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UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 1 Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas Química General para Ingeniería Unidad 3 y 4 Tema: Reacciones químicas,

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1 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 1 Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas Química General para Ingeniería Unidad 3 y 4 Tema: Reacciones químicas, estequiometría y soluciones

2 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 2 REACCIONES QUÍMICAS y SOLUCIONES ACUOSAS. Ecuaciones químicas: escritura, balanceo y significado Disoluciones acuosas: definición, tipos de solu- ciones, concentración y unidades de concentración. Algunos tipos de reacciones químicas. NOTA: el desarrollo de esta unidad requiere de conocimientos de nomenclatura.

3 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 3 Se denomina REACCIÓN QUÍMICA al proceso que permite que una o más sustancias se transformen en otras sustancias.

4 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 4 La reacción química es sólo un reordenamiento de átomos. En la reacción química se conserva el número de átomos. En la reacción química NO se interviene el núcleo de los átomos. La REACCIÓN QUÍMICA se representa, en forma abreviada, mediante una ECUACIÓN QUÍMICA.

5 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 5 Como toda ecuación, la ecuación química (e.q.), tiene dos miembros. Las sustancias al lado izquierdo se denominan REACTANTES o reaccionantes y las del lado derecho, PRODUCTOS. Reactantes = Productos El signo = puede reemplazarse por y su significado es se transforma en.

6 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 6 En la e.q. tanto los REACTANTES como PRODUCTOS se representan mediante la FÓRMULA del compuesto ó el SÍMBOLO del elemento. En la e.q. se trata de incorporar el máximo de información posible.

7 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 7 El estado en que participan reactantes y productos, se indica en forma abreviada y entre paréntesis inmediatamente después de la fórmula o del símbolo. Ejemplos. H 2 O(l) CO(g) H 2 O(s) H 2 SO 4 (aq) donde (s) = sólido; (l) = líquido; (g) = gas (aq) ó (ac) = en solución acuosa

8 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 8 La ecuación debe escribirse en forma balanceada. Esto requiere que para cada elemento se cumpla: N° de átomos en REACTANTES = N° de átomos en PRODUCTOS El balance de una e.q. se logra anteponiendo a cada FÓRMULA un N° que permita cumplir con el requisito indicado en el punto anterior.

9 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 9 Este número se determina ensayando (por tanteo) y en casos más complicados se recurre a métodos específicos para balancear ecuaciones. Una vez balanceada la ecuación es necesario saber INTERPRETARLA. La interpretación de una ecuación química permite hacer cálculos (cuantitativos).

10 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 10 A continuación se dan ejemplos de: Reacciones (descripción). Ecuaciones (escritura). Balance de ecuaciones. Interpretación de ecuación.

11 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 11 Reacciones/Balance/ejemplo 1. El óxido nítrico, NO, se forma a partir de N 2 y de O 2. Esta reacción ocurre en motores de combustión, hornos de soplado, en tormentas eléctricas y cada vez que el aire se calienta fuertemente. Para la reacción de formación del óxido nítrico: a)identifique reactantes y producto b)escriba la ecuación (balanceada) c)interprétela en términos de: - partículas (moléculas o átomos) - moles - masa

12 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 12 Sustancias FórmulaEstado Reactante o Producto Nitrógeno: N 2 (g)Reactante Oxígeno: O 2 (g)Reactante a) Óxido nítrico: NO (g)Producto Reacción:N 2 (g) + O 2 (g) = NO(g) Balance:N 2 (g) + O 2 (g) = 2 NO(g) b) ó 1/2 N 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = NO(g)

13 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 13 c) Interpretación de la ecuación: N 2 (g) + O 2 (g) = 2 NO(g) 1 molécula 1 molécula 2 moléculas 1 mol 1 mol 2 moles 28,014 uma32,000 uma 2 x 30,007 uma 28,014 g 32,000 g 60,014 g

14 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 14 Reacciones/Balance/ejemplo 2. En el flash de una cámara fotográfica ocurre el siguiente cambio: un alambre de magnesio reacciona con oxígeno y produce óxido de magnesio. A consecuencia de este cambio se produce un calentamiento del sistema y una iluminación.

15 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 15 Sustancias Fórmula EstadoReactante o Producto Magnesio: Mg (s) Reactante Oxígeno: O 2 (g) Reactante Óxido de magnesio: MgO (s) Producto Reacción: Mg(s) + O 2 (g) = MgO(s) Balance: Mg(s) + 1/2 O 2 (g) = MgO(s) ó 2 Mg(s) + O 2 (g) = 2 MgO(s)

16 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 16 Interpretación de la ecuación: 2 Mg(s) + O 2 (g) = 2 MgO(s) 2 átomos 1 molécula 2 unidades fórmula 1,2x10 24 átomos 6x10 23 moléculas 1,2x10 24 unid. fórm. 2 moles 1 mol 2 moles 2 x 24,035 uma 32,000 uma 2 x 40,035 uma 48,070 g 32,000 g 80,070 g

17 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 17 Reacciones/Balance/ejemplo 3. En motor de combustión de un automóvil ocurre el siguiente cambio: el hidrocarburo octano ( C 8 H 18 ) es una de los componentes de la gasolina y él se mezcla con oxígeno del aire quemándose para producir dióxido de carbono y vapor de agua.

18 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 18 Sustancias Fórmula Estado Reactante o Producto Octano: C 8 H 18 (l) Reactante Oxígeno: O 2 (g) Reactante Dióxido de Carbono: CO 2 (g) Producto Agua: H 2 O (g) Producto Reacción: C 8 H 18 (l) + O 2 (g) = CO 2 (g) + H 2 O(g) Balance: C 8 H 18 (l) + 25/2 O 2 (g) = 8 CO 2 (g) + 9 H 2 O(g)

19 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 19 Interpretación de la ecuación: C 8 H 18 (l) + 25/2 O 2 (g) = 8 CO 2 (g) + 9 H 2 O(g) 2 C 8 H 18 (l) + 25O 2 (g) = 16 CO 2 (g) + 18H 2 O(g) x114,232 25x32,00 16x44,011 18x18, ,464 g 800,00 g 704,176 g 324,288 g

20 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 20 Reacciones/Balance/ejemplo 4. Cuando se calientan cristales de clorato de potasio justo hasta antes de su punto de fusión, él reacciona para formar dos compuestos cristalinos: cloruro de potasio y perclorato de potasio.

21 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 21 Sustancias Fórmula Estado Reactante o Producto Clorato de potasio: KClO 3 (s) Reactante Cloruro de potasio: KCl (s) Producto Perclorato de potasio: KClO 4 (s) Producto Reacción: KClO 3 (s) = KCl(s) + KClO 4 (s) Balance:4 KClO 3 (s) = KCl(s) + 3 KClO 4 (s)

22 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 22 Interpretación de la ecuación: 4 KClO 3 (s) = KCl(s) + 3 KClO 4 (s) 4 u. f. 1 u. f. 3 u. f. 4 moles 1 mol 3 moles 4 x 122,5 uma 74,55 uma 3 x 138,5 uma 490,19 g 74,55 g 418,64 g

23 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 23 N 2 (g) + O 2 (g) = 2 NO(g) 2 Mg(s) + O 2 (g) = 2 MgO(s) 2 C 8 H 18 (l) + 25O 2 (g) = 16 CO 2 (g) + 18H 2 O(g) 4 KClO 3 (s) = KCl(s) + 3 KClO 4 (s) Los números que preceden las fórmulas en la ecuación química se denominan COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

24 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 24 Soluciones (disoluciones). Definición Tipos de soluciones –No-electrolitos –Electrolitos Electrolitos fuertes Electrolitos débiles Concentración de soluciones, unidades de concentración

25 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 25 Definiciones. SOLUCIÓN: es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Recordar el significado exacto de homogéneo.

