Quimica Analitcia

INSTITUTO DE ENSEÑANZA ABIERTA, U.S

INSTITUTO DE ENSEÑANZA ABIERTA US

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA MÓDULO 32

PLAN 980

Autores: M.C. Ma. Esther Nava Correa.

M.C. Ma. Alejandra Arredondo López.

M.C. Laura Elena Dávila Valdez.

M.C Claudia Elisa Leija B. M.C Laura Alejandra Álvarez Dávila M.C Carmen Guadalupe Flores Rodríguez M.C Violeta Azeneth Cedillo Rodriguez.

Saltillo Coah. Agosto 2022

INSTITUTO DE ENSEÑANZA ABIERTA, U.S

ÍNDICE

PRÓLOGO…………………………………………………………………

PAG .

2

PRESENTACIÓN DEL MÓDULO…………………………………………..

3

CONTRIBUCIÓN DE LA ASIGNATURA AL PERFIL DE EGRESO……………..

5

UNIDAD I. EL EQUILIBRIO PERFECTO…………………..................................

6

Propósito………………………………………………………………………………

6

Introducción……………………………………………………………………………..

7

Tipos de reacciones ………………………………………………………………………

8

Cinética Química………………………………………………………………………………….

17

Velocidad de una reacción…………………………………………………………………….

18

Catalizadores………………………………………………………………….................

19

UNIDAD II. BASES DE LA ESTEQUIOMETRÍA Propósito……………………………………………………………………………….

Ley de Conservación de la Materia ………………………………………………………………

Introducción ………………………………………………………………………………………………

Definición de Estequiometria ……………………………………………………………………….

Peso y fórmula …………………………………………………………………………………………..

Mol …………………………………………………………………………………………………………..

Ley de las propiedades definidas o constantes………………………………………………

Cálculos estequiométricos …………………………………………………………………………..

Conversión entre masa y moles …………………………………………………………………..

Cálculos con el número de Avogadro ……………………………………………………………

Cálculos de composición porcentual ……………………………………………………………..

Fórmulas empíricas y moleculares ………………………………………………………………..

Cálculo en reacciones masa – masa …………………………………………………………….

Cálculo volumen – volumen …………………………………………………………………………

Cálculo con reactivo limitante y en exceso …………………………………………………….

Fórmula mínima ………………………………………………………………………………………….

UNIDAD III DISOLUCIONES Y SU IMPORTANCIA Propósito …………………………………………………………………………………………………….

Soluciones …………………………………………………………………………………………………..

Tipos de soluciones ………………………………………………………………………………………

Concentración de las soluciones …………………………………………………………………….

Porcentaje en masa ………………………………………………………………………………………

1

21 22 23 24 24 25 26 27 28 29 30 32 33 34 36 39 40 41 42 44 44

Molaridad …………………………………………………………………………………………………….

Normalidad ………………………………………………………………………………………………… 45 Principales Teorías ………………………………………………………………………………………. 47 La Neutralización …………………………………………………………………………………………. 49 Potencial de Hidrógeno ………………………………………………………………………………… 50 52 UNIDAD IV LA QUÍMICA EN EL CUIDADO DEL MEDIO AMBIENTE Propósito ……………………………………………………………………………………………………..

Contaminación ambiental ……………………………………………………………………………… 54 Tipos de contaminación ………………………………………………………………………………... 55 Fuentes Antropogénicas ………………………………………………………………………………… 56 Contaminantes del agua ……………………………………………………………………………….. 57 Contaminación del aire …………………………………………………………………………………. 57 Contaminación del suelo ………………………………………………………………………………. 58 Contaminación ambiental …………………………………………………………………………….. 59 Acciones para evitar la contaminación …………………………………………………………… 60 61

2

PRÓLOGO Se presenta este material para el Módulo 32 de Química Analítica, según el plan de estudios de bachillerato 2021 de la Universidad Autónoma de Coahuila.

En éste se presenta el contenido programático del mismo para los alumnos del Instituto de Enseñanza Abierta, Unidad Saltillo.

Además de las explicaciones de los conceptos, se incluyen problemas y aplicaciones prácticas que permiten hacer la conexión entre lo que se estudia en esta disciplina con diversos acontecimientos que ocurren en la vida cotidiana, de esta manera se pretende sensibilizar a los alumnos acerca de la importancia de relacionar la teoría con la práctica y sobre todo su aplicación en la vida real.

Este material ha sido diseñado para que, dadas las características del Sistema de Enseñanza Abierta, se utilicen como apoyo en las asesorías, así como en otras actividades académicas.

El estudiante debe prepararse para las asesorías leyendo de antemano el texto. Al final del bloque se presentan las actividades y autoevaluaciones que se incluirán en el portafolio de evidencias, que una vez resueltas han de ser evaluadas por el asesor, como requisito indispensable para presentar examen.

El alumno asiste con el asesor asignado para aclarar dudas, para que se revisen el portafolio de evidencias y para que éste autorice la ficha correspondiente que avala que puede presentar los exámenes correspondientes: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA EXAMEN BLOQUES 1° I y II III y IV Examen Institucional

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QUÍMICA ANALÍTICA Módulo 32 Plan de Estudios de Bachillerato 2021 PRESENTACION DEL MÓDULO El módulo de Química Inorgánica busca consolidar y diversificar los aprendizajes adquiridos de este campo, ampliando y profundizando los conocimientos, habilidades, actitudes y valores relacionados con las ciencias experimentales promoviendo el reconocimiento de esta ciencia como parte de su vida diaria y como una herramienta para resolver los problemas del mundo actual, relacionando la química con la tecnología, la sociedad y el impacto que esta genera en el medio ambiente.

ENFOQUE: El Modelo Educativo del Bachillerato de la UAdeC asume como parte de sus principios filosóficos el Humanismo y el Constructivismo, el primero considera al estudiante como el centro de su razón de ser, que se forma y se transforma respetando los valores y la dignidad humana (Guadarrama, 1977) y el segundo, considera el aprendizaje significativo por descubrimiento donde se relaciona la información nueva con la ya existente en interacción con el medio. Bajo estos principios se asume un enfoque educativo centrado en el aprendizaje y en la formación integral de los estudiantes que retoma los cuatro pilares de la educación propuestos por la UNESCO (Delors, 1997): Aprender a Conocer, Aprender a Hacer, Aprender a Vivir Juntos y Aprender a Ser; mismas que son la base para que con el sustento pedagógico apropiado permitirán el desarrollo de las Habilidades y Competencias del siglo XXI (Binkley, 2012): Maneras de Pensar (creatividad e innovación, pensamiento crítico, resolución de problemas, toma de decisión, aprender a aprender, metacognición), Herramientas para Trabajar (alfabetización digital, alfabetización informacional), Maneras de Trabajar (comunicación, colaboración) y Maneras de Vivir en el Mundo (ciudadanía local y global, vida y carrera, responsabilidad social y personal). Para el logro de los aprendizajes esperados y de los objetivos del presente módulo se recomienda incorporar software de laboratorios virtuales como Cienytec Sofware de Simulación de Laboratorio de Química entre otros, que permitan a los estudiantes interactuar con la tecnología y observar la transformación de la materia. Por otra parte, se sugiere promover el trabajo colaborativo a través de la incorporación de métodos globalizadores de aprendizaje; tales como, el aprendizaje basado en problemas, el aprendizaje basado en casos y el aprendizaje basado en proyecto; entre otros, los cuales son 3

alternativas que promueven el uso de las ciencias como una herramienta para utilizar el pensamiento crítico encaminado a resolver problemas de la vida cotidiana. Por último, el trabajo mixto, presencial y a distancia, requiere de metodologías activas como el Aula Invertida, que incentivan el trabajo autónomo y el uso de las Tic’s.

Propósito del Módulo El estudiante abordará temas básicos de la Química Analítica para construir significados relacionados con el equilibrio en las reacciones químicas, las relaciones ponderales de la materia, las expresiones más usuales en las medidas de concentración para construir significados de manera colaborativa, que le permitan resolver problemas de su contexto a través del uso racional de los materiales y su impacto en la vida cotidiana.

Evaluaciones

Bloque

Portafolio

1

I y II III y IV

40

Examen Institucional

4

Laboratorio

Examen

Total

60

100 100

La calificación mínima aprobatoria es de 70.

Contribución de la Asignatura al Perfil de Egreso Se responsabiliza de su propio proceso de aprendizaje y argumenta sus saberes, desarrollando permanentemente nuevos conocimientos.

• Accede al conocimiento a través de las manifestaciones del lenguaje verbal, no verbaly escrito, para su expresión, producción y difusión.

• Reconoce el tiempo y el espacio en el que se ha producido el conocimiento y se sitúa respecto al mismo transformando su entorno para el bien común.

• Posee nociones básicas económicas, políticas, sociales y culturales de su entorno, su país y el mundo.

• Resuelve situaciones y problemas hipotéticos y/o reales de diversa índole a través deluso de las matemáticas como herramienta, así como también establece argumentos utilizando el pensamiento lógico.

• Construye su conocimiento a través del uso de recursos tecnológicos digitales y la elección de fuentes de información más relevantes y confiables.

• Desarrolla habilidades superiores del pensamiento que le permiten resolver situaciones problemáticas de forma eficiente.

• Emprende proyectos de investigación e innovación, en los ámbitos escolar y social.

• Trabaja colaborativamente en grupos para diversos propósitos, respetando las formas de ser y de actuar de los participantes.

• Participa de forma proactiva en la vida académica y social, fomentando la cultura de la paz.

• Asume su compromiso con el desarrollo sostenible y sustentable.

• Practica la honestidad, la responsabilidad, la libertad, la justicia, el respeto, la solidaridad, la tolerancia y el compromiso como valores institucionales, en su ámbito personal y social.

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Unidad I Reacciones Químicas: El Equilibrio Perfecto

Propósito :

Argumenta la importancia de las reacciones, mediante ecuaciones químicas: sus principios, tipos, representaciones y simbología para reconocer sus implicaciones en la vida diaria.

6

Introducción Cuando un automóvil está encendido, la gasolina se combina en forma explosiva con el oxígeno gaseoso para dar dióxido de carbono, vapor de agua y una cantidad específica de energía., lo anterior es un ejemplo de reacción química, muy común pero muy importante.

Así mismo cuando respiramos exhalamos dióxido de carbono y vapor de agua productos de una serie de reacciones que ocurren en el interior de las células en donde la glucosa, junto con otros carbohidratos reaccionan con el oxígeno.

En estos ejemplos se muestra que durante una reacción química ciertas sustancias desaparecen mientras que otras se forman cuando entre ellas ocurre una o más reacciones.

Es importante señalar que en toda reacción química no se destruyen átomos, sino que se reorganizan para formar sustancias distintas.

