Libro Quimica II

 

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CAPÍTULO VIII FÓRMULAS QUÍMICAS Y COMPOSICIÓN ESTEQUIOMÉTRICA 8.1 INTRODUCCIÓN El lenguaje que los químicos emplean para describir las formas de la materia y los cambios posibles en su composición se encuentra en todo el mundo científico. Los símbolos químicos, las fórmulas y las ecuaciones aparecen en áreas tan diversas como son agricultura, economía doméstica, ingeniería, geología, física biología medicina y odontología. La palabra “estequiometría” se deriva del griego  stoicheion,  stoicheion,   que significa “primer  principio o elemento”, elemento”, y metron metron que  que quiere decir “medida”.

La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción). 8.2 ÁTOMOS Y MOLÉCULAS  

La partícula más pequeña de un elemento que mantiene su identidad química a través de todos los cambios químicos y físicos se llama átomo.   Una molécula es la partícula más pequeña de un compuesto o elemento que tiene existencia estable e independiente.   Las moléculas que contienen más de dos átomos se denominan moléculas poliatómicas. 

8.3 FÓRMULAS QUÍMICAS  

La fórmula de una sustancia indica su composición química. Representa a los elementos que contiene y la relación en que se encuentra los átomos. La fórmula de un solo átomo es la misma que el símbolo del elemento. Así, Na  puede representar un solo átomo de sodio. No es común encontrar átomos aislados en la naturaleza. El subíndice que acompaña al símbolo del elemento indica el número de átomos en una molécula. Por ejemplo, F2 indica una molécula que contiene dos átomos de flúor, y P4  representa cuatro átomos de fósforo en una molécula. A las formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico se les llama modificaciones alotrópicas o alótropos. Ejemplos familiares son: O2 (oxígeno) y el ozono (O3).   Los químicos utilizan las fórmulas químicas  para expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos, por medio de los símbolos químicos. Composición significa no solamente los elementos presentes, sino también la  proporción en la cual cual se combina combinann los átomos.

 

Diferentes de unencompuesto siempre contienen los mismos elementos enmuestras la mismapuras proporción masa.  64

 

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8.4  LA MOL La unidad correspondiente al SI, y empleada en forma universal por los científicos, es la mol. Esta unidad se define como la cantidad de sustancia que contienen tantas entidades (átomos, moléculas u otra partícula) como el número de átomos en 0,012 kg de carbono –12 puro.

1 mol = 6,022045 x 1023 partículas

Este número, que suele redondearse a 6,022 x 10 23, se denomina número de Avogadro. La masa en gramos de una mol de átomos de un elemento puro es numéricamente igual al peso atómico en u.m.a. de dicho elemento.

Por ejemplo: Si se obtiene una muestra pura del elemento metálico titanio (Ti), cuyo  peso atómico es de 47,90 uma, y se miden 47,90 gramos del mismo, se tiene una mol o 6,022 x 1023 de átomos de titanio.  8.5 PESO FÓRMULA, PESOS MOLECULARES MOLECULARES Y MOLES  

El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos (PA) de los elementos de la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que está presente el elemento. Es la masa en unidades de masa atómica, uma, de una fórmula unitaria. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los cuales se basan, son masas relativas expresadas en uma.

 

Ejemplo: Calcular el pe peso so fórm fórmula ula del ccarbonato arbonato de amonio (NH4)2CO3, utilizando los valores más precisos de pesos atómicos que se conocen. 2xN 8xH 1xC 3xO

= = = =

2 8 1 3

x x x x

14,00674 uma 1,00794 uma 12,011 uma 15,9994 uma

= 28,01348 uma de N = 8,06352 uma de H = 12,011 uma de C = 47,9982 uma de O

Peso fórmula = 96,086 uma   El término peso molecular (PM) (denominada también como masa molecular) se emplea con el término peso fórmula cuando se hace referencia a las sustancias moleculares (no iónicas), es decir, sustancias que pueden existir como moléculas discretas.   La cantidad de sustancia que contiene la masa expresada en gramos es igual, en número, al peso fórmula en uma de 6,022 x 1023 unidades fórmula.   A partir de la masa de la masa molecular se puede determinar la masa molar de una molécula o un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma).Por ejemplo, la masa molecular del agua es 18,02 uma, uma, por lo que su masa molar es 18,02 g.

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El término milimol (mmol) se emplea en el trabajo de laboratorio. Como lo indica el  prefijo, un mmol es 1/1000 de mol. Las masas pequeñas se expresan a menudo en miligramos (mg) en lugar de gramos.

EJEMPLOS 1. ¿Cuántas moles de átomos ccontienen ontienen 245,2 gramos gramos de níquel metálico? Molesat Ni = 245,2 g de Ni x

1molNi = 4,177molesNi   58,7 gdeNi

2. El helio (He) es un gas valioso utilizado en la industria, en investigaciones en las que se requiere baja temperatura, en los tanques para buceo profundo y para inflar globos.¿Cuántas moles de He hay en 6,46 gramos de He?. MolesHe = 6,46 g de He x

1molHe = 1,615molesdeHe   4 gHe

3. El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para fabricar latón (con cobre) y para recubrir hierro con la finalidad de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0,356 moles de Zn?. gZn = 0,356molesZn  ×

65,38 gZn = 23,28 gZn   1molZn

4. El azufre (S) es un elemento no metálico. Su presencia en el carbón produce el fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos hay en 16,3 gramos de azufre? 1molS  6,022 × 10 23 átmS  átomS = 16,3 gS × ×   = 3,061 × 10 23 átomS   32,064 gS  1molS 

5. Calcule el número de átomos en 0,551 gramos de potasio (K) átomK  =  = 0,551gK 

1molK  × 6,022 × 10 23 átomK  = 8,48 × 10 21 átomK   39,098 gK  1molK 

EJERCICIOS 1. Calcule la masa, eenn gramos, de un átomo de níquel. 2. Calcule el número de de átomos en 1,0 1,000 mil millonésimo de ggramo ramo de níquel metá metálico, lico, con dos cifras significativas. 3. Calcule la masa molecular de cada uno de los sigu siguientes ientes compue compuestos; stos; a) dióxido de azufre (SO2), el principal responsable de la lluvia ácida, b) cafeína (C 8H10 N4O2). 4. El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántas moles de CH4 hay en6,07 gramos de CH4? 5. ¿Cuántas a) moles de O 2, b) moléculas de O2 y c) átomos de O están contenidas en 40,0 gramos de oxígeno gaseoso a 25ºC? 66

 

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6. Calcule el número de átomos átomos de hidrógeno pres presentes entes en 39,6 gramos gramos de sulfato de amonio, (NH4)2SO4  7 . Calcule el número de milimoles de ácido ácido sulfúrico en 0,147 gramos de H2SO4.

8.6 COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FORMULAS DE COMPUESTOS visto, laen fórmula de un compuesto indicaSin el número átomos deque cada Como se ha elemento presentes cada unidad del compuesto. embargo,de suponga se necesita verificar la pureza de un compuesto para usarlo en un experimento de laboratorio. A partir de la fórmula es posible calcular el porcentaje con que contribuye cada elemento a la masa total del compuesto. De esta manera, comparándolo con el resultado de la composición porcentual obtenida experimentalmente con la muestra, se determina la pureza de la misma. 

8.6.1 LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL EN MASA    

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento  presente en un compuesto.

La porcentualentre se obtiene al dividir la masa de cadayelemento contenida en composición 1 mol del compuesto la masa molar del compuesto multiplicando por 100%.   Matemáticamente, la composición porcentual de un elemento en un compuesto se expresa como:

n x masa molar del elemento Composición porcentual de un elemento =

x 100 Masa molar del compuesto

n : el número de moles del elemento elemento contenidos en un mol del compuesto. compuesto.

 

Por ejemplo:  En 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. Las masas molares de H 2O2, H y O son 34,02 g, 1,008 y 16,00 g respectivamente. Por lo tanto, la composición porcentual del H2O2 se calcula como sigue: 2 x 1,008 g %H =

2 x 16,00 g x 100% = 5,926% ; O % =

34,02 g

x 100% = 94,06% 34,02

La suma de los porcentajes es 5,926% + 94,04% = 99,99%. La pequeña diferencia respecto al 100% se debe al redondeo de las masas molares de los elementos.

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EJEMPLOS: 1.  El ácido fosfórico ( H3PO4) es un líqu líquido ido inc incoloro oloro y dulzón que se utiliza en detergentes, fertilizantes, dentífricos y en bebidas gaseosas para “resaltar” el sabor. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. ×

% H = 398 g  1 g  × 100% = 3,061%   4 × 16 g  %O= × 100% = 65,31%   98 g 

×

% P = 1 9831  g  g  × 100 = 31,633%  

2.  Calcule la composición porcentual en masa de cada uno de los elementos del hidróxido de diamín diamín ppaladio aladio (II), Pd(NH3)2(OH)2 . % Pd =

1 × 106,4 g  × 100% = 60,78%   174,4 g 

%N=

2 × 14 g  × 100 = 16,05%   174,4 g 

%H=

8 × 1 g  × 100% = 16,05%   174,4 g 

%O=

2 × 16 g  × 100% = 18,35%   174,4 g 

8.6.2 DEDUCCIÓN DE LAS FORMULAS A PARTIR DE LA COMPOSICIÓN ELEMENTAL Cada año se sintetizan o se descubren en la naturaleza miles de compuestos nuevos. Uno de los primeros pasos para caracterizar un compuesto nuevo es determinar su composición porcentual, para lo cual se efectúa un análisis cualitativo que determina los elementos presentes en el compuesto. Posteriormente se lleva a cabo un análisis cuantitativo que permite conocer la cantidad de cada elemento. Una vez que se conoce la composición porcentual de un compuesto (o su composición elemental en masa) se puede determinar la fórmula más simple. La fórmula más simple o FÓRMULA EMPÍRICA es la relación entre el menor número entero de átomos presentes en una molécula del compuesto. Se puede establecer conociendo su composición centesimal (C.C.) o conociendo experimentalmente experimentalmen te el peso de cada uno de los elementos en el compuesto. Los compuestos iónicos se representan únicamente mediante la fórmula mínima o empírica. Por ejemplo, un compuesto que tiene como composición porcentual; 69,94% de hierro y 30,06% de oxígeno. Para determinar su fórmula: Se halla el número de moles de hierro y oxígeno para la formación de 100 g de compuesto (óxid (óxido). o).

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Fe: 69,94 g Fe x

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1moldeFe = 1,252moldeFe   55,85 gFe

1moldeO = 1,879moldeO   16 gdeO El hierro y el oxígeno entran en este óxido en la relación molar 1,152 a 1,879, estos números no so sonn enteros por lo tanto de debe be convertirse a un número entero, dividiendo entre el menor (1,252). 1,252mol  1,879mol  Fe: = 1  O: = 1,5   1,252mol  1,252mol  La relación encontrada del hierro respecto al oxígeno es 1 : 1,5 , aún no son números números enteros, entonces para transformarlo se multiplica por dos y se tiene: Fe: 1 x 2 = 2 O: 1,5 x 2 = 3 O: 30,06 g de O x

Y la relación es de dos a tres (2 ( 2 : 3) por lo l o que la fórmula empírica es Fe2O3 

EJEMPLOS 1.  El acetileno es un hidrocarburo no saturado, usado en la soldadura autógena, tiene una composición porcentual de 92,25% de carbono y 7,75% de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula empírica?. Considerando que 100% constituye 100 g de muestra, entonces: C: H:

1moldeC  = 7,69moldeC   12 gC  1moldeH  7,75gH x = 7,69moldeH    1,008 gH  92,25 g C x

Esto nos muestra que la relación es 1:1, por lo tanto la fórmula empírica es CH, pero su fórmula molecular del acetileno es C2H2. 2.  La glucosa es un carbohidrato, monómero de los polisacáridos tal como el almidón, contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, mediante un análisis se determinó que contiene 39,98% de carbono, y 6,72% de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula empírica?.  El compuesto contiene tres elementos y sólo se conoce el porcentaje del carbono e hidrógeno, el porcentaje de oxígeno se halla restando de 100. %O = 100 – (%C + %H) %O = 100 – (39,98 + 6,72) = 53,3%  Los porcentajes de cada elemento prese presente nte en el compuesto, se ttransforman ransforman en gramos considerando 100 g de muestra, entonces tenemos 39,98 g de C, 6,72 g H y 53,3 g de O, con estos datos calculamos la relación molar: 1molC  C: 39,98gC x = 3,332molC   12 gC 

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 H:

6,72 g H x

1molH  = 6,67molH   1 gH 

O:

53,3 g O x

1molO = 3,331molO   16 gC 

 Para encontrar la relación de números enteros dividimos entre el menor: 3,332molC  3,331molO 6,67molH  C: O: H: =2 = 1  = 1  3,331molH  3,331molO 3,331molH   Entonces la fórmula empírica es CH 2O

8.6.3 DETERMINACIÓN DE LAS FÓRMULAS MOLECULARES En los compuestos moleculares la FÓRMULA MOLECULAR indica el número real de átomos presentes en la molécula. Puede ser igual a la fórmula empírica o a un múltiplo entero de ella. Se emplea para representar a los compuestos covalentes. covalentes. Se establece conociendo primero la fórmula empírica y luego el peso molecular del compuesto Veamos algunos ejemplos comparativos entre dichas fórmulas para establecer una relación.

Compuesto

Fórmula molecular

n

Fórmula empírica.

Benceno

C6H6

6

CH

Ácido acético

C2H4O2 

2

CH2O

Propileno

C3H6

2

CH2

Peróxido de

H2O2 

2

HO

hidrógeno Ácido oxálico

C2H2O4

2

CHO2

La Fórmula Molecular (F.M.) es un múltiplo entero (n) de la Fórmula Empírica (F.E):  F.M = nF.E El procedimiento del ejemplo anterior puede invertirse si es necesario. Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto es posible determinar su fórmula empírica. Debido a que se tienen porcentajes y la suma de todos ellos es el 100%, es conveniente suponer que se empezó con 100 gramos de un compuesto.

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Para diversos compuestos la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Por ejemplo la fórmula empírica del butano es C 2H5, pero su fórmula molecular contiene dos veces el número de átomos de la primera, es decir (C2H5)2 = C4H10.

Formula molecularmasa = nmolar x fórmula empírica de la sustancia n = -----------------------------------masa molar de la fórmula empírica  n : es el número de fórmulas f órmulas unitarias empíricas en una moléculas del compuesto

Por ejemplo la fórmula empírica de la glucosa es CH 2O (masa molar 30), su masa molar de la glucosa es 180, entonces tenemos: n = 

180 = 6  30

Por lo tanto la fórmula molecular es: Formula molecular = n x fórmula empírica = 6(CH2O) = C6H2O6

EJEMPLOS 1. La vitamina C (ácido ascórbico) es antiescorbútica, antiescorbútica, se encue encuentra ntra en frutas agrias. Tiene una composición de 40,89% de carbono, 4,58% de hidrógeno y 54,53% de oxígeno. Determinar: a) Su fórmula empírica b) Su fórmula molecular si su masa molar es de 176?.

a) Fórmula empírica  Primero se calcula la fórmula mínima con los porcentajes: 1molC  C: 40,89 gC ×  = 3,408molC   12 gC  H:

1molH  4,58 gH ×   = 4,544molH    1,008 gH 

1molO = 3,408molO   16 gC  Para encontrar la relación de números enteros dividimos entre el menor: O:

54,53gO ×

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3,408molC  4,544molH  3,408molO O: = 1   H: = 1,33   = 1  3,408molC  3,408molC  3,408molC  Como todavía no son números enteros, entonces se multiplica por 3, por lo tanto la fórmula empírica de dicho compuesto es: C3H4O3  C:

b) Fórmula molecular n =  176 g  = 2   88,03 g  Formula molecular = n x fórmula empírica = 2(C3H4O3) = C6H8O6  2. Una muestra de glucosa ppurificada, urificada, con ma masa sa de 0,1014 0,1014 gramos se quema quema en un tren de combustión C-H y produce 0,1486 gramos de CO 2  y 0,0609 gramos de H2O. El análisis elemental indica que la glucosa contiene sólo carbono, hidrógeno y oxígeno. Determine las masas de C, H y O de la muestra, así como los porcentajes de esos elementos en la glucosa. (Tal como muestra la figura).

Se calcula primero la masa de carbono que se convierte en 0,1484 gramos de CO 2.  Hay una mol de átomos de carbono, 12,01 gramos, en cada mol de CO2 , 44,01  gramos.  g de C = 0,1486 g de CO2 × 12,01 gdeC  = 0,0406 gdeC   44,01 gdeCO2  De igual manera, se puede calcular la cantidad de hidrógeno en la muestra original,  partiendo del hecho de que hay dos moles de átomos de hidrógeno, 2,016 gramos, por mol de H  O, 18,02 gramos. 2 2,016 gdeH   g de H = 0,0609 0,0609 g de H 2O × = 0,00681gdeH    18,02 gdeH 2 O El resto de la muestra deber ser oxígeno, porque se demostró que la glucosa contiene  sólo C, H y O.  g de O = 0,1014 gdemuestra − [0,0406    gdeC + 0,00681 gdeH ] = 0,0540 gdeO    Los porcentajes de masa se calculan empleando la relación:  gdelelemento %  del elemento = × 100%    gdelamuest ra 0,00681 gdeH  0,0406 gdeC  %C =   %H = × 100% = 6,72%   × 100 = 40,04%deC   0,1014 g  0,1014 g  0,0540 gdeO %O = × 100% = 53,3%deO   0,1014 g 

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3. En el ejemplo anterior, se se determinó que la gglucosa lucosa tiene una composición porc porcentual entual de 40% de C, 6,72% de H y 53,3% de O. En otros experimentos se demuestra que su  peso molecular es aproximadamente de 180 u.m.a. Determínese la fórmula empírica y la fórmula molecular de la l a glucosa.  Por simplicidad se pueden considerar 100 gramos de glucosa, los cuales contienen 40  gramos de C, 6,72 gramos de H y 53,3 gramos de O. Se calcula primero el número de moles de átomos que esas masas representan.  Elemento

Masa relativa del elemento

Número relativo de átomos

Divídase por el número menor

40,0 3,33 = 3,33   = 1,00   12,01 3,33 6,72 6,67  H 6,72 = 6,67   = 2,00   CH 2O 1,008 3,33 53,3 3,33 O 53,3 = 3,33   = 1,00   16,0 3,33  La fórmula empírica es CH 2O, la cual tiene un peso fórmula de 30,02 uma. Como el C

40,0

 peso molecular de la glucosa es aproximadamente de 180 uma, se puede determinar la fórmula molecular al dividir el peso molecular entre el peso fórmula empírica. 180uma = 6,00   30,02uma  El peso molecular es seis veces el peso de la fórmula empírica, (CH 2 O )6 = C 6 H 12 O6 , de manera que la fórmula molecular de la glucosa es C 66  H    12 12O6 . n=

EJERCICIOS 1.  Los aminoácidos son la base de las proteínas. El más simple es la glicina, que contiene H, C, N y O. El análisis de una muestra de glicina de masa igual a 2,015 gramos, da como resultado 0,6448 gramos de carbono, 0,3760 gramos de nitrógeno y 0,8590 gramos de oxígeno. a) Calcule el porcentaje de cada elemento presente en la glicina.  b) ¿Cuál es su fórmula empírica? Esta úúltima ltima también es su fó fórmula rmula molecular. 2. La calcopirita (CuFeS2 ) es un mineral importante del cobre. Calcule el número de kilogramos de Cu en 3,71 x 103 kg de calcopirita. 3. Se determinó que una muestra de un compuesto iónico, con masa igual a 20,882 gramos, contiene 6,072 gramos de Na (sodio), 8,474 gramos de S (azufre) y 6,336 ramos de O (oxígeno). ¿C ¿Cuál uál es su fórmula em empírica? pírica? 4. Una muestra de un compues compuesto to de boro (B) e hidróge hidrógeno no (H) contiene 6,44 6,4444 gramos de B y 1,803 gramos de H . La masa molar del compuesto es aproximadam aproximadamente ente 30 gramos. ¿Cuál es su fórmula molecular? 5. En la combustión de 99 99,539 ,539 g de un compue compuesto sto orgánico formado por por C, H y O se forman 145 g de CO2 y 60 g de H2O. Además, ½ mol de compuesto pesa 60 g. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?.