26 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 26 Cualquier sistema homogéneo presenta sólo UNA FASE. FASE es una parte homogénea de un sistema. En un sistema formado por varias fases, ellas están en contacto pero separadas entre sí por límites bien definidos. Ejemplos: 1) H 2 O(l) y H 2 O(s) 2 fases 2) aceite, mercurio y solución de vinagre 3 fases

27 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 27 Las sustancias que forman una solución se denominan COMPONENTES de la solución. Una solución tiene dos o más componentes. Los componentes de la solución reciben el nombre de: SOLVENTE (o disolvente) o SOLUTO

28 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 28 SOLVENTE: es el componente de la solución que actúa como medio para disolver a los otros componentes. Generalmente es el componente mayoritario de la solución (pero no siempre). SOLUTO: es el componentes que se disuelven en el solvente. Una solución tiene siempre UN SOLVENTE, pero puede tener UNO ó MÁS SOLUTOS.

29 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 29 ¿Qué aspecto tiene una solución? El aspecto de una solución depende del estado en que ella se presente. Ejemplos: Solución gaseosa : cualquier mezcla de gases, aire Solución líquida: leche, bebidas:de té, de fantasía... Solución sólida: aceros (Fe, C, W, Cr, Mn, Co) bronce (Cu, 10% Sn) La solución sólida se denomina aleación.

30 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 30 ¿Cómo se prepara una solución? Simplemente mezclando los componentes. Ejemplos de preparación de solución líquida: 1) gas se disuelve en líquido HCl(g) Soluto: el gas Solvente: el líquido

31 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ) Líquido se disuleve en líquido: soluto 3)Sólido en líquido: soluto

32 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 32 ¿Cómo se representa una solución? Se escribe la fórmula del soluto seguida de una abreviación del solvente que va entre paréntesis. Ejemplos: –Solución acuosa de: cloruro de sodio => NaCl(ac) etanol => C 2 H 5 OH (ac) –Solución de tolueno en benceno => C 7 H 8 (benc)

33 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 33 Soluciones acuosas. Los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: no-electrólitos electrólitos Esta clasificación es válida sólo para soluciones acuosas

34 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 34 ELECTRÓLITO: es una sustancia que cuando se la disuelve en agua forma una solución que conduce la corriente eléctrica. (El requisito para que una solución sea conductora de la electricidad es que ella contenga iones). Por lo tanto se puede decir que un ELECTRÓLITO genera iones en la solución.

35 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 35 Ejemplos de electrólitos. 1) Al disolver NaCl en agua se obtiene una solución conductora de electricidad, lo que implica que en la solución formada hay iones. Estos iones provienen del soluto y son Na + y Cl - Entonces, para la solución lo correcto es escribir: Na + (ac) + Cl - (ac) en lugar de NaCl(ac).

36 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 36 Ejemplos de electrólitos. 2) KNO 3 (ac) K + (ac) + NO 3 - 3)Na 2 SO 4 (ac) 2Na + (ac) + SO (ac)

37 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 37 Unidades de concentración. Las unidades de concentración que se estudiarán son: MOLARIDAD MOLALIDAD % EN PESO (% MASA) g/L FRACCIÓN MOLAR PPM

38 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 38 Molaridad. Expresa los MOLES de SOLUTO contenidos en UN LITRO de SOLUCIÓN. El símbolo para la MOLARIDAD es M. Ejemplo: Solución de glucosa 3M significa que en 1 L de la SOLUCIÓN hay 3 moles de glucosa.

39 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 39 Ejemplos. 1)Calcule la molaridad de una solución de ácido clorhídrico sabiendo que 455 mL de la solución contienen 1,82 moles del ácido. Resp: 4 M 2)¿Cuántos moles de soluto hay en 84 mL de una solución 0,50 M de KI? Resp: 0,042 moles

40 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ) ¿Cuántos litros de solución 3,30 M de sacarosa, contienen 135 g de soluto? sacarosa es el soluto 3,30 moles sacarosa => en 1 L de solución 135 g sacarosa => ¿en qué volumen? g moles ó moles g Sacarosa => C 12 H 22 O 11 => M = 342,31 g/mol

41 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 41 Si g moles X = 0,1195 L 0,120 L = 120 mL

42 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 42 Molalidad. Expresa los MOLES de SOLUTO contenidos en UN kilógramo de SOLVENTE. El símbolo para la MOLALIDAD es m. Ejemplo: Solución de glucosa 1,5 m significa que en 1 kg de SOLVENTE hay 1,5 moles de glucosa.

43 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 43 Ejemplos. 1)¿Cuál es la concentración molal de una solución preparada disolviendo 10 g de KNO 3 en 115 g de agua? Resp: 0,86 m 2)Una solución acuosa contiene 0,20 moles de soluto por cada 750 mL de agua, ¿cuál es la molalidad de la solución? La densidad del agua es 1g/mL. Resp: 0,27 m

44 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 44 Porcentaje en peso (en masa) El % en peso expresa la masa de SOLUTO en 100 unidades de masa de SOLUCIÓN. El símbolo para porcentaje en peso es %p/p. Ejemplo: Solución acuosa al 5 % en peso significa que contiene: 5 g de SOLUTO en 100 g de SOLUCIÓN 5 kg 100 kg 5 lb 100 lb etc.

45 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 45 Ejemplo. ¿Cuál es el % en peso de una solución preparada disolviendo 2 moles de CaCl 2 en 350 mL de agua? 2 moles de CaCl 2 => 2x110,984 = 221,968 g 350 mL agua => 350 g agua x = 38,8 g de CaCl 2 La solución es 38,8 % en peso

46 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 46 Una solución acuosa es 12,0 % en peso de H 2 SO 4, ¿cuántos gramos de esta solución contiene 0,5 mol de H 2 SO 4 ? M H 2 SO 4 = 98,082 g/mol. Resp: 409 g

47 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 47 g/L (gramos por litro) La unidad de concentración g/L expresa los GRAMOS de SOLUTO contenidos en UN LITRO de SOLUCIÓN. El símbolo para gramos por litro es g/L. Ejemplo: Solución 10 g/L de NaOH significa que cada litro de solución contiene 10 g de NaOH.

48 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 48 No confundir: concentración de la solución en g/L (g soluto; volumen de solución) con densidad de la solución (g solución; volumen de solución)

49 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 49 Ejemplo. ¿Cuál es la concentración en g/L de una solución preparada disolviendo 7,58 g de glucosa en suficiente cantidad de agua para formar 250 mL de solución? Resp: 30,32 g/L ¿Cuál es la M de la solución anterior? Resp: 0,758 M

50 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 50 Fracción molar, símbolo: x La FRACCIÓN MOLAR expresa los MOLES de SOLUTO contenidos en UN MOL de SOLUCIÓN. El símbolo de fracción molar es x Ejemplo: Solución de glucosa de x = 0,08 significa que 1 mol de la solución contiene 0,08 mol de glucosa.

51 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 51 Ejemplo. Calcule la fracción molar de Na 2 CO 3 de una solución formada por 1g de NaCl, 1g de Na 2 CO 3 y 98 g de agua. ( M Na 2 CO 3 = 105,99 g/mol; M NaCl = 58,44 g/mol y M H 2 O = 18,02 g/mol). Resp: 0,0017 ¿Cuál es la fracción molar de NaCl en la solución anterior? Resp: 0,0031 ¿Cuál es el %p/p de solutos en la solución? Resp: 2%p/p

52 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 52 Partes por millón, símbolo: ppm Expresa LAS PARTES DE SOLUTO contenidas en UN MILLÓN DE PARTES DE SOLUCIÓN. Esta unidad de concentración se usa para expresar concentraciones muy pequeñas => muy bajos contenidos de soluto (trazas de soluto).

