Problemario Quimica de Sooluciones

 

Departamento de Formación Básica 

PROBLEMARIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES ze d n á te

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2019

nI  

 

 

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

1 2 3

1

2

3

4

5

6

7

IA 2.1 1H  1.008 1.0

II A

III B 

IV B

VB

VI B

VII B

3Li

4Be

6.941 0.9

9.0122 1.2

11Na

12Mg

19K

20Ca

6 7

10

VIII B

11

12

13

14

15

16

17

18

IB

II B

III A

IV A

VA

VI A

VII A

VIII A  2He

4.0026 1.5

No. Atómico

370.8 Rb

1.0 38 Sr

85.468 0.7

87.62 0.9

55Cs

56Ba

2.1 1H

Masa atómica

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

5B

6C

7N

8O

9F

1.3

1.3

1.6

1.6

1.5

1.8

1.8

1.8

1.9

1.6

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

47.88

50.941 51.996 54.938 55.845 58.933 58.693 63.546

1.4 1.2 411.6 40 39 Nb Zr  Y 88.906 91.224 92.906 1.1 1.3 1.5 57La

421.8 Mo

1.9 43 Tc

95.94 1.7

(98) 1.9

10Ne

10.811 12.011 14.007 15.999 18.998 20.179 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0

1.008

13Al

39.098 40.078 44.956 5

9

Electronegatividad  

22.989 24.305 1.0 0.8 4

8

65.39

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

26.981 28.085 30.974 32.066 35.453 39.948 2.8 2.4 2.0 1.8 1.6 31Ga

69.723

32Ge

72.61

33As

74.921

34Se

78.96

35Br

79.904

36Kr

83.80

2.5 2.1 1.7 54Xe 53I 52 511.9 501.8 49 481.7 471.9 452.2 442.2 Te Sb Sn In Cd Ag Pd Rh 462.2 Ru 101.07 102.90 106.42 107.87 112.41 114.82 118.71 121.76 127.60 126.90 131.29 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

132.90 137.33 138.90 178.49 180.95 183.85 186.21 190.23 192.22 195.08 196.97 200.59 204.38 1.1 0.9 0.7 87Fr

88Ra

89Ac

104 Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109 Mt

(223)

(226)

(227)

(261)

(262)

(263)

(262)

(265)

(266)

82Pb

207.2

83Bi

208.98

84Po

(209)

85At

(210)

86Rn

(222)

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70 Yb

71Lu

90Th

91Pa

92U

94Pu

95Am

96Cm

99Es

100Fm

101Md

102No

140.11 140.91 144.24 1.1 1.1 1.1 232.04 231.03 238.03

(145) 1.1 93Np

(237)

150.36 151.96 157.25 158.92 1.1 1.1 1.1 1.1 (244)

(243)

(247)

97Bk

(247)

162 1.1

98Cf

(251)

164.93 167.26 168.93 173.04 174.97 1.1 1.1 1.1 1.1 1.1 (252)

(257)

(258)

(259)

103Lr

(262)

 

 

Contenido

Calendarización de la asignatura Química de Soluciones  .................................................... .............................................. ...... 4  Referencias Bibliográficas Básicas: .......................................................................................  ................................................................ ....................... 4  Programa de estudios sintético de la unidad de aprendizaje  ................................................ 5  5  Estrategias y/o evidencias de aprendizaje.................... ¡Error! Marcador no definido.   1.1 SISTEMAS REDOX............................................... ............................................................................................... ........................................................... ........... 7  1.1.1 Semireacciones ............................................................................................... .............................................. ........................................................... .......... 7  7  1.1.2 Agente oxidante y agente reductor  ...........................................................................  ........................................................................... 7  7  Estado de oxidación ....................................................................................................... 8  8  Ejercicios......................................................................................................................... 9  9  10  1.1.3 AJUSTE AJUSTE DE E ECUA CUAC C ION IONES ES DE ÓXI ÓXIDO DO-RED -REDUCCI UCCIÓN ÓN ......................................... 10   A. Método Método de lo loss números o e estados stados de oxida oxidación ción ....... .............. ............. ............. ............... ............... ............. ........... ..... 10 10   B.- Método del ion – electrón ....................................................................................... 12  12  Método del ion electrón en medio ácido ...................................................................... 13 13   Método del ion-electrón en medio básico .................................................................... 14 14   Ejercicios....................................................................................................................... 16  16 

1.3 UNIDADES DE CONCENTRACI CONCENTRACIÓN ÓN ..............................................................................1 ............................................ ..................................18 8  Problemas de unidades de conc concentración entración ................................................ ................................................................... ................... 20  20  respuestas a los problemas de unidades de concentración........................................ 22  22  2.1 PROPIEDA PRO PIEDADES DES COLIG COLIGATIVAS ATIVAS ....................................................................................23  ....................................................................................23   Tabla de algunas constantes de disolventes puros  .......................................................... ............................................. ........... 25  25  problemas de propiedades coligativas  ............................................................................. ......................................... .................................... 26  26   respuestas a los problemas de propiedades coligativas  ................................................. 28  28  2.22.2.1 OPER OPERACI ONES CO CON N SOLUCI SOLUCIONES ONES ...........................................................................29   ...........................................................................29 SOACIONES SOLUBILIDA LUBILIDAD D  ....................................................................................... ........................................ ................................................................. .................. 29  29   Metodología propuesta para la resolución de problemas............................................ 31  31  Coeficiente de solubilidad en g/100g de H 2O .............................................................. ......................................... ..................... 32 32  Problemas de solubilidad ............................................................................................. 33 33   respuestas a los problemas de solubilidad .................................................................. 35 35   OPERACI OPER ACIONES ONES Y PRO PROCESOS CESOS CON SOLUCIONES ..................................................... ............................................... .... 36  36  Resumen de conceptos para Operaciones con soluciones ........................................ 38  38  Problemas de operaciones y proc procesos esos ............................................. ........................................................................ ........................... 39 39  respuestas de operaciones y procesos con soluciones .............................................. 41  41  2.4 EQUILIBRIO QUÍMI QU ÍMICO CO  ..................................................................................................42  ..................................................................................................42   2.4.3 Principio de Le Chatelier  ......................................................................................... ............................................... .......................................... 42  42  Problemas de equilibrio químic químico o ................................................ .................................................................................. .................................. 44 44  respuestas a los problem problema as de equilibrio qu químico ímico .......................................... ....................................................... ............. 45  45  3.1 EQUILIBRIO IÓNICO ACIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA ...................................46 ...................................46   3.1.2 Teoría de Brönsted y Lowry  .................................................................................... .......................................... .......................................... 46  46   Autoionización  Au toionización del agua ..... ............ .............. ............. .............. ............... .............. ............. ............. ............... .............. ............. .............. .............. ....... 47 47   3.2.1 ESCALAS DE ph y poh  ........................................................................................ .......................................... ................................................. ... 47 47   Tabla de constantes de ionización ............................................................................... 48  48  Problemas de sistemas ácido-base ............................................................................. 50  50  Respuestas a los problemas de equilibrio ácido base en soluciones acuosas .......... 54  54 

 

 

PROBLEMARIO PROBLEMARI O DE Q QUÍ UÍMICA MICA DE SOLUCI SOLUC IONES M. E En n C. Héctor Her Hernán nánde dezz ..57  BALANCEO DE ECUACIONES REDOX ......................................................................... .............................................. ........................... 57  57  MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN .....................................................................................  ................................................................ ..................... 60 60   ECUACIONES ECUACI ONES RE REDOX DOX ESC ESCRITA RITAS S EN FOR FORMA MA IÓNICA ......................................... ............................................... ...... 60  60  UNID UNI D ADES D DE E CONCENTRACI CONCENTRACION ON  ................................................................................ .............................................. .................................. 63  63  SOLUBILIDAD  ......................................................................................... ......................................... ......................................................................... ......................... 65  65  DILUC DILU C IÓN DE SOLUCION SOLUCIONES ES .......................................................................................... 69  69  ME ZCL CLA A DE S SOLUCI OLUCIONES ONES .......................................................................  ............................................................................................ ..................... 70  70  PROPIEDA PRO PIEDADES DES COLI COLIGATIVAS GATIVAS ................................................................  ...................................................................................... ...................... 73  73  EQUILIBR EQUILI BRIIO QUIMI QUIMICO CO  .................................................................................................... 75  75   ACIDOS  ACI DOS Y BASES............................................................................................................ 78  78   Ácidos  Ácid os y b bases ases fuert fuertes es .. ........ ............. .............. ............. .............. ............... .............. ............. ............. ............... .............. ............. .............. ............. ...... 78 78    Acid  Acidos os ydeb bases ases deb debiles ....... .............. .............. ............. .............. ............... .............. ............. ............. ............... .............. ............. .............. .............. .......80  78 78    Mezcla ácidos y iles bases, fuertes con débiles............................................................ 80 Soluciones reguladoras ............................................... ................................................................................................ ................................................. 80  80  Hidrólisis ....................................................................................................................... 81  81  Varioss ................................................................. Vario ................................................................................................................. ........................................................... ........... 81 81 

 

 

 

Calendarización Calendarizac ión de la unidad de aprendizaje QUÍMICA QUÍMI CA DE SOLUCIONES Semestre ENERO  – JUNIO 2019 ((Ciclo Ciclo 19/2) SEMANA / FECHA

AVANCE PROGRAMA DE TEORÍA

AVANCE PRÁCTICAS DE LABORATORIO

1

Enero 21-25

Sist Sistemas emas redox

Introducción al laboratorio

2

Enero 28- Febrero Febrero 1

Sistemas Sist emas redox (estado de oxidación)