Reacción química

Reacción química: tiene lugar cuando las sustancias sufren cambios fundamentales, una o más sustancias se consumen, mientras que se forman otras distintas.

Elementos constituyentes Gasolina + oxígeno → Dióxido de carbono + agua

Reactivos

7

Productos

A las sustancias presentes al inicio de una reacción, es decir los materiales de partida, se les llama reactivos. Las sustancias que produce la reacción son los productos.

El cambio o la transformación se indica con la flecha y se lee como produce.

Las ecuaciones químicas se usan para representar mediante fórmulas lo que sucede en la reacción química.

Ejemplo: C6H12O6 +

6 O2 ( g )

→

6 CO2(g)

+ 6 H2O

En la escritura de ecuaciones químicas se usan también símbolos especiales, que dan información de las sustancias que participan, se puede designar con letras el estado físico de las sustancias que reaccionan, por ejemplo ( g ) en seguida de la formula e indica que la sustancia es gaseosa, se emplean también ( s ) y ( l ), para sólidos y líquidos.

Hay muchos tipos de reacciones, para su estudio es conveniente clasificarlas, lo que se hace generalmente por reconocimiento de los patrones característicos.

Tipos de reacciones orgánicas e inorgánicas Tomando en cuenta los cambios de energía las reacciones químicas pueden ser: • Exotérmica • Endotérmica El cambio de energía ayuda a explicar por qué ocurren las reacciones, además la energía que se libera durante las reacciones químicas es una importante fuerzaimpulsora de las mismas.

Reacción exotérmica Son aquellas que implican la liberación de energía.

8

La mayor parte de las reacciones son exotérmicas, por ejemplo, se libera energíadurante la combustión de metano, gasolina y todos los demás combustibles.

Ejemplo CH4 ( g ) + 2 O2( g )

CO2 ( g ) +2H2O

+ CALOR

Reacción endotérmica Son aquellas que incorporan o absorben energía calorífica.

Estas requieren un suministro continuo de energía.

Ejemplo La descomposición del agua por efecto de una corriente eléctrica de una batería es un buen ejemplo de este tipo de reacción, se le conoce como electrólisis del agua y es u n método para producir oxígeno e hidrógeno gaseoso de alta pureza, como se muestra a continuación: H2O ( l )

+

ENERGÍA

H2 ( g )

+

½ O2 ( g )

Tipos de reacciones Existen cinco tipos que son las más comunesReacción de eliminación

Reacción de Sustitución o de desplazamiento: Estas pueden ser: • •

9

Simple Doble

Sustitución simple En la reacción de sustitución o desplazamiento simple, un elemento toma el lugar de otro en un compuesto.

Se puede representar en general como: A + BC AC + B El elemento puede remplazar la primera parte del compuesto, o puede remplazar la última parte de este.

Un ejemplo si un clavo de hierro se coloca en una solución acuosa de sulfato de cobre (II), el hierro desplaza a los iones cobre de la solución y se forma cobre metálico sobre el clavo.

Fe (S) + CuSO4 (ac)

FeSO4 ( ac )

+ Cu (s)

Cuando se burbujea cloro gaseoso a una solución acuosa de bromuro de sodio, el cloro reemplaza al bromo en este compuesto. El bromo color rojizo se puede apreciar en la solución.

10

Doble sustitución:

Dos compuestos iónicos intercambian las partes negativa y positiva, para dar dos compuestos distintos.

AB +

CD

AD

+

CB

Ejemplo: Cuando se mezclan soluciones acuosas transparentes de nitrato de plomo (II) y yoduro de potasio, se lleva a cabo una reacción de desplazamiento doble y en la mezcla aparece un sólido amarillo. Este sólido es yoduro de plomo II y precipita porque es insoluble en agua, como se muestra en la figura.

La ecuación es: Pb(NO3)2 ( ac )

+

2 KI ( ac )

PbI2 ( s )

+ 2 KNO3 ( ac )

Otros ejemplos de este tipo de reacción pro en compuestos orgánicos son los siguientes: • los derivados halogenados reaccionan con los alcoholes, como se aprecia en la siguiente ecuación: CH3-CH2 –Cl •

NaOH

CH3-CH2-OH +

NaCl

los ácidos carboxílicos reaccionan con un alcohol para dar esteres.

CH3-COOH

11

+

+

CH3-OH

CH3-COOCH3

+

H2O

Reacción de adición Ocurre en los dobles enlaces de los alquenos Durante una reacción de adición se rompe una de las ligaduras del doble enlace, permitiendo que cada uno de estos átomos de carbono con un átomo o grupo adicional.

Ejemplo: El proceso de hidrogenación de alquenos se emplea en la industria para para la conversión de aceites vegetales insaturados (líquidos) en grasas saturadas quese usan para fabricar mantecas vegetales semisólidas. La hidrogenación también se usa para fabricar margarinas.

CH2=CH2

+

H2

CH2- CH2 | | H H

Casi todo el etanol que se produce de manera sintética en la industria se produce mediante la reacción del eteno con agua, el producto llamado etanol industrial o sintético se emplea como disolvente o como combustible y no se puede beber, la ecuación es: CH2=CH2 + H2O CH3-CH2-OH Siendo este otro ejemplo de reacción de adición Reacciones de síntesis o reacción de combinación Es cuando dos o más sustancias (elementos o compuestos) reaccionan para producir un solo compuesto.

Se representa por: 24 A + B AB

12

REACTIVOS

EJEMPLOS 2 H2 (g) + O2(g) 4 Al + 3 O2 Na2O + H2O CO(g) + O2(g)

Dos elementos Dos compuestos Un elemento y un compuesto

2 H2O(l) 2 Al2O3 2NaOH CO2(g)

Resumiendo, una reacción de síntesis implica juntar elementos o compuestos paraformar otro compuesto.

Reacciones de descomposición Es aquella en la que un compuesto único se descompone en dos o más sustancias sencillas.

AB

A

+

B

Ejemplo: Cuando el nitrato de amonio se calienta a temperatura elevada, se degrada explosivamente en monóxido de nitrógeno y agua: NH4NO3(s)

N2O(g)

2 H2O(g)

Otro ejemplo de reacción de descomposición es el proceso de electrólisis en do0nde el agua se descompone en presencia de una corriente eléctrica produciendo hidrógeno más oxígeno, según se muestra en la siguiente ecuación:

13

2 H2O(l)

2 H2(g) +

O2(g)

Cuando se calientan compuestos que contienen cloratos, se descomponen produciendo el cloruro metálico y el oxígeno gaseoso, los cloratos se emplean en fuegos artificiales y en luces para la señalización de caminos.

La ecuación es: 2 KClO3(s)

2 KCl(s) + 3 O2( g )

Reacción de eliminación La reacción de eliminación sirve para formar nuevos enlaces, ocurre en compuestos orgánicos como los derivados dihalogenados vecinales o en derivados dihaolgenados en los extremos para dar en el primer caso alquenos y en el segundo cicloalcanos.

14

Ejemplos: CH3-CH-CH-CH3 | | Cl Cl

+

2 Na

CH3-CH=CH-CH3 + 2 NaCl

CH2-CH2-CH2-CH2 | | Cl Cl

+

2 Na

+ 2 NaCl

Reacciones de ácido- base En el proceso de digestión, se produce en el estómago ácido clorhídrico y enzimas que ayudan a la descomposición de los alimentos, en ocasiones se produce más ácido del que se necesita y entonces se siente un malestar pues este ácido irrita las paredes del estómago y se dice que hay “acidez estomacal”, para sentirse mejor se necesita una reacción ácido – base que la proporcionara aquel medicamento que contenga algún antiácido.

De hecho, ingerimos alimentos y bebemos líquidos que contienen ácidos y bases y como ya vimos nuestro propio organismo los produce, es tan importante esto que el mantenimiento de un delicado balance entre los ácidos y las bases de nuestro organismo es un asunto de vida o muerte.

15

En los hogares muchos de los productos usados comúnmente en la limpieza sonácidos y bases.

La reacción de un ácido con una base se llama reacción de neutralización.

En la mayoría de los casos la reacción entre el ácido y la base produce agua y sal.

Ejemplo: NaOH ( ac ) + HCl( ac )

NaCl( l )

+H2O( ac )

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La neutralización es una reacción de doble sustitución, la fuerza que impulsa a la neutralización, es la reacción de los iones H+ con los iones OH-, para formar moléculas covalentes de agua.

La reacción anterior se puede representar como una ecuación iónica.

H+(ac)

+ Cl-(ac) + Na+ (ac) + OH- (ac)

H2O( l ) + Cl-(ac) + Na+ (ac)

Si se omiten los iones Cl- y Na+ , llamados iones espectadores , se tiene una ecuación iónica neta que se representa como : H+

(ac) +

OH- (ac)

H2O( l)

El CaSO4 es un componente del cemento, cartón de yeso, argamasa, papel y pintura, se obtiene como producto de la siguiente ecuación, siendo un ejemplo más de la reacción ácido- base: H2SO4(ac) + Ca(OH)2(ac)

2 H2O + CaSO4(s)

En la vida diaria tenemos muchos ejemplos de reacciones de ácido- base; la textura suave de los pasteles se debe a la química ya que cuando reacciona el bicarbonato de sodio y un ácido seco como el crémor tártaro se mezclan con agua, al efectuarse la reacción ácido – base se produce dióxido de carbono gaseoso, el cual queda atrapado en la masa.

Balanceo de ecuaciones.

El balanceo de una ecuación química consiste en la determinación de los coeficientes numéricos que se anteponen a las fórmulas de los elementos y compuestos participantes en una reacción química, para que se cumpla la ley de la conservación de la materia.

Es decir, debe de haber el mismo número de cada elemento en ambos lados de la ecuación.

Para balancear las ecuaciones de las reacciones que se efectúan con cambio en el número de oxidación se utiliza el método REDOX, siguiendo pasos recomendados, los que se explican a continuación.

Reglas para calcular la valencia de los elementos que participan en una ecuación.

• • • • •

Los elementos libres, es decir sin combinar, tienen valencia cero, por ejemplo: Fe 0 , S 0. Lo mismo aplica para las moléculas diatómicas de gases, ejemplo: Cl2 0, O2 0.

El oxígeno tiene número de oxidación de - 2 El hidrógeno tiene numero de oxidación de + 1 Los halógenos Cl, Br, I, F, tienen número de oxidación de - 1 cuando forman compuestos binarios.

En las moléculas eléctricamente neutras compuestas de dos o mas elementos diferentes, la suma total de los números de oxidación de todos los elementos 17

debe ser igual a cero.

Existen varios métodos para balancear las reacciones de Oxido-Reducción, como el algebraico que a continuación se explica.