53 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 53 Las relaciones soluto/solución pueden ser: masa soluto/ masa solución ó masa soluto en g / mL solución Ejemplo: Solución 1 ppm significa que contiene: – 1 g de soluto en g de solución – 1 mg de soluto en 1 kg de solución – etc.

54 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 54 Otro ejemplo: Suponga una solución acuosa que contiene 5 mg de soluto en 1 L de solución. ¿Cuál es su concentración en ppm? El reemplazo de 1 L de solución por 1 kg de solución se justifica debido a que la muy baja concentración de la solución permite suponer que su densidad es prácticamente igual a la del agua, esto es 1kg/L.

55 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 55 Cualquier unidad de concentración refiere: la cantidad de SOLUTO (masa, moles) en una cantidad de SOLUCIÓN (masa, moles, volumen) o en una cantidad de SOLVENTE (masa)

56 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 56 Conversión unidades de concentración: M x M soluto M soluto M soluto M solvente % p/p M solvente densidad g/L solución m

57 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 57 Problemas: 1.Una solución acuosa de peróxido de hidrógeno al 30,0 % p/p tiene densidad 1,11 g/mL. Calcule su: a) molalidad, b) fracción molar, c) molaridad. M: agua = 18,016 g/mol; peróxido de hidrógeno = 34,016 g/mol Resp: a) 12,6 m; b) x peróxido de H = 0,185 c) 9,79 M

58 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Una muestra de ácido clorhídrico concentrado comercial es 11,8 M y su densidad es 1,190 g/mL. Exprese la concentración de la solución en: a) %p/p, b) molalidad, c) fracción molar y d) g/L

59 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 59 Dilución y concentración de soluciones. Una solución modifica su concentración si se: agrega solvente => la solución se DILUYE, conc disminuye agrega soluto => la solución se CONCENTRA conc. aumenta quita solvente => la solución se CONCENTRA conc. aumenta

60 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 60 Problemas. 1.Si a una solución 0,8 M se le agrega solvente hasta duplicar su volumen, ¿cuál es su nueva molaridad? Respuesta: La solución original tiene 0,8 mol soluto en 1L, al duplicar su volumen los 0,8 moles quedan en 2 L de solución. Por lo tanto la molaridad de la solución diluida es: 0,8 mol/2 L = 0,4 M.

61 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 61 Al diluir la solución los moles de soluto NO CAMBIAN: inicialmente son: moles soluto iniciales = M i (mol/L) x V i (L) al final son: moles soluto finales = M f (mol/L) x V f (L) Luego se cumple que: M i (mol/L) x V i (L) = M f (mol/L) x V f (L) 0,8 mol/L x V(L) = M f (mol/L) x 2V (L) M f = 0,4 (mol/L)

62 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y A 30 mL de una solución acuosa 1,5 M de NaOH se agrega agua hasta que el volumen aumenta a 40 mL. Determine la molaridad de la solución diluida. Resp: como el soluto no cambia se cumple: M i (mol/L) x V i (L) = M f (mol/L) x V f (L) 1,5 mol/L x 0,030 L = M f (mol/L) x 0,040 (L) M f = 1,125 (mol/L)

63 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y mL de solución 0,25 M se somete a proceso de evaporación de solvente hasta reducir su volumen a 40 mL. ¿Cuál es la molaridad de la solución concentrada? 4.A 30 mL de solución de fracción molar 0,090 en NaCl y de densidad 1,05 g/mL, se agrega 0,180 g de NaCl. ¿Cuál es la fracción molar de NaCl en la solución final?

64 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y A medio litro de solución 2 m de NaNO 3 y densidad 1,08 g/mL, se agrega medio litro de agua. ¿Cuál es la molalidad de la solución diluida?

65 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 65 Algunos tipos comunes e importantes de reacciones químicas en solución acuosa. 1.Reacciones de precipitación. 2.Reacciones ácido base. 3.Reacciones de óxido-reducción

66 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 66 Reacciones de precipitación. Estas reacciones se caracterizan porque en ellas se forma un compuesto que es poco soluble en agua. El compuesto poco soluble es –iónico –más denso que la solución y por lo tanto se deposita en el fondo del recipiente => se dice que precipita.

67 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 67 Para identificar o para escribir una reacción de precipitación se debe conocer sobre la SOLUBILIDAD en agua de los compuestos iónicos. ¿Qué es SOLUBILIDAD de un compuesto? SOLUBILIDAD: es la cantidad MÁXIMA de compuesto que se disuelve en cierta cantidad dada de solvente a temperatura especificada. SOLUBILIDAD => concentración máxima, depende de la temperatura.

68 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 68 Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C. Aprender reglas de solubilidad: tabla 3.3 pág 98 Chang 4a. Ed. ó tabla 4.2 pág. 113 Chang 6a. Ed.

69 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 69 Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C. Son SOLUBLES los compuestos: Excepciones de iones de metales alcalinos (Li +, Na +, K +, Rb +, Cs + ) y de ion amonio (NH 4 + ) no hay Nitratos (NO 3 - ), carbonatos hidrógeno (HCO 3 - ) y cloratos (ClO 3 - ) no hay Haluros (Cl -, Br - y I – )de Ag +, Hg 2 2+ y Pb 2+ Sulfatos (SO 4 2- )de Ag +, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, y Pb 2+

70 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 70 Son INSOLUBLES los:Excepciones: Carbonatos (CO 3 2- ), fosfatos (PO 4 3- ), cromatos (CrO 4 2- ) sulfuros (S 2- ) Los de iones de metales alcalinos y ion amonio HidróxidosLos de iones de metales alcalinos, ion amonio y ion Ba 2+

71 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 71 Ejemplos de reacciones de precipitación: 1. nitrato de plata(ac) + cloruro de sodio(ac) = ? AgNO 3 (ac) + NaCl(ac) = ? Ag + (ac) + NO 3 - (ac) + Na + (ac) + Cl - (ac) = ? Nitrato de sodio cloruro de plata Soluble => NO 3 - (ac) + Na + (ac) insoluble => AgCl(s) iones espectadores Reacción iónica neta: Ag + (ac) + Cl - (ac) AgCl(s) precipitado blanco

72 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ioduro de amonio + nitrato de plomo = ? NH 4 I (ac) + Pb(NO 3 ) 2 (ac) = ? NH 4 + (ac) + I - (ac) + Pb 2+ (ac) + 2NO 3 - (ac) = ? Nitrato de amonio ioduro de plomo Soluble => NO 3 - (ac) + NH 4 + (ac) insoluble => PbI 2 (s) iones espectadores Reacción iónica neta: Pb 2+ (ac) + 2 I - (ac) PbI 2 (s) precipitado amarillo

73 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 73 La ecuación que represente una reacción de precipitación debe estar perfectamente balanceada: en materia y en carga.

74 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 74 Reacciones ácido-base. Son las reacciones que ocurren entre una sustancia que tiene propiedades de ACIDO y otra cuyas propiedades son de BASE. Para identificar y para escribir una reacción ácido-base es necesario conocer que es ACIDO y qué es BASE. Se estudiarán dos TEORÍAS ÁCIDO-BASE.

75 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 75 a) Teoría ácido-base de Arrhenius. De acuerdo a esta teoría: ACIDO: es una especie que en solución acuosa libera iones H +. BASE: es cualquier especie que en solución acuosa genera iones OH -.

76 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 76 Ejemplos de ÁCIDOS de Arrhenius: HCl(ac) CH 3 COOH(ac) NH 4 + (ac) H 2 S(ac) HS - (ac) H 2 CO 3 (ac) H 3 PO 4 (ac) HCO 3 - (ac) etc. Según el número de H + que libere el ácido se denomina: monoprótico (1) HNO 3 diprótico(2) H 2 S triprótico(3)H 3 PO 4

77 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 77 Ejemplos de BASES de Arrhenius: NaOH(ac) NH 4 OH (ac) Ba(OH) 2 Según el número de OH - que liberes pueden ser monobásicas o dibásicas.

