1

2013

1.- Distinguir, reacción química de ecuación

química y representarla con sus números y

símbolos.

2.- Caracterizar y ejemplificar los tipos de

reacciones químicas inorgánicas.

3.- Expresar y aplicar las Unidades, Leyes y

Cálculos que se aplican en Estequiometría

4.-Procedimentar los 4 métodos de Balanceo

para las ecuaciones químicas, mediante

ejemplos.

. QUÍM FCO ARTURO WONG PIÑA

[Escribir el nombre de la compañía]

01/01/2013

LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LA ESTEQUIOMETRÍA EN GENERAL

( 2ª unidad temática del curso de Química II )

QuímWong 黄 2

LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LA ESTEQUIOMETRÍA EN GENERAL

( 2ª unidad temática del curso de Química II )

1. Distinguir, reacción química de ecuación química y representarla con

números y símbolos.

2. Caracterizar y ejemplificar los tipos de reacciones químicas inorgánicas.

3. Expresar y aplicar las Unidades, Leyes y Cálculos que se aplican en Estequiometría

4. Procedimentar los 4 métodos de Balanceo para las ecuaciones químicas, mediante

ejemplos.

QuímWong 黄

QuímWong 黄 3

1.1.- Conceptualiza, reacción Química y ecuación química con sus números y símbolos

1.- Qué es una REACCION QUÍMICA.- Es el cambio estructural y energético en una ó más sustancias llamadas reactivos ó reactantes, que al interactúar generan sustancias de propiedades diferentes llamadas productos. REACTIVO energía PRODUCTO(S) REACTIVO + REACTIVO Energía PRODUCTO(S)

1.1.- ¿ Cambios que ocurren cuando sucede una reacción química ?

1) Se rompen los enlaces interatómicos iónicos y covalentes de los reactivos, para que se construyan

los enlaces de la estructura de los productos.

2) Cambia el contenido de energía, (ó entalpía) entre las sustancias reactivas y los productos.

3) Cambia el orden de estructuración de los elementos . En los reactivos se ordenan de una manera y en la de los productos de otra manera.

4) Cambian las propiedades físico químicas al pasar de Reactivos a Productos. cambian los puntos de fusión , solidificación y ebullición , la densidad, color, olor, sabor, estado de agregación molecular, toxicidad, etc.

Ejemplo en el cambio de propiedades: El reactivo “cloro”, es un gas verde muy tóxico y el “sodio” es muy reactivo a la piel, pero enlazados, como compuesto NaCl sal de cocina ésta no presenta ninguna toxicidad y tiene sus propiedades fisicoquímicas muy características.

1.2.- ¿ Algunas evidencias que comprueben que ocurrió una reacción química ? La formación de precipitados, el desprendimiento de gases ,

el cambio de temperatura de las sustancias,

la absorción o emisión de energía en forma de calor, luz, electricidad,

Cambios físico químicos en los puntos de fusión, ebullición, solidificación, color, textura , etc…

2.- ¿ Qué es una ECUACION QUÍMICA? Es la Representación gráfica de una reacción química, que contiene la información del cambio cualitativo y cuantitativo de las sustancias, de acuerdo a las leyes estequiométricas. (leyes de las cantidades de sustancias de la reacción química).

2.1.- Números y símbolos en LA ECUACION QUIMICA y su significado ? REACTIVOS O REACTANTES PRODUCTOS 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ( dá ) Al2(SO4)3 + 6 H2O

Subíndice del elemento 3 radicales Sulfato (SO4)-2 Coeficiente molecular o molar ( número grande) Reacciona con Subíndice del radical o ión. Indicando 3(OH)- = Tres Oxhidrilos: (OH)-,(OH)-,(OH)-

QuímWong 黄 4

El coeficiente molecular o MOLAR.- Indica el número de moléculas o bien de moles de sustancia. La ecuación del ejemplo tiene 2 moléculas ó moles de hidróxido de aluminio, 3 de ácido sulfúrico, una de sulfato de aluminio y 6 de agua.

Subíndice del elemento.- Indica número de átomos de cada elemento. Por ejemplo en el H2SO4 hay 2 átomos de Hidrógeno, un átomo de azufre y 4 átomos de oxígeno.

Subíndice del radical o ión.- Indica el número de radicales ó iones de la fórmula. Así el Sulfato de Aluminio; Al 2 (SO4)3 tiene 3 radicales ó iones sulfato (SO4)-2 que se indica como subíndice del paréntesis

. Lo que dá un total de

3x4=12 átomos de oxígeno y 3x1=3 átomo de azufre .

Cómo determinar la cantidad de Átomos de cada elemento de la fórmula de una molécula. Por ejemplo de la molécula de la sal Sulfato de Aluminio, Al2 (SO4) 3 Al2 ( SO4 ) 3 Al2 ( SO4 ) 3 Al2 ( SO4 ) 3

3x4=12 átomos de Oxígeno 3x1=3 átomos de Azufre y 2= 2 átomos de Aluminio

2.3.- Símbolos de la Ecuación química:

. La flecha horizontal indica el sentido de la reacción. “ da “ ó produce. HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl + H2O

Indica desprendimiento . de . gas, Ejemplo CO2 , H2 , O2

(aq) Indica soluto disuelto en agua. NaCl(aq) Cloruro de sodio en agua

. v1

V2 Reacción reversible, los pro- ductos se forman a la veloci- dad v1 son poco estables y a la velocidad (v2) regresan al estado de reactivos.

Y si V1 = V2 Hay Equilibrio

Indica sólido que se precipita. pp=precipitado de algún color

K2CrO4(aq) + Ba(NO3)2(aq)

BaCrO4 café + KNO3(aq) λ ó hv Reacciona con la Energía luminosa o Luz

H2 + Cl2 hv 2HCl

∆ Calentar los reactivos Pt Indica que la Reacción es cata- lizada con platino 2H2O2 MnO2 2H2 + 2O2 Catalizada con MnO2

ó c.c. Aplicar electricidad o corriente continua.(de Pila)

(g) = gas . Ej: CO2(g) (l) = líquído.Ej: H2O(l)

(s) = Sólido. Ej: CaSO4 (s)

Investigar otros símbolos

2.4.- Requisito de la ecuación química BALANCEADA y un ejemplo con su comprobación. Que el número de átomos de cada elemento de los reactivos sea igual al número de átomos de cada elemento de los productos. Éste balanceo se logra con la anotación de los coeficientes determinados mediante algún método. REACTIVOS O REACTANTES PRODUCTOS

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O COMPROBACIÓN:

2 átomos de Aluminio = 2 átomos de aluminio 18 átomos de Oxígeno = 18 átomos de Oxígeno 12 átomos de Hidrógeno = 12 átomos de Hidrógeno 3 átomos de Azufre = 3 átomos de Azufre Ecuación Balanceada

COEFICIENTES DE LA ECUACIÓN ANTERIOR: 2, 3, 1 Y 6

QuímWong 黄 5

¿ Qué Métodos conoces para determinar los coeficientes que balancean las

ecuaciones químicas ?

1).- El método de tanteo. 2).- El método algebraico. 3).- El método Red-Ox. 4).- El método de Ion-Electrón. . Trabajo: Investigar y explicar un problema resuelto de c/método.

1.2.- Clasifica y ejemplifica 13 tipos de reacciones químicas.

CLASIFICACIÓN: 1.- De síntesis o unificación: A +B AB 2.- De adición. A B + C ABC 3.- De análisis o descomposición: AB A +B 4.- De simple sustitución o desplazamiento: AB + C AC + B …... (o también A + BC ) 5.- De doble sustitución o intercambio: AB + CD AD + BC 6.- De análisis o descomposición AB A +B 7.- Termodinámicas: Espontáneas o Exergónicas.- Reacciónes químicas donde la variación de la energía libre de Gibbs, ∆G , es negativa. Esto nos indica la dirección que la reacción seguirá. A temperatura y presión, constantes una reacción exergónica se define con la

condición: ∆G = 0 Reacción química que libera energía en forma de calor, luz, etc No espontáneas o Endergónicas.- Tamb i é n l l a madas reacciones desfavorables, se caracterizan porque e l i n c r e mento de su energía libre de Gibbs es positivo bajo condiciones de temperatura y presión constantes, esto quiere decir que el

incremento en la energía libre de Gibbs estándar debe ser positivo: ∆G = 0 Reacción química que absorve energía en forma de calor, luz, etc

Si G 0, el proceso será espontáneo.

Si G 0, el proceso será no espontáneo.

Si G = 0, el sistema estará en equilibrio.

08.- Reacciones de Óxido-reducción

09.- Reacciones de Conmutación o Comproporción

10.- Reacciones de Dismutación o Disproporción

11.- Reacciones reversibles o en equilibrio e Irreversibles o totales

12.- Reacciones químicas iónicas o en disolución: En ellas se clasifican las siguientes:

Las Reacciones ácido-base o de intercambio de protones. Las Reacciones de Óxido-reducción (o de intercambio de electrones), Las Reacciones de Precipitación y Las Reacciones de complejación (o de Intercambio de ligandos ) .

QuímWong 黄 6

13.- Reacciones de combustión: Hidrocarburo + O2 ∆ H2O + CO2

14.- Reacciones químicas orgánicas:

Rxs de adición Rxs de sustitución Rxs de eliminación Rxs de transposición

Rxs Homolíticas Rxs Hetroliíticas Rxs de Coligación Rxs de Coordinación

Rxs No concertadas o en etapas

Rxs Concertadas o simultáneas

Rxs Helectrofílicas aceptoras de electrones (o de los Ác. de Lewis)

Rxs Nucleofílicas o dadoras de electrones (o de las bases de Lewis)

1.- REACCION DE SINTESIS.- Combinación de dos elementos que produce un compuesto. Expresión matemática. Ecuación: A + B AB 1.1.- METAL + OXIGENO OXIDO BASICO 2 Mg + O2 ∆ 2 MgO óxido de magnesio 2 Fe + O2 2 FeO óxido ferroso ó de Fe II . 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 óxido férrico ó de fierro III 1.2.- NO METAL + OXIGENO ÓXIDO ACIDO (o bien Anhídrido)

S + O2 ∆ SO2 Anhídrido sulfuroso S8 + 8 O2 flama azul 8 SO2 Anhídrido sulfuroso 2Cl2 + O2 2 Cl2O Anhídrido Hipocloroso P4 + 5 O2 P4O10 Anh. Fosfórico = P2O5

1.3.- METAL HALÓGENO (VIIA) SAL SIMPLE (binaria) o haloidea . ó elemento del VI A 2 Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s) Cloruro de sodio ó sal de cocina Fe + S FeS sulfuro ferroso 1.4.- HIDRÓGENO NO METAL HIDRÁCIDO H2 + S H2S Ácido sulfhídrico 1.5.- HIDRÓGENO + METAL HIDRURO H2 + Li HLi Hidruro de Litio 2.- REACCIÓN DE ADICIÓN.- Combinación de dos compuestos o de un elemento con un compuesto para producir solamente un compuesto. COMPUESTO + COMPUESTO COMPUESTO O de: ELEMENTO + COMPUESTO COMPUESTO OXIDO BASICO AGUA HIDRÓXIDO MgO + H2O Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio

CaO + H2O Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

CuO + H2O Cu(OH)2 Hiróxido cúprico ó de Cu II

QuímWong 黄 7

OXIDO ACIDO AGUA OXIACIDO ( Anhídrido) CO2 + H2O H2CO3 ácido carbónico

SO2 + H2O H2SO3 ácido sulfuroso

OXIDO BASICO OXIDO ACIDO OXISAL CaO + CO2 CaCO3

óxido de calcio anhídrido carbónico Carbonato de calcio FeO + SO2 FeSO3

Óxido ferroso ó de fierro II Anhídrido sulfuroso Sulfito ferroso ó de Fe II 3.- REACCION DE ANÁLISIS O DE DESCOMPOSICIÓN.- Reacción que divide, fracciona, desdobla o descompone un compuesto mediante energía para producir dos o más sustancias, que son distintas en propiedades físicas y químicas. 3.1.- COMPUESTO Energía COMPUESTO COMPUESTO CaCO3 horno ∆ CaO + CO2 1n de Carbonato de calcio 1n de óxido de calcio (cal) 1n de Anhídrido carbónico ( presente en piedras blancas) NH4Cl ∆ NH3 + HCl 1n de Cloruro de amonio 1n de Amoniaco 1n de Ácido clorhídrico 2 KHCO3 ∆ K2CO3 + H2O + CO2 2n de Bicarbonato de potasio 1n de carbonato de potasio 1n de Agua 1n de CO2

Mg(OH)2 ∆ MgO + H2O 1 n de Hidróxido de magnesio 1n óxido de magnesio 1n Agua 3.2.- COMPUESTO Energía COMPUESTO ELEMENTO 2 KClO3 ∆ 2KCl + 3 O2 2n de Clorato de potasio 2n de Cloruro de potasio 3n de gas oxígeno 3.3.- COMPUESTO Energía ELEMENTO ELEMENTO

2 HgO ∆ 2 Hg + O2

2n de Óxido mercúrico ó de Hg II 2n de mercurio 1 mol de oxígeno 2 H2O c.c. H2 + O2

MgCl2 c.c. Mg+2 + Cl2 Cloruro de magnesio al cátodo al ánodo Na2SO4 c.c. Na + + (SO)4

2-

. cationes de sodio y aniones de sulfato disueltos en agua 4.- REACCIONES DE SIMPLE SUSTITUCIÓN o de desplazamiento.

QuímWong 黄 8

Reacción de liberación. Un elemento reacciona con un compuesto liberándole a uno de sus elementos, que lo remplaza para formar un compuesto de propiedades fisicoquímicas diferentes. ELEMENTO + COMPUESTO COMPUESTO + COMPUESTO . A BC AB C Anita Beto y Camelia Anita y Beto Camelia sustituida Se indican tres tipos de reacciones de simple sustitución, enseguida: 4.1.- El Metal sustituye al Hidrógeno de sus compuestos 4.2.- En una reacción química el Metal más electropositivo, sustituye al menos electro- . positivo de sus compuestos 4.3.- El Halógeno más activo substituye a los menos activos de los compuestos.

El Halógeno sustituye al Metal de los Hidróxidos Los Halógenos sustituyen al hidrógeno del agua El Halógeno de un hidrácido sustituye al ion Carbonato de sus compuestos

4.1.- El Metal sustituye al Hidrógeno de los ácidos. Ejemplos: METAL + ÁCIDO SAL + Gas de HIDRÓGENO Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 .

1n de Zic 2n ác. Clorhídrico 1n cloruro de Zinc 1n de gas hidrógeno=22.4Lts El Metal sustituye al Hidrógeno de los ácidos. Mg + H2SO4 MgSO4 + H2 1n gas Hidrógeno (22.4Lts)

1n de magnesio 1n de Ácido sulfúrico 1n de sulfato de magnesio . 2Fe + 6 HCl 2 FeCl3 + 3 H2

2n Fierro 6n Ác. Clorhídrico 2n Cloruro férrico 3n gas Hidrógeno= 3x22.4 Lts=67.2 Lt 2Fe + 3 H2O Fe2O3 + 3H2

2n Fierro 3 n Agua 1n de Óxido férrico 3n de gas Hidrógeno=3x22.4 Lts=67.2 Lt 4.2.- En una reacción el Metal más electropositivo, sustituye al menos electropositivo de sus compuestos ( Ver la serie electromotríz) Lámina de Zn Más electropositivos Menos electropositivos K Na Ca Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Au Metal más electro OXISAL “A” OXISAL “B” Metal menos positivo electropositivo … ... . … Zn° + CuSO4 ZnSO4 + Cu° 1n Zinc 1n Sulfato Cúprico 1n Sulfato de Zinc 1n Cobre elemental …. El Zn sustituye al cobre de la solución de CuSO4 (aq)

QuímWong 黄 9

4.3.- El halógeno más activo substituye a los menos activos de los compuestos. HALOGENO + SAL HALOIDEA “A” SAL HALOIDEA “B” + HALÓGENO Cl2 + Mg I2 MgCl2 + I2

1 mol de cloro elemental 1 mol de yoduro de magnesio 1 mol de cloruro de magnesio 1n de yodo

Cl2 + 2 NaBr 2 NaCl + Br2

“ El cloro sustituye al yodo y al bromo de los compuestos, dejándolos en estado libre “. REACCIONES DE SIMPLE SUSTITUCION EN LAS QUE UN HALÓGENO COMO REACTIVO, SUSTITUYE a dos elementos PARA DAR DOS Ó MAS COMPUESTOS 4.3.1.- El Halógeno es un reactivo que sustituye al Metal de los Hidróxidos HALOGENO HIDRÓXIDO SAL HALOIDEA AGUA OXISAL Ejemplo: I2 + 2 NaOH NaI + H2O + NaIO .

Yodo Hidróxido de sodio Yoduro de sodio Agua Hipoyodito de sodio 4.3.2.- Los halógenos son reactivos que sustituyen al hidrógeno del agua Halógeno Agua Hidrácido Oxiácido Cl2 + H2O HCl + HClO

. Ácido clorhídrico Ácido hipocloroso 4.3.3.- El halógeno de un hidrácido sustituye al ión Carbonato de sus compuesto Hidrácido + oxisal sal haloidea + agua + dióxido de carbono . 2 HCl + CaCO3 CaCl2 + H2O + CO2(g) 2n Ac. Clorhídrico 1n Carbonato de calcio 1n Cloruro de calcio 1n Agua 1n de CO2 HCl + NaHCO3 NaCl + H2O + CO2

5.- REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCIÓN O DE INTERCAMBIO Intercambio de iones, o elementos entre dos compuestos que interactúan para formar dos compuestos de propiedades físicas y químicas diferentes. Ecuación: AB + CD AD + BC COMPUESTO AB + COMPUESTO CD COMPUESTO CB + COMPUESTO AD Adrian Benita Carlos Dora Carlos Benita Adrian Dora

MEDIO con MEDIO

EXTREMO con EXTREMO

5.1.- ÁCIDO HIDROXIDO SAL AGUA 5.2.- SAL ÁCIDO SAL ÁCIDO 5.3.- SAL(aq) HIDRÓXIDO(aq) SAL(ac) HIDRÓXIDO(ac)

QuímWong 黄 10

SAL(ac)

5.4.- SAL(ac) SAL(ac) SAL(ac) SAL(ac) 5.1.- ACIDO HIDROXIDO SAL AGUA Neutralización

A la reacción entre un ácido y una base se le llama reacción de Neutralización, ésta es muy importante en el Laboratorio de Análisis, para hacer Titulaciones o Valoraciones ácido-base. H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O 1n de ác. sulfúrico 2n Hidróxido de sodio 1n de Sulfato de sodio 2n de agua H3PO4 + 3 Na(OH)2 Na3 PO4 + H2O 2n Ác. Fosfórico 3n Hidróxido de Sodio 1n Fosfato de sodio 6n de Agua H3PO4 + Ca(OH)2 CaHPO4 + 2 H2O 1n de Ác. Fosfórico 1n de Hidróxido de Calcio 1n de Fosfato ácido de calcio 2n Agua

5.2.- SAL SAL

AgNO3(ac) + HCl(ac) AgCl + HNO3(ac)

1n Nitrato de plata 1n Ácido Clorhídrico 1n Cloruro de plata 1n Ácido nítrico Pb (NO3)2 (aq) + 2 HCl 2 H N O3(aq) + Pb Cl2 amarillo 1n Nitrato plumboso 2n Ac. Clorhídrico 1n Acido Nítrico 1n de Cloruro plumboso .Cu SO4 (aq) + H2 S H2 SO4 + Cu S (negro) 1n Sulfato cúprico 1n Äcido Sulfhídrico 1n de Ác. sulfúrico 1n de Sulfuro Cúprico o de Cu II

BaCl2 + H2SO4 2 H Cl + BaSO4 ( blanco ) 1n Cloruro de bario 1n Ácido sulfúrico 2n de Ácido clorhídrico 1n de Sulfato de bario 5.3.- SAL(aq) HIDRÓXIDO(aq) SAL HIDRÓXIDO Fe SO4 (aq) + 2 NaOH(aq) Na2 SO4 + Fe (OH)2 (verde)

ln Sulfato ferroso ó de Fe II 2n Hidróxido de sodio 1n de Sulfato de sodio 1n Hidroxido ferroso Fe Cl3 + 3 Na OH Na Cl + Fe (OH)3 pardo gelatinoso 1n Cloruro Férrico 3n Hidróxido de sodio 1n Cloruro de sodio 1n Hidróxido férrico ZnSO4 + 2 NaOH Na2 SO4 + Zn (OH)2 (blanco) 1n sulfato d zinc 2n hidróxido de sodio 1n sulfato de sodio 1n Hidróxido de zinc 5.4.- Ag NO3 + KI KNO3 + AgI amarillo 1n Nitrato de Plata 1n Yoduro de potasio 1n Nitrato de potasio 1n Yoduro de plata

2 Ag NO3 + K2 CrO4 2 K NO3 + Ag2CrO4 rojo

2n Nitrato de plata 1n Cromato de potasio 2n Nitrato d potasio 1n Cromato de plata

SAL(ac) SAL(ac) SAL(ac)

QuímWong 黄 11

Pb(NO3)2 + K2CrO4 2 K NO3 + Pb CrO4 amarillo

1n Nitrato de plomo II 1nCromato de potasio 1n Nitrato de potasio 1nCromato de plomo II Pb(NO3)2 + 2 KI 2 KNO3 + PbI2 amarillo Nitrato de plomo II 2nYoduro de potasio 2n Nitrato de potasio 1n Yoduro de plomo II BaCl2 + K2CrO4 2 KCl + BaCrO4 amarillo 1n Cloruro de bario 1n Cromato de potasio 2n Cloruro de potasio 1n Cromato de bario

NaBr + AgNO3 NaNO3 + AgBr (blanco ) 1n Bromuro de sodio 1n Nitrato de plata 1n Nitrato de sodio 1n Bromuro de plata

2 AlPO4 + 3 Ag2SO4 2 Ag3PO4 + Al2(SO4)3 2n fosfato de aluminio 3n sulfato de plata 2n fosfato de plata 1n sulfato de aluminio

6.- REACCIONES QUÍMICAS ESPONTÁNEAS Y PROVOCADAS 6.1.- REACCIONES QUÍMICAS ESPONTÁNEAS.- Las que ocurren con el simple contacto de los REACTIVOS, sin que se les aplique alguna fuerza ó acción externa . CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O 1n Carbonato de calcio 2n ácido clorhídrico 1n cloruro de calcio 1n dióxido de carbono 1n H2O

FeS + 2 H Cl H2S + FeCl2

1n de sulfuro de fierro II 2n de Ácido clorhídrico 1n de Ácido sulfhídrico 1n de Cloruro ferroso

6.2.- REACCIONES QUÍMICAS PROVOCADAS Las que ocurren solamente con algún tipo de energía sobre los REACTIVOS , como: calor, luz, electricidad, catalizador, compresión, etc..

S + Fe ∆ FeS ………………provocada por calentamiento Azufre fierro sulfuro ferroso 2 SO + O2 Pt 2 SO3 ……… provocada con el catalizador de platino 2n Anh. sulfuroso 1n de Oxígeno 2n de Anhídrido sulfúrico

MgCl2(ac) c.c. Mg + Cl2 provocada por la electricidad contínua (de una pila)

La Reacción de la Fotosíntesis que produce la glucosa, nuestra fuente de energía. Cuyo rendimiento energético es de 3,75 kilocalorías por cada gramo en condiciones estándar . tiene como ecuación, la siguiente:

6 CO2 + 6 H2O λ C6H12O6 + 6 O2 λ =Luz utilizada de 400 a 700 nm. 6n de CO2 más 6n de agua, mediante la energía luminosa produce 1n de glucosa y 6n de oxígeno

Nota. Termoquímica = Ciencia que estudia los cambios de CALOR de las reacciones químicas, a presión constante.

La variación de Entalpía (∆H) = Es la variación de calor que se da en el cambio de reactivos a productos en la reacción total, a presión constante (es decir a la atmósfera abierta),

QuímWong 黄 12

7.- Reacciones químicas Exergónicas y endergónicas

7.1.-REACCIONES QUÍMICAS EXOTERMICAS .- Reacciones en las que, la variación de la entalpía (calor contenido en las sustancias) tiene un valor negativo. Es decir con valores menor que cero, que se expresa con el símbolo delta ∆ y la H, de la siguiente manera: ∆ H < 0 que se anota como = -∆H También podemos mencionar que Las reacciones Espontáneas o Exergónicas.- Son Reacciones químicas cuya variación de la energía libre de Gibbs es negativa. Esto nos indica la dirección que la reacción seguirá. A temperatura y presión, constantes una reacción exergónica se define con la condición: ∆G = < 0 Reacción química que libera energía; calor, luz, etc

Clasificar las siguientes reacciones por su ∆ H: Clasificación: REACTIVOS PRODUCTOS con ∆H < 0 LA REACCION ES EXOTERMICA (De alta energía) (De baja energía) ∆ H = Con valor negativo = pierde calor

REACTIVOS PRODUCTOS con ∆ H > 0 LA REACCIÓN ES ENDOTERMICA (De baja energía) (De alta energía) ∆H = Con valor positivo = Absorbe calor

3 REACCIONES QUIMICAS EXOTERMICAS ESPONTÁNEAS :

1).-La OXIDACIÓN del hierro a la intemperie …….. ecuación :

. 2 Fe (s) + 3/2 O2 + 3 H2O(l) 2 Fe (OH)3 (s) ∆H = -791 KJ

2).- La COMBUSTIÓN de una cerilla al frotarla ….. ecuación : . P4S3(s) + 8 O2 (g) P4O10 + 3 O2 (g) ∆H = - 620 KJ

3).- La INFLAMACIÓN de una mezcla de oxígeno é hidrógeno por la

. presencia de una chispa ….ecuación:

. 2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) ∆ H = -572 KJ

Trabajo N°_ Investigar la relación de los conceptos termodinámicos:

ENTALPÍA ENTROPÍA LEY DE HESS ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

Reacciones No espontáneas o Endergónicas. Tamb i é n l l a madas reacciones desfavorables, se caracterizan porque e l i n c r e -mento de su energía libre de Gibbs es positivo, bajo condiciones de temperatura y presión constantes, esto quiere decir que el incremento en la energía libre de Gibbs

estándar debe ser positivo: ∆G = > 0 Reacción química que absorve energía como

calor, luz, etc

Ejemplo: S + Fe ∆ FeS . Azufre Fierro CALENTAR Sulfuro ferroso

QuímWong 黄 13

En termoquímica las Condiciones Estándar de Presión y Temperatura(CSPT) para las reacciones son; P = 1 atm y T = 25° C ó 298° K

7.2.- REACCIONES QUÍMICAS ENDOTÉRMICAS- Son las que absorben calor para que los reactivos reaccionen. El calor se indica con el símbolo Delta sobre o debajo de la flecha . Característica: Tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo.

La producción del ozono (O3). 3O2 ENERGÍA 2O3 ΔH > 0

La producción de la Cal CaCO3 (21.000 calorías) CaO + CO2

Trabajo__ Investigar el “Tema gasolina” y cómo se resuelve el sig. problema: La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos C8H18. Sabiendo los calores de formación de: H2O(g) = –242 kJ/mol; CO2(g) = –394 kJ/mol y C8H18(l) = –250 kJ/mol:

a).- Escriba la ecuación (ajustada) de combustión de la gasolina y calcule el calor de reacción ΔH (en kJ) b).- Calcule la energía (en kJ) liberada en la combustión de 5 dm3 = 5 Lts. de gasolina (densidad =800 kg/m3) c).- ¿Qué volumen de gas carbónico medido a 30 0C y presión atmosférica se generará en tal combustión? Datos: R = 0,082 atm·dm3·K–1·mol–1 o bien R = 0.82 atm .L. K-1 . mol-1

ECUACIÓN QUÍMICA DE LA COMBUSTIÓN DE LA GASOLINA

2 C8 H18(l) + 25 O2 (g) energía de activación 16 CO2 (g) + 18H2O(l) + 5,517 Kj 2n gasolina y 25n de oxígeno 16n Dióxido de carbono 18n agua de calor

Trabajo N° ____ Tema: “ REACCIONES QUÍMICAS PELIGROSAS CON EL AGUA ”.

Ver video en http://www.youtube.com/watch?v=lcVqu-DN6HQ

EXPERIMENTE: “ UNA REACCIÓN QUÍMICA QUE PRODUCE FUEGO “

Un ejemplo la deshidratación y oxidación del azúcar mediante ácido sulfúrico y clorato de

potasio .

. Reactivos: Azucar, Acido sulfúrico y Clorato de potasio

Procedimiento;

1) Extremando precauciones, pulverize una parte de clorato de potasio y mezcle bien con

otra parte igual de azucar,

2) colocar un poco de ésta mezcla en una superficie aislante térmica.