Los pasos a seguir serían: • Tener una ecuación completa • Escribir las valencias de cada elemento de la ecuación, siguiendo las reglas mencionadas anteriormente • Buscar los elementos que sufrieron cambio en sus valencia • Escribir con estos dos ecuaciones en donde se muestre para cada uno el número de electrones ganados o perdidos , según sea el caso • Se elaboran las ecuaciones simultaneas ,es decir la ecuación en la que se expresa el número de electrones ganados se multiplica por el número de electrones perdidos y viceversa; así se igualan los coeficientes de e los electrones para eliminarlos por suma algebraica, y cumplir la regla de el número de electrones ganados es igual al número de electrones perdidos.

• Se introducen los coeficientes así obtenidos en la ecuación original, anteponiéndolos al compuesto que sufrió cambio • Se cuenta el número de cada elemento en ambos lados de la ecuación, dejando los átomos de oxigeno y de hidrógeno al final del conteo • Si la ecuación no queda balanceada se procede a terminarla por el método de tanteo.

Ejemplo balancear la siguiente ecuación: S + HNO3 H2O +

SO2

+

NO

+

NO

Calcular valencias: 0

+1+5 -2

+1 –2

HNO3

S +

H2O

+4 –2

+

SO2

+2 -2

Identificar los elementos que cambian, anotando el # de ē ganados o perdidos, estableciendo las ecuaciones simultaneas correspondientes: 0

+4

S

3(

-4ē

+5

4(

N

S ) +2

+3ē

N ) _

Igualar los electrones ganados y perdidos para eliminarlos, los demás átomos se bajan tal y como están por no ser términos semejantes: 0

+4

3 S

- 12

ē

3 S

+ 12

ē

4N

+5

+2

4 N

_ 0

+5

3S+ 4N

+4

+2

3 S + 4N 18

COEFICIENTES Los coeficientes se introducen en la ecuación original: 3 S + 4 HNO3

H2O

+

3 SO2

+

4 NO

Contar el número de cada elemento en ambos lados de la ecuación: S=3

N =4

O =12 H =4

S=3 N=4 O= 11 H=2

Como la ecuación no esta balanceada , terminarla por tanteo: 3 S + 4 HNO3

2 H2O

+

3 SO2

+

I2

HIO3 +

NO2

+ H2O

0

+1+5 –2

+2 –2

+1 -2

I2

HIO3 +

NO2

+ H2O

4 NO

Contar de Nuevo : S=3

N =4

O =12 H =4

S=3 N=4 O= 12 H=4

La ecuación ya esta balanceada.

Balancear la siguiente ecuación: HNO3

+

+1+5 –2

HNO3

+

+5

N

+4

+ 1 ē

0

I2

N +5

- 5 ē

I por cada átomo de Yodo se Pierden 5 ē , pero como hay

Como hay 2 átomos de yodo Toda la semiecuación se multiplica x 2 ( el I es diatómico) 0

2( I

+5

-5ē

0

I2

I) +5

- 10 ē

2I

19

+5

+4

10 ( N

+ 1 ē

N

- 10 ē

2I )

0

1(

)

+5

I2 +5

+4

10 N

+ 10 ē 10

N

0

+5

I2

- 10 ē 2

+5

0

10 N

+

I2

I +4

0

10 N

+2 I2

Los coeficientes se colocan en la ecuación original 10 HNO3

+

I2

2 HIO3 + 10 NO2

+ H2O

se cuenta el número de átomos de cada elemento: N = 10 I = 2 H = 10 O = 30

__ _

N = 10 I = 2 H = 4 _ O = 27

Se termina de balancear por tanteo 10 HNO3 N = 10 I = 2 H = 10 O = 30

+

I2

2 HIO3 + 10 NO2

_

N = 10 I = 2 H = 10 _ O = 30

17

+ 4 H2O

CINÉTICA QUÍMICA Cinética química es la parte de la química que estudia la velocidad o rapidez con que transcurren las reacciones químicas, y se refiere a la variación de las concentraciones de reactivos y productos con el tiempo.

Para que una reacción química tenga lugar no sólo es necesario que esté favorecida termodinámicamente, sino que, además, es necesario que se dé a una velocidad suficiente.

La combustión del fósforo de una cerilla es un fenómeno rápido, pero el fósforo permanece en contacto con el oxígeno del aire sin alterarse, a menos que el calor del roce inicie el proceso.

En algunos casos interesa acelerar las reacciones químicas, como en los procesos industriales de fabricación de productos. En otras ocasiones interesa retardar los procesos, como en la conservación de alimentos.

La cinética química estudia la velocidad a la que ocurren las reacciones químicas, los factores que la determinan, las leyes que las rigen y teorías que las explican.

La velocidad de reacción es una medida de la rapidez con que se forman los productos a partir de los reactantes. Algunas reacciones ocurren casi instantáneamente. En estas reacciones, con sólo ponerse en contacto los reactantes se transforman totalmente en productos. Las explosiones son ejemplos de reacciones inmediatas. Otras reacciones tienen velocidades tan lentas que pueden pasar años antes de que la reacción se complete. La mayoría de las reacciones químicas suceden a velocidades intermedias entre estos dos extremos.

Las velocidades de las reacciones químicas se miden, por la determinación de la disminución de la concentración de los reactantes, o del aumento de concentración de los productos, en un intervalo de tiempo específico.

En una reacción con una velocidad de reacción alta, el intervalo de tiempo para que ocurra dicha reacción es relativamente corto. Una reacción que se efectúa a velocidades menores, requiere más tiempo para realizarse.

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FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN La velocidad de una reacción química depende de muy diversos factores. Por ejemplo: • • • •

Freír patatas requiere menos tiempo que hervirlas, ya que el proceso discurre a más temperatura.

La ropa se lava mejor con un detergente más concentrado La combustión de carbón es más rápida si se pulveriza, tal como se hace en las centrales térmicas.

Colocando un trocito de miga de pan en un vaso de gaseosa, el desprendimiento de gas es muy rápido.

Así pues, además de la naturaleza de los reactivos, hay otros factores que afectan a la velocidad de un proceso, como son: la temperatura, la concentración de los reactivos, la superficie de contacto y la presencia de catalizadores.

•

Influencia de la temperatura. Según la teoría cinético-molecular, al aumentar la temperatura aumenta la velocidad y la energía cinética de las moléculas. En consecuencia: o Aumenta la frecuencia de los choques entre moléculas. o Aumenta el número de moléculas con energía suficiente para dar lugar a colisiones eficaces.

El aumento de la temperatura, en general, incrementa la velocidad de las reacciones químicas.

• Influencia de la concentración. La velocidad de una reacción, a escala microscópica, es proporcional al número de colisiones eficaces que tienen lugar. A más colisiones eficaces, más velocidad de reacción.

1 • Influencia de la superficie de contacto. Al aumentar el área de contacto entre los reactivos, el número de moléculas expuestas a colisiones con otras es superior. El nivel de división es máximo en las sustancias disueltas, por lo que las reacciones suelen ser muy rápida.

El aumento de la superficie de contacto entre los reactivos (sustancias molidas o disueltas) incrementa la velocidad de reacción.

Catalizadores La velocidad de algunas reacciones aumenta con la adición de pequeñas cantidades de otras sustancias que, por lo general, pueden recuperarse al final del proceso. Tales sustancias se llaman catalizadores Un catalizador es una sustancia que actúa en pequeñas cantidades, aumentando la velocidad l de una reacción sin consumirse en el proceso.

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Los catalizadores disminuyen la energía de activación (pasa de Ea a E’a siendo E'a<Ea), haciendo que la reacción transcurra por etapas intermedias diferentes.

Por ejemplo, la reacción de descomposición térmica del clorato de potasio para obtener oxígeno es difícil de efectuar, incluso calentando fuertemente.

2KClO3 (s) + Energía → 2KCl (s) + 3O3 (g) Pero si se mezcla un poco de MnO2 antes de calentarlo, el proceso es muy rápido y el MnO2 se recupera al final prácticamente sin cambio.

Catalizadores e industria química La importancia de los catalizadores en la industria química es excepcional. Gran parte de la investigación se centra en encontrar catalizadores para ciertos procesos o, por el contrario, en eliminarlos cuando favorecen reacciones indeseadas, como la corrosión de metales o la caries dental.

Algunos ejemplos de catálisis son: •

• •

La síntesis del amoníaco es una reacción muy lenta, aun cuando discurre a altas presiones y temperaturas. El químico alemán Fritz Haber descubrió que la presencia de hierro finamente dividido acelera el proceso y permite obtener NH3 a gran escala.

El V2O5 favorece el proceso de oxidación del SO2 a SO3, esencial en la obtención de ácido sulfúrico.

El rodio (Rh) se usa en la producción de HNO3 por oxidación del NH3.

Existen sustancias denominadas venenos que inhiben la acción de los catalizadores y causan grandes pérdidas económicas en la industria.

20

Catalizadores biológicos o enzimas El cuerpo humano es un sistema muy complejo de reacciones químicas vinculadas entre sí, y todas deben tener lugar a unas velocidades cuidadosamente reguladas. Estas reacciones requieren catalizadores específicos y eficientes, conocidos como enzimas.

ELas Las enzimas son catalizadores producidos por los seres vivos para aumentar la velocidad de los p los procesos químicos biológicos.

Desde el punto de vista químico las enzimas son proteínas con centros activos que actúan como “cerraduras” donde encajan como “llaves” las sustancias que reaccionan (sustrato) y sobre las que actúa la enzima.

Un veneno de la enzima puede bloquear el centro activo o deformarlo, impidiendo que el sustrato encaje bien.

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Unidad II BASES DE LA ESTEQUIOMETRÍA

Propósito : Resolver cálculos estequiométricos con base en las leyes ponderales para valorar su importancia, su cuantificación y equilibrio, aplicado a su vida diaria, procesos industriales, alimenticios y medio ambientales

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Ley de conservación de la materia La ley de conservación de la materia, conocida también como ley de conservación de la masa o simplemente como ley Lomonósov-Lavoisier (en honor a los científicos que la postularon), es un principio de la química que plantea que la materia no se crea ni se destruye durante una reacción química, solo se transforma.

Esto significa que las cantidades de las masas involucradas en una reacción determinada deberán ser constantes, es decir, la cantidad de reactivos consumidos es igual a la cantidad de productos formados, aunque se hayan transformado los unos en los otros.

Este principio fundamental de las ciencias naturales fue postulado por dos científicos de manera simultánea e independiente: el ruso Mijaíl Lomonósov en 1748 y el francés Antoine Lavoisier en 1785. Llama la atención que esto ocurriera antes del descubrimiento del átomo y la postulación de la teoría atómica, con la cual es mucho más sencillo explicar e ilustrar el fenómeno.

