¡Descarga Apuntes de soluciones y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity!
unidad 1 |
el átomo
5. Caracterizar las disoluciones químicas en
función de su composición y del cálculo de
concentraciones molares, y relacionarlas con
sus propiedades físicas y químicas.
6. Comprender y aplicar el concepto de
estiquiometría.
7. Comprender el concepto de enlace químico
e identificar el tipo de enlace químico de una
sustancia a partir de datos.
8. Interpretar los cálculos estequiométricos.
9. Aprender a comprender y aplicar los
conceptos que involucran las reacciones
ácido base.
En esta unidad serás capaz de
1. Diferenciar los términos masa atómica, masa
molecular, masa molar, mol.
2. Conocer y comprender los conceptos de
disolución, unidades de concentración.
- Identificar y comprender las propiedades coligativas (presión osmótica, ascenso de la temperatura de ebullición y descenso de la temperatura de congelación)
4. Relacionar las propiedades de las disoluciones
con fenómenos de nuestro diario vivir y con el
funcionamiento de nuestro cuerpo y de otros
seres vivos.
Oxígeno
Cobre
Cloro
OxígenoOxígeno
CobreCobre
CloroCloro
Responde individualmente las preguntas que se exponen utilizando como referen- cias las categorías que se señalan. Para ello marca con una “X”en el lugar correspon- diente según sea lo que más te representa (recuerda que no hay respuestas correctas o incorrectas):
A = No lo sé B = Lo sé bien C = Creo que lo sé D = Podría explicárselo a algún compañero(a)
Luego, con un grupo de compañeros intercambien sus respuestas. Comparen, discutan y planteen por qué creen ustedes que tienen distintas representaciones iniciales del tema.
actividad de indagación
Ideas previas A B C D
¿ Qué es una disolución química?
¿ Qué importancia tienen las disoluciones en nuestra vida?
¿Qué signifi ca una solución 1 Molar?
¿Qué es el mol? ¿Para qué se utiliza?
¿Porqué se ingiere sal de fruta o bicarbonato de sodio cuando las personas tienen acidez?
“Tres cuartas partes del Globo Terráqueo están formadas por “agua”. Sin embargo, el mayor
porcentaje de masas de agua corresponden a una “solución salina”: el mar”
Asimismo, la gran mayoría de las reacciones químicas que ocurren en los organismos vivientes
más complejos tienen lugar en ambientes de “soluciones acuosas”.
¿Por qué los peces obtienen el oxígeno disuelto en agua para poder sobrevivir? Las disoluciones
están presentes en nuestra vida cotidiana en cuestiones que nos parecen tan comunes: un vaso
de agua con azúcar o el aire que respiramos.... ¡aunque tú no lo creas!
Subtitulo por defi nir
Los compuestos químicos
Propiedades de la materia
Solubilidad
Factores que afectan la solubilidad
Balanceo ecuaciones
reactivo límite; rendimiento
Clasificación de las sustancias químicas
Propiedades coligativas
Estequiometría
Reacciones ácido-base
las disoluciones y sus contenidos asociados
Fórmulas químicas
Disoluciones
% m/m; molaridad; molalidad; fracción molar
Símbolos químicos
Materiales homogéneos
Unidades de concentración
Reacciones químicas
unidad 2 |
las disoluciones
Te has preguntado: ¿Por qué los países tienen distintos idiomas?, ¿por qué no hablamos el
mismo idioma, si así sería más fácil comunicarnos? ¿Para qué se necesita conocer un lenguaje
apropiado?, ¿es importante el lenguaje para comunicar información científica? ¿Por qué en una
pauta musical se utilizan notas musicales y no números o letras? ¿Alguna vez has escuchado
hablar un idioma que no comprendes? Situaciones como las mencionadas anteriormente,
han llevado a la comunidad de especialistas en el estudio de la química a establecer ciertas
normas de comunicación para que sea comprendida la evolución de esta disciplina científica.
Por ello, es importante conocer su “idioma”.
1.1 ¿Qué son los símbolos químicos?
Desde la época de la alquimia (¿recuerdas la unidad 1?) los científicos
intentaron comunicar hallazgos utilizando signos, símbolos y dibujos.
Los alquimistas ya empleaban un lenguaje específico para representar los
elementos y algunos compuestos con los cuales trabajaban.
A medida que se avanzaba en el desarrollo del conocimiento químico, se
iba modificando su simbología y formas de comunicación, tal y como se
puede apreciar en la siguiente figura:
Evolución en la representación de los símbolos quiímicos Desde el inicio de las reflexiones sobre el com- portamiento de la materia se pretendió repre- sentar gráficamente cada una de las sustancias que participaban en los diferentes procesos. Estos son algunos de los símbolos utilizados por los primeros alquimistas.
