Disoluciones II

SOLUBILIDAD Una disolución se dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura, contiene la máxima cantidad posible de soluto  A B C Si añadimos un poco de sal en agua y agitamos, obtenemos una disolución (A)  Las dos sustancias forman una mezcla homogénea (B)  Si añadimos más sal, llega un momento que no se disuelve, y precipita al fondo (C)   La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia que es posible disolver en una cantidad de disolvente dada, a una temperatura concreta

Existen varios factores que afectan a la solubilidad: El proceso por el cual las moléculas del disolvente rodean a las moleculas del soluto y se mezclan con ellas se llama solvatación. Cuando el disolvente es agua se llama hidratación Las disoluciones pueden ser: .Diluidas: Si la cantidad de soluto es pequeña en comparación con la cantidad que se puede disolver. .Concentradas: Si la cantidad de soluto se acerca a la cantidad total que se puede disolver. .Saturadas :si se disuelve la cantidad máxima de soluto que en esas condiciones se puede disolver en ese disolvente Existen varios factores que afectan a la solubilidad: -El tipo de soluto y disolvente. -El estado físico del soluto y del disolvente: los gases son siempre solubles entre sí mientras que los sólidos entre si se mezclan con dificultad y se disuelven mejor finamente divididos y pulverizados. -La temperatura, corrientemente la solubilidad aumenta con la temperatura ya que aumenta la movilidad de los iones o las moléculas que forman tanto al soluto como al disolvente y favorecen la mezcla (como forma de agitación), aunque hay excepciones

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia  Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas O C CO2 O H H2O C O CO O H H2O2 O O2 O O3 Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles  A veces ambas fórmulas coinciden 

APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular. DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u a) Cálculo de la fórmula empírica b) Cálculo de la fórmula molecular La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n n . (14 + 2 . 16) = 92  n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4 Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3

1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe EQUIVALENTE Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H2 2 FeH3 2 · 55,85 g de Fe 6 g de H = 1 eq de Fe 1 eq de H 1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe Masa atómica valencia Para un elemento en general, se cumple que 1 eq = *Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que posee. *Para una base la valencia es el número de OH que posee. *Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar la carga de los iones que la forman. *En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que gana o pierde esa sustancia o ese elemento.

Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3 ClO3- + H+ 1 eq = Pm/1 Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5 + 6 e- Cl- 1 eq = Pm/6 En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos Equivalente=moles x valencia El agua es a la vez ácido y base: H2O =H+ +OH- VALENCIA 1.1=1 2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O 2.1 1.2 1.2 2.1 2eq de H2SO4 2 eq de NaOH 2eq de Na2SO4 2 eq de H2O ¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente!

GASES PERFECTOS. LEY DE BOYLE Las moléculas de un gas se mueven libremente por todo el volumen del recipiente, chocando con sus paredes. Al reducir el volumen, el número de choques aumenta, y por tanto aumenta su presión   Para una masa de gas dada a una temperatura fija, el volumen varía inversamente proporcional a la presión Cuando se dobla la fuerza ejercida sobre el gas, el volumen se reduce a la mitad y se dobla la presión que ejerce el gas. De este modo el producto P.V permanece constante 1 atm 2 atm P (atm) V (l) 12 8 4 2 6 10 1 litro 0,5 litros

GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC Cuando se calienta un gas, aumenta la velocidad de sus moléculas  Los impactos contra las paredes del recipiente son más violentos, lo que se traduce en un aumento de presión   La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura, en grados Kelvin, si el volumen se mantiene constante 300ºK 600ºK A volumen constante ( V1 = V2 ) se cumple que:  1 atm  2 atm

LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS Los gases ideales o perfectos verifican una ecuación más general que engloba las leyes de Boyle y de Gay-Lussac. Es la llamada ley de los gases ideales:  siendo n el número de moles Esta constante es la llamada constante de los gases ideales, y se representa por R Su valor es :  l La ley de los gases ideales puede escribirse así:  P es la presión del gas en atm V es el volumen del gas en litros T es la temperatura del gas en K n es el número de moles del gas p . V = n . R . T

MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto disuelto en una cantidad de disolución dada   Se puede expresar cuantitativamente indicando el porcentaje en masa del soluto, es decir, los gramos de soluto contenidos en 100 g de disolución.  Se suele expresar la concentración en función del número de moles contenidos en un litro de disolución. Es la llamada molaridad y se representa por M Molaridad = Número de moles de soluto Volumen en litros de disolución  Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)  Preparación de una disolución 0,5 M de un soluto en agua 1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1 l que contenga agua hasta la mitad 2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva 3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1 l

NORMALIDAD = MOLARIDAD x VALENCIA Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución. Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución Porcentaje en masa % masa = g soluto g disolución x 100 Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución M = moles de soluto litros de disolución Molaridad Indica el nº de eq de soluto en 1 litro de disolución Normalidad N = eq de soluto litros de disolución NORMALIDAD = MOLARIDAD x VALENCIA

LA ECUACIÓN QUÍMICA En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la derecha  R E A C T I V O S P R O D U C T O S La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que destacamos:  (s): si se trata de un sólido (g): si es un gas (l): si es un líquido (aq): para una sustancia disuelta en agua

Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas + Se usa para separar dos reactivos o dos productos Þ ó ® Se usan para separar los reactivos de los productos = Símbolo alternativo a Þ ó ® ¬ Se usa en lugar de Þ en reacciones reversibles ( s ) Colocado detrás de la fórmula de un reactivo o producto indica que se encuentra en estado sólido ¯ Símbolo alternativo a (s). Sólo se usa para un producto sólido precipitado ( l ) Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la fórmula Indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua ( g ) Designa un reactivo o producto en estado gaseoso. Se coloca detrás de la fórmula ­ Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso D Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor Pt Una fórmula escrita encima o debajo de la flecha indica su uso como catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de reacción) S í m b o l o S i g n i f i c a d o ( aq )

+ + AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento  2 Na (s) + 2 H2O ( l )  2 NaOH (aq) + H2 (g) Ejemplo: REACTIVOS PRODUCTOS Na + O H - Na O H + + H 2 átomos de sodio 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno 2 átomos de sodio 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno

+ Por ejemplo: 2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g) C O C O O  Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos Por ejemplo: 2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g) C O C O O + Cuando el CO reacciona con el O2 para formar CO2, siempre lo hace en esta relación de moléculas 2 : 1: 2  La ecuación 2 CO ( g ) + O2 ( g )  2 CO2 ( g ), significa que: 2 moléculas CO + 1 molécula O2  2 moléculas CO2 2 . 6,02 . 1023 CO + 1 . 6,02 . 1023 O2  2 . 6,02 . 1023 CO2 2 moles CO + 1 mol O2  2 moles CO2 20 moléculas CO + 10 moléculas O2  20 moléculas CO2

2 moles CO + 1 mol O2   2 moles CO2 se traduce en: Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS  Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual a su masa molecular, la relación 2 moles CO + 1 mol O2   2 moles CO2 se traduce en: 2 . 28 g CO + 1 . 32 g O2   2 . 44 g CO2  Es decir, la proporción en masa es: 56 g CO + 32 g O2  88 g CO2 La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa

formación de nuevos enlaces REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS: PRODUCTOS REACTIVOS (transformación) formación de nuevos enlaces ruptura de enlaces reagrupamiento Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: REACTIVOS PRODUCTOS En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos N2 + 3H2 2NH3

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag ECUACIÓN QUÍMICA permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS señalan la proporción en que las sustancias han participado indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

2 moléculas de hidrógeno INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2H2 + O2 2H2O + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos

+ CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMEN  Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el mismo volumen. La ecuación para calcularlo es: P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)  En condiciones normales P = 1 atmósfera, T = 273 K un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros CO + O2 CO2 2 x 22,4 l CO 22,4 l CO2 2 x 22,4 l CO2

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. MASA CÁLCULOS CON MASAS Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? KClO3 KCl 3/2 O2 + 1 mol de KClO3 1 mol de KCl 3/2 mol de O2 122,45 g de KClO3 74,45 g de KCl 48 g de O2 1000 g de KClO3 X g de O2 122,45 g de KClO3 48 g O2 1000 g de KClO3 X g O2 1000 · 72 122,45 = X = = 587,45 g de O2

REACTIVO LIMITANTE En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente 2 moles de CO 2 moles de O2 0 moles de O2 Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de O2 Después de la reacción

CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE. Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas reactivo limitante reactivo en exceso se consume completamente queda parte sin reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe + S FeS 1 mol de Fe 1 mol de S 1 mol de FeS 56 g de Fe 32 g de S 88 g de FeS 7 g de Fe X g de S reactivo limitante: Fe 7 (g de Fe) 56 (g/mol) = X (g de S) 32 (g/mol) 32 · 7 56 X = 4 g de S reactivo en exceso: S

La reacción ajustada es: CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN. En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u) La reacción ajustada es: 2AgNO3 + Na2S Ag2S + 2NaNO3 En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay: 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3: 1 (mol Na2S) 2 (mol AgNO3) 1 (mol Na2S) x = x = 0,02 moles de AgNO3 La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es: 0,1 (mol) 1 (L) 0,02 (mol) y = y = 0,2 L = 200 cm3

hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS. 1)Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una: A+B → C Por ejemplo: 2Fe +O2 → 2FeO CaO+H2O → Ca(OH)2 CaO+CO2 → CaCO3 2H2+O2 → 2H2O 2)Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se descompone en varias A → B+C Por ejemplo H2CO3 → CO2+H2O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse espontáneamente K ClO3 → K Cl+O2 3)Reacción de sustitución:Un átomo de un compuesto sustituye a un átomo de otro. AB + X → XB + A Dentro de este tipo hay algunas típicas como: - 2HCl +Zn → Zn Cl2 + H2 -CuSO4+Zn → ZnSO4+Cu - Cl2+ NaBr → NaCl +Br2 4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY → AY + XB AgNO3+NaCl → NaNO3+AgCl -Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua H Cl +NaOH→ NaCl +H2O

2KMnO4 +16 H Cl → 2 MnCl2 +5 Cl2 +8H2O +2KCl 5)Reacción de oxidación-reducción: Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan. *Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones. *El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox cede electrones (se oxida) es el agente reductor ya que proboca la reducción de otra sustancia que toma esos electrones. *Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones. *El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox gana electrones (se reduce) es el agente oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide al quitarle electrones. 2KMnO4 +16 H Cl → 2 MnCl2 +5 Cl2 +8H2O +2KCl Un ejemplo muy importante de reacciones redox son las reacciones de combustión  En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía, a menudo en forma de luz y calor CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua