MÓDULO QUIMICA Cuaderno 2

Módulos de trabajo para los alumnos del último año del Nivel Medio/Polimodal.

Dirección de Articulación de Niveles Educativos

Universidad Nacional del Nordeste

A u t o r i d a d es Ministerio de Educación, Ciencia y Tecnología

Universidad Nacional del Nordeste

Lic. Daniel Filmus - Ministro

Arq. Oscar Vicente Valdés – Rector

Dr. Juan Carlos Pugliese - Secretario de

Dr. Héctor J. Zimerman – Vicerrector

Lic. Gustavo Crisafulli – Responsable

Med. Vet. Oscar Maccio – Secretario General Académico

Políticas Universitarias Área de Articulación

Prof. Aldo F. Lineras – Director de

Articulación de Niveles Educativos

Gobierno de la Provincia de Corrientes

Gobierno de la Provincia del Chaco

Dr. Horacio Colombi – Gobernador

Sr. Roy A. Nikisch – Gobernador

Dr. Eduardo Galantini – Vicegobernador

Dr. Eduardo A. Moro - Vicegobenador

Dr. Carlos J. Vignolo – Ministro de

Dr. Jaime L. Grabow – Ministro de

C.P. Rubén A. Ojeda – Subsecretario de

Prof. Martha Fassano –Subsecretaria de

Educación y Cultura Educación

Educación, Cultura, Ciencia y Tecnología Educación

Prof. Alejandra S. de Panseri – Directora de Enseñanza Media y Superior

DIRECCIÓN DE ARTICULACIÓN DE NIVELES EDUCATIVOS Prof. Aldo F. Lineras – Director de Articulación de Niveles Educativos Prof. Mariana Ojeda – Equipo de Apoyo Técnico Plácido Martínez 1383, Corrientes, Capital. (CP 3400) Tel /Fax: 03783 – 425314 / 464483 E –mail: [email protected]

ELABORACIÓN DEL MÓDULO

Coordinación Pedagógica

María Paula Buontempo

Coordinación del Módulo:

María Irene Vera Autoras

María Graciela Barrionuevo Alicia Cicuta Gloria Cristina Martínez María Irene Vera

Corrección de estilo

Olga Musimessi

Diseño y diagramación

Julieta Guidici Alberto Rolando Dahan

Octubre 2005

Prólogo El presente material es producto del Programa de Articulación Universidad Nivel Medio II que llevan adelante la Secretaría de Políticas Universitarias y la Universidad Nacional del Nordeste en convenio con los Ministerios de Educación de las Provincias de Chaco y de Corrientes. Se trata de una segunda serie de publicaciones que deben sumarse a las producidas durante 2003, como resultado de la primera etapa de nuestras acciones de articulación. En tal sentido, el presente nos encuentra firmes en el compromiso de trabajar cooperativamente con los demás actores educativos en un esfuerzo basado en la convicción de que la excelencia y calidad de la formación de los egresados se consigue pensando al sistema como tal. Por lo tanto, el tránsito desde los estudios medios hacia los superiores se constituye en espacio de especial referencia para las políticas que buscan asegurar la igualdad de oportunidades en educación, a la vez que son la base del mejoramiento en el ingreso y la retención en estudios superiores. Los equipos redactores han sido conformados con personal universitario y del nivel medio pues se ha buscado en todo momento que los aportes teóricos disciplinares puedan ser pensados a la luz de las prácticas docentes que utilizarán el material. Desde la Universidad Nacional del Nordeste confiamos en que el camino que hemos iniciado profundiza la democratización de nuestro sistema educativo pues el éxito de estas acciones aumentará las posibilidades de los estudiantes de encarar satisfactoriamente sus estudios superiores.

Arq. Oscar Vicente Valdés Rector - UNNE

"La mayoría de las ideas fundamentales de la ciencia son esencialmente sencillas y, por regla general pueden ser expresadas en un lenguaje comprensible para todos". Albert Einstein

In t r o d u c c i ó n Este Segundo Cuaderno Didáctico de Química, es la continuación del Primer Cuaderno Didáctico de Química y se elabora en el marco del Proyecto “Articulación entre la Universidad Nacional del Nordeste y el Nivel Medio/ Polimodal”. Pretende ser una herramienta de trabajo para que el alumno que cursa el Espacio Curricular “Química” del Nivel Medio/ Polimodal, guiado por su profesor, pueda desarrollar los temas más importantes que son generalmente objeto de estudio en cualquier ingreso a carreras

Cada Unidad,

universitarias vinculadas con la Química, como así también adquirir destrezas en la metodología de estudio de la asignatura. Está organizado en Unidades Temáticas para las cuales se formulan objetivos específicos, que junto con los contenidos intentan responder a lo que deben aprender los alumnos, y por tanto, a lo que es necesario enseñar. Dichos objetivos hacen referencia a la adquisición de conceptos, procedimientos y actitudes.

está estructurada de la siguiente manera:

• Introducción. • Mapas conceptuales • Desarrollo de contenidos conceptuales. • Ejemplos. • Actividades de fijación y de autoevaluación. • Recuadros al margen sobre la interrelación de contenidos. Para algunas actividades de fijación y todas las de autoevaluación se indican los resultados a los que se debe llegar, para que el alumno pueda autogestionar y controlar su proceso de aprendizaje. Esperamos que los Cuadernos Didácticos 1 y 2 correspondientes al Módulo de Química sean un material de trabajo y consulta permanente en las clases de Química, ya que han sido elaborados teniendo en cuenta las dificultades más comunes detectadas en nuestra labor aúlica durante el desarrollo de los temas allí tratados.

Con el desarrollo de los contenidos de estas unidades se pretende que el alumno logre: • Diferenciar propiedades de los compuestos inorgánicos y orgánicos. • Reconocer distintos tipos de reacciones inorgánicas y orgánicas • Elaborar estrategias que le permitan identificar y resolver situaciones problemáticas. • Obtener y seleccionar información utilizando diversas fuentes, tratarla de manera autónoma y crítica y transmitirla a los demás de manera organizada. • Conocer y valorar el desarrollo científico y tecnológico, sus aplicaciones e incidencias en su medio físico y social. • Participar en actividades de grupo con actitudes solidarias y tolerantes. • Valorar el conocimiento científico como un proceso sometido a evolución y revisión continua. • Adquirir hábitos de orden en el trabajo y precisión en el empleo de vocabulario técnico. • Ser capaz de comunicarse en forma oral y escrita. • Relacionar los conocimientos de química adquiridos con las aplicaciones tecnológicas y los fenómenos de la vida cotidiana. • Abordar las implicancias sociales y éticas que el empleo de la tecnología conlleva. Los invitamos a comenzar con el trabajo...

UNIDAD 1. ESTE Q U I O M E T R Í A .

INTRODUCCIÓN En esta Unidad comenzaremos a estudiar la naturaleza cuantitativa de las fórmulas químicas y las reacciones químicas. Analizaremos toda la información y relaciones que se deducen de las mismas. Esta área de estudio se denomina estequiometría, palabra que deriva del griego stoicheion: elemento, y metron: medida. La estequiometría es una herramienta indispensable en Química ya que muchos procedimientos de la vida diaria implican cálculos estequiométricos. Estrictamente, se refiere a la determinación de las masas o cantidades de otro tipo en que se combinan los elementos; pero actualmente se le da un sentido más amplio y se aplica a las relaciones entre las fórmulas y ecuaciones químicas. Para la resolución de las actividades, te aconsejamos que repases el “método del análisis dimensional” desarro-

llado en el Capítulo 1 del Cuaderno 1. También deberás entrenarte en la escritura de fórmulas químicas, según lo desarrollado en el Capítulo 4 del Cuaderno 1. Ahora aprenderás que las fórmulas químicas y las ecuaciones químicas que representan a las reacciones químicas, tienen un significado cuantitativo ya que los subíndices de las fórmulas y los coeficientes de las ecuaciones representan cantidades precisas. Antes de adentrarnos en aspectos cuantitativos de las fórmulas químicas exploraremos los conceptos de masa atómica relativa, masa molecular relativa y masa molar como así también volumen molar normal de un gas. Luego aprenderás a balancear ecuaciones químicas con y sin transferencia de electrones y a aplicar el concepto de reactivo limitante.

Al f i n a l i z a r e l d e s a r r o l l o d e e s t a unidad, se espera que seas capaz de: • Establecer relaciones de masa-moles-número de átomos o moléculas y volumen a partir de fórmulas y cálculos estequiométricos. • Interpretar el significado de los coeficientes estequiométricos presentes en una ecuación química. • Adquirir destreza en el empleo de factores unitarios para realizar cálculos estequiométricos. • Realizar cálculos en moles, en masas, de masas a moles y viceversa para cualquier par de especies involucradas en una reacción química. • Identificar el reactivo limitante de una reacción y calcular la cantidad en exceso de un reactivo. • Reconocer los diferentes tipos de reacciones químicas. • Adquirir destreza en el uso del método del ion electrón para balancear ecuaciones redox.

Ahora sí, te invitamos a leer detenidamente el breve desarrollo teórico de cada tema y los ejemplos resueltos, así podrás resolver las actividades relacionadas. Y no te olvides que solo con esfuerzo y dedicación alcanzarás las metas que te propongas…

Entonces; a trabajar!!!!

Modulo Química - UNNE Articulación

MASA ATÓMICA RELATIVA O MASA ATÓMICA (Ar) Experimentalmente se puede determinar la masa de un átomo en relación con la masa de otro átomo utilizado como referencia. Esta masa así determinada se denomina masa atómica relativa y la designaremos Ar. La masa atómica relativa es un número adimensional que expresa cuántas veces más pesado es un átomo del elemento que la uma. Su valor figura en la Tabla Periódica.

La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica. (uma). La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa del isótopo 12 C. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma, este átomo se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos.

Actividad Observa tu tabla periódica, ¿qué valor de masa atómica tiene asignado el carbono? ¡Investiga! ¿por qué no figura el número 12 sino un número muy aproximado? Reflexiona y luego define el concepto de masa atómica promedio. La masa atómica promedio de cada elemento (expresada en uma) también se denomina peso atómico. Para que apliques lo aprendido te sugerimos que, tomando como modelo los ítems resueltos, completes los espacios en blanco. Debes tener a mano tu Tabla Periódica 1) Relación entre un elemento X y su Ar a)

b) Elemento

Ar

Elemento

Ar

Cu Al B S Ni Si Ca Ag

63,54 26,98

Li Pd

6,94 106,4 83,80 35,45 74,92 207,20 30,97 183,85

2) Cálculo de la masa atómica promedio de los isótopos de un elemento químico (Ar) Calcula la masa atómica del silicio con los siguientes datos de sus isótopos: Para el silicio 28

Si (92,21%); masa = 27,97693 uma

29

Si (4,70%); masa = 28,97659 uma

30

Si (3,09%); masa = 29,97376 uma

A A A’ A’ Masa atómica relativa X= M( X)% X + M( X)% X 100

Masa atómica relativa Si (Ar)= 27,97693 . 92,21 + 28,97659 . 4,70 + 29,97376 . 3,09 =28,0856 100 pag. 17

Calcula para el boro: 10

B (19,6%); masa = 10,012939 uma

11

B (80,4%); masa = 11,009305 uma

R: 10,8140 g

MASA MOLECULAR RELATIVA (Mr) La masa molecular relativa (para compuestos moleculares) y masa fórmula relativa (para compuestos no moleculares) es la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que componen su fórmula. Es un número adimensional que expresa cuántas veces más pesada es la molécula considerada que la uma.

Se puede calcular la masa de las moléculas a partir de las masas atómicas de los átomos que las forman. A partir de la masa molecular se puede determinar la masa molar de una molécula o un compuesto. La masa relativa de un átomo o de una molécula se determina experimentalmente con un espectrómetro de masas. Para calcularla, es necesario multiplicar las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos, por el número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula (es el subíndice del elemento en la fórmula) y sumar la de todos los elementos. Por ejemplo, la masa molecular relativa del agua se calcula: Mr (H2O) = 2x Ar (H) + Ar (O) Mr (H2O) = 2x 1,008 + 16 = 18,016 ¿Has observado que es un número adimensional?

Actividad ¿Te animas a calcular la masa molecular relativa del ácido sulfúrico? Para ello: 1) Primero deberás escribir correctamente su fórmula. 2) Observa los subíndices que aparecen debajo de cada símbolo y guiándote por el ejemplo dado para el agua, resuelve la situación del ácido sulfúrico y luego procede de idéntica manera para los demás compuestos a) Mr ácido sulfúrico: b) Mr AlCl3 : c) Mr hidrógeno carbonato de aluminio: d) Mr Fe(OH)2: e) Mr dióxido de carbono: Por último te proponemos que elijas otros compuestos, escribas sus fórmulas, los nombres y procedas de igual forma.

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EL MOL Experimentalmente se ha determinado que el número de átomos que hay en esta cantidad de 12C es de 6,0221367 x 1023. Este número recibe el nombre de Número de Avogadro en honor a Amadeo Avogadro. A los fines del cálculo usaremos el valor de NA = 6,022x1023. Entonces…

Un mol de átomos = 6,022x10 átomos Un mol de moléculas = 6,022x1023 moléculas Un mol de iones = 6,022x1023 iones 23

El mol es la unidad utilizada por los químicos para expresar grandes cantidades de átomos, iones y moléculas. En el sistema SI el mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de 12C.

MASA MOLAR M = Ar g/mol M = Mr g/mol Si se conoce la masa atómica de un elemento también se conoce su masa molar. Si se conoce la masa molecular de un compuesto, también se conoce su masa molar. Para la interconversión de masas, moles, números de partículas y volumen se puede utilizar las siguientes relaciones: Usar número de Avogadro

Usar masa molar Masa (g)

Usar Vm,0

(Gas CNPT)

La masa molar (M) es la masa en gramos de un mol de partículas. Es numéricamente igual a la masa atómica relativa o a la masa molecular relativa pero expresada en unidades de g/mol.

Moles

Usar Vm,0

(Gas CNPT)

Número de átomos o de moléculas

Usar Vm,0

(Gas CNPT)

Volumen

La masa molar y el número de Avogadro se emplean como factores de número de átomos o de moles conversión para convertir gramos moléculas; como así también calcular la masa de un solo átomo.

VOLUMEN MOLAR NORMAL Este tiene un valor de 22,414 litros. Para los cálculos se considerará Vm,0 = 22,4 L. El volumen molar normal se emplea como factor de conversión, en el caso de gases en condiciones normales de presión y temperatura, para convertir masa, moles y número de átomos o moléculas en volumen y viceversa.

El volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura es el mismo y se conoce como volumen molar normal (Vm,0).

Cálculos estequiométricos a partir de fórmulas. La fórmula de una sustancia brinda una información muy valiosa de la que se pueden obtener factores de conversión apropiados. Por ejemplo la fórmula Cl2 representa: pag. 19

Cl2

Un mol de Cl2 6,022x1023 moléculas de Cl2 2x35,45 g Cl2 = 70,9 g de Cl2 2 moles de átomos de cloro 2x 6,022x1023 átomos de cloro 22,4 L Cl2

De esta información se deducen un gran número de factores unitarios, llamados así porque son cantidades equivalentes. Te damos a continuación ejemplos de algunos de ellos: 6,022

6,022 x1023 moléculas Cl2 =1 1mol Cl2

1mol Cl2 =1 moléculas Cl2

x1023

1mol Cl2 =1 70,9 g Cl2

70,9 g Cl2 =1 1mol Cl2

1mol Cl2 =1 24,4 L Cl2

24,4 L Cl2 =1 1mol Cl2

1mol Cl2 =1 2mol átomos Cl

2mol átomos Cl =1 1mol Cl2 6,022.1023 átomos Cl =1 1mol Cl2

1mol Cl2 =1 6,022.1023 átomos Cl 1mol Cl2 =1 2. 35,45 g Cl

2. 35,45 g Cl =1 1mol Cl2

De esta manera podríamos formar muchos otros factores unitarios para la resolución de ejercicios. ¡¡¡Para que lo tengas en cuenta!!!!

Para la resolución de los problemas debemos seguir los siguientes pasos: • Leer atentamente el enunciado del problema. • Anotar los datos e incógnitas. • Expresar correctamente la fórmula de la sustancia. • A partir de la fórmula armar el o los factores unitarios que se necesitan. • Aplicar la expresión Dato x

Ejemplos Cuántos: a) moles de Cl2. b) moléculas de Cl2. c) átomos de Cl.

Factor =X unitario estequiométrico

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d) litros de Cl2. e) moles de átomos de Cl están contenidos en 53,00 g de Cl2 a 25º C. a) Dato mCl2 = 53,00 g Cl2 Incógnita: número de moles de Cl2 (que representan los 53,00 g Cl2) Factores estequiométricos a utilizar: Aplicando la expresión Dato x 53,00 g Cl2 x

1mol Cl2 (mol 70,90 g Cl2

masa)

Factor estequiométrico

1mol Cl2 = 0,75 mol Cl2 70,90 g Cl2

b) Dato mCl2 = 53,00 g Cl2 Incógnita: número de moléculas de Cl2 (NA

masa)

23 Factor estequiométrico a utilizar: 6,022 . 10 moléculas de Cl2 70,90 g Cl2 Factor Aplicando la expresión Dato x estequiométrico 23 53,00 g Cl2 x 6,022 . 10 moléculas de Cl2 = 4,926 . 1023 moléculas de Cl2 70,90 g Cl2

c) Dato mCl2 = 53,00 g Cl2 Incógnita: átomos de Cl (NA de átomos

masa)

23 Factores estequiométricos a utilizar: 2 . 6,022 . 10 átomos de Cl 70,90 g Cl2 Factor Aplicando la expresión Dato x estequiométrico 23 53,00 g Cl2 x 2 . 6,022 . 10 átomos de Cl = 9,003 . 1023 átomos de Cl 70,90 g Cl2

d) Dato mCl2 = 53,00 g Cl2 Incógnita: Litros de Cl2 (Vm , o

masa)

Factor estequiométrico a utilizar: 22,4 L de Cl2 70,90 g Cl2 Factor Aplicando la expresión Dato x estequiométrico 53,00 g Cl2 x 22,4 L de Cl2 = 16,74 L de Cl2 70,90 g Cl2 e) Dato mCl2 = 53,00 g Cl2 Incógnita: moles de átomos de Cl (mol

masa)

2 . mol átomos de Cl 70,90 g Cl2 Factor Aplicando la expresión Dato x estequiométrico Factor estequiométrico a utilizar:

pag. 21

53,00 g Cl2 x 2 . mol átomos de Cl = 16,74 L de Cl2 70,90 g Cl2 ¡Ahora intenta resolver!!

Actividad Aplicando la metodología sugerida resuelve los siguientes ejercicios. a) ¿Cuál es la masa de hierro que contiene 1,50 moles de átomos de hierro? b) ¿Qué masa de plomo se necesita para que una muestra de este metal contenga 0,25 moles de átomos? c) En 12 g de ácido carbónico ¿cuántas moléculas están presentes? d) ¿Cuántos moles representan una masa de 105 g de ácido carbónico? e) Si contamos con una masa de 118,50 g de dióxido de carbono ¿Qué volumen ocupará en CNPT?

Ten en cuenta que si partimos del concepto de masa molar también se puede aplicar la relación:

Masa de muestra en gramos = número de moles (mol) x masa molar de la especie (g/mol) Por lo que podemos deducir que: n (mol) =

masa de muestra (g) masa molar de la especie (g/mol)

¡Ahora resuelve solo!!

1)¿Cuál es la masa de aluminio que contiene 1,50 mol de átomos de aluminio? 2)¿Qué masa de estaño se necesita para que una muestra contenga 0,25 moles de átomos de estaño? 3)En 12g de ácido nítrico, ¿cuántas moléculas están presentes? 4)¿Cuántos moles representan una masa de 105g de ácido sulfúrico? 5)Si contamos con una masa de 30g de dióxido de carbono, ¿qué volumen ocuparán en CNPT? 6)En 5 g de nitrato cúprico, a)¿cuántos átomos de oxígeno hay?, b)¿cuántos moles de átomos de nitrógeno?, c)¿cuántos moles de sal? 7)Se dispone de 10 litros de NH3 (g) en CNPT, a)¿qué masa en gramos representan?, b)¿cuántos moles de gas?

Te proponemos que fijes los conocimientos hasta aquí adquiridos resolviendo los siguientes ejercicios:

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1) Completa el siguiente cuadro según el dato faltante correspondiente. Elemento

Ar

N Be 54,93 Bi 127,60 Pt 18,99 C 131,30

2) Calcula la masa atómica promedio de los siguientes elementos Para el O 16 O (99,75%); masa = 15,994915 17 O(0,037%); masa = 16,999133 18 O (0,204%); masa = 17,999160

Para el Cl 35 Cl (75,77%); masa = 34,96885 37 Cl(24,23%); masa = 36,96590

Para el H 1 H (99,985%); masa = 1,007825 2 H (0,015%); masa = 2,014102

Para el Mg 24 Mg (78,99%); masa = 23,98504 25 Mg (10,00%); masa = 24,98584 26 Mg (11,01%); masa = 25,98259

Para el N 14 N (99,63%); masa = 14,003074 15 N (0,037%); masa = 15,000108

3) Determina el valor de la masa molecular o masa molecular relativa (Mr) de las sustancias que se proponen a) K2CO3 b) sulfato de calcio c) H2Te d) trióxido de azufre e) H2 f) Hidroxicloruro de hierro (III)

4) Resuelve los siguientes ejercicios de estequiometría a partir de la fórmula de una sustancia: a) 9 g de helio, ¿cuántos moles representan? b) ¿Cuántas moléculas están presentes en1/2 mol de hidrógenocarbonato de sodio? c) ¿Cuántos átomos de sodio y de oxígeno se encuentran en 8,90 g del compag. 23

puesto anterior? d) 1,23.1023 moléculas de hidróxido de aluminio, ¿cuántos moles son? e) ¿Qué masa tendrán 1,55.1024 átomos de azufre y a cuántos moles equivalen? f) Si el número de moléculas de NH3 que se encuentran en un recipiente cerrado es de 4,85.1021, ¿cuántos gramos del gas están en el recipiente? ¿Y moles? ¿Y litros?

COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE COMPUESTOS, EN MASA RECUERDA

La fórmula química de una sustancia muestra su composición química. Esta representa los elementos presentes, así como las relaciones en que están los átomos de dichos elementos. Esto es válido para moléculas como para unidades fórmula.

Hasta el momento hemos analizado y estudiado la composición de los compuestos en términos del número de átomos que los constituyen. Es muy interesante conocer la composición del compuesto, en término de las masas de sus elementos. Esta información se obtiene de la fórmula del compuesto, comparando la masa de cada elemento presente en un mol del mismo, con la masa de un mol del compuesto. La fracción de masa de cada elemento se calcula de la siguiente manera: Fracción de masa para masa del elemento presente en un mol de sustancia = un elemento dado masa de un mol de sustancia

AGREGA A TUS CONOCIMIENTOS ALGO NUEVO

Cualquier compuesto iónico no es molecular, es decir no forma moléculas, forma estructuras. Por ello usamos en vez del término molécula, el de Unidades fórmula. (U.F.)

Para un elemento dado la fracción de masa se convierte en masa porcentual multiplicándola por 100. De forma más sencilla expresamos que: La composición porcentual de compuestos, en masa, nos informa sobre los gramos de cada elemento constituyente de la sustancia en estudio, que están presentes en 100 gramos de dicho compuesto.

Ejemplo: Ilustraremos este concepto con el HNO3. Observa que, su fórmula nos informa que por cada mol de moléculas de HNO3, existen: un mol de átomos de hidrógeno, un mol de átomos de nitrógeno y tres moles de átomos de oxígeno. Vamos a calcular: La composición porcentual en masa de HNO3 Planteo: 1º-Calculamos la masa de 1 mol (masa molar M) de HNO3. 2º-Expresamos la masa de cada elemento como porcentaje del total. 1ºNúmero de moles de átomos x masa de un mol de átomos = masa debida al elemento

1 mol H = 1 1 mol N = 1 3 mol O = 3 Masa de 1 mol de HNO3

M HNO3 = 63,0 g/mol

x 1,0 g x 14,0 g x 16,0 g

= = =

1 g de H 14 g de N 48 g de O __________ 63,0 g

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2º- Su composición porcentual es: Porcentaje H =

masa de H 1,0 g H x100 = x100 = 1,6g H masa de HNO3 63,0 g HNO3

1,6 % H

Porcentaje N =

masa de N 14,0 g x100 = x100 = 22,2g N masa de HNO3 63,0 g

22,2 % N

Porcentaje O =

masa de O 48,0 g x100 = masa de HNO3 63,0 g

76,2 % O

x100= 76,2g O

Total 100,0 % Intenta resolver los siguientes ejercicios

Actividad 1)¿Podrías calcular la composición porcentual de los siguientes compuestos? a) CO2 b) Al(OH)3 c) Carbonato de calcio d) FeCl2 e) Hidrógenosulfato de sodio f) Cloruro de hidrógeno 2)Sugiere por lo menos cinco sustancias diferentes, asígnales sus nombres tradicionales y de IUPAC y determina sus composiciones porcentuales. Avancemos...

Relacionemos el concepto de composición porcentual con el de fórmula mínima y fórmula molecular. En los laboratorios se estudian continuamente muestras de sustancias, uno de los primeros pasos es la determinación de su composición porcentual. Para llegar a conocer qué elementos están presentes en la muestra, se efectúa un análisis cualitativo y para determinar la cantidad de cada elemento, un análisis cuantitativo. Una vez determinada la composición porcentual, se puede determinar su fórmula más simple que es su fórmula mínima o empírica para determinar a partir de ella su fórmula molecular.

¡¡¡RECUERDA!!!

Para cualquier compuesto Fórmula mínima: es la más pequeña relación de números enteros de átomos que forman un compuesto. Para compuestos moleculares Fórmula molecular: indica los números reales de los átomos presentes en la molécula de un compuesto.

Ejemplo: peróxido de hidrógeno Fórmula mínima: HO y fórmula molecular: (HO)2

H2O2

Actividad 1)Determina la composición porcentual en masa de: a) ácido perclórico b) dihidroxinitrato de aluminio c) N2O5 d) H2Te pag. 25

e) Sulfuro de hierro (III) f) Hidrógenosulfito de sodio g) Cu(OH)2 h) KMnO4 2)Escribe las fórmulas y nombres de no menos de 10 compuestos y determina su composición porcentual.

Las reacciones químicas siempre implican el cambio de una o más sustancias a una o más sustancias diferentes. Son la manifestación de un fenómeno químico. También podemos decir que implican el reagrupamiento de átomos o de iones para formar otra u otras sustancias. Las sustancias de las que se parte se denominan reactivos o reactantes y aquellas que se forman, productos de la reacción. Las ecuaciones químicas son las representaciones gráficas de las reacciones químicas y se usan para describirlas. Nos informan no solamente sobre los reactivos y productos, sino también sobre las cantidades relativas de las sustancias implicadas.

REACCIONES QUÍMICAS

Los números que se utilizan para balancear la ecuación se denominan coeficientes estequiométricos.

Procedamos a balancear la ecuación: Para ajustar o balancear cualquier ecuación, utilizamos el método algebraico, que consiste en colocar delante de las fórmulas de reactivos y productos, números que son los coeficientes estequiométricos, que deberemos multiplicar por los subíndices de cada elemento en las fórmulas, para igualar la cantidad y tipos de átomos en ambos miembros de la ecuación. Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2(ac) + H2 (g)

¡NO OLVIDES! Toda ecuación siempre está planteada considerando que ocurre en CNPT y con reactivos y productos 100% puros.

Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas (balanceadas) con el fin de que cumplan con la Ley de Conservación de la Masa, es decir con la Ley de Lavoisier; de esta manera debemos tener en cuenta que el número de cada clase de átomos debe ser igual en ambos miembros de la ecuación. Tomemos como ejemplo la siguiente reacción de obtención de gas hidrógeno: Zn (s) + HCl (ac) ZnCl2(ac) + H2 (g) Reactivos

Productos

La ecuación escrita de esta manera no cumple la Ley de Conservación de la Masa y por lo tanto hay que ajustarla (balancearla), o sea que no estará expresada como ecuación química si la dejamos escrita de este modo.

El coeficiente 2 delante de la fórmula del HCl ha “balanceado” la ecuación. Analicemos toda la información que nos proporciona esta ecuación química y luego este será el análisis que deberás hacer frente a cualquier otra ecuación química ya que te será de suma utilidad: Zn

(s)

+ 2 HCl

(ac)

ZnCl2(ac) + H2

(g)

Relación molar 1mol + 2 mol 1 mol + 1 mol Relación en masa 65,37 g + 2 x 36,45 g 136,27 g + 2 g Relación en volumen 22,4 L Relación en nº de partículas: 6,022x1023 átomos + 2x6,022x1023 moléc 6,022x1023 moléc + 6,022x1023 moléc de Zn deHCl de ZnCl2 de H2

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Actividad Apliquemos estos contenidos escribiendo las ecuaciones de obtención de las funciones químicas inorgánicas que aprendimos a formular en el Capítulo 4 del Cuaderno Nº 1: 1)Para óxidos básicos: Ecuación de obtención de: a)Óxido de litio Fórmula: Li2O Ecuación: Li (s) + O2 (g) 4 Li (s + O2 (g)

RECUERDA: Los óxidos básicos provienen de la reacción entre un metal y el oxígeno.

Li2O (s) sin balancear 2 Li2O (s) balanceada

incorrecta correcta

b)Óxido ferroso u óxido de hierro (II) Fórmula: FeO Ecuación: 2 Fe (s) + O2 (g) 2 FeO (s) (correcta por estar balanceada) Ahora resuelve solo: c)Óxido férrico u óxido de hierro (III) Fórmula: Fe2O3 Ecuación: ¡¡No olvides balancear las ecuaciones!! 2)Para óxidos ácidos o anhídridos: Ecuación de obtención de:

RECUERDA: Los óxidos ácidos provienen de la reacción entre un no metal y el oxígeno.

a)Anhídrido hipocloroso u óxido de dicloro Fórmula: Cl2O Ecuación: 2 Cl2 (g) + O2 (g) 2 Cl2O (g) Ahora hazlo solo: b)Anhídrido nítrico o pentaóxido de dinitrógeno Fórmula: N2O5 Ecuación: c)Trióxido de dinitrógeno Fórmula: N2O3 Ecuación:

RECUERDA: Los hidróxidos provienen de la reacción entre un óxido básico y el agua.

3)Para hidróxidos: Ecuación de obtención de: a)Hidróxido de sodio Fórmula: NaOH Ecuación: Na2O (s) + H2O (ℓ)

NaOH (aq) pag. 27

Hazlo solo: b)Hidróxido cúprico o hidróxido de cobre (II) Fórmula: Cu(OH)2 Ecuación: c)Hidróxido niquélico o hidróxido de níquel (III) Fórmula: Ni(OH)3 Ecuación:

RECUERDA: Los hidrácidos provienen de la reacción entre algunos no metales y el hidrógeno.

4)Para hidrácidos: Ecuación de obtención de: a)Cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico Formula: HCl Ecuación: H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) Hazlo solo: b)Sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico Fórmula: H2S Ecuación:

5)Para oxoácidos: Ecuación de obtención de: a)Ácido carbónico Fórmula: H2CO3 Ecuación: CO2 (g) + H2O (ℓ)

H2CO3 (aq)

Hazlo solo: b)Ácido nítrico Fórmula: HNO3 Ecuación: c)Ácido perbrómico: Fórmula: HBrO4 Ecuación:

6)Para sales neutras: Ecuación de obtención de: a)Bromuro de cobre (II) Fórmula: CuBr2 Ecuación: 2 HBr(g) + Cu(OH)2 (s) b)Sulfito de aluminio

CuBr2 (s) + 2 H2O(ℓ)

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Fórmula: Al2(SO3)3 Ecuación: c)carbonato férrico Fórmula: Fe2(CO3)3 Ecuación:

7)Para sales ácidas Ecuación de obtención: a)hidrógenocarbonato cuproso Fórmula: CuHCO3 Ecuación: H2CO3(aq) + CuOH (s)

CuHCO3 (aq)+ H2O(ℓ)

b)hidrógenosulfuro de sodio Fórmula: NaHS Ecuación: c)dihidrógenofosfato mercurioso Fórmula: HgH2PO4 Ecuación:

8)Para sales básicas Ecuación de obtención: a)dihidroxisulfuro de plomo (II) Fórmula: Pb2(OH)2S Ecuación: H2S (g)+ 2 Pb(OH)2 (s)

Pb2(OH)2S (s) + 2 H2O (ℓ)

b)hidroxiyoduro de hierro (II) Fórmula: Fe I (OH) Ecuación: c)dihidroxisulfato cúprico Fórmula: Cu2(OH)2SO4 Ecuación:

Para que continúes practicando te proponemos resolver los siguientes ejercicios: Si hacemos reaccionar los siguientes pares de sustancias: a)ácido sulfhídrico / hidróxido de calcio b)estaño (IV) / oxígeno c)azufre (II) / hidrógeno d)azufre (VI) / oxígeno pag. 29

e)ácido selenhídrico + hidróxido de hierro (III) f)hidrógeno / oxígeno g)ácido nítrico + hidróxido niqueloso h)óxido de plomo (IV) + agua i)ácido carbónico + hidróxido de sodio j)nitrógeno (II) + oxígeno Expresa: 1)La ecuación química correspondiente. 2)El nombre del o los productos que se obtienen. 3)Según la ecuación ¿podrías diferenciar las distintas funciones químicas que se obtienen?

Clasificación general de las reacciones químicas Reacciones de síntesis o combinación A+B

AB

AB + C

ABC

AB + CD

ABCD

Reacciones de descomposición AB

A+B

o

ABC

AB + C

o

ABCD

AB + CD

Reacciones de sustitución o desplazamiento AB + X

AX + B

Reacciones de doble sustitución o intercambio AB + XY

AX + BY

Existen otras clasificaciones de acuerdo a otros parámetros analizados; pero estos cuatro casos, son los utilizados para estudiar esos parámetros, como por ejemplo cuando durante la reacción se produce transferencia de electrones de una especie a otra, variando así su estado de oxidación. Estos procesos o reacciones se denominan de óxido-reducción o simplemente reacciones redox y de ellas nos ocuparemos más adelante.

Actividad ¿Te animas a clasificar las ecuaciones del apartado anterior? ¿Crees que podrías balancear y luego clasificar las siguientes ecuaciones que te planteamos, de acuerdo a la información teórica que te hemos brindado? Resolvamos juntos el primer caso: a) reacción de doble sustitución KI (s)+ Pb(NO3)2 (aq) KNO3 (aq) + PbI2 (s) no balanceada 2 KI (s)+ Pb(NO3)2 (aq) 2 KNO3 (aq) + PbI2 (s) balanceada Sigue solo: b) Zn (s) + H2SO4 (aq) ZnSO4 (aq) + H2 (g) c) N2 (g) + H2 (g) NH3 (g) d) MgCO3 (s) MgO (s) + CO2 (g)

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e) N2O5(s) + H2O (ℓ) HNO3 (aq) f) HCl (aq)+ Ca(OH)2 (s) CaCl2 (aq) + H2O(ℓ) g) KClO3 (s) KCl (s) + O2 (g) h) CuSO4 (aq)+ Zn ZnSO4 (aq) + Cu (s) i) Sn (s)+ Cl2 (g) SnCl4 (s) j) BaCl2 (s)+ Na2CO3 (aq)

BaCO3 (s) + NaCl (aq)

Ahora comprueba cuánto has comprendido resolviendo lo que te proponemos a continuación: Balancea y clasifica a) NaClO3 (aq) NaCl (aq) + O2 (g) b) HNO3 (aq) + Al(OH)3 (s) Al(NO3)3 (aq) + H2O(λ ) c) Mg (s) + HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2 (g) d) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2(g) e) N2 (g) + O2(g) NO(g) f)Propone no menos de tres ecuaciones que representen reacciones de combinación y balancéalas. g)Propone no menos de tres ecuaciones que representen reacciones de doble sustitución y balancéalas. h)Propone no menos de tres ecuaciones que representen reacciones de descomposición y balancéalas. g)Propone no menos de tres ecuaciones que representen reacciones de sustitución y balancéalas.

Estequiometría de reacción Volvamos al tema Ecuaciones Químicas, ya sabemos qué son, ahora aprendamos a utilizarlas como fuente de información para cálculos estequiométricos. En el ejemplo dado, al iniciar el tema de reacciones químicas, nos referimos a esa información, respecto a la obtención de hidrógeno; utilicemos otro ejemplo cualquiera que permita generalizar lo aprendido. Si el problema que se te plantea es el siguiente: Halla la masa de Cl2 (g) que se combinará con 4.77g de H2 (g) para formar HCl(g).

¿RECUERDAS EL CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRÍA? Se refiere a la descripción de las relaciones cuantitativas entre elementos que componen una sustancia o entre compuestos que sufren cambios químicos. Basándonos en lo último del concepto anterior, decimos que: la descripción de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en una reacción química (reactivos y productos) se denomina estequiometría de reacción.

Te sugerimos seguir los siguientes pasos: 1°- Leer atentamente el enunciado. 2º-Escribir la ecuación que corresponda, una vez que hayas identificado los reactivos y el o los productos. ¡No te olvides de AJUSTAR la ecuación!! 3º-Expresar las relaciones como las propuestas en el ejemplo de la reacción Zn + HCl 4º-Plantear el factor estequiométrico (unitario) a utilizar en la resolución. Factor 5º-Aplicar la expresión matemática: Dato x =X estequiométrico pag. 31

¿Seguimos juntos esos pasos? 1º- Leemos el problema 2ºCl2 (g) + H2 (g) 2HCl (g) 3º- Relación de moles: 1 mol + 1 mol 2 mol Relación de masa: 71g + 2g 2 x 36.5g ¿Necesitamos otra relación para resolver el problema? No, porque el dato del problema está en gramos (masa) y la incógnita también me pide en gramos (masa). 4º- Dato: masa de H2 = 4.77 g Incógnita: masa de Cl2 = ? g Factor estequiométrico=

71 g Cl2 2 g H2

5°- 4,77 g H2 x 71 g Cl2 = 169,33 g Cl2 2 g H2 ¿Qué nos dice este resultado? Nos informa que 169,33 g Cl2 (g) se combinarán con 4,77 g de H2 (g), para dar HCl (g). De este modo podemos resolver cualquier problema que implique cálculos estequiométricos. Integremos aprendizajes...

Actividad 1)Los materiales de construcción de aluminio tienen una cubierta protectora de óxido de aluminio, transparente y dura, la cual se forma por la reacción de este metal y el oxígeno del aire. Escribe la ecuación química y determina: a)Moles de óxido que se formarán. b)Masa en g y mg de oxígeno que reaccionará. c)Número de moléculas de óxido de aluminio que se obtienen. 2)El azufre se combina con el oxígeno a temperaturas elevadas para formar dióxido de azufre. Plantea la ecuación química y responde: a) Si en esta reacción se utilizaron 125 moléculas de oxígeno ¿cuántas moléculas de azufre reaccionaron? b) Cuántos litros de SO2 (dióxido de azufre) se obtuvieron utilizando el mismo número de moléculas de O2. 3)Al poner en contacto 90 g de óxido de níquel (III) con cantidad suficiente de agua: a)¿ Cuál es el producto que se obtiene? b) Nómbralo tradicionalmente y según IUPAC. c) ¿Cuántas moléculas de esta sustancia se obtendrán?. d) ¿Cuántos moles representan? e)¿Qué volumen de oxigeno debió reaccionar? ¿Puedes resolver solo? Si logras hacerlo significa que vas comprendiendo el tema.

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1)Las centrales térmicas constituyen el mayor foco de emisión a la atmósfera de anhídrido sulfuroso, altamente contaminante, el que se produce al quemar derivados del petróleo que contienen cierta cantidad de azufre. El anhídrido sulfuroso se oxida a anhídrido sulfúrico, el que al reaccionar con el agua genera el ácido correspondiente. Si consideramos una quema de 3000 kg de combustible, lo que representa 93,75 kg/día de anhídrido sulfúrico, expresa: a)Los nombres según IUPAC de todas las sustancias que aparecen en el enunciado. b)Las ecuaciones de formación de dichas sustancias. c)¿Cuántas moléculas de O2 reaccionarán en cada una de las reacciones en donde actúa como reactivo? d)¿Cuántos moles de ácido se produjeron por día? e)¿Cuál es la masa en gramos de anhídrido sulfuroso que origina la masa de anhídrido sulfúrico por día? f)¿Qué volumen en CNPT de anhídrido sulfúrico se presenta?

Reactivo limitante En los cálculos estequiométricos de reacciones, hasta este momento hemos trabajado con ciertas cantidades de una sustancia ya sea de un reactivo o producto, considerando que contábamos con las cantidades (moles, masa, volumen, etc.) necesarias para producirse la reacción. Sabemos que los reactivos intervienen o reaccionan en determinadas proporciones, sin embargo, en numerosas ocasiones las cantidades de reactivos o reaccionantes de que partimos no están en esa proporción de manera que la cantidad de uno de ellos se consume totalmente en tanto que hay exceso de otro. El reactivo que reacciona completamente y, por tanto, se agota, recibe el nombre de reactivo limitante (R.L.) y el otro es el reactivo en exceso (R.Ex.). Como norma general diremos que es preciso identificar cuál es el R. L. para poder resolver un problema, cada vez que se den datos de cantidades presentes para más de uno de los reactivos.

Ejemplo: Identificaremos el R.L. y R.Ex. para una reacción química cualquiera. Si añadimos a 1,5 g de nitrato mercúrico, 2 g de sulfuro de sodio, produciéndose sulfuro mercúrico y nitrato de sodio, determina: a) ¿Cuál es el reactivo limitante?, b) ¿Cuál es el R.Ex. y qué cantidad del reactivo está en exceso?, c) ¿Cuál es la masa de sulfuro mercúrico formada? Pasos que te sugerimos seguir. 1- Escribe las fórmulas de reactivos y productos. 2- Expresa la ecuación química correspondiente. 3- Detalla las relaciones de cantidades que crees vas a necesitar como en el ejemplo del tema de reacciones químicas. 4- Teniendo en cuenta los datos del problema sobre cantidades de reactivos, halla la relación estequiométrica de los mismos de acuerdo a la ecuación del ítem 2. pag. 33

5- Halla del mismo modo la relación disponible. 6- Compara ambos y determina el R.L.(aquel que da la menor relación matemática) y el R. Ex. 7- Con la cantidad correspondiente al R.L. calcula los ítems de estequiometría, como lo hacías en otros ejercicios. ¿Seguimos juntos estos pasos?

Para conocer los ítems 1 y 2 del problema. 1- Cu(NO3)2 reactivo, Na2S reactivo, NaNO3 2Relación molar Relación de masa

Hg(NO3)2 1 mol 324,59 g

3- Relación estequiométrica:

+

Na2S 1 mol 78 g

producto, CuS

producto

HgS + 1 mol 232,65 g

2 NaNO3 2 mol 2. 85 g

324,59 g Hg(NO3)2 4,16 g Hg(NO3)2 = 78 g Na2S 1 g Na2S

Esto nos informa que por cada gramo de Na2S Hg(NO3)2. 4- Relación disponible:

necesito 4,16 de

3 g Hg(NO3)2 1,5 g Hg(NO3)2 = 2 g Na2S 1 g Na2S

Esto nos informa de acuerdo a las cantidades de reactivos disponibles para esta reacción que por cada gramo de Na2S, disponemos de 1,5 g de Hg(NO3)2. 5- Comparando ambas relaciones. Necesitamos Tenemos 4,16 g Hg(NO3)2 1 g Na2S

1,5 g Hg(NO3)2 1 g Na2S

Para los ítems 1 y 2 Contamos con menos cantidad de Hg(NO3)2 que la que necesitamos por cada gramo de Na2S. Hg(NO3)2 es el reactivo limitante que se consumirá totalmente, por lo tanto el Na2S es el reactivo en exceso. Para el ítem 3 Masa del R.L. con que contamos 2 g. Masa del R.Ex. con que contamos 3 g. ¿Qué masa del R.Ex. Reaccionará? Trabajamos con la masa del reactivo limitante. 2 g Hg(NO3)2 .