Los compuestos químicos de cada día
capítulo 1
Según el Diccionario de la Lengua Espa- ñola, un símbolo es una representación sensorialmente perceptible de una reali- dad, en virtud de rasgos que se asocian con esta por una convención socialmente aceptada.
para saber
Símbolos utilizados para indicar riesgos y peligros de algunas sustancias y preparados, en este caso: sustancia comburente, materia biopeligrosa y materia radioactiva
En determinados momentos de la his- toria humana el dominio de una cultura sobre otra, depende en gran medida, de los lenguajes y modos de comunicación entre instituciones, comunidades y quie- nes producen conocimiento. Es el caso del latín , que tuvo su apogeo durante el Renacimiento, época de esplendor y desarrollo de la ciencia y las artes.
1.2 Simbología química y su historia para saber
A pesar de que Antoine Lavoisier inventó algunos signos
convencionales para representar algunas sustancias, el
primero en utilizar un signo diferente para cada elemen-
to, identificando a los compuestos mediante la unión de
símbolos, fue el físicoquímico y naturalista inglés
John Dalton (te sugerimos repasar la uni-
dad I). Escribió el primer libro de
química que denominó “Tratado
elemental de química”.
Los símbolos químicos aceptados por la comunidad científica internacional
obedecen a lo planteado por Jöns Berzelius (1779-1848), químico sueco del
siglo XIX, quien propuso para escribir el símbolo utilizar la primera letra del
nombre del elemento en mayúscula, agregando una segunda letra minús-
cula cuando el nombre de dos o más elementos comenzaban por la misma
letra. Berzelius realizó una contribución importantísima a la química al crear
y proponer un lenguaje científico nuevo, es decir, una nueva nomenclatura,
para representar a los elementos y las combinaciones químicas. Como en
la época de Berzelius el latín era la lengua universalmente aceptada por los
científicos y existía una gran confusión con los nombres de los elementos en
otras lenguas su sistema se aceptó rápidamente. El latín se habló durante
el siglo XVI y se enseñó hasta el siglo XIX. Así, el sodio tiene el símbolo Na
porque deriva de la palabra latina natrium. Pese a la evidente ventaja de
los símbolos químicos de Berzelius, encontró resistencia y demoró años
en ser universalmente aceptada.
Símbolos utilizados por John Dalton para repre- sentar los átomos de los elementos, lo mismo que los compuestos que se formaban entre ellos y la proporción en que lo hacían.
Hidrógeno Carbono Oxígeno
Cobre Plata Oro
Agua Monóxido de Carbono
Dióxido de carbono
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), químico francés a quien se le han recono- cido muy importantes aportes para el desarrollo de la química moderna como la formulación de la Ley de la Conservación de la Materia , la teoría de la oxidación y la introducción de métodos cuantitativos en las prácticas experimentales entre otras, combinó su vida de investigador con el desempeño de cargos como funcionario público. En el período de la Revolución Francesa fue condenado a prisión y el 8 de mayo de 1794, fue condenado a la gui- llotina debido a su rol como recaudador de impuestos para el Rey.
para saber
Jöns Berzelius (1779-1848)
Oro
Mercurio
Plomo
actividad de indagación
Completa la siguiente tabla de elementos químicos, indicando su símbolo y su nombre en latín.
Elementos Símbolo Nombre en latín Plata Ag Argentium
Oro
Cobre
Hierro
Mercurio
Fósforo
Plomo
Azufre
Potasio
Algunos de los primeros símbolos de los alquimistas para representar las diferentes sustancias con las que se trabajaba.
cobre sal mercurio sal amoníaco
unidad 2 |
las disoluciones
1.5 Masa atómica
En principio, se utilizó como referencia para la masa atómica de los elemen-
tos al hidrógeno y al oxígeno. Estas escalas se usaron aproximadamente
durante 30 años, hasta que la IUPAC, en su conferencia de Montreal en el
año de 1961, estableció una nueva escala de masas atómicas (μ) en la
que se tiene como referencia el isótopo de carbono de número másico
(C-), al que se le asignó el valor de unidades.
Los Isótopos son aquellos átomos de un mismo elemento, que tienen el
mismo número atómico (numero de protones en su núcleo) pero difieren
en el número de neutrones.
Ejemplo
El hidrógeno presenta tres isótopos: el más común que no posee protones;
el Deuterio con un neutrón y el Tritio con dos neutrones.