3)Dejarle caer cuidadosamente unas gotas de ácido sulfúrico concentrado.

Observaciones : Se produce inmediatamente una reacción exotérmica que emite fuego. Investigue la ecuación química de ésta reacción exotérmica.

QuímWong 黄 14

COMBUSTIBLES.- Sustancias que reaccionen violentamente con el oxígeno, para producir humo,

calor, llamas y gases. COMBUSTIONES Y SUS PRODUCTOS

Gas natural CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) + 802 kJ Gasolina 2C8H18(l) + 25O2(g) 16CO2(g) + 18 H2O(g) + 5517 kJ Glucosa 2C6H12O(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6 H2O(g) + 2803 kJ Triestearina (grasa)

2C57H110O6(l) + 163O2(g) 114CO2(g) + 110 H2O(g) + 75,520 kJ

Conversiones: 1 J = 0.239 cal , 1 cal = 4.1868 J., 1KJ/kg = 0.239 Kcal/kg

8.- REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN Son las reacciones químicas que implican transferencia de electrones de un átomo que se oxida a un átomo que se reduce. Lo que puede producir energía en forma de calor o de electricidad en los procesos espontáneos.

LA ELECTROQUÍMICA.- Estudia las relaciones de la electricidad y las reacciones

químicas.

Gráfica de los cambios del estado de Oxidación.

REDUCCIÓN OXIDACIÓN

-6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6

Ejemplo de una reacción de Óxido-reducción:

Zn° + 2 H+ Cl- Zn2+Cl2 + H2°

El estado de oxidación del Zn cambió de 0 a +2 se oxidó, perdió dos electrones es un agente reductor El estado de oxidación del Hidrógeno cambió de +1 a 0 (CERO) , se redujo, ganó un electrón, es un agente oxidante.

Experimente: “ EJEMPLO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA QUE PRODUCE HIELO “

Reactivos: 32 gr de Hidróxido de Bario Octahidratado y 11 gramos de Cloruro de Amonio o

bien 17 gr de Nitrato de Amonio Materiales: Un vaso de 250 ml y un termómetro de -38 a +50 °C Procedimiento: Coloque los reactivos en el vaso; el hidróxido de bario con una de las sales de amonio y agite suavemente. Bajo el vaso puede colocar una tablita de madera. Observación: A los 30 seg se percibe un olor a amoniaco y se forma una cantidad apreciable de líquido. El vaso se enfría , humedece y se le forma escarcha. Con el termómetro chéquele la temperatura, disminuyó a -20 °C . La maderita queda unida temporalmente al vaso.

Ba(OH)2.8H2O + 2 NH4NO3 Ba (NO3)2 + 2 NH3 + 10 H2O ∆H= 80,3 KJ

QuímWong 黄 15

Otro ejemplo:

Zn° + Cu2+(SO4)2-

Zn+2 (SO4)2- + Cu°

Zinc elemental Sulfato cuprico ó de cobre II Sulfato de Zinc Cobre elemental

El estado de oxidación del Zn cambió de 0 a +2 , se oxidó, perdió 2 electrones; es un agente reductor. El estado de oxidación del Cobre cambió de +2 a 0 , se redujo, ganó 2 electrones; es un

agente oxidante.

9.- REACCIONES DE CONMUTACIÓN O COMPROPORCIONACIÓN Reacción en la que un elemento pasa de tener dos estados de oxidación diferentes en

los reactivos a un único estado de oxidación en los productos . Ejemplos:

Un ejemplo es la termólisis del nitrito de amonio donde el nitrógeno pasa de los estados de oxidación de - III y de + III a uno intermedio de 0:

.

. Oxidaciones:. -3+1+3 -2 0 Nitrito de amonio NH4NO2

N2 + 2 H2O

Oxidaciones:. -3+1+3-2 +1 -2 Nitrato de amonio NH4NO3(s) N2O(g) + 2H2O(g)

.

En el proceso de Claus se oxida el Ácido sulfhídrico con dióxido de azufre para

obtener azufre elemental, como lo muestra la siguiente ecuación: . -2 +4 -2

H2S + SO2 2 H2O + 3 S0

Como producto no sólo puede formarse elementos en estado de oxidación 0 sino también se puede aprovechar en la síntesis de algunos compuestos. Así el cloruro de cobre (II) reacciona con cobre elemental para dar el cloruro de cobre (I). Esta reacción es favorecida por la baja solubilidad de la sal formada: . 0 +2 +1 Cu + CuCl2 2 CuCl

10.- REACCIONES DE DISMUTACION ( O DISPROPORCIONACIÓN ).- Son reacciones redox en las que un elemento de los reactivos es al mismo tiempo oxidado y

reducido en los productos.

Un ejemplo es por ejemplo la descomposición del agua oxigenada que libera oxígeno elemental y agua: . -1 0 -2

2 H2O2 O2 + 2 H2O En este ejemplo el oxígeno que inicialmente estaba presente en el estado de oxidación -I

pasa al estado de oxidación 0 del oxígeno elemental y -II del agua.

QuímWong 黄 16

Otro ejemplo es la formación de cloruro e hipoclorito Sódico a partir de cloro elemental en disolución alcalina: . 0 -1 Cl2 + 2 NaOH H2O + 2NaCl

. Esta reacción se utiliza en la fabricación de la lejía.

Aún hay otros numerosos casos como la reacción de kalomel (= negro hermoso) donde a partir del cloruro de mercurio(I) (Hg2Cl2) se forma en contacto con amoníaco (NH3) un polímero nitrogenado de mercurio(II) y mercurio elemental que da el color negro a la

mezcla de reacción y justifica el nombre.

11.- Reacciones irreversibles y reversibles. Reacciones totales o irreversibles.- Reacción en la que los reactivos se agotan

cuantitativamente, se da en un solo sentido; en la formación de productos. H2SO4 + CaO CaSO4 + H2O

Ácido sulfúrico Oxido de calcio Sulfato de calcio agua .Reacciones reversibles o en Equilibrio.- Reacción en la que una cantidad de

productos regresa al estado de reactivos, cuando ambas velocidades se igualan V1 = V2 la reacción está en equilibrio . HCl + NaOH V1 NaCl + H2O . V2

. 2HNO3 + 3 H2S V1 2NO + 3S + H2O

. V2

2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3H2SO4 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Na2SO4 + 3H2O

LA MAGNITUD DE LAS FLECHAS Cuando hay mayor concentración de productos, la expresión es: . Cuando hay menor concentración de reactivos, la expresión es:

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS EN DISOLUCIÓN: 1.- Reacciones Ácido-Base ( o de Intercambio de protones) 2.- Reacciones Óxido reducción (o de Intercambio de electrones ) 3.- Reacciones de Precipitación ( indicadas con ) las que forman una fase sólida o un . precipitado en el fondo del reactor 4.- Reacciones de Complejación ( Intercambio de ligandos )

REGLAS PARA ASIGNAR LOS ESTADOS O NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS.

QuímWong 黄 17

Los estados o números de oxidación son las cargas que resultan cuando los electrones de los enlaces covalentes se asignan al átomo más electronegativo; Son las cargas que un átomo podría tener si sus enlaces fueran iónicos. 1.- El estado ó número de oxidación de todos los elementos en estado de pureza, en cualquier forma alotrópica ó elemental es cero. Fe0 , Cu0 , Zn0 . Gases como Cloro Cl2

0, Oxígeno O20

2.- En todos los compuestos, el número de oxidación del OXÍGENO es -2 . . Excepto en los peróxidos como el H2O2 en los que trabaja con -1 ( -O-O- ) 3.- La suma de las cargas negativas y positivas en un compuesto es igual a cero, es neutra 4.- El N° de Oxidación de Hidrógeno es de +1. Excepto en los Hidruros en los que trabaja con -1 Por ejemplo: En el Hidruro de litio LiH . El Litio trabaja con +1 y el Hidrógeno -1 5.- NÚMEROS DE OXIDACIÓN MÁS COMUNES 5.1.-Los metales del grupo IA: Li, Na, K, Rb, Cs…y la Ag, trabajan con +1

5.2.- Los metales de grupo IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, incluyendo Zn y Cd trabajan .

con +2

Con más 3 trabajan el Aluminio = Al+3

, y el Escandio Sc+3

. El Boro trabaja como B-3

5.3.- Metales que en forma de iones trabajan con varios estados de Oxidación:

+1 y +2 Cu+1 ion cuproso y Cu+2cúprico Hg+1 mercurioso y Hg +2 mercúrico

Au +1

y Au

+3 Cr

+2, Cr

+3, y

Cr

+6 Mn

+2, Mn

+3, Mn

+4 y Mn

+7

+2 y +3 Fe

+2 y Fe

+3 Co

+2 y Co

+3 Ni

+2 y Ni

+3

+2 y +4 Sn

+2 y Sn

+4 Pb

+2 y Pb

+4 , Pt

+2 y Pt

+4 Pd

+2 y

Pd

+4

Ti +2

y

Ti +4 V

+2,+3,+4,+5 F, Cl, Br, I

Halógenos

-1 +1, +3, +5, +7

S, Se, Te-2 +2,+4,+6 N +1,+2,-3+3+4,+5 P, As, Sb, Bi +3,+5 C +2,+4,-4 Si +2,+4,-4

6.- La carga de un ión poliatómico es el resultado de la suma de las cargas de los átomos

que lo forman. Ejemplos.

Ión Sulfato ( SO4 )-2

= (S+6

O-2

4 )-2

QuímWong 黄 18

(1)(+6) + (4)(-2) = + 6 - 8 = - 2

Ión Fosfato ( PO4 ) –3

= ( P+5

O-2

4 ) – 3

(1)( +5 ) + (4 )(-2 ) = - 3

7.- La suma de todas las cargas negativas y positivas en un compuesto es igual

a cero, es decir, neutra. Vea en el Permanganato de potasio KMnO4 .

+7

K+1

MnO4-2 Cargas

(1)(+1)=+1 (4)(-2)=-8 Se infiere que el Mn aquí trabaja con carga de +7

+1 + 6 -2 Dicromáto de

. potasio

K+1Mn+7O4-2

K2

Cr2

O7

Cargas = +1 +7 -8 = 0 2(+1)= +2 7(-2)= -14

. Del cromo 2(+6) = +12…….+14-14= 0

QuímWong 黄 19

Definición y unidades de la Estequiometría.

1.- DEFINICIÓN DE ESTEQUIOMETRÍA. Del griego stoicheion = Medición de elementos Es la Rama de la Química que estudia las relaciones cuantitativas que hay entre los reactivos y los productos, en unidades de masa, volumen y moles.

2.- ALGUNAS UNIDADES DE MEDICIÓN EMPLEADAS EN LA ESTEQUIOMETRÍA 1).- Unidades de masa del Sistema Internacional de medidas (SI ) Ejemplos:

Kilogramo= 103 g Hectogramo=102 g Decagramo=101 g Gramo= 1 g

Decigramo=10-1 g Centigramo=10-2 g miligramo =10-3 g microgramo= 10-6 g

Nanogramo = 10-9 g Picogramo= 10-12 g Femtogramo=10-15 g Attogramo=10-18 g

Zeptogramo = 10-21 g Yoctogramo, 10-24 g (yg)

2).- Unidades de volumen.

Kilolitro (kl)= 1.000 L Hectolitro(hl)=100Litros Decalitro(dal)=10L Litro(L)=1L

Decilitro(dl)=0.1de L

1 Décima parte de un litro = 100 centímetros cúbicos

Centilitro(cl)=0.01de Litro

1Centésima parte de un litro = 10 centímetros cúbicos

Mililitro(ml)= 0.001L 1 milésima parte de

un litro = 1 centímetro cúbico

Microlitro(1 μL) =

10–6

L = 1 mm3

1 millonésima parte de un litro

3).- Unidades de temperatura.

Grados Kelvin (K).- Es la unidad de temperatura termodinámica, corresponde a

la fracción 1/273,16 de la temperatura termodinámica del punto triple del agua. 1 grados kelvin = -272.15 grados centígrados . De William Thomson Kelvin, año 1848

QuímWong 黄 20

Grados centígrados o celcius, la congelación del agua = 0°C, Ebullición= 100°C, a 1 ATM = 760 mmHg de presión. Anders

Celsius, año 1742 El punto triple es aquel en el cual coexisten en equilibrio el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso de una sustancia. Se define con una temperatura y una presión de vapor. El punto triple del agua, por ejemplo, está a 273,16 K (igual a 0.01 °C) y a una presión de 611,73 Pa ITS90. Esta temperatura, debido a que es un valor constante, sirve para calibrar las escalas Kelvin y Celsius de los termómetros de mayor precisión. El cero absoluto de temperatura sería a 0° K = -273.15°C . ……….No habría movimiento ni calor. Todo el movimiento atómico y molecular se detendría y sería

la temperatura más baja posible. Pero todos los objetos tienen una temperatura más alta que el cero absoluto y por lo tanto emiten energía térmica o calor.

El grado Fahrenheit (representado como °F) .- Escala de Daniel Gabriel Fahrenheit en 1724. La escala establece como las temperaturas de congelación y ebullición del agua, 32 °F y 212 °F, respectivamente

FÓRMULAS DE CONVERSIONES oK = 273.15 + oC oC = (5/9)*(oF-32) oF = (9/5)*oC+32

4).- Unidades Químicas

Masa atómica (m.a.) y peso atómico (p.a.) de un elemento. Son las unidades que corresponden a cada elemento, en comparación con la masa de isótopo del Carbono 12, que se le asigna el valor de 12 umas (unidades de masa atómica ó de peso atómico). Una uma= 1/12 de la masa del 12C = 1.66x10-24 g. El p.a. de cada elemento es la m.a. promedio de las masas atómicas de sus isótopos. Manejada como masa en gramos de 1 “mol” de átomos.

1 mol = 6.02214179(30) x 1023 unidades elementales que pueden ser

átomos( que hay en 12 g del isóptopo de 12C), moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas. A éste número llamado de Avogadro, Batuecas con rayos x y un diamante, le halló un valor de 1 mol = 6.023x1023

La Ley de Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro Dice que :

1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión que es igual a 760 mmHg ( milímetros de mercurio). Consulte CODATA

1 mol de un elemento es = A su peso atómico en gramos y contiene =6.022 x 1023 átomos . Ej: 1mol de Azufre = su peso atómico = 32.064 gramos = 6.022 x 1023 átomos

Que: 1 mol de un compuesto es = a su peso molecular (PM) en gramos y que

contiene 6.022 x 1023 moléculas.