78 g Na2S = 0,48 g Na2S 324,59 g Hg(NO3)2

Masa del reactivo en exceso que no reacciona = 2 g – 0,48 g = 1,52 g Na2S Para el ítem 4 siempre considerando la masa del reactivo limitante. 2 g Hg(NO3)2 .

232,65 g HgS = 1,43 g HgS 324,59 g Hg(NO3)2

La masa de HgS que se produce a partir de 2g de Hg(NO3)2 es de 1,43 g

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Actividad Siguiendo el modelo presentado trata de resolver: 1) Se hacen reaccionar 32 g de hidróxido de magnesio con 120 g de ácido perclórico para obtener la sal básica y agua. Identifica al R.L. y calcula: a) Masa de R.Ex. b) Moles de sal que se obtienen. c) N° de moléculas que reaccionan del R.L. 2) Se somete una mezcla de 50 g de azufre y 80 g de hierro para producir sulfuro ferroso calcula: a) Cuál es el R. Ex. b) Qué cantidad hay en exceso. c) Cuántos gramos de sulfuro ferroso se forman. 3) Se tratan 4,25 g de aluminio con 0,02 moles de ácido sulfúrico, calcula a) Cuál es el R.L. b) Qué cantidad de R.Ex. no reacciona. c) Qué cantidad de sal se obtiene. d) Cuál es el volumen de H2 que se produce en CNPT. 4) La urea se usa como fertilizante (NH2)2CO, como alimento para animales y en la industria de los polímeros. Se prepara haciendo reaccionar al amoniaco NH3 con CO2 según la reacción. NH3 (g) + CO2 (g) (NH2)2CO (ac) + H2O (ℓ) Al hacer reaccionar 637,2 g de amoniaco con 1,142 kg de CO2. a) Cuál de los dos reactivos es el limitante. b) Calcula la masa de urea que se forma. c) Qué cantidad de R.Ex. en gramos queda al finalizar la reacción.

REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN Hasta ahora, nos hemos ocupado de reacciones químicas que transcurren sin que haya transferencia de electrones de una especie a otra. Hay un gran número de reacciones químicas que tienen lugar cuando ocurre transferencia de electrones entre una especie que los cede y otra que los toma. Estas reacciones se llaman reacciones de óxido reducción o simplemente reacciones redox. Las reacciones de oxidación-reducción constituyen una parte importante de nuestras vidas. En nuestro cuerpo, en este instante, están ocurriendo reacciones redox, ejemplo de ellas son la respiración, o más concretamente, la oxigenación de la sangre en los pulmones, la combustión de los nutrientes en las células, etc. En una reacción de oxidación-reducción la sustancia que gana electrones, es la que se reduce y se denomina agente oxidante (porque oxida a otro) y la sustancia que cede electrones es la que se oxida y se denomina agente reductor (porque reduce a otro). Por lo tanto, el oxidante

¿Cómo sería nuestra vida sin pilas, sin baterías para los automóviles?, ¿y sin energía?

pag. 35

se reduce y su número de oxidación se hace menos positivo; el reductor se oxida y su número de oxidación se hace más positivo. Estos dos procesos se pueden representar en una línea nemotécnica, que muestra el cambio del estado de oxidación que sufren las especies químicas, esto es: Proc. de oxidación pierden electrones -4

-3

-2

-1

0

1+

2+

3+

4+

5+

6+

ganan electrones Proc. de reducción

Podemos decir, entonces, que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones o hemirreacciones: la hemireacción de oxidación y la hemirreacción de reducción y ambas se producen simultáneamente. El término hemirreacción significa la mitad de una reacción total (la reacción total sería el proceso Redox total: la oxidación + la reducción). También puede darse el hecho de que una misma sustancia se reduzca y oxide a la vez. Este proceso se llama dismutación o desproporción. ¿Recuerdas las reglas de asignación de números de oxidación a los elementos? Te sugerimos que las repases porque las vas a necesitar. Están en el capítulo 4 del Cuaderno 1.

Como ayuda te sugerimos que observes cómo se calculan los números de oxidación de elementos en las siguientes especies químicas: NH3 :

número de oxidación del N + 3 x número de oxidación del H = 0 número de oxidación del N + 3 x ( +1 ) = 0 número de oxidación del N = –3

CO2 :

número de oxidación del C + 2 x número de oxidación del O = 0 número de oxidación del C + 2 x ( –2 ) = 0 número de oxidación del C = +4

Cu2S :

2 x número de oxidación del Cu + número de oxidación del S = 0 2 x número de oxidación del Cu + ( –2 ) = 0 número de oxidación del Cu = +1

–2

SO4 :

–2

número de oxidación del S + 4 x número de oxidación del O = –2 número de oxidación del S + 4 x ( –2 ) = –2 número de oxidación del S = +6

Cr2O7 : 2 x número de oxidación del Cr + 7x número de oxidación del O = –2 2 x número de oxidación del Cr + 7x ( –2 ) = –2 número de oxidación del Cr = +6

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Oxidación En una reacción de oxidación hay una pérdida de electrones, lo que produce un aumento algebraico del estado de oxidación del elemento, por ejemplo: 3+ Fe 2+ Fe + e – El ion Fe(II) al perder un electrón aumenta en una unidad su número de oxidación convirtiéndose en ion Fe(III).Los electrones cedidos, siempre se suman a la derecha de una ecuación química, como producto de la reacción. En esta hemirreacción (y en todas las ecuaciones redox) se cumplen dos balances: el balance de masas y el balance de cargas entre las especies de los reactivos y las de los productos. Para el balance de masa se emplean coeficientes estequiométricos como en cualquier ecuación química; para el balance de cargas se suman electrones.

Reducción En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que provoca la disminución algebraica del estado de oxidación del elemento, por ejemplo: 2+ Cu + 2e – Cu El ion Cu (II) al ganar dos electrones, disminuye en dos unidades su número de oxidación y se convierte en cobre metálico. (Número de oxidación cero, que no se indica).

Balanceo de una ecuación redox. Método del ión-electrón Generalmente necesitamos balancear una ecuación correspondiente a una reacción redox, es decir encontrar los coeficientes estequiométricos de la ecuación; por ejemplo: FeBr3 (aq) + Cl2 (g) FeCl3 (aq) + Br2 (ℓ) ( ecuación no balanceada ) 2 FeBr3 (aq) + 3 Cl2 (g) 2 FeCl3 (aq) + 3 Br2 (ℓ) ( ecuación balanceada ) Para este propósito, seguiremos el procedimiento conocido como Método del ion electrón. Este método es útil para balancear ecuaciones correspondientes a reacciones redox (reacciones de óxido-reducción) que ocurren en medio acuoso ácido o alcalino; pero sólo es aplicable a reacciones que ocurren bajo éstas condiciones. Seguirás los siguientes pasos: 1.-Asignarás el número de oxidación a todos los átomos de los compuestos que intervienen en la reacción 2.-Identificarás la sustancia que se oxida y la que se reduce, mediante un análisis de los cambios de números de oxidación. Siempre encontrarás una especie que se oxida y una especie que se reduce. Hasta que le tomes la mano te aconsejamos que disocies todas aquellas especies químicas que son disociables y/o ionizables (todos los ácidos, sales e hidróxidos que aparezcan en solución, se indicará aq : acuoso) porque te será más fácil identificar qué especie se oxida y cuál se reduce, no te olvides de indicar pag. 37

la carga en los iones. Los óxidos, los sólidos y el agua no se disocian. 3.-Luego plantearás cada uno de estos procesos (hemireacciones) en forma separada y se procederá al balanceo. En nuestro ejemplo, indicamos entonces: FeBr3 (aq) + Cl2 (g) FeCl3 (aq) + Br2 (ℓ) Fe3+ (aq) + 3 Br- (aq) + Cl2 (g) Fe3+ (aq) + 3 Cl- (aq) + Br2 (ℓ) Br2 + 2 eOxidación: 2 BrReducción: Cl2 + 2 e2 ClAgente oxidante: Cl2 (es la especie que se reduce). Agente reductor: Br- (es la especie que se oxida) 4.-Balance de masas: debemos tener la misma cantidad y clase de elementos de las especies de los reactivos y productos, para lograrlo se agregó el coeficiente 2 delante de los iones Br- y Cl-. 5.- Balance de cargas: Cada ion Br- aumenta algebraicamente su número de oxidación de -I a 0 , por lo tanto pierde un electrón, como hay dos iones Br- se pierden en total dos electrones. Cada mol de átomos de cloro disminuye su número de oxidación de 0 a -I, o sea gana un electrón; como hay dos moles de átomos de cloro (Cl2) se ganan dos electrones totales. El balance de cargas eléctricas se logra usando electrones (las dos cargas negativas de los bromuros en el miembro de la izquierda equivalen a las cargas negativas de los dos electrones en el miembro de la derecha en la hemirreacción de oxidación). Cuando se trata de compuestos oxigenados, las reglas de balanceo de masa son diferentes según se trate de reacciones en medio ácido o en medio básico. En ambos casos seguirás los pasos sugeridos más arriba y al realizar el balance de masa comenzarás por el elemento que ha cambiado su número de oxidación, y agregarás coeficientes donde sea necesario para dejar igualadas las cantidades a ambos lados de la ecuación. Luego procederás a balancear los demás elementos. Para reacciones en medio ácido a) Para balancear oxígenos, agregarás en el miembro deficiente en oxígeno tantas moléculas de agua (H2O) como átomos de oxígeno hagan falta. b) Para balancear hidrógenos, agregarás iones H + en el miembro deficiente en hidrógenos, tantos como hidrógenos hagan falta. Para reacciones en medio básico a) Para balancer oxígenos, agregarás por cada átomo de oxígeno que haga falta, dos iones OH- en el miembro deficiente en oxígeno y una molécula de H2O en el otro miembro. b) Para balancear hidrógenos, agregarás tantas moléculas de agua como hidrógenos hagan falta en el miembro deficiente en hidrógenos, y en el otro miembro agregarás idéntica cantidad de iones OH-.

Ahora seguiremos juntos estos pasos en los

ejemplos que te presenta-

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mos. Por aplicación del método del ion electrón, encuentra los coeficientes estequiométricos de las siguientes ecuaciones: A) Medio ácido Cu(s)+ H2SO4 (aq)

CuSO4 (aq)+ SO2 (g)+ H2O(ℓ)

La presencia de H2SO4 (aq) nos indica que el medio es ácido, acuoso. 1) Disociamos: Cu + 2 H+ + SO4 2-

Cu 2+ + SO4 2- + SO2 + H2O

2) Encontramos la especie que se oxida y la que se reduce. No importa el orden en que las coloques. Escribe luego las hemirreacciones de oxidación y de reducción. El Cu metálico (N° de oxidación cero) pasa a Cu2+ (N° oxidación +II) en el CuSO4 por lo tanto se oxida (el agente reductor es el Cu.); en el SO42- el S tiene número de oxidación +VI y se transforma en S (+IV) en el SO2, por lo tanto se reduce (el agente oxidante es el ion SO4 2-). Oxidación:

Cu

Cu2+

Reducción:

SO42-

SO2

3) Realizamos el balance de masas: observando las dos hemirreacciones vemos que para el Cu y el S no hace falta agregar ningún coeficiente ya que sus masas están balanceadas. Pero en la correspondiente a la reducción, hay cuatro oxígenos en el miembro de la izquierda y dos en el de la derecha, aplicamos la regla de balanceo de oxígeno en medio ácido: SO42- + 4 H + SO2 + 2 H2O 4) Realizamos el balance de cargas: SO42-

Cu + 4 H + + 2 e-

Cu2+ + 2 eSO2 + 2 H2O

5) Sumamos las dos hemirreacciones teniendo en cuenta que debe haber concordancia entre la cantidad de electrones que aparecen en los reactivos y los productos para poder cancelarlos, dado que éstos no aparecen en la ecuación química sin balancear. En nuestro ejemplo aparecen dos electrones en los reactivos y el mismo número de electrones en los productos, por lo que no hay que realizar ningún otro procedimiento. Si esto no fuese así, habrá que multiplicar en forma cruzada las hemirreacciones por el número de electrones que figuran en la hemirreacción contraria. Al sumar o multiplicar ecuaciones químicas se les debe dar el mismo tratamiento que a las ecuaciones matemáticas Cu Cu2+ + 2 eSO42- + 4 H + + 2 eSO2 + 2 H2O 2+ Cu + SO4 + 4 H Cu2+ + SO2 + 2 H2O El resultado de la suma es la ecuación iónica neta (EIN) , en la cual las masas y las cargas están balanceadas. Observa que aparecen la misma cantidad de electrones en los reactivos y en los productos, por lo que puepag. 39

den cancelarse y no aparecen en la ecuación iónica. En la ecuación iónica neta (EIN) deberás cancelar los términos comunes en ambos lados. 6)Introducimos los iones espectadores o contraiones de los compuestos iónicos, que son los iones en disolución que no participan en la reacción química y que aparecen en la ecuación igualada. Se debe observar cuál es el contraión correspondiente a cada ión y colocarlo junto con el ión correspondiente para transformar la ecuación iónica en una ecuación molecular, teniendo el cuidado de que los mismos iones que se agregan en los reactivos deben agregarse en los productos. Es necesario que observes la ecuación no balanceada de la que partiste para tener en claro la estequiometría de las fórmulas: Cu Cu2+ + 2 eSO42- + 4 H + + 2 eSO2 + 2 H2O 2+ Cu + SO4 + 4 H Cu2+ + SO2 + 2 H2O (Ecuación iónica neta) + SO42+ SO42Cu+ 2 H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O (Ecuación molecular) Has encontrado los coeficientes estequiométricos de esta ecuación, ahora puedes escribirla: Cu (s)+ 2 H2SO4 (aq)

CuSO4 (aq) + SO2 (g) + 2 H2O(ℓ)

B) Medio básico. Se tiene la siguiente ecuación sin balancear: Cl2 (g)+ NaOH(aq) NaCl (aq)+ NaClO(aq) + H2O(ℓ) La presencia de NaOH (aq) nos indica que el medio es básico acuoso 1) Disociamos: Cl2(g) + Na+(aq) + OH-(aq)

Na +(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + ClO-(aq) + H2O

2) Reconocemos cuáles son los elementos o especies que se oxidan y cuáles son los que se reducen: Vemos que el cloro ( Cl2 ) cambia su número de oxidación de 0 a – I cuando forma parte del NaCl, por lo tanto el Cl2 se reduce y es el agente oxidante .También vemos que el cloro cambia su número de oxidación de 0 a +I cuando forma parte del NaClO, por lo tanto el Cl2 se oxida y es el agente reductor. ¿Podrías decirnos cómo se llama el proceso en el que una misma especie química se oxida y se reduce a la vez? 3) Escribimos las hemirreaciones de oxidación y de reducción: Oxidación: Cl2 ClOReducción: Cl2 Cl4) Realizamos el balance de masas, comenzando por el elemento que se oxida o reduce: Cl2 2 ClOCl2 2 ClLuego balanceamos oxígenos. En la hemirreacción de oxidación hay dos oxígenos en el miembro de la derecha mientras que en el de la izquierda

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no hay ninguno. Agregamos 2 OH- por cada oxígeno que haga falta en el miembro deficiente y una molécula de agua en el otro miembro. Cl2 + 4 OH2 ClO- + 2 H2O Cl 2 Cl2

5) Realizamos el balance de cargas colocando los electrones ganados o perdidos en la reacción de reducción o de oxidación. Cl2 + 4 OH2 ClO-+ 2 H2O+ 2 e- (un electrón por cada átomo de cloro que cambia su estado de oxidación de 0 a +I) Cl2 + 2 e2 Cl- (un electrón por cada átomo de cloro que cambia su estado de oxidación de 0 a –I)

¡Para que lo tengas en cuenta!!! En la hemirreacción de oxidación, hay cuatro cargas negativas en ambos miembros de la ecuación; en la hemirreacción de reducción hay dos cargas negativas en ambos miembros de la ecuación. El balanceo de cargas se cuenta de manera independiente para cada hemirreacción y no significa carga neta cero en ambos miembros de las hemirreacciones, ni idéntica carga en ambas hemirreacciones.

6) Sumamos las dos hemirreacciones e igualamos la cantidad de electrones en ambas, para lo cual, si es necesario se multiplica la hemirreacción por un coeficiente apropiado. Como en nuestro caso aparecen dos electrones en los reactivos y el mismo número de electrones en los productos, no hay que realizar ningún otro procedimiento y se cancelan. Cl2+ 2 e2 ClCl2 + 4 OH2 ClO- + 2 H2O+ 2 e2 Cl + 4 OH 2 Cl- + 2 ClO- + 2 H O (Ecuación iónica neta) 2

2

7) Agregamos los iones espectadores o contraiones de los compuestos iónicos que aparecen en la ecuación iónica neta. 2 Cl2 + 4 OH2 Cl- + 2 ClO- + 2 H2O + +4 Na 2 Na+ + 2 Na+ 2 Cl2 + 4 NaOH 2 NaCl + 2 NaClO + 2 H2O (Ecuación molecular) (Observa que se han agregado 4 iones Na+ tanto en los reactivos como en los productos) Como todos los coeficientes son divisibles por dos, expresamos la mínima relación posible Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O Y finalmente obtenemos la ecuación igualada: Cl2(g)+ 2 NaOH(aq) NaCl (aq)+ NaClO(aq) + H2O(λ )

Vuelve a repasar los ejemplos que acabamos de desarrollar y luego practica con las siguientes actividades Actividad Balancea las siguientes ecuaciones empleando el método del ion electrón. En cada caso indica a) qué especie se oxida, b) cuál se reduce, c) el agente oxidante y d) el reductor. Medio Ácido. 1) ácido nitroso (aq) ácido nítrico(aq) + monóxido de nitrógeno (g)+ agua (ℓ) 2) HCl (aq) + MnO2 (s) Cl2 (g) + MnCl2(aq) +H2O (ℓ) KI (aq)+ H2SO4(aq) H2S (g)+ I2 (s)+ K2SO4(aq) +H2O(ℓ) 3) KMnO4 (aq)+ HCl (aq) MnCl2(aq) + KCl (aq)+ Cl2 (g) + H2O(ℓ) 4) Sulfuro de hidrógeno (g)+ permanganato de potasio (aq)+ ácido sulfúrico(aq) pag. 41

azufre (s)+ sulfato de manganeso (II) (aq) + sulfato de potasio(aq) + agua. (ℓ) 5) K2Cr2O7 (aq) + HI (aq)+ H2SO4(aq) K2SO4 (aq) + Cr2(SO4)3 (aq) + I2 (s)+ H2O(ℓ) 6) HNO3 (aq)+ Cu (s) Cu(NO3)2 (aq)+ NO(g) + H2O(ℓ) 7) HNO3 (aq)+ Br2 (ℓ) HBrO3 (aq)+ NO(g) + H2O(ℓ) 8) K2Cr2O7 (aq)+ HCl (aq) CrCl3 (aq) + KCl (aq)+ Cl2 (g)+ H2O(ℓ) 9) yoduro de potasio (aq)+ ácido sulfúrico (aq) yodo (s)+ sulfuro de hidrógeno(g) + sulfato de potasio (aq)+ H2O(ℓ) 10) HNO3 (aq) + Zn (s) Zn(NO3)2 (aq) + NH4NO3 (aq) + H2O(ℓ) Medio básico 1) Br2 (ℓ) + NaOH (aq) NaBr (aq) + NaBrO3 (aq) + H2O(ℓ) 2) Cl2 (g) + NaOH (aq) NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O(ℓ) 3) I2 (s) + KOH (aq) KI (aq) + KIO3 (aq) + H2O(ℓ) 4) KMnO4 (aq) + AsH3 (g) MnO2 (s) + KOH (aq) + KAsO2 (aq) + H2O(ℓ) 5) Permanganato de potasio (aq) + bromuro de potasio (aq) + agua(ℓ) dióxido de manganeso (s) + bromato de potasio (aq) + hidróxido de potasio (aq) 6) Cr(OH)3 (s) + NaOH (aq) + NaClO (aq) Na2CrO4 (aq) + NaCl (aq) + H2O (ℓ) 7) Mn(OH)2 (s) + O2 (g) Mn(OH)3 (s) 8)KMnO4 (aq) + KClO2 (aq) + H2O (ℓ) MnO2 (s) + KClO4 (aq) + KOH (aq) 9)sulfuro de sodio + yodo + hidróxido de sodio sulfato de sodio + yoduro de sodio + agua 10) Cr(OH)3 (s) + NaBrO (aq) + NaOH (aq) Na2CrO4 (aq) + NaBr (aq) + H2O(ℓ) Para finalizar te proponemos que realices la siguiente autoevaluación...