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PRACTIQUEMOS PRACTIQUEM OS 08 1. Cuántas moléculas existen en 392 gramos de ácido sulfúrico? 2. ¿Cuántos gramos de calcio se encuentran en 800 gramos de CaCO3? 3. ¿Cuántas moles hay en 168 gramos de NaHCO3? 4. ¿Cuántos átomos de cloro hay en 2 moles de CaCl2? 5. ¿Cuántas moles de átomos de oxígeno hay en 82 gramos de Ca(NO3)2? 6. Cuál es el porcentaje en peso del oxígeno en el SO2? 7. ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 80% en peso de carbono y 20% en peso de hidrógeno?. 8. Todas las sustancias que aparecen a continuación se utilizan como fertilizantes, que contribuyen la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas f uente de nitrógeno, deaacuerdo con su composición porcentual enrepresenta masa? una mejor fuente a) Urea, (NH2 )2CO b) Nitrato de amonio, NH4 NO3  c) Guanidina, HNC(NH2)2  9. El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componente componentess del esmog. Está formado por por C,H, N y O. Determine la composición porcentua porcentuall de oxígeno y la fórmula empírica, a  partir de la siguiente composición porcentual en masa: 19,8% de C, 2,50% de H y 11,6% de N. 10. Calcúlese las masas del NaNO2  y las impurezas presentes en 45,2 gramos de un  NaNO2 de 99,4% de pureza. 11. Frecuentemente se agrega fluoruro de estaño (II) ( SnF2) a los dentífricos como un ingrediente para evitar las caries. ¿Cuál es la masa de F en gramos que existe en 24,6 gramos de este compuesto?. 12. Se sospech sospechaa que el gluta glutamato mato monosó monosódico dico (MSG) saborizan saborizantes tes de alimentos, alimentos, es el causante del “síndrome del restaurante chino”, ya que puede causar dolores de cabeza y del pecho. El MSG tiene tiene la siguiente comp composición osición porcentual eenn masa: 35,51% de C, 4,77% de H, 37,85% de O. 8,29% de N y 13,60% de Na. Si su masa molar es 169 gramos ¿Cuál es su fórmula molecular? 13. La alicina es el compues compuesto to responsable del olor característico característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto compuesto muestra la siguiente com composición posición porcentual en masa : C: 44,4%; H: 6,21%; S: 39,5%; O : 9,86% . Calcule su fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es alrededor de 162 g?

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14. Un compuesto orgánico no identificado, identificado, X, contiene sólo C, H y O. Se somete a análisis  por combustión. Cuando se queman 228,4 mg de compuesto X puro e un tren de combustión C-H, se obtienen 627,4 mg de CO 2 y 171,2 mg de H 2O. a) Determine las masas de C, H y O en la muestra. b) Determinar la fórmula empírica del compuesto X. 15. Cuántos átomos de hidrógeno ha hayy en 4,2154 x 1023 moléculas de hidrógeno. 16. En 36 gramos de ag agua, ua, determine a) El núm número ero de moléculas de agua, b) átomos de oxígeno e hidrógeno. 17. ¿Cuál es la ma masa sa en gramos ddee 3,45 x 1024 moléculas de dióxido de azufre?. 18. ¿Cuántos átomos de mercurio hay en cinco gotas del mismo, si cada gota tiene una masa de 0,68 gramos?. 19. ¿Cuántas iones Na+ hay en un trozo de NaCl de forma cúbica cuya arista es 0,58 cm. La densidad del NaCl es 2,21 g/mL. 20. ¿Cuál es la composición composición porcentual de un compu compuesto esto que se forma cuand cuandoo 2,30 gramos de cobre por combinación con oxígeno produce 2,96 gramos de óxido?. 21. Se quema 1,18 gramos de azufre en polvo, en presencia de oxígeno y produce 2,95 gramos de compuesto. ¿Cuál es la fórmula empírica de dicho compuesto? 22. Qué peso de cal viva (óxido de calcio) se obtiene a partir de 40 gramos de caliza (carbonato de calcio) de 92% de pureza?. 23. El platino forma dos com compuestos puestos diferentes con con el cloro. Uno contien contienee 26,7% de Cloro en masa y el otro tiene 42,1% de Cloro en masa. Determine las fórmulas empíricas de los dos compuestos. 24. 0,2284 gramos de una mue muestra stra que contiene C, H, y O se so somete mete a un an análisis. álisis. Por combustión se obtiene 0,6274 gramos de anhídrido carbónico y 0,1712 gramos de agua. Determinar la fórmula empírica de dicho compuesto. 25. La isoleucina isoleucina es un aminoácido aminoácido constituy constituyente ente de muchas proteínas, proteínas, su comp composición osición  porcentual es: 54,92% de carbono, 9,99% de hidrógeno, 24,41% de oxígeno y 10,68% de nitrógeno. Determinar: a) Su fórmula empírica, b) Su masa molar . 26. El Nylon es un polímero sintético usado en la fabricación de telas. Se obtiene a partir de una amina ( 1,6-hexanodiamina) y un ácido dicarboxílico. Una muestra de 0,50 gramos de este ácido se combustiona y produce 0,9036 gramos de CO 2 y 0,308 gramos de H2O. Cuál es: a) La fórmula empírica, b) La fórmula molecular c) Su masa molar. 27. La gasolina es un hidrocarburo saturado (octano), se emplea como combustible para vehículos motorizados. motorizados. Contiene 84,10% 84,10% C y 15,90% de hhidrógeno. idrógeno. Determinar: a) a) Su fórmula empírica, b) Su fórmula molecular.

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CAPÍTULO IX REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS 9.1 INTRODUCCIÓN En el capítulo anterior se estudió la estequiometría de la composición, las relaciones cuantitativas entre los elementos presentes en los compuestos. En el presente capítulo se estudiará la estequiometría de las reacciones, las relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en las reacciones químicas. Ya sea que se trate de describir una reacción que se emplea en algún análisis químico, o a nivel industrial en la producción de algún plástico, o que se lleve a cabo durante el metabolismo en el cuerpo, es preciso describirlas con precisión. Las ecuaciones químicas constituyen un lenguaje sumamente exacto aunque muy versátil, para describir cambios químicos.

9.2 REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas son representaciones de las transformaciones químicas  permanentes de las sustancias en la cual se alteran su naturaleza química, formando nuevas sustancias (productos) con propiedades diferentes a las sustancias que le dieron origen (reaccionantes ( reaccionantes). ). Las reacciones reacciones químicas se representan por medio de una ecuación ecuación química. química. Las ecuaciones se representan mediante símbolos y fórmulas de los elementos y compuestos involucrados en la reacción. Los reactivos se indican en la parte izquierda y los productos en la derecha. REACTIVOS

PRODUCTOS

Se debe tener en cuenta lo siguiente: •  Una sal soluble o solución acuosa se indica por la fórmula de los iones que forman el compuesto, colocando como subíndice (ac) luego de la fórmula o símbolo del compuesto. •  Un compuesto insoluble o ligeramente soluble se representa por fórmula molecular de compuestos seguida del símbolo (s). •  Un gas insoluble o ligeramente soluble se representa por la formula molecular del gas seguida del símbolo (g). •  Un compuesto líquido (l) Por ejemplo para representar la siguiente ecuación: A2(s)  + 2 BC(ac)    2 AB(ac)  + C2(g)  A2  es un sólido o un compuesto insoluble (o precipitado), BC, y AB son compuestos solubles en agua (acuosas) y C 2 es un gas.

REACCIÓN QUÍMICA, es un proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas.

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Una ECUACIÓN QUÍMICA utiliza símbolos químicos para mostrar qué sucede durante una reacción química. Las ECUACIONES QUÍMICAS se emplean para describir las reacciones químicas e indican:   Las sustancias que reaccionan o reactivos.    Las sustancias que se forman o productos.    Las cantidades relativas de las sustancias que participan en la reacción. Ejemplo:  La combustión del gas natural, una reacción que se emplea en la l a calefacción de edificios y en la cocción de los alimentos.   El gas natural es una mezcla de diversas sustancias, siendo el metano, CH 4, el componente principal.   La ecuación que describe la reacción del metano con exceso de oxígeno es : CH4 

+

R E A C T A N T E S 

11 molécula mol 16 g

2 O2

 

22 moléculas moles 64 g 80 g

CO2 

+

P R O D U C T O S 

11 molécula mol 44 g

2 H2O 22 moléculas moles 36 g

80 g

 

En la forma más sencilla indica que el metano reacciona con el oxígeno para  producir dióxido de carbono, CO2 y agua.   En una forma más especifica, establece que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.    No se produce cambio detectable en la cantidad de materia durante una reacción química ordinaria. Este principio básico es la ley de la conservación de la materia, y constituye la base para el “balanceo” de las ecuaciones químicas y los cálculos que se realizan a partir de dichas ecuaciones.

9.3 BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS En general el balance de una ecuación química se verifica mediante los siguientes pasos: •  Se identifican los reactivos y productos, y se escriben sus fórmulas correctas del

lado izquierdo y derecho de la ecuación, respectivam respectivamente. ente. •  El balance de la ecuación se empieza probando diferentes coeficientes para igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. Se pueden cambiar los coeficientes (los números que anteceden a las fórmulas), pero no los subíndices (los números que forman parte de las fórmulas). 

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Ejemplos: Haga el balance de las siguientes ecuaciones ecuaciones:: a) C + O2  b) CO + O2 c) H2  + Br 2 

CO CO2  HBr

d) NaOH K e)

KOH H22O  Na 2SO4 + + H

+ +

H22SO O 4  H

9.4 CANTIDADES DE REACTIVOS Y PRODUCTOS PRODUCTOS Una pregunta básica que se plantea en el laboratorio y en la industria química es:

¿Qué cantidad de producto se obtendrá a partir de cantidades específicas de las materias primeras (reactivos)? ¿Qué cantidad de materia prima se debe utilizar utilizar para obtener una cantidad específica del producto? Para interpretar una reacción en forma cuantitativa  es necesario aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol. La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación se utilizan moles. El método del mol consta de los siguientes pasos:   Escriba las fórmulas correctas para todos los reactivos y productos y haga el  balance de la ecuación ecuación resultante.   Convierta en moles las cantidades cantidades de algunas o de todas las sustanc sustancias ias conocidas (generalmente, los reactivos).   Utilice los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular el número de moles de las cantidades buscadas o desconocidas (generalmente (generalmente los productos) en el problema.   Utilizando los números calculados de moles y las masas molares convierta las cantidades desconocidas en las unidades que se requieran (generalmente en gramos.   Verifique que la respue respuesta sta sea razon razonable able en términos físicos físicos..

9.5 CÁLCULOS QUE SE REALIZAN A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS Como se indicó anteriormente, las ecuaciones químicas representan un lenguaje muy preciso y versátil. A partir e este momento se pueden emplear  para calcular las cantidades relativa relativass de las sus sustancias tancias que pa participan rticipan en las reacciones químicas.

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Estos son los tipos de cálculos estequiométricos basados basados en el método del mol: Moles de reactivo

Masa de reactivo

Masa de reactivo

Moles de reactivo

Moles de reactivo

Moles de producto

Moles de producto 

Moles de producto

Masa de producto

El método del mol consta de los siguientes pasos: 1.  Escriba las fórmulas correctas para todos los reactivos y productos y haga el balance de la ecuación resultante. 2.  Convierta en moles las cantidades de algunas o de todas las sustancias conocidas (generalmente, los reactivos). 3.  Utilice los coeficientes de la ecuación balancead balanceadaa para calcular el número de moles de las cantidades buscadas o desconocidas (generalmente los productos) en el problema. 4.  Utilizando los números calculados de moles y las masas molares convierta las cantidades desconocidas desconocidas en las unidades que se requieran (generalmente en gramos). 5.  Verifique que la respuesta sea razonable en términos físicos. f ísicos.

9.6. REACTIVO LIMITANTE Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos se consumen mientras que  parte de otros se recu recuperan peran al finalizar la rea reacción. cción. El reactivo que se consume primero en la reacción recibe el nombre de reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de pproducto roducto que se forma depende depende de la cantidad de este reactivo que había originalmente. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso  son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

9.7 RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN  Rendimiento teórico: es el rendimiento máximo que se puede obtener, que se calcula a partir de la ecuación balanceada. El rendimiento real, es la cantidad de producto que se obtiene en una reacción en la práctica, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.

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Rendimiento real % de rendimiento =

x 100% Rendimiento teórico

EJEMPLOS  1. Todos los metales alcalinos reaccionan con el agua para formar hidrógeno gaseoso y el hidróxido del metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua 2Li (s)  + 2 H2O(l)    2 LiOH(ac)  + H2(g) a) ¿Cuántas moles de H2 se formarán al completarse la reacción de 6,23 moles de Li con agua?.  b) ¿Cuántos gramos de H2 se formarán al completarse la reacción de 80,57 g de Li con agua?. a)   Paso 1: La ecuación balanceada la proporciona el problema.  Paso 2: No es necesario hacer ninguna conversión porque la cantidad de la materia  prima, Li, está dada en moles. moles.  Paso 3: Puesto que 2 moles de Li producen 1 mol de H 2 ó 2 moles de Li  1 mol de H 22,, las moles de H 2 que se forman se calculan como sigue: ≈

moles de H 2 producido = 6,23 mol Li ×

1molH 2 2molH 2 = 3,12molH 2   2molLi

 Paso 4: Este paso no se requiere.  Paso 5: Se empieza con 6,23 moles

de Li y se producen 3,12 moles de H 2. Como 2 moles de Li producen 1 mol de H 2 , 3,12 es una cantidad razonable.

b)   Paso 1: La reacción es la misma que en el inciso a).  Paso 2: El número de moles de Li está dado por: 1molLi moles de Li = 80,57 g de Li × = 11,61molLi   6,941 gLi  Paso 3: Debido

a que 2 moles de Li producen 1 mol de H 2 , ó 2 moles de Li  1 mol de  H 2,2, el número de moles de H 2 se calcula como sigue:

moles de H 2  producido = 11,61 mol Li ×

≈

1molH 2 = 5,805molH 2   2molLi

 Paso 4:

A partir de la masa molar del H 2  (2,016 g), se calcula la masa de H 2   producido: masa de H 2 producido= 5,805 mol H 2 × 2,016 gH 2 = 11,70 gH 2   1molH 2

 Paso 5:

Debido a que la m masa asa molar del H 2 es menor que la del Li, y se necesitan dos moles de Li para formar un mol de H 2 , se s e espera que llaa respuesta r espuesta sea menor que 80,57g.

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Una vez que se ha adquirido la suficiente práctica, es conveniente combinar los pasos 2,3 y 4 en una so sola la ecuación ecuación,, como se se muestra en el ejemplo sigu siguiente. iente. 2. Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para  proporcionar la energía necesaria necesaria para el crecimiento crecimiento y para otras funciones. funciones. Una ecuación general global para este complicado proceso representa la degradación de glucosa (C6H12O6) a dióxido de carbono ( CO2) y agua (H2O): C6H12O6 + O2    CO2  + H2O (sin balancear). Si una persona consume 856 gramos de C6H12O6 durante cierto período, ¿Cuál es la masa de CO2 producida?.  Paso 1:  Se proporciona la

ecuación bbalanceada: alanceada: C 66  H    12 12O6 + 6O2  →   6CO2  + 6 H 2O  Pasos 2,3 y 4:  A partir de la ecuación balanceada se puede ver que 1 mol de C 66  H    12 12O6 6 moles de CO2. Las masas molares de C 66  H    12 12O6   y CO2 son 180,2 g y 44,01  g, respectivamente. Todos estos datos se combinan en una una ecuación: ≈

mCO 2= 856 g C 6 6 H    12 12O ×

1molC 6 H 12 O6

×

6molCO2

×

44,01 gCO2

= 1,25 × 10 3 gCO2  

180,2 gC 6 H 12 O6 1molC 6 H 12 O6 1molCO2  Paso 5:  Debido a que un mol de C 6  6 H    12 12O6 produce seis moles de CO2 y la masa molar de C 6 6 H    es cuatro veces mayor que la de CO2 , se espera que la masa de CO2    12 12O6  es  formado sea mayor que 856 g. Por tanto, la respuesta es razonable. 3. La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoníaco con dióxido de carbono:  NH3(g)  + CO2(g)    (NH2)2CO (ac)  + H2O(l) (sin balancear) En un proceso se hacen reaccionar r eaccionar 637,2 gramos de NH3 con 1 142 gramos de CO2. a)¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?  b) Calcule la masa masa de [(NH2)2CO] que se formará. c)¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos quedará sin reaccionar r eaccionar al finalizar la reacción?. a)   Debido a que no se puede saber, por simple inspección, cuál de los dos es el reactivo limitante, primero se debe convertir las masas en número de moles. moles de NH 3 = 637,2 gNH 3  ×

1molNH 3 = 37,42 mol NH 3  17,03 gNH 3

moles de CO2 = 1 142 g CO2 × 1molCO2 = 25,95molCO2   44,01 gCO2

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 La ecuación balanceada es: 2 NH 3(g) H 2O(l) 3(g)  + CO2(g)     (NH 2 )2CO (ac)  +  A partir del balance de la ecuación se observa que 2 moles de NH 3  1 mol de CO2; por tanto, el número de moles de NH 3 que se necesita para reaccionar con 25,95 moles de CO2 está dado por: ≈

25,95 mol CO2 × 2molNH 3 = 51,90molNH 3   1molCO2  Debido a que únicamente hay 37,42 moles de NH 3 presentes y no son suficientes para que reaccione completamente el CO2 , el NH 3  debe ser el reactivo limitante y el CO2  el reactivo en exceso. b)   La cantidad de (NH 2 )2CO producida se determina con la cantidad de reactivo limitante presente. Así, se escribe:  Masa de (NH 2 )2CO= 37,42molNH 3 ×

1mol ( NH 2 ) 2 CO 60,06 g ( NH 2 ) 2 CO ×  = 1124 g   2molNH 3 1mol ( NH 2 )2 CO

c)   El número de moles de reactivo en exceso (CO2 ) sin reaccionar es: ⎛ 

25,95 mol CO2  − ⎜⎜ 37,42molNH 3 × ⎝ 

1molCO2  ⎞ ⎟⎟ = 724molCO2     2molNH 3  ⎠

masa de CO2 recuperado = 7,24molCO2 ×

y

44,01 gCO2   = 319 gCO2   1molCO2

4. El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de  bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido entre 950 y 1 150 ºC: TiCl4(g)  + 2Mg(l)    Ti(s)  + 2MgCl2(l)  En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3,54x107  gramos de Mg con 1,13 x 107g de Mg. a) Calcule el rendimiento teórico de Ti en gramos.  b) Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7,91 x 10 6 gramos de Ti. a) Primero   Primero se calcula el número de moles de TiCl 4 y Mg inicialmente presentes: moles de TiCl4 = 3,54 × 10 7 gTiCl 4 ×

1molTiCl 4   = 1,87 × 10 5 molTiCl 4   189,7 gTiCl 4

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1molMg  moles de Mg = 1,13 × 10 7 gMg ×   = 4,65 × 10 5 Mg   24,31 gMg   A continuación, se determina cuál de las dos dos sustancias es el reactivo limitante: 2molMg  1,87 × 10 5 molTiCl 4 ×  = 3,74 × 10 5 molMg   1molTiCl 4  Puesto que están presentes 4,65 x 105 moles de Mg, más de lo necesario para reaccionar con la cantidad de TiCl 4 que se tiene, el magnesio debe ser el reactivo en exceso y el TiCl 4  el reactivo limitante. 1molTiCl 4 1molTi 47,88 gTi  × × = 8,93 × 10 6 gTi   189,7 gTiCl 4 1molTiCl 4 1molTi Para calcular el porcentaje del rendimiento se utiliza : ren dim ientoreal  % de rendimiento = × 100%   ren dim ientoteórico 7,91 × 10 6 g  × 100% = 88,6%   % de rendimiento = 8,93 × 10 6 g 

3,54 × 10 7 gTiCl 4 × b)

EJERCICIOS 1. La reacción entre el óxido nítrico (NO) y oxígeno para formar dióxido de nitrógeno (NO 2) es un paso determinante para la formación del esmog fotoquímico:  NO(g)  + O2(g)    NO2(g) (sin balancear) a) ¿Cuántas moles de NO 2 se formarán por la reacción completa de 0,254 mol de O2?  b) ¿Cuántos gramos gramos de NO2 se formarán por la reacción completa de 1,44 gramos de NO? 2. El metanol (CH3OH) se quema en aire de acuerdo con la ecuación: 2CH3OH + 3 O2   2 CO2  + 4 H2O Si se utilizan 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿Cuál es la masa de H 2O  producida? 3. La reacción entre el aluminio y el óxido de hierro (III) puede producir temperaturas cercanas a los 3 000 ºC, lo que utiliza para soldar metales: Al + Fe2O3   Al2O3  + Fe (sin balancear) En un proceso se hicieron reaccionar r eaccionar 124 gramos de Al con 601 gramos de Fe2O3 . a) Calcule la masa (en gramos) de Al2O3 que se formó.  b) ¿Qué cantidad de reactivo en exceso exceso se rec recuperó uperó al completars completarsee la reacción? 4. En la industria, el vanadio metálico, que que se utiliza en aleaciones de acero, se puede obte obtener ner al hacer reaccionar óxido de vanadio (V) con calcio a temperaturas elevadas: Ca + V2O5    CaO + V (Sin balancear) En un proceso reaccionan 1,54 x 103 gramos de V2O5  con 1,96 x 103 gramos de calcio. a) Calcule el rendimiento teórico del vanadio. b) Calcule el porcentaje de rendimiento si se obtienen 803 gramos de vanadio.

