas cargas pero de signo contrario, por tanto:

Q  3(1,602 x1019 )  4,806 x1019 coulombios

2. Se pasa una corriente de 1,80 amperios a través de un alambre. Cuantos coulombios pasarán por un punto dado del alambre en un tiempo de 1,36 minutos. Q  It

 60 segundos   Q  (1,80 amperios)1,36 min utos  1min uto   Q  147 coulombios

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224

3. Cuál es el tiempo necesario para que circulen 18000 coulombios que utiliza una corriente de 10 amperios. Q  It  t 

t

Q t

18000 coulombios  1800 segundos 10 amperios

4. Se pasa una corriente de 2 amperios por una resistencia cuando se conectan a sus extremos 110 voltios. Cuál es el valor de la resistencia.

V I 110 voltios R  55 ohmios 2 amperios R

5. Una corriente de 80 microamperios se obtiene de una celda solar durante un tiempo de 100 días. A cuántos Faradays corresponde.

Q  It Q  (80 x 10 6 amperios)(8,64 x106 segundos) Q  691 coulombios Número de Faradays  691 coulombios 

1Faraday 96500 coulombios

Número de Faradays  9,959 x10 3 faradays

6. Cuál será la tensión necesaria para que 4 amperios por una resistencia de 60 ohmios. Cuántos Joules/segundo se desprenderán en la resistencia al aplicarle dicha tensión entre sus terminales. V  R I V  (60 ohmios)(4 amperios) V  240 voltios Energía  V  I Energía  (240 voltios)(4 amperios) Energía  960 vatios  960 J / s Ing. Luis Escobar C.

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225

7. En la electrólisis de una solución de sulfato cúprico circula una corriente de 20 amperios por espacio de 1 hora. Determinar la cantidad de cobre depositado. Determinamos la carga que soporta la solución: Q  It Q  (20 amperios)(3600 segundos) Q  72000 coulombios

A continuación calculamos la cantidad de Cobre depositado: 72000 coulombios 

(63,54  2) g Cu  23,70 g Cu 96500 coulombios

8. En un voltámetro ha sido depositado 1 gramo de plata, empleando una corriente de 8 amperios. Determinar el tiempo que ha tenido que circular la corriente para depositar ese peso de plata. Determinamos la carga necesaria para la masa de plata depositada: 1 g Ag 

96500 coulombios  894,60 coulombios (107,87  1) g Ag

Luego determinamos el tiempo invertido: 894,60 coulombios 

1 segundo  11,83 segundos 8 coulombios

9. Cuánto tiempo debe pasar una corriente de 4 amperios a través de una solución que contiene 10 gramos de sulfato de sodio para que ponga en libertad todo el sodio. Determinamos la cantidad de sodio que hay en los 10 gramos del sulfato: 10 g Na 2SO 4 

46 g Na  3,24 g Na 142 g Na 2SO 4

Luego determinamos la cantidad de coulombios correspondientes a esa masa: 3,24 g Na 

96500 coulombios  13593,91 coulombios (23  1) g Na

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226

Luego determinamos el tiempo utilizado: 13593,91 coulombios 

1 segundo  3398,48 segundos 4 coulombios

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Un motor eléctrico utiliza una corriente de 7,80 amperios. Cuántos coulombios de electricidad usa el motor por hora. Resp. 2,81x104 coulombios 2. Cuál es la resistencia del filamento de un foco de 100 vatios que usa 0,90 amperios a 110 voltios. Resp. 123 ohmios 3. Qué tiempo se necesitará para usar 100000 coulombios de electricidad en una plancha eléctrica operada con 10 amperios. Resp. 10000 s 4. Qué cantidad de hidrógeno gaseoso en condiciones normales se desprenderán por la acción de una corriente de 1 amperio que fluye durante un minuto. Resp. 6,96 ml 5. Una corriente de 500 miliamperios fluyendo durante exactamente una hora depositó 0,6095 g de zinc. Determinar el equivalente-gramo del zinc. Resp. 32,67 6. La corriente en un baño de plata tenía solo el 80% de eficiencia con respecto al depósito de plata. Cuántos gramos se depositarán en 30 minutos por una corriente de 0,250 amperios. Resp. 0,403 g 7. En un proceso electrolítico se depositaron 1,8069x1024 átomos de plata, si el rendimiento fue del 60%. Determinar la cantidad de corriente utilizada en Faradios. Resp. 5 8. Qué cantidad de agua se descompone por acción de una corriente de 100 amperios durante 12 horas. Resp. 403 g 9. Qué cantidad de sodio se depositará en una hora con un potencial de 100 voltios y una resistencia de 50 ohmios. Resp. 1,72 g 10. Qué volúmenes de hidrógeno y oxígeno se obtendrán a 27C y 740 mmHg si se pasa durante 24 horas una corriente de 25 amperios a través de agua acidulada. Resp. 284 litros; 142 litros 11. Cuántos minutos debe fluir una corriente de 50 miliamperios para que se deposite 1 equivalente-gramo de oxígeno. 32160 minutos 12. Una varilla que mide 10x2x5 cm se plateó por medio de una corriente de 75 miliamperios durante tres horas. Cuál es el espesor del depósito de plata sobre la varilla, dado que la densidad de la plata es de 10,5 g/cm3. Resp. 0,0054 mm Ing. Luis Escobar C.