QuímWong 黄 21

Si el peso molecular del Ácido Sulfúrico H2SO4 es de 98.076 gramos. Entonces 1 mol de H2SO4 pesa 98.076 gramos y contiene 6.022 x 1023 moléculas

Definición de Peso molecular (abreviado PM) o Masa Molecular (MM) de

un compuesto.- Es la suma de los pesos atómicos, de todos los átomos , de cada

uno de los elementos que forman el mol del compuesto. 3.- PROBLEMAS DE EJEMPLO EN LOS QUE SE APLICAN LAS UNIDADES QUÍMICAS

3.1.- Cómo calcular el peso atómico de un elemento. Ej. del Cromo si tiene 4 isótopos, cuyas masas y porcentajes son: De 50Cr de 49.496 umas = Un 4.31%., De 52Cr de 51.940 umas= Un 83.76 %, De 53 Cr de 52.941 umas= un 9.55% y de 54Cr de 53.939 umas= un 2.38%. Peso atómico del Cr = 49.496x4.31 + 51.940x83.76 + 52.941x9.55 + 53.939x2.38 = 51.975 gr

. 100 3.2.- Cómo calcular el peso molecular (PM) de un compuesto. Ej. del Ácido Sulfúrico. Datos: Pesos atómicos; H = 1.008 gr, S = 32.064 gr, O = 15.99 gr PM del H2SO4 ( N° de átomos) x ( peso atómico )

. Hidrógeno = ( 2 ) x( 1.008 gr ) = 2.016

. Azufre = ( 1 ) x (32.064 gr) = 32.064

. Oxígeno = ( 4 ) x (15.99 gr) = 63.996

. PM ó Masa Molecular = 98.076 g por cada mol

. de H2SO4

Respuesta = 98.076 g / mol. = 1 mol de H2SO4 tiene 98.076 gr

NÚMERO DE MOLES DE UN ELEMENTO Y SU NÚMERO DE ÁTOMOS. 3.3.- ¿ Cuántos moles y cuántos átomos hay en 200 gramos del elemento Potasio, peso atómico 39 gr ?

1 mol de K 39 gramos 1 mol de K 6.02 x 1023 . x moles de K 200 gramos 5.1 moles de K x átomos x . x moles = ( 200 gramos )( 1 mol ) x átomos = ( 5.1 moles )( 6.02 x 1023 ) . . 39 gramos 1 mol . x moles = 5.1 moles de K x átomos de K = 30.7 x 1023 NÚMERO DE MOLES DE UN COMPUESTO Y SU NÚMERO DE MOLÉCULAS 3.4.- ¿ Cuántos moles y cuántas moléculas hay en 180 gramos del compuesto CLORURO

DE CALCIO, Peso Molecular del CaCl2 = 111 gr ? Procedimiento Por regla de tres simple. 1 mol de CaCl2 = 111 g 1 mol de CaCl2 = 6.02 x 1023 moléculas x moles de CaCl2 = 180 g 1.62 moles de CaCl2 = x moléculas

QuímWong 黄 22

X moles = ( 180 g )( 1 mol ) X moléculas = (1.62 moles)( 6.02 x 1023moléculas) . 111 g 1 mol X = 1.62 moles X = 9.7 x 10 23 moléculas Resolver, problema.- ¿ Cuántos moles y cuántas moléculas hay en 5.0 g de Bicarbonato de sodio, NaHCO3 ?. 4.- LAS LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS explican las relaciones cuantitativas en la formación de las sustancias químicas: 1) Ley de la conservación de la masa (De Lavoisier ) Del 774 al 2013 =239 años. 2) Ley de Proust de las proporciones constantes ó definidas 3) Ley de Dalton de las proporciones múltiples 4) Ley de Richter de los Pesos Equivalentes 5) Ley de los volúmenes gaseosos para la combinación química. 6) Ley de Avogadro del Volumen de una mol de gas. 7) Leyes de los gases: a)De Boyle Mariotte, b)De Charles, c)De Gay Lussac, d)Combinada, e)De Dalton, y f) la ley de los gases Ideales (PV=nRT).

1).- Ley de la conservación de la masa (De Lavoisier ) : “ En una reacción química, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos ” . Antoine Laurent de Lavoisier. Francés.1743 - 1794. Padre de la Química moderna

1)Problema. Dada la reacción de una solución de Nitrato de plata con otra que contiene Cromato de potasio que da un ppdo rojo de Cromato de plata y Nitrato de potasio en solución. Compruebe la ley de Lavoisier. Datos: Pesos atómicos : Ag = 107,9 gr N=14,0 gr O=16gr K= 39,0 Cr=52g. 2n de Nitrato de plata mas in de Cromato de potasio

2 AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4 rojo + 2 KNO3 . (2)( 169,9 g ) + 194,19g 331.8 g + ( 2 )(101 g) . . . 339.8 g 202 g 533.9 g de Reactivos = 533.9 g de productos

2).- Ley de Proust de las proporciones constantes ó definidas “ Siempre que se forme el mismo compuesto químico, lo hace con los mismos elementos, combinados en proporciones constantes o definidas de peso”. Imagen de Joseph Louis Prousst: 1754 – 1826

. Químico francés , uno de los fundadores de la química moderna .

Ejemplo: Siempre que se forme agua ( H2O ) , aquí, en China, San Sebastian, Tempoal, los Ajos, Chicontepec etc.., se combinarán los mismos elementos: (Hidrógeno y Oxígeno, en

QuímWong 黄 23

proporciones constantes de peso. Ley del año 1808. Para el 2013, tiene 205 años. Como en seguida se explica: Peso Molecular Se multiplica compuesto (átomos) (peso atómico) RAZÓN H2O Hidrógeno = (2 ) ( 1 gr ) = 2 g A razón de 2g de H con 16g de O = 1:8

. Oxígeno = ( 1 ) (16 g) = 16 g PROPORCIONES CONSTANTES : Saque %

. La suma es el PESO MOLECULAR = 18 g/MOL el 11.1 % es Hidrógeno

. y un 88.9 % es Oxígeno

. Del 100 % de H2O (PM = 18g/mol)

La ley de Joseph Louis Proust relaciona la Composición Porcentual del compuesto y su fórmula mínima. CÓMO CALCULAR LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL ELEMENTAL DE UN COMPUESTO 1).- Problema. Siempre que se produzca Carbonato de Potasio, K2CO3 , qué composición porcentual tienen sus elementos y cuál es el peso molecular de éste compuesto? Datos: K = 39 g, C = 12 g, O= 16 g Porcentaje Redondeado Paso 1.- Peso Molecular (PM) del K2CO3 Paso 2.- Composición Porcentual K2CO3 Potasio = ( 2 )( 39 g ) = 78.2 g De potasio = 78 g x100/138g = 57.0 %

. Carbono = ( 1 ) ( 12 g ) = 12.0 g De carbono= 12 g x100/138g = 8.7 %

. Oxígeno = ( 3 ) ( 16 g ) = 48.0 g De Oxígeno = 48 g x100/138g = 34.0 %

. PM = 138 g/mol 1mol de K2CO3 =138g 100 %

1.2).- Problema. ¿ Cuántos gramos de Potasio hay en 1 Kg de Carbonato de Potasio, K2CO3 y que porcentaje le corresponde ? Paso 1.- Determinar el Peso Molecular del compuesto. Paso 2.-Relacionamos la cantidad de Potasio con la cantidad en gr de una mol de K2CO3 Datos : Verlos en el problema anterior, del Peso Molecular ó peso de una Mol. paso 3.- Relación con la cantidad planteada: 1 kg = 1000g

1 mol de K2CO3 = 138 g tiene = 78.2 g de K

. 1000g = X . X =566 g de K en 1kg de K2CO3

Porcentaje = 566 g x 100/ 1000g = 57.0 %

Sabía usted que: El K2CO3 , es una sal blanca soluble en agua , insoluble en alcohol, que

forma soluciones alcalinas fuertes, o lo que es lo mismo, es una sal ácida fuerte. Se suele formar como producto de la reacción química entre el hidróxido de potasio o Potasa Cáustica (KOH) y el dióxido de carbono (CO2). Además es una sustancia higroscópica, que aparece a menudo como un sólido a base de agua. Se usa normalmente para la fabricación de jabón blando y vidrio y es el componente principal de la potasa cáustica tal como se encuentra en la naturaleza. Se fabrica de forma comercial a partir de la reacción

QuímWong 黄 24

entre el dióxido de carbono y el hidróxido potásico obtenido por electrólisis del cloruro potásico Obtención: KCl + H2O → KOH + HCl y después 2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O

1.3) CÓMO DETERMINAR LA FÓRMULA MÍNIMA DE UN COMPUESTO

Determine la fórmula mínima de la cafeína, sustancia estimulante del intelecto y diurética, si su análisis reporta: 49.48 % en peso de de Carbono, el 5.19 % de Hidrógeno, el 28.85 % de Nitrógeno, y el 16.48 % de Oxígeno . Datos: P.a. C =12.011 g/mol H = 1.0079 g/mol N= 14.0067 g/mol O = 15.999 g/mol

Paso 1.- Divida los porcentajes dados, considerándolos como gramos, ENTRE los respectivos pesos atómicos Paso 2.- Divida el N° de moles de c/elemento entre el N° menor obtenido, así obtiene el número de átomos de cada elemento

C = 49.48 g = 4.120 moles de C 4.120 moles de átomos de C = 4

. 12.011 g/mol 1.03 moles H = 5.19 g = 5.15 moles de H 5.15 moles de átomos de H = 5 . 1.0079 g / mol 1.03 moles N = 28.85 g = 2.06 moles de N 2.06 moles de átomos de N = 2 . 14.0067 g/mol 1.03 moles O = 16.48 g = 1.03 moles de O 1.03 moles de átomos de O = 1

. 15.999 g/mol 1.03 moles Paso3.-Escriba la fórmula mínima, anotando como subíndices los N° de átomos: C4 H5 N2 O Nota: Cuando obtenga fracciones de átomos, multiplique los resultados por el denominador

5) Problema: COMO SABER CUAL ES EL REACTIVO LIMITANTE DE UNA REACCIÓN Si hacemos reaccionar 10 g de Fierro con 10 gr de Azufre, cuántos gr obtenemos de Sulfuro ferroso ( FeS ) , cuántos gramos sobran de elemento y cual es el reactivo limitante ? Datos: Pesos atómicos Fe = 55.847 g/mol S = 32,06 g/mol Reacción: Fe + S FeS . 56 g 32g 88 g 56 g de Fe consumen 32g de S. A simple ojo o por simple inspección comparativa es más la cantidad de Fe que de S

(1). . 56 g de Fe consumen 32 g de S

. . 10 g de Fe consumen X g de S . X = 5.8 gramos de Azufre

. (2) 10.0 gr de S…. disponibles ( 3 ) ¿ CUAL ES EL REACTIVO LIMITANTE ? 5.8 g de de S…. consumidos Para éste problema el reactivo limitante es el Fe pues es 4.2 g de S ……. Sobrantes el primero que se nos acaba y nos falta para que se . consuman los 4.2 g de S sobrantes, y obtengamos más . FeS . Nos quedan 4.2 g de Azufre sobrante, sin

. reaccionar. ¡ Se acabó primero el Fe !

QuímWong 黄 25

TAREA N° __ 5) Problema. Determine la fórmula mínima del Pirofosfato de Calcio, a partir de la composición porcentual, si el análisis del Laboratorio, reporta: Ca=25.3 %, P = 339.2 %, O = 35.5 % ….. Datos: pesos atómicos: Ca = 40g/mol, P = 31 g/mol, O = 16 g/mol

Resultado: Ca2P4O7

3).-Ley de las proporciones MULTIPLES de Dalton ( año 1808 ) “Cuando dos elementos se unen para formar distintos compuestos, la cantidad de uno de ellos permanece constante, fija, mientras que la del otro, varía en una relación de números enteros pequeños” .

1)Problema.- Compruebe la ley de las pp múltiples de Dalton, con los compuestos que

forman el Cloro con el Oxígeno.Datos: p.a Cl=35.453 g/mol, O=16 g/mol . . A B C D Compuestos Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 Relación 2:1 2:3 2:5 2:7 Múltiplos 1 3 5 7 Comprobación: Datos : Pesos atómicos del cloro = 35.5g y del O = 16 g Paso 1.-Determine los Pesos Moleculares y composición porcentual de c/compuesto . Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 Cloro = 35.5g x2 = 71g = 81.6% 71g= 59.6% 71g = 47% 71 g= 38.7% Oxígeno 16g = 18.3% 48g= 40.3% 80g = 53% 112g = 61.2% Peso Molecular 87 g/mol 119 g/mol 151 g/mol 183g/mol Paso 2.- Determine las FÓRMULAS MÍNIMAS y compruebe la relación de Dalton , para ello divida el porcentaje de cada elemento entre su peso atómico.

a) Relación Numérica para el Cl2O . ÁTOMOS . Cl = 81.6 = 2.3 O= 18.3 = 1.14

. 35.453 16.00 Cl = 2.3 = 2 O =1.14= 1

. 1.14 1.14 Fórmula del Anhídrido Hipocloroso = Cl2O Relación 2:1 2 de Cloro con 1 de Oxígeno

b) Relación Numérica para el Cl2O3 Como tenemos fracción 0.5

multiplique por 2 los valores de la relación numérica . ÁTOMOS

Cl = 59.6 = 1.68 O= 40.3 =2.5 Cl = 1.68 = 1 O =2.5=1.5 . 35.453 16.00 Convertir a enteros 1.68 1.68 Fórmula del Anhídrido Cloroso = Cl2O3 ….. Relación 2:3 1 x 2 =2 1.5 x 2=3 . 2 de Cloro con 3 de Oxígeno .

c) Relación Numérica .- Para el Cl2O5 ÁTOMOS

QuímWong 黄 26

Cl = 47 = 1.3 O= 53 = 3.3 Cl = 1.32 = 1 O = 3.3 = 2.5

. 35.453 16.00 1.32 1.32 .

. Convertir a enteros 1x2= 2 2.5x2=5

Fórmula del Anhídrido Clórico = Cl2O5 ……Relación 2:5 2de Cloro con 5 de . Oxígeno

d)Relación Numérica para el Cl2O7 ÁTOMOS Cl = 38.7= 1.09 O= 61.2 = 3.82 Cl = 1.09 = 1 O = 3.82 = 3.5

. 35.453 16.00 1.09 1.09 .