78 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 78 b) Teoría ácido-base de Brønsted. De acuerdo a esta teoría: ACIDO: es una especie que libera iones H +. BASE: es cualquier especie que capta ion H +.

79 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 79 Ejemplos de ACIDOS de Brønsted. HCl HNO 3 HNO 2 H 2 SO 4 HSO 4 - H 3 PO 4 H 2 PO 4 - HPO 4 2- H 2 CO 3 HCO 3 - Todos los ácidos de Arrhenius son también ácidos de Brønsted.

80 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 80 Ejemplos de BASES de Brønsted. NO 2 - HSO 4 - H 2 PO 4 - HPO 4 2- PO 4 3- HCO 3 - CO 3 2- H 2 O

81 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 81 ¡Atención! Hay especies que tienen ambos caracteres: son ácidos y también son bases. Estas especies se denominan anfolitos. Tam-bién se dice que tienen carácter anfótero (ácido y base a la vez) Ejemplos de anfolitos: HCO 3 - H 2 O HPO 4 2-

82 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 82 El ion HCO 3 - es anfolito porque: libera ion H + actuando como ACIDO: HCO 3 - (ac) H + (ac) + CO 3 2- (ac) acepta ion H + actuando como BASE: HCO 3 - (ac) + H + (ac) H 2 CO 3 (ac)

83 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 83 Los ACIDOS y las BASES pueden ser FUERTES o DEBILES. El segundo semestre se estudiarán con detalle.

84 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 84 Reacciones ácido-base. La reacción entre un ácido y una base se denomina REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN, (a pesar que el sistema final que resulta no siempre es neutro). A) Según la teoría ácido-base de Arrhenius, en la reacción de neutralización intervienen: ACIDO(ac) + BASE(ac) H 2 O(l) + SAL(ac ó s)

85 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 85 Ejemplos: 1.- Ácido nítrico + hidróxido de sodio = ? HNO 3 (ac) + NaOH(ac) = H 2 O(l) + NaNO 3 (ac) ácido base agua sal Los ácidos y las bases fuertes se escriben disociados en iones, al igual que los electrolitos. La ecuación iónica es: H + ( ac )+ NO 3 - ( ac )+ Na + ( ac )+ OH - ( ac ) = H 2 O( l )+Na + ( ac )+NO 3 - ( ac ) iones espectadores iones espectadores

86 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 86 Los iones espectadores se omiten en la ecuación ya que ellos están en la misma forma tanto en los reactantes como en los productos. Por lo tanto la REACCIÓN IÓNICA NETA es: H + (ac) + OH - (ac) = H 2 O(l)

87 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Ácido clorhídrico + hidróxido de bario = ? HCl(ac) + Ba(OH) 2 (ac) = H 2 O(l) + BaCl 2 (ac) ácido base agua sal Como la base es dibásica y el ácido monoprótico deben reaccionar 2 HCl por cada Ba(OH) 2. Así, omitiendo (ac), la reacción es: 2H + + 2Cl - + Ba OH - = 2 H 2 O (l) + Ba Cl - iones espectadores iones espectadores Reacción iónica neta: H + (ac) + OH - (ac) = H 2 O(l)

88 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 88 B) Según teoría ácido-base de Brønsted, en la reacción de neutralización intervienen: Acido + Base par ácido base conjugado Un par ácido-base conjugado difiere sólo en H +

89 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 89 Ejemplos 1. ácido carbónico + amoníaco = ? H 2 CO 3 (ac) + NH 3 (ac) = NH 4 + (ac) + HCO 3 - (ac) ácido base ácido base H 2 CO 3 y HCO 3 - son un par ácido base conjugado NH 3 y NH 4 + son par base-ácido conjugado El producto de la reacción es carbonato hidrógeno de amonio y es una sal.

90 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Nitrito de sodio + agua = ? Na + (ac)+ NO 2 - (ac) + H 2 O(l) = ? base ácido Luego la reacción de neutralización es: NO 2 - (ac)+ H 2 O(l) = OH - (ac) + HNO 2 (ac) base ácido base ácido NO 2 - y HNO 2 par base-ácido conjugado H 2 O y OH - par ácido-base conjugado

91 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 91 Como en toda reacción, la ecuación que la representa una reacción debe estar balanceada en materia y en carga.

92 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 92 Reacciones de óxido-reducción. (Reac. redox) Son reacciones en las cuales el cambio químico está provocado por transferencia de electrones entre los reactantes. Las reacciones redox son unas de las más importantes dentro de los procesos químicos. Algunos ejemplos de ellas son: la formación de compuestos a partir de sus elementos, todas las reacciones de combustión, las reacciones en baterías para producir y generar electricidad, la producción de energía bioquímica, …etc.

93 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 93 Comprendamos el proceso con el cambio químico siguiente: Mg(s) + 1/2 O 2 (g) = MgO(s) Un átomo de Mg pierde 2 e - que pasan a un átomo de O quedando el magnesio como Mg 2+ y el oxígeno O 2-. Los iones Mg 2+ y O 2- formados se atraen electrostáticamente formando el compuesto iónico MgO. El cambio químico ocurrió por traspaso de e - desde el magnesio al oxígeno.

94 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 94 Terminología en reacciones redox. Oxidación: es el proceso de pérdida de electrones. Reducción: es el proceso de ganancia de e -. En el ejemplo del MgO: Oxidación: Mg Mg e - Reducción: ½ O e - O 2-

95 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 95 En la oxidación, la especie que pierde electrones se oxida. En la reducción, la especie que gana electrones se reduce. En el ejemplo: el Mg se oxida el O 2 se reduce

96 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 96 La especie que se oxida es reductora (hace que otra especie se reduzca). La especie que se reduce es oxidante (hace que otra se oxide). Si especie X gana e - => X se reduce => X es agente oxidante Si especie Y pierde e - => Y se oxida => Y es agente reductor

97 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 97 Con el propósito de seguir la transferencia de electrones en las reacciones redox, los químicos han inventado una asignación de números positivos y negativos para reconocer el átomo que pierde electrones y aquél que los gana. Para esto a cada elemento que forma parte de una especie se le asigna un número que se denomina NÚMERO DE OXIDACIÓN (N.O.) o ESTADO DE OXIDACIÓN.

98 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 98 El N.O. es ALGEBRAICO => tiene signo y el signo precede al número. Ej: +3; -5; +1; 0; +6; -2; etc. El N.O. no es carga. Recuerde que la carga de un ion o de una especie iónica se escribe, por ejemplo: 2+; 1-; 3+; etc. (el número seguido del signo).

99 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y 4 99 Reglas para asignar números de oxidación (N.O.) REGLAS GENERALES: 1.- Para elementos (Na, O 2, Cl 2, Ag, etc.), el N. O. es igual a cero. 2.- Para un ion monoatómico, el N. O. es igual a la carga del ion. 3.- La suma de los valores de los N. O. de todos los átomos en un: - compuesto, es igual a cero - ion poliatómico, es igual a la carga del ion

100 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Reglas para átomos específicos o para familias en la tabla periódica: ParaN. O. Familia 1 (1A)+1 en todos los compuestos Familia 2 (2A)+2 en todos los compuestos Hidrógeno+1 en combinación con no metales -1 en combinación con metales y boro Flúor-1 en todos los compuestos Oxígeno-1 en peróxidos -2 en los demás compuestos excepto con F Familia 17 (7A)-1 en combinación con metales, no metales (excepto O) y otros halógenos menores de la familia

101 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Familia NO max /NO min /-4+5/3+6/-2+7/-1 LiBeBCNOF NaMgAlSiPSCl KCaGaGeAsSeBr RbSrInSnSbTeI CsBaTlPbBiPoAt FrRa

102 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Determine los N. O. de cada elemento en los siguien- tes especies: a) cloruro de cinc; b) trióxido de azufre; c) ácido cloroso; d) ion fosfato hidrógeno. Respuestas: a)ZnCl 2 => NO Zn + 2 NO Cl = 0 NO Zn + 2(-1) = 0 NO Zn = +2 b) SO 3 => NO S + 3 NO O = 0 NO S + 3 (-2) = 0 => NO S = +6 Problema.