La excepción a la regla la constituyen las reacciones nucleares, en las que es posible convertir masa en energía y viceversa.

Junto a la equivalencia entre masa y energía, la ley de la conservación de la materia fue clave para la comprensión de la química contemporánea.

Antecedentes de la Ley de conservación de la materia La química de aquellos años entendía los procesos de reacción de manera muy distinta a la actual, en algunos casos llegando a afirmar lo contrario a lo que plantea esta ley.

En el siglo XVII Robert Boyle experimentaba al pesar metales antes y después de dejarlos oxidar. Este científico atribuía el cambio en el peso de estos metales a la ganancia de materia, ignorando que el óxido metálico que se formaba provenía de la reacción del metal con el oxígeno del aire.

Descubrimiento de la Ley de conservación de la materia Las experiencias que llevaron a Lavoisier al descubrimiento de este principio tienen que ver con uno de los principales intereses de la química de la época: la combustión. Calentando diversos metales, el francés se dio cuenta de que ganaban masa al calcinarse si se dejaban expuestos al aire, pero que su masa permanecía idéntica si estaban en envases cerrados.

Así, dedujo que esa cantidad extra de masa provenía de algún lado. Propuso, entonces, su teoría de que la masa no era creada, sino tomada del aire. Por ende, en condiciones 23

controladas, puede medirse la cantidad de masa de los reactivos antes del proceso químico y la cantidad de masa posterior, que deben ser necesariamente idénticas, aunque ya no lo sea la naturaleza de los productos.

Ejemplo de la Ley de conservación de la materia Un perfecto ejemplo de esta ley lo constituye la combustión de hidrocarburos, en la que puede verse al combustible arder y “desaparecer”, cuando en realidad se habrá transformado en gases invisibles y agua.

Por ejemplo, al quemar metano (CH4) tendremos la siguiente reacción, cuyos productos serán agua y gases invisibles, pero de una cantidad de átomos idéntica que los reactivos:

Introducción: Actualmente es de suma importancia este tema ya que cada vez los países basan su economía en el sector industrial, de tal forma que casi todo lo que utilizamos o consumimos es manufacturado por algún proceso químico o bien implica el uso de algún producto químico.

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Por medio de la estequiometría se obtiene el valor económico del producto y se puede determinar si es costeable su elaboración o no.

Definición de Estequiometría Es parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades, en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y de los productos de una reacción química a partir de las masas atómicas o volúmenes de sus constituyentes.

Estequiometría: Proviene de las raíces griegas: Stoicheion significa (Constituyente) y Metrein significa ( Medir ) por lo tanto etimológicamente significa: “Medir los Constituyentes”

Peso formula Es la suma de los pesos atómicos de todos los elementos de un compuesto expresada en uma.

Peso molecular Es la suma de las masas moleculares de todos los átomos que componen la molécula expresada en gramos.

24

Mol Una mol puede definirse como la cantidad de material que contiene el número de Abogado de partículas (6.02 X 1023 partículas / mol ).

Para un átomo una Mol es igual a la masa atómica exprersada en gramos.

Ejemplo: Un átomo de aluminio ( Al ) pesa 26.98 gr. y equivale a una mol de aluminio expresada en gramos.

Para las moléculas, una Mol es igual a la masa molecular expresada en gramos.

Ejemplo: Una molécula de CaO pesa 56.08 gr. y equivale a la suma de 1 átomo de calcio (40.08 gr) y un átomo de oxigeno (16 gr.) por lo tanto una mol de óxido de calcio es igual a 56.08 gr. mol.

Número de Abogado Es el número de átomos o moléculas contenidas en una mol de un elemento, el cual fue determinado por diferentes métodos y se expresa con una exactitud de seis cifras “6.02252 X 1023” a este número se le denomina número de Abogado en honor al físico italiano Amadeo Abogador quién fue el que lo determinó.

Volumen gramo molecular o molar Se le denomina volumen molecular que ocupa 1 mol de cualquier sustancia gaseosa en condiciones normales de presión y temperatura (NTP) es decir su valor es de cero grados centígrados y 760 mm de Hg y dicho volumen será siempre de 22.4 lts.

Ejemplo: Una molécula de Nitrógeno ( N2 ) que pesa 14 X 2 = 28 gr. en (NPT) ocupa un volumen de 22.4 lts.

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Átomo gramo de un elemento: Es el conjunto de átomos cuya masa total es en gramos numéricamente igual a la masa atómica de dicho elemento.

Leyes Fundamentales En estequiometría existen varias leyes siendo las principales: a) Ley de la conservación de la materia b) Ley de las proporciones definidas o constantes c) Ley de las proporciones múltiples a).- Ley de la conservación de la materia ( Antoine Laurent Lavoisier ) marca el inicio de la química moderna.

La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma

b).- Ley de las proporciones definidas o constantes Determina que todas las muestras de un compuesto dado contienen los mismos elementos en una misma relación de peso.

Esta Ley fue establecida por Joseph Proust donde indica que la proporción en la cual se combinan dos o más elementos para formar un compuesto dado es siempre la misma, ejemplo: 26

Al combinar zinc y azufre para formar sulfuro de zinc, la proporción de pesos entre zinc y azufre es invariablemente idéntica y su fórmula será siempre la misma, otro ejemplo es el agua la cual está constituida por 2 átomos de Hidrógeno 1 átomo de Oxigeno Tiene una composición en peso expresada con la proporción 1:8 ( uno es a ocho), debido a que atómicamente los hidrógenos pesan 2 y un oxigeno pesa 16.

c).- Ley de las proporciones múltiples Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento en los diferentes compuestos guardan una relación de números enteros pequeños.

Esta Ley fue establecida por John Dalton y se basa en sus estudios sobre la estructura atómica de la materia.

Ejemplo los óxidos de nitrógeno: N2O (óxido nitroso) ; NO (óxido nítrico); N2O3 (trióxido de dinitrógeno); NO2 (dióxido de nitrógeno) y N 2O5 (pentóxido de dinitrógeno).

Estos compuestos contienen nitrógeno y oxígeno en la relación ponderal (relación de peso de 14 gr. de nitrógeno a 8, 16, 24, 32 y 40 gr. de oxígeno las cuales están en las relaciones 1:2:3:4:5.

Relación Fórmula N 2O 1:1 1:2 NO N 2O3 1:3 N O2 1:4 N 2O5 1:5

Pesos moleculares 28 : 16 14 : 16 28 : 48 14 : 32 28 : 80

Relación en peso 14 de N por 8 de O Sacando la mitad a esta cantidad queda esa relación

Relación 14 : 8 14 : 24 14 : 40

Cálculos estequiométricos Se refiere al cálculo de los pesos relativos de las sustancias en los compuestos que toman parte en una reacción química.

Los símbolos además de expresar el nombre del elemento indican también su masa atómica, y la fórmula representa a la molécula al igual que su masa molecular. Por lo tanto los símbolos y las fórmulas poseen significado cualitativo y cuantitativo.

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Es decir una ecuación química señala las sustancias que intervienen en el proceso y además expresan la relación entre las masas o volúmenes que participan en ella.

Es importante que cada problema estequiométrico se debe de analizar para asegurarse a que tipo de relación corresponde es decir, de mol – mol, masa – masa, masa – volumen, etc.

A continuación se dan a conocer unas reglas que ayudaran a realizar los cálculos estequiométricos.

1.- Conocer la ecuación química correcta, balanceada, que corresponda a la relación.

2.- Determinar las moles o la suma molecular gramos de la (s) sustancias problemas mencionadas en gramos.

3.- En caso de que en la relación existan sustancias gaseosas, determinar el volumen del gas recordando que a la masa molecular gramo o mol de cualqu7ier gas en condiciones normales (NPT) le corresponde un volumen molar o volumen molecular gramo de 22.41 lts.

4.- Registrar los datos del problema debajo de la ecuación química en las fórmulas correspondientes con el objeto de plantear el problema y establecer la proporción ( regla de tres ).

5.-

Despejar la incógnita.

6.- Determinar el resultado.

Conversión entre masa y moles Las conversiones requieren el uso de unidades de medida por mol. Si se usan estas unidades con cuidado, el resultado del problema es completamente seguro.

Una mol de una sustancia es el peso en gramos numéricamente igual al peso fórmula o al peso molecular.

Ejemplo de gramos a mol: 32 g de Oxígeno constituyen 1 mol de moléculas de O2 Ejemplo de mol a gramos: 1 mol de moléculas de H2 es igual a 2 g.

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Si se descomponen 2.5 g de H 2 O2 a) ¿qué peso de H 2 O se forma ?

Convertir primero las cantidades dadas a moles.

2.5 g H 2 O2 X 1 mol = 0.0735 mol H 2 O2 34 g H 2 O2 Determinar mediante la ecuación el número de moles de la cantidad que se busca.

0.0735 mol H 2 O2 X 2 moles H 2 O = 0.0735 mol H 2 O 2 moles H 2 O2 Convertir los moles en las unidades que se piden 0.0735 mol H 2 O X 18 g. H 2 O mol H 2 O

= 1.32 g H 2 O

Cálculos con el número de Avogadro ( Número de átomos en una masa de un elemento) ¿Cuántos átomos hay en 8 gramos de azufre?

32.1 gramos es una mol de azufre ( S ), por lo tanto este número de gramos es la masa de azufre que contiene el número de abogado de átomos. Por lo tanto la cantidad de átomos en 8.00 gramos será.

8 gramos

x

1 mol 32.1 g

x

6.02 x 10 23 átomos = 1.50 x 10 23 átomos 1 mol 29

¿Cuál es la masa de un átomo de azufre? Utilizando el número de abogador.

1 átomo

x

32.1 g 6.02 x 10 23 átomos

= 5.33 x 10 23 gramos

Cálculos de composición (masa molecular de un compuesto químico) De acuerdo a la fórmula del compuesto se determina la masa molecular al hacer la suma de todos sus masas atómicas de todos los átomos que la constituyen.

Se llama masa molecular gramo o mol de un compuesto a su masa molecular expresada en gramos.

Ejemplo: Calcular la masa molecular gramo (1mol) del siguiente compuesto MgSO 4.

Masas atómicas Mg = 24 S = 32 O = 16

24 x 1 = 24 32 x 1 = 32 16 x 4 = 64 120 g La masa del MgSO4 = 120 gr.

Cálculos de composición porcentual La masa molecular de un compuesto representa el 100%, por lo que el tanto por ciento de la composición de cada elemento se determina mediante una proporción o regla de tres simple.

Ejemplo: Calcular la composición en % del cloruro de mercurio (HgCl2) Masas atómicas Hg = 200 Cl = 35.5 Se obtiene la masa molecular del compuesto

30

Hg = 200 x 1 = 200 Cl = 35.5 x 2 = 71 271 Se determina el porcentaje de cada átomo.