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PRACTIQUEMOS PRACTIQUEM OS 09 1.  BALANCEE LAS SIGUIENTES ECUACIONES a) Fe  b) c) d) e) f) g) h) i)  j)

+

O2 

Mg + Ca HCl Ca(OH)2  + HNO3  BF3 + H2O NaOH + H3PO4  Cu(NO3)2 + NH3  +H2O BiCl3 + H2S (NH4)2Cr 2O7  FeCl3  + NH3  +

  

 

H2SO4

           

H2O

 

Fe2O3  MgSO CaCl2 4  Ca(NO3)2  B2O3  Na3PO4  Cu(OH)2  Bi2S3  N2  + Fe(OH)3 

+ H22  + H2O + HF + H2O + NH4 NO3  + HCl Cr 2O3  + + NH4Cl

H2O

2. La fermentación es un proceso químico complejo que se utiliza en la manufactura de los vinos, en el que la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono:  C6H12O6  C2H5OH + CO2 (sin balancear)   glucosa etanol Si se empieza con 500,4 gramos de glucosa, ¿cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros, que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol = 0,789 g/ml) 3. La disminución del ozono (O3) en la estratósfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico ( NO ) que proviene de las emisiones de los aviones de propulsión, a alturas elevadas. La reacción es : O3 + NO   O2  + NO2 (sin balancear) Si 0,740 gramos de O3 reaccionan con 0,670 gramos de NO. ¿Cuántos gramos de NO2 se  producirán?. ¿Cuál compuesto es el reactivo limitante?. Calcule el número de moles del reactivo en exceso que se recupera al finalizar la l a reacción. 4. La nitroglicerina ( C3H5 N3O9 ) es un explosivo muy potente. Su descomposición se puede representar por: 4 C3H5 N3O9    6 N2  + 12 CO2  + 10 H2O + O2  Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos productos gaseosos. La velocidad de formación formación de estos gases, gases, así como su ráp rápida ida expansión, eess lo que causa la explosión. a) ¿Cuál es la máxima cantidad de O2en gramos que se obtendrá obtendrá a partir de 2,00 2 x 10 gramos de nitroglicerina?. b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta reacción si se encuentra que la cantidad de O2 producida fue de 6,55 gramos. 5. El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza para cocinar y para la calefacción doméstica. a) Haga el balance de la siguiente ecuación, que representa la combustión del propano en el aire: C3H8 + O2    CO2  + H2O  b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se pueden producir por la combustión de 3,65 moles de propano?. Suponga que el oxígeno es el reactivo en exceso en esta reacción.

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6. Considere la reacción: MnO2  + 4 HCl   MnCl2  + Cl2  + 2 H2O Si reaccionan 0,86 mol de MnO2  y 48,2 gramos de HCl. ¿Cuál de los reactivos se consumirá primero? ¿Cuántos gramos de Cl2 se producirán?. 7.  Si 20 gramos de galena (sulfuro de plomo) se combustiona con suficiente oxígeno, cuántos gramos de óxido de plomo se producen? PbS (s)  + O2 (g)    SO2 (g)  + PbO (s) 8.  Una disolución acuosa que contiene 60 gramos de hidróxido de sodio, se neutralizan con suficiente cantidad de ácido fosfórico (ácido ortofosfórico). A) Cuántos moles de ácido son necesarios, b) Cuántos moles de agua se han formado?  NaOH(ac)  + H3PO4 (ac)    Na3PO4 (ac)  + H2O (ac)  9.  Si reacciona 20 gramos de hidróxido de sodio con 20 gramos de ácido clorhídrico. ¿Cuánto de cloruro de sodio se forma?  NaOH + HCl   NaCl + H2O 10. Si reaccionan 10 kg de cloruro de sodio de 93,52% de pureza con 15 kg de ácido sulfúrico de 96,5% de pureza. A) Qué masa de sulfato de sodio se ha producido? B) Cuántos moles de ácido clorhídrico  NaCl + seHformó? 2SO4   Na2SO4  + HCl 11. El jugo gástrico está constituido por una solución que contiene 36,5 gramos. Si para bajar el grado de acidez se dio un tratamiento con 8,40 gramos de NaHCO3. ¿ Cuántos gramos de ácido todavía queda? HCl (ac)  + NaHCO3 (ac)   NaCl (ac)  + CO2 (g)  + H2O (l)  12. Si reaccionan 10 gramos de nitrato de plata con 20 gramos de bromuro de sodio en solución acuosa. Cuanto de bromuro de plata se produce? AgNO3 (ac)  + NaBr (ac)   AgBr (ac)  + NaNO3 (ac)  13. La soldadura autógena se fundamenta en la combustión del acetileno con oxígeno, el cual genera altas temperaturas suficientes como para cortar, unir (soldar) o fundir metales. Si 30 moles de acetileno se combustiona con 20 moles de oxígeno. A) ¿Cuántos moles de CO2 se forman, b) Cuántos gramos de agua se produjeron? C2H2 (g)  + O2 (g)    CO2 (g)  + H2O (l) 14. El nitrato de amonio es un fertilizante fertil izante que se expende en forma comercial a una pureza del 70%. Cuántos gramos de ácido nítrico se requieren para producir 250 kg de nitrato de amonio comercial de 70% de pureza?  NH4OH(ac)  + HNO3(ac)    NH4 NO3(ac)  + H2O(l) 15. El hidróxido de sodio se obtiene a escala industrial por electrólisis del NaCl. Si se electroliza 500 g de NaCl de 95% de pureza. ¿Cuánto de NaOH se produce si el rendimiento del proceso es de 91%?.

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CAPÍTULO X REACCIONES EN DISOLUCIÓN ACUOSA 10.1 INTRODUCCIÓN Muchas reacciones químicas y prácticamente todos los procesos biológicos se llevan a cabo en un medio acuoso. En este capítulo se estudiarán los tres principales grupos de reacciones que se efectúan en disoluciones acuosas: reacciones de precipitación, reacciones ácido-base y reacciones redox.

10.2 PROPIEDADES GENERALES DE LAS DISOLUCIONES ACUOSAS Inicialmente debemos conocer que:  

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.   El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad.   Una disolución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación) o líquida (agua de mar, por ejemplo).   En este capítulo se analizarán únicamente las disoluciones acuosas, en las que el soluto inicialmente es un líquido o un sólido y el disolvente es agua.

Debemos tener en cuenta que:

Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías : electrólitos y no electrólitos. Es importante recordar que:  

Un electrolito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad.

 

Un no electrolito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua.

 

La corriente eléctrica se transporta a través de la solución acuosa por movimiento de iones. La fuerza del electrólito depende tanto de su tendencia a ionizarse o disociarse en iones, como de las cargas de los mismos.

 

La ionización es un proceso en el cual un compuesto molecular  como el HCl se separa para formar iones en solución. Los ácidos y las bases también son electrólitos. Algunos ácidos, como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO 3 ), son electrólitos fuertes. Se supone que estos ácidos se ionizan i onizan completamente en agua. HCl (g)  +

H2O 

H+ (ac)  +

Cl- (ac) 

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 

Por otro lado, ciertos ácidos como el ácido acético (CH 3COOH), que le confiere el sabor al vinagre, no se ioniza por completo, es decir, son electrólitos débiles. 5CH3COOH(ac)  CH3OO- (ac)  + H+    La disociación es el proceso en que un compuesto iónico sólido como el NaCl se separa en sus iones en solución.  NaCl (s)   

H2O 

Na(ac) 

+

Cl- (ac) 

El agua es un disolvente muy efectivo de compuestos iónicos. Aunque el agua es una molécula eléctricamente neutra, tiene una región positiva (los átomos de H) y otra negativa (el átomo de O). Estas regiones se denominan “polos” positivo y negativo,  por ello es un disolvente polar.

10.3 REACCIONES DE PR PRECIPITACIÓN ECIPITACIÓN Cuando un compuesto iónico como el cloruro de sodio se disuelve en agua, se destruye la red tridimensional de iones en el sólido. Los iones Na+ y Cl- se separan mediante la hidratación,  proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de una manera específica. Cada ion Na + se rodea de varias moléculas de agua con su polo negativo orientado hacia el catión. De igual manera, -

cada ion Cl   está rodeado por varias moléculas de agua con su polo positivo orientado hacia hacia este anión. La hidratació hidrataciónn ayuda a estabilizar estabilizar los iones iones en disolución y evita que los cationes se combinen con los aniones.

La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación por lo general participan compuestos iónicos. Por ejemplo, cuando se agrega una disolució disoluciónn acuosa ddee nitrato de plomo Pb(NO3)2  a una disolución acuosa de yoduro de ssodio odio NaI, se forma un precipitado amarillo de yoduro yoduro de  plomo PbI2. 3)2 (ac)  + (ac)    PbI2(s)  + 2NaNO3(ac)  Pb(NO El nitrato de de sodio ueda en2NaI solución.

10.3.1 SOLUBILIDAD ¿Cómo se puede predecir la formación de un precipitado cuando se añade un compuesto a una disolución o cuando se mezclan dos disoluciones? Esto depende de la solubilidad del soluto, que se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. 

87

 

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Debemos tener presente las siguientes reglas de solubilidad para compuestos en solución acuosa:  

 

Los ácidos inorgánicos comunes son solubles en agua. Los ácidos orgánicos de bajo  peso molecular molecular son solubles. Los compuestos de agua. los metales del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs) y el ión amonio NH4+ soncomunes solubles en

 

Los nitratos comunes NO3- , acetatos CH3COO- , cloratos ClO3- y percloratos, ClO4-  son solubles en agua.

 

Los cloruros comunes Cl- son solubles en agua con excepción de AgCl, Hg 2Cl2 y PbCl2.

 

Los sulfatos comunes SO42-, son solubles en agua con excepción de PbSO4, BaSO4 y HgSO4; el CaSO4 y Ag2SO4 son ligeramente solubles.

 

Los hidróxidos de metales comunes, OH - son insolubles en agua con excepción de los metales del grupo IA y los miembros más pesados de los metales del grupo IIA, comenzando con Ca(OH)2 .

 

Los carbonatos comunes, CO32-, los fosfatos PO43-  y arseniatos AsO43-  son insolubles en agua con excepción de los que forman los metales del grupo IA y el  NH4+ . El MgCO3 es bastante soluble. Los sulfuros comunes S2- son insolubles en agua con excepción de los que forman los metales del grupo IA y IIA y el ion amonio.

10.3.2 ECUACIONES MOLECULARES Y ECUACIONES IÓNICAS Se denomina ecuación molecular porque las fórmulas de los compuestos están escritas como si todas las especies existieran como moléculas o entidades completas. Una ecuación molecular es útil  porque aclara la identidad identidad de los reactivos reactivos (es decir, nitrato de plomo y yoduro de sodio). Si se quisiera llevar a cabo esta reacción en el laboratorio, ésta es la ecuación molecular que debería utilizarse. Pb(NO3)2 (ac)  + 2NaI(ac) 

 

PbI2(s)  + 2NaNO3(ac) 

Sin embargo, una ecuación molecular no describe con exactitud lo que realmente está sucediendo a nivel microscópico, por lo tanto t anto se utilizan la ecuación iónica.  

88

 

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Así, regresando a la reacción anterior, en forma iónica, se escribiría: Pb2+(ac)  + 2NO3-(ac)  + 2 Na+(ac)  + 2I-(ac)

PbI2 (s)  + 2Na+(ac) + 2 NO3-(ac)

Una ecuación iónica, es la que muestran las especies disueltas como iones libres. Una ecuación iónica también incluye a los iones espectadores, es decir, los iones que no  participan en la reacción global, en este caso los iones Na+  y NO3- . Como los iones espectadores aparecen en ambos lados de la ecuación y no cambian durante la reacción química, se escribe la ecuación iónica neta, que únicamente muestra las especies especies que realmente participan en la reacción: Pb2+(ac)  + 2I-(ac) 

 

PbI2 (s) 

Para la ecuación molecular : BaCl2 (ac)  + Na2SO4 (ac)    BaSO4 (s)  + 2NaCl (ac)  La ecuación iónica es: ...................... .............................................. ............................................... ............................................... .................................... ............ Los iones espectadores son: ............................................. ................................................................... ............................................. ........................... .... La ecuación iónica neta es: ............................................... ....................................................................... ............................................... ........................... .... Los siguientes pasos resumen el procedimiento para escribir ecuaciones iónicas y iónicas netas:  Escriba una ecuación molecular balanceada para la reacción. Vuelva a escribir la ecuación para indicar los iones disociados que se forman en la disolución. Se supone que todos son electrólitos fuertes que, en solución, están completamente disociados en cationes y aniones. Este procedimiento conduce a la ecuación iónica.  Identifique y cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación para obtener la ecuación iónica neta.

EJEMPLOS 1.Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles: a) Sulfato de plata (Ag2SO4) b) C Carbonato arbonato de calcio ( CaCO CaCO3 ) c) Fosfato de sodio (Na3PO4). a)  Según las reglas de solubilidad, el Ag 2SO4 es insoluble. b)   Este es un carbonato y el Ca es un metal del grupo IIA; por tanto, el CaCO3  es insoluble. c)   El sodio es un metal alcalino (grupo IA), entonces, Na3 PO4 es soluble. 2. Prediga los productos productos de la siguiente siguiente reacción y eescriba scriba la ecua ecuación ción iónica neta de la reacción: K 3PO4(ac)  + Ca(NO3)2(ac)    ¿? Cuando estos compuestos iónicos se disuelven en agua, forman los siguientes iones: K +; Ca+2  ,PO43-  y   NO3-. De acuerdo con las reglas de solubilidades , los iones Ca2+ y PO43-   pueden formar un compuesto insoluble, eell fosfato de calcio [Ca 2 ( PO4 )3 ] . Por tanto ésta

89

 

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es una reacción de precipitación. El otro producto, el nitrato de potasio ( KNO3 ) , es  soluble  por  soluble  por tanto permanece en disolución.  La ecuación molecular es: 2 K 3 PO4(ac)  + 3 Ca(NO3 )2(ac)   [Ca 2 ( PO4 )3 ] (s)  + 6  KNO3 (ac)  y la ecuación iónica es: 6K +(ac) + 2 PO43-(ac)   

[Ca2 ( PO4 )3 ](s) 

Observe que debido a qque ue primero primero se hizo el bala balance nce de la ecuación molecular, la ecuación iónica neta queda balanceada en términos del número de átomos en ambos lados de la ecuación y de cargas positivas y negativas en el lado izquierdo.

EJERCICIOS 1. Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles: c) Zn(NO3)2  a) CuS b) Ca(OH)2  2. Prediga el precipitado que se forma en la siguiente reacción y escriba la ecuación iónica neta para la reacción: Al(NO3)3(ac)  + Na(OH)(ac)  ¿?   10.4 REACCIONES ÁCIDO - BASE Los ácidos y las bases son tan comunes como la aspirina y la leche de magnesia, aunque mucha gente desconozca sus nombres químicos, ácido acetilsalicílico (aspirina) e hidróxido de magnesio (leche de magnesia). Además de ser la l a base de muchos productos medicinales y domésticos, la química de ácidos y bases es importante en los procesos industriales y es fundamental en los sistemas biológicos. Antes de estudiar las reacciones ácido-base, es necesario conocer las propiedades de los ácidos y de las bases.   10.4.1 PROPIEDADES GENERALES DE ÁCIDOS Y BASES Según Arrhenius: Los ácidos son sustancias que se ionizan en agua para formar f ormar iones H+. Las bases son sustancias que se ionizan en agua para formar f ormar iones OH-  HNO3(ac) 

 

H+ (ac)  +

NO3- 

Al(OH)3(ac) 

 

Al3+(ac)  + 3OH-

ÁCIDOS   Los ácidos tienen sabor agrio; por ejemplo, el vinagre debe su sabor al ácido acético, y los limones y otros frutos cítricos contienen ácido cítrico.   Los ácidos ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales: por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de azul a rojo.   Los ácidos reaccionan con algunos metales como el zinc, magnesio o hierro  para producir hidrógeno hidrógeno gaseoso.

90

 

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 

Los ácidos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, como Na2CO3, CaCO3, y NaHCO3, para formar dióxido de carbono gaseoso.   Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad.

BASES    Las bases tienen sabor amargo, como el sabor a la lejía, se sienten resbaladizas; por ejemplo, los jabones, que contienen bases, muestran esta  propiedad   Las bases producen cambios de color en los colorantes vegetales; por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de rojo a azul.   Se combinan con los ácidos originando sales por neutralización.  NaOH + HCl   NaCl + H2O  base ácido sal agua   Se comportan como electrólitos cuando están en solución acuosa   Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad. Las definiciones de Arrhenius de ácidos y bases son limitadas en el sentido de que sólo se aplican a disoluciones acuosas. Según Bronsted: Un ácido de Bronsted es un donador de protones. Una base de Bronsted es un aceptor de protones. El ácido clorhídrico es un ácido de Bronsted puesto que dona un protón al agua: HCl(ac) + H2O(l)   H3O+(ac)  + Cl-(ac)  El protón hidratado H3O+, se denomina ion hidronio. El amoníaco (NH3 ) se clasifica como base de Bronsted porque puede aceptar un ion H+   NH3(ac)  + H2O(l)  NH4+(ac)  + OH-(ac) El amoníaco es un electrolito débil (y por tanto, una base débil) porque sólo una  pequeña fracción de las moléculas de NH3, disueltas reacciona con agua para formar los iones NNH4+ y OH-. 

10.4.2  EJEMPLOS Clasifique cada una de las siguientes especies como un ácido o una base de Bronsted: a) HBr b) NO2-  y c) HCO3-.  Recuerde que un ácido Bronsted debe contener por lo menos un protón ionizable. Si un compuesto o un ion no contiene átomos de H, no puede ser un ácido de Bronsted. a)   El HBr, un ácido fuerte, se disuelve en agua para para formar iones H + y Br -   HBr (ac)  H +(ac) + Br -(ac)  (ac)     Por tanto, HBr es un ácido de Bronsted. Bronsted. b)   El ion nitrito en disolución puede aceptar aceptar un protón para formar ácido nitroso. 2  NO (ac) 

+

+ H (ac) 

HNO2(ac).

Esta propiedad hace a

2 NO  una

base de Bronsted.

91

 

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c)   El ion bicarbonato es un ácido de Bronsted porque se ioniza en disolución de la  siguiente manera:  HCO3-(ac)  H +(ac)  + CO32-(ac) También es una base de Bronsted porque puede aceptar un protón para formar ácido carbónico. H  CO    HCO -   + H +   3 (ac)

(ac)

2

3(ac)

Se dice que la especie HCO 3-  es un an anfótero fótero porque posee ambas propiedades, ácidas  y básicas. La doble flecha indica que ambas ambas flechas son reversibles.