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AUTOEVALUACIÓN. Para que te puedas evaluar sobre lo que has aprendido hasta este momento, te proponemos resolver los ejercicios que se presentan a continuación. Los mismos fueron pensados para que sean resueltos empleando la metodología usada a lo largo de la Unidad. Están identificados por temas, señalados en los correspondientes subtítulos. Al final se consignan las respuestas correctas para que puedas compararlas con los resultados que obtuviste. Si no llegas a los resultados esperados, no te desanimes, inténtalo de nuevo, que esa es la mejor manera de aprender.Y….no olvides que siempre contarás con la guía de tu profesor de Química para aclararte dudas. Masa atómica relativa, masa molecular relativa, masa molar. Estequiometría de fórmulas químicas. 1.-Tomando como modelo los ejercicios anteriores, utiliza diez elementos variados de la tabla periódica y completa la siguiente tabla: Elemento

Ar

2.-Calcula la masa atómica promedio en función de los siguientes datos: a) Para el Ne 20 Ne (90,92%); masa = 19,992440uma 21 Ne (0,257%); masa = 20,993849 uma 22 Ne (8,82%); masa = 21,991384 uma R: 20,17 b) Para el C 16 C (98,89%); masa = 12,000000 uma 17 C (1,11%); masa = 13,003354uma R: 12,01 c)Para el Ga 16 Ga (60,00%); masa = 68,9257uma 17 Ga (40,00%); masa = 70,9249 uma R : 69,72 d) Para el U 234 U (0,0055%); masa = 234,0409uma 235 U (0,720%); masa = 235,0439uma 238 U (99,2745%); masa = 238,0508uma R: 238,02 3.-Determina a) Mr Permanganato de potasio R: 197,11 b) Mr O3 R: 48 c) Mr ácido dicrómico R: 217,98 d) Mr NH4OH R: 32 pag. 43

e) Mr Hidroxicarbonato de aluminio R: 103,98 f) Mr SiO2 R: 60,08 g) Elige cinco compuestos diferentes, nómbralos y calcula Mr. 4.-Resuelve los siguientes cálculos estequiométricos: 4.1- Calcula el número de moles de las sustancias cuyas masas se dan a continuación. a) 10, 00 g de trióxido de dinitrogeno. R: 0,139 mol b) 0,3 kg de oxido de hierro (III). R: 1,88 mol c) 5,0 mg de cloruro de potasio. R: 6,70 x 10-6 mol 4.2- Cuántas moléculas están presentes en: a) 0,35 mol de bromuro de magnesio. R: 2,10 x 1023 moléculas b) 21,94 g de trióxido de azufre. R: 1,65 x 1023 moléculas c) 15,6 L de anhídrido carbónico. R: 4,19 x 1023 moléculas 4.3- Calcula la masa en gramos de: a) 2,6.10-2 moles de sulfato cúprico. R: 4,148 g b) 1.106 átomos de hidrogeno. R: 1,66 x10-18 g c) 3,9.1024 moléculas de ácido perclórico. R: 650,86 g 4.4- Halla el número de átomos de hidrógeno en: a) 973 mg de agua. R : 6,71 x 1022 átomos de H b) 5 moles de hidróxido cuproso. R: 3,01 x 1024 átomos de H c) 8,9 L de H2S R: 4,78 x 1023 átomos de H 4.5- Determina el volumen que ocupa en CNPT. a) 40 g de fluoruro de hidrogeno. R : 44,82 L b) 4,8.1020 moléculas de anhídrido fosfórico. R: 0,0178 L c) 10,8 moles de anhídrido hipocloroso. R: 241,92 L Composición porcentual En estos casos para que evalúes tus conocimientos, trabajaremos con compuestos orgánicos. Calcula para cada uno de ellos: a) su masa molar, b) su composición porcentual. 1-C2H6: etano (hidrocarburo) R: a: 30 g/ mol ; b: H: 20%, C: 80% 2-C2H6O: etanol (alcohol) 3-C2H4O: etanal (aldehído) R: a: 44 g/ mol ; b: H: 9,09%, C: 54,54%, O: 36,47 % 4-C2H4O2: ácido etanoico (ácido monocarboxílico) 5-C2H7N: etil amina (amina) R: a: 45g/ mol ; b: H: 15,55%, C: 53,33%, N: 31,12% 6-C6H12O6: glucosa (hidrato de carbono) 7-C6H6: benceno (hidrocarburo aromático) R: a: 78 g/ mol; b: H: 7,69%, C: 92,31% 8-C7H8: tolueno (hidrocarburo aromático) 9-C6H6O: fenol (alcohol aromático) R: a: 94 g/ mol; b: H: 6,38%, C: 76,59, O: 17,03% 10-C2H5O2N: glicina (α-aminoácido) Ecuaciones químicas. Completa las siguientes ecuaciones y balancéalas

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a) b) c) d)

H2 + O2 Zn + HCl

calor e) f) g) h) i) j)

H3PO4 + NaOH H2 + Br2

NO2 KCl + H2O KCl + O2 N2O5 NH3 ZnBr2 + H2

Estequiometría de ecuaciones químicas. 1.-Una muestra de 150 g de Zn metálico se hace reaccionar con oxígeno a) ¿Cuál es el producto obtenido? b) ¿Cuántos moles de Zn reaccionaron? R: 2,29 mol de Zn c) ¿Cuál es la masa del producto obtenida? R: 18604 g ZnO d) ¿Qué número de moléculas de oxígeno intervinieron en la reacción? R: 6,90 x 1023 moléc. de O2 e) ¿Qué volumen en CNPT de oxígeno representan ese número de moléculas? R: 25,69 L f) Expresa en mL ese volumen. R: 25,690 mL 2.-La descomposición térmica del carbonato de calcio produce óxido de calcio que al reaccionar con agua forma 14,8 g de hidróxido de calcio. Al hidróxido de calcio obtenido lo hacemos reaccionar con ácido clorhídrico. a) Escribe las ecuaciones correspondientes a los distintos procesos. b) ¿A partir de cuántos gramos de óxido se obtiene esta masa de hidróxido? R: 11,2 g CaO c) ¿Qué número de moléculas de HCl reaccionarán con el hidróxido? R: 2,4088 x 1023 moléculas d) ¿Qué número de moles representan estos 14,8 g de hidróxido de calcio? R: 0,2 mol e) ¿Cuántos gramos de H2O deberán reaccionar? R: 3,6 g f) ¿Qué número de moles de sal tuvieron que descomponerse térmicamente? R: 0,2 mol Reactivo limitante 1.-Considera la reacción: MnO2 (s) + HCl (aq) MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + H2O (ℓ) a) Controla si está balanceada; b)Si reaccionan 0, 86 moles de MnO2 y 48, 2 g de HCl: I)¿Qué reactivo se agotará primero?, II)¿Cuántos gramos de cloro se producirán? R: I) HCl- II)23,44g 2.-El ozono (O3) reacciona con el monóxido de nitrógeno (NO) dando oxígeno (O2) y NO2 (dióxido de nitrógeno). Si reaccionan 0,740 g de O3 con 0,670 g de NO. Escribe la ecuación química correspondiente y calcula: a)¿Cuál es el reactivo limitante?, b)¿Cuántos moles del reactivo en exceso reacpag. 45

cionan?, c)¿Cuántos moles del R.Ex. quedan sin reaccionar, d)¿ Cuántos gramos de NO2(g) se producirán? R: a) O3- b) 0,015 mol NO- c) 0,007 mol NO- d) 0,709 g NO2 3.- a)Calcula la masa de azufre que se produce cuando se mezclan 12 g de dióxido de azufre y 8 g de ácido sulfhídrico, b) ¿Cuántos moles del R.Ex. reaccionan? SO2 (g) + H2S (g) S(s) + H2O(ℓ) R: a: 11,29 g S; b: 0,1176 mol 4.-Determina la masa en gramos de H3PO4 que puede obtenerse por reacción de 100 g de P4O10 y 4 moles de agua: decaóxido de tetrafósforo +agua ácido fosfórico R: 138,03 g 5.-El gas NO, puro, seco, puede obtenerse por medio de la siguiente reacción: nitrito de potasio + nitrato de potasio + trióxido de dicromo monóxido de nitrógeno + cromato de potasio. a)¿Cuántos gramos de cada uno de los reactivos se necesitan para preparar 2,50 g de NO?, b)Si se mezclan 2 g de nitrito de potasio y 2 g de nitrato de potasio, I)¿cuántos moles de cromato de potasio se formarán?, II)¿cuántos gramos de NO?, III)¿cuántos moles de Cr2O3 reaccionarán? Reacciones Redox. 1.-Analiza la siguiente situación y responde: El sulfuro de plomo(II) sólido reacciona con el oxígeno del aire a temperaturas elevadas para formar óxido de plomo(II) y dióxido de azufre. ¿Cuál sustancia es un reductor (agente reductor) y cuál es un oxidante (agente oxidante)? 2.-Completa y balancea la ecuación iónica siguiente.(Todos los coeficientes estequiométricos deben ser enteros). MnO4-(aq) + Cl-(aq) Mn2+(aq) + Cl2(g) (solución ácida) 3.-Completa y balancea la ecuación siguiente.(Todos los coeficientes estequiométricos deben ser enteros.) Pb(OH)42-(aq) + ClO-(aq) PbO2(s) + Cl-(aq) (solución básica) 4.-Balancea las siguientes ecuaciones redox, identifica el oxidante y el reductor: a)K2Cr2O7 (aq) + H2S(g) + HCl (aq) CrCl3 (aq)+ S(s) + KCl (aq)+ H2O (ℓ) b)KMnO4 (aq)+ KCl (aq)+ H2SO4 (aq) K2SO4 (aq)+ MnSO4 (aq)+ Cl2 (g)+H2O(ℓ) c)MnO2 (s) + HCl (aq) MnCl2 (aq)+ Cl2 (g) + H2O (ℓ) d)HNO3 (aq)+ Zn (s) Zn(NO3)2 (aq) + NH4NO3 (aq)+H2O(ℓ) e)HNO3 (aq)+ As2O3 (s) + H2O H3AsO4 (aq)+ NO2 (g) f)HNO3(aq) + H2S (g) H2SO4 (aq)+ NO (g) + H2O(ℓ) g)KI (aq) + H2SO4 (aq) I2 (s) + H2S (g) + K2SO4 (aq) + H2O(ℓ) h)K2Cr2O7 (aq)+ FeSO4 (aq)+ H2SO4 (aq) Cr2(SO4)3 (aq)+ K2SO4 (aq)+ Fe2(SO4)3 (aq)+H2O(ℓ) i)NO (g) + NO2(g) + KOH (aq) KNO2 (aq) + H2O (ℓ) j)Na (s) + H2O (ℓ) NaOH (aq) + H2 (g) k) KNO2 (aq) + KMnO4 (aq) + KOH (aq) KNO3(aq) + K2MnO4 (aq) + H2O(ℓ) l) Cd (s) + Ni2O3 (s) + H2O (ℓ) Cd(OH)2 (s) + Ni(OH)2 (s) m)KIO3 (aq) + Cl2 (g) + KOH (aq) KIO4 (aq) + KCl (aq) + H2O (ℓ) n) Pb(OH)2 (s) + NaClO (aq) NaCl (aq) + PbO2 (s) + H2O (ℓ) o) Cr (OH)3 (s) + KClO (aq) + KOH (aq) K2CrO4 (aq) + KCl (aq) + H2O R: 1: Reductor: PbS, oxidante: O2

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2: 2,16,10 2,8,5; 3: 1,1 1,1,1,2, 4: a) 2,3,8, 2,3,2,7; b)2,10,8 6,2,5,8; c)1,4 1,1,2 d)10,4 4,1,3; e)4,1,1 2,4; 8,3 3,8,4; g)8,5 4,1,4,4; h)1,6,7 1,1,3,7; i)1,1,2 2,1; j)2,2 2,1; k)1,2,2 1,2,1; l)1,1,3 1,2; m)1,1,2 1,2,1; n)1,1 1,1,1; o)2,3,4 2,3,5 Reflexiona... ¿Te sientes capaz de resolver solo o de explicar a algún compañero cuestiones relacionadas con la estequiometría de fórmulas y de ecuaciones químicas? Si respondes afirmativamente, significa que has incorporado nuevos contenidos a tus conocimientos. Te invitamos a avanzar en tus aprendizajes y que con el mismo entusiasmo y esfuerzo, inicies el estudio de la próxima Unidad.

pag. 47

UNIDAD 2. DIS O L U C I O N E S .

INTRODUCCIÓN En la Unidad 1 has visto cómo se describen las reacciones químicas y brevemente se describieron algunos tipos de reacciones sencillas. En esta unidad continuaremos estudiando las reacciones químicas centrando nuestro estudio en las soluciones acuosas, ya que muchas reacciones químicas se realizan más convenientemente cuando los reactivos se mezclan en disolución en vez de estar como sustancias puras. Antes de abordar el estudio de estas reacciones debemos considerar cómo se describe la composición de una solución acuosa y examinar la naturaleza de las sustancias disueltas. Para ello, aprenderás a distinguir los conceptos de solución, soluto y de solvente, luego conocerás las distintas formas de expresar la concentración de una disolución y adquirirás destreza en la resolución de problemas que involucran el cálculo de la concentración de una solución, haciendo uso del análisis dimensional.

Finalmente aprenderás a diferenciar un ácido de una base o de una sal en función del valor del pH. ¿Recuerdas cuando en el Capítulo 4 del Cuaderno 1 aprendías a formular correctamente, ácidos, bases y sales? Debes saber que muchos de ellos se presentan en la naturaleza y cumplen distintos fines. Por ejemplo, nuestro “jugo gástrico” contiene aproximadamente 0,10 moles de ácido clorhídrico por litro; la sangre humana y los componentes acuosos de la mayoría de las células son moderadamente ácidos; el cloruro de sodio sirve para sazonar las comidas y como conservante de alimentos. Así podríamos seguir enumerando muchas otras aplicaciones, pero dejamos que tu interés por el tema aumente a medida que vayas desarrollando los contenidos y actividades que te proponemos en esta Unidad. Puedes trabajar solo, pero no dejes de consultar tus dudas a tu profesor.

Al f i n a l i z a r e l d e s a r r o l l o d e e s t a unidad, se espera que seas capaz de: • Reconocer diferentes tipos de soluciones. • Diferenciar los conceptos de soluto y solvente. • Adquirir destrezas en la resolución de problemas de solución empleando unidades físicas y químicas de concentración. • Aplicar el concepto de la disociación del agua en diferentes cálculos. • Diferenciar los conceptos de pH y pOH • Aplicar los aprendizajes adquiridos a situaciones de la vida diaria.

Comencemos el trabajo...

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DISOLUCIONES. COMPONENTES Te invitamos a recordar algunos de los conceptos que fueron desarrollados en el Cuaderno 1, con este mapa conceptual: Materia Sustancias Puras

Elementos

separación por métodos químicos

Mezclas

separación por métodos físicos

Compuestos

Homogéneas (Soluciones)

Heterogéneas

¿Te animas a definir cada uno de estos términos? Escríbelos en tu cuaderno. ¿Podrías dar ejemplos de cada uno de ellos? Colócalos a continuación de cada término definido. ¿Terminaste la tarea? ¡Bien!!! Entonces, a continuación te presentaremos una serie de ejemplos y te proponemos que investigues su composición y determines si son sustancias puras o mezclas. Aquí están los ejemplos El aire que respiramos; el agua potable que bebemos; el shampoo que utilizamos diariamente; las gaseosas que habitualmente consumes; el café que tomas por las mañanas; algunos jarabes para la tos; la nafta que utilizas como combustible; el bronce que es utilizado en la realización de distintos objetos; el agua del mar; entre otros. Luego del análisis te habrás dado cuenta de que todos los ejemplos son mezclas homogéneas, formadas por dos o más sustancias, en las que los componentes están uniformemente dispersos; esto quiere decir que una muestra tomada de cualquier parte es igual a la de cualquier otra, tienen iguales propiedades intensivas en todos sus puntos. Estas mezclas constituyen las denominadas Soluciones o Disoluciones. Toda solución o disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado solvente o disolvente. Se puede decir también que el soluto es el componente que se encuentra en menor proporción y que el solvente es el componente que se encuentra en mayor proporción. Tanto uno como el otro pueden presentarse en cualquiera de los tres estados físicos. Ejemplo: salmuera. En este caso el soluto es la sal (se encuentra en menor proporción) y el disolvente el agua (se encuentra en mayor proporción). ¿Qué significa qué estén en mayor o menor proporción? Para que lo comprendas mejor piensa que tienes una torta recién horneada, de la cual te sirves un trozo; el trozo que te serviste, es la menor

proporción en tanto que el resto de la torta es la mayor proporción. Al analizar los ejemplos anteriores, te habrás dado cuenta que las soluciones pueden presentarse en estado líquido, sólido o gaseoso. RECUERDA Se denominan soluciones acuosas a aquellas en que el solvente es el agua. IMPORTANTE La mayoría de las reacciones químicas importantes para la vida de las plantas, los animales y el hombre se realizan en solución acuosa.

Tipos de soluciones según su estado de agregación. Soluto Sólido (Ej. zinc) Líquido (Ej. mercurio) Gaseoso (Ej. hidrógeno) Sólido (Ej. sal ) Líquido (Ej. alcohol) Gaseoso (Ej. oxígeno) Gaseoso (Ej. oxígeno)

Solvente Sólido (Ej. estaño) Sólido (Ej. paladio) Sólido (Ej. plata) Líquido (Ej. agua) Líquido (Ej. agua) Líquido (Ej. agua) Gaseoso (Ej. itrógeno)

Tipo de solución Sólida

Líquida Gaseosa

Al observar este cuadro y los ejemplos te habrás dado cuenta que el estado físico en que se presenta la solución es el mismo que el del solvente.

Actividad ¿Te animas a indicar en los ejemplos dados al comienzo cuál es el soluto y cuál el solvente? ¿Podrías escribir otros ejemplos, indicando en cada caso el estado físico de la solución, el soluto y el solvente? ¡Entonces a trabajar!!!

¿Te preguntaste alguna vez qué ocurre cuando agregas sal al agua para la cocción de verduras o para una rica sopa? ¿Por qué la sal desaparece en el agua? ¿Qué pasaría si continúas agregando más sal de lo habitual? En este caso, ¿se disolverá indefinidamente o llegará el momento en que ya no se disolverá? ¿Te animas a realizar la experiencia? No olvides anotar lo que sucede. Seguramente habrá sucedido que al principio de la experiencia la sal se disuelve con rapidez, pero luego este proceso se va haciendo cada vez más lento hasta llegar el momento en que ya no se disuelve y se puede observar que queda depositado en el fondo del recipiente. Cuando una disolución contiene la máxima cantidad de soluto que se puede disolver a una determinada temperatura se dice que está saturada. Pero… si la cantidad de soluto es pequeña, como por ejemplo cuando agregas azúcar a una limonada, cómo se la denomina? Será una disolución no saturada. Se puede decir también que una solución es diluida cuando contiene una pequeña cantidad de soluto en un determinado volumen y concentrada cuando la cantidad de soluto es algo mayor. Estos términos están expresando la relación que existe entre el soluto y el sol-

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vente; relación que es imprescindible especificar para describir una disolución en forma completa. ¿Qué nombre recibe esta relación? Se la denomina Concentración. En otras palabras la concentración de una solución es una medida de la cantidad de soluto que hay en ella. Sin embargo, los términos utilizados anteriormente, si bien se emplean en la vida diaria, no son precisos porque no nos informan sobre la cantidad exacta de soluto que contiene. Entonces... ¿cómo se puede resolver esta cuestión? Expresando la Concentración mediante Unidades, las cuales pueden ser físicas o químicas. A continuación te presentamos estas unidades.

UNIDADES FÍSICAS Composición porcentual o tanto por ciento: indica cuántas partes de soluto hay en cien partes de solución. Puede expresarse relacionando masa con masa; volumen con volumen y masa con volumen de la siguiente manera: Porcentaje masa/masa (% m/m ó %p/p ó %): indica los gramos de soluto por cada 100 gramos de solución. Ejemplo: Una solución al 3 % m/m de cloruro de sodio indica que hay 3 gramos de sal por cada 100 gramos de solución. ¿Cómo se puede calcular la concentración en % m/m de una solución?

RECUERDA La masa total de la solución se calcula mediante la suma de los gramos de soluto más los gramos de solvente.

% m/m= masa de soluto (g) x 100 masa de solución (g)

Ejemplo: Se preparó una disolución de NaCl disolviendo 25 gramos de NaCl en 130 gramos de agua. ¿Cuál es el % m/m de NaCl? % m/m NaCl=

25 g soluto 25 g x 100= x 100= 16% NaCl 25 g + 130 g 155 g g solución

De la aplicación de la ecuación se obtiene el valor de 16%

16 g de soluto 100 g de solución

Conociendo el % m/m de la solución se puede calcular: la masa de soluto y la masa de solvente contenidos en esa solución.

Actividad Te presentamos a continuación otros problemas y te ayudamos a resolverlos: a) ¿Cuántos gramos de soluto y de solvente debo pesar para preparar 400 gramos de una solución de KNO3 al 6% m/m? Pero… antes de resolver recuerda que si la solución está al 6% m/m, significa que tendrá 6 gramos de soluto y 94 gramos de solvente por cada 100 gramos de solupag. 55

ción. En este caso el soluto es el KNO3. 400 g de solución x 6 g soluto =24 g de soluto 100 solución Hemos encontrado los gramos de soluto; ahora nos queda encontrar cuantos gramos de solvente están contenidos en esa solución Por lo que 400 g de solución x 94 solvente =376 g de solvente 100 solución Si sumas los 376 g de solvente + 24 g de soluto obtienes 400 g de solución. b) Se dispone de 50 g de una solución de FeCl3 al 2%. ¿Cuántos gramos de FeCl3 están contenidos en esa masa de solución? 50 g de solución x 2 g soluto =1 g de soluto 100 solución 50 g de solución contiene 1 g de soluto. Porcentaje volumen/volumen (% v/v): indica los mL de soluto por cada 100 mL de solución. Ejemplo: una solución de alcohol al 5% v/v indica que hay 5 mL de alcohol por cada 100 mL de solución. ¡NO OLVIDES! El volumen total de la solución se calcula mediante la suma del volumen de soluto más el volumen de solvente.

Para calcular la concentración en % v/v de una solución tendrás que aplicar la siguiente relación: % v/v =

volumen de soluto (mL) x 100 volumen total solución (mL)

Ejemplo: Tenemos una solución formada por 25 mL de alcohol y 125 mL de agua. ¿Cuál es el porcentaje v/v de alcohol? % v/v = 25 mL 25 mL soluto x 100 = 25 mL x 100 =17,2% 25 mL + 125 mL 145 mL volumen total solución De la aplicación de la ecuación se obtiene el valor de 17,2%

17,2 mL soluto 100 mL solución

Al igual que en el caso anterior, conociendo el % v/v de la solución podrás calcular: el volumen de soluto, el volumen de solvente.

Más Actividades...¿Resolvemos juntos otros problemas? a) Necesito preparar 500 mL de una solución de lavandina al 0,1% v/v. ¿Qué volumen de lavandina debo utilizar? 500 mL solución x 0,1mL soluto = 0,5 mL de lavandina 100mL solución Debo utilizar 0,5 mL de lavandina para obtener 500 mL de solución al 01% v/v.

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b) Dispongo de 60 mL de alcohol y necesito preparar una solución al 2,5% v/v. ¿Qué volumen de agua debo agregar para que la solución tenga la concentración solicitada, utilizando todo el alcohol? Recuerda que la concentración pedida es al 2,5 % v/v, lo que significa que necesitarás 2,5 mL de alcohol por cada 100 mL de solución, por lo que debes hallar primero qué cantidad de solución puedes preparar con los 60 mL de alcohol: 60 mL de alcohol x 100mL solución = 2400 mL de solución 2,5 mL de alcohol Con 60 mL de alcohol puedo preparar 2400 mL de solución. Pero… para dar respuesta al problema debo hallar el volumen de agua que debo agregar. Para ello recuerda que: 2400 mL de solución x 97,5 mL de agua = 2340 mL de agua 100mL solución Debo agregar 2340 mL de agua a los 60 mL de alcohol. Así obtendré 2400 mL de una solución de alcohol al 2,5%v/v. c) ¿Qué volumen de disolvente necesito para preparar 50 mL de una solución alcohólica al 30% v/v? Por lo que: 50 mL de solución x 70 mL de solvente = 35 mL de solvente 100mL solución

RECUERDA!!! 30% v/v significa que por cada 100 mL de solución habrá 30 mL de soluto (y en consecuencia 70 mL de solvente).

Se necesitan 35 mL de solvente para preparar la solución solicitada. Porcentaje masa/volumen (% m/v ó %p/v): indica los gramos de soluto por cada 100 mL de solución. Ejemplo: una solución de KCl al 2% m/v indica que hay 2 gramos de soluto (KCl) en 100 mL de solución. ¿Resolvemos algunos problemas? a) Se disolvieron 0,5 gramos de nitrato de plata en agua hasta obtener un volumen de 250 mL de solución. ¿Cuál es la concentración de nitrato de plata en %m/v? %m/v = 0,5 mL soluto x 100 = 0,2 % m/v 250 mL solución La concentración de nitrato de plata es 0,2 % m/v, b) Se desea preparar 200 mL de una solución alcalina al 5% m/v. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan? 200 mL solución x

5 g soluto = 10 g de soluto 100mL solución

Se necesitan 10 gramos de soluto para preparar la solución indicada. Composición en partes por millón (ppm): indica cuántas partes de soluto hay en un millón (1x106) partes de solución. Esta medida se utiliza para concentraciones muy pequeñas. Puede expresarse relacionando masa con masa; volumen con volumen y masa con volumen de la siguiente manera: pag. 57

Relación masa/masa (m/m): indica cuantos gramos de soluto hay en 1x106 gramos de solución. Por ejemplo: si tenemos 1 mg de soluto en 1x106 mg de solución diremos que esa relación es igual a 1ppm. Recordando que 1x106 mg se equivalen a 1 kg, se puede establecer lo siguiente: 1mg 1mg = = 1ppm 1x106 mg 1kg Entre otras, las unidades que expresan esta relación serán: mg/kg; µg/g.

Ejemplo: De 30 kg de tomates se extrajeron 0,2 g de vitamina A. Expresar el contenido de vitamina A en ppm. Primero tenemos que convertir los 0,2 g en mg: 0,2 g x 1mg = 200 mg 0,001 g Luego calculamos las ppm: 200 mg = 6,66 mg/kg vitamina A 30 kg

6,66 ppm de vitamina A

El contenido de vitamina A es de 6,66 ppm. Relación volumen/volumen (v/v): indica el volumen de soluto que hay en 1x106 volúmenes de solución. Por ejemplo: si tenemos 1 mL de soluto en 1x106 mL de solución, esta relación será igual a 1ppm. Pero… como 1x106 mL se equivalen a 1 kL y recordando que 1 kL = 1 m3, podemos decir que: 1mL = 1mL = 1mL =1ppm 1x106 mL 1kL 1m3

De igual manera: si se considera una solución que contiene 1 µL de soluto en 1x106 µL de solución y recordando que 1x106 µL se equivalen a 1 L, se tiene que: 1 µL 1 µL = =1ppm 1x106 µL 1L

Las unidades que expresan esta relación serán entre otras: (µL /L; mL/kL o mL/ m3).

Ejemplo: Se preparó una solución de lavandina agregando 0,6 mL de lavandina y luego agua hasta completar el volumen de tres litros. Expresar la concentración en ppm. Primero vamos a convertir los 0,6 mL a µL 0,6 mL x 1000 µL = 600 µL 1 mL

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Luego calculamos las ppm: 600 µL =200 µL/L ó 200 ppm 3L La concentración es de 200 µL /L lo que equivale a decir 200 ppm. Relación masa/volumen (m/v): indica la masa de soluto que hay en 1x106 mL de solución. Debes tener en cuenta lo siguiente: 106 mg = 1 kg ; 106 µL = 1 L y 1µL 1mg 6 6 Por lo que: 10 µL 10 mg 1mg 1mg Por lo tanto: 1kg 1L Esta relación se expresará en mg/L.

Ejemplo: Se extrajeron 200 mL de agua de pozo. El análisis químico determinó que esa muestra contenía 0,2 mg de iones cloruro. Expresar la concentración de iones cloruro (Cl-) en ppm. Primero tenemos que convertir los 200 mL a L: 200 mL x

1L = 0,200 L 1000 mL

Luego se calcula las ppm: 0,2 mg Cl= 1 mg/L 0,200 L

1ppm

La concentración es de 1mg/L lo que equivale a decir 1ppm Para la resolución de algunos problemas de conversión de unidades m/m a v/v o m/v, necesitarás conocer la densidad (δ) de la solución.

¡¡¡IMPORTANTE!!! Como habrás visto en los distintos ejercicios, en la preparación de estos tipos de soluciones NO IMPORTA la composición química de los componentes.

¡¡¡NO OLVIDES!!! La densidad (δ) es la masa de solución contenida en la unidad de volumen. (δ) = m v

En los siguientes ejemplos veremos cómo aplicar este concepto: a) Se dispone de una solución de ácido sulfúrico al 40 % m/m. ¿Cuál es su concentración en % m/v, si la densidad de la solución es 1,32 g/mL? La densidad igual 1,32 g/mL significa que 1 mL de solución tiene una masa de 1,32 gramos o también que 1,32 gramos de solución ocupa un volumen de 1 mL. Por lo que: 40 g soluto 1,32 g solución x x 100 = 52,8 % m/v 100 g solución 1 mL solución

Su concentración es 52,8 % m/v. b) Calcula la concentración en % m/m de una solución al 12 % m/v, cuya densidad es 1,03 g/mL. 12 g soluto 1 mL solución x x 100 = 11,6 % m/m 100 g solución 1,03 g solución

La concentración de la solución es 11,6% m/m. pag. 59

Actividad ¿Te animas a resolver otros problemas de unidades físicas? ¡Bien!!! ¡A trabajar!!! 1)¿Cuántos gramos de soluto se deberá pesar para preparar: a) 400 gramos de solución de bromuro de potasio al 3%m/m? b) 250 gramos de solución de yoduro de sodio al 5%m/m? c) 150 gramos de solución de sulfato de sodio al 10% m/m? d) 180 mL de solución de carbonato de sodio al 2,5% m/v? e) 25 mL de solución de hidróxido de sodio al 5% m/v? f) 250 mL de solución de cloruro de bario al 10% m/v? R: a) 12 g; b) 12,5 g; c) 15 g; d) 4,5 g; e) 1,25 g; f) 25 g. 2) Qué volumen de soluto debo utilizar para preparar: a) 500 mL de solución de un insecticida al 2%v/v b) 120 mL de solución de un jarabe para la tos al 0,5% v/v c) 2000 mL de solución de hipoclorito de sodio al 2 %v/v. R: a) 10 mL; b) 0,6 mL; c) 40 mL. 3)Una solución contiene 25 mL de alcohol en 300 mL de solución. ¿Cuál es la concentración del alcohol en %v/v? R: 8,33 %v/v 4)Se disolvieron 60 gramos de azúcar en agua hasta completar 800 mL de solución. Calcula la concentración en % m/v. R: 7,5 % m/v. 5)Calcula la masa de cloruro de sodio presente en cada una de las siguientes soluciones: a) 1,55 g de solución de cloruro de sodio al 1% m/m; b) 25 mL de solución al 0,3 % m/v. R: a) 1,55 g; b) 0,075 g. 6)Se preparó acero de un grado determinado agregando 5 gramos de carbono y 1,5 gramos de níquel a 100 gramos de hierro fundido. ¿Cuál es el porcentaje de cada componente en el acero? R: 4,69 % de C; 1,40 % de Ni; 93,9% de Fe. 7)¿En cuántos gramos de agua se deben disolver 5 gramos de cloruro de calcio para que la solución preparada tenga una concentración de 3,2 % m/m? R: 151,25 g de agua. 8)Una solución contiene 7,5 %m/v de cloruro de sodio y 2,5 % m/v de bromuro de potasio. ¿Qué masa de cada uno de los solutos hay en 250 mL de solución? R: 18,75 g de NaCl y 6,25 g de KBr. 9)Calcula la concentración en %m/v de una solución de carbonato de sodio cuya concentración es 4%m/m y su densidad igual a 1,15 g/mL. R:16,1 % m/v.

UNIDADES QUÍMICAS Molaridad: es el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución.

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Se simboliza con la letra M M=

moles de soluto (mol) volumen de solución (L)

Ejemplo: Si tengo una solución de NaCl 2 M significa que hay 2 moles de NaCl por cada litro de solución. Si conocemos la molaridad de una solución se puede calcular el número de moles de soluto que hay en un determinado volumen de solución y el volumen de solución que contiene cierto número de moles de soluto. También te recordamos que en algunas circunstancias los solutos no son puros, están en solución, por lo tanto para la resolución de los problemas deberás conocer la concentración en %m/m y la densidad de la solución. Por ejemplo el ácido sulfúrico que se usa en el laboratorio no es puro, es una solución que contiene un determinado % de ácido sulfúrico (98% m/m) y una densidad de 1,84 g/mL .

Ejemplos: a)Calcula la molaridad de una solución que se ha preparado disolviendo un mol de NaCl en 2 litros de solución. M=

moles de soluto (L) = 1mol = 0,5 mol/L = 0,5 molar ó 0,5 M volumen de solución (L) 2L

b)Calcula la molaridad de una solución de hidróxido de sodio que se preparó disolviendo 11,5 g de NaOH en agua hasta obtener un volumen de 1,5 L de solución. 11,5 g NaOH x 1 mol NaOH 40 g NaOH = 0,192 mol/L ó 0,192 M 1,5 L solución La molaridad de la solución es 0,192 M. c) Calcula la masa de soluto necesaria para preparar 250 mL de solución de Mg(OH)2 0,25 M. 58 g Mg(OH)2 0,250 L solución 0,25 mol Mg(OH)2 x x = 3,62 g Mg(OH)2 1 mol Mg(OH)2 1L solución Se necesitan 3,62 g de soluto para preparar la solución. d)¿Cuántos moles de soluto hay en 300 mL de solución de cloruro de sodio 0,2 M? 300 mL solución x

1L solución 0,2 mol NaCl x = 0,06 mol NaCl 1000 mL solución 1L solución

Se necesitan 0,06 mol de soluto. e) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico de densidad 1,19 g/mL y concentración del 93%, se necesita para preparar 250 mL de solución de ácido sulfúrico 3 M? 3mol ác. x 98 g ác.x 250 mL solución x 1L solución x 100 g solución x 1mL solución = 66,4mL 1L soluc. 1mol ác 1000mL soluc. 98 g ác. 1,19 g soluc.

Se necesitan 66,4 mL de ácido sulfúrico.

Actividad ¡Ahora te invitamos a seguir resolviendo problemas!!! pag. 61

1)Calcula la molaridad de una solución que se preparó disolviendo 1,56 g de carbonato de sodio en agua para obtener 50 mL de solución. R: 0,29 M 2)¿Cuántos moles de nitrato de plata se encuentran en 50 mL de solución 0,75 M? R: 0,037 mol de nitrato de plata. 3)Si te entregan un frasco cuya etiqueta dice HCl 6 M. Averigua: a) ¿Cuántos moles de HCl hay en 10,5 mL de esta solución? b) ¿Qué volumen de esta solución contiene 0,20 mol de HCl? c) ¿Qué volumen de HCl, de densidad 1,17 g/mL y concentración 37% se habrá utilizado para preparar 1 L de la solución 6 M? R: a) 0,063 M; b) 0,033 L; c) 505,89 mL de HCl. 4)¿Qué masa en gramos de soluto se necesita para preparar 500 mL de una solución de NaCl 0,5 M? R: 14,62 g NaCl 5)¿Qué volumen de ácido sulfúrico, concentración 98% y densidad 1,84 g/mL, se requiere para preparar 250 mL de solución de ácido sulfúrico 0,3 M? R: 4,07 mL de H2SO4 6)Se disuelven 40 g de KCl en agua hasta un volumen de 500 mL. Averigua la molaridad de la solución. R: 1,07 M 7) Calcula la masa de soluto necesaria para preparar: a) 250 mL de solución de KOH 0,5 M. b) 400 mL de solución de cloruro de magnesio 2 M c) 150 mL de solución de AlCl3 0,28 M d) 60 mL de solución de BaCl2 0,35 M R: a) 7 g KOH; b) 76 g MgCl2; c) 5,06 g AlCl3; d) 4,37 g BaCl2 8)¿Cuántos moles de soluto contienen cada una de las siguientes soluciones? a) 10 L de solución de hidrógenocarbonato de sodio 0,55 M. b) 250 mL de solución de hidróxido de sodio 9,4 M. c) 25 mL de solución de ácido clorhídrico 12 M. d) 2 ml de solución de NaCl 5 M. R: a) 5,5 mol de NaHCO3; b) 2,35 mol NaOH; c) 0,3 mol HCl; d) 0,025 mol NaCl. 9)¿Cuántos moles de soluto contiene 30 mL de una solución de NaNO3 0,5 M? R: 0,015 mol NaNO3. 10)¿Qué volumen de ácido nítrico de densidad 1,65 g/mL y concentración 65 % se utilizará para preparar 300 mL de una solución 0,1 M? R: 8,81 mL de HNO3?

PRODUCTO IONICO DEL AGUA. El agua forma iones mediante el proceso de autodisociación, denominado también autoionización.

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OH-(ac) + H3O+(ac) H2O(1) + H2O(1) Esta reacción también podrás encontrarla escrita de la siguiente manera: OH-(ac) + H+(ac) H2O(1) Aplicando las reglas generales del equilibrio químico, se puede escribir la constante de equilibrio de la reacción como: [OH-] [H+] K = [H O] 2

Como la cantidad de agua que se ioniza es muy pequeña (solo una molécula cada 500.000.000), la concentración del agua es prácticamente constante. En todas las soluciones acuosas la concentración de moléculas de agua es esencialmente la misma, razón por la cual la expresión [H2O] se puede combinar con K, para dar una nueva constante KW denominada producto iónico del agua o constante de disociación del agua, que queda definida por la siguiente expresión: KW = [OH-] [H+] Experimentalmente se ha determinado que KW = 1.10-14 a 25ºC. En el agua pura, donde los iones solo provienen de su autoionización, las concentraciones de H+ y de OH- deben ser iguales. El valor de estas concentraciones es igual a 1.10-7 mol/L. Es decir que en el agua pura la [H+] = 1.10-7 mol/L y la [OH-] = 1.10-7 mol/L. Es importante que tengas en cuenta que en cualquier solución acuosa diluida a 25º C, sin importar su contenido, el producto de [H+] y [OH- ] es siempre igual a 1.10-14, por lo que si se aumenta la [H+] debe descender la [OH- ] para que el producto siga dándonos el mismo valor 1.10-14. De acuerdo a lo que expresamos anteriormente, se pueden producir tres casos posibles cuando tenemos una solución acuosa: [H+] = [OH-] la solución es neutra. [H+] > [OH-] la solución es ácida. [H+] < [OH-] la solución es básica o alcalina. Pero…¡recuerda!! En todos los casos el producto de las concentraciones + [H ] y [OH-] será siempre igual a 1.10-14.

Relación entre [H+] y [OH-] en soluciones acuosas. [H+] [OH-]

100 10-14

10-1 10-13

10-2 10-12

10-3 10-11

10-4 10-10

10-5 10-9

10-6 10-8

10-7 10-7

10-8 10-6

10-9 10-5

10-10 10-4

10-11 10-3

10-12 10-2

10-13 10-1

10-14 100

Cálculo de concentraciones. Ejemplos: 1) Calcula la [H+] en las siguientes soluciones cuya [OH-] son: a) 1x10-5 mol/L; b) 1x10-8 mol/L. Indica en cada caso si la solución es ácida, básica o neutra. a) Sabiendo que KW = [H+] [OH-] = 1x10-14 y conociendo la [OH-] se despeja [H+] -14 -14 [H+]= 1x10- = 1x10 -5 = 1x10-9 mol/L o 1x10-9 M. [H ] 1x10

La solución es básica pag. 63

b) Al igual que en el caso anterior conociendo la [OH-] se despeja la [H+] a partir de la ecuación [H+].[OH-] = 1x10-14. -14 -14 [H+]= 1x10- = 1x10 -8 = 1x10-6 mol/L o 1x10-6 M. [OH ] 1x10

La solución es ácida

2) Calcula la [OH-] en las siguientes soluciones cuya [H+] son: a) 1x10-2 mol/L; b) 3,1x10-3 mol/L. Indica en cada caso si la solución es ácida, básica o neutra. a)Conociendo la [H+] se despeja la [OH-] a partir de la ecuación [H+].[OH-] = 1x10-14. -14 -14 [OH-]= 1x10+ = 1x10 -2 =1x10-11 mol/L o 1x10-11 M. La solución es ácida [H ] 1x10 b) Se procede de la misma manera que en el ejercicio anterior: -14 -14 [OH-]=1x10 =1x10 -5 =3,22x10-10 mol/L o 3,22x10-10 M. La solución es ácida + [H ] 3,1x10

Actividad A continuación te presentamos otros ejercicios para que continúes practicando. 1)Calcula la [H+] en las siguientes soluciones: a) [OH-] = 1,41x10-6 M. b) [OH-] = 1,01x10-13 M. c) [OH-] = 2,08x10-7 M. R: a) [H+] = 0,71x10-8 M; b) [H+] = 0,09 M; c) [H+] = 0,48x10-7 M. 2)Calcula la [OH-] en las siguientes soluciones: a) [H+] = 6,34x10-8 M. b) [H+] = 1,00x10-4 M. c) [H+] = 2,60x10-6 M. R: a) [OH-] = 0,15x10-6 M; b) [OH-] = 1x10-10 M; c) [OH-] = 0,38x10-8 M.

pH y pOH. Como has visto anteriormente la acidez o la alcalinidad de una solución se puede describir mediante la concentración molar de H+ ([H+]). Para evitar el uso de números pequeños o de exponentes negativos, en 1909, Sorenson propuso un método alternativo para expresar esta propiedad. Sugirió utilizar un término denominado pH (potencial Hidrógeno) que se define de la siguiente manera: pH: es el logaritmo decimal negativo de la concentración molar de H+ (iones hidrógeno) pH = - log10[H+] También puedes escribirlo como: pH = 1/log10 [H+]

Ejemplo: Se tienen dos soluciones. Una tiene una [H+] =1 x 10-4 M y en la otra su

[H+] = 1 x 10-7. ¿Cuál es el pH de las soluciones? Para la primera solución pH = -log10 [H+] = -log10 1x10-4 = - (- 4,0) = 4,0 ; pH = 4,00 En la segunda solución pH = -log10 [H+] = -log10 1 x 10-7 = - (- 7,0) = 7,0 ; pH = 7,00 Para el cálculo del pOH se procede de igual manera que para el pH. pOH = - log10 [OH- ] lo que se puede expresar también como: pOH = 1 / log10 [OH- ]

Ejemplo: ¿Cuál será el pOH de una solución cuya concentración de [OH- ] = 1x10-5? pOH = - log10 [OH- ] = - log10 1 x 10-5 = - (- 5,0) = 5,0 ;

pOH = 5,0

En la página anterior, decíamos que el producto de [H+] y [OH-] es siempre igual a 1.10-14, es decir que si analizamos solo [H+] en soluciones acuosas observaremos que las mismas pueden tomar valores entre 1mol/L y 10-14 mol/L. Si aplicamos a estos valores la ecuación pH = -log10 [H+], se verá que las disoluciones toman valores de pH entre 0 y 14. Así como anteriormente utilizamos las concentraciones de H+ y OH- para determinar el carácter ácido, neutro o básico de una solución, el pH puede ser utilizado de igual manera, como puedes ver a continuación: pH < 7 la solución es ácida pH = 7 la solución es neutra pH > 7 la solución es básica o alcalina