Manejo de información, información, P. 1

3

Febrero Febre ro 5-8

Sistemas Sist emas redox (ion-electrón) (ion-electrón)

Reacciones quí química mica redox, P. 2

4

Febrero Febrero 11-15

Unidades Unidades de concentración

Reacciones quí química mica redox, P. 2

5

Febrero Febre ro 18-22

Unidades Unidades de concentración

Mezclas homogé homogéneas neas y heterog heterogéneas, éneas, P. 3

6

Febre ro 25- Marzo Marz o 1

7

Marzo 4-8

8

Marzo 11-15

9 10

PRIMERA EVALUACIÓN EVALUACIÓN PARCIAL PARCIAL

Solubilidad, P. 5

Marzo 19-22

Operaciones Operaciones con soluciones Operaciones con soluciones, Solubilidad Procesos con soluciones

Marzo 25-29

Procesos con soluciones

Propiedades Propiedades coligativ coligativas as de las soluciones, P. 6

Equilibrio quí químico mico gaseoso

Operaciones Operaciones y procesos con soluciones, P. 7  

11  Abril 1-5

Prepar Preparación ación de prod productos, uctos, P. 4

Propiedades Propiedades coligativ coligativas as de las soluciones, P. 6  

12

Abril 8-12

13  Abril 15-17

SEGUNDA EVALUACIÓN PARCIAL  PARCIAL   Sistemas Sist emas ácido-base

Ácidos y bases (escala de pH), P P.. 8  

 Abril 18-26

Periodo Vacacional

14

Abril 29-Mayo 3 Abril

Ácidos y bases fuertes fuertes

Ácidos y bases fuertes fuertes y débiles, P. 9

15

Mayo 6-10

Ácidos y bases débiles

Hidrólisis Hidrólisis de sales y efecto efecto de ion común, P. 10

16

Mayo 13-17 13-17

Hidrólisis Hidrólisis de sales

Ev Evaluación aluación

17

Mayo 20-24 20-24

Efecto de ion común

Entrega de resultados

18

Mayo Ma yo 27-31

19

Junio 3-7

TERCERA TERCERA EVALUACIÓN PARCIAL  PARCIAL   EVALUACIÓN EXTRAORDINARIA

CRITERIOS DE EVALUACIÓN:   La calificación calific ación final est está á conformada por el promedio de de las tres evaluaci evaluaciones ones parciales, condicionada a la acreditación del laboratorio (ver (ver reglamento de laboratorio). calific ación final estará esta rá conformada por por el promedio de las tres evaluaciones evaluaciones parciales, parciales , que estarán est arán   La calificación constituidas por un conjunto de evidencias preestablecidas, prácticas de laboratorio, coevaluación y la evaluación por escrito de cada uno de los tres períodos determinados en el calendario, con la siguiente ponderación:   ponderación: Trabajo en o fuera del aula Evidencia Evidenciass temáticas temáticas Ev Evalua aluación ción de prácticas con desempeño promedio promedio mayor mayor a 70% Coevaluación Coevalua ción (con rúbrica) Evalua Evaluación ción Escrita Escrita Parcial Parcial

15 15% % 10 10% % 20 20% % 5% 50 50% %

EVALUACION ESCRITA

FECHA

1er. parcial 2do. parcial

Viernes 1° de marzo Viernes 12 de abril

4

 

  3er. parcial Extraordinario Título de suficiencia

Jueves 30 de mayo Jueves Viernes 7 de junio

REFEREN REFE RENCIAS CIAS BIBLIOG BIBLIOGRÁFICAS RÁFICAS BÁSICAS: 1. Brown, T. et al. Química. La ciencia central . 9ª Ed., Pearson Educación, México, 2004 págs. 107-145. 453-491, 539-641 y 723-729. ISBN 970-26-0468-0. 2. Chang, Chang, R. Química, Química, 10ª Ed., McGraw-Hill McGraw-Hill Interamericana Interamericana Editores, C China. hina. 2010, págs. 123123-172, 172, 512556, 614-768 y 836-840. ISBN 978-607-15-0307-7. 3. Kotz, J., et al. Química y reactividad química. química . 6a Ed., Thomson Learning, México, 2005 págs. 556-778. ISBN 970-686-552-7 4. Whitten, K. et al. Química, 8ª Ed., Cengage Learning Editores, México, 2008 págs. 346-397, 500-545 y 659-767 ISBN 13:978-970-686-798-8 5. Zumdahl S. et al . Química Química,, 1ª Ed., Grupo Editorial Patria, México, 2007 págs. 484-525 y 578-747 ISBN: 978-970-817-078-9 PROGRAMA DE LA UNIDAD UNIDAD DE AP APRENDIZ RENDIZAJE: AJE: QUÍMICA DE SOLUCIONES   OBJETIVO GENERAL  GENERAL 

El alumno aplica las leyes de la química en los cambios físicos y químicos de procesos de disolución, óxido-reducción, equilibrio químico homogéneo y ácidos-bases, mediante relaciones cualitativas y cuantitativas de sus componentes.

CONTENI CO NTENIDO DO PROG PROGRA RAM M TI TICO CO UNIDAD I

SISTEMAS SI STEMAS ÓXIDO-REDU ÓXI DO-REDUCCIÓ CCIÓN N Y PROCESO DE DISOLUCIÓN DISOLUCI ÓN

L  Aplica

llos os conceptos de concentración concentración en la cualidad cualidad y cantidad de los componentes con base en procesos de disolución y sistemas de oxido-reducción. ox ido-reducción.

A I C R

1.1. Sistemas redox: 1.1.1 redox: 1.1.1 Semireacciones de oxidación y reducción., 1.1.2 Agentes oxidante y reductor. Estado de oxidación., 1.1.3 Métodos de ajuste de ecuaciones redox. Cambio en el número de oxidación. Ion  – electrón. 1.2. Proceso de disolución: 1.2.1 disolución: 1.2.1 Características y componentes., 1.2.2 Clasificación conforme a diferentes criterios., 1.3. Unidades de concentración: 1.3.1 concentración: 1.3.1 Unidades físicas (Porcentaje en masa, Fracción masa, Gramos/litro, Partes por millón) millón) 1.3.2 Unidades Unidades químicas. químicas. (Molaridad, (Molaridad, Normalidad, Normalidad, Molalidad, Porcentaje en mol, Fracción mol), 1.3.3 Equivalencia Equivalencia entre unidades unidades de concentración. A P R E MI R P

UNIDAD II

CÁLCULOS CON SOLUCIONES

Soluciona problemas de balance de masa en procesos básicos de Ingeniería Químic Química a mediante diferentes siste sistemas mas y métodos analíticos. L AI C

2.1. Propiedades coligativas de soluciones ideales:  ideales:  2.1.1 Dis Disminuc minución ión de la presión de vvapor, apor, 2.1.2 Elevación del punto de ebullición, 2.1.3 Disminuci Disminución ón del punto de congela congelación, ción, 2.1.4 Pre Presión sión osmótic osmótica a ((ósmosis ósmosis), ), 2.2. Operaciones con soluciones:  soluciones:  2.2.1 Solub Solubilidad ilidad y cristalización, cristalizac ión, 2 2.2.2 .2.2 Dilución y reconcentración, 2.2.3 Mez Mezcla cla con el mismo soluto, 2.2.4 Mezcla con diferente soluto R A P O D N

2.3 Procesos con solucione solucioness (punto de equivalencia equival encia ):  ): 2.3.1 Pre Precipitac cipitación, ión, 2.3.2 De Desprendimien sprendimiento to de gases, 2.3.3 Óxido-r Óx ido-reducción educción 2.4. Equilibrio Equilibrio químico quími co homogéneo: 2.4.1 homogéneo:  2.4.1 Antecedentes, 2.4.2 Constante de equilibrio químico expresada en concentraciones, 2.4.3 Principio de Le Chatelier. U G E S

5

 

L

  UNIDAD UNIDA D III

SISTEMA SIS TEMAS S ÁCIDO-BASE ÁCIDO-BASE

Soluciona problemas de sistemas ácido-base ácido-b ase mediante la cl clasificaci asificación ón de componentes y cantidades de d e las sustancias partic pa rticipantes. ipantes.  

T

E

R

C

E

R

P

A

R

C

I

A

3.1. Teorías ácido-base: 3.1.1 Arrhenius, 3.1.2 Bronsted y Lowry, 3.1.3 Lewis, 3.2. Introducción Introducción al a l equilibrio ácido base en e n solución solución a cuosa cuosa : 3.2.1 Escala de pH y pOH, 3.2.2 ácidos y bases fuertes, fue rtes, 3.2.3 ácidos y bases bases débiles (Grado (Grado de disociación), 3.2.4 sales (gr (grado ado de h hidrólisis), idrólisis), 3.2.5 ión común, 3.2.6 soluciones regulador reguladoras as 3.3 Reacciones ácido  – base:  base: 3.3.1  3.3.1 Fuerte-fuerte, Fuerte-fuerte, 3.3.2 Fuerte-déb Fuerte-débilil

PERÍODO

N A Ó L

R I

A C I

E A

C

M L

U R

E S T R A TE G I A S Y/ O E V ID E N C I A S D E A P R E N D I Z A J E   Tema: Clasificación de mezclas. Tipos y clasificación de las mezclas. Tema: Clasificación Modalidad: Presentación Modalidad:  Presentación Formato de trabajo: Diseñad trabajo: Diseñada a en Prezi con al menos menos 5 conv conversaciones ersaciones (red de temas) Presentación:   A partir de una revis Presentación: revisión ión documental document al en fuentes fuentes cconfiables, onfiables, se rrealiz ealizará ará una presentación presentac ión en Prezi sobre la clasificación clasificaci ón de los diferentes diferentes tipos de coloides; deberá deberá contener ejemplos de cada tipo y sus aplicaciones cotidianas, industriales y ambientales. Se pu puede ede incl incluir uir imágenes, fotogr fotografí afías, as, dibujos.