271

100%

271

100%

71 Cl

X

200 Hg

X

X = 26.19 % Cl

X = 73.80 % Hg

Se suman para obtener el por ciento 26.19 + 73.80 = 99.99 % ¿Cuál es la composición porcentual del trióxido de azufre ( SO3) Masas atómicas S = 32 O = 16 Se obtiene la masa molecular del compuesto S = 32 x 1 = 32 O = 16 x 3 = 48 80 g Se determina el porcentaje de cada átomo.

80

100%

32 S

X

80

100%

48 O

X

X = 40 % S

X = 60 % O

Se suman para obtener el por ciento 40 + 60 = 100 %

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Fórmulas empíricas y moleculares Fórmulas Empíricas Son aquellas que indican la relación correcta de átomos que se combinan para formar una molécula, pero no necesariamente representa la estructura real del compuesto.

Ejemplo: HO es la fórmula empírica de peróxido de hidrógeno H 2 O2 Fórmulas Moleculares Es la fórmula real de un compuesto. Representa el número de cada clase de átomos presentes en la molécula.

Ejemplo: La fórmula del cloruro de sodio es NaCl la cual indica que existe en esta molécula un átomo de sodio y un átomo de cloro.

Cálculos en reacciones En las ecuaciones químicas se observa que el número de átomos de reactivos debe ser igual al de los productos. Por lo tanto las ecuaciones balanceadas son de interés no solo en términos de que reacciona con qué para producir qué, sino también en términos de qué tanto reacciona, es decir que se puede detallar la información cuantitativa que una ecuación balanceada provee.

Mol - Mol Son problemas donde se calcula el número de moles de una sustancia, que ha reaccionado con, o se producen a partir de un cierto número de moles de otra sustancia.

Ejemplo: ¿Cuántas moles de oxígeno se pueden obtener por la descomposición de 4 molesde clorato de potasio (KClO3) Esqueleto de la ecuación:

KClO3 →

KCl + O2

Ecuación balanceada:

2KClO3 → 2 moles

2KCl 2 moles

32

+ +

3O2 3 moles

Por lo tanto la relación es: 2 moles de KClO3 3 moles de O2 4 moles de KClO3 X moles de O2 X = (4) x (3) 2

X = 6 moles de O2

De la ecuación balanceada se observa que de cada dos moléculas de clorato de potasio descompuesto se producen tres mol de O2 . Y por cuatro de clorato de potasio se obtienen seis de O2.

Cálculo en reacciones masa-masa Esta se utiliza para obtener de una ecuación balanceada, la cantidad en gramos de un reactivo se empleo en esta reacción o bien ¿cuántos gramos de otros reactivos se necesitan? o ¿cuántos gramos de producto se forman.

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de NO resultan de la oxidación de 36.0 gramos de amoniaco?

Las fórmulas para los reactivos son NH3 (g) para el amoniaco y O2 (g) para el oxígeno.

Los productos son: óxido nítrico (NO), y agua H 2O. Esqueleto de la ecuación: NH3 (g) + O2 (g) Ecuación balanceada:

NO (g) + H 2O

4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO (g) + 6 H 2O

Masas moleculares: N = 14 H=1 O = 16 Factor Molar: F.M = número de moles de sustancia deseada indicados por la ec. balanceada Número de moles de sustancia de partida indicados por la ec. Balanceada Factor Molar (F.M): F.M =

4 moles NO 4 moles NH3 33

Puesto que: 1 mol de NH3 = (14 + 3 (1) )g = 17 g Y

1 mol de NO = 14 + 16 = 30 g

Los factores de conversión son: 1 mol de NH3 gramos

y

30 gramos 17 1 mol de NO

Se obtiene: 36 g NH3

1 mol de NH3 17 g NH3

4 4

moles moles

NO NH3

30 g NO 1 mol de

NO

R = 63.5 g de NO Cálculos volumen-volumen Para solucionar estos problemas se tiene que tener en cuenta que una mol de cualquier sustancia gaseosa, ocupará en condiciones normales de presión y temperatura un volumen de 22.4 lts.

Ejemplo ¿Cuántos litros de dióxido de carbono gaseoso se producen en condiciones normales de temperatura y presión, cuando 35 litros de gas oxígeno a NPT, reaccionan con metano para producir dióxido de carbono y agua?

Datos a) Volumen de una molécula de O2 = 22.4 lts b) Volumen de 2 moles de O2 = 44.8 lts c) Volumen de 1 mol de C O2 = 22.4 lts d) Cantidad de oxígeno que se va a poner a reaccionar ( 35 lts.)

Ecuación balanceada CH4 + 2 O2 → CO2

+

2H2O

44.8 lts de O ------------------ 22-4 lts CO2 35 lts de O ----------------------- X X = 22.4 lts 44.8 lts

x

35 lts

X = 17 .50 lts de CO2

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Cálculos masa-volumen Para resolver este tipo de problemas es necesario conocer los datos de la masa molecular gramo y del volumen molecular gramo. Es importante señalar que en muchas ocasiones en los reactivos o productos de las ecuaciones químicas intervienen sustancias que son gases, los cuales se miden generalmente por volumen y no por masa. Pero se sabe que el volumen de un gas medido en condiciones normales equivale a (22.4 lts), por lo cual se puede calcular fácilmente el volumen ocupado por el número de moles.

Ejemplos: Calcular la masa del cloruro de sodio para producir 50 litros de ácido clohídrico, por reacción con el ácido sulfúrico.

Masas atómicas Na = 23 Cl = 35.5 Xg 50 lts

Na 23 Cl 35.5

NaCl + H 2SO4

x x

1 = 23 1 = 35.5 NaCl = 58.5

→ NaHSO4 + HCl58.5

X g = 50 lts 58.5 22.4 lts

22.4

X = 50 x 58.5 22.4 X = 130.58 g de NaCl

¿Cuántos litros de dióxido se obtienen al calentar 800 g de carbonato de calcio?

Masas atómicas Ca = 40 C = 12 O = 16

Ca 40 C 12 O3 16

x 1 = 40 x 1 = 12 x 3 = 48 CaCO3 = 100

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800g x lts

CaCO 3

→ CAO +CO2l100 22.4

800 g = X lts 100 22.4 lts

X = 800 x 22.4 100 X = 179.20 lts de CO2

Cálculo con reactivo limitante y en exceso Los cálculos para conocer la cantidad de producto, se basa en el reactivo que no está presente en exceso, es decir aquel que es utilizado en su totalidad en la reacción y se le denomina reactivo limitante.

Ejemplo: Si 15 gramos de Fe se hacen reaccionar con 15 gramos de H2SO4 para dar sulfatode fierro II (FeSO4) e hidrógeno (H2 ), ¿cuánto sulfato de fierro II se forma?

Planteamiento de la ecuación balanceada: Fe + H2SO4

FeSO4

+ H2

Se determinan los datos molares: a) 1 mol de Fe = 56 gr b) 1 mol de H2SO4 = 98 gr En base a estos datos se determina cuál reactivo no está en exceso, es decir cuáles el reactivo limitante.

En este caso se muestra que se requieren más gramos de H2SO4 que de Fe para producir una mol de FeSO4. Por lo tanto, se deduce que el Fe está presente en exceso.

Para realizar los cálculos se toma como base a los 15 gramos de H2SO4 el cual se determinó que constituye el reactivo limitante. a) 1 mol de H2SO4 = 98 gr. b) 1 mol de FeSO4 = 152 gr. c) Reactivo limitante 15 gr. de FeSO4

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Planteamiento del problema: 98 gramos de H2SO4

152 gr FeSO4

15 gramos de H2SO4

X

Despeje: X=

15 gramos de H2SO4 X 152 gr FeSO4 98 gramos de H2SO4

Resultado: X = Se Forman 23.26 gr. de FeSO4 Porcentaje de rendimiento Es importante mencionar que, en una reacción química, la cantidad que se obtiene como producto es generalmente menor a la cantidad calculada a partir de las relaciones estequiométricas.

Debido a lo anterior se considera que este menor rendimiento puede deberse a diferentes causas que a continuación se mencionan: a) Que las sustancias comerciales puedan contener impurezas b) Que alguno de los diferentes reactivos no reaccione totalmente c) Que se produzcan reacciones laterales que den nuevos productos d) Que alguno de los productos pueda reaccionar para formar de nuevo los reactivos originales.

Por lo tanto, cualquiera que sea la causa es probable que se obtenga menor producto que el estimado en los cálculos realizados. Por lo cual se requiere conocer el porcentaje de rendimiento real que se obtiene ya que industrialmente para que una reacción sea comercialmente importante debe de contar con un buen porcentaje de rendimiento del producto deseado.

Definición del porcentaje de rendimiento: Porcentaje de rendimiento = producción real X 100 producción teórica Ejemplo: El gas eteno CH2 =CH2 conocido comúnmente como etileno, reacciona con oxígeno para formar el óxido de etileno (C2H4) considerado como un importante compuesto comercial.

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Fórmula balanceada.

2 C2 H4 (g) + O2 (g)

2 C2 H4 O(g)

Si se obtiene 325 g de óxido de etileno a partir de 275 g de eteno ¿cuál es el porcentaje de rendimiento?

La producción teórica se obtiene por medio de cálculos estequiométricos estándarpara saber que tanto óxido de etileno se puede formar con 275 g de eteno.

El factor molar es: 2.00 moles de 2 C2 H4 O 2.00 moles de C2 H4 1 mol de C2 H4 = 2 (12.0) + 4 ( 1.00 ) b= 28.00 g 1 mol de C2 H4 O = 2 (12.0 ) + 4 ( 1.00) + 16.00 = 44.00 g Los factores de conversión son: 1.00 moles de C2 H4 28.0 g de C2 H4

y

1.00 moles de C2 H4 0 44.0 g de C2 H4 O

La producción teórica es: 275 g

C2 H2 1.00 moles de C2 H4 28.0 g de C2 H4

2 moles de C2 H4 0 2 mo0les de C2 H4

44 g. de C2 H4 0 1mol de C2 H4 0

Producción teórica = 432.14 de C2 H4 0 Porcentaje de rendimiento es: Producción real

X 100

= 325 gramos X 100 = 75.207 %

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Formula Mínima.

La fórmula mínima también se conoce como fórmula empírica, ya que surge como interrogante después de un análisis químico. En las formulas mínimas los subíndices de los elementos están escritos con el número más pequeño o mínimo con el cual dicho elemento está compuesto Para el cálculo de la formula mínima se emplea el siguiente procedimiento: 1.- Si los datos están dados en porcentajes (%), establece el cálculo sobre 100g, es decir en lugar de escribirlo como porcentaje, escríbelos por medio de la unidad de gramos.