103 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y c) HClO 2 NO H + NO Cl + 2 NO O = NO Cl + 2 (-2) = 0 NO Cl = +3 Conclusión: d) HPO 4 -2 NO H + NO P + 4 NO O = NO P + 4 (-2) = -2 NO P = +5

104 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Resumiendo, los números de oxidación de cada elemento en las especies anteriores son:

105 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema. Identifique el agente oxidante y el agente reductor en los siguientes sistemas: – –2 0 a) 2Al(s) + 3H 2 SO 4 (ac) = Al 2 (SO 4 ) 3 (ac) + 3H 2 (g) (se oxida) (se reduce) reductor oxidante b) PbO(s) + CO(g) = Pb(s) + CO 2 (g) c) 2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O(g)

106 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y de tarea: d)2 Fe(s) + 3 Cl 2 (g) = 2 FeCl 3 (s) e)2 C 2 H 6 (g) + 7 O 2 (g) = 4 CO 2 (g) + 6 H 2 O(g)

107 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Balance de reacciones redox. El balance de las reacciones de óxido- reducción se basa en igualar el número de electrones cedidos en la oxidación y el número de electrones captados en la reducción. Al igualar los e - cedidos y captados se deducen los coeficientes estequiométricos

108 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Se estudiarán dos métodos para balancear reacciones redox: 1.Método del N.O. 2.Método de semireacciones.

109 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Método del número de oxidación: 1.Se escriben los N. O. de cada elemento en cada especie que intervienen en la reacción. 2.Se analizan la especies que ganan y pierden e - y en qué cantidad. 3.Se antepone a c/u de estas especies un número (coeficiente estequiométrico) de modo que resulten igualados los e - cedidos y captados. 4.Se balancean los átomos restantes dejando para el final el H y el O. 5.Se verifica el balance de carga en la reacción.

110 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Ejemplo. Balancear la siguiente reacción: MnO Cl - + H + = Cl 2 + Mn 2+ + H 2 O 5e - 1e - 1x 5e - 5x1e - 5e - 5e - 1 MnO Cl - + H + = Cl 2 + Mn 2+ + H 2 O MnO Cl - + H + = 5/2 Cl 2 + Mn 2+ + H 2 O MnO Cl - + H + = 5/2 Cl 2 + Mn H 2 O MnO Cl - + 8H + = 5/2 Cl 2 + Mn H 2 O

111 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Balancear: NO Zn + OH - + H 2 O = Zn(OH) NH 3

112 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y NO Zn + OH - + H 2 O = Zn(OH) NH 3

113 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y NO Zn + OH - + H 2 O = Zn(OH) NH 3

114 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y NO Zn + OH - + H 2 O = Zn(OH) NH 3 8e - 2e -

115 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y NO Zn + OH - + H 2 O = Zn(OH) NH 3 8e - 2e - x1 x4

116 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y NO Zn + OH - + H 2 O = Zn(OH) NH 3 8e - 2e - x1 x4

117 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y NO Zn + OH - + H 2 O = 4Zn(OH) NH 3 8e - 2e - x1 x4 Los coeficientes en rojo ya se han fijado por lo tanto no se deben variar.

118 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y NO Zn + OH - + H 2 O = 4Zn(OH) NH 3 los coeficientes de OH - y de H 2 O debe aportar los 13 O y los 16 H que faltan en los reactantes los coeficientes pueden ser 6OH - y 7H 2 O o bien 7OH - y 6H 2 O la última alternativa es la correcta, luego la ecuación balanceada es: NO Zn + 7OH - + 6H 2 O = 4Zn(OH) NH 3

119 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y TAREA. Balancear por método de número de oxidación: H 2 C 2 O 4 + MnO H + = Mn 2+ + CO 2 + H 2 O KNO 3 + Fe(NO 3 ) 3 + Cr(NO 3 ) 3 + H 2 O = HNO K 2 CrO 4 + Fe(NO 3 ) 2

120 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Método de las semirreacciones: Este método se aplica para balancear reacciones que ocurren en solución. Consiste en: 1) separar la reacción en dos SEMIREACCIONES, una semirreacción de oxidación (pérdida de e - ) una semirreacción de reducción (ganancia de e - ) 2) balancear cada semireacción en forma separada 3) sumar las semireacciones balanceadas de modo que N° electrones cedidos = N° electrones captados.

121 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Se distinguen dos procedimientos de balance según la reacción ocurra : - en medio ácido - en medio básico El método de balance por semireacciones también se le conoce como método de ión-electrón.

122 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Balance en medio ácido: Las especies disponibles para hacer este balance son: iones H + H 2 O electrones El procedimiento de balance en medio ácido se describirá con el siguiente ejemplo:

123 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Balancear en medio ácido el siguiente cambio: MnO 4 - (ac) + H 2 C 2 O 4 (ac) = Mn 2+ (ac) + CO 2 (g) (nótese que en la reacción faltan especies o elementos) 1) Separar la reacción en dos semireacciones, identifi- cando las especies cuyos elementos cambian su N.O. MnO 4 - = Mn 2+ H 2 C 2 O 4 = CO 2

124 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ) Balancear separadamente cada semirreacción como se indica: a) balancear el elemento que cambia su N.O. b) balancear los otros elementos que no sean O y H c) balancear el O usando H 2 O d) balancear el H usando H + e) balancear la carga con e - El primer cambio: a)MnO 4 - = Mn 2+ b) no hay c) MnO 4 - = Mn H 2 O d) MnO H + = Mn H 2 O e) MnO H + + 5e - = Mn H 2 O Reducción: MnO H + + 5e - = Mn H 2 O

125 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y El segundo cambio: a)H 2 C 2 O 4 = 2 CO 2 b) no hay c) O balanceado d) H 2 C 2 O 4 = 2 CO 2 + 2H + e) H 2 C 2 O 4 = 2 CO 2 + 2H + + 2e - Oxidación: H 2 C 2 O 4 = 2 CO 2 + 2H + + 2e -

126 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ) Sumar las semireacciones balanceadas, cancelando los e - cedidos y captados: MnO H + + 5e - = Mn H 2 O 2 H 2 C 2 O 4 = 2 CO H + + 2e - 5 2MnO H + + 5H 2 C 2 O 4 = 2Mn CO H 2 O

127 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Balance en medio básico: Las especies disponibles para hacer este balance son: electrones H 2 O iones OH - El procedimiento de balance en medio básico se indicará a través del siguiente ejemplo:

128 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Balancear en medio básico el siguiente cambio: IO - + S 2 O 3 2- = SO I - 1) Separar la reacción en dos semireacciones, identifi-cando las especies cuyos elementos cambian su N.O. IO - = I - S 2 O 3 2- = SO 4 2-

129 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ) Balancear separadamente cada semirreacción como se indica: a) identificar el elemento que cambia su N.O. y balancearlo b) agregar donde corresponda el número de e - necesarios para dicho cambio c) balancear la carga con OH - d) balancear los O con H 2 O Primer cambio: a) IO - = I - b) IO - + 2e - = I - c) IO - + 2e - = I OH - d) IO - + 2e - + H 2 O = I OH - Reducción: IO - + 2e - + H 2 O = I OH -