I A A P

R V E P

N D Ó L I N

A C I A

U

C

A U

R

G L

A A

E

P V

S E

N A Ó L

R I

A C

E

I A C

C U

R L

R

A A P

E T

V E

Citar las fuentes bibliográficas consultadas. Periodo de entrega: 18 – 22 de febrero de 2019  2019  Puedes apoyarte en: https://prezi.com/business/conversational-presenting/ Tema: Operaciones Tema:  Operaciones con soluciones en la Industria Química Modalidad: Exposición Modalidad:  Exposición en equipo Formato de trabajo: Video compatible con Windows Media Player, con duración de 8-10 min. Presentación: Exposición que contenga las definiciones, ecuaciones y aplicaciones de las operaciones de mezclado, destilación, evaporación, filtración, absorción y secado en la vida cotidiana e Industrial. Pueden utilizarse diferentes apoyos como son: imágenes, animaciones, gráficas, diagramas, esquemas, etc. Deberán Debe rán aparecer aparecer todos los integrantes del equipo y citarse cit arse las las fue fuentes ntes cconsultadas. onsultadas. Periodo de entrega: 1-5 entrega: 1-5 de abril de 2019 Tema:   Equilibrio Químico Homogéneo Tema: Modalidad:   Utilización de un software, herramienta computacional ó aplicación, para determinar la Modalidad: composición en el punto de equilibrio químico. Formato de trabajo:  trabajo:  Descripción de la plataforma o programa empleado, el diagrama de flujo de la resolución y la resolución del problema en un documento de Microsoft Word. Presentación:   Usando cualquier software, herramienta computacional o aplicación, tal como mathematica Presentación: o similar, con base en una reacción en estado gaseoso, su constante de equilibrio y las concentraciones iniciales de reactivos, calcular las concentraciones correspondientes en el punto de equilibrio. El grado de la ecuación ecuac ión algebraica a resolver resolver tendrá que ser de tercer grado o mayor. Periodo de entrega: 20- 24 de mayo de 2019 2019  

Los archivos electrónicos electrónicos de cada evidencia deb deberán erán enviarse a los profesores vía correo electrónico, electrónico, excepto si el tamaño del archivo rebasa la capacidad del servidor, en cuyo caso, se entregarán en CD Sugerencia: Crear C rear un blog cerr cerrado ado para cada grupo en el qu quee cada equipo subirá sus respectivas evidencias, evidenc ias, para q que ue el prof profesor esor pu pueda eda revisarlas.

6

 

Ac Acade ademia mia de Química

Departamento Departame nto de Formación Básica Básica

1.1 SISTEMAS REDOX Las reacciones en las que existe una transferencia de electrones de una sustancia reactiva a otra, se denominan reacciones de  óxido-reducción o simplemente redox. 1.1.1 Semireacciones La oxidación es el cambio químico que se presenta en un proceso cuando un ion o átomo pierde uno o más electrones. En las siguientes semirreacciones iónicas se indican 2 formas de representar el fenómeno de oxidación.  Ag0   –  1e –  Ag1+  Ag0  Ag1+  + 1e –  Sn2+   –  2e –    

Sn4+ 

Sn2+ 

Sn4+  + 2e – 

2Cl1 –  –  2e – 

Cl20 

2Cl1 – 

Cl20  + 2e – 

Como se observa en estas semirreacciones, la oxidación implica un aumento de la carga eléctrica eléctr ica positiva o disminución de la carga eléctrica eléctrica negativ negativa a en la especie quí química. mica.

La reducción es el cambio químico que se presenta en un proceso cuando un ion o átomo gana uno o más electrones. Las siguientes semirreacciones representan el fenómeno de reducción. Mn+7  + 5e –  Cl+5  + 6e –  Cu2+  + 2e – 

Mn2+  Cl1 –  Cu0 

Como se observa en estas semirreacciones, la reducción representa un aumento de la carga eléctrica eléctrica negativa negativa o disminu disminución ción de la carga eléctrica positiva en la especie quí química. mica. Los fenómenos de oxidación y de reducción siempre se presentan en forma simultánea. Gráficamente, los conceptos de oxidación y reducción se pueden representar de la siguiente manera:

OXIDACIÓN

=

Disminución de cargas (  – ) 8 –  7 –  6 –  5 –  4 –  3 –  2 –  1 –  0 REDUCCIÓN =  Aumento  Aumen to de d e cargas (  – )

PÉRDIDA DE

e – 

Aument Aumento o de cargas carga s ( + ) 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+ 8+ G A N A N C I A DE e –  Disminución de cargas ( + )

1.1.2 Agente oxidante y agente agen te rreductor eductor El agente oxidante, es aquella sustancia (reactivo) que tiene un ion o átomo que oxida a un ion o átomo de otra sustancia, reduciéndose a sí misma por la ganancia de electrones. El agente reductor  es   es aquella sustancia (reactivo) que tiene un ion o átomo que reduce a un ion o átomo de otra sustancia, oxidándose a sí misma por la pérdida de electrones. 7

 

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ESTADO DE OXIDACIÓN El estado o número de oxidación representa la carga eléctrica aparente y relativa asignada a cada átomo de una molécula, ion o grupo atómico. Dicho en otros términos, el estado de oxidación es la carga eléctrica aparente con la que cada átomo contribuye a la carga neta de una especie química. Dicha carga puede o no ser un número entero. Por convención, estos valores se escriben como exponentes indicando primero el signo de la carga eléctrica seguido del valor numérico de la misma, por ejemplo: +1, -3, -2/3, +3/4, etc. Así, en el compuesto BaCl2 el bario tiene un estado de oxidación de Ba B a+2 y el cloro de Cl-1. El cambio de estado de oxidación de un elemento en una reacción química permite determinar:   Si la reacción es redox. ue se oxidan o reducen en lla a reacc reacción ión   Los elementos qque reacc ión.   Los agentes oxidante y reductor de dicha reacción. Para asignar con facilidad el estado o número de oxidación de un elemento o átomo, se deben tomar en consideración las siguientes reglas:

1. El estado de oxida oxidació ción n de cualquier elemen elemento to libre siempre será CERO. C ERO. Ejemplo: Cl 2, Fe, Cu, O2, S8  2. El estado de oxidación de un ion monoatómico (Cl  –, Na+, Ca2+, Al3+) es igual a su carga iónica, la cual resulta del número de electrones ganados o perdidos por el átomo en cuestión. 3. El estado de oxida oxidació ción n del hidrógeno es +1 en la mayorí mayoría a de los compuestos, excepto en los hidruros metálicos, en los que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1 (por ser más electronegativo). Ejemplo: en el HCl el hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1 y en el NaH el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1. 4. El es estado tado de o oxidaci xidación ón del o oxí xígeno geno es -2 en la may mayorí oría a de los compuestos, excepto excepto en los peróxidos donde tiene un estado de oxidación de -1. Ejemplo: en el MnO 2  el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2 mientras que en el Na 2O2 el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1. 5. Los elementos alcalinos (grupo IIA), A), presentan siempre un estado de oxidaci o xidación ón de + +1, 1, en tanto tanto que llos os elementos alcalino-térreo alcalino-térreoss (grupo IIIIA) prese present ntan an +2 6. En una molécula (especie neutra), la suma algebraica de las cargas eléctricas aportadas por todos los átomos es igual a cero. 7. En los iones poliatómicos, la suma algebraica de las cargas eléct eléctricas ricas de cada átomo será igual a la carga neta del ion. 8. Para determinar el estadoinicialmente de oxidación un elemento intermedio especie ternaria, se establecen losdeestados de oxidación de en losuna elementos extremos con base en las reglas previas y al elemento en cuestión se le asigna el estado de oxidación que ajuste ajuste la carga eléctrica de la especie especie..

8

 

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EJERCICIOS  Asigna el estado de oxidación del elemento elemento indicado en cada compuesto

Nitrógeno

Azufre

Carbono

a) b)

N2O3  N2O

a) b)

H2S H2SO4 

a) b)

CO2  C 7H16O2 

c) d)

NH3  NO2 

c) d)

H2SO3  SO2 

c) d)

CO CH4 

e)

HNO3 

e)

K2S2O3

e)

C 10H20O

f) g) h)

N2H4  HNO2  (NH4)2SO4 

f) g) h)

S8  H2S2O4  S2

f) g) h)

C 2H6O C 4  C 3H8O

i)

N2 

i)

H2S2O3 

i)

C5H12 

 j)

Fósforo a) PH3 

SO3 

j)

C60 

k)

C6H6 

l) m)

C9H16  C 6H14O2 

b) c)

H3PO4  HPO3 

Cada átomo a) FeS b) NaCN

d)

H3PO3 

c)

KI

n)

C2H6 

e) f)

P4  Ca3(PO4)2

d) e)

IBr (NH4)3Fe(CN)6 

o) p)

C6H12O (NH4)2CO3 

Manganeso a) MnO2 

f)

CNO1- 

q)

H2C2O4 

g)

P4H2 

r)

H2CO3 

b) c)

MnCl2  KMnO4 

h) i)

FeS 2  Ca(SCN)2 

s) t)

Na2C2O4  C2H4

d)

Na2Mn MnO O4 

j)

W3O8 

u)

C2H2 

9

 

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1.1.3 AJUSTE DE ECUACIO 1.1.3 ECUACIONES NES DE ÓXIDO-REDUCCIÓ ÓXIDO-REDUCCIÓN N Para representar de manera correcta las relaciones cuantitativas de una reacción, su correspondiente ecuación química debe estar ajustada. Una ecuación química ajustada contiene la misma cantidad de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación, tal que se verifique la conservación de la masa. Las reacciones de óxido-reducción son aquellas en las cuales ciertos elementos de las sustancias involucradas ganan o pierden electrones durante la reacción, teniendo diferentes distribuciones electrónicas antes y después de la misma. Existen dos métodos, ampliamente usados para ajustar la ecuación química de un proceso de óxido-reducción. 1° Método de llos os nú números meros o est estados ados de ox oxidaci idación. ón. 2° Método del ion-electrón.