. Convertir a enteros 1x2= 2 3.5x2=7 Fórmula del Anhídrido Perclórico = Cl2O7 Relación 2:7 2de Cl con 7 de Oxígeno Problema.- Al analizar 5 Óxidos del nitrógeno, se obtienen los siguientes resultados: Pesos atómicos N = 14g O = 16g Paso 1.- Calcular gr de oxígeno que se combinan con cada cantidad fija de nitrógeno,

tomemos como base los 25.93g de N del Óxido 5 . Resuelve por regla de tres simple.

% de Nitrógeno % de Óxigeno PESOS obtenidos de Oxígeno Óxido X1 63.64 CON 36.36X1 = (25.93 de N)(36.36de O) /63.64 = 14.81 g Óxido X2 46.67 53.33X2 = (25.93 de N)( 53.33de O) /46.67 = 29.63g Óxido X3 36.84 63.16X3 = (25.93 de N)( 63.16de O) /36.84 = 44.46g Óxido X4 30.43 69.567X4= (25.93 de N)( 69.567de O) /30.43= 59.28g Óxido X5 25.93 74.07 X5= (25.93 de N)( 74.07 de O) /25.93 = 74.07g Se manejan como gramos Paso 2.-Divida todos los pesos obtenidos , entre el valor más pequeño que resulte. X1 =14.81 g = 1 X2 = 29.63g = 2 X3 = 44.46g= 3 X4 = 59.28g = 4 X5 =74.07g= 5

. 14.81 g 14.81 g 14.81 g 14.81 g 14.81g Con 1 oxígeno Con 2 Oxígenos Con 3 Oxígenos Con 4 oxígenos Con 5 oxíg. Se cumple la Ley de Dalton= una cantidad fija de N; 25.93g, se combina con pesos de Oxígeno que guardan entre sí relaciones atómicas sencillas. Vea las sigs. Relaciones entre el N y el O. FORMULA Y ESTADO DE

OXIDACIÓN

NOMENCLATURA

SISTEMÁTICA

Nomenclatura de Stock Nomenclatura tradicional

COMENTARIOS

N2O +1 Relación 2:1

Monóxido de dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (I) Óxido nitroso (anhídrido hiponitroso)

Gas incoloro; usado como anestésico dental

NO +2 Relación 1:1

Monóxido de nitrógeno

Óxido de nitrógeno (II) Óxido nítrico Gas incoloro; contaminante del aire

N2O3 +3 Relación 2:3

Trióxido de dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (III) Anhídrido nitroso

Gas café rojizo

N2O4 +4 Relación 2:4

Tetraóxido de dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (IV) Tetróxido de nitrógeno

Gas café naranja; venenoso y contaminante del aire

NO2 +4 Relación 1:2

Dióxido de nitrógeno

Óxido de nitrógeno (IV) Dióxido de nitrógeno

Líquido incoloro a amarillo

N2O5 +5 Relación 2:5

Pentaóxido de dinitrógeno

Óxido de nitrógeno ( V ) Anhídrido nítrico Sólido incoloro, volátil

QuímWong 黄 27

4).- Ley de los pesos equivalentes de Richter- Wenzel. O Ley de las proporciones equivalentes ó de las proporciones recíprocas . De

1792. Al 2011 han transcurrido 219 años . “Si los pesos de dos diferentes elementos, pueden reaccionar con el mismo peso de un tercer elemento, significa que los pesos de ésos dos elementos ó bien sus múltiplos , pueden combinarse entre sí para formar un compuesto.” Imagen del Quím. Alemán Jeremias Benjamin Richter . 1)Problema de ejemplo.- Si los pesos del sodio y del Oxígeno, reaccionan con el mimo peso del Hidrógeno, compruebe la Ley Richter, de que también los pesos de ésos dos elementos, sodio y oxígeno pueden combinarse para formar un compuesto; el óxido de sodio. Está claro que si los pesos de dos sustancias se combinan con el peso conocido de otra tercera, los dos son

químicamente equivalentes entre sí. ( Ley de Richter ) Repuesta:

. RELACION DE SODIO AGUA ELEMENTOS relacionados COMPUESTOS LEY RICHTER Na H2O Sodio con Hidrógeno H Na pesos 1:23 23 g 2:16 Oxígeno con Hidrógeno H2O 2:16 1:8

. 1: 8 Sodio con Oxígeno Na2O 46:16 23:8 é 2).-¿Qué establece La ley de Richter-Wenzel ?

s t H Que el peso equivalente gramo es:

. o 1g “ la cantidad de un elemento o un compuesto

. s que reacciona con una peso fijo de una sustancia .

. de referencia; oxígeno o Hidrógeno”:

. Con 8 gramos de Oxígeno…ó con 1 gramo de H Oxígeno Hidruro HNa O = 16 g de sodio 1 : 23 se combinan

y forman:

Oxido de Sodio

Na2O 46:16 = 23:8 Relación de pesos entre ambos elementos de acuerdo a Richter 2).- PESOS EQUIVALENTES O EQUIVALENTES QUÍMICOS DE LAS SUSTANCIAS El peso equivalente gramo, llamado simplemente como peso equivalente ó bien como equivalente Químico ( Eq ) de una sustancia, son: . Los gramos de la sustancia que reaccionan, que equivalen o que desalojan a un mol de Hidrógeno ó a 8 gramos de Oxígeno. Así, un equivalente-gramo de un ácido, base o sal, representa al número de gramos del compuesto capaz de liberar 1 mol de H+, OH- o cargas (+,-), respectivamente.

QuímWong 黄 28

Sabías que: Los pesos equivalentes de Richter, fueron una útil generalización de la ley de las proporciones definidas (1794) de Joseph-Louis Proust, lo que permitió a la química convertirse en una ciencia cuantitativa. Las leyes Estequiométricas aportan conocimientos básicos para la Química Analítica Cuantitativa.

Pesos equivalente ó Equivalente quimicos ( Eq ) de las sustancias. Ejemplos

1) Eq de un ELEMENTO = peso atómico 1 Eq de Ni+2 = 58.71g = 29.3g de Ni . su valencia 2

2) Eq de un ÁCIDO = Peso molecular 1 Eq de H3PO4 = 97.993g =32.664 g

. N° de H 3 H=(3)(1.0079g) =3.023g P=(1)( 30.974g)= 30.974g O=(4)( 15.999g)=63.996g 3.023g+30.974g+63.996g=97.993g

3) Eq de una BASE = Peso Molecular 1 Eq de Zn(OH)2 = 98.385 g = 49.19 g . N° de OH 2 Zn =(1)(65.38g)= 65.38g O=(2)( 15.999)= 31.998g H= (1)(1.007g)= 1.007g 65.38g + 31.998g + 1.007g= 98.385g

4) Eq de una SAL = Peso molecular 1Eq de Al2(SO4)3 = 343.149 = 57.2 g

. (N° de átomos del metal)(su valencia) (2)(3)

.

Al = (2)(26.982g) = 53.96g S =(3)( 32.065g)=96.195g O=(12)( 15.999)=192.988g 53.96g +96.195g + 192.988g =343.149g

5) Eq de un ÓXIDO metálico = Peso molecular 1 Eq Óxido de Sodio = 61.96 = 30.98 g . . N° de OH que produce por la hidrólisis. 2 Hidrólisis del

Óxido de sodio: Na2O Na2O + H2O 2 NaOH .

En 2 moles de NaOH hay 2 de OH

6) Eq de un ANHÍDRIDO = PESO Molecular 1 Eq de CO2 = 44 = 22 g . N° de Hidrógenos q produce por Hidrólisis 2

. CO2 + H2O H2CO3

7.-Nota.- Si se trata de Sales ácidas , Sales básicas o dobles hay que indicar sobre que

elemento se ha basado l el equivalente . Ejemplos: Del Al . K(SO4)2 1 Eq

de Al = 258.20 = 86.97 g 1Eq K= 258.20 = 258.20 1Eq (SO4 )= 258.20 =64.5 g . 3 1 4

Problema.-Determine el peso equivalente para el HNa2PO4

3).- EL PRINCIPIO DE LOS EQUIVALENTES QUÍMICOS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS “ En la reacción química , 1 Equivalente químico de cada sustancia, reaccionan y producen 1 Equivalente químico de cada producto “.

3.1)Problema. Dada la reacción química; cloruro de calcio mas sulfato de amonio , cuantos gramos de Sulfato de calcio se obtienen con 14 gr de Sulfato de amonio.

QuímWong 黄 29

1°.- Escriba la ecuación balanceada SAL(ac) SAL(ac) SAL(ac) SAL (ac)

Ca Cl2 + (NH4)2 SO4 2 NH4 Cl + Ca SO4 1n Cloruro de calcio 1n sulfato de amonio da 2n Cloruro de amonio 1n Sulfato de calcio

Estrategias de solución:

A) Por el método estequiométrico simple

1.- Determine los pesos moleculares necesarios. . N° de átomos x pesos atómicos N° átomos x pesos atómicos

N = ( 2 )( 14g) = 28 Ca = ( 1 ) (40g) = 40 (NH4)2 SO4 H = ( 8 )( 1g) = 8 Ca SO4 S = ( 1 )( 32g) = 32

. S = ( 1 )( 32g) = 32 O = ( 4 )( 16g) = 64

. O = ( 4 )( 16g) = 64 PM = 136 g/n

. PESO MOLECULAR 132 g/n 2.- Con la relación esteqiométrica , puede resolver por regla de tres simple

Ca Cl2 + (NH4)2 SO4 2 NH4 Cl + Ca SO4

. 132 g 136 g

. 14 gr X De donde X = 14x136/132= 14 g de Ca SO4 se obtienen a partir de los 14 g de (NH4)2 SO4

B) Por el método del Principio de los equivalentes químicos

1.- Determine los equivalentes químicos ( Eqq ) . Se toma como si fuera un metal . 1 Eqq de (NH4)2 SO4 = Peso Molecular = 132 g = 66 g 1Eqq CaSO4 =136g =68g/ Eqq . (Átomos metal)( Valencia) (2)(1) Eqq (1)(2) 2.- Calcular los gramos del producto que se le pide a partir de los Equivalentes q. . 66g/Eqq (NH4)2 SO4 obtenemos 68 g/Eqq de CaSO4 . 14 gr X

de donde X = ( 14g )(68 g/ Eqq ) = 14 g de CaSO4 . . 66g/ Eqq

Sabías que…La obtención del Sulfato de amonio, es: 2 NH3 + H2SO4 ==> (NH4)2SO4 . 2 mol de amoniaco más 1 mol de ácido sulfúrico producen 1mol de Sulfato de amonio. 3.2) Resuelva el Problema.- ¿ Cuántos gramos de Hidróxido de potasio reaccionan con 78 g de Sulfato de aluminio para la obtención de Hidróxido de Aluminio y Sulfato de potasio? . Escriba la ecuación correspondiente balanceada.

QuímWong 黄 30

. hidróxido(ac) sal(ac) hidróxido(ac) sal (ac)

. 12 KOH (ac) + 2 Al2 (SO4)3 (ac) 6 Al(OH)3 (ac) + 4 K2SO4 (ac)

Hidróxido de potasio Sulfato de aluminio Hidróxido de aluminio Sulfato de potasio A)Por el método estequiométrico simple

1.- Determine los pesos moleculares necesarios . K = ( 1 )( 39g) = 39 Al = (2)( 27g) = 24 KOH O = ( 1 )(16g) = 16 Al2 (SO4)3 S = (3)( 32g) = 96 . H = ( 1 )( 1g) = 1 O = (12)(16g) =192 . Peso Molecular = 56 g/mol PM = 342 g/n

12 KOH + 2 Al2 (SO4)3 6 Al(OH)3 + 4 K2SO4

(12n)(56 g/n) (2n)(342 g/n) . 672 g 684 g Si 672g de KOH reaccionan con 684 g Al2 (SO4)3 . X 78 g Al2 (SO4)3 . X = (78 g)( 672g)/ 684 g = 76.6 g de KOH

B).-Por el método del Principio de los equivalentes químicos

1.- Determine los equivalentes químicos ( Eqq )que debemos saber antes. 1 Eqq de un HIDRÓXIDO = PM 1 Eqq de KOH = 56 g = 56 g/Eqq . N° de OH 1 1 Eqq de una SAL = Peso Molecular = 1 Eqq de Al2 (SO4)3 = 342 g = 57 g/Eqq

. (Átomos del metal)( Valencia) (2)(3)

12 KOH + 2 Al2 (SO4)3 6 Al(OH)3 + 4 K2SO4

. ¿ g ? con 78 g ¿ g de KOH ? = g de Al2 (SO4)3 X 1 Eqq de KOH = (78 g)(56 g/Eqq) =76.6 g KOH . 1 Eqq de Al2 (SO4)3 57 g/Eqq

Nota: Al resolver mediante los Pesos equivalentes NO requiere de la ecuación balanceada . . Lentejas de Hidróxido de sodio

Sabias que… El Hidróxido de potasio ( ó potasa cáustica ) es una substancia muy higroscópica tanto que se disuelve en agua, ella sola.,

tóxica, corrosiva, sirve para fabricar la mayoría de jabones suaves y líquidos: KOH + grasa = jabón. Para decolorar, quintar pintura, hacer medicamentos y que en muy pequeñas cantidades sirve como aditivo de alimentos.

QuímWong 黄 31

El Sufato de aluminio es también conocido como Sulfato alumínico ó Tris( tetraoxo-sulfato VI) de dialuminio. Sirve como floculante en la purificación del agua y en la industria del papel. cristales de Sulfato de Aluminio

Se obtiene mediante la reacción : 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 + 10 H2O → Al2(SO4)3·16 H2O

Consulte http://es.wikibooks.org/wiki/Portada

5.- LEY DE LOS VOLÚMENES GASEOSOS DE LA REACCIÓN QUÍMICA ( L . J. GAY LUSSAC) “ Los Volúmenes gaseosos que se combinan químicamente para formar un compuesto, en condiciones iguales de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros y sencillos “. . Ley formulada en 1808 por Louis Joseph Gay Lussac

Ejemplo 1: En la combinación química de gas hidrógeno y gas cloro para dar Ácido clorhídrico Ejemplo 2: En la combinación química de gas hidrógeno y gas oxígeno para dar Agua Ejemplo 3: En la combinación química de gas nitrógeno y gas hidrógeno para dar Amoniaco (1) .O2 (g) + Cl2(g) 2 HCl(g) (2) 2 H2 (g) + O2(g) 2 H2O(g)

1 VOL + 1 VOL = 2 VOLÚMENES 2 VOLÚMENES + 1 VOL = 2 VOLÚMENES

. O2 + Cl2 HCl HCl H2 H2 + O2 H2O H2O

(3) N2 (g) + 3H2(g) 2 NH3(g)

1 VOL + 3 VOLÚMENES = 2 VOLÚMENES

. N2 H2 H2 H2 NH3 NH3

Imagen de Louis Jodeph Gay Lussac

.