130 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Segundo cambio: a) S 2 O 3 2- = 2 SO 4 2- b) S 2 O 3 2- = 2 SO e - c) S 2 O OH - = 2 SO e - d) S 2 O OH - = 2 SO e - + 5H 2 O Oxidación: S 2 O OH - = 2 SO e - + 5H 2 O

131 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ) Sumar las semireacciones balanceadas, cancelando los e - cedidos y captados: IO - + 2e - + H 2 O = I OH - 4 S 2 O OH - = 2 SO e - + 5H 2 O 4 IO - + S 2 O OH - = 4 I SO H 2 O Reacción balanceada: 4 IO - + S 2 O OH - = 4 I SO H 2 O

132 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Otra forma de obtener el balance de una reacción en medio básico es : 1)Aunque la reacción ocurra en medio básico, se la balancea como si ocurriera en medio ácido 2)La reacción así balanceada se combina con la reacción: H 2 O = H + + OH - para eliminar los iones H +. Ejemplo. Balancee la siguiente reacción que ocurre en medio básico: IO - + S 2 O 3 2- = I - + SO 4 2-

133 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Se hace el balance en medio ácido: IO - + 2H + + 2e - = I - + H 2 O 4 S 2 O H 2 O = 2 SO H + + 8e - 4 IO - + S 2 O H 2 O = 4 I SO H + Se suma la reacción: 2 H OH - = 2 H 2 O 4 IO - + S 2 O OH - = 4 I SO H 2 O

134 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Otro balance … Balancear en medio básico la siguiente reacción: Br 2 = Br - + BrO 3 - Reducción: Br e - = 2 Br – 5 Oxidación: Br 2 + 6H 2 O = 2 BrO H e - 6 Br 2 + 6H 2 O = 10 Br BrO H + Ahora para cambiar el medio se suma: 12 H OH - = 12 H 2 O 6 Br OH - = 10 Br BrO H 2 O

135 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y En la reacción anterior el Br 2 se reduce a Br – y simultáneamente se oxida a BrO 3 -. Cuando en una reacción redox, la misma especie se oxida y se reduce se dice que la especie DISMUTA y la reacción se denomina reacción de dismutación. Para que una especie dismute ella debe tener un elemento que pueda presentar a lo menos 3 estados de oxidación. Los estados de oxidación que conducen a dismutación son los estados de oxidación intermedios.

136 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Ejemplos de especies que pueden dismutar: Considere las siguientes especies, en las cuales los estados de oxidación del manganeso es el que se indica: Mn Mn 2+ MnO 2 MnO 4 - Las especies Mn 2+ y MnO 2 pueden dismutar porque ambas tienen la posibilidad de aumentar y de disminuir el N.O. del manganeso en forma simultánea.

137 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema. ¿Cuál(es) de las siguentes especies pueden dismutar y por qué? a) Cu 2+ ; Cu ; Cu + b) Na ; Na + c) S 2- ; S 8 ; SO 2 ; SO 3 ; S 2 O 3 2- ; HSO 4 -

138 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Tarea. 1)Balancear en medio básico: CrO Fe(OH) 2 = Cr(OH) Fe(OH) 3 2)Balancear por método de N.O. la siguiente reacción de dismutación del P 4 : P 4 + KOH + H 2 O = KH 2 PO 2 + PH 3

139 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Reacciones químicas: Estequiometría Significado del término estequiometría estequio => parte metría => medida La estequiometría de reacciones químicas es el estudio de los aspectos cuantitativos de las reacciones. En otras palabras, si se sabe cuáles son las especies que intervienen en una reacción, la estequiometría de la reacción responde cuánto de esas especies participan de la reacción.

140 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Es sabido que una ecuación química (reacción química balanceada) contiene gran cantidad de información cuantitativa (moles o masa) relacionada con las especies químicas (átomos, moléculas, unidades fórmula, iones) que participan en la reacción.

141 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y El estudio de la estequiometría de las reacciones nos permitirá responder a situaciones o preguntas como las que se dan en los ejemplos que siguen: Un químico que sintetiza un nuevo material plástico: ¿Cuánto producto se puede obtener a partir de la cantidad de materia prima de que se dispone? Un ingeniero químico que estudia el empuje de un motor en un cohete espacial: ¿Qué cantidad de gases de escape producirá la mezcla combustible que utilice?

142 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Un químico ambiental: ¿Qué cantidad de contaminantes van a salir al ambiente cuando se queme cierta muestra de carbón? Un investigador en área de salud: Desea dosificar una droga experimental midiendo las cantidades metabólicas de sus productos. etc. Es posible predecir cualquiera de estas cantidades de sustancias examinando en forma cuantitativa la(s) reacción(es) química(s) donde ellas participan.

143 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y En el estudio de la estequiometría es fundamental utilizar correctamente: fórmulas químicas concepto de mol masa molar, masa fórmula relación masa mol n° partículas

144 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Necesitamos trabajar con ECUACIÓN QUÍMICA. Ejemplo: C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) = 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O(g) Revisar siempre que esté balanceada en materia (átomos) y en carga. Los números que preceden a cada especie se denominan COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

145 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Mientras no se especifique otra cosa, la reacción se supondrá COMPLETA ( => que ocurre 100%) Interpretación cuantitativa de la ecuación anterior: 1 mol de C 3 H 8 (g) reac. completamente con 5 moles de O 2 (g) para producir: 3 moles de CO 2 (g) y 4 moles de H 2 O(g)

146 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 1. Considere la reacción de combustión de propano: C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) = 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O(g) Si se forman 10 moles de H 2 O a)¿Cuántos moles de propano se consumen? b)¿Cuántos moles de O 2 se consumen? c)¿Cuántos moles de CO 2 se producen?

147 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 2. Considere la reacción anterior y responda: a)¿Qué masa de agua se produce si se consumen 500 g de propano? b)¿Cuántas moléculas de O 2 reaccionaron?

148 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 3. Durante su vida, en promedio, un norteamericano usa 794 kg de cobre en monedas, plomería y cables. El cobre se obtiene de minerales sulfurados tales como sulfuro de cobre(I), mediante procesos de varias etapas. Después de una etapa inicial de molienda, el mineral se tuesta (se calienta fuertemente con oxígeno) para formar un óxido de cobre(I) en polvo y dióxido de azufre gaseoso. a) ¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para tostar 10 moles de sulfuro de cobre (I)? b) ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se forman al tostar 10 moles de sulfuro de cobre (I)? c)¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para formar 2,86 kg de óxido de cobre(I)?

149 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Esquema del proceso descrito en Problema 3. Mineral sulfuro de cobre(I) Reactor de tostación Cu 2 O mineral Cu 2 O(s) + SO 2 (g) Mineral(s) + O 2 (g) Cu 2 S Molienda

150 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Reacción Problema 3 Cu 2 S(s) + O 2 (g) = Cu 2 O(s) + SO 2 (g) Ecuación (balanceada): Cu 2 S(s) + 3/2 O 2 (g) = Cu 2 O(s) + SO 2 (g) o 2 Cu 2 S(s) + 3 O 2 (g) = 2 Cu 2 O(s) + 2 SO 2 (g)

151 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y M(g/mol): 159, ,09 64,07 2 Cu 2 S(s) + 3 O 2 (g) = 2 Cu 2 O(s) + 2 SO 2 (g) a) x = 15 moles de O 2 b) x = 640,7 g SO 2

152 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y M(g/mol): 159, ,09 64,07 2 Cu 2 S(s) + 3 O 2 (g) = 2 Cu 2 O(s) + 2 SO 2 (g) c) ¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para formar 2,86 kg de óxido de cobre(I)? X = 0,959 kg de O 2

153 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 4. Para obtener cobre a partir del mineral mencionado en el problema 3, el óxido de cobre(I) obtenido se hace reaccionar con carbono. Esta reacción produce cobre y monóxido de carbono. Escriba la ecuación de la reacción y calcule los kg de cobre que se obtienen por cada tonelada de SO 2 que se produce en la etapa de tostación. CO(g) Cu 2 O + C Cu Reacción: Cu 2 O(s) + C(s) = 2 Cu(s) + CO(g) Cu

154 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ton SO 2 = 10 6 g SO 2 => 10 6 g / 64,07 g/mol => moles de SO 2 La reacción de tostación produce SO 2 y Cu 2 O en relación 1:1 en moles; por lo tanto cuando se produce 1 ton de SO 2 se han producido también moles de Cu 2 O.