A. Método Método de los números o estados de oxidación   Etapa 1: Asignar los estados de oxidación a todos los element elementos os en reactiv reactivos os y product productos. os.

Etapa 2: Identificar los números de oxidación de los elementos que presentan cambios de estado de d e oxidación. Etapa 3: Escribir las correspondientes semirreacciones de oxidación y reducción y determinar la magnitud del cambio de los estados de oxidación para los átomos de cada especie reactiva. Identificar los agentes oxidante y reductor Etapa 4: Igualar la ganancia o pérdida de electrones en cada semirreacción, representada por el cambio en el número número d de e oxidación para cada átomo de las sustan sustancias cias reactiv reactivas. as. Cabe recordar que la óxido-reducción es el proceso simultáneo de transferencia de electrones en el que una sustancia se oxida (pérdida de electrones) y la otra se reduce (ganancia de electrones). Para igualar el número de electrones que intercambian los átomos de las sustancias reactivas, con frecuencia será necesario multiplicar por algún número la semirreacción de reducción y/o y/o la semirreacción de oxidación. Estos valores valores afectan a todas las especies espec ies d de e las semirreacciones y se escriben como coeficientes. Etapa de 5: Sumar las doscon semirreacciones para igualar el número de átomos reactivas. de las especies redox los productos los átomos correspondientes de las sustancias El resto de la ecuación química se ajusta por inspección u observación, recomendando dejar al último el balance de los átomos de hidrógeno y de oxígeno.

10

 

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Ejemplo. Ajustar la siguiente ecuación redox: P + H2SO4 

H3PO4  +

SO2  +

H2O

Etapas 1 y 2: Al asignar los estados de oxidación y determinar aquellos elementos que intervienen interv ienen en llos os cambi cambios os,, se tiene: 0

+6

|

|

P +

|

H2SO4 

+5

H3PO4  +

|

+4

SO2  + H2O

Etapa 3: Las semirreacciones correspondientes correspondientes quedan quedan::  0

P +6

S

+5  – 5 

e   –

+ 2  e

 

 –

P +4

S

Ox Oxida idació ción n Reducción

el P es el agente reductor. el H2SO4 es el agente oxidante.

Etapa 4: Para igualar el número de electrones que intercambian los átomos de las

sustancias reactivas, es necesario multiplicar por 2 la semirreacción de oxidación y por 5 la semirreacción de reducción; de esta manera, el número de electrones perdidos por el P (10) los gana el S. 0

2  ( P

+5  – 5 

e   –

+6

5  ( S

0

P ) =  – 10 e    –

o bien:

2 P

+4 + 2  e – 

S ) = + 10 e – 

semirreacciones se obtiene: Etapa 5:2Al  Psumar + 5las  H2SO 4  2 H3PO4  +

+5

 – 10 

e   –

2P

+6

5 S

+4 + 10 e – 

5S

5 SO2  + H2O

 Al finalizar finalizar el ajust ajuste e por inspección se tiene: 2 P + 5 H2SO4  2 H3PO4  + 5 SO2  + 2 H2O

11

 

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B.- Método del ion – electrón Este método se basa en considerar que la mayoría de las reacciones redox ocurre en solución acuosa, involucrando compuestos inorgánicos (sales, ácidos e hidróxidos) que se comportan como electrolitos y se disocian en sus correspondientes catión y anión. Así, estos iones son las especies reactivas. Los principios fundamentales son la conservación de la masa y la conservación de la carga eléctrica. Para ajustar una ecuación redox, la serie de etapas recomendada es: Etapa 1.- Establecer la ecuación química neta que involucre a los iones y/o moléculas que si cambia  cambian n su natu naturaleza raleza o estado de oxida oxidació ción n de sus sus elementos. En caso de partir de una ecuación química expresada en forma molecular, deberá escribirse la fórmula química de las especies iónicas correspondientes a las sales, ácidos y/o hidróxidos participantes; aquellos iones que no sufran cambio se omiten de la ecuación química neta. Identificar el medio ácido o básico del sistema.

Etapa 2.- Escribir por separado las ecuaciones químicas (semireacciones) que representen los cambios observados para la(s) especie(s) oxidada(s) y para la(s) especie(s) reducida(s). Etapa 3.- Iniciar el balance del número de átomos para cada semireacción, igualando los elementos diferentes de H y O mediante los coeficientes adecuados. Etapa 4.- Igualar el número de átomos de oxígeno en ambos miembros de cada semireacción, adicionando las moléculas de H2O necesarias donde exista deficiencia de oxígeno. Etapa 5.- Igualar el número de átomos de hidrógeno añadiendo iones H1+  al miembro deficiente (medio ácido) Etapa 6.- Si la reacción tiene lugar en medio básico, añadir a cada miembro de la semirreacción el mismo número de iones OH 1-  para neutralizar los H1+  presentes; combinar H1+ y OH1- para formar H2O y simplificar la cantidad de ésta en la semirreacción. Etapa 7.- Realizar el recuento de la carga eléctrica total en cada miembro de las semireacciones y añadir el número necesario de electrones al miembro correspondiente a efecto de igualar dicha carga. Ahora es posible identificar los agentes oxidante y reductor. Etapa 8.- Multiplicar cada semireacción por el número apropiado a efecto de que el número total de electrones transferidos sea el mismo en ambas. Etapa 9.- Sumar las semireacciones, anular los electrones y simplificar las especies que aparezcan repetidas en ambos miembros de la ecuación iónica Etapa 10.- En caso necesario, relacionar los coeficientes de la ecuación iónica balanceada (punto anterior) con la ecuación molecular original y terminar el ajuste por inspección. 12

 

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Método del ion electrón en medio ácido Ejemplo: Ajustar la siguiente reacción redox: K2Cr 2O7  + H2SO4  + SO2 

K2SO4  + Cr 2( SO4)3  + H2O

Etapas 1 y 2: Escribir la ecuación iónica y separar las especies redox en dos semirreacciones: 2 K1+ + Cr 2O72- + 2 H1+  + SO42-  + SO2  Cr 2O72 –  SO2 

Cr 3+ 

2 K1+  + SO42-  + 2 Cr 3+  + 3 SO42-  + H2O SO42 – 

Etapas 3-5: Ajustar el número de átomos de las semirreacciones.  Átomos diferentes diferentes del H y O: 2 Cr 3+  Cr 2O72 –  SO2 SO42 – 

 Átomos de O: ( adicionar adici onar molécu moléculas las de agua ) Cr 2O72 –  2 Cr 3+  + 7 H2O 2 H2O + SO2  SO42 –   Átomos de H: ( adicionar adici onar iones H+ ) 2 Cr 3+  + 7 H2O 14 H 1+  + Cr 2O72  –  2 H2O + SO2  SO42 –  + 4 H 1+ 

Etapa 7: Balancear las cargas eléctricas adicionando electrones en el lado de la ecuación iónica donde esté presente presente el may mayor or nú número mero de cargas eléctricas p positivas. ositivas. 6 e –  + 14 H  1+  + Cr 2O72 –  Comprobar el balance balance de La cargas eléctr eléctrica: ica: (6 – ) + 14(1 + ) + (2  – ) = 6 +

2 Cr  3+  + 7 H2O 6+

2 H2O + SO2  SO42 –  + 4 H 1+  + 2 e –  Comprobar el balance balance de la carga eléctrica. 0 (2 – ) + 4 (1+ ) + (2  – ) = 0

Etapa 8: Igualar el número de electrones transferidos en ambas semirreacciones. De acuerdo a los electrones que equilibran las cargas eléctricas, para igualar el número total de electrones transferidos, la semirreacción de reducción se multiplica por 1 y la de oxidación por 3. 6 e –  + 14 H 1+  + Cr 2O72 –  6 H2O + 3 SO2 

2 Cr 3+  + 7 H2O 2  – 3 SO 4   + 12 H 1+  + 6 e – 

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as semirrea semirreacci cciones ones resul resultant tantes es y simplificar simp lificar llos os términos seme semejant jantes. es. Etapa 9: Sumar llas 6e –  + 14 H 1+  + Cr 2O72 –  2 Cr 3+  + 7 H2O 6 H2O

+

3 SO2 

Cr 2O72 –  + 2 H 1+  + 3 SO2 

3 SO42 –  + 12 H 1+  + 6 e –  2 Cr 3+ 

+

3 SO42 –  + H2O

Etapa 10: Con los coeficientes obtenidos de la ecuación iónica, ajustar la ecuación molecular inicial. La ecuación iónica ajustada indica que debe haber un K 2Cr 2O7, dos iones H1+  que están contenidos en el H2SO4, tres moléculas de SO2, dos iones Cr 3+ los cuales están contenidos en el Cr 2(SO4)3  y una molécula de H 2O. Por inspección, se ajusta el coeficiente del H2SO4, por lo que la ecuación molecular balanceada resulta: K2Cr 2O7  + 1 H2SO4  + 3 SO2 

K2SO4  + Cr 2( SO4)  3  + H2O

Método del ion-electrón en medio básico

Para ajustar la ecuación química de un proceso en medio básico aplicando el método del ion-electrón, se recomienda seguir un procedimiento similar al establecido para los procesos que se realizan en medio ácido, tomando en consideración la etapa 6 al adicionar adici onar iones OH1- en ambos lados de las semirreacciones, en igual número al de iones H + para formar moléculas de H 2O. Las demás etapas son idénticas al procedimiento establecido para ajustar ecuaciones químicas quí micas de procesos qu que e se realiz realizan an en medio ácido.