Según lo anterior, μ = 1 (1)
12m C^12
m C^12 = 12 μ (2)
La ecuación (2) indica que la masa (m) de un átomo de carbono es igual a 12
μ (unidad de masa atómica) y corresponde a su masa atómica.
De acuerdo con la escala basada en el C-12, la masa atómica, A, de un elemento
es la masa de uno de sus átomos expresada en unidades de masa atómica.
A continuación se presentan algunas masas atómicas de elementos quí-
micos y sus símbolos:
Como es imposible determinar directa- mente la masa de un solo átomo, los científicos han establecido una escala de masas atómicas relativas. Las masas atómicas actuales se basan en un patrón seleccionado arbitrariamente en 1961, ¡200 años después de los postulados de Lavoisier! Este patrón es el isótopo más abundante del carbono, el C-12 (repasa la unidad 1).
para saber
para recordar
La unidad de masa atómica (μ) es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono de número másico 12, y que es equivalente a 1,6605655 x 10
- g
Entonces, podemos llegar a establecer la masa un átomo de cualquier
elemento, expresada en uma (μ), y también, podremos hacerlo en gramos
(g), con ayuda de los aportes de Amadeo Avogadro (1811), según veremos
más adelante.
1.6 Masa molecular y masa iónica
Anteriormente, vimos que la masa atómica es la masa de un átomo. Aná-
logamente, la masa molecular es la de una molécula, es decir, la suma de
las masas atómicas de los átomos que componen la molécula. De forma
similar, la masa iónica es la masa de un ion.
Ejemplo
Para determinar la masa molecular de cloro (Cl 2 ) y monóxido de carbono
(CO):
La masa molecular del cloro mCl 2 = 2 x mCl (1)
mCl 2 = 2 x 35,45 μ (2)
mCl 2 = 70,90 μ (3)
La masa molecular de mCO = mC + mO = 12,01 μ + 15,99 μ
monóxido de carbono mCO = 28 μ
Elemento Símbolo Masa atómica uma (μ) Aluminio Al 26,
Cobre Cu 63, Oxígeno O 15,
Hidrógeno H 1,
Flúor F 18, Sodio Na 22,
Calcio Ca 40,
Cloro Cl 35, 45
Fundada en 1919, la U n i ó n I n t e r n a c i o - nal de Química Pura y Aplicada (International Union of Pure and Applied Chemistry, IUPAC ) es una organi- zación internacional referida al avance de la química. Sus miembros constituyentes son las sociedades nacionales de química. Es la utoridad reconocida en el desarrollo de estándares para la denominación de los compuestos químicos, mediante su Comité Interdivisional de Nomenclatura y Símbolos (Interdivisional Committee on Nomenclature and Symbols)
para saber
actividad de aplicación
Calcula la masa molecular de:
un átomo de azufre (S)
una molécula de (Snl4)
catión de aluminio (Al3+)
anión de cloruro Cl-
Hidrógeno Deuterio Tritio
Algunos textos especializados utilizan el concepto de peso atómico , a cambio de masa atómica , para designar al primero como la media de las masas atómicas de los elementos naturales, y se utiliza el concepto de masa atómica, para cada uno de los isótopos que los constituyen.
para saber
La ciencia nunca descansa a partir del siglo xii, los químicos empezaron a anali- zar información sobre los com- puestos y comprendieron, eviden- temente, que cada elemento tenía una masa relativa respecto de otros elementos. había por tanto que obte- ner una masa relativa de los átomos. Aunque estos científicos no conta- ban con los instrumentos adecuados consiguieron con tenacidad, es- fuerzo y paciencia sistematizar la información y resolver el problema basándose en los “pacientes cálculos” de amadeo avogadro (unidad I).
unidad 2 |
las disoluciones
1.8 De lo invisible a lo visible: El concepto de Mol y la constante de Avogrado
Hasta ahora hemos estado definiendo algunos conceptos que nos parecen
claves para aprender química y que tienen que ver con la representación
simbólica de las sustancias y su cuantificación.
Como la química es una ciencia experimental, es normal que se trabaje con
grandes cantidades de especies químicas o elementales; como consecuencia
de ello se debe encontrar una unidad.