EJERCICIO Clasifique cada una de las siguientes especies como un ácido o una base de Bronsted: a) SO42- , b) HI 10.5 NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO-BASE  Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. La mayoría de las sales son compuestos iónicos que contienen un catión distinto al H+ y un anión distinto del OH- o al O2-. Los ácidos fuertes y las bases fuertes solubles. Ácido +

base

 

sal

+

agua

Todas las sales son electrólitos fuertes. La sustancia que se conoce como sal de mesa,  NaCl, es un ejemplo ejemplo familiar de una ssal. al. Es el producto de la reacción ácido-ba ácido-base. se. HCl(ac)  + NaOH

 

NaCl(ac)  + H2O(l)

Sin embargo, puesto que tanto el ácido como la base son electrólitos fuertes, están completamente completamen te ionizados en la disolución. La ecuación iónica neta es: H+(ac)  + OH- (ac) 

 

H2O(l)

Tanto el Na+ como el Cl-  son iones espectadores. espectadores. Si en la reacción anterior se hubiera iniciado con iguales cantidades molares de ácido y de la base, al final de la reacción reacción únicamente se tend tendría ría una sal y no habría ácido o base remanentes. Esta es una característica de las reacciones de neutralización ácido-base. Los siguientes ejemplos también son reacciones de neutralización ácido-base, representadass por las ecuaciones moleculares: representada HF(ac)  + KOH(ac)  H2SO4(ac)  + 2NaOH(ac) HNO3(ac)  + NH3(ac) 

     

KF(ac)  + H2O(l) Na2 SO4(ac)  + 2 H2O(l) NH4 NO3(ac)

La última ecuación se ve distinta porque no muestra al agua como producto. Sin embargo, si el NH3(ac) se expresa como NH4+(ac)  y OH-(ac) , como se mencionó antes, resulta : HNO3(ac) + NH4+(ac)  +

OH-

 

NH4 NO3(ac) 

+

H2O(l)

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PRACTIQUEMOS PRACTIQUEM OS 10 1.  Defina soluto, disolvente y disolución, describiendo el proceso de disolución de un sólido en un líquido. 2. ¿Cuál es la diferencia en entre tre un no electrolito y un electrólito? ¿En qué difiere uunn electrólito débil de uno fuerte? 3. Describa el proceso de hidratación. ¿Qué propiedades del agua permiten que sus moléculas interactúen con iones en una disolución? 4. ¿Cuál es la diferencia entre los siguientes símbolos de las ecuaciones químicas y 5. Identifique cada una de las siguientes sustancias como electrolito fuerte, electrolito débil o no electrólito: a) H2 O b) KCl c) HNO3  d) CH3COOH e) C12H22O11 f) NaOH g) NH3  6.  ¿Cuál es la diferencia entre una ecuación iónica y una ecuación molecular? 7.  ¿Qué ventajas tiene escribir las ecuaciones iónicas netas? 8. Clasifique los compuestos siguientes como solubles o insolubles en agua: a) CaCO3  b) ZnSO4  c) Ca3(PO4)2 d) AgClO3  d) NH4ClO4 9. Escriba las ecuaciones iónica e iónica neta para las reacciones siguientes: a) 2AgNO3(ac) + Na2SO4(ac)    b) BaCl2(ac) + ZnSO4(ac)   10. Prediga los producto productoss de la siguiente reacción y escriba escriba la ecuación iónica neta de la reacción: K 3PO4(ac)  + Ca(NO3)2    ? 11. Prediga los productos de las reac reacciones ciones de las siguien siguientes. tes. Escriba ecuaciones ecuaciones  balanceadas moleculares, moleculares, iónicas totales y adem además ás de iónicas nnetas etas para cada caso. a) HI(ac) + Ca(OH)2(ac)     b) Li(s)  c) Na3PO4 (ac)

+ +

H2O(l) (exceso)  Ca(NO3)2 (ac) 

   

12. Identifique cada una de las especies especies siguientes como un ácido o una base base de Bronsted o como ambos: ambos: a) HI , b) CH3COO   , c) H2PO4 , d) HSO4 .

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CAPÍTULO XI REACCIONES REDOX 11.1 REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (REDOX) Las reacciones oxidación-reducción forman una parte fósiles importante rodea. Abarcandedesde la combustión de combustibles hastadellamundo acciónque de nos los  blanqueadores domésticos. Asimismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Las reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. electrones.

Muchas reacciones importantes se llevan a caboacuoso. en agua, pero esto implica que todas lasredox reacciones redox sucedan en medio Ejemplo:   no La formación de óxido de calcio (CaO) a partir de calcio y oxígeno: 2Ca(s) + O2(g)    2CaO(s) El óxido de calcio (CaO) es un compuesto iónico formado por iones Ca 2+ y O2- . En esta reacción, dos átomos de Ca ceden o transfieren cuatro cuatro electrones a dos átomos de O (en el O2). Por conveniencia, este proceso se visualiza como dos etapas, una implica la pérdida de cuatro electrones por los dos átomos de Ca, y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de O2: 2Ca O2  + 4 e-

   

2Ca2+  + 4e-  2 O2- 

Cada una de estas etapas se denomina semirreacción, y explícitamente muestra los electrones transferidos en la reacción redox. La suma de las semirreacciones  produce la reacción reacción global: 2Ca + O2 + 4e2Ca2+  + 2 O2-  + 4e-    o, si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación, 2Ca + O2 2 Ca2+  + 2 O2-    Por último, los iones Ca2+ y O2-  se combinan combinan para formar CaO: 2+ 22Ca   + 2 O     2CaO

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Según el ejemplo anterior, debemos tener presente lo siguiente:  

El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la  pérdida de electrones. electrones.

 

Una reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones.

 

En la formación del óxido de calcio, el calcio se oxida. Se dice que actúa como  agente reductor porque dona electrones electrones al oxíge oxígeno no y hace que que se reduzca. reduzca.

 

El oxígeno se reduce y actúa como un agente oxidante  porque acepta electrones del calcio y hace que éste se oxide. Observe que la magnitud de la oxidación en una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción, es decir, el número de electrones que pierde un agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante.

 

El proceso de transferencia de electrones es más notorio en unas reacciones redox que en otras. Cuando se agrega zinc metálico a una disolución que contiene sulfato de cobre (II) (CuSO4), el zinc reduce al Cu 2+ al donarle dos electrones.

11.2 NÚMERO DE OXIDACIÓN En la formación del cloruro de hidrógeno (HCl) y el dióxido de azufre (SO2): H2(g)  + Cl(g)    2 HCl(g)  S(s) + O2(g)   SO2(g) Como el HCl y el SO2 no son compuestos iónicos, sino moleculares, en realidad no se transfieren electrones, sin embargo experimentalmente se observa que hay una transferencia parcial de electrones (del H al Cl en el HCl y del S al O en el SO2). Para tener un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, en conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y productos. El número de un llamado de oxidación estado de oxidación, significa el número de cargas queátomo, tendríatambién un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Así: 0

0

0

0

H2(g)  + Cl2(g)

 

+1 -1

2HCl(g)  +4 -2

S(s)  + O2(g)  SO2(g)    Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En ninguna de las dos reacciones hay cargas en los átomos de las moléculas de reactivos. Por tanto, su número de oxidación es cero. Sin embargo,  para las moléculas de los productos se supone que ha habido transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o perdieron electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferidos”.

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Se utilizan las siguientes reglas para asignar el número de oxidación :   En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Así, cada átomo en H 2, Na, Be, K, O2 y P4 tiene el mismo número de oxidación : cero.   Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación de +1; el ion Ba 2+, +2; el ion Fe+3, +3; el ion I- , -1; el ion O2-, -2 y así

   

 

 

sucesivame sucesivamente. Todos los metales alcalinos tienen undenúmero de oxidación de sus +1, y todos losnte. metales alcalinotérreos tienenfuertes un número oxidación de +2 en compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en ttodos odos sus compuestos. El número de oxidación del oxígeno es –2 en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y H2O), pero en el peróxido de hidrógeno (H2H2) y en el ion (O2  2- ) es –1 El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en compuestos binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es –1. El flúor tiene un número de oxidación de –1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuro en los l os compuestos En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ion. CUADRO DE RESUMEN 

Términos

Oxidación

Reducción

Agente oxidante

Agente reductor Sustancia que se oxida Sustancia que se reduce

Concepto

Cambios electrónicos

 Número de oxidación

Es un incremento algebraico del número o estado de oxidación y correspondiente a Se pierde electrones Aumenta una pérdida real o aparente de electrones. Es la disminución algebraica del número o estado de oxidación, corresponde a una Se ganan electrones Disminuye ganancia electrones.real o aparente de Oxidan a otras sustancias. Si una sustancia se reduce (gana electrones), hace que Gana electrones y otra los gane. Por lo tanto, es se reduce. un agente oxidante porque  provoca una oxidación oxidación Reducen a otras sustancias. Pierde electrones y se oxida. Pierde electrones Gana electrones

Disminuye.

Aumenta Aumenta Disminuye

96

 

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Ejemplo: En la siguiente ecuación:

+2

0

+3

3 CuSO4  + 2 Al

 

0

Al2(SO4)3  + 3 Cu

La oxidación es Al0    Al+3  La reducción es Cu+2   Cu El agente oxidante oxidante es el CuSO4   

El agente reductor el Ales el Al  La sustancia que seesoxida La sustancia que se reduce es el CuSO4  La sustancia oxidada es Al2(SO4)3  La sustancia reducida es Cu

11.3 TIPOS DE REACCIONES REDOX Existen cuatro tipos comun comunes es de reac reacciones ciones redo redoxx : reacciones reacciones de combinación, reacciones de descomposición, reacciones de desplazamiento, reacciones de desproporción De todas ellas la más importante es la de desplaza desplazamiento miento porque tienen tienen gran aplicación en la industria.

11.3.1 REACCIONES DE COMBINACIÓN Una reacción de combinación puede representarse como: A + B

 

C

Las reacciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto.

Ejemplos: a)  b)

0

S(s) +  0  3Mg(s)  +

0

O2(g)  0  N2(g) 

+4 -2

SO2(g)  +2 -3  Mg3 N2(s) 

   

11.3.2 REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN Las reacciones de descomposición son lo opuesto de las reacciones de combinación. Concretamente, Concretamente, una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes: C A + B

Ejemplos: a)  b) c)

+2 -2

2HgO(s)  +5 -2 

2KClO3  +1 -1

2NaH(s) 

     

0

2Hg(l)  -1

2KCl(s)  0

2Na(s)

+ + +

  O2(g)  0

0

3O2(g) 0

H2(g) 

11.3.3 REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO DESPLAZAMIENTO En una reacción de desplazamiento, un ion (o átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento: A + BC AC + B 97

 

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Ejemplos:  a)  b)

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0

2Na(s)  + 0

Zn(s)

+

+4

c)

+1

+1

H2O(l)   

2NaOH(ac) 

+1

2HCl(ac) 

 

0

TiCl4(g)  +

+1

 

Ti(s)

H2(g) 

+

+2

0

ZnCl2(ac)

0

2Mg(l)

0

H2(g) 

+ +2

2MgCl2(l) 

+

11.3.4 REACCIONES DE DESPROPORCIÓN DESPROPORCIÓN La reacción de desproporción (o de dismutación) es un tipo especial de reacción de desproporción redox. En una reacción de desproporción, un mismo elemento en un estado de oxidación ssee oxida y se reduce al mismo tiempo.

Ejemplos:  a)  b)

-1

2H2O2(ac)  0

 

Cl2(g)  + 2OH-(ac) 

-2

2H2O(l)   

+1

0

+

O2(g)  -1

ClO-(ac)  + Cl-(ac) 

+ H2O(l) 

EJEMPLOS: 1. Clasifique las siguientes reacciones reacciones redox e indique lo loss cambios ocurridos en los números de oxidación de los elementos. a) 2N2O(g)    2 N2(g) + O2(g)   b) 6Li(s)  + N2(g)   2Li3 N(s)  c) Ni(s)  + Pb(NO3)2(ac)    Pb(s)  Ni(NO3)2(ac)  d) 2NO2(g) +  H2O(l)  HNO3(ac)   HNO2(ac)  + a)   Ésta es una reacción de descomposición ya que un solo tipo de reactivo se convierte en dos productos distintos. El número de oxidación del N cambia desde +1 a 0, mientras que el del O cambia de -2 a 0. b)   Ésta es una reacción de combinación ((dos dos reactivos forman un solo producto). El número de oxidación del Li Li cambia desde 0 a +1, mientras que el del N cambia de 0 a -3. c)   Ésta es una reacción de desplazamiento de metal. El Ni metálico reemplaza (reduce) al ion Pb  2+  . El número de oxidación del Ni aumenta desde 0 a +2 mientras que el del Pb disminuye desde +2 a 0. d)   El número de oxidación del N es +4 en el NO2 , +3 en HNO2  y +5 en HNO3.  Puesto que el número de oxidación del N aumenta y disminuye, ésta es una reacción de desproporción.

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2. Dé el número número de oxida oxidación ción de los átomos en negrita, en las siguientes siguientes moléculas moléculas e iones: a) K Mn O4  b) Na I O3  c) C O3 2--  d) C2O42-  e) MoO42-  f) H4P2O7  g) K 2Cr2O7 h) NH4+  a) b) c) d) e)  f)  g) h)

11 +  x + + x + 3 4  ((−− 22)) == 00  x + 3(− 2 ) = −2   2 x + 4(−  2) = −2    x + 4(− 2  ) = −2   4(1) + 2( x )  + 7(− 2 ) = 0 2(1) + 2 x +  7(− 2) = 0  x + 4(1 ) = 1

 x =  x = 57    x = 2  x = 3  x = 6    x = 5  x = 6    x = −3

3. En las siguientes siguientes ecua ecuaciones ciones redox: a) H2S(g)  + Cl2(g)    2 HCl(g) +  b) H2O(l)    2 H2(g)  + O2(g) 

S(g) 

3(g)  c)Indique N2(g) +losH2(g)     NH cambios ocurridos en los números de oxidación, e identifica:  1) La sustancia que se oxida. 2) La sustancia que se reduce 3)  El agente oxidante. 4) El agente reductor 5)  La sustancia oxidada. 6) La sustancia reducida -2

a)

H 2S ((g) g)  + 1) 2) 3)  4)  5)  6)

Cl 2(g) 2(g) 

 

-1

0

2 HCl ((g) g) +

S ((g) g)

La sustancia que se oxida La sustancia que se reduce  El agente oxidante  El agente reductor  La sustancia oxidada La sustancia reducida

+1 -2

b)

0

0

: : : : : :

H 2S Cl 2 Cl 2  H 2S S HCl

: : : : : :

H 2O H 2O H 2O H 2O O2  H 2

0

H 2O(l)    2 H 2(g) O2(g)  2(g)  + 1) La sustancia que se oxida 2) La sustancia que se reduce 3)   El agente oxidante 4)   El agente reductor 5)   La sustancia oxidada 6) La sustancia reducida

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c)

0

0

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-3 +1

N2(g) + H2(g)    NH3(g)  1) La sustancia que se oxida 2) La sustancia que se reduce 3)  El agente oxidante 6)  El agente reductor 7)  La sustancia oxidada 6) La sustancia reducida

: : : : : :

N2 H2 H2  N2  NH3  NH3 

EJERCICIOS 1.  Identifique los siguientes tipos de reacciones redox: a) Fe + H2SO4    FeSO4  +  b) S + 3Fe SF6    c) 2CuCl   Cu + CuCl2  d) 2Ag + PtCl   2AgCl

H2  +

Pt

2.  ¿Cuál es el número de oxidación del Mn en el permanganato de potasio (KMnO4)? 3.  ¿Cuál es el número de oxidación del Cr en el ion : CrO72-  4.  En las siguientes ecuaciones redox: (s) + CuSO4(ac)    Al2(SO4)3(ac)  + (s) a) Al  b) Fe   + H2SO4    FeSO4  + H2 Cu c) 2CuCl   Cu + CuCl2 Indique los cambios ocurridos en los números de oxidación, e identifica:  1) La sustancia que se oxida. 2) La sustancia que se reduce 3)El agente oxidante. 4) El agente reductor 5)La sustancia oxidada. 6) La La sustancia reducida

11.4 BALANCEO DE ECUACIONES REDOX Para el balanceo es necesario tener presente que el incremento total de los números de oxidación debe ser igual a la disminución total de los números de oxidación en todas las reacciones redox redox.. Esta equivalencia es el fundamento para el balanceo de las ecuaciones redox.. Las ecuaciones redox redox redox pueden  pueden ser balanceadas por varios métodos, sin embargo, el más empleado, porque se adapta a cualquier reacción redox, es el  método iónelectrón. Es necesario que todas las ecuaciones cumplan dos criterios: • Debe haber un balance de masa (ley de la conservación de la masa), es decir, debe haber el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos como en los  productos. • Debe haber balance de cargas, las sumas de las cargas reales en el lado izquierdo y derecho de la ecuación deben ser iguales.

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11.5 MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN: MÉTODO DE LA SEMIRREACCIÓN: Este método es sistemático y normalizado, por lo tanto exacto; se fundamenta en el  balanceo de las ecuaciones en forma separada y completa, describiendo SEMIRREACCIONES oxidación y reducción igualando a los átomo, luego el número de electrones que se ganan en ambas semirreacciones ambas  semirreacciones.. Finalmente se suman las semirreacciones las  semirreacciones resultantes para obtener ecuación balanceada. Las ecuaciones redox redox, , en la mayoría de casoslaproce procede de entotal medio ácido (H+ ó H3O+), en medio básico (OH –  ó NH3), o medio neutro (H2O).

11.5.1  EN MEDIO ÁCIDO: BALANCEO CON H+ Y H2O:  Ejemplo Nº 1: Balancear la siguiente ecuación:

 NaI 1. 

+

H2SO4

 

Na2S

+ I2  + Na2SO4  + H2O

Se identifica los elementos que cambian su número de oxidación para reconocer la oxidación y la reducción. -1

 NaI

+

+6

H2SO4

 

-2

Na2S

0

+ I2  + Na2SO4  + H2O

Se oxida e de I (-1) a I (0) y se reduce de S (+6 ) a S (-2) 2. 

Todas las formas iónicas se parten en anión y catión, y las formas moleculares se conservan. Teniendo en cuenta que en solución acuosa se ionizan los ácidos, los hidróxidos y las sales. +1 -1

 NaI

+

+1

-2

H2SO4

 

+1

Na2S

-2

+1

-2

+1

-2

+ I2  + Na2SO4  + H2O

3. 

Sacar las semirreacciones con los iones o moléculas que contengan a los elementos cambiantes. Semirreacción de Oxidación (S.R.O.) I1-    I20 Semirreacción de Reducción (S.R.R.) SO42-   S2-

4. 

Se balancea por masa, primero todos los elementos diferentes de hidrógeno y oxígeno, se balancean teniendo las forma siguientes a.  Si enluego un lado sobra unestos oxígeno, enenelcuenta otro se un reglas: agua y se + contrarresta con dos iones hidrógeno o dos protones (H ( H ):O + 2H+   H2O  b.  Si en un lado sobra un hidrógeno, en el otro se forma un ión hidrógeno o un protón: H   H+  En la semirreacción de oxidación (S.R.O.), hay un iodo en la izquierda y en la derecha hay hay dos, en entonces tonces ssee coloca 2 a la izquierda; izquierda; mientras que la semirreacción de reducción (S.R.R.), hay 4 oxígenos en la izquierda y en la derecha no hay oxígenos, entonces se coloca 4 moléculas de agua al lado derecho y 8 H+ al lado izquierdo. Así queda balanceado: S.R.O. S.R.R.

2I1-    I2  SO42-  + 8H+

 

S2-  +

4H2O

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5. 

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Se balancea por carga aumentando electrones (e-) en el lado necesario, de tal manera que en ambos lados haya el mismo número de cargas del mismo signo (o sea, la carga total de la reacción sea cero). 2I1-  - 2e-   I2  SO42-  + 8H+ + 8e-

S.R.O. S.R.R. 6. 

 

+

4H2O

Se multiplica cada semirreacción por el número de electrones de la otra reacción, y luego se suma miembro a miembro. 4 8 2I1-  - 2e-   I2  1 2 SO42-  + 8H+ + 8e-   S2-  + 8I1-  - 8e-   4 I2  SO42-  + 8H+ + 8e-   S2-  + 4H2O 8I1-  + SO42-  + 8H+   4 I2  + S2-  +

7.

S2- 

4H2O 4H2O

Se reducen términos comunes: (en este caso, no hay) 8I1-  + SO42-  + 8H+

 

4 I2  + S2- 

+

4H2O

8. 

Cada semirreacción regresa a sus compuestos de origen llevando los coeficientes hallados. 8 NaI + 4 H2SO4   Na2S + 4 I2  + Na2SO4  + 4 H2O

9. 

Luego se incluye los iones y moléculas que no han entrado en el proceso redox,  balanceándolos al tanteo, hac haciendo iendo un razona razonamiento miento lógico. 8 NaI

+

4 H2SO4

 

Na2S

+ 4 I2  + 3Na2SO4  + 4 H2O 

11.5.2 EN MEDIO BÁSICO: BALANCEO CON OH– Y H2O  Ejemplo Nº 2: 

Balancear la siguiente ecuación en medio básico  3 KNO    

Al + KAlO2 + NH3 1.  Identificación del estado de oxidación: 0  +5  +3 +3 Al + KNO3    KAlO2  + NH3  2.  Ionización de compuesto iónicos: +1

-1

+1

-1

Al + KNO3   KAlO2 + NH3  3.  Semirreacción de: Oxidación : Reducción :

Al   AlO2NO3-1   NH3 

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4.  Balanceo por masa, teniendo en cuenta que: a)  Por cada oxígeno que sobre en un lado, en el otro se forman 2 oxidrilos y se contrarrestan con un agua: O + H2O   2OH-   b)  Por cada hidrógeno que sobre en un lado, en el otro se forma un agua y se contrarrestan con un oxidrilo: H + OH-    H2O -



-

2  + 2H2O Al3H+2O4OH AlO  NO3- + + 3H  2O    NH 3 + 6OH  + 3OH  

5.  Balanceo por carga: Al + 4OH –  – 3e –    AlO2 + 2H2O  NO3 + 6H2O + 8e –   NH3 + 9OH –   6.  Multiplicación cruzada por el número de electrones y suma miembro a miembro. Al + 4OH –  – 3e –    AlO2 + 2H2O NO3 + 6H2O + 8e –   NH3 + 9OH –   2 2O  8Al + 32OH –  – 24e –   –     8AlO  + 16H  –  3NO3 + 18H2O + 24e   3NH3 + 27OH   8Al + 32OH –  + 3NO3 + 18H2O  8AlO2 + 16H2O + 3NH3 + 27OH –   8 3

7.  Reducir términos comunes: 8Al + 5OH –  + 3NO3 + 2H2O  8AlO2 + 3NH3  8.  Armar la ecuación original con los nuevos coeficientes: 8Al + 5OH –  + 3NO3 + 2H2O  8AlO2 + 3NH3  9.  Balancear por tanteo las sustancias no involucradas en el proceso redox:  –   En derecha hay 8K y en la izquierda sólo 3, entonces los 5 restantes toman las la 5OH   y forman 5KOH.