2.-Convierte los gramos de cada elemento en moles, simplemente dividiendo entre la masa molar del elemento.

3.- Divide cada valor obtenido del paso 2 por el valor más pequeño. Si el número obtenido no se encuentra próximo a un entero, multiplica cada uno de los valores obtenidos, de manera que finalmente se obtengan números enteros.

4.- Los números enteros obtenidos son los subíndices de los átomos de la fórmula mínima.

Ejemplos:

El mercurio (Hg) forma un compuesto con el cloro (Cl) cuya composición porcentual es de 73.9% de Hgy 26.1% de Cl, en masa ¿Cuál será la formula empírica del compuesto?.

Pasos: 1.- Se escriben los porcentajes en base a 100 g, teniendo entonces 73.9% de Hg y 26.1 g de Cl. 2.- Se calculan los moles de Hg y Cl de la siguiente manera: Hg: 73.9g/200.6g/mol= 0.3684mol Hg

Cl: 26.1g/35.45 g/mol= 0.7362mol Cl

3.- Se divide cada valor obtenido del paso 2 entre el número más pequeño de ellos Cl: 0.7362mol/0.3684mol= 1.99=2

Hg: 0.3684mol/0.3684mol= 1

4.- Por último, se escribe la formula, tomando en cuenta los valores obtenidos en el paso 3.

HgCl2 39

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Unidad III Disoluciones y su Importancia

Propósito : Aplicar los conceptos de diluciones para el cálculo de concentraciones en unidades físicas y químicas, además de la diferenciación en las medidas de pH de distintas sustancias de uso común, valorando su importancia en el entorno.

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Las soluciones son mezclas homogéneas: su importancia es evidente cuando se comprende que la mayoría de las reacciones químicas que ocurren en la naturaleza, así como en las industrias químicas, ocurren en solución. Por ejemplo, si los alimentos no están en solución no pueden ser absorbidos por la sangre.

Una solución generalmente se forma cuando un gas, un líquido o un sólido se disuelve en un líquido llamado solvente; los gases y los sólidos pueden actuar como solventes. La sustancia disuelta se llama soluto.

Solución: Es una mezcla homogénea de un soluto y un solvente.

Componentes de una Solución Soluto: Es la sustancia que va a disolverse en el solvente. (disolvente) Disolvente o Solvente: Es la sustancia que va en mayor cantidad en una solución y va a disolver al soluto.

Las soluciones son muy importantes en la química y en la industria y se usan en la vida cotidiana. Muchos productos alimenticios y medicinas son soluciones, así como muchas sustancias químicas domésticas, tales como los líquidos limpiadores y alcohol para desmanchar. La gasolina que se usa en los automóviles es una solución y el agua que tomamos de la llave es una solución.

A menudo se preparan soluciones especiales para usos específicos y muchas se encuentran naturalmente. Una solución puede contener dos o más componentes, los cuales están tan íntimamente mezclados que las partículas que constituyen los componentes están entremezcladas esencialmente en una base atómica, molecular o iónica. Los tipos de partículas que se tengan dependen de la naturaleza de los componentes. Como resultado del alto grado del entremezclado de las partículas de los componentes de una solución y las fuerzas de interacción que existen entre ellas, los componentes de una solución no pueden separarse por filtración. De hecho, los componentes de una solución, sólo pueden separarse mediante métodos de separación más complicados.

Solubilidad El etanol y el agua se mezclan entre sí en todas proporciones para formar una solución. Se dice que este tipo de líquidos son perfectamente miscibles. Por otra parte el aceite y el agua son inmiscibles no se mezclan entre sí.

Factores que afectan la solubilidad La concentración de una cierta solución saturada depende de la naturaleza del solvente, la naturaleza del soluto, la temperatura y la presión.

Tipos de Soluciones Las soluciones pueden clasificarse de acuerdo al estado físico de sus componentes o de acuerdo a su concentración.

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Soluciones de acuerdo a su estado físico de sus componentes.

Se clasifica como sólida, líquida y gaseosa. solución sólida. En ella el soluto es sólido y el solvente también. Se usa en la fabricación de alambres de varios tipos o joyería, amalgamas, etc. solución liquida. En ella el solvente es líquido y el soluto puede presentar cualquier estado físico presentando al final una sola fase. Se encuentran en las bebidas alcohólicas (alcohol disuelto en agua líquido-líquido), bebidas refrescantes (azúcar disuelta en agua sólido-líquido), refrescos carbonatados (bióxido de carbono CO2 disuelto en agua gas-líquido). solución gaseosa. En ella el soluto es gas y el solvente también es gas. Ejemplo el aire que respiramos.

Soluto sólido líquido gas sólido líquido gas sólido líquido

Disolvente líquido líquido líquido gas gas gas sólido sólido

Tipos de Soluciones Ejemplo Salmuera (cloruro de sodio en agua) Anticongelante (alcohol en agua) Agua de soda (dióxido de carbono en agua) Naftaleno en aire (sublimación de las bolas de naf) Aire húmedo (vapor de agua en aire) Aire (oxigeno en nitrógeno) Bronce (zinc en cobre) Amalgamas (mercurio en oro)

Soluciones de acuerdo a su concentración.

Las soluciones pueden encontrarse en diferentes concentraciones, es decir en proporciones diferentes entre el soluto y solvente.

Solución concentrada

solución diluida

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solución sobresaturada

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En el caso de tomar un té diluido, solo agregas un sobre de té, pero si te gusta más concentrado agregas 2 o 3 sobre de té.

La solución sobresaturada, sería el ejemplo de un pastel al que se le agrega mucha azúcar, chocolate, disuelta en agua o leche y posteriormente se calienta a una temperatura bastante alta.

Soluciones diluidas.

Son aquellas que tienen una cantidad de soluto muy pequeña con relación a la cantidad de solvente que contienen.

Ejemplo el agua potable, contiene pequeñísimas cantidades de soluto disueltas en gran cantidad de agua, o al disolver una cucharadita de azúcar en una jarra de agua.

Soluciones Concentradas.

Son aquellas que en comparación con las soluciones diluidas contienen mayor cantidad de soluto en la misma cantidad de disolvente.

Ejemplo al disolver diez cucharaditas de azúcar en un litro de agua, o bien losconcentrados de sabores para preparar bebidas.

Soluciones saturadas Estas contienen una cantidad de soluto tal, que sus moléculas se encuentran disueltas en equilibrio, con las moléculas que aún no se han disuelto.

En la preparación de estas soluciones, la temperatura debe de permanecer constante, ejemplo, cuando al agregar azúcar en agua, esta deja de disolverse, se observan los cristales no disueltos, entonces sus moléculas están en equilibrio.

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Soluciones sobresaturadas Esta solución contiene mayor cantidad de soluto disuelto que las soluciones saturadas, estas requieren de temperatura para aumentar su solubilidad.

Ejemplo, la solución de azúcar con agua preparada anteriormente, se calienta para que se pueda disolver y una vez fría no se observan los cristales de soluto.

Formas de expresar la Concentración de las soluciones.Concentración expresada en unidades físicas.

Cuando se quiere expresar la concentración de una solución, se puede obtener de diferentes formas. En la industria, la medicina, laboratorio se puede usar cualquiera de ellas. a) Peso del soluto por volumen de solución Esta forma se expresa generalmente el gr/lts Ejemplo: cuando 25 gramos de azúcar se disuelven en 1 litro de agua. Su expresión queda así: 25gr/l.

Problema: 1. ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio (sal de cocina), se requieren parapreparar 8 litros de una solución que contenga una concentración de 30 gr/l ? soluto solución 30 gr ----- 1 litro x ----- 8 litros

x = 8 lts x 30gr 1 lt

x= 240 gr.

2. ¿Cuál será la concentración de una solución que contiene 40 gramos CaS (sulfuro de calcio) disueltos en 2000 ml de agua? Expresar el resultado en gr/l y gr/ml soluto

solución

40 gr -----

x

-----

2 lts

1 lt

x= 40 gr x 1lts

2

x= 20 gr/l

lts

b) Porcentaje en masa (%) Es la masa de soluto medida en gramos que hay en 100 gramos de solución.

Ejemplo: Cuando se tiene una solución de agua con azúcar al 30%, significa que por cada 30 gramos de azúcar (soluto) hay 80 gramos de solvente, dando juntos 100 gramos de solución.

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Problema 3. ¿Cuántos gramos de KOH se requieren para preparar 50 gramos de unasolución cuyo porcentaje de masa sea de 2.5% soluto 2.5 gr x gr

solución -------- 100 gr ------50gr

x = 50 gr x 2.5 gr 100 gr x = 1.25 gr de soluto se requieren

Concentración expresada en unidades químicas MOLARIDAD Una solución molar es aquella que contiene una mol de soluto en un litro de solución.

La fórmula queda expresada así: n = m (gramos)_ PM (gramos/mol)

M = Moles de soluto(n) litros de solución (v )

en donde: n= no. de moles (moles) m= masa (gramos) PM= peso molecular (gr/mol)

Cálculo del Peso o Masa Molecular de un compuesto HCl

H= 1 Cl= 35.5 = 36.5 gr Al2(SO4)3 Al = 27 x 2 = 54 S = 32 x 3 = 96 O = 16 x12 = 192 342 gr

1 Mol HCl =36.5 gr/lt (peso molecular)

1 Mol Al2(SO4)3 = 342 gr/l (peso molecular)

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Ejemplo: Cuando se tiene una solución 2M de NaCl , se refiere a que 2 moles de NaCl (soluto) se encuentran disueltos en 1 litro de solución, considerando que una mol equivale al peso molecular del compuesto, 1 mol de NaCl tiene 58.5 gramos entonces 2moles de NaCl tienen 116 gramos disueltos en un litro de solución.

58.5 gr ----------- 1 mol x ------------ 2 mol

x=

58.5 gr x 2 moles 1 mol

x = 116 gr de NaCl disueltos en un litro

Paso 1

Paso 2

Paso3

Paso 4

Preparación cuantitativa de una Solución Preparar soluciones es una parte importante del trabajo de laboratorio.

En el paso 1 se pesa el soluto. En el 2 se transfiere a un matraz volumétrico, que admite un volumen conocido. En el paso 3 se añade suficiente agua para disolver el soluto y después se añade más agua hasta que la solución tenga el volumen indicado por la marca de aforo en el matraz. En el 4 la solución se agita, se almacena en un recipiente con tapa y se rotula.

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Problemas: 4. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 32 gramos de KCl en 955ml de solución?

Peso molecular KCl = 74.6 gr/lt (1 mol) 32 gr KCl 955 ml solución

1 molKCl 74.6 gr KCl

1000 ml solución 1 lt solución

= 0.449 M de KCl

5. ¿Cómo se prepara un litro de una solución 1.5 M de NaCl ?