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Relación entre [H+] y pH en soluciones acuosas. [H+] pH

100 0

10-1 1

10-2 2

10-3 3

10-4 4

Ácido

10-5 5

10-6 6

10-7 7

10-8 8

10-9 9

Neutro

Tanto el pH como el pOH no tienen unidades, se expresan sólo con un número; en caso de que no sean números enteros se colocarán dos decimales después de la coma. El conocimiento de la acidez o basicidad de una solución es importante para nuestro desenvolvimiento en la vida diaria. En nuestras casas se encuentran con frecuencia distintas soluciones ácidas o alcalinas, por ejemplo el jugo de un limón; los líquidos limpiavidrios o limpiahornos; el líquido de las baterías de los automóviles; los antiácidos utilizados para combatir la acidez estomacal; el agua mineral; el vinagre; el agua potable entre otros. Volvamos una vez más a la relación: [H+][OH-] = 1x10-14 aplicando a la misma log10 tendremos:

10-10 10

10-11 11

10-12 12

10-13 13

10-14 14

Básico o Alcalino

¿ S a b í a s q u e : La sangre humana tiene un pH que sólo puede variar entre 7,3 y 7,5? ¿Te animas a investigar cuál es el pH de nuestra saliva y de la orina humana? De igual manera, ¿podrías averiguar el pH de los distintos productos alimenticios que habitualmente consumes? pag. 65

por lo que:

( - log10[H+] )+ ( - log10 [OH-]) = - log10 1x10-14

pH + pOH = 14 Conociendo el pH de una solución se puede averiguar el pOH de la misma y viceversa y también se puede calcular la concentración de H+ y la concentración de OH-. En tanto que si lo conocido es la molaridad de la solución a partir de ella se puede calcular el pH o el pOH. Veamos ejemplos de cada caso: a) Calcula el pH de una solución cuyo pOH = 4,30 Sabiendo que pH + pOH = 14 Se tiene que: pH = 14 – pOH pH = 14 – 4,30 = 9,70 pH = 9,70 b) Una solución tiene un pOH 5,81. ¿Cuál es su pH? pH + pOH = 14 pOH = 14 – pH pOH = 14 - 5,81 = 8,19 pOH = 8,19 c) Calcula el pH de una solución de HCl 1,5 M Para el HCl la [H+] = [HCl] y la [HCl] = 1,5 M Recordando que: pH = - log10[H+] se tiene que: pH = - log10 1,5 = 0,17 pH = 0,17 d) Una solución tiene un pH = 4,87. ¿Cuál es la [H+] y la [OH-]? pH = -log10 [H+] reemplazando [H+] por su valor se tiene que: pH = - log10 4,87 por lo tanto: [H+] = 10-pH [H+] = 10-4,87 [H+] = 1,34x10-5 Sabiendo que: [H+][OH-] = 1x1014 -14 -14 [OH-] = 1x10+ = 1x10 -5= 0,74x10-9 [H ] 1,34x10

[OH-] = 0,74x10-9 M. e) Una solución tiene un pOH = 6,70. ¿Cuál es la [H+]? pH + pOH = 14 , por lo que pH = 14 – pOH; entonces: pH = 14 – 6,70 = 7,30 como: [H+] = 10-pH [H+] = 10-7,30 [H+] = 5,01x10-6 M

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f) Se preparó una solución disolviendo 0,5 g de Ca(OH)2 en agua hasta completar un volumen de 500 mL de solución. ¿Cuál es el pH? Primero deberás calcular la molaridad de la solución: 0,5 g Ca(OH)2 x 1 mol Ca(OH)2 74 g Ca(OH)2 = 0,013 M 0,500 L Luego: Ca(OH)2 Ca2+ (ac) + 2 OH(ac) Relación molar 1mol 1mol + 2 mol Por tanto, cada mol de hidróxido que se disocia provee dos mol de ión hidróxido [OH-] = 2 [Ca(OH)2] = 0,013 x 2 = 0,026 M conociendo [OH-] se puede determinar el pOH: pOH = - log10 [OH-] ; pOH = -log10 0,026 = 1,58 sabiendo que: pH + pOH = 14 , por lo que pH = 14 – pOH pH = 14 – 1,58 = 12,42 ; pH = 12,42 g) Una solución de NaOH, tiene un pH = 12,20. ¿Cuál es la molaridad de la solución? Primero debemos calcular el pOH de la solución: Recordando que: pH + pOH = 14 por lo que: pOH = 14 – pH pOH = 14 – 12,20 = 1,8 Conociendo el pOH se puede calcular la [OH-]: [OH-] = 10-pOH ; [OH-] = 10-1,8 [OH-] = 0,0158 M Para el NaOH: + + OHNaOH Na(ac) (ac) Relación molar 1mol 1mol + 1mol Por lo que: [OH-] = [NaOH] Y como: [OH-] = 0,0158 M ; la [Na(OH)] = 0,0158 M

Actividad ¿Quieres continuar practicando la resolución de ejercicios? ¡¡¡Bien!!! A continuación te presentamos otras actividades para que las resuelvas. 1) Calcula el pH correspondiente a las soluciones cuya [H+] te damos: a) [H+] = 6,5x10-8 M b) [H+] = 1,3x10-5 M c) [H+] = 2,5x1010 M d) [H+] = 3,4x10-11M R: a) 7,18; b)4,88; c)9,60; d) 10,46. 2) Calcula el pOH, de las soluciones cuya [OH-] se conocen y que se presentan a continuación: a) [OH-] = 4,9x10-8 M b) [OH-] = 10,8x10-12 M c) [OH-] = 4,03x10-7 M d) [OH-] = 1,5x10-2 M R: a) 7,30; b) 11,96; c) 6,39; d) 1,82. + 3) Calcula la [H ] y la [OH ] en las siguientes soluciones: a) pH = 1,30 e) pOH = 5,30 b) pH = 9,20 f) pOH = 2,70

pag. 67

c) pH = 4,70 g) pOH = 8,40 d) pH = 7,00 h) pOH = 6,80 + -12 + R: a) [H ] = 0,05 , [OH ] = 0,2x10 ; b) [H ] = 6,3x10-10, [OH-] = 0,15x10-4;c) [H+] = 1,99x10-5, [OH-] = 0,5x10-9; d) [H+] = 1x10-7 , [OH-] = 1x10-7; e) [H+] = 0,19x10-8 , [OH-] = 5,01x10-6; f) [H+] = 0,5x10-11 , [OH-] = 1,99x10-3; g) [H+] = 0,25x10-5 , [OH-] = 3,98x10-9; h) [H+] = 0,63x10-7 , [OH-] = 0,63x10-7 4) Calcula el pH y pOH de una solución de HCl 0,35 M. R: pH=045; pOH=13,55 5) Calcula el pH y el pOH de una solución de NaOH 0,2 M. R: pH=13,31; pOH=0,69 6) Una solución de KOH tiene un pH = 11,80. Calcular la [OH-] de la solución. R: [OH-] = 6,30x10-3 + 7) Una solución tiene una [H ] = 3,2x10-4 M. Calcular el pH de la solución y determinar si es ácida o alcalina. R: pH = 3,49. Solución ácida. 8) Una solución de Mg(OH)2 fue preparada disolviendo 3,5 g de hidróxido en agua hasta obtener 250 mL de solución. Cual es la molaridad de la solución y su pH? R: 0,24 M; pH=13,69 9) El pH de una muestra de sangre humana es 7,45. Cuál es la [H+]? R: [H+] = 3,54x10-8 10) Una muestra de agua de pozo filtrada tiene un pH = 6,30. Calcula el pOH, la [H+] y la [OH-]. R: pOH = 7,7; [H+] = 5,01x10-7 ; [OH-]= 0,19x10-7.

Para finalizar te proponemos que realices la autoevaluación de esta unidad.

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AUTOEVALUACIÓN Así como al finalizar el estudio de la Unidad 1 tuviste que realizar ejercicios para comprobar tu nivel de aprendizajes, te presentamos un nuevo desafío para esta Unidad. Recuerda que los subtítulos te orientan sobre qué tema debes repasar. ¡Suerte! Unidades físicas y químicas de concentración. 1) Se disuelven 4,8 gramos de una sal en 120 mL de agua. La densidad de la solución es 1,09 g/mL. ¿Cuál es su concentración en % m/m? R: 3,66 % m/m 2) Calcula la masa de soluto que hay en 500 mL de solución al 3,5 % m/m. Densidad de la solución 1,15 g/mL. R: 20,1 g 3) ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 350 mL de una solución de cloruro de sodio con una concentración de 200 ppm? R: 70 mg 4) ¿Cuántos mL de soluto se necesitarán para preparar 2,120 L de una solución cuya concentración sea 2000 ppm? R: 4,24 mL 5) Una solución contiene 0,10 g de soluto por cada 250 mL de solución. ¿Cuál es su concentración en ppm? R: 400 ppm 6) Calcula la masa de soluto que hay en 150 mL de una solución de cloruro de potasio cuya concentración es de 20 ppm. R: 3 mg 7) Se disuelven 4,0 gramos de cloruro de potasio en agua hasta alcanzar un volumen de 500 mL. ¿Cuál es su concentración en ppm? R: 8000 ppm 8) Calcula los gramos de carbonato de sodio y los gramos de agua que se necesitan para preparar una solución al 10% m/m. R: 25 g Na2CO3 y 225 g de H2O 9) ¿Qué volumen de solución de carbonato de sodio al 12% m/v contendrá 25 g de soluto? R: 208,3 mL 10) Calcula la concentración de las soluciones que se prepararon de la siguiente manera: a) 15 g de urea en 750 mL de solución b) 40 mL de etanol en 300 mL de solución c) 30 g de glucosa en 250 mL de solución d) 3 g de cloruro de bario en 250 mL de solución e) 20 g de sal en 500 mL de solución R: a) 2% m/v; b) 13,3 % v/v; c) 12% m/v; d) 1,2 % m/m; e) 4% m/m 11) Cuántos gramos de soluto se deben pesar para preparar las siguientes soluciones a) 200 mL de solución de hidróxido de sodio al 5 %m/V b) 150 mL de solución de NaHCO3 al 2% m/v c) 200 g de solución de bromuro de potasio al 1,5 % m/m d) 350 g de solución de sulfato de sodio al 0,5 % m/m R: a) 10 g; b) 3 g; c) 3 g) d) 1,5 g. 12) ¿Qué volumen en mL de soluto debo emplear para preparar las siguientes soluciones? a) 180 mL de solución ácida al 5 % v/v b) 1,5 L de solución de herbicida al 0,25 %v/v c) 80 mL de solución de metanol al 0,2 % v/v R: a) 9 mL; b) 3,75 mL; c) 0,16 mL pag. 69

13) Se preparó una solución disolviendo1,30 g de cloruro de potasio en 12,3 g de agua. Calcula: a) % m/m de cloruro de potasio; b) % m/m de agua. R: 9,55 % de KCl y 90,4 % de agua 14) Se disolvieron 4,8 g de cloruro de magnesio en agua hasta obtener un volumen de 120 mL de solución, cuya δ= 1,089 g/mL. Calcula: a) % m/v de cloruro de magnesio; b) % m/m de cloruro de magnesio; c) ppm de cloruro de magnesio. R: a) 4% m/M; b) 3,69 % m/m; c) 4000 ppm. 15) En cuántos mL de agua se deben disolver 0,5 g de CuSO4 para que la solución preparada tenga una concentración de: a) 3,2 % m/v; b) 100 mg/L. R: a) 156,25 mL; b) 0,5 L. 16) Cuántas ppm de soluto contienen las soluciones preparadas como se indican a continuación: a) 0,30 g de soluto por cada 200 mL de solución b) 0,5µL de soluto por cada 300 mL de solución. R: a) 1500 ppm; b) 1,66µL/L 17) ¿Qué volumen de ácido nítrico de concentración 69% y δ = 1,41 g/mL se requiere para preparar 300 mL de solución 0,1 M? R: 1,94 mL 18) Se disuelven 40 g de KCl en agua hasta obtener un volumen de 500 mL de solución. Averigua: a) concentración de KCl en %m/v; b) molaridad de la solución. R: a) 8% m/v; b) 1,07 M. 19) Se disuelven 180 g de Na2CO3.10 H2O en agua y se enrasa en un matraz a 2 L de volumen. ¿Cuál es la molaridad de la solución? R: 1,26 M 20)¿Qué volumen de solución 2 M de NaCl se puede preparar con 150 g de NaCl? R: 1282 mL. 21) Calcula la molaridad de las siguientes soluciones: a) 3,5 g de K2SO4 en 200 mL de solución b) 1,5 de NaNO3 en 80 mL de solución c) 4,5 de AgNO3 en 250 mL solución d) 0,3 de KBr en 45 mL de solución R: 0,040 M; 1,41x10-3 M; 6,61x10-3 M 22) ¿Cuántos gramos de soluto contienen las siguientes soluciones? a) 380 mL de solución de KCl 1,5 M b) 150 mL de solución de NaCl 5,4 M c) 2 L de solución de CaCl2 0,1 M d) 25 mL de solución de carbonato de sodio 0,5 M R: a) 42,46 g; b) 0,013 g; c) 22,2 g; 1,32 g. [H+] ; [OH-] ; pH y pOH 1) Calcula la [H+] de las soluciones cuya [OH-] te damos a continuación: a) [OH-] = 5,44x10-6 M b) [OH-] = 1,58x 10-9 M c) [OH-] = 7,83x10-5 M d) [OH-] = 9,54x10-12 M R: a) 0,183x10-8 M; b) 0,632x10-5M; c) 0,127x10-9 M; d) 0,104x10-2 M 2) Calcula la [OH-] de las soluciones cuya [H+] te damos a continuación: a) [H+] = 9,44x10-9 M b) [H+] = 8,15x 10-6 M c) [H+] = 8,83x10-10 M

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d) [H+] = 1,86x10-12 M R: a) 0,105x10-5 M; b) 0,122x10-8 M; c) 0,113x10-5 M; d) 0,537x10-2 M 3) Calcula el pH y el pOH de las siguientes soluciones: a) solución de HCl 1,5 M b) solución de NaOH 0,2 M c) solución de HCl 0,05 M d) solución de KCl 0,5 M R: a) pH = 0,17, pOH= 13,83; b) pH = 13,30, pOH= 0,70;c) pH = 1,30, pOH= 12,70; d) pH = 13,70, pOH= 0,30. 4) Calcula [H+], [OH-]; pOH para las siguientes soluciones a) solución de pH = 8,75. b) solución de pH = 6,67 c) solución de pH = 3,85 d) solución de pH = 9,27 R: a) [H+] = 1,77x10-9, [OH-]=0,56x10-5, pOH= 5,25; b) [H+] = 2,13x10-7, [OH-] =0,46x10-7 ; pOH= 7,33;c) [H+] =1,41x10-4, [OH-]=0,70x10-10; pOH=10,15; d) [H+] =1,07x10-10, [OH-]=0,18x10-4 ; pOH= 4,73. 5) Calcula [H+], [OH-]; pH para las siguientes soluciones a) solución de pOH = 4,86 b) solución de pOH = 11,73 c) solución de pOH = 6,56 d) solución de pOH = 1,53 R: a) [H+] =0,72x10-9, [OH-]=1,38x10-5, pH= 9,14; b) [H+] = 0,53x10-2, [OH-]= 1,86x10-12 pH=2,27; c)[H+]=0,36x10-7,[OH-]=2,75x10-7;pH=7,44; d)[H+] = 0,33x10-12, [OH-]=0,029; pH= 12,47. 6) Calcula pH, pOH y [OH-] de las siguientes soluciones: a) [H+] = 0,01x10-5 b) [H+] = 0,25x10-10 c) [H+] = 0,03x10-3 d) [H+]= 3,87x10-6 R: a) pH = 7, pOH = 7, [OH-]= 1x10-7 M; b) pH = 10,60, pOH = 3,40, [OH-]= 3,98x10-4 M; c) pH = 4,52, pOH = 9,48, [OH-]= 3,31x10-10 M; d) pH = 5,41, pOH = 8,59, [OH-]= 2,57x10-7 M. 7) Calcula pH, pOH y [H+] de las siguientes soluciones: a) [OH-] 2,52x10-10 b) [OH-] = 3,90x10-8 c) [OH-] = 4,5x10-3 d) [OH-] = 1,23x10-11 pH = 4,41, pOH = 9,59, [H+] = 3,89x10-5 M; R: a) pH = 4,41, pOH = 9,59, [H+] = 3,89x10-5 M; b) pH = 6,60, pOH = 7,40, [H+] = 2,51x10-7 M; c) pH = 11,66, pOH = 2,34, [H+] = 2,18x10-12 M; d) pH = 3,08, pOH = 10,92, [H+] = 8,31x10-4 M; 8) Averigua las [H+] de las soluciones cuyo pH son: a) 4,25; b) 3,00; c)10,70 R: a) 5,62 x 10-5 M; b) 1 x 10-3 M; c) 1,99 x 10-11 M. 9) Calcula el pH de una solución de HCl 3,5 x10-2 M R: 1,45 10)Calcula el pH de las siguientes soluciones e indica si son ácidas o básicas a) solución de [H+] = 3,2x10-4 M b) solución de [OH-] = 8,3 x 10-10 M pag. 71

c) solución de [H+] = 6,8 x 10-5 M d) solución de [OH-] = 11,20 x10-2 M. R: a) 3,49; b) 4,92; c) 4,16; d) 13,05 11) Calcula el pH de una solución de hidróxido de calcio 0,1 M. 12) Calcula el pH de una solución de ácido sulfúrico 0,25 M.

R: 13,31 R: 0,30

¡Atención! Si bien la Química como ciencia es una sola, para estudiarla mejor se la divide según su objeto de estudio en distintas partes: Química General, Química Inorgánica, Química Orgánica, y otras. Hasta aquí, los contenidos desarrollados son inherentes a la Química General y Química Inorgánica. Con el fin de ofrecerte un panorama más completo para tu nivel de estudio, incorporamos a continuación dos unidades que tratan sobre contenidos de la Química Orgánica, los que te servirán de base para estudios futuros que pienses encarar. ¿Comenzamos?

UNIDAD 3. CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS.

INTRODUCCIÓN La Química Orgánica está presente en todos los aspectos de nuestras vidas: los alimentos que consumimos, las ropas con las que nos vestimos, los plásticos, las medicinas que usamos, el papel en el que escribes, y otras más. Para poder explicar las propiedades de los compuestos orgánicos es necesario que conozcas las fórmulas, los nombres y características de las distintas familias y grupos funcionales de la Química Orgánica. Para ello, aprenderás

a formular, reconocer y nombrar empleando nomenclatura IUPAC, desde los hidrocarburos más sencillos, hasta compuestos orgánicos nitrogenados. En esta Unidad te presentamos las actividades secuencialmente numeradas, a diferencia de las Unidades anteriores. Esto es para indicarte que en los temas presentados deberás seguir esa secuencia; no podrás alterar el orden propuesto.

Al f i n a l i z a r e l d e s a r r o l l o d e e s t a unidad, se espera que seas capaz de: • Identificar y diferenciar a las distintas familias de los hidrocarburos y sus derivados. • Adquirir destreza en la formulación y aplicación de nomenclatura IUPAC a compuestos orgánicos. • Reconocer los distintos grupos funcionales de la Química Orgánica. • Comprender los distintos tipos de isomería que presentan los compuestos orgánicos.

Adelante!!...

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EL ÁTOMO DE CARBONO La rama de la química que abarca el estudio de todos los compuestos que contienen carbono (con exclusión de los óxidos y carbonatos) se denomina Química de los compuestos del carbono, conocida tradicionalmente como Química Orgánica. ¿Cómo es el átomo de carbono? • Número atómico: 6 • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p2 • Masa atómica relativa: 12,001115 • Radio atómico: 0,77 A • Estado natural: Combinado, en toda la materia viva. En minerales como la calcita, dragonita, dolomías. Elemental como carbón, grafito, diamante. • Descubrimiento: conocido desde la prehistoria. • Abundancia en la corteza terrestre: 0,027 % • Punto de fusión: 3.550 ºC • Punto de ebullición: 4.827 ºC • Peso específico: 1,8 – 2,1 g/cm3 • Isótopos (abundancia natural): 12C 98,9% 13C 1,1% 14C trazas • Características: Tiene la propiedad de unirse a otros átomos de carbono por enlaces covalentes (concatenación). Los enlaces C-C son fuertes, al igual que los enlaces C-H. Sus enlaces con otros elementos, particularmente halógenos, oxígeno, azufre, nitrógeno y fósforo, son bastante fuertes. Fundamentos de la estructura de los compuestos orgánicos a) Hay que tener en cuenta que las uniones que pueden darse en el átomo de carbono están dirigidas hacia los vértices de un tetraedro regular, estando equidistantes C en el espacio, si bien en un plano se representa como se observa a la izquierda. ¿Podrías dibujar un tetraedro regular? Una vez que lo hayas hecho, inserta un átomo de carbono en su centro y únelo mediante enlaces simples con cada uno de los vértices. ¡Observa la figura formada! Has logrado representar la estructura espacial del átomo de carbono (los enlaces se dirigen a los vértices de un tetraedro regular). b) Los átomos de carbono pueden unirse por enlaces simples, dobles y triples mediante compartición de uno, dos y tres pares de electrones. C H3C

C CH3

C H2C

C CH2

C

C

HC

CH

pag. 77

c) La unión entre los átomos de carbono puede dar lugar a cadenas abiertas (lineales o ramificadas) en los compuestos alifáticos. (Recordemos que entre los átomos de carbono pueden darse uniones simples, dobles o triples). C

C

C

C

C

C

C

Cadena abierta lineal

Cadena abierta ramificada

d) La unión entre los átomos de carbono puede dar lugar a cadenas cerradas o anillos en los compuestos cíclicos, los que pueden tener enlaces simples o dobles entre los átomos de carbono. H2 C H2C H2C

C H2

H C

CH2

HC

CH2

HC

Ciclo hexano

C6H12

CH CH C H

C6H6

Benceno

e) En las cadenas carbonadas, cuando el átomo de carbono está unido a un solo otro átomo de carbono (es el carbono del extremo) se denomina carbono primario (1); si está unido a dos átomos de carbono se llama carbono secundario (2);, si está unido a tres átomos de carbono es un carbono terciario (3) y si está unido a cuatro átomos de carbono tenemos un carbono cuaternario (4). H

H H

(1)

C

H

H

H

(2)

(1)

C

C

H

H

H

H

H

(1)

C

(1)

H

H

(3)

H (1)

C

C

C

H

H

H

H

propano

H H

H

H

(1)

H

(4)

C

H

(1)

C

(1)

C H

(1)

C

H C

H

H

H

H

2 metil propano

2,2 dimetil propano

EJEMPLO:

Carbono secundario

Carbono cuaternario CH3 H3C

C

CH

CH2

CH3

CH3 CH3

Carbono primario

Carbono terciario

Pensemos: ¿Existen átomos de carbono terciario en este compuesto? ¿Por qué?