8Al + 3KNO3 + 5KOH + 2H2O  8KAlO2 + 3NH3 

11.5.2  EN MEDIO NEUTRO Cuando una reacción redox participa el agua como medio, sin ella no es posible una reacción. Es decir que el medio no es ácido ni básico, o sea es un medio intermedio entre ácido y básico. Sin embargo, en los productos puede formarse un ácido o una base, es por esta razón que muchos los consideran aquellas que se forma un ácido como medio ácido, y cuando se forma una base como medio  básico que por por su puesto no ssignifica ignifica lo mismo. 

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 Ejemplo Nº 3: 

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Balancear la siguiente ecuación en medio neutro Se + NaBrO3 + H2O  H2SeO3 + NaBr  

1.  Identificación de los estados de oxidación: 0  -5  +4  -1 Se + NaBrO3 + H2O  H2SeO3 + NaBr   2.  Ionización de los compuestos iónicos: +1

–1

+1

2–

+1 –1 

Se + NaBrO3 + H2O  H2SeO3 + NaBr   3.  Semirreacción de: Oxidación: Reducción:

Se  SeO2-  BrO3-   Br - 

4.  Balanceo por masa teniendo en cuenta que:

+

2  a) Cuando forma a un  b) Cuando se se form forma un medio medio ácido: básic básico: o:HOO + OH2O2+ OH-  2 H   Como se forma un ácido en el producto, entonces se balancea como si fuera medio ácido, así tenemos:

S.R.O Se + 3 H2O  SeO32- + 6 H+  S.R.R. BrO3- +6 H+ Br -  + 3 H2O 5.  Balanceo por cargas: Se + 3 H2O - 4e-  SeO32- + 6 H+  BrO3- +6 H+ + 6e-  Br -  + 3 H2O 6.  Multiplicación cruzada por el número de electrones y suma de miembro a miembro: 3 2

6 4

Se + 3 H2O - 4e-  SeO32- + 6 H+  BrO3- +6 H+ + 6e-  Br -  + 3 H2O

3Se + H2O -12e-   3SeO32- + 18H+  2BrO3- +12H+ + 12e-   2Br -  + 6 H2O 3 Se + 9H2O + 2 BrO3-  + 12H+   3 SeO32- + 18 H+ + 2 Br -  + 6 H2O 7. Reducción de términos comunes: 3 Se + 3H2O + 2 BrO3-  +  3 SeO32- + 6 H+ + 2 Br -  8. Armar la ecuación original co conn los nuevos coeficientes:

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3 Se + 2NaBrO3  + 3H2O

 3H2Se

O3  + 2NaBr

11.5.4 BALANCEO DE ECUACIONES IÓNICAS Se sigue el mismo procedimiento para una reacción entre compuestos, descartando los pasos 2, 8 y 9.  Ejemplo Nº 04:   Balancear MnO   + SO 2-la  siguiente Mn2+ ecuación + SO 2-iónica:   4

3

4

1.  Identificación del estado de oxidación y reducción: +7

MnO4- 

+4

2-

+ SO3  

Mn   + SO42- 

2. Semirreacción de : SO32Oxidación: MnO4-  3.

+6

2+

SO42-  Mn2+ 

Balanceo por masa: SO32- + H2O SO42- + 2 H+  MnO4- + 8 H+ Mn2+  4 H2O

4. Balanceo or carga y multiplicación cruzada ddee los coeficientes de electronesppor SO32- + H2O – 2 e-  MnO4- + 8 H+ +  5 e-

5 2

5. 5SO32- + 5H2O + 2MnO4-  + 16 H+ 5SO32- + 2MnO4-  + 6 H+

SO42- + 2 H+  Mn2+  4 H2O 5SO42- + 10 H+ + 2Mn2+ + 3 H2O

5SO42- + 2Mn2+ + 8H2O

EJERCICIOS I. Balancear por el método ión electrón las siguientes reacciones REDOX, e indique el agente oxidante y reductor. a) En medio ácido: H3AsO3  + Co2(SO4)3    H3AsO4  + H2SO4   b) En medio básico básico:: Cl2  + NaOH   NaCl + NaClO3  c) En medio neutro P4  + KClO + H2O   H3PO4  + KCl II. Balancear por el método ión electrón las siguientes siguientes ecuacione ecuacioness iónicas, e indique el agente oxidante y reductor. a) En medio ácido: Pb + PbO2  + H+    Pb2+  + H2O  b) En medio bás básico ico -

As

+

OH

 

3AsO4  

+

H2 

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PRACTIQUEMOS PRACTIQUEM OS 10 PRIMERA PARTE 1. Escriba la ecuación química balanceada para cada caso e indique los números de de los de elementos que cantidad no son hidróg hidrógeno eno de y oxígeno. a)oxidación   El carbono se quema con una limitada oxígeno para formar monóxido de carbono.  b)  Cuando el cemento cemento “fragua”, la reac reacción ción principal es la com combinación binación de óxido de calcio con dióxido de silicio para formar silicato de calcio, CaSiO3. c)  El trióxido de azufre reacciona con el óxido de aluminio para formar sulfato de aluminio.

2.  Escriba ecuacione ecuacioness moleculares balanceadas balanceadas para para las reacciones que que se describen con con  palabras. Asigne números números de oxidación oxidación a todos los elementos. a)  El peróxido de hidrógeno H2O2 se emplea como antiséptico. La sangre ocasiona que se descomponga en agua y oxígeno.  b)  Un “volcán artificial” puede fabricarse calentando dicromato de amonio sólido (NH4)2Cr 2O7, que se descompone en dinitrógeno, óxido de cromo (III) y vapor de agua. c)  A altas temperaturas el nitrato de sodio (un fertilizante) forma nitrito de sodio y oxígeno. 3.  Las REACCIONES DE METÁTESIS, son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos compuestos sin que se produzca cambio en el número de oxidación. De las siguientes reacciones: a) H2SO4(ac)  + 2KOH(ac)  K 2SO4(ac)  + 2H2O(l)   b) 2KI(ac) + F2(g)  2KF(ac)  + I2(s)  c) S(s) + O2(g)  SO 2(g)  d) BaCO3(s)  BaO(s)  + CO2(g) e) AgNO3(ac)  + HCl(ac)  AgCl(s)  + HNO3(ac)    1)  2) 3)  4)  5)  6)  7)  8) 

metátesis.que también son de precipitación. Identifique las reacciones de metátesis Identifique las reacciones de metátesis que también son ácido-base. Identifique las reacciones de óxido-reducción. Identifique el agente oxidante y reductor en cada reacción de óxido-reducción. Identifique las reacciones de óxido-reducción que también son de desplazamiento. desplazamiento. Identifique las reacciones de descomposición descomposición.. Identifique las reacciones de combinación.

4. Identifique los siguientes tipos de reacciones redox e indique los cambios ocurridos en los números de oxidación de los elem elementos: entos: a) Fe + H2O4  FeSO4  + H2   b) S + 3Fe2  SF6  c) 2CuCl Cu + CuCl2 d) 2Ag + PtCl 2AgCl + Pt

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5. Balancear e indicar la clase de reacción de: a) Mg(s)  + O2(g)  MgO(s)  b) Na2SO4.7H2O(s)  Na2SO4(s)  c) LiBr 8ac) Cl2(g)  LiCl(ac)  8ac)  d) Ag + HNO3(ac)  AgNO3(ac)  e) H2SO4(ac) + Cu(s)  SO2(g)  f) g) 6.

NaOH CaO8s)(ac)    +

HNO + 3(ac) H 2O(l) 

+ + + +

H2O(g)  Br 2(l) 2(l)   NO2  + H2O(l) 

H2O

H2O(l)  +2(ac)  NaNO3(ac)  Ca(OH)

Complete, balancee e indique la clase de reacción de: a) H2SO4(ac)  + KOH(ac)   b) Rb(s)  + Br 22(l) (l)  c) PbSO4(s)  + PbS(s)  d) KH2PO4(ac)  + KOH(ac)  e) CaO(s)  + SiO2(s)  f) HI(ac)  + H2O2(ac)  I2(g)  + g) H2O(g)  + CO(g)  H2(g) +

SEGUNDA PARTE Balancear por el método ión electrón las siguientes reacciones REDOX, e indique el agente oxidante y reductor. 1. 2. 3. 4.

En medio ácido K 2Cr 2O7 + FeSO4  + HCl CrCl3  + Fe2(SO4)3  + FeCl3  + As2S3  + HNO3  H3AsO4  + NO + H2SO4  Pt + HNO3  + HCl H2PtCl6  + NO NaI + H2SO4  Na2S + I2  Na2SO4  +

5. 6. 7. 8.

En medio básico Cl2  + NaOH CrI3  + Cl2  + BiO3  + NaClO Mn(OH)2  + O2 

+ KOH K 2CrO4  NaOH NaBiO3  Mn(OH)3 

NaClO3  + KIO4  + KCl  + NaCl + H2O

9. 10. 11. 12.

En medio neutro  Au + KCN + P4 + KClO + KMnO4 + KClO2 + KIO3  + SO2  +

K [ Au (CN ) 2 ]   + H2O H3PO4  H2O MnO2  + H2O I2  +

KOH + KCl KClO4  + K 2SO4  +

NaCl

KCl H2O

KOH H2SO4 

Balancear por el método ión electrón las siguientes ecuaciones iónicas, e indique el agente oxidante y reductor. 13. Pb + PbO2  + H+  Pb2+  + H2O (medio ácido) + + 14. Hg + NO3   + H  Hg  + NO + H2O (medio ácido) 15. Zn + NO3   NH3  + Zn(OH)42-  (medio básico). 16. As + OH-  AsO43-  + H2  (medio básico) 2Bi + SnO32-  + OH- (medio neutro) 17. BiO3   + SnO2  + H2O (medio neutro). IO3-  + Cl-  + H+  18. ClO3-  + I2  + H2O

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CAPÍTULO XII CONCENTRACIONES DE SOLUCIONES Y REACCIONES ACUOSAS ÁCIDO/BASE 12.1 INTRODUCCIÓN En ciertas reacciones es más conveniente emplear reactivos en solución en lugar de sólidos, líquidos o gases. Por tal razón, se introduce el concepto de soluciones y su empleo en las reacciones químicas. Una solución es una mezcla homogénea, a nivel molecular, de dos o más sustancias. Frecuentemente, las soluciones consisten en una sustancia, el soluto, disuelto en otra sustancia, el disolvente. Las soluciones que se utilizan en el laboratorio suelen ser líquidas, y el disolvente más empleado es el agua. Para estudiar la estequiometría en disoluciones, es necesario conocer la cantidad de los reactivos presentes en una disolución y saber controlar las cantidades utilizadas de reactivos para llevar a cabo una reacción en disolución acuosa.

12.2 DEFINICION DE SOLUCIÓN Es una mezcla homogénea de dos o más componentes, cuyas proporciones relativas  pueden variar dentro de ciertos límites. El componente que se encuentra en menor  proporción se llama SOLUTO, y es aquella que se disuelve en el solvente y el cual está en mayor proporción se llama SOLVENTE y es aquella que disuelve al soluto. Generalmente el solvente es un líquido puede ser un sólido o gas. La solubilidad de un soluto en un solvente es afectada por la temperatura y en aquellos donde participa un gas por la presión. Generalmente el aumento de la temperatura favorece la solubilidad del soluto en el solvente.

12.3 CLASES DE SOLUCIONES Las soluciones pueden clasificarse según el estado físico del soluto o solvente o según la cantidad de soluto.

12.3.1 SEGÚN EL ESTADO FÍSICO • Soluciones líquidas: Cuando el solvente es un líquido, y según sea el tipo de soluto  puede ser: a) Sólido en líquido: Cuando el soluto es un sólido. Por ejemplo cuando se disuelve cloruro de sodio o azúcar en agua. b) Líquido en líquido: Cuando el soluto es un líquido. Por ejemplo cuando se mezcla alcohol en agua o gasolina con kerosén. c) Gas es líquido: Cuando el soluto es un gas. Por ejemplo amoniaco en agua o anhídrido carbónico (CO2) en agua o en una gaseosa. • Soluciones sólidas: Cuando el solvente es un sólido y estos pueden ser:  a)  Sólido en sólido: Cuando el soluto es un sólido. Por ejemplo el bronce es una

aleación que tiene cobre, estaño y cinc, también el latón una aleación cobre en cinc.

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b)  Líquido en sólido: Cuando el soluto es un líquido. Por ejemplo tenemos las muestras húmedas, también puede ser el hidróxido de sodio que se hidratan fácilmente.  c)  Gas en sólido: Cuando el soluto es un gas. Por ejemplo las esponjas.  • Soluciones gaseosas: Cuando el solvente es un gas estos además son los siguientes: 

el soluto a)   polvo Sólidoatmosférico, en gas: Cuando el humo, etc. se encuentra en el estado sólido. Ejemplo: el b)  Líquido en gas: Cuando el soluto es un líquido. Ejemplo: la niebla. c)  Gas en gas: Cuando tanto el soluto como el solvente se encuentra en el estado gaseoso. Por ejemplo el aire que contiene nitrógeno, oxígeno y otros gases en menor proporción.

12.3.2  SEGÚN LA CANTIDAD DE SOLUTO Las soluciones en función a la cantidad de soluto son: a)  Diluidas: Son aquellas soluciones que contienen poca cantidad de soluto, generalmente se les considera aquellas soluciones que tienen concentraciones menores a cinco molar (5 M).  b)  Concentradas: Cuando las soluciones contienen razonable cantidad de soluto. Se les considera aquellas soluciones que tienen concentraciones por encima de cinco molar (5 M). c)  Saturadas: Son aquellas soluciones que contienen máxima cantidad de soluto que normalmente pueda disolverse. Una solución saturada es un estado en equilibrio entre el soluto disuelto y el soluto sin disolverse. d)  Sobresaturada:  Son soluciones que contiene mas soluto disuelto del que normalmente pueda disolverse, se prepara con ayuda de calor es decir aumentando la temperatura para favorecer la disolución. 12.4. CONCENTRACIÓN La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente o de disolución. (Para este análisis se supondrá que el soluto es un líquido o un sólido y el disolvente es un líquido). Existen muchas formas de expresar concentración el Sistema Internacional de Unidades (SI) recomienda la forma molar. La forma de expresar las concentraciones puede ser en unidades o expresiones físicas y unidades o expresiones químicas. Las unidades físicas dependen básicamente de la cantidad de soluto o solvente o solución, sin embargo las unidades químicas dependen de la cantidad de sustancia expresada en moles, equivalentes, etc., por lo tanto en los cálculos se toma en cuenta el peso atómico o molecular.

12.5  EXPRESIONES FÍSICAS Son aquellas para expresar concentraciones de baja exactitud. Estas a su vez pueden ser:

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12.5.1  PORCENTAJE EN MASA (%m) Ó EN PESO (% p) La concentración de las soluciones se puede expresar en función del porcentaje en masa de soluto, que indica la masa del soluto por 100 unidades de masa de solución. El gramo es la unidad de masa más empleada. Masa de soluto % de soluto

Masa de solución

x 100%

Así, una solución solución que contiene 10,0 10,0% % en masa de glucona gluconato to de calcio, calcio, Ca (C6H11O7)2 tiene 10,0 gramos de gluconato de calcio en 100,0 gramos de solución. Obsérvese que 100,0 gramos de solución contienen 10,0 gramos de gluconato de calcio en 90,0 gramos de agua. La densidad de una solución al 10% de gluconato de calcio es 1,07 g/mL, de manera que, 100 mL de dicha solución por lo general no ocupan un volumen de 100 mL. A menos que se especifique lo contrario, el  porcentaje significa porcentaje porcentaje en masa masa,, y el agua es el disolvente.

12. 5.2 PORCENTAJE EN VOLUME VOLUMEN N Indica el volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.  

Volumen del soluto %V

x 100 Volumen de la solución

12.5.3.  PARTES POR MILLÓN ( ppm) Indica el peso en gramos de soluto por un millón de gramos ( 10 6 g) de la solución. Se emplea frecuentemente para indicar la concentración de soluciones muy diluidas (soluciones que contienen pequeñas cantidades de soluto). Otra forma de definir es que esta unidad nos indica el peso en miligramos de soluto por cada litro de solución. Las definiciones son exactamente equivalentes.  Peso del soluto (mg)  ppm Volumen de la solución (litros)

EJEMPLOS 1. Calcule la masa del sulfato de níquel (II), NiSO4, que contienen 200 gramos de solución de  NiSO4 al 6,00%.  La información del porcentaje indica que la solución contiene 6 gramos de NiSO4 por 100  gramos de solución. La información deseada es la masa de NiSO4  en 200 gramos de  solución. Se puede elaborar un factor unitario dividiendo 6 gramos de NiSO4 entre 100

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 gramos de solución. La multiplicación de la masa de 200 g de solución por el factor unitario proporciona la información deseada. ⎛ 6 gNiSO  ⎞  g NiSO4 = 200 gsol × ⎜⎜   4 ⎟⎟ = 12 gNiSO4   ⎝  100 gsol  ⎠ 2.  Calcule la masa de una solución de NiSO4 al 6,00% que contiene 40,0 g de NiSO4. g sol = 40 gNiSO4 ×

100 gsol    = 667 g  sol 6 gNiSO4

3.  ¿Qué volumen de una solución de nitrato de hierro (II) al 15% contiene 30,0 g de Fe (NO3)2? La densidad de la solución es 1,16 g/mL a 25ºC. ml sol = 30 gFe( NO3 ) 3 ×

100 gsol  1mlsol    × = 172ml   15 gFe( NO3 ) 3 1,16 gsol 

4. Una muestra de agua de pozo (500 mL) tiene una concentración de 400 ppm de iones calcio (Ca+2 ). Se pide: a) Interpretar concentración de 400  b) Calcular ellapeso eenn miligramos de ppm. ione ioness calcio en dicha muestra. a) Significa que en un litro de agua de pozo hay 400 mg de iones de calcio. 400mg  b) g  Ca+2  = × 0,5 L = 200  mg  L 5. Determine la concentración en masa de la solución obtenida al disolver 100 g de sulfato de cobre heptahidratado ( CuSO4.7H2O) en 600 g de agua destilada (D = 1g/mL). P.A. (uma): (uma): Cu = 63,5 63,5;; S = 32; O = 16; H = 1  Masa de la solución= 600g 600g + 100g = 70 700g 0g  Masa de soluto % de soluto = x 100%  Masa de solución Calculemos la masa de CuSO4  contenido en 100 g de la sal hidratada 1 mol CuSO4.7H 2O contiene 1mol CuSO4 285,5g ………………. 159,5 g 100 g ………………. masa de CuSO4 masa CuSO4  = 55,87 g 55,87 g 7 % de soluto = × 100% =   7,98% 700 g  6. Se tiene las sigu siguientes ientes soluciones de ácido sulfú sulfúrico: rico: Solución I : D = 1,2 g/mL al 20% en masa. Solución II : D = 1,8 g/mL al 60% en masa. Se desea obtener 30 mL de H2SO4  al 40%, ¿Qué volúmenes de la solución I y de la solución II se debe mezclar?