Peso molecularNaCl = 58.5 gr/lt (1 mol) 1.5 mol NaCl 1 lt solución

1 lt solución

58.5 gr NaCl 1 mol NaCl

= 87.75 gr NaCl

6. ¿Cómo se preparan 5 litros de una solución 2.5 M de glucosa C6H12O6 ?

Peso molecular C6H12O6 = 180 gr/lt (1 mol) 5 lts solución

2.5 mol glucosa 1 lt solución

180 gr glucosa = 2250 gr glucosa 1 mol glucosa

7. ¿Qué volumen de solución 3 Molar se pueden preparar con 200gramos de AgNO3? Peso molecular del AgNO3 = 169 gr/lt (1 mol) 200 gr solución

1 mol AgNO3 169 gr AgNO3

1 lt solución = 0.39 lt de solución 3 mol AgNO3

NORMALIDAD Una solución normal es aquella que contiene un equivalente gramo de soluto en un litro de solución.

La fórmula queda expresada así: N = equivalentes de soluto litros de solución equivalente químico =

masa molecular del soluto valencia total del radical o Ion

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Cálculo del equivalente gramo de los siguientes compuestos: H2SO4

masa molecular = 98 gr = 49 gr# de H sustituibles 2

Ba(OH)2 masa molecular = 171.3 gr = 85.6 gr# de OH en la molécula 2 HCl

masa molecular = H sustituibles

36.5 gr 1

= 36.5 gr# de

K3 PO3

masa molecular = 195.9gr = 65.3 gr# de valencia del radical 3

Problemas: 8. ¿Cuántos gramos de H2SO4 se necesitan para preparar 1.5 litros desolución 0.25N? La masa molecular del H2SO4 es 98 gr/lt H2SO4

masa molecular = 98 gr = 49 gr# de H sustituibles 2

1.5 lt solución 0.25 N H2SO4 1 lt solución

49 gr H2SO4 = 18.3 gr H2SO4 1 N H2SO4

9. Con 70 gramos de Ba(OH)2 ¿Qué volumen de solución 0.3 N se podrápreparar?

La masa molecular del Ba(OH)2 es 171.36 gr/lt Ba(OH)2 masa molecular = 171.3 gr = 85.6 gr # de OH en la molécula 2 70 gr solución

1 N Ba(OH)2 85.6 gr Ba(OH)2

1 lt solución = 0.3 N Ba(OH)2

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2.72 lt de solución

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10.-¿Qué Normalidad tendrá una solución que contiene 20 gr de NaCl disueltos en 2000 ml de agua?

La masa molecular del NaCl es 58.5 gr NaCl masa molecular

= 58.5gr =

# de valencias del ion 20 gr NaCl 2000 ml solución

58.5gr

1

1 N NaCl 58.5 gr NaCl

1000 ml solución = 1 lt solución

0.170 N de NaCl

Introducción Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección se tratarán los fundamentos de la química de los ácidos y las bases.

Principales teorías ácido- base. a) Robert Boyle En el siglo XVII, el escritor inglés y químico Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes características: Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases.

Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos.

Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después. b) Arrhenius A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para liberar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:

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H2O HCl

+

H+

Cl-

Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para liberar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):

H2O Na+

NaOH

OH-

+

La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas.

La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por que todos los ácidos liberan H+ a la solución (y todas las bases liberan OH-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y viceversa, es llamada Neutralización.

La Neutralización: Tal como puede ver arriba, los ácidos liberan H+ en la solución y las bases liberan OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H+ se combinaría con el ión OH- para crear la molécula H2O, o simplemente agua:

+

H+

H2O

OH-

La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal,tal como se muestra abajo:

Ácido

Base

Agua

Sal

HCl

+

NaOH

H2O

+

NaCl

HBr

+

KOH

H2O

+

KBr

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Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno. c) Bronsted y Lowry En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowrypublicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría deArrhenius. En las palabras de Brønsted, " Los ácidos y las bases son substanciasque tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry logró ampliar el concepto de Arrhenius sobre losácidos y las bases.

La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos comodonantes de protones porque un ión- hidrógeno H+ menos su electrón - es simplemente un protón).

Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, seguirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H+ de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo, actúa como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra a continuación: Ácido HCl

+

Base NaHCO3

Sal H2CO3

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+

NaCl

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Potencial de hidrógeno (pH) En la definición de Brønsted-Lowry, ambos, los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.

Los medidores pH son instrumentos que miden el pH exacto de una slución.

En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala PH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:

pH = log [H+]

Nota: la concentración es comúmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente, H+] = concentración de iónde hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución

Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H + de la concentración, ignorando el signo de menos).

La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H+] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H+] y un ácido más fuerte).

Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mientras mayor es el pH, más fuerte es la base).

Exactamente en el punto medio, en pH = 7, están las substancias neutras, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H+] y pH está mostrada en la tabla siguiente, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

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[H+]

pH Ejemplo

1 X 100

0

HCl

1 x 10-1

1

Ácido estomacal

1 x 10-2

2

Jugo de limón

1 x 10-3

3

Vinagre

1 x 10-4

4

Soda

1 x 10-5

5

Agua de lluvia

1 x 10-6

6

Leche

Neutral 1 x 10-7

7

Agua pura

1 x 10-8

8

Claras de huevo

1 x 10-9

9

Levadura

Ácidos

Bases

1 x 10-10 10

Tums® antiácidos

1 x 10-11 11

Amoníaco

1 x 10-12 12

Caliza Mineral - Ca(OH)2

1 x 10-13 13

Drano®

1 x 10-14 14

NaOH

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Unidad IV La Química en el Cuidado del Medio Ambiente

Propósito : Argumentar las implicaciones de la contaminación del agua, aire y suelo para reconocer el impacto en el medio ambiente y en la salud al concientizar sobre los riesgos en su vida y su entorno, así como su participación con propuestas de solución.

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Se denomina contaminación ambiental a la introducción en el medio natural de agentes de tipo físico, químico y biológico, que alteran las condiciones ambientales, provocando efectos dañinos para la salud, el bienestar y la habitabilidad de la vida animal y vegetal en general.

Agentes contaminantes pueden ser sustancias químicas (plaguicidas, herbicidas, cianuro, etc.), petróleo, radiaciones, gases contaminantes, residuos urbanos, entre otras cosas. Todos ellos, en general, pueden producir graves daños en los ecosistemas, si bien la principal razón de su producción son las actividades humanas asociadas a la industria, el comercio, la explotación minera, entre otros.

El medio puede ser un ecosistema, un lugar o un ser vivo y el contaminante cualquier sustancia química o energética.

Además lo ambiental es aquello perteneciente o relativo al ambiente en lo que se refiere a unas determinadas condiciones. Cuando se dice ambiental, este significa que es en el medio o entorno y esto se expande más allá del aire que respiras La contaminación ambiental es un fenómeno que afecta directa e indirectamente la salud de las poblaciones, no sólo de seres humanos, pues también altera el equilibrio de los ecosistemas”.

Cuando en un ecosistema hay presencia de sustancias que tienen efectos negativos o no deseados, hablamos de contaminantes. Si estos contaminantes mantienen en condiciones anormales el hábitat de las especies, pueden causar consecuencias terribles.

Hay dos tipos fundamentales de fuentes de emisión según su origen. Una es la contaminación de origen natural, que es generada por la naturaleza y la de origen antropogénico, producida por el hombre. De estas últimas la mayoría proviene de la vía industrial, de transporte y domésticas.

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Tipos de contaminación dependiendo del contaminante Otros nueve tipos de contaminación dependen del método contaminante ambiental y están relacionados con los tres anteriores. Es decir, los siguientes tipos se pueden dar en los tres anteriores, por separado o combinándose: •

Contaminación química. Cuando el contaminante es una sustancia química que procede normalmente de los usos industriales.

•

Contaminación radiactiva. Se deriva de la emisión de materiales radiactivos producto de accidentes en centrales nucleares o abandono deliberado de residuos radiactivos. El uranio enriquecido es el principal contaminante.

•

Contaminación térmica. Surge con la emisión de fluidos a elevadas temperaturas. Y es una de las causas del cambio climático.

•

Contaminación acústica. La actividad humana produce mucho ruido, y los altos decibelios en un determinado lugar por encima de sus niveles naturales marcan la contaminación.

•

Contaminación visual. Aquella que destruye de forma visual un paisaje natural, como las torres de energía eléctrica, vallas publicitarias, vertederos…

•

Contaminación lumínica. Se produce sobre todo por la noche en las ciudades y se debe a un exceso de iluminación artificial.

•

Contaminación electromagnética. Las radiaciones generadas por equipos electrónicos son las causantes de este tipo de contaminación.

•

Contaminación microbiológica. Se da sobre todo en aguas servidas, subterráneas y terrestres. Muy perjudiciales para los animales y el ser humano.

•

Contaminación genética. Afecta ante todo a las plantas cuando se produce una transferencia incontrolada de material genético en ellas. Perjudica de manera muy grave a la biodiversidad.

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Las fuentes antropogénicas que generan mayor contaminación ambiental son las siguientes: • • • • • • •

Tala excesiva de árboles.

Emisiones y vertidos industriales a la atmósfera y a la hidrosfera.

Extracción, procesamiento y refinamiento de combustibles fósiles (petróleo, carbón y gas natural).

Producción de energía con combustibles fósiles y otras fuentes no renovables.

Uso excesivo de automóviles y otros medios de transporte impulsados por gasolina o diésel.

Uso indiscriminado de plásticos y otros materiales derivados del petróleo.

Liberación de plásticos y objetos no biodegradables en espacios naturales.

La contaminación del agua se da cuando la composición de ésta se ve alterada por la presencia de alguna sustancia o agente contaminante. Es entonces cuando hablamos de agua contaminada. que es aquella que no solo no reúne las condiciones necesarias para ser utilizada para el consumo sino también, resulta nociva para los ecosistemas.

Cada vez es más común que lugares de agua limpia y cristalina como las aguas del rio Ganges se conviertan en un símbolo de la contaminación hídrica en el planeta. Y es que la contaminación del agua afecta ya a uno de cada tres habitantes, según estimaciones de la Organización de las Naciones Unidas (ONU).

Dentro de las causas de la contaminación ambiental, la alteración del agua por agentes contaminantes es una de las más graves dado la importancia de este recurso para la vida en el planeta.

Los principales factores contaminantes del agua son: •

Vertidos de aguas negras: fluidos cloacales, urbanos e industriales que no son tratados de forma adecuada.

•

Derrames de petróleo: provienen de perforaciones petroleras que tienen un accidente o una práctica inadecuada.