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227

13. Cuántos minutos se necesitarán para depositar el cobre que hay en 500 ml de una solución de sulfato cúprico 0,25 N usando una corriente de 75 miliamperios. Resp. 2680 minutos 14. Qué tiempo se necesitará para depositar 2 g de cadmio de una solución de sulfato de cadmio cuando se usa una corriente de 0,25 amperios. Qué volumen de oxígeno en condiciones normales se liberan. Resp. 3,85 horas; 200 ml 15. Qué corriente se necesita para pasar un faraday por hora por un baño electrolítico. Cuántos gramos de aluminio y de cadmio serán depositados por un faradio. Resp. 26,8 amperios; 8,99 g Al y 56,2 g Cd 16. Por electrólisis del agua se recogen 0,845 litros de hidrógeno a 25C y 782 torr. Cuántos faradios tuvieron que pasar a través de la solución. 17. Durante cuánto tiempo (minutos) se debe pasar una corriente de 2 amperios a través de una solución ácida y obtener 250 ml de hidrógeno en condiciones normales. Resp. 17,95 min 18. Se electrolizan 150 g de una solución de Sulfato de Potasio al 10% en peso durante 6 horas y con una intensidad de corriente de 8 amperios, se descomponiéndose parte del agua presente. Determinar la concentración en porcentaje en peso de la solución luego de la electrólisis. Resp. 11,2 % 19. Se electroliza una solución cúprica, por el paso de 1930 coulombios se depositaron 0,508 g de cobre. Calcular el rendimiento del proceso. Resp. 80 % 20. Calcular la intensidad de corriente necesaria para descomponer todo el cloruro de sodio contenido en 600 ml de solución 2 M, si se hace circular la corriente durante 4 horas y el rendimiento del proceso es del 85%. Resp. 9,46 amperios

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228

ANEXOS

PRESION DEL VAPOR DE AGUA T(°C) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28

P(mm Hg) 4,6 4,9 5,3 5,7 6,1 6,5 7,0 7,5 8,0 8,6 9,2 9,8 10,5 11,2 12,0 12,8 13,6 14,5 15,5 16,5 17,5 18,7 19,8 21,1 22,4 23,8 25,2 26,7 28,3

T(°C) 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 45 50 55 60 65 70 75 80 85 90 95 96 97 98 99 100 101

P(mm Hg) 30,0 31,8 33,7 35,7 37,7 39,9 42,2 44,2 46,7 49,4 52,1 55,3 71,9 92,5 118,0 149,4 187,5 233,7 289,1 355,1 433,6 525,8 634,1 657,6 682,1 707,3 733,2 760,0 787,6

Ing. Luis Escobar C.

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229

DENSIDAD DEL AGUA T(˚C) –8 –7 –6 –5 –4 –3 –2 –1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

d(g/ml) 0,9986500 0,9988770 0,9990800 0,9992590 0,9994170 0,9995530 0,9996690 0,9997650 0,9998425 0,9999015 0,9999429 0,9999672 0,9999750 0,9999668 0,9999432 0,9999045 0,9998512 0,9997838 0,9997026 0,9996018 0,9995004 0,9993801 0,9992474 0,9991026 0,9989460 0,9987779 0,9985986 0,9984082 0,9982071 0,9929955 0,9977735 0,9975415 0,9972995 0,9970479 0,9967867 0,9965162 0,9962365 0,9959478 0,9956502

T(˚C) 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 45 50 55 60 65 70 75 80 85 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107

d(g/ml) 0,9953440 0,9950292 0,9947060 0,9943745 0,9940349 0,9936872 0,9933316 0,9929683 0,9925973 0,9922187 0,9902162 0,9880393 0,9856982 0,9832018 0,9805578 0,9777726 0,9748519 0,9718007 0,9686232 0,9653230 0,9646486 0,9639693 0,9632854 0,9625967 0,9619033 0,9612052 0,9605025 0,9597951 0,9590831 0,9583665 0,9576620 0,9569370 0,9562070 0,9554720 0,9547330 0,9539890 0,9532400

Ing. Luis Escobar C.

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Electroquímica

230

ALGUNOS MODELOS DE TABLAS PERIODICAS: Tabla periódica espiral del profesor THOEDOR BENFEY:

Tabla periódica propuesta por ED PERLEY:

Ing. Luis Escobar C.

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Electroquímica

231

Tabla periódica propuesta por CLARK:

Tabla periódica propuesta por PIERE DEMERS:

Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Electroquímica

232

Tabla periódica propuesta por CHARLES JANET:

Tabla periódica propuesta por ROMANOFF:

Ing. Luis Escobar C.

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Electroquímica

233

Tabla periódica propuesta por ZMACZYNSKI:

Tabla periódica propuesta por EMERSON:

Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Electroquímica

234

Tabla periódica propuesta por SCHEELE:

Tabla periódica propuesta por TIMMOTHY STOWE:

Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Electroquímica

235

Tabla periódica propuesta por MELINDA GREEN:

Tabla periódica propuesta por EMIL ZMACZYNSKI:

Ing. Luis Escobar C.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL

Electroquímica

236

Tabla periódica propuesta por CHANCOURTOIS:

Ing. Luis Escobar C.