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Se debe cumplir V 1  + V 2  = 30 mL ……. ( 1 )  Masa del soluto1  + Masa del soluto2  = Masa del soluto3 40 60 20 (1,8V 2 ) = (1,2V 1 + 1,8V 2 )   × (1,2V 1 ) + 100 100 100  Efectuando : 3V 2 = 2V 1 …………………:  ( 2 )  Resolviendo (1) y ( 2) V 1 =  = 18 V  12 mL mL  2

EJERCICIOS 1. Cuál será la con concentración centración expres expresada ada en porce porcentaje ntaje en masa ddee una solución que se  prepara con 43,76 43,76 g de estaño y 14,58 g de plomo para obten obtener er la soldadura. 2. El latón es una aleación cinc-cobre, contiene 20% de cinc. ¿Cuántos gramos gramos de cinc hay en 350,20 g de solución? 3.  La densidad de de una solución al 18 18,0% ,0% de sulfato de amo amonio, nio, (NH4)2 SO4, es 1,10 g/mL. ¿Qué masa de (NH4)2 SO4 se necesita para preparar 350 mL de esta solución? 4. En 400 mL de agua se vierten 60 mL de alcohol etílico (C2H5OH) . ¿Cuál es su porcentaje en volumen de la disolución? Interprete el resultado. 5. Determinar el volumen de alcohol etílico puro que contienen 50 mL de cierto vino “moscato” al 12% en volumen. 12.6  PESO EQUIVALENTE En nuestras actividades cotidianas, es muy común utilizar equivalencias, tal es el caso entre kilogramo, litro y mililitro, etc. En las pruebas de maratón que se realizan en las olimpiadas, los atletas de diversos  países, recorren 42 km, lloo que es lo mismo que 26 millas, por lo tanto podemos decir que una milla equivale a 1,62 km. Cuando consumimos 200 g de carne de pollo, la cantidad de proteínas contenidas en ella es la misma que cuando consumimos 6 huevos, por lo tanto podemos afirmar que 100 g de carne de pollo equivale en valor proteico a 3 huevos. En las reacciones químicas ocurre algo similar, es decir las sustancias químicas que  participan se combinan en cantidades equivalentes en masa. En la ciencia química, a estas cantidades de combinación se denomina pesoequivalente). de combinación o peso equivalente. (Término más empleado actualmente es el de masa

Ejemplo: Sean las siguientes reacciones químicas: Primera reacción 2 Na  Na + 1 H2  2 NaH 46 g 2g 23 g 1 g ( 23 g de Na es químicamente químicamente equivalente equivalente a 1 g de H2) Segunda reacción 2 Na + 1/2 O2  Na2O 46 g 16 g 23 g 8 g ( 1 g de H2 es químicamente equivalente a 8 g de O2)

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Esto significa que si ambos elementos se combinan lo harían en la proporción en masa de de 1 a 8, lo cual es compatible con las pruebas experimentales. Este ejemplo nos indica que no es necesario realizar la combinación química para determinar la  proporción de combinación entre las sustancias químicas, se puede llegar a ello por concepto de equivalencia.

12.6.1 DEFINICIÓN El peso equivalente o peso de combinación es la cantidad de una sustancia capaz de combinarse o desplazar una parte en masa de H2, 8 partes en masa de O2 ó 35,5 partes en masa de Cl2 PE(H2) = 1 ; PE(O2) = 8 ; PE(Cl2) = 35,5 Cabe indicar que H2,, O2  y Cl2  se toman convencionalmente como elementos de referencia ya que se combinan con la mayoría de los elementos para formar una gran variedad de compuestos químicos.

12.6.2 DETERMINACIÓN DE PESOS EQUIVALENTES A. DE ELEMENTOS QUÍMICOS Peso atómico PE = ----------------------Valencia

La valencia es una característica de los elementos químicos ya que está relacionada con su capacidad de combinación, por lo general es numéricamente igual al estado de Oxidación.

B. DE COMPUESTOS QUÍMICOS Para calcular el peso equivalente de los compuestos químicos debemos tener en cuenta la función química a la cual corresponde.   El peso   o unenequivalente   de6,022 define equivalente un ácido • ÁCIDO: como la masa del ácido (expresada gramos) que(eq) aporta x 10 23  se  iones de hidrógeno (1 mol) o que reaccionan con 6,022 x 10 23  iones hidróxido (1 mol). Una mol de ácido contiene 6,022 x 1023 unidades fórmula de dicho ácido.  

Ejemplos: a) Se considerará al ácido clorhídrico como ácido monoprótico representativo: H20  HCl H+(ac)  + Cl-(ac)  1 mol 1 mol 1 mol 36,46 g 1,008 g 35,45 g 23 23 6,022 x 10  UF 6,022 x 10  UF 6,022 x 1023 UF

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Se observa que una mol de HCl puede producir 6,022 x 10 23 H +, de manera que una mol de HCl es un equivalente. Lo mismo es válido para todos los ácidos monopróticos.  b) El ácido sulfúrico es un ácido diprótico y puede aportar dos iones H+  por molécula de H2SO4. H20  H2SO4  2 H+(ac)  + SO42-(ac)  1 mol 2 mol 1 mol 98,08 g 2(1,008 g) 96,06 g 23 23 6,022 x 10  UF 2(6,022 x 10 ) UF 6,022 x 1023 UF Esta ecuación indica que una mol de H2SO4 puede producir 2 x 6,022 x 10 23  H+; por tanto, una mol de H2SO4 es igual a dos pesos equivalentes en todas las reacciones en que reaccionen ambos átomos de hidrógeno ácido. En conclusión:

El peso equivalente de un ácido  viene dado por el peso molecular dividido por el número de iones H +  ionizables.

Peso fórmula P.E = -----------------Nº de H+ 

EJEMPLO Calcule el peso equivalente del HNO3  ( 63 g/mol ) y H 2SO4  (  98 g/mol) al disolver estos ácidos en el agua. Solución HNO3(ac)    H+(ac)  + NO3-(ac)  63 g 1 mol  p.eq(HNO3 HNO3)  = 63 H2SO4(ac) 98 g  p.eq

 

2H+(ac)  + SO4-2(ac) 2 mol 1 mol p.e (H2SO4) = 49

Observación: Los ácidos al ionizarse no liberan necesariamente todos los hidrógenos presentes en su composición, para determinar el número de hidrógenos ionizables o hidrógenos ácidos se debe realizar la estructura de Lewis.  •  BASE: El peso equivalente  de una base se define como la masa de la misma

(expresada en gramos) que aporta 6,022 x 1023 iones hidróxido o la masa de la  base que reacciona reacciona con 6,0 6,022 22 x 1023 iones hidrógeno.

El peso equivalente de una base viene dado por el peso fórmula dividida por el número de iones OH- generados en la disociación.

Peso fórmula PE = ---------------------------

Nº de OH  

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EJEMPLO:  Calcule el peso equivalente del NaOH ( 40 g/mol) y Ca(OH)2 ( 74 g/mol).  Na(OH) (ac)    OH-1(ac)  + Na+(ac)  40 g 1 mol 2OH (ac) 

2(ac)    Ca(OH) 74g 2 mol  p.e. 1 mol

p.e. (NaOH) = 40

+2

+

Ca

(ac)

p.e. Ca(OH)2  = 37

•  ÓXIDOS: El peso equivalente de un óxido es aquella cantidad que se produce

a partir de 8 partes en masa de O 2. 

EJEMPLO: Calcule el peso equivalente de los óxidos: CaO y Al2O3. Ca + ½ O2 16g 8g 4Al

+

 

3O2  96g 8g

CaO 56g p.e.  

p.e.(CaO) = 28

2Al2O3 204 g p.e

p.e.(Al2O3) = 17

PE (óxido) = PE(metal) + PE(O2)

Peso fórmula PE = --------------------------------Carga total o neta del catión

•  SALES: Similar que en el caso de óxidos, para calcular el peso equivalente de

las sales se divide el peso fórmula entre la carga neta del catión.

El peso equivalente de una sal no oxidante  es igual a su peso fórmula dividido por el número de la carga  positiva (o negativa) negativa) de sus iones.

Peso fórmula PE = -------------------------Carga neta del catión 

EJEMPLOS a) Determine el peso peso equivalente ddel el NaCl ( P.F. = 58 58,5 ,5 u.m.a) y Al2(SO4)3 ( PF = 342 u.m.a). 58,5  Na+1Cl →   p.e. = = 58,5   1 θ 

=

  =

1(1) 1  

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Al2+3(SO4)3  θ 

 

p.e. =

342 = 57   6

= 2(+  3) = 6  

b) Calcule el peso equivalente del carbonato de calcio, CaCO 3  100 +2 Ca CO3    p.e. = 2 = 50   θ  = 2(+ 1) = 2   c) Determine el peso equivalente del nitrato de aluminio, Al(NO3)3. Al+3(NO3)3  θ 

 

p.e. =

213 = 71   3

= 3(+ 1) = 3  

•  REACCIONES REDOX: Reacciones en donde hay cambio en el número de

oxidación, por lo cual existe pérdida y ganancia de electrones. El peso equivalente de las sustancias químicas está íntimamente relacionado con el número de electronesdel involucrados en el proceso. El peso equivalente agente oxidante es aquella cantidad capaz de ganar 1 mol de electrones. El peso equivalente del agente reductor es aquella cantidad capaz de ceder 1 mol de electrones.

El peso equivalente de una sustancia oxidante o reductora es igual al  peso molecular (o peso fórmula) dividido por el número de electrones cambiados en la reacción óxido-reductora en la que la l a sustancia participa. EJEMPLOS a) Calcule el peso equivalente del agente oxidante y del agente reductor en la siguiente reacción de neutralización: CuO

+

Cu 

NH3 

+

 N2 

+

H2O

Para reconocer al agente oxidante y al agente reductor debemos determinar la carga de cada elemento aplicando las reglas de estado de oxidación ya conocidas. Se oxida +2

-3

0

+ NH3  Cu  Se reduce Formando las semirreacciones semirreacciones:: +2 Cu O + 2e-    Cu (red) 1 mol gana 2 mol e79,5g 2 mol e p.e. 1 mol eCuO

+

0

 N2 

+

H2O

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2N-3H3    6 e-  + N2 (ox) 2 moles cede  6 mol e-  2x17g  p.e

6 mol e-

 p.e(NH3) =

1 mol e-

agente reductor

2 × 17 = 5,67   6

EJERCICIOS 1 . Calcule el ppeso eso equivalen equivalente te del Fe2O3 ( PF = 160 u.m.a.) y Al (PA = 27 u.m.a) en la siguiente reacción: Fe2O3   +

Al

Al2O3

2. Calcule el peso equivalente del ion yodato, IO 3-1 (PF = 175 uma) y de la hidracina,  N2H4 ( P.M. = 34 uma) que intervienen en la siguiente reacción en medio ácido. IO3-1 

+ N2H4 

 

I-1 

+

N2

12.7 EQUIVALENTE – GRAMO ( Eq-g) El peso equivalente o equivalente químico no tiene unidades, por ello es necesario atribuirle una unidad: el gramo. Surge así el concepto de equivalente-gramo, por lo tanto:. Esto significa que un equivalente-gramo de cualquier sustancia química es igual a su peso 1 Eq-g (eq) = ( PE )g equivalente expresado en gramos. EJEMPLOS: 1. Calcule la masa de 1 eq-g de H 2 , 5 eq-g de Ca y 0,8 eq-g de NaOH 1eq-g(H2) = 1 g 5eq-g(Ca) = 5x20= 100g 0,8eq-g(NaOH) = 0,8x40g = 3,2g 2.  En un frasco de un litro de capacidad se tiene 612,5 g de ácido sulfúrico, H 2SO4 al 20% en masa, esta solución se emplea fundamentalmente para neutralizar bases. ¿Cuántos eq-g del ácido están presentes en el frasco?. Cálculo de la masa del ácido sulfúrico puro y su peso equivalente. equivalente. 20 g H2SO4 = × 612,5 g  = 122,5 g   100 1eq − gH 2 SO4 eq-g H2SO4 = 122,5 g ×   = 2,5eq − g   49 gH 2 SO4

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3.  Calcule el número de eq-g de KMnO4  contenido en 197,5 g sabiendo que dicho compuesto en una reacción se reduce hasta Mn+2  en medio ácido. PF (KMnO4= 158 uma). Se sabe que el K +1 MnO4-1  se reduce hasta Mn+2  en medio ácido. -1

+

-

+2

2 4 Mn  MnO (+7)   + 8H    + 5e   (+2)  + 4H  O Se observa que para el ion permanganato, θ  = 5  

158 g  = 31,6 g   5 197,5 g  #eq-g(KMnO4 KMnO4 ) = = 6,25eq − g   31,6 g  eq − g 

 Entonces:

eq-g KMnO4 =

EJERCICIO La hidroquinona, C6H6O2  , es utilizado como revelador en la fotografía en blanco y negro, este compuesto se oxida hasta C 6H4O2 . Si en el proceso se consumen 13,75 g de hidroquinona. ¿Cuántos eq-g se consumieron?

12.8 EXPRESIONES QUÍMICAS Son formas de expresar la concentración con mayor exactitud y se les considera científicas. Las más importantes son la MOLARIDAD Y LA NORMALIDAD.

12.8.1  MOLARIDAD (M) Aquí, se va a considerar una de las unidades más utilizadas en la química, la molaridad (M), o concentración molar, que es el número de moles de soluto en 1 litro (L) de disolución.

moles de soluto M = molaridad = litros de disolución Por ejemplo,  una disolución 1,46 molar de glucosa (C6H12O6), escrita como 1,46 M de C6H12O6, contiene 1,46 moles de soluto (C 6H12O6) en 1 L de la disolución. Una disolución de 500 mL que contiene 0,730 moles de C6H12O6 también tiene una concentración 1,46 M: 0,730 mol M = molaridad =

= 1,46 mol/L = 1,46 M 0,500 L

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Cuando se trata de electrólitos fuertes, se expresa de la siguiente manera: Una muestra de cloruro de potasio (KCl), un electrolito fuerte, se disuelve en suficiente agua para hacer una disolución 1 M: KCl(s)  K +(ac)  + Cl(ac)  H2O  Puesto que el KCl es un electrolito fuerte, se disocia totalmente en la disolución. Entonces, una disolución de KCl 1M contiene 1 mol de iones K + y 1 mol de iones Cl; no hay unidades de KCl presentes. La concentración puede expresarse como [K +] = 1M y [Cl -] =1M , donde los corc corchetes hetes [ ] indican que la concentración está expresada en molaridad. En forma similar, en una disolución 1 M de nitrato de bario [ Ba (NO 3)2 ] Ba (NO3)2(s)  Ba2+ (ac)  + 2NO3 (ac) H2O  Se tiene que [ Ba2+ ] = 1 M y [ NO3-  ] = 2 M, pero de ninguna manera hay unidades de Ba (NO3)2 

El procedimiento para preparar una disolución de molaridad conocida es el siguiente:  El

soluto se pesa con exactitud y se transfiere a un matraz volumétrico por medio de un embudo.  A continuación se añade agua al matraz y se agita suavemente para disolver el sólido.  Una vez que todo el sólido se ha disuelto, se añade más agua para llevar el nivel de la disolución en el matraz y la cantidad del compuesto (el número de moles) disuelto, se  puede calcular calcular la molaridad de la ddisolución isolución emplea empleando ndo la ecuación de molaridad.  Observe que en este procedimiento no es necesario conocer la cantidad de agua agregada, en tanto se conozca el volumen final de la disolución. EJERCICIOS

EJEMPLOS 1.  ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) se requieren para preparar 250 mL de una disolución cuya concentración sea 2,16 M?  Para este problema es necesario hacer la conversión de volumen y concentración a número de moles y, después, a gramos. Primero se determina el número de moles de  K 2Cr 2O7  que  que hay en 250 mL de disolución 2,16 M: moles de K 2Cr 2O7   = = 250mLsol ×

2,16molK 2 Cr 2 O7 = 0,540 mol K2Cr 2  O7   1000mLsol 

 La masa molar del K 2Cr 2O7  es  es 294,2 g, por lo que, la masa necesaria se calcula: 294,2 gK 2 Cr 2 O7  g K 2Cr 2O7  =  = 0,540molK 2 Cr 2 O7 ×   = 159 g  K 2Cr 2O7   1molK 2 Cr 2 O7

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2. Calcúlese la concentración m molar olar de etanol etanol en una solución acuosa acuosa que contiene contiene 2,30 g de C2H5OH (46,07 g/mol) en 3,50 litros de solución.  HCl  molHCl  3,65 gHCl  1molHCl    = × = 0,05mol   L  L 2 L 36,5 gHCl   La  concentración de la solución de HCl es 0,05 molar, o simplemente ácido  La  clorhídrico 0,05 M. Un litro de solución contiene 0,05 moles de HCl.  HCl.  3. Calcular el volumen de HCl de 32% 32% en peso y una ddensidad ensidad 1,16 g/mL para para preparar 500 mL de solución 2,5 M.  Hallamos la masa de soluto que que se requiere para preparar 500 mL de solución 2,5 M 2,5molesHCl  36,45 gHCl   g HCl = 500 mL sol × × = 45,56 gHCl  puro 1000mLsol  1molHCl   Éste ácido puro lo llevamos al 32% 100 g HCl al 32% …………. 32 g HCl puro  x ……… 45,56 g HCl pu puro ro x = 142,375 g HCl al 32% 32%  El volumen se calcula masa con la fórmula: 142,375 g  volumen =   V  = =  122,74 mL de HCl densidad  1,16 g / mL 4. ¿Qué masa de Na2CO3 se debe añadir a 500 mL de solución de Na2CO3  0,25 M para hacer 0,55 M?  Hallamos la masa de soluto para la solución que tiene: 0,25molesNa 2 CO3 106 gNa 2 CO3  g Na2CO3  = 500 mL sol  × = 13,25  g Na2CO3 1000mLsol  1molNa 2 CO3 Calculamos la masa de soluto que que se desea para preparar la solución 0,55 M 0,55molesNa 2 CO3 106 gNa 2 CO3  g Na2CO3  = 500 mL sol  1000mLsol  × 1molNa2 CO3 = 29,15  g Na2CO3  Por tanto la l a diferencia será: 29,15 – 13,25 = 15,90 g será la cantidad que se debe añadir.

EJERCICIOS 1. ¿Cuál es la molaridad de una disolución de 85,0 mL de etanol ( C 2H5OH) que contiene 1,77 gramos de etanol?. 2. Calcule la molaridad (M) de una solució soluciónn que contiene 3,65 gramos de de HCl en 2,00 litros de solución.. 3. Calcule la masa de Ba(OH)2 necesaria para preparar 250,0 mililitros de una solución 0,06 molar de hidróxido de bario. 4. El ácido sulfúrico comercial comercial es una solución al 96,4% 96,4% en masa de H2SO4 y su gravedad específica es 1,84. Calcule la molaridad del ácido sulfúrico comercial.

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5. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 490 g de ácido fosfórico, H 3PO4  , en 2,00 litros de solución?. 6. ¿Qué masa de sulfato de sodio, Na2SO4 , contiene 750 mL de una solución 2,00 molar? 7. ¿Qué volumen de solución 0,320 M, Na2CO3 , se puede preparar a partir de 16,4 g de  Na2CO3?

12.8.2 NORMALIDAD La Normalidad de una solución indica el número de equivalentes gramo de la sustancia disueltos en un litro de solución. O sea:

número de pesos equivalentes de soluto Nº eq Normalidad = ----------------------------------------------------------------------------------------------- = ----------litros de solución L Un peso equivalente suele llamarse simplemente equivalente (eq)

EJEMPLOS 1. ¿Cuántas moles de de ácido sulfúrico hay en 60 mL de una solución solución 4 N, de éste ácido? moles H2SO4 = 60 mL sol.

4eqH 2 SO4 1molH 2 SO4 × = 0,24moles   1000mLsol  1eq

2. ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contienen 100 mL de solución 36 N de este ácido? 36eqH 2 SO4 49 gH 2 SO4 × = 176,4 g   1000mL 1eqH 2 SO4 3. Una cierta cantidad de solución de (OH) 2Ba tiene un volumen de 100 mL y contiene g H2SO4  = 100mLsol ×

17,14 miligramos de (OH)2Ba. ¿Cuál es su normalidad?.   −3 17,14 × 10 2eq(OH ) 2 Ba  g (OH ) 2 Ba 1mol (OH ) 2 Ba eq × × =2N  =  L 0,1 Lsol  171,34 g (OH ) 2 Ba 1mol (OH ) 2 Ba 4. El analizador de aliento detecta la presencia de etanol (alcohol etílico) en el aliento de  personas que se sospecha conducen en estado de ebriedad. Se emplea la oxidación del etanol a acetaldehído mediante mediante iones dicromato dicromato en solución ácida. El El ion Cr 2O72-(ac) es anaranjado. El ion Cr 3+(ac)  es verde. Al aparecer color verde por la reducción del Cr 2O72- a Cr 3+, se indica que el alcohol en el aliento excede el límite legal. l egal. H+(ac)+ C2H5OH + Cr 2O72Cr 3+  + C2H4O + ¿Cuál es el peso equivalente ión dicromato en solución ácida?