57

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Productos fitosanitarios: se usan para rociar los campos. Luego son absorbidos por la tierra y alcanzan las aguas subterráneas.

•

Deforestación: la tala indiscriminada de árboles provoca la aparición de bacterias en el suelo. Éstas se filtran en la tierra y contaminan el agua subterránea.

•

Aumento de temperatura: la contaminación térmica provoca una disminución del oxígeno del agua y altera toda su composición.

La OMS advierte que el consumo de agua contaminada se cobra, cada año, más de 50.000 muertes globales y transmite enfermedades como el cólera, la disentería o la fiebre tifoidea. El agua es vital para la vida. Sin embargo, su escasez es un problema mundial que debemos solucionar cuanto antes.

Los plásticos, los fosfatos y una mala depuración de desechos en algunas regiones del mundo son los principales contaminantes que convierte el agua en un recurso peligro para los seres vivos.

La emergencia climática está agravando este problema de forma considerable. Y es que el aumento de las emisiones de CO2 a la atmósfera provoca un aumento de la temperatura global que repercute en la temperatura de los océanos. Esto provoca que el agua se caliente y los niveles de oxígeno disminuyan convirtiendo mares y ríos en lugares inhabitables para las especies marinas.

El vertido de residuos al mar es otra de las fuentes contaminantes que provocan la contaminación del agua. La ONU asegura que más del 80% de las aguas residuales llegan a los mares y océanos sin depurar. Por ello, desde Fundación Aquae compartimos una serie de consejos para evitar la contaminación del mar.

Causas de la contaminación del aire La contaminación del aire es una mezcla de partículas sólidas y gases en el aire que respiramos.

Las principales causas de este tipo de contaminación se relacionan con la quema de combustibles fósiles como el carbón, el petróleo y el gas cuyo origen principal se encuentra en el sector industrial, la extracción de pozos petrolíferos y el transporte por carretera.

Las principales fuentes que producen gases contaminantes: •

La extracción de hidrocarburos de los campos de petróleo, de carbón y de gas.

•

La combustión de combustibles por el transporte.

•

El proceso digestivo de los bovinos por la masiva industria agrícola-ganadera.

•

La actividad microbiana en aguas servidas.

•

La combustión de bosques tropicales.

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El aumento de la emisión de gases de efecto invernadero es una de las principales causas de la contaminación ambiental. Y es que el aire de la atmósfera contiene gases naturales que cumplen funciones vitales para que la vida en nuestro planeta sea posible. Un ejemplo de ello es que estos gases son capaces de retener los rayos del sol que atraviesan las diferentes capas de la Tierra ayudando así a regular la temperatura y protegiendo al ser humano de la radiación ultravioleta.

Sin embargo, cuando estos gases aumentan de forma considerable se rompe el equilibrio natural.

Esto provoca efectos devastadores como el calentamiento global, el deshielo de los polos, la disminución de los recursos hídricos, el riesgo de supervivencia de miles de especies y alteraciones en el clima que repercuten en la vida de todos los seres vivos.

El cambio climático esta acelerando todos estos fenómenos. Las energías renovables, el reciclaje y una mayor concienciación ambiental por parte de la ciudadanía son clave para poner fin a la contaminación ambiental y sus efectos.

Causas de la contaminación del suelo El aumento del uso de compuestos químicos en diferentes productos y la mala gestión de los residuos son algunas de las causas más evidentes de la contaminación del suelo. Todas ellas tienen al ser humano como el principal causante provocando una alteración de la superficie terrestre. Algunos ejemplos de este tipo de contaminación ambiental se pueden ver en: •

Almacenamientos subterráneos: contienen líquidos y gases derivados del petróleo que entran en contacto con la tierra a través de las filtraciones de los conductos.

•

Pesticidas: es la principal causa de la contaminación del suelo por la gran cantidad de químicos que contiene y que la tierra absorbe hasta llegar al agua subterránea.

•

Residuos urbanos: basura doméstica y comercial que no es tratada de manera adecuada para evitar su negativo impacto ambiental. Aquellos desechos que no se descomponen permanecen cientos de años en la tierra y en el agua.

•

Residuos industriales: pesticidas, líquidos químicos y restos de combustibles y metales que provienen de la producción textil, papelera, alimentaria y petrolera.

•

La minería: el trabajo de una mina genera un enorme impacto ambiental en el ecosistema.

Ejemplo de ello son ciertos cambios en la morfología del terreno o la contaminación del aire y del suelo.

Los metales pesados, los hidrocarburos, los plaguicidas y sustancias ácidas son los principales contaminantes de la tierra. El problema de la presencia de estas sustancias es que son absorbidas por el suelo repercutiendo en la calidad de los cultivos. Las partículas contaminantes son absorbidas por la vegetación, que al ser consumidas por animales y seres humanos entran a forma parte de la cadena trófica.

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Consecuencias de la contaminación ambiental Son muchas las consecuencias que tiene la contaminación ambiental en nuestro planeta y todas ellas generan una gran preocupación por sus efectos en la salud tanto de nuestro medio natural como la de sus ciudadanos.

•

Calentamiento global

La principal consecuencia de la contaminación ambiental es el calentamiento global. Este fenómeno supone un aumento considerable de la temperatura del planeta de forma progresiva tanto a nivel atmosférico como en los mares y océanos.

El carbono negro, el ozono troposférico y el metano son los responsables de entre el 30% y 40% del calentamiento global, según Coalición Clima y Aire Limpio. Todo esto provoca que los veranos cada vez sean mucho más calurosos y que las temperaturas medias duren cada vez menos tiempo.

•

Desarrollo de enfermedades

La contaminación ambiental supone un riesgo para la salud humana así como para los seres vivos que habitan en los ecosistemas.

Según afirma la Organización Mundial de la Salud (OMS), la contaminación atmosférica, derivada de la presencia de agentes contaminantes como el monóxido de carbono, aumenta las posibilidades de padecer enfermedades o incluso provocar la muerte. Entre ellas, encontramos enfermedades respiratorias agudas, como la neumonía, y crónicas como el cáncer de pulmón y las enfermedades cardiovasculares.

•

Pérdida de la biodiversidad

La tala indiscriminada, la explotación excesiva de los recursos naturales y la emisión de gases contaminantes a la atmósfera amenazan la vida de miles de especies de animales y plantas. Esto se debe principalmente porque ven reducido su hábitat y provoca que algunas lleguen incluso a la extinción.

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En definitiva, la contaminación ambiental no hace más que alterar nuestro equilibrio natural. En nuestro lado está reducir sus efectos. Y es que entre todos debemos unir esfuerzos para caminar hacia la construcción de una sociedad mucho más responsable que logre comprometer a las diferentes generaciones con el cuidado y respeto de la naturaleza.

La Secretaría del Medio Ambiente, es el órgano encargado de la formulación, ejecución y evaluación de la política estatal en materia de conservación ecológica, biodiversidad y protección al medio ambiente para el desarrollo sostenible y le corresponde el despacho de los siguientes asuntos: • • • • • • • • • •

Aplicar y vigilar el cumplimiento de las disposiciones legales en materia de ecología y de protección al ambiente atribuidas al Ejecutivo Estatal.

Formular, ejecutar y evaluar el Programa Estatal de Protección al Ambiente.

Emitir los lineamientos destinados a preservar y restaurar el equilibrio ecológico y proteger el ambiente.

Establecer medidas y criterios para la prevención y control de residuos y emisiones generadas por fuentes contaminantes.

Establecer sistemas de verificación ambiental y monitoreo de contaminantes.

Implantar medidas y mecanismos para prevenir, restaurar y corregir la contaminación del aire, suelo, agua y del ambiente en general.

Promover la educación y la participación comunitaria, social y privada, para la preservación y restauración de los recursos naturales y la protección del ambiente.

Regular y promover la protección de los recursos de fauna y flora silvestres en territorio del Estado.

Emitir dictámenes técnicos para cuantificar el daño causado al ambiente.

Determinar el uso restringido de la infraestructura vial.

Algunas formas de ayudar a limpiar el aire, tienen una estrecha relación con los hábitos.

• • • • • • • •

Evita usar el automóvil principalmente durante las “horas pico”, planea tus recorridos para combinar rutas y reducir el número de viajes.

Utiliza vehículos no motorizados de forma frecuente. Muévete en bici o utiliza el transporte público.

No te estaciones en doble fila frente a escuelas, bancos o vías rápidas.

Usa adecuada y eficientemente la energía eléctrica, el gas y la gasolina.

Realiza mantenimientos periódicos a pilotos de estufas, tanques estacionarios y calentadores de gas.

Evita el uso de leña o papel para cocinar o calentar.

Evita quemar llantas y cohetes en fechas festivas.

Favorece el consumo de productos limpios, orgánicos.

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•

•

•

Reducir, reutilizar y reciclar Por supuesto, otra forma de reducir y evitar la contaminación ambiental es poner en marcha las 3R de la ecología: Reducir, Reutilizar y Reciclar, tanto por parte de los gobiernos como en las escuelas, los lugares de trabajo y cada uno en su hogar. Los tres aspectos son pilares para lograr controlar y reducir el problema de la contaminación en el mundo.

Reducir el consumo Finalmente, otro de los aspectos que tenemos que tener en cuenta es que gran parte de la contaminación ambiental que sufrimos se deriva de un estilo de vida consumista. Si, por el contrario, optamos por un estilo de vida más sostenible y autosuficiente, reduciremos parte de la contaminación ambiental derivada del consumismo actual. En este sentido, pensar dos veces las cosas antes de realizar una compra, alargar la vida útil de los productos como la ropa o la tecnología, comprar en tiendas y mercados de segunda mano, o simplemente comprender que no necesitamos muchas de las cosas que compramos por inercia, nos ayudarán a reducir la contaminación ambiental del planeta y, además, también nos permitirán ahorrar mucho dinero.

Evita los fuegos Nos referimos tanto a evitar fuegos artificiales (que producen contaminación de varios tipos), como a los fuegos para barbacoas o fogatas sin cumplir con las leyes de la región, entre otros. Los fuegos aunque estén bien controlados siempre provocan contaminación ambiental y, además, si se descontrolan son un gran peligro.

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BIBLIOGRAFÍA

Allinger, N.L. et al. Química Orgánica Editorial Reverté S.A. España (1975) Fessenden , R.,J. y Fessenden, J.S. Química Orgánica Grupo Editorial Iberoamérica Wadsworth Internacional Iberoamérica (1983) Morrison, R.T. y Boyd, R.N. Química Orgánica 2ª edición Fondo Educativo Interamericano S.A. México (1985).

Pine, S.H., Hendrickson,J.B., Cram,D.J., Haammond, G. S. 4º Ed.( 2º en español) McGraw-Hill México (1988).

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Química Orgánica

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