155 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y M(g/mol) 143,09 12,01 63,546 28,01 Cu 2 O(s) + C(s) = 2 Cu(s) + CO(g) Cada mol de Cu 2 O produce 2 moles de Cu => los moles de Cu = 2 x = masa de Cu = moles x 63,546 g/mol = 1, x 10 6 g = 1,984 ton Respuesta: Por cada tonelada de SO 2 se produce 1,984 toneladas de cobre.

156 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y En los problemas recién trabajados se han hecho cálculos estequiométricos basados en uno de los reactantes y suponiendo que de los otros reactantes había siempre cantidad suficiente para que el reactante elegido reaccionara completamente.

157 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y El caso más general de cálculo estequiométrico se presenta cuado las cantidades disponibles de todos los reactantes están dadas. Se pueden dar dos situaciones según que las cantidades dadas de los reactantes 1) estén en la proporción estequiométrica 2) no estén en la proporción estequiométrica (Proporción estequimétrica es la que establece la reacción a través de los coeficientes estequimétricos).

158 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Situación 1) Si las cantidades que se disponen para cada uno de los reactantes están en la proporción estequiométrica, los cálculos se pueden hacer en base a cualquiera de los reactantes. Esto debido a que los otros reactantes van a estar justo en la cantidad que exige la estequiometría de la reacción.

159 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Ejemplo. Considere la reacción: 2 A + 3 B = C + 2 D ¿Cuántos moles de C se forman si se hacen reaccionar 0,50 moles de A con 0,75 moles de B? Cantidades disponibles: 0,50 moles de A 0,75 moles de B Proporción estequiométrica: Proporción disponible dada:

160 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Cálculo de los moles de C producidos: 1) usando la cantidad dada de A => moles de C producidos = ½ moles de A reaccionados moles de C producidos = ½ x 0,50 = 0,25 moles 2) usando la cantidad dada de B => moles de C producidos = 1/3 x moles de B reaccionados moles de C producidos = 1/3 x 0,75 = 0,25 moles Se verifica que la respuesta es independiente del reactante usado para el cálculo.

161 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Situación 2) Si las cantidades que se disponen para cada uno de los reactantes NO ESTÁN en la proporción estequiométrica, significa que uno de los reactantes se agotará mientras aún quede cantidad de los otros. En estos casos los cálculos deben hacerse en base al reactante que se agota. Este reactante se denomina REACTIVO LIMITANTE, puesto que él pone límite a la ocurrencia de la reacción.

162 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Ejemplo. Dada la reacción A + 2 B = 2C, si se dispone de 1 mol de A y 1 mol de B, ¿cuántos moles de C se forman? Estequiometría => moles A : moles B = 1:2 = 0,5 Cantidades dadas => moles A : moles B = 1:1= 1 Luego se concluye que las cantidades dadas de los reactantes no están en proporción estequiométrica, y en consecuencia hay R. L. ( reactivo limitante ) ¿Cuál es el R. L. en este ejemplo?

163 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Encontrando el R. L. para el ejemplo anterior: A + 2 B = 2C Moles disponibles 1 1 La reacción establece que 1 mol de A necesita 2 moles de B para consumirse completamente. Pero como sólo hay 1 mol de B, el reactante A no reaccionará todo ya que B se agotará antes. El reactante A está en exceso y por lo tanto el reactivo B es el limitante.

164 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Otro razonamiento es: Para que 1 mol de B reaccione completa- mente necesita sólo 0,5 mol de A. Hay más moles de A que los necesarios, por lo tanto reaccionará 1 mol de B y sólo 0,5 mol de A. Se agota B => B es el R. L. El reactante A está en exceso.

165 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Otros ejemplos (didácticos). Ejemplo 1. Para construir una mesa se necesitan 4 patas y una cubierta. + ecuación: 4 P + C M ¿Cuántas mesas se pueden construir si se dispone de 12 patas y de cuatro cubiertas?

166 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y P + C = M Dados: 12 4 ¿cuántas mesas? dado 12 4 Coef. est eq R. L. La razón entre: cantidad dada y coef. esteq. equivale a agrupar cada especie en el número de ellas que interviene en la reacción. Las patas en grupos de 4 y las cubiertas en grupos de 1. Así la razón más pequeña que resulte corresponde a la especie limitante.

167 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Siendo las patas el R. L. El número de mesas que se obtienen son 3: 4 patas 1 mesa 12 patas x mesas x = 3 mesas

168 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Ejemplo 3. El que se muestra en la figura 3.9, pág.113, Silberberg, 2a. Ed.

169 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 5. Considere la reacción de oxidación del sulfuro de cobre(I) descrita anteriormente y calcule los moles de Cu 2 O que se producen si se dispone de: a) 0,8 mol de Cu 2 S y 1,2 mol de O 2 b) 15 moles de Cu 2 S y 15 moles de O 2

170 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Reacción: 2Cu 2 S(s) + 3O 2 (g) = 2Cu 2 O (s) +2SO 2 (g) a) Moles disp 0,8 1,2 Coef. Esteq. 2 3 Razón 0,4 0,4 No hay R. L., los moles de Cu 2 O producidos son 0,8

171 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Reacción: 2Cu 2 S(s) + 3O 2 (g) = 2Cu 2 O (s) +2SO 2 (g) b) Moles disp Coef. Esteq. 2 3 Razón 7,5 5 El O 2 es el R. L. Los moles de Cu 2 O producidos son 2/3 de los moles de O 2 = 2/3 x 15 = 10 moles

172 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 6 Una mezcla de hidrazina (N 2 H 4 ) y tetróxido de dinitrógeno, ambos en estado líquido, fue usada como combustible en los primeros tiempos de la cohetería. Al entrar en contacto los componentes de la mezcla, ésta enciende formando nitrógeno y vapor de agua. ¿Cuántos gramos de nitrógeno se forman cuando se mezclan exactamente 100 g de hidrazina con 200 g de tetróxido de dinitrógeno?

173 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y M(g/mol) 32,05 92,01 28,01 18,02 2 N 2 H 4 (l) + N 2 O 4 (l) = 3 N 2 (g) + 4 H 2 O(g) Disp en g Disp en moles ,05 92,01 Disp en moles 3,12 2,17 Moles 3,12 2,17 Este cálculo sólo Coef esteq 2 1 para determinar Razón 1,56 2,17 el R. L. R. L.