H2O

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 Primero se asignan números de oxidación a los elementos que cambian: -2

+6

+3

-1

 H +(ac)+ C 2 H 5OH + Cr 2O7 2Cr 3+  + C 2 H 4O + H 2O Se observa que el etanol se oxida, por tanto es el agente reductor, los iones Cr 2O7 2-   se reducen, en consecuencia, son el agente oxidan oxidante. te.  El potasio,emplear K 2Cr 2O7 un  , esindicador otro agente oxidante que ssee usa Sindicromato embargo, de es preciso al reducir sustancias quecon se frecuencia. titulan con  soluciones de dicromato. El K 2Cr 2O7  es  es anaranjado y su producto de reducción Cr 3+ , es verde. Cr 2O7 2Cr 3+ (Semirreacción de reducción) Cr 2O7 22 Cr 3+ 14H + + Cr 2O7 22Cr 3+ + 7H 2O 6e-  + 14H + + Cr 2O7 22Cr 3+ + 7H 2O (semirreacción de reducción balanceada)  p.e K 2Cr 2O7   = =

294,2 = 49   6

5. Determine la cantidad de KMnO 4 que se necesita para preparar 2 litros de disolución 0,1 N al actuar como oxidante en medio ácido. +2 MnO4   Mn   +7

8H +  5e- 

+ +

 MnO4-  MnO4-  + 8H   

+2

Mn+2 (semirreacción de reducción) +2 Mn   + 4 H 2O Mn+2  + 4 H 2O MnO4- 

+ 158 g  eq KMnO4  = = 31,6 g   5 0,1eqKMnO4 31,6 gKMnO4  g KMnO4  = 2 L sol   = 6,32 g × 1 Lsol  1eqKMnO4

EJERCICIOS 1. Hallar el peso equivalente del ácido oxálico (H2C2O4) sabiendo que frente a un agente oxidante se oxida liberando gas carbónico. 2. ¿Cuál será el volumen en mililitros de una solución 0,4 N de ácido sulfúrico que contiene 2,5 g de H2SO4?. 3. Calcule la cantidad de agua, en mL, requerida para preparar 1,5 litros de ácido sulfúrico diluído 1,25 N a partir de ácido ssulfúrico ulfúrico concentrad concentradoo (cuya densidad densidad es 1,84 g/mL y contiene 96,4% en peso de ácido sulfúrico). 4.  ¿Cómo prepararías una solución 200 mL 0,2 N de H2SO4? 5. ¿Cómo prepararías 100 mL de solución 0,5 N de (OH)2Ca? 6. ¿Cómo pre prepararías pararías 250 mL de una solución 00,1 ,1 N de de AgNO3? 7. ¿Cómo prepararías 100 mL de solución  0,25 N de BaCl2?

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12.9 DILUCIÓN DE SOLUCIONES Las soluciones concentradas que no se utilizan normalmente, se guardan en el almacén del laboratorio. Con frecuencia estas soluciones “de reserva” se diluyen antes de utilizarlas. procedimiento que se paraconcentrada. preparar una solución menos La dilución es elconcentrada a partir desigue una más Al efectuar un proceso de dilución, conviene recordar que al agregar más disolvente a una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de moles de soluto presente en la disolución. En otras  palabras:

Moles de soluto antes de de la dilución = moles de soluto después de la dilución

Mi Vi  Moles de soluto antes de la  

dilución

=

Mf Vf   Moles de soluto después de la dilución

EJEMPLOS 1. Describa cómo pprepararía repararía 5,0 5,000 x 102 mL de una disolución de H 2SO4 1,75 M, a partir de una disolución concentrada de H2SO4 8,61 M. Como la concentración de la disolución final es menor que la de la disolución original, éste es un proceso de dilución. Se inician los cálculos anotando los datos del modo  siguiente:  M i  = 8,61 M M  f  = 1,75 M 2

V i  ? : Usando la ecuación

M i V i 

 f  V  x  f 10 =   = 5 M  V V  f   , , mL tenemos:

mL  (8,61 M )(V  f  ) =   (1,75 M )(5 × 10 2 mL ) / 8,61M = 102 mL   Por tanto, para obtener la concentración deseada se deben diluir 102 mL de la disolución de H 2SO4 8,61 M con suficiente agua para obtener un volumen final de 5x102 mL en matraz volumétrico de 500 mL 2.  Calcule el volumen de solución, 18,0 M, de H2SO4 , necesario para preparar 1,00 litro de solución, 0,9 M de H2SO4. Se conoce el volumen ( 1 L) y la molaridad (0,9 M) de la solución final, así como la molaridad (18 M) de la solución original. Por tanto, se puede emplear la relación:

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 M i V i  = M  f V  V f   , ,

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 M  V  1 L × 0,9 M  V i =  f   f  = = 0,05 L = 50mL    M i 18 M 

EJERCICIOS 1. ¿Cómo prepararía 22,00 ,00 x 102 mL de una disolución disolución de NaOH 0,856 M, a partir de una disolución concentrada 5,07 M? 2. A 25 mL de una ddisolución isolución de KNO3 0,866 M se le agrega agua hasta que el volumen de la disolución es de 500 mL, exactos. ¿Cuál es la concentración de la disolución final?.

12.10 LEY DEL EQUIVALENTE QUÍMICO A partir de las definiciones de un equivalente de un ácido y de una base se ve que un equivalente de cualquier ácido reacciona con un equivalente de cualquier base. La ley del equivalente químico establece que en una reacción química la masa de las sustancias que reaccionan y la masa de las sustancias producidas son  proporcionales a sus sus respectivos ppesos esos equivale equivalentes, ntes, es decir se consumen y se forman con igual número de equivalente-gram equivalente-gramo. o. En consecuencia, según la definición de equivalentes, 1 eq ácido = 1 eq base.   Por lo general, se puede escribir la siguiente expresión para todas las reacciones ácido-base que llegan hasta el punto final.

Nº de eq ácido = Nº de eq de base

Nº meq de ácido = Nº meq base

El producto del volumen de una solución en litros por su normalidad es igual al número de equivalentes de soluto que la solución contiene.

Lá x Ná  = Lb x Nb

mLá x Ná  = mLb x Nb

Lá  = litros del ácido ácido mLá = mililitros del ácido

12.11 ESTANDARIZACIÓN DE SOLUCIONES Y TITULACIONES ÁCIDO-BASE   •  Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denomina soluciones estándar. •  La titulación es el proceso en el cual un reactivo de la solución, el titulante, se añade cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete.  •  Estandarización es el proceso por el cual se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. •  La solución estandarizada recibe el nombre de estándar secundario y se emplea para analizar problemas. 

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•  ¿Cómo se sabe cuándo detener la titulación? es decir, ¿cuándo ha terminado la

reacción del producto químico? Para esto se agregan unas cuantas gotas de solución de indicador   a la soluc solución ión que se se va a titular.  •  Un indicador es una sustancia que que puede existir en distintas formas formas y adopta colores + diferentes dependiendo de la concentración de H  en la solución. Es preciso que por lo menos una de estas formas tenga color intenso para que puedan observarse cantidades muy pequeñas de la misma. 

•  El analista debe elegir un indicador que cambie claramente de color en el punto en que

reaccionan cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base, es decir, el punto de equivalencia. •  El punto en el cual el indicador cambia de color y se detiene la titulación se llama punto final. •  La fenolftaleína es incolora en solución ácida y color rojo-violáceo en solución  básica. Si en la titulación se añade una base a un ácido, suele emplearse fenolftaleína como indicador. El punto final se observa cuando aparece una coloración rosa débil que persiste por lo menos 15 segundos al agitar la solución. 

EJEMPLOS  

3  0,1 N se requ 1. solución ¿Qué volumen de HNO requiere iere para neutralizar ccompletamente ompletamente 50 mL de de Ba(OH) N? 2 0,15

mLá x N á  = mLb x N b mLá =

mLb × N b 50mL × 0,15 N  = = 75  mL solución de HNO3  0,1 N   N á

2.  ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 4,202 g de HNO 3 en 600 mL de solución?. 1eqHNO3 eqHNO3 4,202 gHNO3 1molHNO3 = × × = 0,111 N   0,6 Lsol  63,02 gHNO3 1molHNO3  L  M  HNO3

Como la normalidad es igual a la molaridad multiplicada por el número de equivalentes por mol de soluto, la normalidad de una solución siempre es igual o mayor que su molaridad. número de eq número de eq normalidad = molaridad x --------------------------------------- o N = M x --------------mol mol 3. ¿Cuál es la normalidad de una solución de 9,50 g de hidróxido de bario en 2 000 mL?. ¿Cuál es su molaridad?

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eqBa(OH ) 2 9,50 gBa(OH ) 2 1molBa(OH ) 2 2eq = × × = 0,0554 N    2 L 171,4 gBa(OH ) 2 1mol   L M Ba(OH)2  La solución de Ba(OH)2  es e s 0,0554 N y 0,0277 M 4.  Calcule la normalidad de una solución de H2SO4 si 40 mL de la misma reaccionan en su totalidad con 0,364 g de Na2CO3. 1meqNa2 CO3 # meq Na2CO3 = 0,364 g  Na = 6,87meq  Na2CO3   2CO3 × 0,0530 gNa 2 CO3 Como número de meq H 2SO4  = Número de meq Na2CO3 , se puede escribir: mL H 2SO4  x  N  H 2SO4  = 6,87 meq  H 2SO4   N  H 2SO4  = 

6,87meqH 2 SO4 = 0,172 N   40mL

EJERCICIOS 1. ¿Cuántos gramos de KMnO4 contienen 35,0 mL de KMnO4 0,05 N que se emplean en la siguiente reacción en solución ácida? MnO4(ac)  + 5Fe2+(ac)  + 8H+(ac) Mn2+(ac) + 5Fe3+(ac)  + 4H2O(l) 2. Qué volumen de H2SO4  con densidad de 1,84 g/mL y 98% de riqueza en peso se necesita para preparar 100 mL de una solución 0,1 N? 3. ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 4,202 gramos de HNO 3 en 600 mL de solución? 4. Al mezclar 4,9 gramos de ácido fosfórico (H3PO4) con agua, se forma 5 litros de solución. Determinar: a)  La normalidad (el ácido libera 3 H +).  b)  La molaridad. 5. ¿Cuántos equivale equivalentes ntes del ácido existen en 150 mL ddee solución H2SO4, 3 M? 6. Calcule la normalidad de la disolución disolución que se obtien obtienee al diluir con agua 3,5 litros de ácido sulfúrico 4 M, hasta obtener un volumen final de 28 litros. 7. Una solución al 70% en masa de HNO3 tiene una densidad de 1,42 g/mL, respecto a ello: a.  Calcule la concentración molar.  b.  Calcule la concentración normal. c.  Calcule el volumen de agua que se debe adicionar para preparar 6 litros de solución ácida 5M. Dato: Masa molar ( HNO3 = 63 g/mol). 8. Se necesitan 56,0 mL de una solución 1,20 N de Na (OH) para alcanzar el punto final en la valoración de 42,0 mL de una muestra de vinagre comercial (densidad = 1,02 g/mL). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético en el vinagre?

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9. Una muestra de 2 gramos de una aleación de plata se disolvió en HNO 3.  Para precipitar la plata (Ag) como AgCl fue necesario 120 mL de HCl 0,08 N . ¿Cuál es el porcentaje de plata en la aleación? 10.Una muestra de 0,1743 g de ácido oxálico impuro, (COOH)2 requirió de 39,82 mL de solución de NaOH 0,08915 N para su neutralización total. No se presentó con impurezas ácidas. Calcule el porcentaje de pureza del (COOH)2.

12.12 ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO  

 

   

 

 

El análisis gravimétrico es una técnica analítica que se basa en la medición de masa. Un tipo de experimento en análisis gravimétrico implica la formación, separación y determinación de la masa de un precipitado. Generalmente este procedimiento se aplica a compuestos iónicos.  Una muestra de una sustancia de composición desconocida se disuelve en agua y se convierte en precipitado al hacerla reaccionar con otra sustancia. El precipitado se filtra, se seca y se pesa. Conociendo la masa y la fórmula química del precipitado formado, es posible calcular la masa de un componente químico determinado (es decir, el catión o el anión) en la muestra original. Por último, a partir de la masa del componente y de la masa de la muestra original, se determina la composición porcentual en masa del componente en el compuesto original.

EJEMPLOS 1. Una muestra de 0,5662 0,5662 gramos de un un compuesto iónico qque ue contiene iones cloruro y un metal desconocido se disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNO 3. Si se forma un precipitado de AgCl que pesa 1,0882 gramos.¿Cuál es el porcentaje en masa de cloro en el compuesto original?  NaCl(ac) + AgNO3(ac) 

AgCl(s)

+ 

 NaNO3(ac) 

 Primero se determina la masa del Cl en el AgCl (que es, también la masa de Cl en el -

compuesto original debido a que todos los iones Cl  se convierten en AgCl). 1molAgCl  1molCl  35,45 gCl   Masa de Cl = 1,0882g AgCl × × × = 0,2690 gCl   143,4 gAgCl  1molAgCl  1molCl   A continuación se calcula el porcentaje en masa del del Cl en la muestra desconocida: % en masa de Cl =

masadeCl  0,2690 g  × 100% =   × 100% = 47,51%   0,5662 masadelamuestra

2. En una muestra muestra de 200 mL ddee agua mineral, ssee determinó el contenido contenido de calcio calcio mediante precipitación del catión como CaC2O4. El precipitado se lavó, se secó y se calcinó en un crisol que vacío tenía una masa de 26,6002 g. La masa del crisol más el CaO (56,08 g/mol) fue de 26,7134 g. Calcúlese la masa de Ca (40,08 g/mol) por 100 mL de agua.

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La masa de CaO es: 26,7134 g −  26,6002 = 0,1132 g   El número de moles de Ca en la muestra es igual al número de moles de CaO 1molCaO   1molCa cantidad de Ca = 0,1132 gCaO × × = 2,0185 × 10 −3  mol Ca 56,08 gCaO molCaO ×

masa de Ca/100 mL =

  −3

×

2,0185 10 200 molCa 40,08 gCa mLdemuestr  a / molCa × 100mL  

= 0,04045 g Ca/100 mL 3.  Una muestra de 0,2356 g que sólo contiene NaCl (58,44 g/mol) y BaCl 2  (208,25 g(mol), produjo 0,4637 g de AgCl seco (143,32 g/mol). Calcúlese el porcentaje de cada halógeno en la muestra. Si se hace que  x sea la masa de NaCl en gramos y  y sea la masa de BaCl 2 en gramos,  se puede escribir como primera ecuación:  x + y = 0,2356 g de muestra  Para obtener la masa de AgCl AgCl formada a partir de NaCl, se pu puede ede escribir: 1molNaCl  1molAgCl  143,32 gAgCl  masa de AgCl a partir de NaCl = xgNaCl × 58,442 gClNa × molNaCl  × molAgCl    = 2,45235 x gAgCl 1molBaCl 2 2molAgCl     Masa de AgCl a partir de BaCl  BaCl 2= ygBaCl 2 ×   × 208,23 gBaCl 2 molBaCl 2 143,32 gAgCl  × = 1,37655 gdeAgCl   molAgCl   Por lo tanto: 0,4637 g de Ag AgCl Cl = 2,45235 x g ddee ClAg + 1,37655 y g de AgCl Sustituyendo la primera ecuación, da: 0,4637 = 2,452 2,45235(0,2356 35(0,2356 – y) + 1,37 1,37655; 655; donde y = 0,10603 g de BaCl 2  0,10603 gdeBaCl 2 × 100% = 45,01%    y, porcentaje de BaCl 2 = 0,2356 gdemuestra  porcentaje de NaCl = 100,00 – 45,0 45,011 = 54,99%

EJERCICIOS 1. Una muestra de 0,3220 gramos gramos de un compuesto iónico que contiene contiene el ion bromuro (Br ) se disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNO3. Si la masa del  precipitado de abr formado es de 0,6964 gramos, ¿Cuál es el porcentaje en masa de Br en el compuesto original? 2. Si una muestra de un cloruro soluble contiene 22,84% de cloruros. ¿Qué peso de AgCl se espera encontrar al analizar el contenido de cloruros de 0,2 g de la muestra. 3. Una muestra de acero, la cual pesó 4,8110 g se disolvió en ácido nítrico, y el azufre se precipitó y pesó en forma de sulfato de bario. El sulfato de bario pesó 0,0121 g. Calcular el porcentaje de azufre en el acero.

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PRACTIQUEMOS 12  1. Calcule las masas de dicromato de potasio, K 2Cr 2O7, y agua en una solución al 8,65% de K 2Cr 2O7. 2. Una muestra de 0,892 g de cloruro de potasio (KCl ) se disuelve en 54,6 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje en masa de KCl en esta disolución? 3. Una muestra de 6,44 de naftaleno ( C 10H8  ) se disuelve en 80,1 g de benceno ( C 6H6 ). Calcule el porcentaje en masa de naftaleno en esta disolución. 4. ¿Qué masa de solución solución al 8,65% de dicromato de potas potasio io contiene 60,0 g de K 2Cr 2O7?. ¿Qué masa de agua contiene esta cantidad de solución? 5. Calcule la masa de una solución al 8,30% de cloruro de aamonio, monio, NH4Cl, que contiene 100 g de agua. ¿Qué masa de NH4Cl contiene esta cantidad de solución? 6. Se prepara una solución disolviendo 18,0 g de CaCl 2 en 72,0 g de agua, y tiene densidad de 1,180 g/mL a 20 ºC. a)  ¿Cuál es el porcentaje en masa de CaCl2 en la solución?.  b)  ¿Cuál es la molaridad del CaCl  en la solución? 2

7. Calcule el porcentaje en masa de soluto en cada una de las l as siguientes disoluciones acuosas: acuosas: a) 5,60 g de NaBr en 78,2 g de disolución.  b) 31,0 g de KCl KCl en 152 g de agua. c) 4,5 g de tolueno en 29 g de benceno. 8. Calcule la cantidad de agua (en gramos) que se debe agregar a: a) 5,00 de urea (NH2)2CO para preparar una disolución al 16,2% en masa.  b) 26,2 g de MgCl MgCl2 para preparar una disolución al 1,5% en masa. 9. Se prepara una disolución añadiendo 184 g de etanol, cuya densidad es 0,8 g/mL a 144 g de agua. Calcular el porcentaje en volumen de alcohol. 10. ¿Qué volumen de ácido sulfúrico de 98% en peso y densidad 1,836 g/mL, se necesitan  para preparar 100 mL de solución al 50% en peso y de una den densidad sidad 1,395 g/mL? g/mL? 11. Responda las preguntas:  a)  Escriba la ecuación para calcular la molaridad. Por qué es ésta una unidad de concentración conveniente en química?  b)  Describa los pasos implicados en la preparación de una disolución de concentración molar conocida utilizando un matraz volumétrico. c) Describa los pasos básicos implicados en la dilución de una disolución de concentración conocida. d) Describa las etapas bbásicas ásicas ddee un análisis grav gravimétrico. imétrico. ¿En qué forma ayuda este este método a identificar un compuesto o a determinar su pureza si se conoce su fórmula?

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12. Determine los gramos de cada uno de los siguientes solutos que se necesitan para preparar 2,50 x 102 mL de una disolución 0,1 M de : a)  Yoduro de cesio (CsI) d) Carbonato de sodio ( Na2CO3)  b)  Acido sulfúrico (H2SO4) e) Dicromato de potasio (K 2Cr 2O7) c)  Permanganato de potasio (KMnO4). 13. exactamente Se tienen 505 de unacantidad disolución de HCl M y se quiere diluir para hacerla 0,1mL M. ¿Qué de agua debe 0,125 añadirse? 14. Una muestra de 0,6760 gramos de un compuesto desconocido, desconocido, que contiene iones de bario 2+ (Ba ), se disuelve en agua y se trata con un exceso de Na 2SO4. Si la masa del precipitado de BaSO4  formado es de 0,4105 gramos. ¿Cuál es el porcentaje en masa de Ba en el compuesto original desconocido? desconocido? 15. La cerveza contiene alcohol etílico (C2H5OH), cuya concentración es 1,3 M. En una  botella de cerveza cerveza (625 mL). ¿Qué ppeso eso de alcohol alcohol está contenido contenido?? 16. Calcular el volumen de HCl de 32% en peso y una densidad 1,16 g/mL para preparar 500 mL de solución 2,5 M. 17. ¿Qué masa de Na2CO3 se debe añadir a 500 mL de solución de Na2CO3 0,25 M para hacer 0,55 M?. 18. La densidad de una solución de NaCl es 1,0877 g/mL. ¿Cuál será la molaridad y el  porcentaje peso volumen (p/v) de eesta sta solución? 19. Cuál es la normalidad y molaridad del ácido sulfúrico de 98% en peso y densidad 1,836 g/mL?. 20. Una solución se preparó disolviendo 8 g de Na2SO4 en 250 mL de solución. Cuál será a) % p/v b) Molaridad c) Normalidad. 21. ¿Cómo prepararía 200 mL de una solución 2 N de NH4Cl (cloruro de amonio)? 22. Cómo prepararía 1100 00 mL de una solución 0,1 N ddee AgNO3 (nitrato de plata)? 23. Calcule la normalidad de una solución de H2SO4 si 40 mL de la misma reaccionan en su totalidad con 0,3 0,364 64 gramos de Na2CO3. 24. ¿Qué volumen de ácido sulfúrico (H 2SO4) de densidad 1,84 g/mL y 98,2% de riqueza en  peso se debe diluir en 500 mL ppara ara obtener una solución 0,2 N? 25. Una muestra de 0,1743 gramos de ácido oxálico impuro, (COOH)2 requirió de 39,82 mL de solución de NaOH 0, 0,08915 08915 N ppara ara su neu neutralización tralización total. No se presentó con impurezas ácidas. Calcule el porcentaje de pureza (COOH)2. 26. ¿Cómo prepararía 250 mL de una disolución de H2SO4 0,25 N, a partir de una disolución concentrada del mismo ácido 2,16 N?