6.- LEY DEL VOLÚMEN GASEOSO DEL MOL ( DE AVOGADRO).- “ Que un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), ocupa un volumen de 22.4 litros y posee 6.022 x

1023 moléculas .” . . P = 1 ATM que es = 760mmHg Las CNPT son a nivel de mar . T = 0°C que es = 273°K

Problema de ejemplo. ¿ Cuántos litros de CO2 se producen por combustión

de cada 100 litros de gas butano C4H10 , en cada hogar y cuántos litros de Oxígeno se consumen ? 1).- Escriba la ecuación balanceada de la combustión del gas butano y relacione las cantidades molares que establece la ecuación.

.2 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O (2)(22.4 Lt) (13)(22.4 L) =291.2 L (8)(22.4 lt) .

. 44.8 Lt de gas butano 179.2 Lt de CO2 producido

Por cada 44.8 L de Gas butano se consumen 291 L de Oxígeno y se producen 179.2 Lt de CO2

QuímWong 黄 32

2) Solucione por regla de tres simple 44.8 L de gas butano producen 179.2L CO2

44.8 L de gas butano consumen 291.2 L de O2 100 L X

100 L X X = (100Lde butano)( 179.2L de CO2) X = 650 L de Oxígeno, consumidos 44.8 L de butano

. X = 400 L de CO2 producidos

7.- LAS LEYES DE LOS GASES. Opcional el estudio de éstas leyes se ven en Física: 1)De Boyle Mariotte, 2)De Charles, 3)De Gay Lussac, 4)Combinada, 5)De las presiones parciales de Dalton, y 6) la ley de los gases Ideales (PV=nRT).

7.1- TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES. Dice que: “ Un gas consta de moléculas en constante movimiento caótico y al azar, las que son duras y perfectamente elásticas, que entre una colisión y otra su movimiento se da en línea recta, sin que haya fuerzas de atracción entre ellas”. Nota: Se le llama GAS IDEAL a todo gas que cumple éstos postulados.

7.2.- LEY DE BOYLE MARIOTTE. Ecuación: PV=k P = presión, V =volumen, k = constante.

Cerrar

“Dice que a Temperatura constante, el volumen de un gas, varía inversamente proporcional a la presión que se le ejerce “.

Es decir que a mayor presión menor volumen y viceversa. .

Ecuación de Boyle: P1V1 = P2V2

Problema de ejemplo.- Si aplicas una presión de 2 atm a 200 ml de un gas y reduces su volumen a 0.5 ml, cual es la presión original que tenía el gas.

Solución: P1V1 = P2V2 P1 = P2V2 P1= ( 2 atm )(0. 5ml ) = 0.005 ATM

. V1 200 ml

7.3.- LEY DE GAY LUSSAC - CHARLES . Es la Ley que relaciona el volumen gaseoso con la temperatura V/T = k A mayor T mayor Volúmen.

Ecuación de V1 V2 Dice que: “ A presión constante el volumen de un gas, varía en.

Charles T1 T2 relación directa con la temperatura absoluta o de kelvin”. . Problema de ejemplo: Si a P constante el V de un gas es de 15 L a 25°C ( Es decir 25+273=258°K), al bajar la Temp a -15°C ( -15+273=258°K), cuál será su Volúmen ?.

V2 = V1 T2 V2 = (15 L )( 258°K ) = 12.98 L

. T1 258°K

7.4.- LEY DE GAY LUSSAC. “Dice que a Volumen constante la Presión de un gas varía directamente con la temperatura “ Esto significa que : A mayor Temperatura mayor Presión.

QuímWong 黄 33

Ecuación de Gay Lussac P1 P2

. T1 T2 .

Problema de ejemplo: Hoy a las 5 AM la Temperatura es de 20°C, el manómentro de un tanque de gas marca 640 mmHg de Presión. A la 3 PM la temperatura marca 40 °C. ¿ Cuál es la Presión del gas? 1) Convierta mmHg en Atm 1 ATM = 760mmHg 2) Convierta 20°C en °K = 20 +273 =293°K . X 640 mmHg 40°C en °K = 40+273 = 313°K 3) Aplique la Ecuación X = 0.842 ATM

Consulte en: http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica

P2 = P1 T2 P2 = (0.842 ATM)( 313°K) = 0.89 ATM

. T1 293°K Consulte en: http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica

7.5.- LEY COMBINADA DE LOS GASES… DE CHARLES Y GAY LUSSAC.

Dice que: “ El volúmen de un gas varía en relación directa con la temperatura y en relación inversa con la Presión “. Ecuación de ésta Ley: V1 P1 V2 P2 V2 = V1 P1 T2 . . T1 T2 . T1 P2

Problema de ejemplo: ¿ Cuál será el volumen de un gas cuando esté a 33°C y 3 Atm, si . a 22°C y 5 Atm tiene un volúmen de 532 ml. ? Estrategia de Solución: Pasan inversamente

Como se lee, se quiere V2 despejar de su ecuación. V2 = V1 P1 T2 T2 estaba dividiendo y 1).Convierta a unidades del SI T1 P2 P2 estaba multiplicando T1 = 22°C = 22+273 = 295°K en la ecuación de la Ley

P1 = 5 Atm V1 = 532 ml = 0.532 L V2 = ( 0.532 L )( 5 Atm )( 306°K ) V2 = 0.92 L T2 = 33°C = 33 + 273 = 306°K (295°K )( 3 Atm ) P2 = 3 Atm V2 = ?

7.6.- LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES… DE DALTON Dice que: “ La presión total de una mezcla de gases, dentro de un recipiente, es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los gases “. Ecuación PT = P1 + P2 + P3 etc..

Problema:

A 25°C tenemos un cilindro de 3 compartimientos; A, B, y C, intercuminicados mediante válvulas. Con lo que abajo se enlista. ¿Qué presión total habrá al abrir las válvulas, en los 8 Lt ? En el “A” hay 1 Lt de N2 a 3 Atm En el “B” hay 2 Lt de O2 a 5 Atm En el “C” hay 5 Lt de H2 a 2 Atm Estrategia de solución COMPARTIMIENTO “A” COMPARTIMIENTO “B” COMPARTIMIENTO “C”

QuímWong 黄 34

DE NITRÓGENO PV = K DE OXÍGENO PV=k DE HIDRÓGENO PV = k . P V = K P V = K P V = K

( 3 Atm )( 1 Lt ) = 3 Lt.Atm ( 5 Atm )( 2 Lt ) = 10 Lt.Atm ( 2 Atm )( 5 Lt ) = 10 Lt.Atm P de N2 = 3 Lt.Atm P de O2 = 10 Lt.Atm P de H2 = 10 Lt.Atm . . 8 Lt 8Lt 8Lt

Presión Total = 3/8 Atm + 10/8 Atm + 10/8 Atm = 23/8 Atm = 2.9 Atm

Robert Boyle, el hombre que se adelantó a la ciencia del futuro. Miembro fundador de la Royal Society de Londres. A partir

del 7 de junio del 2012, en la Royal Society de Londres, le

conmemora el 352 aniversario. Exhiben una lista de deseos

o concepciones escritos por Boyle para el futuro: Los Avances

científicos como los submarinos. Los aviones. La luz eléctrica. La modificación genética o los trasplantes de órganos . Cuando

sólo eran pronósticos imposibles de concebir como realidad en ese momento. Boyle escribió en la década de 1660 una "lista de deseos" en la que reflejó veinticuatro grandes avances para la humanidad que tendrían lugar en el futuro. Propuso diferenciar Ácidos de Bases mediante indicadores químicos.

8.- LEY DE LOS GASES IDEALES.- “El volumen de un gas, depende de la Temperatura(T), Presión(P) y su número de moles (n) “. Par un gas ideal la ecuación de ésta Ley es la siguiente: .

P.V = n.R.T

Valores : R = Constante Universal de los gases 0.082. L.atm. T= Temperatura Kelvin 273°K mol.°K

¿De dónde sale el valor de R ? Recuerde que la ley de Avogadro, nos dice que: Un mol de gas ocupa un volúmen de 22.4 L cuando se encuentra en condiciones normales de presión( 1 Atm) y de Tamperatura( 0°C ó 273°K) R = PV R = (1 Atm )( 22.4L) por lo tanto R = 0.082 L.atm . nT (1 mol) (273°K) mol°K Utilidad de la ley general del estado gaseoso.- Nos sirve para: El cálculo de la masa molecular MM o Peso Molecular de un gas.

QuímWong 黄 35

El cálculo de la densidad de un gas Fórmulas que se utilizan: El N° de moles: n = peso Densidad = peso . Masa Molecular Volúmen

Problema.- 50 g de un gas ocupan un volúmen de 125 L a una presión de 0.9 Atm y a una temperatura de 20°C = 293°K. ¿ Cuál será la masa molecular del gas?.

PV = nRT es lo mismo que PV = (peso)( R)( T ) despejando M = (peso)( R)( T )

. M ( P )(V ) Masa Molecular = ( 50g) ( 0.082L.Atm/ mol °K ) ( 293°K) = 10.68 g/mol

. ( 0.9Atm) ( 125L )

Problema sin resolver.- Calcular la densidad(d) de un gas si se encuentra a 2.5 Atm y 35 °C, si su masa o peso molecular es de 350 g/n . Anote el procedimiento.

(Presión)(Masa molecular) = d R T por lo que: d = (Presión)(Masa molecular) . R T Resultado, debe darle : d = 34.6g/n

Definir: EL “ FACTOR ” QUIMICO DE CONVERSIÓN ESTEQUIOMÉTRICO

Es la razón de dos cantidades de la ecuación balanceada , que nos permite pasar de MOLES de sustancia a su número de equivalente MOLES de otra sustancia , de las participantes en la ecuación. Ejemplifique lo anterior. Ecuación balanceada 4 FeS + 7 O2 2 Fe2O3 + 4 SO2

. 4x88 g 7x16g

Los Factores químicos de conversión que podemos encontrar en ésta ecuación, son:

4 FeS = ( 4 )(88) = 1.57 ; 7 O2 = 0.63 ; 4 FeS ; 2 Fe2O3 Etc…….. 7 O2 ( 7 ) (16) 4 FeS 2 Fe2O3 4 FeS . Tema 6.- Cálculos basados en las ecuaciones Químicas. 1).- Relación masa-masa

2).- Relación masa- volúmen

3).- Relación volúmen-volúmen.

. 6.1.- RELACIÓN MASA-MASA EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS. 1)¿ Que masa de oxígeno se necesita para la combustión total de 50 gr de gas butano ? Ecuación

2 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O . 2 n de butano 13 n de oxígeno Paso 1.- determine los Pesos o masas moleculares de las sustancias involucradas en el problema planteado. Butano C4H10 , PM = 58 g/n y Oxígeno, PM de O2 = 32 g/n . 2 n de butano consumen 13 n de oxígeno .

. (2)(58g/n)=116 g/n (13)(32)=416 g/n Paso 2.- Relacióne, por regla de tres simple

QuímWong 黄 36

116g de Butano consumen 416 g de Oxígeno

. 50g X = 179 g de Oxígeno 2).- ¿ Cuantos Kg de cal viva se produce por calentamiento en el horno de 200 Kg de piedra caliza

al 95% de CaCO3 puro? PM del CaCO3 = 100g/n PM del Ca0 =56 g/n CaCO3 CaO + CO2 Factor de conversión 56 g CaO

100g/n 56 g/n 100g CaCO3

Paso 1.- 200 kg de piedra caliza al 95%, contiene 0.95 X 200 = 190 Kg de CaCO3

Paso 2.- Regla de tres simple .

. 100 K de CaCO3 56 K de CaO peso de un mol Dato planteado 190 K de CaCO3 X de CaO en kg

X = (190 K de CaCO3 ) ( 56 K de CaO ) = (190 ) (0.56) = 106 K de CaO

. 100 K de CaCO3

peso de su mol en Kg Explica el rendimiento real de las reacciones en la práctica. En la práctica las reacciones químicas no siempre dan la cantidad de producto calculado

teóricamente. RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.- Es la relación entre la cantidad del producto obtenido y la cantidad de producto esperado.

Ecuación Estequiométrica: (gramos del producto RENDIMIENTO%= obtenido experimentalmente ) (100) = (RENDIMIENTO ACTUAL) (100)

. gramos de producto teórico Rendimiento teórico Por lo que, para obtener un mejor rendimiento se usa un exceso de un reaccionante. . El hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido sódico, sosa cáustica o soda cáustica, se usa en la industria (principal´m como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. En la Industria Petrolera se usa en la elaboración de Lodos de Perforación base Agua. A temperatura ambiente, es un sólido blanco cristalino, en lentejas, sin olor que absorbe humedad del aire (higroscópico). Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.

El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón, su lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.

QuímWong 黄 37

Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método tradicional para producir margarina comun, una pretzel y también es usado para elaborar el lutefisk, comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.

El hidróxido sódico, en su mayoría, se fabrica por el método de caustificación, es decir, juntando otro hidróxido con una oxisal de sodio:

CAUSTIFICACIÓN: OXISAL HIDRÓXIDO OXISAL HIDRÓXIDO Na2CO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq) CaCO3 (s) + 2 NaOH (aq)

3)Problema: El Hidróxido de sodio, se puede preparar mediante reacción del Carbonato de sodio con el Hidróxido de Bario. ¿ Cuántos kg de Hidróxido de sodio obtendremos, empleando 2 kg de Carbonato de sodio. Datos: Pesos moleculares: Na2 CO3 = 106 g/n Na OH = 40 g/n

. Oxisal Hidróxido Oxisal Hidróxido

1.- Escriba la ecuación: Na2 CO3 + Ba(OH)2 BaCO3 + 2 NaOH

. 106 g/n 2 x 40g/n= 80 g/n Puede resolver por el método unitario: 1 g Na2 CO3 dan 80 g de NaOH = ( 1g )(0.755 g)= 0.755 g NaOH . 106 g de Na2 CO3 1 g Na2 CO3 0.755 g NaOH 2000 g Na2 CO3 X . X = 2000 g Na2 CO3 . 0.755 g NaOH = 1500 g NaOH = 1.5 Kg NaOH

. 1 g Na2 CO3 Puede resolver por el método molar: 1n de Na2 CO3 equivalen a 106 g . X = 2000 g X = 18.86 n de Na2 CO3 Con 1n de Na2 CO3 obtenemos 2 n de NaOH Con 18.86 n de Na2 CO3 obtendremos = X = 37.72 n de NaOH

. Convertir a gramos 1n de NaOH = ( 40 g /n)( 37.72 n =1500 g = 1.5 Kg de NaOH Puede resolver por el método proporcional: Ver la ecuación de 106 g Na2 CO3 80 g NaOH . 2000g Na2 CO3 X = 1500g NaOH

6.2.-RELACIÓN MASA-VOLÚMEN EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

El clorato de potasio, KClO3 , es la oxisal de PM= 125.55 g/n. Densidad = 2.32 g/cm3. Puro, forma cristales blancos. Presentación en gránulos o polvo blanco. Muy común en la industria, y en los laboratorios: Se utiliza como agente oxidante, en la preparación de oxígeno, como desinfectante, manufactura de explosivos, fósforos y fuegos artificiales. En la anilina negra y otros tintes, blanqueador y fuente de Oxígeno en experimentos químicos. Propiedades: estalla al contacto con ácido sulfúrico, es soluble en agua, insoluble en alcohol, es una sustancia FUERTEMENTE OXIDANTE.