Ejemplo:

Bi 2O3  + NaClO

+ NaOH

NaBiO 3  +

NaCl

Etapa 1 y 2: Escribir la ecuación iónica y separar las especies redox en dos semirreacciones. Bi 2O3  + Na1+  + ClO1-  + Na1+  + OH1- 

Na1+  + BiO31-  + Na1+  + Cl1-

BiO31 –  Cl1 – 

Bi 2O3   – 1 ClO  

Observación: El Bi 2  2O   3 es un compuesto que en solución acuosa no se disocia, por cuya razón óxidos.se maneja en forma molecular. Esta misma situación se sugiere para todos los

Etapas 3-5: Ajustar el número de átomos de las semirreacciones. Átomos difere diferent ntes es del H y O:   Bi 2O3  2 BiO31 –  ClO1 –  Cl1 –   

Átomos de O: ( adicio adicionar nar molécu moléculas las de agua ) 3 H2O + Bi 2O3  2 BiO31 –  ClO1 –  Cl1 –  + H2O 14

 

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 

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Átomos de H: ( adici adicionar onar iones H 1+ ) 3 H2O + Bi 2O3  2 BiO31 –  + 6 H 1+  + H2O Cl1 –  2 H  1+  + ClO1 – 

Etapa 6: Neutralizar los iones H+  adicionando iones OH1-  en ambos lados de las semirreacciones en igual número al de iones H + para formar moléculas de H2O. 6 OH  1 –  + 3 H2O + Bi 2O3  2 OH  1 –  + 2 H 1+  + ClO1 – 

2 BiO31 –  + 6 H 1+  + 6 OH 1 –  Cl1 –  + H2O + 2 OH 1 – 

 Al simplificar las las molécu moléculas las de agua, llas as semirreacci semirreacciones ones quedan quedan:: 6 OH  1 –  + H2O +

Bi 2O31 –   ClO  

31 –  + 3 H2O 2 BiO 1  – Cl   + 2 OH 1 – 

Etapa 7: Balancear la carga eléctrica adicionando electrones en el lado de la ecuación iónica donde esté presente el mayor número de cargas eléctricas positivas.

6 OH  1 –  6(1-)

+ +

2 e –  + (2 –) +

2 BiO31 –  + 3 H2O 2(1 –) + 0 +

Bi 2O3  0 H2O + 0 +

ClO1 –  (1 –)

Cl1 –  (1 –)

+ 4 e –  (4 –) = 6-

+ 2 OH 1 –  + 2(1-) = 3-

Etapa 8: Igualar el número número de electrones transferido transferidoss en ambas semirreacc semirreacciones. iones. De acuerdo a los electrones que equilibran las cargas eléctricas, para igualar el número de electrones transferidos, la semirreacción de reducción se multiplica por 2 y la de oxidación por 1. 6 OH  1 –  + 4 e –  + 2 H2O +

Bi 2O3  2 ClO1 – 

2 BiO31 –  + 3 H2O + 4 e –  2 Cl1 –  + 4 OH 1 – 

Etapa 9: Sumar las semirreacciones y reducir los términos semejantes. 6 OH  ––  + 4 e –  + 2 H2O +  1 –

Bi 2O3  2 ClO1 –  1 –

2 BiO31 –  + 3 H2O + + 4 OH 1 –  2 Cl1 –  1 – BiO3  

4 e – 

1 –

+ 2 Cl   + H2O 2 OH   + Bi 2O3  + 2 ClO   2 Etapa 10: Al sustituir los coeficientes resultantes en la ecuación inicial, se obtiene la ecuación molecular ajustada. Bi 2O3  + 2 NaClO

+ 2 NaOH

2 NaBiO NaBi O3  + 2 NaCl

+ H2O

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EJERCICIOS    Ajusta  Aju sta las si siguien guientes tes ecuaciones quí químicas, micas, aplicando algu alguno no de los métodos ya conocidos, de acuerdo a cada tipo de reacción. Identifica el agente oxidante y el agente reductor. 1. 2. 3. 4. 5. 6.

MnCl2  + CO2  + NaCl + KC KCll + H2O   KMnO4  + Na2C2O4  + HCl HNO3  + CuS   NO + Cu(NO3)2  + H2O + S MnSO4  + Na2CO3  + O2    CO2  + Na2SO4  + Na2Mn MnO O4  I2  + Na2S2O3  + H2O   HI + NaHSO4  As2O3  + HNO3  + H2O   H3 AsO4  + NO2  Cr(OH)3  + Na2CO3  + NaClO   Na2CrO4  + NaCl + CO2 

7. 8. 9. 10.

Na2C2O4  + KMnO4  + HCl   CO2  + MnCl2  + KCl + NaCl + H2O Zn + H2SO4    ZnSO4  + H2O + H2S K2Cr 2O7  + FeCl2  + HCl   CrCl3  + FeCl3  + KCl + H2O KMnO4  + H2SO4  + Zn   KHSO4  + MnSO4  + ZnSO4  + H2O

11. 12. 13. 14. 15. 16.

KMnO4  + H2SO4  + NH3    HN HNO O2  + K2SO4  + MnSO4  + H2O Na2S2O3  + KMnO4  + H2O   Na2SO4  + K2SO4  + MnO2  + KOH Ag2S + HNO3    AgNO3  + NO + S + H 2O HNO3  + H2S   NO + S + H2O H2S + K2Cr 2O7  + HCl   S + CrCl3  +KCl + H2O MnO2  + PbO2  + HNO3    Pb(NO3)2  + HMnO4  + H2O

17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24. 25. 26.

KClO3  + C 12H22O11    KCl + CO2  + H2O HNO3  + H2Te   NO + Te + H2O MnSO4  + Ag2O2  + HNO3    HMnO4  + AgNO3  + Ag2SO4 + H2O K2Cr 2O7  + H2SO3  + H2SO4    KCr(SO4)2  + H2O Ba(OH)2  + KMnO4    KOH + BaMnO4  + H2O + O2  NaCl + MnO2  + H2SO4    NaHSO4  + MnSO4  + Cl2  + H2O KMnO4  + HNO2  + H2SO4    MnSO4  + K2SO4  + HNO3  + H2O Pb + PbO2  + H2SO4    PbSO4  + H2O NaIO3  + H2O + SO2    Na2SO4  + H2SO4  + I2  FeSO4  + KClO3  + H2SO4    Fe2(SO4)3  + K2SO4  + Cl2  + H2O

27. 28.. 28 29. 30. 31. 32. 33. 34.

H2S + KMnO4  + HCl   S + KCl + MnCl2  + H2O Cu + HNO3    Cu(NO3)2  + NO2  + H2O NH3  + NaClO   N2H4  + NaCl + H2O P + HClO3  + H2O   H3PO4  + HCl FeSO4  + HNO3  + H2SO4    Fe2(SO4)3  + N2O3  + H2O H2O2  + KMnO4  + H2SO4    MnSO4  + KHSO4  + O2  + H2O K2Cr 2O7  + KI + H2SO4    Cr 2 (SO4)3  + K2SO4  + I2  + H2O HNO3  + H2O2  + KMnO4    Mn(NO3)2  + KNO3  + O2  + H2O 16

 

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35. 36. 37. 38. 39. 40. 41. 42. 43. 44.

NaClO3  + HI + H2SO4    HCl + I2  + NaHSO4  + H2O KMnO4  + H2SO4  + Br 2    HBrO4  + K2SO4  + MnSO4  + H2O KMnO4  + NH3    KNO3  + MnO2  + KOH + H2O Bi2O3  + KClO + KOH   KBiO3  + KCl + H2O NaMnO4  + HCl   NaCl + MnCl2  + Cl2  + H2O Na2HAsO3  + KBrO3  + HCl   NaCl + KBr + H3 AsO4  H2SO4  + HBrO3  + KI   K2SO4  + KBr + I2  + H2O Ni(OH)3  + K2SnO2    K2SnO3  + Ni + H2O NaNO2  + KMnO4  + H2O   NaNO3  + MnO2  + KOH HNO3  + NaBr   Br 2  + NO2  + NaNO3  + H2O

45. 46. 47. 48.

Fe3O4  + HNO3 + Sb2S5 + HNO3  +

KI + HCl   FeCl2  + KCl + I2  + H2O As2O3 + H2O   H3 AsO4 + NO HCl   SbCl3  + S + H2S I2    HI HIO O3  + N2O3  + H2O

49. 50.. 50 51. 52. 53. 54.

PbO2 + HI   PbI2  + I2  + H2O NaOH + Na2S2O8  + KI   KI KIO O3  + Na2SO4  + H2O Sb + HNO3    Sb2O5  + NO + H2O Br 2  + NH4OH   N2  + NH4Br + H2O CrI3  + KOH + Cl2    K2CrO4  + KIO4  + KCl + H2O As2S3  + HNO3  + H2O   H3 AsO4  + H2SO4  + NO

55. 56. 57. 58. 59. 60.