CH3

CH2

CH2

CH3

f) Los compuestos orgánicos contienen entre dos y cinco elementos, es decir muy pocos si consideramos todos los compuestos en la actualidad, existiendo siempre el carbono y el hidrógeno. g) Los otros elementos posibles, en orden de importancia, son el oxígeno, el nitrógeno, los halógenos, el azufre y el fósforo, si bien otros elementos

como el silicio, arsénico, antimonio, bismuto, mercurio y plomo forman a veces parte de compuestos orgánicos naturales o preparados en el laboratorio, así como los metales alcalinos y alcalinotérreos que constituyen fundamentalmente las sales de los distintos ácidos orgánicos. h) En algunos casos, elementos diferentes al carbono pueden formar parte de las cadenas o de los anillos.

HIDROCARBUROS Las sustancias orgánicas binarias, exclusivamente compuestas por dos elementos – el carbono y el hidrógeno – se denominan hidrocarburos. A pesar de su limitada composición química, existe una gran variedad de hidrocarburos (alcanos, alquenos, alquinos, cicloalcanos, bencénicos, etc.)

ALCANOS Tienen la particularidad de que todos los enlaces entre los átomos de carbono son simples. Se los llama también hidrocarburos saturados. a) Los alcanos de cadena abierta de uno, dos, tres y cuatro átomos de carbono tienen nombres particulares: metano, etano, propano y butano. H

C

H

H

H

H

H

H

C

C

H

H

H

H

H

H

H

C

C

C

H

H

H

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

H

H

H

H

H

CH4

CH3–CH3

CH3–CH2–CH3

CH3–CH2–CH2–CH3

CH4

C2H6

C3H8

C4H10

metano

etano

propano

butano

Se los puede representar utilizando las fórmulas desarrolladas, las semidesarrolladas y las moleculares (que se corresponden con las del primer renglón anterior, con las del segundo y con las del tercero) b) A partir del quinto, se utiliza un prefijo que indica el número de átomos de carbono de la cadena, y un sufijo ano, que es siempre el mismo. Prefijo: non Sufijo: ano Nombre del compuesto: nonano c) Constituyen una serie homóloga porque el compuesto anterior difiere del posterior en un grupo metileno (CH2). + CH2

CH4

+ CH2

C2H6

+ CH2

C3H8

C4H10

átomos de C cinco seis siete ocho nueve diez

prefijo pent hex hept oct non dec

Responden a la fórmula general Cn H2n + 2 donde n = nº de átomos de C

Actividad ¡Para pensar y resolver! 1. a) ¿Cuál es la fórmula y el nombre del alcano de seis átomos de carbono?. b) ¿Y el de siete? c) ¿Y el de ocho? d) ¿Se cumple lo especificado en el párrafo c? Alcanos de cadena ramificada Son compuestos que tienen cadenas cortas (radicales alquilo) unidas a una cadena principal más larga. Grupo alquilo CH3 – CH3 CH2 – CH3 CH2 CH2 – CH3 (CH2)3 – CH3 (CH2)4 – CH3 (CH2)5 – CH3 (CH2)6 – CH3 (CH2)7 – CH3 (CH2)8 – CH3 (CH2)9 –

Nombre metilo etilo propilo butilo pentilo hexilo heptilo octilo nonilo decilo

Para nombrarlos se procede de la siguiente manera: a)Se busca la cadena carbonada continua y más larga (cadena principal) y se le da el nombre de acuerdo con lo visto en 1 y 2. b)Se identifican y se nombran las ramificaciones (radicales alquilo), en sus formas acopocadas: ilo se convierte en il. metilo

metil

etilo

etil

propilo

propil

c)Se numeran consecutivamente los átomos de carbono de la cadena principal comenzando por el extremo que proporcione el número más bajo para el primer sustituyente. Cuando se tiene más de un sustituyente: d)Para grupos iguales: se utiliza un prefijo griego que indica el número de grupos idénticos. Por ejemplo: dimetil, trimetil, tetrametil, etc. La ubicación de cada grupo se indica con un número. Se coloca una coma para separarlos. e)Para grupos diferentes: se nombran los grupos por orden alfabético, respetando las reglas anteriores. En el orden alfabético no se tienen en cuenta los prefijos numéricos (trietil, dimetil) Ramificación

CH3 2 metil hexano CH3

CH3

CH3

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3

CH3

Cadena principal

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 CH2

CH3

CH3

CH3 2,2,4 trimetil hexano

5 etil 2,2,4 trimetil heptano

2. Escribe las fórmulas molecular y semidesarrollada de los siguientes alcanos a) 2 metil pentano

b) dimetil propano c) 2,3 dimetil butano d) 2,2 dimetil butano

3. Para pensar: ¿Por qué en el caso b no se indican las posiciones de las ramificaciones?

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4. Asigna los nombres a las siguientes sustancias: a) CH3 – (CH2)8 – CH3 b) CH3 – CH2 – C(CH3)2 – CH3 c) CH3 – CH(CH3) – CH2 – C(CH3)2 – (CH2)2 – CH3 5. Se han representado cadenas carbonadas de hidrocarburos saturados. Escribe sus fórmulas semidesarrolladas y asignales los nombres correspondientes.

ALQUENOS Y ALQUINOS Alquinos Fórmula general Cn H2n - 2

Alquenos Fórmula general Cn H2n

A diferencia de los alcanos, los alquenos tienen por lo menos un enlace doble entre los átomos de carbono, y los alquinos, un enlace triple. Alquenos

C

C

H2C

Alquinos

C

C

HC

CH2

C2H4

Eteno

CH

C2H2

Etino

Los nombres de estos hidrocarburos no saturados siguen las mismas reglas vistas para los alcanos, con algunas modificaciones: a) Se cambian los sufijos, utilizando la terminación eno (en los alquenos) y la terminación ino (en los alquinos) para designar la cadena principal. b) Se considera cadena principal a la cadena carbonada continua más larga que contenga el doble o triple enlace (según el caso). c) Se comienza a numerar la cadena principal desde el extremo más cercano al enlace doble o triple; éstos tienen prioridad sobre las ramificaciones. d) Se debe indicar la posición del enlace doble o triple colocando el menor de los números de los átomos de carbono que comparten el doble o triple enlace.

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Cada vértice del ciclo está ocupado por un átomo de carbono, y entre estos, existen enlaces simples y a veces enlaces dobles. H2C

H2C

CH2 CH2

ciclo butano

H2 C H2C H2C

CH2 CH2

ciclo pentano

HC H2C

H2 C

H C CH2 CH2

ciclo penteno

H C

H2C

CH2

H2C

H2C

CH2

H2C

C H2

ciclo hexano

CH CH C H

1,3 ciclo hexadieno

Hidrocarburos aromáticos Son compuestos que se caracterizan por la presencia de uno o más anillos que presentan enlaces simples y dobles en forma alternada. El más sencillo es el benceno cuya fórmula molecular es C6H6 y se lo puede representar de diferentes maneras H C HC HC

H C

CH

HC

CH

HC

C H

CH CH C H

Si hay un sustituyente de un átomo de carbono puede ocupar cualquier posición. Si existen dos o tres sustituyentes se los nombra mediante números o el nombre de la posición correspondiente

Sucesivos orto: 1,2

vecinal: 1,2,3

Asimétricamente alternados meta: 1,3

simétrico: 1,3,5

Diametralmente opuestos para: 1,4

asimétrico: 1,2,4

6. Nombra a los siguientes compuestos derivados del benceno CH3

Cl

Cl

NO2

Cl

Cl

Cl

OH

NO2

Cl

Cl

CH2 CH3

OH

Existen compuestos aromáticos con dos o más núcleos iguales o distintos unidos entre sí, como por ejemplo

naftaleno

antraceno

indeno

difenilo

GRUPOS FUNCIONALES ¿Qué es un grupo funcional? Los compuestos orgánicos se suelen considerar constituidos por uno o más radicales hidrocarburos (cadena carbonada) unidos a uno o más grupos funcionales. Un grupo funcional es una agrupación formada por un pequeño grupo de átomos que confiere a una molécula orgánica ciertas cualidades características.

Modulo Química - UNNE Articulación

Una forma sencilla de representar un compuesto químico cualquiera es utilizando la siguiente convención R

GF

Resto de la molécula (Cadena carbonada)

Grupo funcional

CH3 CH2 CH2

COOH

CH3 CH2 CH2 COOH Ácido butanoico

Primer ejemplo: CH3 CH2OH etanol CH3 CH2 CH2OH 1 propanol CH3 CH2 CH2 CH2OH 1 butanol Segundo ejemplo: CH3 CH2 CH2OH CH3 CH2 CHO CH3 CH2 COOH

1 propanol propanal ácido propanoico

Los compuestos tienen diferente R pero igual grupo funcional.

Los compuestos tienen igual R pero diferente grupo funcional.

Distintos grupos funcionales dan lugar a distintos compuestos orgánicos con propiedades químicas particulares. 7. Señala los compuestos que tienen igual R y aquellos que tienen igual GF. a) c) e) g) i) k)

CH3 (CH2)3 CH2OH CH3 CH2 O CH2 CH3 CH3 CH2 NH2 C2H5 COONH2 CH3 CHO CH3 CH2 COOCH3

b) d) f) h) j) l)

CH3 COOH CH3 CH2 CH2 CHO C6H5 COOCH3 CH3 (CH2)2 COOH C6H5 CH2OH C3H7 COO NH2

8. Entre los compuestos anteriores, ¿existen algunos que tengan la misma fórmula molecular? Más adelante veremos que a los compuestos que tienen la misma fórmula molecular se los llama isómeros.

COMPUESTOS OXIGENADOS ALCOHOLES ( R-OH ) Los alcoholes son compuestos orgánicos cuyas moléculas, además de tener átomos de carbono e hidrógeno (como los hidrocarburos), tienen átomos de oxígeno. Cada átomo de oxígeno se encuentra unido a un átomo de hidrógeno formando el llamado grupo oxhidrilo o hidroxilo (–OH). Cuando el grupo hidroxilo está unido a un carbono primario, el alcohol es de tipo primario. Un alcohol es secundario cuando el grupo hidroxilo está unido a un

¿Por qué en algunos casos se coloca el paréntesis?

carbono secundario. Un alcohol es terciario cuando el grupo hidroxilo está unido a un carbono terciario. ¿Puede haber un alcohol cuaternario? Fundamenta tu respuesta Para nombrarlos seguirás los siguientes pasos: a)Se siguen las reglas generales vistas para los hidrocarburos, pero se cambia el sufijo por ol. b)La cadena principal debe contener el grupo –OH y se numera de manera que el átomo de carbono al que está unido este grupo, tenga el menor número posible. Estos compuestos son isómeros

H

C3H7OH

H

H

H

C

C

C

H

H

OH

H

H

1 propanol

H

H

H

C

C

C

H

OH

H

H

2 propanol

c)Si hay más de un grupo –OH, (polialcoholes) se indican con números las posiciones y se coloca el prefijo numérico correspondiente antes del sufijo: etanodiol (Debemos recordar que no puede haber más de un grupo –OH unido al mismo átomo de carbono por un problema de distribución en el espacio).

H

OH

OH

C

C

H

H

OH

H

OH

C2H4(OH)2

CH2

H2C

etanodiol

d)Si es necesario, se debe indicar la posición de los grupos –OH en la molécula. H

OH

OH

H

C

C

C

H

H

OH

OH

H

H2C

OH

CH

C3H6(OH)2

CH3

1,2 propanodiol

e)En compuestos aromáticos, el grupo hidroxilo forma parte de un radical alquílico; el grupo funcional es entonces Ar- CH2 - OH (Ar indica un anillo bencénico). Si está unido directamente al anillo bencénico, se trata de otro tipo de compuesto: el fenol. CH2OH

Alcohol bencílico

OH

fenol

9. Escribe las fórmulas que se mencionan a) metil 2 propanol b) metil 1 propanol c) butanol

d) propanotriol

10. Nombra los siguientes compuestos y señala los polialcoholes: a) c)

CH3CHOHCHOHCH3 CH2OH(CH2)4CH3

b) d)

CH2OH(CHOH)4CH2OH CH3CHOH(CH2)3CH3

Modulo Química - UNNE Articulación

ALDEHÍDOS (R – CHO // Ar – CHO ) Para escribir cada fórmula, y partiendo de la de un hidrocarburo, se reemplazan dos átomos de hidrógeno de un carbono primario por un átomo de oxígeno. Ello implica que el grupo funcional siempre se localiza en un extremo de la cadena carbonada. O Se nombran con un sufijo al, manteniendo los prefijos conoC H cidos. C2H5CHO O H

H

H

H

C

C

C

H

OH

C H

propanal

O

benzaldehído

11. ¿Cuáles son las fórmulas estructurales de los siguientes aldehídos? c) 2,2 dimetilbutanal d) pentanodial

b) etanal

a) metanal

CETONAS ( R – CO – R // R – CO – R’ // Ar – CO – R // Ar – CO – Ar ) Para escribir cada fórmula, y partiendo de la de un hidrocarburo, se reemplazan los dos átomos de hidrógeno de un carbono secundario por un átomo de oxígeno, originando el grupo carbonilo. O Se nombran con un sufijo ona, manteniendo los prefijos estaC blecidos. CH3 C O

O

CH2

C

CH3

CH3

CH3

CH

H3C

O

CH2

propanona

2 pentanona

fenilcetona

12. ¿Por qué en el segundo ejemplo se indica un número y en el primero el número no aparece? Los aldehídos y las cetonas de igual número de átomos de carbono son isómeros. 13. Escribe las fórmulas estructurales de todos los aldehídos y cetonas de cinco átomos de carbono indicando sus nombres respectivos.

ÉTERES ( R – O – R // R – O – R’ // Ar – O – R // Ar – O – Ar // Ar – O – Ar’) Son compuestos orgánicos en los que un átomo de oxígeno se une directamente a dos radicales alquilo o arilo. Estos radicales pueden ser iguales o diferentes. H3C

O

CH3

H3C

O

CH2

CH3

O

CH3

CH3COCH3

CH3COC2H5

CH3COC6H5

éter metílico

éter etilmetiletílico

éter fenilmetiletílico

14. Escribe las fórmulas de los siguientes éteres: etílico, dimetílico, difenílico, metilpropiletílico. pag. 85

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS ( R – COOH ) Si partimos de la estructura de un alcano, podemos escribir la fórmula de un ácido reemplazando un átomo de hidrógeno por un grupo oxhidrilo y los otros dos átomos de hidrógeno por un átomo de oxígeno (únicamente lo podemos hacer en un carbono primario). El grupo formado se llama grupo carboxilo. O

CH3COOH

OH

C

H3C

ácido etanoico

COOH

H3C

O

OH

C

C6H5COOH ácido benzoico

15. Escribe las fórmulas estructurales de todos los ácidos monocarboxílicos de cinco átomos de carbono. Indica sus nombres. 16. El ácido etanodioico es un ácido dicarboxílico. ¿Cuál es su fórmula?

ÉSTERES ( R – COO – R // R – COO – R’) Son derivados de los ácidos carboxílicos en los que el átomo de hidrógeno que formaba el grupo hidroxilo ha sido sustituido por un radical alquilo o arilo. Se nombran cambiando la terminación “ico” del ácido por “ato” (etanoico etanoato) y agregando el nombre del radical. O C

H3C H3C

O

O

CH3COOCH3

CH3

C

etanoato de metilo

COOCH3

O

CH3

C6H5COOCH3

benzoato de metilo

17. ¿Cuántos ésteres responden a la fórmula molecular C4 O2 H10?

SALES ( R – COO Metal ) Son derivados de los ácidos carboxílicos en los que el átomo de hidrógeno que formaba el grupo hidroxilo ha sido sustituido por un metal. Se nombran cambiando la terminación “ico” del ácido por “ato” (etanoico etanoato) y agregando el nombre del metal. O H3C

C

O

Na

H3C

COONa

CH3COONa

etanoato de sodio

En el caso de metales como el calcio (nº de oxidación ≠ 1) la estructura del ácido es O

O

H3C

C

O

Ca O

C

CH3

(CH3COO)2Ca

Etanoato de calcio

18. Utiliza fórmulas químicas y completa las siguientes ecuaciones: a) ácido metanoico + hidróxido de sodio .……………….................. + agua b)...…………………............+ Fe propanoato de hierro + ………….....................

Modulo Química - UNNE Articulación

ANHÍDRIDOS ( R – COOOC – R // R – COOOC – R’ ) Resultan de la pérdida de una molécula de agua por reacción de dos moléculas de ácido. O O Se los nombra anteponiendo la palabra anhídrido al R C O C R nombre del ácido O

O

H3C

C

O

C

O

O

CH3

H3C

anhídrido metanoico

C

O

CH2 CH3

C

anhídrido etanmetanoico

19. ¿Qué anhídridos se obtendrán por deshidratación de: a) ácido metanoico + ácido propanoico b) ácido benzoico + ácido metanoico Los ésteres, las sales y los anhídridos pueden considerarse, estructuralmente, como derivados de ácidos carboxílicos (También las amidas, las que veremos dentro de los compuestos nitrogenados). 20. A partir del ácido propanoico escribe las ecuaciones de formación de un éster, una sal y un anhídrido, utilizando los reactivos necesarios.

COMPUESTOS NITROGENADOS AMINAS Son compuestos nitrogenados cuyas moléculas pueden considerarse, teóricamente, como derivadas de las del amoníaco (NH3) cuyos átomos de hidrógeno se reemplazan por otros grupos. H H

N

H

Si se reemplaza un solo átomo de hidrógeno Si se reemplazan dos átomos de hidrógeno Si se reemplazan los tres átomos de hidrógeno H

H3C

N H

H

N CH3 CH3

amina primaria ( R – NH2 ) amina secundaria ( R R’ NH ) amina terciaria ( R R’ R’’ N ) CH3 N CH3 CH3

CH3NH2

(CH3)2NH

(CH3)3N

metilamina Amina primaria

trimetilamina Amina terciaria

dimetilamina Amina secundaria

NH2

NHCH3

Aminas aromáticas

Fenilamina (anilina)

metilfenilamina

21. Representa las estructuras de las siguientes aminas: butilamina, metilpropilamina, dietilmetilamina, difenilamina, trifenilamina pag. 87

AMIDAS ( R – CO – NH2 // Ar – CO – NH2 ) Se pueden considerar como compuestos que resultan de la sustitución del grupo hidroxilo de un ácido carboxílico por un grupo amino (-NH2). El nombre resulta de reemplazar el sufijo “oico” de los ácidos carboxílicos por “amida”. Por ejemplo: etanoico etanamida O O

H3C

CH3CONH2

C NH2

C

etanamida

C6H5CONH2

NH2

fenilamida

22. ¿Qué nombre reciben las siguientes amidas? ¿De qué ácidos derivan? a)

b)

C2H5CONH2

C4H9CONH2

c)

CH3CH2CH2CONH2

NITRILOS (R-C N) Su característica es un triple enlace entre un carbono primario y un átomo de nitrógeno. N C H3C CH3CN etanonitrilo 23. Escribe las fórmulas químicas y asigna los nombres de los nitrilos de cuatro, seis y siete átomos de carbono.

ISOMERIA ¿Qué son isómeros? Se llama isomería a la existencia de dos o más compuestos de igual masa molar pero que tienen propiedades físicas y/o químicas distintas. Las moléculas de los isómeros están formadas por los mismos átomos en igual número, es decir que se representan por las mismas fórmulas moleculares. ¿Recuerdas la pregunta del ejercicio 8? Isomería Espacial o estereoisomería

Plana o de estructura de cadena

de función

de posición

Analiza la isomería plana o de estructura Los isómeros de cadena son los que presentan diferente estructura en la cadena carbonada, es decir, distintas maneras en que se unen los átomos de carbono entre sí. CH3 H3C

H C

CH3

CH3

2 metil propano

CH2 CH2

CH3

butano

C4 H10

Modulo Química - UNNE Articulación

24. ¿Cuál es la fórmula estructural y el nombre de dos posibles isómeros de cadena que respondan a la fórmula C6H14? Llamamos isómeros de posición a los que presentan la misma cadena carbonada pero el grupo funcional (puede ser también un doble o un triple enlace) está en distintas posiciones. H2C

CH

CH3

CH2

H3C

1 buteno

HC

CH

C4 H8

CH3

2 buteno

25. ¿Cuáles son las fórmulas estructurales de los isómeros de posición cuya fórmula molecular es C4H10O? Los isómeros funcionales presentan diferente grupo funcional. H

C

CH3

O

CH2

C

CH2

CH2

CH3

CH3

O

C4 H8 O

26. ¿Cuáles son los nombres de estos isómeros? 27. Busca otro ejemplo ¿podría ser un éter y un alcohol? Trata de encontrarlo.