QuímWong 黄 38

. Problema:

¿ Cuántos litros de Oxígeno obtenemos al calentar 15 g de KClO3, medidos en un

Laboratorio donde la Temperatura es de 27°C y la Presión atmosférica es 700 mmHg

? Datos: peso molecular del KClO3 = 122.55g/n 1n de gas = 22.4 Lt a CNPT

Estrategia de solución: . Paso1.- Se determina el volúmen de oxígeno obtenido a CNPT (Condiciones Normales de Presión y

Temperatura= 1 ATM y 273°K) . a partir de la ecuación química balanceada. .

2 KClO3 2 KClO4 + 3 O2 ( gas ) (2)( 122.55g/n) (3)(22.4 Litros) Recuerda: Vol de 1 n de gas = 22.4 Lt . 245.1 g 67.2 Lt Paso 2. Si 245.1 gramos de KClO3 producen 67.2 Litros a CNPT

. 15 gramos de KClO3 producirán X

. X= 4.1 Lts de O2 a CNPT paso 3.-Conversión de unidades: Si 0°C=273°K , …. 27°C + 273= 300°K Si 760 mmHg= 1 ATM, entonces 700mmHg = 0.92 ATM por regla de tres simple.

paso 4.- Recuerde que P1 V1 = P2 V2 de donde V2 = P1 V1 . T1 T2 P2 T1

Por lo tanto V2 = ( 1 ATM ) ( 4.1 Lt ) ( 300°K ) = 44.89 L de O2

. (o.92 ATM ) ( 273 °K )

Obtenidos a partir de 15 g de KClO3, medidos en un Laboratorio donde la T = 27°C y P =

700 mmHg .

6.3.- RELACIÓN VOLÚMEN-VOLÚMEN EN LAS ECUACIONES

Problema.- ¿ Cuántos litros de Dióxido de carbono, produce un motor a reacción por cada 500 litros de combustible ( gas Butano ) en condiciones iguales de presión y temperatura ? Ver cómo se resuelve éste Problema en la pag 26. (6.- LEY DE AVOGADRO DEL VOLÚMEN GASEOSO DE UNA

MOL .) Sabías

que…. El Premio Nobel de Química 2010..se dió a los científicos japoneses

Akira Suzuki, Ei-ichi Negishi y al estadounidense Richard Heck Por desarrollar el método de .

catálisis del paladio de uniones . cruzadas en las síntesis orgánicas .

para crear sofisticados productos .

químicos como la diazonamida . A, tomada de un pequeño .

pequeño invertebrado marino . . que es efectiva contra las células cancerosas de colon. Este método descubierto impactará en la Medicina, electrónica y en sí en la Tecnología

QuímWong 黄 39

Los Métodos para determinar los coeficientes que balancean las ecuaciones químicas, son los

siguientes: 1).- El método de tanteo. 2).- El método algebraico. . 3).- El método Red-Ox. 4).- El método de Ion-Electrón.

7.1).- EL MÉTODO DE BALANCEO POR TANTEO. No es un método técnico, pero es aplicable a ecuaciones sencillas, por simple inspección visual se anotan los supuestos coeficientes que balancean o ajustan, si hay error se borran y se hacen más intentos.

Ejemplo 1: Escriba la ecuación de la neutralización del Hidróxido de cobre II con el ácido

fosfórico para obtener la sal Fosfato de Cobre III y agua

Cu (OH)2 + H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O

Vemos anotados 1 átomo de Cu en los reactivos y 3 en los productos, anotemos un coef. 3

3Cu (OH)2 + H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O …y 2 de Fósforo en los productos, anotémosle

3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O un coef. 2 en los reactivos.

3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O Contamos átomos de H en los reactivos = 12

3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + 6H2O anotando un 6 al H2O para igualar 12 en prod.

ÁTOMOS EN REACTIVOS = ÁTOMOS EN PRODUCTOS

. 3 de Cu = 3 de Cu .

. 14 de O = 14 de O Ésta igualdad comprueba que la ecuación

. 12 de H = 12 de H está BALANCEADA

. 2 de P = 2 de P

7.2).- EL MÉTODO ALGEBRAICO DE BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS.

Consiste en representar con literales el valor que se desconoce de cada coeficiente de la ecuación química lo que nos permite desarrollar ecuaciones algebraicas que determinan los valores desconocidos de los coeficientes del balanceo o ajuste de la ecuación química.

Procedimiento: 1.- Se anotan las literales en orden alfabético en el lugar de los coeficientes de la ecuación química, en cada una de sustancias, de la siguiente manera: Ejemplo.. Para la ecuación: Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + P4 + CO Sustancias _ _ _ de literal “a” de literal “b” de literal “c” de literal “d” de literal “e” de literal “f” Anotemos: a Ca3(PO4)2 + b SiO2 + c C d CaSiO3 + e P4 + f CO

2.- Se indica numeralmente cuántos átomos de cada elemento hay en cada sustancia de la ecuación, de su respectiva literal, en el total en los reactivos y en el total en productos.

ÁTOMOS ECUACIONES ALGEBRAICAS

REACTIVOS = PRODUCTOS ECUACIONES

De Calcio Hay3 átomos de calcio en la sustancia de literal “a” = 1 de calcio en “d”

3a = d Ecua #1

De Fósforo 2 de fósforo en sustancia de “a” = 4 en “e” 2a = 4e Ecua #2

De Oxígeno 8 de Oxígeno en “a” más 2 en “b” = 3 en “d” más 1 en“f” 8a + 2b = 3d + f Ecua #3

De Silicio 1 átomo de silicio en “b” = 1 de silicio en “d ” b = d Ecua # 4

De Carbono 1 átomo de carbono en c = 1 átomo de carbono en “ f “ c = f Ecua # 5

QuímWong 黄 40

3.- Ver las ecuaciones algebraicas como un conjunto y a la literal cuya suma total sea mayor en número, se le asigne el valor de 1 o de 2, según convenga. La literal “a” en el conjunto suma un total de 3a+2a+8a = 13. La literal “b” ; suma 2b+1b = 3. La literal “c” = 1. La literal “d” ; suma 1d + 3d + 1d = 5 veces. La literal “e” = 4 La literal “f” = 2

Revisando, vemos que la literal “a” tiene el número mayor: 13, por lo que le daremos el valor de 1 o de 2

Por ejemplo, a = 2 y enseguida se sustituye en la ecuación más simple para ir obteniendo los demás valores. Ejemplo.

Ecua #1 3a = d 3(2) = d d = 6

Ecua #2 2a = 4e 2(2) = 4e 4 = 4e e = 1

Ecua #4 b = d b = 6

Ecua #3 8a + 2b = 3d + f 8(2)+2(6)=3(6) + f 16 + 12 = 18 + f 28-18 = f f = 10

Ecua # 5 c = f c = 10

VALORES OBTENIDOS a = 2 sustituirlos por b = 6 las literales que c = 10 corresponden d = 6 a los COEFICIEN - e = 1 TES en la ecua- f = 10 ción química

Nota.- Cuando se obtiene una fracción de molécula, entonces se multiplican todos los valores por el denominador para convertirlos en números enteros.

4.- Sustituirlos valores obtenidos de las literales ( coeficientes) en la ecuación química.

a Ca3(PO4)2 + b SiO2 + c C d CaSiO3 + e P4 + f CO

2Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C 6 CaSiO3 + P4 + 10 CO

5.- Comprueba que la ecuación química ha quedado ajustada o balanceada

ELEMENTOS N° de átomos en los reactivos = N° de átomos en los reactivos

Calcio

Fósforo

Oxígeno

Silicio

Carbono

6 de calcio = 6 de calcio

4 de fósforo = 4 de fósforo

16 + 12 = 28 de Oxígeno = 18 + 10 = 28 de Oxígeno

6 de Silicio = 6 de Silicio

10 de Carbono = 10 de Carbono

Información: El fósforo rojo es una de las formas alotrópicas del fósforo elemental. Se trata de una sustancia amorfa, de color rojizo, poco soluble en agua y disolventes orgánicos habituales. Contrariamente al fósforo blanco, no es soluble en disulfuro de carbono y no es tóxico. Se utiliza en las cerillas, donde produce la ignición de las mismas en contacto con clorato de potasio. Fórmula: P4 , Masa molecular: 30,974 g/mol. En 1669 el alquimista Henning Brand, buscando la piedra filosofal, destiló una mezcla de arena y orina evaporada y obtuvo un cuerpo que lucía en la oscuridad, el fósforo . En la actualidad el P4 Fósforo rojo de las cerillas, se obtiene haciendo reaccionar en un horno, una mezcla de fosfato cálcico, arena y coque. ¿Qué es el coque?

Problema.- Una de las maneras de eliminar el NO que aparece en los humos de los tubos de escape de los automóviles es hacerle reaccionar con amoniaco. Escriba la

QuímWong 黄 41

ecuación y el procedimiento para el ajuste por el método algebraico. Ecuación química NH3 + NO N2 + H2O

Resultado: 4 NH3 + 6 NO 5 N2 + 6 H2O

Problema.- El ácido nítrico es un potente oxidante, reacciona violentamente con el metal de magnesio, éste se oxida y el nitrógeno del ácido se reduce, lo que se produce es Nitrato de Magnesio, agua, y el desprendimiento de dióxido de nitrógeno gaseoso de color marrón claro. El ácido nítrico ataca a la mayor parte de los metales, incluso a la plata y al cobre. Las únicas excepciones son los metales nobles: oro, platino e iridio. No puede atacar a algunos metales, como el hierro, el cromo y el aluminio porque éstos se pasivan, es decir, se les forma una fina capa de óxido que protege al metal del ataque del ácido. Con el cinc pasa algo similar, pero finalmente la capa de óxido es atacada por el ácido nítrico. Escriba la ecuación y el procedimiento para el ajuste por el método algebraico. Ecuación: HNO3 + Mg Mg(NO3)2 + NO2 + H2O Resultado: 4HNO3 + Mg Mg(NO3)2 + 2 NO2 + 2H2O

7.3).- MÉTODO REDOX PARA AJUSTAR O BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS

Consiste en determinar que sustancia se oxida y cual se reduce para poder balancear los números de electrones perdidos y los ganados por multiplicación inversa para obtener los coeficientes de éstas sustancias. Y para las demás se sigue el procedimiento por el método por tanteo.

Problema.- Para la obtención de un halógeno se hace reaccionar Permanganato de potasio, con un ácido y la sal simple del halógeno, así obtenemos dos sales , agua y el gas del halógeno . Escriba la ecuación de ésta y el procedimiento para balancearla.

KMnO4 + H2SO4 + KCl MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2

Procedimiento: 1).- ¿ Qué sustancia se oxida y cual se reduce ? Para saberlo se anota el estado de oxidación de cada elemento de la ecuación, de los reactivos y los productos, y con éstos deducimos los que se duden. . +7 -1 +2 0 K+1MnO-2

4 + H+12SO-2

4 + K+1Cl-1 Mn+2(S+6O-24)-2 + K+1

2S+6O-24 + H+1

2O-2 + Cl02

+1 +7 -8 =0 +2 +6 -8 = 0 +2-2 = 0 +2+6-8=0 +2-2=0 0

Observaciones: A) Del KMnO4 al MnSO4 ; El Mn se REDUJO porque cambió de oxidación +7 a +2, ganó 5 electrones, por lo tanto es el AGENTE OXIDANTE, Abreviado 5e- , anotar en los reactivos los electrones e- ganados. . Así: KMn+7O4 + 5e- Mn+2SO4 ECUACIÓN DEL AGENTE OXIDANTE

QuímWong 黄 42

B) Del KCl al Cl2 ; El Cloro se Oxidó porque cambió de oxidación -1 a cero. Cada cloro pierde un electrón. Y como el cloro como gas es diatómico, entonces son 2e- los electrones perdidos, se anotan en los productos, nos obliga asignarle un coeficiente 2 al KCl.

Así: 2 KCl-1 Cl02 + 2e- ECUACIÓN DEL AGENTE REDUCTOR

Procedimiento: 2).- Multiplique el número de electrones transferidos (perdidos) por la ecuación del agente oxidante. Y el número de electrones ganados por la ecuación del agente reductor.

(2) ( KMn+7O4 + 5e- Mn+2SO4 ) = 2 KMn+7O4 + 10e- 2Mn+2SO4 . (5) ( 2 KCl-1 Cl02 + 2e- ) = 10 KCl-1 5 Cl02 + 10e- Procedimiento: 3).- Se suman las dos ecuaciones y se pasan los coeficientes a la ecuación original. 2 KMn+7O4 + 10e- 2Mn+2SO4 . 10 KCl-1 5 Cl02 + 10e- . 2 KMnO4 + 10 KCl 2MnSO4 + 5 Cl2

2 KMnO4 + H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + K2SO4 + H2O + 5 Cl2

Procedimiento: 4).- Se continúa el balanceo POR TANTEO con las sustancias que no se han considerado. Inspección y razonamiento.

2 KMnO4 + H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + K2SO4 + H2O + 5 Cl2 Razonamiento: Si en los reactivos se cuenta un total de 12 átomos de potasio, se deduce que debemos anotar un coeficiente 6 en el K2SO4 para balancearlos.

2 KMnO4 + H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + 6 K2SO4 + H2O + 5 Cl2

Razonamiento: Si en los productos se cuenta un total de 8 átomos de Azufre, se deduce que anotemos un coeficiente 8 para el H2SO4 .