PH3  + K2Cr 2O7  + H2SO4    P2O5  + K2SO4  + Cr 2(SO4)3  + H2O H2O + P4  + HNO3    NH3  + H3PO4  + HPO2  NH3  + H2SO4    S4  + HNO3  + H2O KClO3  + C 6H12O6    KCl + CO2  + H2O H2S2O3  + H3 AsO3    As2S3  + SO2  + H2S4O6  KMnO4  + H2SO4  + C2H6O   C 2H4O + H2O + K2SO4  + MnSO4 

→

→

→

→

→

→

→

→

17

 

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1.3 UNIDADES DE CONCENTRACIÓ C ONCENTRACIÓN N CONCENTRACION : Relación cuantitativa de soluto y disolvente en una solución. soluto (s) + disolvente (d) = solución (sol'n) Los componentes parciales y/o la solución, también conocida como disolución, se pueden expresar en masa (w), cant cantida idad d de su sustancia stancia (mol) o en volumen volumen (V).

S

UNIIDA UN DAD D

NO NOT TACI N

DE DEF FINI NICI CI N

ECU CUA ACI N

porcentaje masa

%w

partes s (w) 100 partes sol'n

w s x 100 w sol’n 

porcentaje volumen

%V

partes s (v)

V s x 100 V s + V d

C

g/L

100 partes sol'n masa s (g) 1 litro sol'n

A

gramos / litro F

I

S

I

w s (g) V sol'n (L)

partes por millón

ppm

miligramos / litro

mg / L

molaridad

M

S

normalidad

N

A C I

masa s (mg) 1 litro sol'n

w s (mg) V sol’n (L) 

moles s 1 litro sol'n

w s (g) MM s (g/mol) V sol’n (L) 

eq s 1 litro sol'n

w s (g) Meq s (g/eq) V sol’n (L) 

m

moles s 1 kg disolvente

w s (g) MM s (g/mol) w d (kg)

fracción mol

X

moles  s moles totales sol'n

n s n s + n  d

porcentaje mol

%mol

moles  s 100 moles totales sol'n

n s x 100 n s + n  d

Í Q

w s (mg) w sol’n (kg)

molalidad M U

partes s sol'n

106 partes

Donde: w = masa de los componentes y/o de la solución. MM = masa molar. Meq = masa equivalente = MM / No. e, H1+ u OH1- i inv nvolucrados. olucrados. eq = masa en gramos cap capaz az de transferir 1 m mol ol de electrones, iiones ones H1+ u OH1n = moles del componente = w / MM.

18

 

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Para realizar cálculos que involucren unidad de concentración, uno dePara los términos se expresará en las unidadescualquier que se indiquen en la ecuación o lacada definición. la conversión de una unidad a otra, será necesario homogeneizar las unidades del numerador con las del denominador según sea el caso. Para la conversión de masa a volumen o viceversa, se requerirá conocer la densidad que sea necesaria (del soluto, del disolvente o de la solución), densidad 

w    

 



V 

 

donde w   (masa) y V   (volumen) se refieren al mismo componente o a la solución resultante. En el caso de que se trate de un soluto hidratado (anhídro ● X H2O), el agua del hidrato se considerará como una impureza soluble en las soluciones acuosas, lo cual aumentará la cantidad de disolvente de la solución. Para la interconversión del soluto anhidro a hidratado, se puede utilizar un factor o

coeficiente de hidratación hidratación (Ch), el cual se determina mediante: C h



 X . MM .agua  MM ..hidrato



 X . MM .agua  MM ..anhidro..   X .. MM ..agua

 

Cuando las impurezas sean insolubles, éstas no formaran parte de la masa total de la solución. En la determinación de la concentración de las especies iónicas que provienen de la total disociación de electrolitos, las molaridades guardarán la misma relación que los coeficientes de la ecuación ajustada correspondiente a la reacción de disociación; al expresar la concentración del soluto en términos de normalidad, las normalidades de los iones serán numéricamente numéricamente iguales a la normalidad del compuesto. As Asíí: Fe2(SO4)3    2 Fe3+  + 3 SO420.5M 2(0.5M) 3(0.5M) Fe2(SO4)3    2 Fe3+  + 3 SO420.5N 0.5N 0.5N

19

 

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PROBLEMAS PROBLEMA S DE UNIDADES DE C CONCENTRACIÓN ONCENTRACIÓN  1.- Calcula la masa de K2SO4 que está contenida en 50 mL  de solución 0.20 N 2.- Calcula la normalidad y molaridad de 500 mL de solución al 13% masa de H 2SO4, si la solución tiene una densidad de 1.09 g/mL. 3.- Se cuenta con una solución 0.10M de Al 2 (SO4)3  a) Determi Determina na la n normalida ormalidad dd de e la solu solució ción n en términos de la sal. b) Calcula la n normalida ormalidad d en ttérminos érminos del ion su sulfato. lfato. c) ¿Cuántos meq de la sal h hay ay en 10 mL de la solu solución? ción? d) ¿En qu qué é vvolumen olumen están e stán conten contenido idoss 1.5 eq de la sal? 4.- Se tiene 2.00L de solución 1.50m de MgCl2, cuya densidad tiene un valor de 1.21g/mL. Determina la molaridad y la normalidad de la solución.

5. Calcula la concentración en términos de normalidad de una solución 0.01667M de K2Cr 2O7, si ésta participa participa en un una a reacción redox donde el ion di dicromato cromato se redu reduce ce a Cr 3+  6.- Una solución al 30% masa de H 3PO4 y ρ = 1.18 g/mL, se hace reaccionar con una base formando como producto el ion HPO42- . Determina la normalidad de la solución inicial. 7.- Se desea preparar 250 mL de una solución acuosa de Na 2CO3  de concentración 21.50g/L y densidad de 1.03 g/mL. g/mL. a) Calcul Calcula a la masa de sol solut uto oq que ue se deberá pesar b) Expresa la concentración en términos de: % masa, molaridad de la sal y de los respectivos iones. 8.- Se requiere preparar 1.500L de solución acuosa de KMnO 4 de concentración 0.4 N, la cual será usada en una reacción redox en donde uno de los productos es Mn 2+. La sal con que se cuenta para la preparación contiene 10% de impurezas insolubles. Calcula la masa de KMnO4 impuro que se debe pesar. 9.- Una solución se prepara a partir de 230g de Pb(C 2H3O2)2  ●  3H2O y 200 mL de agua destilada, la densidad que presenta la solución preparada se valora en 1.13g/mL. Determina la concentración en términos de: a) molalidad, b) % masa, c) molarida molaridad d de la sal y de los iones, d) normalidad de la sal y de los iones e) fracción fracció n mol 10.-Se disolvió una muestra de 5.00g en 750g de agua destilada, dando una solución con muestra estra inicial presentaba una una composi composición ción de 35% masa de KCl, 50%  ρ = 1.003 g/mL. La mu masa de NaCl y el resto de impurezas insolubles. Expresa la concentración molar de cada sal. 11.- Se requiere preparar 1.30kg de una solución acuosa de sulfato de amonio [(NH4)2SO4]  que contenga 8% masa de la sal. Calcula el volumen de agua destilada y la masa de cristales de (NH4)2SO4  ● 2 H2O que se utilizarán en la preparación. 20

 

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12.En laEndesnaturalización del alcohol (C 2etílico H5OH),( ρ este seg/mL) mezcla (CH3OH). una prueba se mezcló 80L deetílico alcohol = 0.79 y 5Lcon de metanol metanol (ρ = 0.82 g/mL). Calcula los porcentajes en masa y en volumen del alcohol etílico en la solución solu ción preparada. 13.- En la marcha sistemática de cationes, el grupo IV (Ca 2+, Mg2+, Sr 2+  y Ba2+  ), se precipita mediante la adición de (NH 4)2HPO4 en medio básico para formar los respectivos fosfatos. La solución utilizada de hidrógeno fosfato de amonio se preparó mediante la solubilización de 80g de la sal con 90% de pureza e impurezas insolubles, en un volumen de 800mL de agua destilada y obteniéndose 830 mL de solución. Calcula la concentración de la solución en los siguientes términos: a) % mol, d) m, b) % masa, e) g/L, c) e) M sal, f) N de la sal al ser utilizada utilizada como agente preci precipitante. pitante. 14.- Una muestra de agua potable contiene 15ppm del ion Cl 1-. Determina la concentración en mg/L en términos de la sal y la cantidad de NaCl que se agregó a 10.0L de agua, con el

fin de que que la concen concentració tración nd del el ion cloruro fuese fuese la expresada expresada.. 15.- Calcula la masa de urea [CO(NH 2)2] que deberá disolverse en agua destilada para preparar 3.00kg de solución cuya concentración sea 4.5% mol. 16.- Calcula el volumen de solución acuosa 1.35M de KOH que se puede preparar a partir de 3.2g de dicha base. 17.- Calcula la masa de azúcar (C 12H22O11) que se debe agregar a 8.00L de agua destilada para preparar una solución 0.45m. 18.- Una solución de H2SO4  tiene una concentración 10.5 % masa y   p =  1.07 g/mL. Expresa la concentración en términos de normalidad cuando dicha solución interviene en cada una de las siguientes reacciones, uno de cuyos productos es; a) Na2SO4. b) H2S. c) NaHSO4. d) S elemental. 19.- Determina la masa de Na 3PO4 que debe disolverse en 500mL de solución, a fin de que la la solu solució ción n preparada preparad a presente u una na concentración de 0.15mol/L de ion sodio. sodi o.