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27. Cuál es la normalidad de una solución de 9,50 gramos de hidróxido de bario en 2000 mL? ¿Cuál es su molaridad? 28. Una solución de Ca (NO3)2 al 10% en peso tiene una densidad de 1,1 g/mL. Hallar su molaridad y normalidad. 29. ¿Qué volumen de hidróxido de sodio 0,15 N se necesita para que reaccione completamente con 1,225 g de ácido sulfúrico? 30. ¿Qué masa de PbS se producirá, si 20 mL de una solución de Pb(NO3)2 0,21 M reaccionan con un exceso de Na2S? Pb(NO3)(ac)  + Na2S(ac) PbS(s)  + 2 NaNO3(ac)  31. Dado la siguiente reacción:  NaCl(ac)  + AgNO3(ac)  AgCl(s)  + NaNO3(ac)  ¿Qué volumen de NaCl 0,5 M se requiere para la reacción completa de 48 mL de una solución de AgNO3 0,25 M? 32. ¿Cuál es el factor de corrección de la solución de HCl 0,1 N, si para ello 0,1 g de Na 2CO3  disuelto en agua y con indicador anaranjado de metilo se tituló con 17,50 mL de HCl 0,1 N?  Na2CO3(ac)  + 2 HCl(ac)  CO2(g)  + H2O(g)  + NaNO3(ac) 33. Si se agregan 30 mL de una disolución 0,15 M de CaCl 2 a 15 mL de disolución 0,1 M de AgNO3. ¿Cuál es la masa en gramos del AgCl (precipitado). CaCl2(ac)  + 2 AgNO3(ac)  2 AgCl(s)  + Ca(NO3)2(ac)  34. Una muestra de un mineral de hierro de 0,5 g se disuelve en ácido y el hierro se convierte a Fe2+. La solución se hace reaccionar con solución   de KMnO4. En la reacción todo el Fe2+se oxida a Fe3+  y requiere 27,5 mL de KMnO4  0,12 N. ¿Cuál es el porcentaje de hierro en el mineral?. Fe2+  + KMnO4  + H+  Fe3+  + Mn2+  + H2O 35. El ácido láctico se encuentra en la leche agria tiene fórmula C 3H6O3. Una muestra de 0,612 g de ácido láctico puro requiere 39,3 mL de NaOH 0,173 N para su neutralización completa. a) Cuál es el peso equivalente del ácido láctico. b) ¿Cuántos hidrógenos ácidos hay por molécula?. C3H6O3(ac)  + NaOH(ac)  NaC3H5O3(ac)  + H2O(l)  36. En una muestra de 200 mL de agua natural, se determinó el contenido de calcio mediante  precipitación del catión como CaC2O4. El precipitado se lavó, se secó y se calcinó en un crisol que vacío tenía una masa de 26,6002 g. La masa del crisol más el CaO (56,08 g/mol) fue de 26,7134g. Calcúlese la masa de (Ca 40,08 g/mol) por 100 mL de agua.

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CAPÍTULO XIII ACIDEZ Y BASICIDAD 13.1 ACIDOS Y BASES DE BRONSTED Se un ácido como una capaz de un protón, y una estas base de definió Bronsted como Bronsted una sustancia que sustancia puede aceptar undonar protón. En general definiciones son adecuadas para analizar las propiedades y las reacciones de los ácidos y las bases. Una extensión de la definición de Brönsted de ácidos y bases es el concepto de:

Par conjugado ácido-base, que se define como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado. La base conjugada de un ácido de Brönsted es la especie que resulta cuando el ácido pierde un protón. Un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una Base de Brönsted Por ello, la relación entre ácido y base se reduce al equilibrio:

ácido1

+

base2 

ácido2

+

base1 

Este equilibrio está siempre desplazado hacia el ácido y la base más débiles. La base 1  derivada del ácido1  por pérdida del protón, se llama base conjugada del ácido1. Igualmente, el ácido es el ácido conjugado de la base . 2

2

EJEMPLOS: 1. En las reacciones siguientes, siguientes, el agua se comporta comporta como ácido: H2O

+

NH3

H2O

+

CO32 

(ácido 1)

(base2)

 NH4+  + OH HCO3  + (ácido2)

OH (base1)

Mientras que en estas reacciones se comporta como base: HCl

+

H2O

H3O+  + Cl

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H SO4 + H2O H3O+  + SO42 ( ácido1) (base2) (ácido2) (base1 ) La fuerza de un ácido depende de su mayor o menor tendencia a ceder protones; recíprocamente, la de una base depende de su tendencia a adquirir protones.

2. Identifique los pares conjugados áácido-base cido-base en la reacción entre el amoníaco y el : NH 3(ac) +

HF(ac) 

+ 4 NH (ac) 

ácido fluorhídrico en disolución acuosa + F (ac)  El NH 3 tiene un átomo de H menos y una carga positiva menos que el NH 4+ . El F -  tiene un átomo de H menos y una carga negativa más que HF. Por tanto, los pares conjugados ácido-base son 1) NH 4+ y NH 3  y 2) HF y F -.

EJERCICIOS 1. Identifique los pares conjugados ácido-base para la reacción: CN- + H2O HCN + OH2. Identifique los pare conjugados ácido-bas ácido-basee para la reacción: CH3COO   + HCN CH3COOH + CN13.2 TEORIA DE LEWIS (1 923) ÁCIDO: Sustancia que acepta un par de electrones para formar f ormar un enlace covalente. BASE :  Sustancia qu quee dona uunn par de electrones ppara ara formar uunn enlace covalente. covalente. En las reacciones ácido – base de Lewis: H F H H

N:   +

H Base Lewis

B

F →  H

F ácido Lewis

En la formación de complejos: Ag+(ac)  + 2 NH3(ac) Ácido de Lewis base de Lewis

H

N →  B H

F

F enlace covalente Coordinado

Ag (NH3)2+  complejo.

•  Según Lewis, un ácido no tiene átomos de hidrógeno ionizables. puede de aceptar un par de electrone electrones. s. •  H+ es un ácido de Lewis, porque pue • Cualquiera de las teorías ácido-bases puede emplearse, según convenga, para

identificar un ácido o una base. • Las reacciones ácido – base de Bronsted-Lowry y las de Lewis no producen una sal y agua como las de Arrhenius.

• Todas las bases de Bronsted – Lowry son también bases de Lewis.

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13.3  EQUILIBRIO IÓNICO Se aplica a los equilibrios de ionización de ácidos y bases débiles, estos se ionizan  parcialmente y la constante de equilibrio es llamada constante de disociación. Los electrolitos fuertes se caracterizan porque se ionizan completamente en solución acuosa. Como ejemplo tenemos, una solución de HCl, 0,01 M, contiene 0,01 M de H + y 0,01 M de iones Cl-, y ninguna especie del tipo ti po HCl asociada. Sin embargo, los electrolitos débiles se ionizan en forma incompleta en solución acuosa. Las moléculas disueltas coexisten en equilibrio con sus iones en dichas soluciones. HC2H3O2  +

H3O+  + C2H3O2- 

H2O

La constante de equilibrio para la reacción es: K a  =

[H3O+  ] [ C2 H3 O2-  ] --------------------------[H C2 H3 O2]

En soluciones diluidas, se puede considerar constante la concentración del agua. El número de moles de agua usadas en la formación del H 3O+  es muy pequeño en comparación con el número de moles de agua presentes. Se puede calcular la K a  a partir de la concentración inicial del ácido y del pH de la disolución, o bien se pue puede de usar usar la K a y la concentración del ácido para calcular las concentraciones de equilibrio de todas las especies y el pH de la disolución.

13.4 LA DISOCIACIÓN DEL DEL AGUA Y EL pH El agua pura corriente eléctrica, esta oconductividad a la-   presencia de conduce pequeñasdébilmente cantidadesla de H+ (hidrogeniones protones) y sededebe la OH (oxidrilos o iones hidróxido), provenientes del agua que se disocia según la reacción: H2O

H+  +

OH- 

En verdad, el ion H+, es decir un protón simple, debido a su alta densidad de carga tiende a formar el ion hidronio H3O+, sin embargo, por brevedad el ion hidronio se indica como H+. Aplicando las leyes de los equilibrios se tiene: [H+] [OH-] K   ;  [H2O] 

de aquí que : [ H+  ] [ OH-  ] = [ H2O ]. K

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donde [ H+] y [ OH-  ] indican la concentración de los protones y de los hidróxidos en iones-gramo/litro y [ H2O  ] indica la con concentración centración de dell agua en moles/litro. Como la [ H2O  ] permanece prácticamente constante (es decir, H2O = 1000/18 = 55,5, el producto [ H2O ]. K   será una constante,  y se puede escribir : 

[ H+  ] [ OH-  ] = Kw Esta nueva constante, K w, se denomina producto iónico del agua y representa el  producto de las concentraciones de los iones H+ y OH-  . El producto iónico K w  es constante en todas las soluciones acuosas, y a 25ºC, mediante medida experimental, resulta igual a 10-14. Como de cada molécula de agua se produce un ion H +  y uno OH-  ,tenemos que: [ H+] = [ OH- ] = 10-7, por ello:

[ H+  ] [ OH-  ] = 10-7 .  10-7  = 10-14

Esto significa que en un litro de agua pura hay 10 -7 iones-gramo de H+  y 10-7 ionesgramo de OH-  , provenientes de la disociación de 10-7 moles-gramo de agua, es decir, como se puede calcular, sólo una molécula de agua de 555 000 000 está disociada. Para evitar el uso de exponentes negativos, la concentración de los iones H +  y OH - se  puede expresar más más cómodam cómodamente ente mediante logaritmos logaritmos..

El logaritmo del inverso de la concentración de los iones H +, o el logaritmo con signo negativo de la concentración de los iones H+, se indica 1 con pH .  + pH = log +  = −  log[ H  ]  [ H  ]

El logaritmo del inverso de la concentración de los iones OH -  , es decir el logaritmo con signo negativo de la concentración de los iones OH -  , se indica con pOH. pOH = log

1  = −  log[OH − ]  − [OH  ]

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Ahora, al considerar otra vez la constante constante del producto iónico del agua agua a 25ºC: + -14 [ H   ] [ OH   ] = K w = 10   Al tomar el logaritmo negativo en ambos lados, se obtiene: - ( log [ H+  ] + log [ OH- ] ) = - log ( 1 x 1100-14) - log [ H+  ] - log [ OH-  ] = 14 A partir de las definiciones de pH y de pOH, se obtiene:

pH + pOH = 1144 Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas a 25ºC se identifican por sus valores de pH, como sigue:

Disoluciones ácidas :

[ H+  ] > 1 x 10-7 M  M,, pH < 7

Disoluciones básicas : [ H+  ] < 1 x 10-7 M, pH > 7 Disoluciones neutras : [ H+  ] = 1 x 10 7 M, pH = 7 Observe que el el pH aumenta a medida que [ H+ ] disminuye. En el laboratorio, el pH de una disolución se mide con un potenciómetro. La escala de acidez en agua está dividida de 0 a 14 Ácidos  pH

0

1

2

3

4

5

Básicos 6 Neutro 7 8

9

10

11

12

13

14

EJEMPLOS 1. La co concentración ncentración de io iones nes H+ en una botella de un vino de mesa fue de 3,2 x 10-  4  M inmediatamente después de haberla destapado. Sólo se consumió la mitad del vino. Se encontró que la otra mitad, después de haber permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo una concentración de iones hidrógeno igual a 1,0 x 10 -3 M. Calcule el pH del vino en estas dos circunstancias. Cuando la botella se abrió por primeras vez, [ H + ] = 3,2 ×  10 −4 M  . 1  pH = log +  = −  log[ H + ]= − log(3, 2 × 10 −4 ) = 3,49   [ H  ]

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  −3 M  , de forma que:  En la segunda ocasión, [ H + ] = 1 × 10  pH = − log 1 ×  10 −3 = 3

2.  El pH del agua ácida de lluvia, recolectada en cierta zona del noreste de Moquegua durante cierto día, fue de 4,82. Calcule la concentración de iones H + del agua de lluvia. 1  = −  log[ H + ] + [ H  ] 4,82 = − log H +  Al tomar antilogaritmo en ambos ambos lados de esta ecuación, se tiene: tiene: −5 + 1,5 × 10  M  =  H 

pH = log

3.  En una disolución disolución de NaOH, la [ H+  ] es 2,9 x 10- 4 M. Calcule el pH de la disolución.  pOH = log −

1  = −  log[OH − ]  − [OH  ]  

×

−4

 pOH log 2,9 10    pOH== 3,54 pH + pOH = 1144  pH = 14,00 - pOH  pH = 14,00 – 3,54  pH = 10,46

EJERCICIOS 1. El ácido nítrico ( HNO3 ) se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, fármacos y explosivos. Calcule el pH de una disolución de HNO3  cuya concentración de iones hidrógeno es 0,76 M. 2.  El pH de un jugo de naranja fue de 3,33. Calcule la concentración de iones H+. 3. La concentración de iones OH de una muestra sanguínea es 2,5 x 10 7. ¿Cuál es el pH de la sangre?.

13.5 FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES Los ácidos fuertes son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente en el agua. La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgánicos como el ácido clorhídrico (HCl), ácido nítrico (HNO3), ácido perclórico (HClO4) y ácido sulfúrico (H2SO4). HCl(ac)

+ H2O(l) 

H3O+(ac)

+

Cl (ac) 

HNO3(ac)

+ H2O(l) 

H3O+(ac)

+

NO3 (ac) 

HClO4(ac)

+ H2O(l) 

H3O+(ac)

+

ClO4 (ac) 

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H2SO4 (ac)

+

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H2O(l) 

H3O+(ac)

+

HSO4 (ac) 

Observe que H2SO4  es un ácido diprótico; aquí sólo se muestra el primer estado de ionización. En el equilibrio, las disoluciones de los ácidos fuertes carecen de moléculas sin ionizar. La mayoría de los ácidos débiles, los cuales se ionizan, sólo en forma limitada, en el agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones H 3O+  y la base conjugada. Como ejemplos de ácidos débiles están el ácido fluorhídrico (HF), el ácido acético (CH3COOH) y el ion amonio (NH4+) . La ionización limitada de los ácidos débiles está relacionada con su constante de equilibrio de ionización, la cual se estudiará oportunamente. Al igual que lo loss ácidos fuertes, las bases fuertes son electrólitos fuertes que se ionizan completamente en el agua. Los hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos son bases fuertes . Algunos ejemplos de bases fuertes son:  NaOH(s) 

Na+(ac)  +

Ba(OH)2(s)

Ba2+(ac)  +

OH (ac)  2 OH (ac)

Las bases débiles, al igual que los ácidos ácidos débiles, son electrólitos déb débiles. iles. El amoníaco es una base débil. En el agua se ioniza en forma limitada:  NH3(ac) 

+

H2O (l)

 NH4+(ac)  + OH (ac)

EJEMPLOS 1. Calcule el pH de a) a) una disolución ddee HCl 1 x 10-3 M y b) una disolución disolución de Ba(OH)2  0,020 M. a) Debido a que el HCl es un ácido fuerte, está completamente ionizado en disolución:  disolución: +   −  HCl (ac) (ac)   H  ( ac ) + Cl  ( ac )    Las concentraciones de todas las especies (HCl, H + y Cl -  antes y después de la ionización, se representa como sigue:  HCl (ac)  H +(ac)  + Cl -(ac)  (ac)  Inicial(M) 1,0 ×  10 −3   0,0 0,0 Cambio(M) − 1,0 ×  10 −3   + 1,0 ×  10 −3   + 1,0 ×  10 −3    Final (M) 0,0 1,0 × 10 −3   1,0 ×  10 −3   Un cambio positivo (+) representa un aumento y un cambio negativo (-) indica una disminución en la concentración. Entonces: [ H + ] = 1,0 ×  10 −3 M     pH = − log(1,0 ×  10 −3 ) = 3

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b) El Ba(OH)2 es una base fuerte; cada unidad de Ba(OH)2 produce dos iones OH -:  Ba(OH)2(ac)   Ba2+(ac)  + 2OH -(ac)   Los cambios en las concentraciones de todas las especies se representan como  sigue:  Ba(OH)2(ac)  Ba2+(ac)  + 2OH -(ac)   Inicial   (M) 0,020 Cambio (M) - 0,020

0,00 +0,020

0,00 +2(0,020)

 Final (M)  Así:

0,00 0,020 0,040 − [OH  ] = 0,040 M     pOH = ´− log 0  ,040 = 1,40    Por tanto: pH=14,00 – ppOH OH  pH = 14,00 – 1,40 = 12,60

3. Calcúlense las concentraciones de los iones hidronio e hidróxido en una solución acuosa de NaOH 0,2M.  El eess un el electrolito ectrolito fuertemol/L. y su contribución a la cconcentración oncentración ion hidróxido hidróxido de ensodio esta solución es de 0,200 Los iones hidronio e hidróxidodel se  forman en cantidades iguales por la disociación del agua, por lo que podemos podemos escribir: − + [OH  ] = 0,200 +  H  [ 3O ]   NaOH (ac) Na+(ac)  + OH -(ac) (ac)  0,2 M 0,2M 0,2M − [OH  ]  = 0,200 M  De esta forma, forma, mediante el empleo de la ecuac ecuación: ión:  [ H 3O+  ] [ OH -  ] = K w  14  K w 1 × 10 −   + [ H 3O ] = − = = 5 × 10 −14 M [OH  ] 0,2

EJERCICIOS 1. Calcule el pH de uuna na disolución ddee Ba(OH)2  1,8 x 10-2 M. 2. Calcule la [ H3O+ ], el pH, [ OH-  ] y el pOH para un unaa solución solución de HNO3 0,015 M. 3. El pH de una solución es 3,301. ¿Cuál es la concentración de H 3O+  en esta solución?. 4. Calcule las concentraciones de H3O+  y OH-  en una solución 0,050 M de ácido nítrico. 5. Calcule [ H 3O + ] , el pH, [OH − ] y el pOH para una solución de HNO 3 0,015M. 6. Calcule las concentracione concentracioness molare molaress de [ Ba 2+ ]  y [OH − ]  en el hidróxido de  bario 0,030M

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PRACTIQUEMOSS 13  PRACTIQUEMO 1. Defina los ácidos y bases de Bronsted. Dé un ejemplo de un par conjugado en una reacción ácido – base. 2. Escriba las fórmulas de las bases conjugadas de los siguientes ác ácidos idos a) HNO2  b) H 2SO4 c) H2S d) HCN e) HCOOH (ácido fórmico). 3. Escriba la fórmula de la base conjugada de cada uno de los siguientes ácidos: a) HIO4  b) H3PO4 c) H2PO4  d) HIO3 e) HSO3 4. ¿Qué es la constante del producto iónico del agua? 5. Defina el pH. ¿Por qué los químicos químicos prefieren hablar acerca de la acid acidez ez de una disolución en términos del pH, en vez de hacerlo en términos de la concentración del ion hidrógeno, [ H+ ]? 6. Calcule [OH ] en una disolución de de HCl 11,4 ,4 x 10 3M 7. Calcule el pH de cada una de las siguientes disoluciones: disoluciones: a) Ba(OH) 2  2,8 x 10- 4 M  b) HNO3  5,2 x 10 4 M. 8. Complete la siguiente tabla mediante los cálculos necesarios:

[H3O+ ]

pH

a)

4,84

 b)

12,61

[ OH ]

pOH

c)

1,34

d)

9,47

9. El pOH de una disolución es 9,40. Calcule la concentración de iones hidrógeno de la disolución. 10. Calcule el número de moles de KOH que hay en 5,50 ml de una disolución de KOH 0,360 M. ¿Cuál es el pOH de la disolución?. 11. ¿Qué cantidad de NaOH (en gramos) se necesita para preparar 546 mL de una disolución con un pH de 10? 12. Se prepara una disolución disolviendo 18,4 gramos de HCl en 662 mL de agua. Calcule el  pH de la disolución. disolución. (Suponga que el volumen perma permanece nece constan constante). te).