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + 6 K2SO4 + H2O + 5 Cl2

Razonamiento: Si en los reactivos se cuenta un total de 40 átomos de oxígeno y en los productos solo hay 32, faltan 8 de oxígeno, por lo tanto se deduce que anotemos un 8 de coeficiente en el H2O

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + 6 K2SO4 + 8H2O + 5 Cl2

Procedimiento 5.- SE COMPRUBA EL AJUSTE O BALANCEO

ELEMENTOS ÁTOMOS EN LOS REACTIVOS ÁTOMOS EN LOS PRODUCTOS

Potasio 12 12

QuímWong 黄 43

Problema 1.- Para la obtención del halógeno IODO se hace reaccionar Permanganato de potasio, con el ácido Sulfúrico y la sal simple del halógeno, KI, así obtenemos dos sales agua y el gas del halógeno . Escriba la ecuación y el procedimiento para balancearla. KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + K2SO4 + H2O + I2

Problema 2.- K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O

Problema 3.- K 2Cr 2O7 + H2SO4 K 2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2

Problema 4. HNO3 + H2S NO2 + H2O + S

Problema 5. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

Problema 6. KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 Problema 7. HNO3 + CdS Cd(NO3)2 + NO + S + H2O2

Problema 8. FeCl3 + H2S FeCl2 + HCl + S Prob. 9.- HCl + MnO2 MnCl2 + H2O + Cl2 Prob. 10.- As2S5 + KClO3 + H2O H3AsO4 + H2SO4 + KCl 2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

7.4).- MÉTODO REDOX DEL IÓN ELECTRÓN PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS: A) EN MEDIO ÁCIDO Y B) EN MEDIO ALCALINO

7.4.1.- MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS . A) EN MEDIO ÁCIDO

Problema: De la reacción del Ácido Nítrico con el Ácido Sulfhídrico, escriba la ecuación química completa y el procedimiento de balanceo por el método del ion-electrón en medio ácido. Ecuación; HNO3 + H2S NO + S + H2O Procedimiento:

1.- Se escribe la ecuación en forma iónica y se determina cuál es el agente oxidante y cual el agente reductor y se anotan sus semirreacciones . . . H+NO-2

3 + H+2S

-2 N+2O-2 + S0 + H+2O

-2

. +1+5-6=0 +2-2=0 +2-2=0 0 +2-2=0

Manganeso 2 2

Oxígeno 40 40

Hidrógeno 16 16

Azufre 8 8

Cloro 10 10

QuímWong 黄 44

El N pasó de +5 en HNO3 a +2 en el NO, se redujo, ganó 3 e- .·. es el AGENTE OXIDANTE Escriba ésta semirreacción, así: Los e- ganados se anotan en los reactivos HN+5O3 + 3 e- N+2O

El S pasó de -2 del H2S a cero en el S, elemental, perdió 2e- .·. es el AGENTE REDUCTOR

Escriba ésta semirreacción, así: Los e- perdidos se anotan en los productos H+

2S-2 S0 + 2e-

a) Semirreacción de la reducción es decir del Agente Oxidante. Balancear: . REACTIVOS PRODUCTOS OBSERVACIONES

Si HN+5O3 + 3 e- N+2O vemos 3 de Oxígeno en reactivos y 1 en productos

Entonces HN+5O3 + 3 e- N+2O + 2H2O se anotan 2 de H2O en los productos.

Si HNO3 + 3 e- NO + 2H2O 1 de H en reactivos y 4 en productos.

Entonces, 3H+ + HNO3 + 3 e- NO + 2H2O se anotan 3 iones H+ en los reactivos. . Semirreacción del agente oxidante, balanceada

b) Semirreacción de la oxidación es decir del Agente Reductor. Balancear:

. H+2S-2 S0 Por cada defecto (faltante) de oxígeno se anota una molécula de

. agua. Y por cada Hidrógeno faltante se anota un ion H+

. H2S S +2e- + 2H+ . Semirreacción del agente reductor, balanceada.

Paso 2.- Anote las dos semirreacciones balanceadas y multiplique cada semirreacción. por el número que iguale su cantidad de electrones y después se suman. . REACTIVOS PRODUCTOS a) (2)(3H+ + HNO3 + 3 e- NO + 2H2O ) = 6H+ + 2HNO3 + 6 e- = 2NO + 4H2O b) (3)( H2S S +2e- + 2H+ ) = 3 H2S = 3S +6e- + 6H+ . . 2HNO3 + 3 H2S = 2NO +3S + 4H2O . Paso 3.- Comprobar que se ajustó o balanceo correctamente: . 2HNO3 + 3 H2S 2NO + 3S + 4H2O

ÁTOMOS EN LOS REACTIVOS EN LOS PRODUCTOS

De Hidrógeno 8 8

De Nitrógeno 2 2

De Oxígeno 6 6

De Azufre 3 3

Ejercicio.- El Dicromato de potasio es un oxidante fuerte, reacciona con el ácido yodhídrico y ácido sulfúrico y se producen dos sales, el sulfato de cromo III y el Sulfato de potasio, además de agua y yodo elemental. Problema: Escriba la ecuación y el procedimiento de balanceo por el método del ion-electrón en medio ácido y su comprobación.

Resultado: K2Cr2O7 + 6HI + 4H2SO4 Cr2(SO4)3 + 3I2 + K2SO4 + 7 H2O

QuímWong 黄 45

7.4.1.- MÉTODO DEL ION- ELECTRÓN PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS . B) EN MEDIO BÁSICO

Problema.- Ajuste la ecuación en la que los reactivos son el Cloruro de Cromo (III) , el Clorato de Potasio y el Hidróxido de Potasio. Primero escriba la ecuación completa y después los pasos del procedimiento del balanceo en medio básico y su comprobación.

Paso 1.- ECUACIÓN: CrCl3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O . El Cromo III se oxida al perder 3e- Cr+3Cl3 + K+Cl+5O-2

3 + K+(OH)- K2+Cr+6O-2

4 + K+1Cl-1 + H2O . +3 -3 = 0 +1 +5 -6 = 0 El Cl+5 se reduce a Cl-1 +2 +6 -8 = 0 +1 -1 = 0 Cloro gana 6e-

BALANCEO EN EL MEDIO BÁSICO.- En el lado de la ecuación donde hay oxígenos se anota el mismo N° de moléculas de H2O. y en el lado contrario se anota el doble de ése N° pero como Oxhidrilos; OH- Paso2.- Balancear las semirreacciones: del Agente Reductor y A. Oxidante O H O H OH OH a)Balancear la ecuación de la oxidación(Agente Reductor). O H O H OH OH

. Cr+3 K2+Cr+6O4 + 3e- O H O H =OH OH

. Cr+3 K2+Cr+6O4 + 3e- + 4 H2O O H O H OH OH .

Se anotan los N° de OH que hay en el lado contrario Los e- perdidos se anotan en los productos, 3e- . 8 OH- + Cr+3 K2

+Cr+6O4 + 3e- + 4 H2O

b)Balancear la ecuación de la Reducción. El Cl +5

GANA 6e- se reduce a Cl-1.•. es el Agente Oxidante

. REACTIVOS +5 -6 = -1 PRODUCTOS .

. KCl+5O3 + 6e- KCl-1 Los electrones ganados se anotan en los reactivos = 6e-

3 H2O + KCl+5O3 + 6e- KCl-1 El Cl+5

se reduce, al ganar 6e- pasa a ser Cl-1 3 H2O + KCl+5O3 + 6e- KCl + 6 OH- Ecuación balanceada del agente oxidante

La ecuación del Agente Reductor se multiplica (2)x(8OH- + Cr+3 K2+Cr+6O4 + 3e- + 4H2O)

por 2 para igualar e- ganados con e- perdidos 16 OH- + 2Cr+3 2 K2Cr+6O4 + 6e- + 8H2O .

Con electrones ganados, igualándose electrones perdidos = 6e-

16 OH- + 2Cr+3

2 K2Cr+6

O4 + 6e- + 8H2O

3 H2O + KCl+5

O3 + 6e- KCl + 6 OH

-

16 OH- + 2Cr

+3 +

3 H2O + KCl

+5O3

2 K2Cr

+6O4 + 8 H2O + KCl

+ 6 OH-

16 OH- + 6 OH

- + 2Cr

+3 + KCl

+5O3

2 K2Cr

+6O4 + 8 H2O -

3 H2O + KCl

10 OH + 2Cr

+3 + KClO3

2 K2Cr

+6O4 + 5 H2O + KCl

Continuar por tanteo:

10 KOH + 2 CrCl3 + KClO3

2 K2CrO4 + 5 H2O + 7 KCl Balanceada

QuímWong 黄 46

Problema.- El Zinc, el Nitrato de sodio y el Hidróxido de sodio son los reactivos que dan como productos Zincato de sodio, amoniaco y agua. Escriba la ecuación química y el procedimiento de balanceo por el método del ion-electrón en medio básico.

Paso 1.- Se escribe la ecuación en forma iónica y se determina cuál es el agente oxidante y cual el agente reductor. Ecuación:

Zn + NaNO3 + NaOH Na2ZnO2 + NH3 + H2O . El Zn se oxidó al perder 2e- 0 = +2 -2e- .•. es el AGENTE OXIDANTE

Zn0 + Na

+1NO

-23 + Na

+1O

-2H

+1 Na

+12(Zn

+2O

-22)

-2 + NH

+13 + H2O

. +1 +5 -6 = 0 +2 (+2 -4)=0 -3 +3 = 0 .

El N se redujo al ganar 8e- +5+8e- = -3 más 5 más 8 negativas= -3 .·. es el AGENTE REDUCTOR

a) De las sustancias iónicas se anotan los iones de manera separada por el signo de más, señalando las cargas. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones. Los elementos tienen carga cero.

Zn0 + Na+ + (N+5O3)-1 + Na+ + (OH)-1 2Na++ (Zn+2O2)

-2 + N-3+H

+13 + H2O

b) Se simplifica la ecuación, eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no tienen cambios durante el proceso; los iones espectadores.

Zn0 + Na+ + (N+5O3)-1 + Na+ + (OH)-1 2Na++ Zn+2O2 + N-3+H

+13 + H2O

Zn0 + (N+5O3)-1 + (OH)-1 Zn+2O2 + N-3H3 + H2O

2.- Se anotan las semirreacciones, del AGENTE OXIDANTE y del AGENTE REDUCTOR

a) El Zn pasó de cero del Zn0 elemental a +2 en el Na2Zn+2

O2 perdió 2e-, se oxidó, .·.

es el AGENTE REDUCTOR. Escriba ésta semirreacción, así:

. Zn0 Zn

+2O2 + 2e-

. Los e- perdidos se anotan en los productos b) El N pasó de +5 en el NaN+5O3 a -3 en el N-3H3, se redujo, ganó 8 e- , (+5 + 8 e- = -3 )

.·. es el AGENTE OXIDANTE. Escriba ésta semirreacción, de la sig. Manera:

Los e- ganados se anotan en los reactivos N+5

O3+ (OH)-1

+ 8e- N-3

H3

Paso 3.- Para el balanceo de los oxígenos, en medio básico, agregar moléculas de agua del

mismo lado de la reacción donde hay exceso de éste. Los átomos de hidrógenos se equilibran anotando grupos hidroxilos (OH-) en el lado contrario. D La suma de (OH)- de ambos lados es

para transformarla de medio ácido a medio básico formando agua . oxígeno

QuímWong 黄 47

3.a) Semirreacción de oxidación es decir del Agente Reductor . REACTIVOS PRODUCTOS OBSERVACIONES Zn

0 ZnO2 + 2e- Si hay 2 Oxíg. en los productos sumarle 2 de H2O

Zn0 ZnO2 + 2 H2O + 2e- Ahora vemos 4 H de productos .·.se anotan 4 OH)- en los Reactivos

Zn0 + 4(OH) ZnO2 + 2 H2O + 2e- SEMIRREACCIÓN DE LA OXIDACIÓN BALANCEADA

3.b) Semirreacción de la reducción ( del Agente Oxidante).. REACTIVOS PRODUCTOS OBSERVACIONES

N+5

O3 + 8e- N-3

H3 Si hay 3 Oxígenos en los reactivos sumarle 6 de H2O .·. NO3 +6H2O + 8e- NH3 habrá 12 H en reactivos y 3 en productos que se balancean NO3 + 6H2O + 8e- NH3 + 9(OH)- anotándole 9 OH en los productos

NO3 + 6H2O + 8e- NH3 + 9(OH) SEMIRREACCION DE LA REDUCCIÓN BALANCEADA

4.- Se escriben las dos semirreaciones balanceadas, la del agente oxidante y la del agente reductor. Y multiplique cada semirreacción por el número que iguale su cantidad de electrones de reactivos y productos y después de igualados se eliminan.

(4)(Zn0+4(OH)- ZnO2+2H2 + 2e- ) 4Zn0+ 16(OH)-

4ZnO2+ 8H2O +8e-

(1)(NO3 + 6H2O + 8e- NH3+9(OH)- ) NO3 +6H2O + 8e- NH3 + 9(OH)-

Paso 3. Se suman las dos semirreacciones, la de oxidación y la de reducción para hacer de ellas una sola ecuación . REACTIVOS PRODUCTOS

4Zn0+ 16(OH)- 4ZnO2+ 8H2O +8e- A los 16 (OH)- restarle los 9(OH)-

NO3 +6H2O + 8e- NH3 + 9(OH)- y a las 8H2O restarle las 6H2O

. REACTIVOS PRODUCTOS 4Zn

0 + 16(OH)

- + NO3 +6H2O 4ZnO2+ 8H2O + NH3 + 9(OH)

-

4Zn0 + 16(OH)

- - 9(OH)

- + NO3 4ZnO2+ 8H2O - 6H2O + NH3

4Zn0

+ 7(OH)- + NO3 4ZnO2 + 2H2O + NH3 Reacomodando:

4Zn0

+ NO3 + 7(OH)- 4ZnO2 + NH3 + 2H2O Ya completa:

4Zn0 + NaNO3 + 7NaOH

4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

COMPROBACIÓN de balanceo de 4Zn0 + NaNO3 + 7NaOH

4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

ELEMENTOS ÁTOMOS EN LOS REACTIVOS ÁTOMOS EN LOS PRODUCTOS

De Zinc 4 4

De Sodio 8 8

De Nitrógeno 1 1

De Oxígeno 10 10

De Hidrógeno 7 7

QuímWong 黄 48