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20.- Completa la siguiente tabla, que expresa la equivalencia entre las unidades de concentración

SOLUTO

(g/mL)

NH 3 

0.952

Ca(OH)2 

1. 046

NH 4SCN

1.020

Na2CO3 

1. 170

HNO3  H2SO4 

1.245 1.823

%w

g/ g/L L

M

N

m

% mol

11.500 61.860 0.895 3.530 10.490 67.280

RESPUESTAS RESPUES TAS A LOS PROBLEMA PROBLEMAS S DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓ CONCENTRACIÓN N  1.- 0.87g K2SO4 

2.- N = 2.89, b) 0.6 N SO4 2- 

3.- a) 0.6 N sal 1589; 9; 4.- M = 158

N = 3.178

7.- a) 5.375g, 5.375g ,

b) 2.08 %w,

d) 2.5 L

5.- 0.10 N

8.- 21.06g KMnO4  9.- a) 2.6m, b) 45.37 %w, 3.194M CH3CO2 - 

c) 6 mq-eq

M = 1.445

6.- 7.22 N

0.203 0.203M M sal;

0.406 0.406M M Na+;

0.203M CO3 2- 

c) 0.045 de X,

d) 1. M sal,

1.594 1.594M M Pb2+;

e) 3.194 Nsal = iones

10.- 0.031M KCl; 0.057M NaCl

11.- 132.36g hidrato y 1.167L agua

12.- 94.11 %V ; 93.9 %w 13.- a) 1.2 %mol, 14.- 0.024g NaCl, 17.- 1.23kg azúcar 3

b) 0.68m,

c) 8.25 %w,

247.1 mg/L

d) 86.74 g/L,

e) 0.68M,

f) 1.97 N.

15.- 4  407.2g 07.2g CO(NH2)2 

18.-  a) 2.29 N,

b) 9.17 N,

c) 1.146 N,

16.- 42.3 mL d) 6.873 N.

4

19.- 4.1g Na PO   20.-  NH3; 109.52 g/L; 6.41M; 6.41 N; 7.63m; 12.08 %mol Ca(OH)2;

5.91 %w; 0.83 0.836M; 6M; 1.671 N, 0.84 0.849m; 9m; 1.506 %mol

NH4SC SCN; N;

6.67 %w;  68.02 g/L; 0.895 N; 0.94m; 1.66 %mol

Na2CO3;

16.0 %w; 187.1 g/L; 1 1.765M; .765M; 1.795m; 3.13 %mol

HNO HN O3;

39.8 %w; 495.4 g/L;  7.86M; 7.86 N; 15.88 %mol

H2SO4;

91.8 %w; 1674 1674.3 .3 g/L;  17.08 17.08M; M; 34.17 N; 114.23 114.23m m 22

 

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2.1 PROPIEDADES PR OPIEDADES COLIGATIVAS COLIGATIVAS CONCEPTOS. Las llamadas propiedades coligativas son el conjunto de propiedades físicas que, por definición, dependen exclusivamente del número de partículas de soluto presentes en una solución líquida. De manera particular, estas propiedades representan el efecto de un soluto no volátil sobre ciertas propiedades del disolvente líquido utilizado. Para su análisis y aplicación en este material didáctico, se establecen las siguientes consideraciones válidas en todos llos os e ejercicios jercicios propuest propuestos: os: a) Disoluciones Di soluciones formadas exclu exclusivamente sivamente por u un n solut s oluto o no volát volátilil y un diso disolv lvente ente líquido. líquido. b) Soluto no electrolito; esto es, aquel que en solución permanecerá en forma molecular (no se disocia). c) Soluciones ideales; es decir, aquellos sistemas diluidos donde la concentración es igual a la actividad.

1 atm

P r e

Tc

T°c

T°eb

Teb

Líquido  Sólido 

s i ó n

Vapor   Tc 

Teb 

Temperatura Punto de con gelación normal congelación de la disolución

Punto de con congelación gelación normal del disolvente

Punto de ebu ebull llición ición normal del disolvente

Punto de ebull ebu llici ición ón normal de la disolución

Diagrama de fases 

2.1.1.- Disminución de la presión de vapor.- Esta propiedad está evaluada mediante la ley de Raoult, la cual se representa por las siguientes expresiones; ΔP v = Pv° X s  

Pv = Pv° - ΔPv 

Pv = P°v Xd 

Donde; Pv° = presión de vapor del disolvente a la temperatura dada (tablas). Pv  = presión de vapor de la disolución a la misma temperatura. ΔP v = variación (descenso) de la presión de vapor. Xs  = fracci fracción ón mol del solut soluto. o. Xd = fracción mol del disolvente. 23

 

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2.1.2.- Aumento de la temperatura normal de ebullición   (Ebulloscopía).- Expresada por las ecu ecuaciones; aciones; Δte  = Ke m te  = te ° + Δte   Donde: te ° = temperatura de ebullición normal del disolvente (tablas). te  = temperatura de ebullición normal de la disolución. Ke  = constante ebulloscópica molal del disolvente (°C/m, en tablas). Δte  = variación (incremento) de la temperatura normal de ebullición. m = molalidad de la disolución (mol/kg) 2.1.3.- Disminución de la temperatura de congelación   (Crioscopía). Expresada por las ecuaciones: Δtc = Kc m tc = tc° - Δ tc  Donde; tc° = temperatura normal de congelación del disolvente (tablas).

tc = temperatura normal de congelación de la disolución. constante crio crioscóp scópica ica molal del dis disolven olvente. te. (°C/m, en tablas) Kc  = constante Δtc = variación (disminución) de la temperatura normal de congelación. m = molalidad de la disolución (mol/kg) 2.1.4.-- Presión osmótica.- Cuantificada por la ecuación de Van't Hof: 2.1.4.  Л V

=nRT

 =  Л  =

MRT

Donde: R = constante con valor 0.082 L atm/K mol, T = temperatura absoluta de la disolución (K). V = vvolum olumen en de la disolución (L). (L ). n = número número de moles de soluto. molaridad de la disolu disolución ción M = molaridad  = presión osmótica de la disolu dis olución ción (atm).  Л  =

24

 

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TABLA DE ALGUNAS ALGUNAS CONSTANTES DE DISO D ISOLVENTES LVENTES PUROS P UROS te ° [°C]

Ke   [°C/m]

tc° [°C]

CH3CO2C2H5 

77.1

2.77

-83.6

— 

CH3COCH3 

56.5

1.72

-95.35

2.4

ácido acético

CH3CO2H

118

3.07

16.7

3.9

ácido fórm fórmico ico

HCO2H

101

2.4

8.0

2.77

agua alcanfor

H2O C10H16O

100.0 208

0.512 5.95

0.00 178.4

1.86 37.7

anilina

C6H5NH2 

184.3

3.69

-5.96

5.87

SUSTANCIA acetato de etilo acetona

FORMULA

Kc [°C/m]

benceno

C 6H6 

80.1

2.62

5.53

4.9

ciclohexano

C6H12 

80.7

2.79

6.4

20.2

cloroformo

CHCl3 

61.2

3.88

-63.5

7.3

difenilo

C12H10

254.9

7.06

70.6

8.00

dioxano

C 4H8O2 

101

10.5

4.9

CS 2 

45.0

2.34

-112.0

3.83

etanol

CH3CH2OH

78.4

1.20

-115.0

1.99

éter etílico etílico

(CH3CH2 )2O

34.6

2.11

-116.0

1.79

C6H5 OH

182

3.56

42.0

7 7.27 .27

metanol

CH3OH

64.7

0.80

-97.8

— 

naftaleno

C10H10 

218

5.65

80.2

6.9

C 6H5NO2 

210.9

5.24

5.7

7.0

C8H18 

125.8

4.02

56.5

CCl4 

76.8

5.03

-22.96

31.8

C 6H5CH3 

110.6

3.33

-95.0

— 

disul dis ulfu furo ro de carbo carbono no

fenol

nitrobenceno n-octano tetracloruro de carbono tolueno

[°C/m] = [°C kg/mol] 

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PROBLEMAS DE PROPIEDADES COLIGATIVAS 1.- La presión de vapor del acetato de etilo es de 400 mmHg a 59°C. Calcula la presión de vapor a la misma temperatura de una solución que se preparó disolviendo 0.05g   de un compuesto no volátil y no electrolito de masa molar 154.2 en 50g de acetato de etilo. 2.- La presión de vapor del tricloruro de fósforo (PCl3) es de 98 mmHg a 20°C. Calcula la masa de PSBr 3 que se deberá disolver en 1.00kg de PCl 3 para provocar que la solución presente una presión de vapor de 90 mmHg a la misma temperatura. 3.- La presión de vapor del alcohol etílico tiene un valor de 100 mmHg a 34.5°C. Al disolver 10.0g de un soluto no volátil en 50g de alcohol etílico, la presión de vapor diminuye hasta 86.7 mmHg. Determina la masa molar experimental del soluto disuelto. 4- Calcula la presión de vapor de una disolución, la cual contiene 40.0g   de ácido oléico (C18H34O2) en 160g de benceno a 60°C, considerando que es una solución ideal y que la presión de vapor del benceno puro tiene un valor de 0.507 atm a dicha temperatura.