174 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y En base al R. L. se calculan las cantidades de productos formados y/o de los otros reactantes consumidas. ¿Cuántos g de N 2 se forman? moles de R. L. x = 4,68 moles de N 2 Masa N 2 = moles N 2 x M de N 2 = 4,68mol x 28,01g/mol = 131,09 g

175 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 7 Use la información dada en el siguiente esquema de reacción y determine los valores (todos en moles) de las incógnitas x, y, z, t, u, v, w, en el caso que B sea R. L. A + 3 B = 2 C + 2 D moles iniciales) x y 0 0,1 moles consumidos) 0,3z t u moles finales) 0,1 v w

176 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y A + 3 B = 2 C + 2 D moles iniciales) x y 0 0,1 moles consumidos) 0,3 z - + t u moles finales) 0,1 v w Balance para A: Moles iniciales – moles consumidos = moles finales x - 0,3moles = 0,1moles => x = 0,4 moles de A Si moles de A consum. = 0,3 => moles de B consum. = z = 0,9 moles Balance para B: => moles finales de B = 0 (es R. L.) por lo tanto: moles iniciales de B = y = 0,9 moles

177 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y A + 3 B = 2 C + 2 D moles iniciales) x = 0,4 y = 0,9 0 0,1 moles cons. | prod.) 0,3 z=0,9 - + t u moles finales) 0,1 v w Moles de C producidos = moles de D producidos, luego: => t = u = 2 ( moles de A consum.) = 0,6 moles => t = 0,6 moles C u = 0,6 moles D Moles finales de C = 0 + t = v = 0,6 moles Moles finales de D = 0,1 + u = w = 0,7 moles

178 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 8 Para determinar el % en masa de hierro en una muestra de mineral se usa la siguiente reacción redox en medio ácido: Fe(s) + MnO 4 - (ac) = Fe 2+ (ac) + Mn 2+ (ac) Con este propósito se disuelve, en medio ácido, una muestra de 0,2952 g del mineral y se la titula con solución acuosa que contiene 0,016 moles de KMnO 4 por litro de solución. En la titulación se consume (se gastan) 19,7 mL de la solución de permanganato de potasio. ¿Cuál es el contenido de hierro del mineral expresado en % en masa?

179 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y ¿Qué significa titular una muestra? Significa ponerle título. Y el título se refiere a indicar su composición o su concentración. En el problema enunciado, la titulación de la muestra del mineral de hierro tiene por objetivo llegar a conocer la composición de ella (el contenido de hierro que tiene). ¿Cómo se procede para hacer una titulación? En la gran mayoría de los casos una muestra se titula haciéndola reaccionar con una solución de un reactante de concentración conocida, que se va agregando en forma controlada a la muestra.

180 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Materiales para realizar una titulación. pinza Soporte universal bureta matraz Erlenmeyer

181 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y El reactante que se agrega reacciona con la especie (en la muestra) cuya concentración o composición se desea determinar de acuerdo a una reacción conocida. La muestra (disuelta) se contiene en matraz Erlenmeyer. La solución del reactante se agrega (lentamente) desde una bureta. La solución que se agrega se denomina titulante.

182 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y El volumen total de reactante que se agregue debe contener la cantidad estequiométrica exacta que exige la reacción para que TODA la especie de la muestra reaccione. Para saber cuando se ha agregado la cantidad cantidad estequiométrica requerida se utilizan: - sustacias indicadoras - métodos instrumentales

183 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Equipo de titulación

184 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Titulando …

185 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y … volviendo al Problema 8 … En el problema enunciado, la muestra se titula con solución de KMnO 4. La solución de KMnO 4 es en este caso el titulante y ella aporta en ion MnO 4 - que va a reaccionar con el Fe contenido en la muestra, de acuerdo a la reacción: 5 Fe + 2 MnO H + = 5 Fe Mn H 2 O En la titulación de Fe con MnO 4 - se debe cumplir que:

186 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Los moles de MnO 4 - usados en la titulación son los contenidos en 19,7 mL de la solución 0,016 M de KMnO 4. => moles MnO 4 - = 0,016 mol/L x 0,0197 L moles MnO 4 - = 3,152x10 -4 Reemplazando en Moles de Fe = 5/2 x 3,152x10 -4 = 7,88x10 -4 moles

187 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Luego los moles de Fe contenidos en la muestra titulada son 7,88x10 -4 moles y corresponden a: g de Fe = moles Fe x M fe g de Fe = 7,88x10 -4 moles x 55,847 g/mol g Fe = 0,0440 g Finalmente: % masa de Fe en el mineral = 14,9 %

188 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Rendimiento de la reacciones. Cuando un químico hace una reacción en el laboratorio, pocas veces usa cantidades exactamente estequiométricas de los reactantes. Por lo general trabaja con exceso de un reactante, esperando en esta forma convertir completamente en productos el otro reactante (R. L.).

189 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Por ejemplo en la reacción entre benceno y ácido nítrico: C 6 H 6 (l) + HNO 3 (l) = C 6 H 5 NO 2 (l) + H 2 O(l) Suponiendo que se desea formar 1 mol de nitrobenceno, C 6 H 5 NO 2, partiendo de 1 mol de benceno, en principio podría emplearse 1 mol de HNO 3. En la práctica, si se desea convertir lo más posible del benceno en nitrobenceno, lo más aconsejable es usar exceso de HNO 3.

190 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Se esperaría de esta forma que, siendo el benceno el RL, él hubiese reaccionado todo, 1 mol, y por lo tanto, de acuerdo a la ecuación, se hubiera formado 1 mol de nitrobenceno. Se define rendimiento teórico a la cantidad máxima de alguno de los productos que puede obtenerse en una reacción. Este rendimiento se calcula suponiendo que el RL reacciona completamente. En el ejemplo dado, el rendimiento teórico de nitrobenceno sería 1 mol.

191 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Sin embargo, los experimentos muestran que la cantidad de nitrobenceno formado es inferior a 1 mol. Por ejemplo, puede ser 0,8 mol; 0,92 mol; 0,47 mol; etc. Hay muchas razones para esto, por ejemplo: - la reacción puede no llegar a completarse quedando cantidades importantes de reactantes sin consumirse (equilibrio químico), - posibilidad que ocurran reacciones secundarias, … Y, aunque en la realidad se obtuviera una cantidad muy cercana al rendimiento teórico, al separar el producto de interés del resto del sistema, siempre se pierde algo.

192 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y En la práctica, el rendimiento real de algún producto de una reacción es inferior al teórico. Los resultados experimentales indican que las reacciones químicas no ocurren 100%. En otras palabras, aún usando exceso de los otros reactantes, el R. L. no se consume completamente. Se define % de rendimiento de una reacción:

193 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 9 A temperatura ambiente el óxido férrico se puede convertir en hierro al reaccionar con aluminio. Si se mezclan para reaccionar 1 kg de aluminio y 1 kg de óxido férrico, calcule: a) El rendimiento teórico de Fe(s) b) El % de rendimiento de la reacción si se obtienen 500 g de hierro.

194 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Reacción: M (g/mol) 159,69 26,98 55,85 Fe 2 O 3 (s) + 2 Al(s) = 2 Fe(s) + Al 2 O 3 (s) g) 1000 g 1000 g Moles) 6,26 37,06 Razón) 6,26 18,53 RL Moles de Fe(s) teóricos producidos = 2 x moles de RL = 12,52 moles Fe(s) Masa de Fe(s) teórica producida = 12,52 x 55,85 = 699,24 g Fe

195 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Respuestas: a) Rendimiento teórico de Fe(s) = 699,24 g b) % rendimiento de reacción:

196 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y El rendimiento de reacción = 71,5 % significa que la reacción sólo se completa en 71,5 %. También se expresa diciendo que la conversión de la reacción es 71,5 %

197 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 10 El proceso industrial para la obtención de carbonato de sodio, que se denomina Proceso Solvay, se desarrolla de manera que la reacción total es: CaCO 3 (s) + 2 NaCl(ac) = Na 2 CO 3 (s) + CaCl 2 (ac) Calcule la masa de Na 2 CO 3 que se obtiene si se hace reaccionar 1 tonelada de cada reactante si la reacción tiene 58% de rendimiento.

198 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 3 y Problema 11 Se pide a un estudiante preparar 0,250 mol de un compuesto puro D mediante la secuencia de reacciones: 1)2A = B + C 2) 3B = 2 D en las cuales A, B y C son otros compuestos. Los rendimientos de las reacciones 1) y 2) son 76% y 63%, respectivamente. También se le pide al estudiante que purifique el producto deseado (D), recristalizándolo desde una solución acuosa. En este proceso de recristalización se pierde 19% del producto. ¿Con cuántos moles de A debe comenzar?


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