Revisemos los grupos funcionales Aminas Amidas

Compuestos nitrogenados

Grupos funcionales

Hidrocarburos

Alcanos Alquenos Alquinos Aromáticos

Compuestos oxigenados

Grupo carbonilo Aldehídos

Cetonas

Grupo carboxilo y derivados Anhídridos Halógenuros de ácido

Ésteres Amidas

Grupo hidroxilo y derivados Alcoholes

Fenoles

Éteres Las amidas se pueden considerar como compuestos nitrogenados o como derivados del grupo carboxilo

pag. 89

Modulo Química - UNNE Articulación

AUTOEVALUACIÓN Al llegar a esta instancia ya te habrás puesto práctico en la realización de ejercicios que te permiten evaluar lo aprendido. ¡Te invitamos a continuar trabajando con el mismo entusiasmo!!! No dejes de consultar las dudas que se te presenten con tu profesor. 1. Relaciona cada fórmula general con la función química a la que corresponde R-CHO R-COOH R-CO-NH2 R-COO-R

Fórmula general R-OH R-NH2 R-O-R R-CO-R

Alcohol Éter Aldehído Cetona

Función química Ácido carboxílico Éster Amina Amida

2. Completa los espacios en blanco del siguiente cuadro Fórmula CH3 - COOH

Nombre

Función química

propanal Amina primaria CH3 – COO – CH3 propanol CH3 – CO – CH3 etanamida éter

3. La sustitución del hidroxilo de un ácido por un grupo amino origina: a) un aldehído

b) una amina

c) una amida

d) un nitrilo

4. El grupo carbonilo se encuentra en: a) aldehídos

b) cetonas

c) ácidos orgánicos d)todos los anteriores

5. Las aminas primarias están formadas por un radical alquilo o arilo y un grupo: a) carbonilo

b) hidroxilo

c) amino

d)todos los anteriores

6. Las siguientes fórmulas semidesarrolladas tienen un nombre incorrecto. Indica en cada caso el nombre correcto y justifica: a) CH3–CH2–CH2–CH2OH hexanol c) CH3–CH2–CHO butanal

b) CH3–CH2–CH2–NH2 propanamida d) CH3–CH2–CH2–COOH pentanona

7. La formula molecular C2 O2 H6 corresponde a: a) un ácido

b) una dicetona

c) un éter

d) un éster

8. Escribe las fórmulas semidesarrolladas y los nombres científicos de los siguientes ácidos, de acuerdo con las características que para cada uno de ellos se indica: a) ácido cáprico: monocarboxílico, con cadena lineal de 6 átomos de carbono. b) ácido adípico: dicarboxílico, con cadena lineal de 6 átomos de carbono. c) ácido cinámico: anillo bencénico, con cadena lateral de 3 átomos de carbono en la cual hay un doble enlace entre átomos de carbono y un carboxilo. pag. 91

d) ácido crotónico: monocarboxílico, con cadena de 4 átomos de carbono, con

doble ligadura central. e) ácido pirúvico: ceto-ácido, de 3 átomos de carbono. f) ácido mandélico: en la cadena lateral, de 2 átomos de carbono, de un núcleo bencénico hay una función alcohol y una función ácido. g) ácido resorcílico: un grupo carboxilo y dos oxhidrilos fenólicos en un núcleo bencénico, simétricamente ubicados. 9. Hay siete sustancias que tienen la fórmula molecular C4H10O. Escribe sus fórmulas, indica sus nombres y clasifícalas de acuerdo con sus grupos funcionales. 10. El aceite de almendras está formado principalmente por ésteres que en presencia de un medio básico – como el hidróxido de sodio – se “rompen” y originan un alcohol (en realidad un polialcohol, la glicerina) y ácidos orgánicos. ¿Qué grupos funcionales caracterizan a los ésteres, los alcoholes y los ácidos orgánicos? 11. Los aldehídos y las cetonas están presentes en algunas frutas y flores. Menciona algunos ejemplos. 12. ¿Qué compuestos orgánicos forman parte de nuestro cuerpo y del de todos los seres vivos? ¿Tienen alguna característica común? ¿Y alguna diferencia? 13. Indica qué compuestos orgánicos están presentes en los siguientes productos, escribe sus fórmulas y determina a qué tipo de funciones orgánicas corresponden: Energía de unión o energía de enlace es la energía que se libera cuando se rompe un enlace covalente

tintura para tela

alcohol medicinal vinagre de vino aguarrás

queso

aspirina

manteca quitaesmalte

14. Los aceites vegetales hidrogenados difieren de los no hidrogenados en que sus dobles enlaces (C=C) han sido transformados en enlaces simples (C-C) por reacciones de adición de hidrógeno. Comparemos las energías de unión C-C y C=C deduzcamos si los alimentos que aportan mayor cantidad de calorías a la dieta son los que contienen aceites hidrogenados o los que contienen aceites no hidrogenados. 15. ¿Qué compuestos orgánicos (o las funciones orgánicas respectivas) intervienen en las siguientes transformaciones? Uvas / vino

Manzanas / vinagre

Petróleo / plásticos

Reflexiona En esta Unidad aprendiste los conceptos básicos de la Química Orgánica. ¿Te sientes seguro? En la próxima Unidad aplicarás estos conceptos para el estudio de las principales reacciones de esta rama de la Química. ¿Lo vemos?

UNIDAD 4. REACCIONES ORGÁNICAS.

INTRODUCCIÓN En esta Unidad aprenderás que las reacciones orgánicas ocurren a través de determinados mecanismos. Por eso estudiarás reacciones de sustitución, de adición y de eliminación, palabras que orientan sobre un determinado mecanismo. Al igual que en la Unidad 3, deberás respetar la secuencia propuesta para las actividades. Con el desarrollo de esta unidad terminamos nuestro recorrido juntos.

Al finalizar el desarrollo de esta unidad, se espera que el alumno sea capaz de: • Reconocer los distintos tipos de reacciones orgánicas.

• Dar ejemplos de las tres clases fundamentales de reacciones orgánicas. • Asociar un determinado grupo funcional con un tipo de reacción química ¿Estás conforme con la forma en que trabajaste y los resultados que vas obteniendo?

A

comenzar entonces!

Modulo Química - UNNE Articulación

REACCIONES DE SUSTITUCIÓN En una reacción de sustitución, un átomo o grupo de átomos de una molécula se reemplaza por otro. Sustitución en alcanos La sustitución homolítica es uno de los métodos más importantes para introducir grupos funcionales en los alcanos. En una reacción de este tipo, cuando se rompe un enlace covalente, los electrones participantes de él permanecen en los átomos a los que pertenecían formando radicales libres, los cuales son entidades muy reactivas. Estas reacciones se producen en varias etapas y pueden originar diferentes productos. Las etapas se repiten cíclicamente hasta que las moléculas de alcano o de cloro se hayan consumido. Un análisis más profundo de la halogenación determina que es un tipo de reacción en cadena, con participación de radicales libres. Esta reacción se cumple en etapas:

RECUERDA Ruptura homolítica: ruptura del enlace covalente en donde el par electrónico del enlace se reparte entre los dos átomos que participan de la unión y forman dos radicales libres CH3 H2C• / •H Cl• / •Cl ¿En qué consiste una ruptura heterolítica?

Iniciación: Se rompe el enlace covalente que vincula a los dos átomos de la molécula de cloro, produciéndose dos radicales libres Cl• los cuales son muy reactivos. La energía necesaria para romper el enlace puede suministrarse en forma de luz.

RECUERDA Radicales libres: átomos o grupos de átomos con un electrón desapareado CH3 H2C• , Cl• , H•

Luz

(Sólo representamos el par electrónico que nos interesa analizar). Propagación: Los radicales Cl• interactúan con otras moléculas dando lugar a diferentes productos y generando nuevos radicales libres. CH3 H2C •• H + Cl• CH3 H2C • + H •• Cl Cl •• Cl

Cl• + Cl•

Finalización: Dos radicales libres activos se transforman en un producto estable, por formación de un enlace covalente. Esta etapa adquiere importancia Cl• + •Cl Cl – Cl sólo cuando la concentración de cloro radicales es elevada. Si se asegura un suministro continuo de CH3 H2C• + •Cl CH3 H2C – Cl cloruro de etilo energía, el número de radicales aumenta hasta que comienzan a unirse CH CH • + •CH CH CH3CH2 – CH2CH3 3 2 2 3 unos con otros formando los butano productos. En los alcanos no todos los átomos de hidrógeno son igualmente sustituidos por los halógenos. Cuanto menos átomos de hidrógeno hay en el átomo de carbono, más fácilmente se los reemplaza por átomos de halógenos. La fundamentación teórica se basa en las energías de enlace; la energía para romper un enlace C–H primario es mayor que en un carbono pag. 97

secundario y éste a su vez, mayor que en un carbono terciario. En consecuencia podemos establecer un orden decreciente – de mayor a menor facilidad de reemplazo – para la sustitución de un átomo de hidrógeno, según el átomo de carbono en que esté localizado terciario > secundario > primario Este criterio para la sustitución se extiende también a los alcanos ramificados. Sintetizando: se forman todos los isómeros halogenados posibles pero en distinta proporción, de acuerdo con lo establecido previamente. 1. Completemos las siguientes ecuaciones considerando que cada reacción se realiza entre 1 mol de sustancia orgánica y 1 mol de cloro a) propano + cloro ……………........................ b) butano + cloro ……………….................... 2. Procedamos a la cloración total del metano completando las siguientes ecuaciones a) Metano + cloro ……………........................ b) Cloruro de metilo + cloro ……………........................ c) Dicloruro de metilo + cloro ……………........................ d) Tricloruro de metilo + cloro ……………........................ 3. ¿Qué nombres comunes y qué usos tienen los compuestos obtenidos en la actividad anterior? 4. ¿Cuál es el isómero que se obtendrá en mayor proporción en la halogenación del 2 metil butano (isopentano)?

Para Pensar La palabra electrófilo proviene del griego electros, ámbar, y philos, amigo de … Son los reactivos con deficiencia de electrones. Presentan átomos capaces de aceptar electrones de un nucleófilo. ¿Qué es un nucleófilo?

SUSTITUCIÓN AROMÁTICA Las reacciones de sustitución pueden comenzar también con la formación de iones. Es el caso de la reacción de sustitución electrofílica aromática, en la que un átomo de hidrógeno unido a un anillo bencénico es reemplazado por otro átomo o grupo de átomos electrofílico. Esta reacción requiere la presencia de un catalizador. La interacción entre el catalizador y el reactivo origina el electrófilo (E+) que “ataca” al anillo bencénico. E H H

H

H

H

H

+ E+

H

H

H

+ H+

H

H H

H

H

H

H

+ HNO3

catalizador

NO2

H

H H

+ H2O

H

H

C6H6 + HNO3

H

catalizador

C6H5NO2 + H2O

Modulo Química - UNNE Articulación

5. Completa las siguientes ecuaciones que representan reacciones de sustitución electrofílica aromática y coloca los nombres de todas las sustancias intervinientes: C6H6 + ................... C6H6 + CH3COCl C6H6 + H2SO4 C6H6 + C3H7Br

cat. cat. cat. cat.

C6H5Cl + HCl ................... + HCl C6H5SO3H + ................... ................... + HBr

REACCIONES DE ADICIÓN Los alquenos y los alquinos son más reactivos que los alcanos. Son susceptibles al ataque de reactivos electrofílicos debido a la acumulación de densidad electrónica asociada a los enlaces dobles y triples. Los hidrocarburos no saturados adicionan con facilidad moléculas de halógenos, hidrácidos, hidrógeno, agua, etc. Podemos considerar dos casos: a) cuando el reactivo es simétrico y b) cuando se trata de un reactivo asimétrico. Veamos el primero de ellos CH3 – CH = CH2 + Br – Br propeno

CH3 – C ≡ CH + Br – Br propino

CH3 – CHBr – CH2Br

1,2 dibromo propano

CH3 – CBr = CHBr

1,2 dibromo propeno

6. Escribamos la ecuación correspondiente a la reacción de hidrogenación del 2 penteno. 7. ¿Qué producto se obtiene al hidrogenar el etino en dos etapas sucesivas? Veamos ahora qué ocurre cuando se adiciona un reactivo asimétrico. Supongamos el siguiente ejemplo: CH3 – CHBr – CH3 CH3 – CH = CH2 + H – Br propeno

2 bromo propano

CH3 – CH2 – CH2Br 1 bromo propano

Estos son los dos productos posibles. Sólo se forma el primero de acuerdo con la Regla de Markovnikov. La misma regla se cumple en las reacciones de adición a los alquinos cuando se presenta este tipo de situaciones. En general podemos decir que:

resulta

si se adiciona Halogenuro de hidrógeno Agua Ácido sulfúrico

Regla de Markovnikov Cuando un reactivo asimétrico se adiciona a un doble enlace, la parte positiva del mismo se une al átomo de carbono que más átomos de hidrógeno tenía previamente.

a un alqueno

Halogenuro de alquilo Alcohol Sulfato ácido de alquilo pag. 99

8. ¿Qué reactivos son necesarios para obtener a) 2 cloro propano b) butano

c) 2 butanol d) 1,2 dibromo propano

e) tolueno (metilbenceno) f) etilbenceno

9. Escribe la ecuación que representa la adición de bromuro de hidrógeno al 2 metil 1 buteno. Nombra los productos obtenidos. ¿Qué isómero se producirá en mayor proporción? ¿Por qué?

REACCIONES DE ELIMINACIÓN Una reacción de eliminación implica la extracción de un átomo o grupo de átomos, que se hallan unidos a átomos de carbono adyacentes, lo que da lugar a la formación de una molécula no saturada, es decir, con un enlace doble o uno triple. H C

C

C

C

+ HX

X

Un tipo de reacción de eliminación es la deshidratación de una molécula de alcohol en presencia de un ácido fuerte como el ácido sulfúrico H C

C

C

OH

CH3 - CH2 OH

H2SO4

etanol

C

+ H2O

CH2 = CH2 + H2O eteno

10. Escribe las ecuaciones que representan las reacciones de deshidratación de los siguientes alcoholes en presencia de ácido sulfúrico concentrado. Nombremos los productos que se obtienen a) 2 propanol b) 2 metil 2 butanol c) 3 metil 2 pentanol Otro tipo de reacción de eliminación es la deshalogenación, que consiste en la eliminación de dos átomos de halógeno de átomos de carbono vecinos, mediante el tratamiento con algún metal. X C

C

+ Zn

C

C

+ ZnCl2

X

11. Cuáles serían los reactivos necesarios, además del metal, para obtener: a) 1 buteno b) propeno La deshidrohalogenación constituye un tercer tipo de reacción. Si la eliminación puede dar origen a más de una molécula de alqueno, se forma de manera predominante el alqueno más estable que es el más constituido con grupos alquilo. H

C

C

X

C

C

+ HX

Modulo Química - UNNE Articulación

12. Completa las siguientes ecuaciones: a) ……………............ b) 1 cloro propeno

eteno + bromuro de hidrógeno ………….. + cloruro de hidrógeno

Hagamos una síntesis sobre las reacciones en alquenos y alquinos

alcanos deshidrogenación

hidrogenación

halogenuros de alquilo

hidrohalogenación deshidrohalogenación

ALQUENOS

deshidratación hidratación

alcoholes

deshalogenación

halogenación

dihalogenuros vecinales (en alcanos)

alquenos deshidrogenación

hidrogenación

halogenuros de alquilo

hidrohalogenación

(con doble enlace) deshidrohalogenación

ALQUINOS

hidratación deshidratación

aldehídos

deshalogenación

halogenación

dihalogenuros vecinales

(con doble enlace)

pag. 101

13. Completa las siguientes ecuaciones con los nombres correspondientes y represéntalas utilizando fórmulas químicas: a) Propeno + …………..

1,2 dicloro propano

b) ……………. + bromo

2 bromo propano + bromuro de hidrógeno

c) Propino + cloruro de hidrógeno d) Etino + ……………..

………………

etenol

e) Propino + fluoruro de hidrógeno f) …………. + ácido nítrico

m-dinitrobenceno + ………..

g) Propeno + …………… h) Etino + cloro

2 cloro propano ………………….

i) Bromobenceno + ………… j) ………………. + bromo k) Eteno + ………….. l) 2 butino + ………………

………………

o-dibromobenceno + ……….. 1,2 dibromo propano etanol 2 cloro 2 buteno

14. Si disponemos de los siguientes reactivos: etano, eteno, etino, bromo y bromuro de hidrógeno, ¿cuáles seleccionarías para obtener los siguientes derivados halogenados? a) cloro etano b) dicloro etano c) tricloro etano d) tetracloro etano Indica los casos en que haya dos o más procedimientos posibles. 15. ¿Qué reactivos son necesarios para sintetizar: a) 2 cloro propano d) butano g) clorobenceno

b) 2 butanol e) 1,2 dibromo propano h) hexano

c) tolueno (metilbenceno) f) etilbenceno i) 2,2 cicloro propano

16. Escribamos las ecuaciones químicas correspondientes a cada uno de los ítems de la consigna anterior.

Por último te proponemos que realices la autoevaluación correspondiente a esta unidad.

Modulo Química - UNNE Articulación

AUTOEVALUACIÓN Con este único ejercicio que te presentamos a continuación podrás darte cuenta cuánto has aprendido en esta Unidad y cómo lo relacionas con lo desarrollado en la Unidad anterior. • Analiza este esquema, observa las relaciones que se han establecido, y de acuerdo con los contenidos de las Unidades 3 y 4, completa escribiendo sobre las flechas el tipo de reacción química que se produce en cada caso (sustitución, adición o eliminación).

ALCANOS

ALCOHOLES

ÉTERES

HALUROS DE ALQUILO

ALQUENOS CETONAS

ALDEHÍDOS

ALQUINOS

AMINAS

HALOGENUROS DE ÁCIDO

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS ÉSTERES

AMIDAS

Para Reflexionar Con el desarrollo de la Unidad 4, has llegado a la meta final. ¿Te has dado cuenta de todo lo que aprendiste a partir de los Cuadernos 1 y 2 de Química? La Química es una Ciencia que evoluciona permanentemente. Si lograste realizar la mayor parte de las actividades propuestas, creemos que has adquirido los conocimientos necesarios para encarar cualquier estudio posterior de carreras vinculadas con la Química. Profundizar el estudio de la misma dependerá de tu interés, esfuerzo y dedicación. Para nosotros fue muy grato poder ayudarte en esta etapa de tu vida estudiantil. Esperamos haberte brindado lo que necesitabas.

¡Suerte! Los Autores. pag. 103

Indice Introducción ...............................................................................……................................................11 UNIDAD 1 ESTEQUIOMETRÍA Introducción.........................................................................................................................…….......15 MASA ATÓMICA RELATIVA O MASA ATÓMICA (Ar)..................................................…….......17 MASA MOLECULAR RELATIVA (Mr)...............................................................................……........18 EL MOL...............................................................................……...........................................................19 MASA MOLAR................................................................................…….............................................19 VOLUMEN MOLAR NORMAL............................................................................................…….......19 Cálculos estequiométricos a partir de fórmulas.........................................................…….......19 COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE COMPUESTOS, EN MASA..................................................24 REACCIONES QUÍMICAS...............................................................................……............................26 Estequiometría de reacción...............................................................................……......................31 Reactivo limitante...............................................................................…….......................................33 REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN.................................................................…….......35 Oxidación...............................................................................…….......................................................37 Reducción...............................................................................……......................................................37 Balanceo de una ecuación redox. Método del ión-electrón.................................................37 AUTOEVALUACIÓN...............................................................................……......................................43 UNIDAD 2 DISOLUCIONES Introducción...............................................................................……..................................................51 DISOLUCIONES. COMPONENTES................................................................................……............53 UNIDADES FÍSICAS................................................................................…….....................................55 PRODUCTO IONICO DEL AGUA........................................................................................…….......62 Cálculo de concentraciones...............................................................................……......................63 pH y pOH................................................................................…….......................................................64 AUTOEVALUACIÓN...............................................................................……......................................69 UNIDAD 3 CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Introducción...............................................................................…….................................................75 EL ÁTOMO DE CARBONO...............................................................................……...........................77 HIDROCARBUROS...............................................................................……........................................79 ALCANOS...............................................................................…….......................................................79 ALQUENOS Y ALQUINOS...............................................................................……...........................81 HIDROCARBUROS CÍCLICOS...............................................................................…….....................81 GRUPOS FUNCIONALES...............................................................................…….............................82 COMPUESTOS OXIGENADOS...............................................................................……....................83 Alcoholes ( R-OH )...............................................................................……......................................83 Aldehídos (R – CHO // Ar – CHO )...............................................................................……..........85 Cetonas ( R – CO – R // R – CO – R’ // Ar – CO – R // Ar – CO – Ar )................................85 Éteres ( R – O – R // R – O – R’ // Ar – O – R // Ar – O – Ar // Ar – O – Ar’)....................85

Ácidos Carboxílicos ( R – COOH )...............................................................................……...........86 Ésteres ( R – COO – R // R – COO – R’).........................................................................…….......86 Sales ( R – COO Metal )...............................................................................…….............................86 Anhídridos ( R – COOOC – R // R – COOOC – R’ )......................................................…….......87 COMPUESTOS NITROGENADOS...............................................................................……...............87 Aminas...............................................................................……............................................................87 Amidas ( R – CO – NH2 // Ar – CO – NH2 ).................................................................…….......88 Nitrilos (R-C N)...............................................................................……............................................88 ISOMERIA...............................................................................……......................................................88 AUTOEVALUACIÓN...............................................................................……......................................91 UNIDAD 4 REACCIONES ORGÁNICAS Introducción...............................................................................……..................................................95 REACCIONES DE SUSTITUCIÓN...............................................................................……................97 Sustitución Aromática...............................................................................……...............................98 REACCIONES DE ADICIÓN...............................................................................…….........................99 REACCIONES DE ELIMINACIÓN...............................................................................…….............100 AUTOEVALUACIÓN...............................................................................……....................................103