5.- Se requiere disminuir la presión de vapor del etanol en 5.00 mmHg a temperatura definida, desde un valor de 60 mmHg; calcula la masa de urea [CO(NH 2)2], que deberá disolverse en 500g de etanol para lograr el objetivo. 6.- Para determinar la constante ebulloscópica del éter etílico, se preparó una solución al 13.6% masa de p-toluidina (MM = 107) en el éter y se determinó que la temperatura de ebullición normal de la disolución fue de 37.7°C. Calcula el valor de la constante ebulloscópica ebul loscópica del éter. 7.- Se determina experimentalmente que una solución acuosa de un soluto no volátil, presenta una temperatura de congelación normal de -3.0°C; calcula: a) molal molalidad idad de lla a disolu disolución. ción. b) fracció fracción n mol del soluto. c) temperatura de ebull ebullici ición ón n normal ormal de la dis disolución. olución. 8.- En el análisis de un compuesto orgánico no volátil, se identifica la presencia de; C, H y N. Con el fin de determinar su fórmula química, una muestra de 3.84g del compuesto se quema en presencia de oxígeno generando 10.56g de CO 2 y 1.08g de agua. Otra muestra de igual masa del compuesto, se utiliza para preparar una disolución con 500g de benceno, observando que el soluto produce una variación en el punto de congelación normal de 0.307°C. Determina la fórmula molecular del compuesto. 9. El etilén glicol (C 2H6O2)  se utiliza comercialmente como anticongelante. Calcula la masa de etilén glicol que se debe adicionar al radiador de un auto junto con 25.0L de agua, para que la solución formada empiece a congelar a -13.0°C. 10.- La temperatura normal de ebullición de una solución que contiene 3.86g de un compuesto no volátil en 150g de acetato de etilo, es de 78.21°C, Calcula la masa molar aproximada del soluto.

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2H6O2) son utilizados como anticongelantes. 11.-La glicerina (C 3más H8O3económica ) y el glicol Determina la opción entre(Clas dos sustancias, para disminuir en 15.0°C la temperatur temperat ura a de congel congelación ación de 10.0kg de agua. Los costos de las sustan sustancias cias so son n 12$/kg y 15$/kg, respectivamente

12.-Calcula las temperaturas de congelación y de ebullición normal de una disolución que se preparó con 53.0g de sacarosa (C 12H22O11) y 250.0g de agua destilada. 13.-Una disolución que contiene 5.00g de hemoglobina en 150 mL de aquella, presenta una presión osmótica de 0.1226 atm a 27.0°C. Calcula la masa molar experimental de la hemoglobina. 14.- La masa molar de un compuesto derivado de la insulina es de 11 400. Calcula la presión osmótica a 20.0°C que presenta una solución que contiene 0.250g del compuesto en 50mL de solución solución preparada. 15.-Cuando se disuelve 2.83g de azufre molecular en 50.0 mL de CS 2 (  ρ ρ = 1.263 g/mL), la

solución presenta una variación de 0.411°C en la temperatura de ebullición normal con respecto a la del disulfuro de carbono puro. Calcula la fórmula molecular del azufre. 16.-Una solución acuosa que contiene 2.701g de una proteína disuelta en 0.100L de disolución presenta una presión osmótica de 9.12 mmHg a 25°C. Calcula la masa molar aproximada de la proteína. 17.- Se prepara una disolución a partir de 29.63g de glucosa (C 6H12O6) en 9.0 mol de agua a 18.0°C. Determina: a) presi presión ón de vapor de la disolución a la misma temperatu tempera tura, ra, a la cual el agua tiene una presión de vapor de 15.4 mmHg. b) temperatura de ebull ebullici ición ón n normal ormal de la dis disolución olución 18.-Al disolver 0.125 mol de un soluto no volátil en 3.8 moles de benceno a 60°C, se obtiene 340.0 mL de disolución. Para la disolución preparada calcu c alcula: la: a) presión osmótica a 60.0° 60.0°C. C. b) temperatura de congelaci congelación ón normal c) presión de vapor a 6 60.0°C, 0.0°C, si la presión presió n de vapor del bencen benceno o pu puro ro es de 0.16 at atm m a dicha temperatura 19.-Una disolución acuosa que contiene 10.0g de un soluto no volátil en 200.0g de agua, presenta una presión osmótica de 1.357 atm avalor, 25.0°C. Considerando que la molalidad   y la molaridad tienen aproximadamente el mismo calcula: a) masa molar experimental  del soluto. b) temperaturas de ebullición y de congelaci congelación ón n normal ormal de la dis disolución. olución. c) variación de lla a presión de vapor a 25. 25.0°C 0°C ((P° P° V @25°C = 23.8 mmHg)

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20.-Para determinar la masa molar en de cloroformo, un compuesto heterocíclico, el cual de presenta un carácter no volátil y no electrolítico se disuelve una muestra 13.0g del compuesto en 745g de cloroformo; la disolución así preparada tiene una densidad de 1.51g/mL y una variación relativa de 0.018 en la presión de vapor con respecto a la del disolvente puro a 15.0°C. a) Determi Determina na la masa molar experimental  del compuesto. b) Habiéndose comprobado que la masa molar real del compuest compuesto o es 11 118, 8, determ determina ina la presión osmótica de la disolución a 15.0°C y su temperatura normal de ebullición.

RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE PROPIEDADES COLIGATIVAS 1.- 399.7 mmHg.

2.- 195.8g PSBr 3 

3.- 59.97 g/mol

4.- 0.474 atm

5.- 59.28g

6.- 2.107 °C/mol

7.- a) 1.613m; b) 0.0282; c) 100.82°C

8.- C 8H4N2 

9.- 10.83kg

10.- 64.3 g/mol

11.- etilénglicol

12.- tc = -1.15°C y te = 100.32°C

13.- 6 688.4 g/mol

14.- 0.01 atm

15.- S 8 

 55 5 000 g/mol 16.- 5

17.- a) Pv = 15.123 mmH mmHg; g; b) 100.52°C 18.- a) 10.039 atm; b) tc = 3.46°C; c) 0.155 atm 100.03°C; °C; c) 0.0238 mmHg 19.- a) 900 g/mol; b) tc = -0.1°C; te = 100.03 20.- a) 118.76; b) π  = 5.18 atm atm;; te = 61.772 61.772°C. °C.

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2.2 OPERACIONES CON SOLUCIONES 2.2.1 SOLUBILIDAD Se entiende por solubilidad la propiedad característica de cada soluto que representa su capacidad para disolverse en un disolvente determinado a una temperatura dada. Esta capacidad está en función de la naturaleza del par soluto-disolvente y la presencia de otras sustancias. En el caso específico de las soluciones acuosas de sales inorgánicas, la solubilidad se expresa cuantitativamente mediante el denominado COEFICIENTE DE SOLUBILIDAD (CS), el cual indica la masa en gramos de soluto que saturan a 100 g de agua a una determinada temperatura. Esto es, el CS indica la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una muestra de agua o la mínima cantidad de agua necesaria para disolver una muestra de soluto. D iagr am ama ad de e s olubil olubilida idad d

C.S        

Temperatura

A B C

T

Zona a de soluciones sobresaturadas. A  = Zon solubilidad.. Solución Saturada  B  = Curva de solubilidad C  = Zona de soluciones nnoo satur saturada adas. s.

La relación gravimétrica expresada por el coeficiente de solubilidad, referida originalmente original mente en gramos, es aplicable en cualquier unidad de masa. El coeficiente de solubilidad, visto como un factor de conversión, también permite la deducción de dos factores adicionales referidos a la solución saturada que se obtiene. Esto es:

masa solu soluto_ to_ ; 100 masa agua

__masa solu soluto___ to___ ; ___masa agua_____ masa sol'n saturada masa sol'n saturada

masa soluto + 100 masa agua = masa solución saturada La mayoría de las sustancias presentan un coeficiente de solubilidad directamente proporcional a la temperatura. La solubilidad en forma general y el coeficiente de solubilidad de manera particular, se utilizan para realizar purificaciones y separaciones por cristalización de soluto, a partir de soluciones que se sobresaturan por evaporación de agua y/o variación de la temperatura. 29

 

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Curvas de Solubilidad para algunos compuestos inorgánicos en agua En su caso, se indica la forma en que cristaliza el compuesto, según la temperatura.

Gráficas tomadas de Química de R. Chang. McGraw Hill

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METODOLOGÍA PR METODOLOGÍA PROPUEST OPUESTA A PARA LA RESOLUC RESOLUCIÓN IÓN DE PROBLEMAS   1.- Analizar y representar la información que proporciona el enunciado del problema mediante un diagrama de bloque, donde las "entradas" corresponden a las sustancias iniciales y las "salidas" a las sustancias finales. 2.- Para las corrientes de entrada y/o salida que correspondan a soluciones saturadas, deberá conocerse el coeficiente de solu solubilidad bilidad respectivo. 3.- En los problemas que involucren la disolución o cristalización de un soluto hidratado, deberá conocerse la fórmula química del hidrato y realizar las consideraciones necesarias, recordando que el coeficiente de solubilidad está referido al soluto Q. P. 4.- En problemas relacionados con cristalización, debe considerarse que los cristales obtenidos (anhidros o hidratados) siempre se encuentran en equilibrio con la solución saturada. 

5.- La mayoría de los problemas, principalmente los referidos a hidratos, pueden resolverse mediante el planteamiento de las ecuaciones algebraicas que representen el balance de materia global y para cada uno de los componentes (soluto y disolvente), utilizando la notación adecuada y cualquier método de resolución. La masa de un componente en una corriente es igual al producto de ésta por la fracción masa respectiva. 6.- En algunas ocasiones, si la variación del coeficiente de solubilidad en función de la temperatura, tiene un comportamiento lineal, resultará útil realizar interpolaciones para conocer losdevalores conocidos necesarios para la resolución ecuación deidentificando una recta: los valores C. S. (eje y) y temperatura (eje x) endela problemas, La interpolación lineal es un método matemático para aproximar el valor de un punto. Sean dos puntos (x0, y0) e (x1, y1) la  la ecuación de la recta qu que e pasa por d dichos ichos pun puntos tos es:

Si se desea hallar un valor de y, dado una x  que esté entre x0  y x1  (x0