Las especies químicas elementales (ee) de la materia son los átomos, las
moléculas, los iones, entre otras. La cantidad de especies químicas ele-
mentales (ee) contenidas en cualquier sistema químico puede expresarse
en mol. Esta unidad es análoga a la decena, la centena, la docena, entre
otras que son comunes para todos nosotros, las cuales sólo difieren en su
valor numérico. Por ejemplo, la unidad para la centena es el valor numérico
igual a 100, para la docena es 12, etc. El mol, es la cantidad de sustancia
que contiene tantas entidades químicas elementales como átomos hay en
0,0 Kg de carbono C. Según el párrafo precedente, las unidades del mol
han de ser especificadas y pueden ser átomos, moléculas, iones u otras
partículas (ver Unidad I).
1.9 La constante de Avogadro
El número de átomos contenidos en 0,012 Kg de Carbono C-12, y así, el nú-
mero de entidades químicas elementales contenidas en un mol de cualquier
sustancia se conoce como el número de Avogadro, y se representa por
N^0. El valor aceptado para este número de Avogadro es:
0 , 0 ,00,000,000,000,000,
Como ves, es un número muy grande, para lo cual, se facilita su escritura
de la siguiente forma, con notación exponencial:
N0^ = 6,02 x 1023 mol-
La relación que existe entre mol y número de Avogadro, puede establecerse
fácilmente. Por ejemplo, en 0,012 Kg de carbono (C 12 ), es decir en 12 g de car-
bono, hay 1 mol de átomos de carbono, 6,02 x 1023 átomos de carbono.
Para el caso del Hidrógeno, en 1 g de hidrógeno hay 1 mol de átomos de
carbono, y por tanto, 6,02 x 1023 átomos de hidrógeno. En el caso de las
moléculas, la masa molecular contendrá también 6,02 x 1023 , en este caso,
no átomos, sino moléculas.
1.7 Que tan pesado o tan liviano
A partir de diversos estudios se estableció cuántas veces más livianos
o más pesados son los átomos de Carbono que el resto de los elemen-
tos químicos. Por ejemplo, si en una balanza imaginaria se coloca un
átomo de C 12 en uno de los platillos, se requieren tres átomos de helio
para igualar ambos platillos. Esto significa que la masa de un átomo de
helio es la tercera parte de la masa de átomo de carbono C 12 , es decir
que la masa de un átomo de Helio es 4 uma Este ejemplo se ilustra
en la figura de la izquierda.
- ¿Qué te parece que los científicos se organicen a nivel mundial? ¿Qué ventajas tiene para un país una Sociedad Científica?
- Averigua acerca de las siguientes sociedades científicas que existen en Chile: Sociedad Chilena de Química, Sociedad Chilena de Biología, Sociedad Chilena de Física.
- Intenten desarrollar alguna visita para conocer sus actividades. Pueden utili- zar la entrevista o encuesta como estrategia de trabajo (ver Anexos Científicos y Didácticos).
- Investiga acerca de los Museos de Arqueología que pudieran existir en tu región y organiza una visita guiada para ampliar tus conocimientos acerca del Carbono 14. Recuerda coordinar las actividades de manera que puedas aprove- char al máximo tu tiempo. (Ver Acciones y estrategias y Anexos 6 y 10 ).
Los arqueólogos e historiadores, cuando descubren piezas o reliquias de alto valor, utilizan el isótopo del c 14 , con el cuál es posible plantear hipótesis acerca del origen, características y propiedades de los materiales con que fueron elaboradas incluso en épocas milenarias. Esto es posible ya que se relaciona este isótopo con las desintegraciones radiacti- vas y la cinética o velocidad de reacción en las que el C 14 entra a hacer parte del ciclo del carbono en plantas y animales, lo mis- mo que la manifestación de su presencia en los materiales usados en la época. La vida media o período de desintegra- ción del carbono 14 se ha calculado en 5.730 años, es decir, que al término de este tiempo, la cantidad de masa se ha reducido a la mitad. Para la datación se tiene en cuenta que el carbono 14 sólo se encuentra en los tejidos vivos, o que han estado vivos, por mantener un intercam- bio con la atmósfera. Sólo es válido, por tanto, para la madera, los tejidos, el gra- no, el cuero, los huesos, las conchas y los terrenos que contengan restos orgánicos, como la turba. La medida de la edad de un objeto, se lleva a cabo por compara- ción de la radiactividad específica de un ser vivo actual y el de un espécimen que lleve muerto un tiempo determinado. Por ejemplo, si en un tejido vivo se registran “x” desintegraciones por minuto y en el espécimen muerto se registran “x/2”, se estima que el carbono 14 del espécimen muerto ha perdido la mitad de su masa, es decir, que ha cumplido un período entero y que, por tanto, tiene 5.730 años.
para saber actividad de investigación
actividad de análisis
¿Te acuerdas de Gay-Lussac? (unidad 1)
- ¿Qué relaciones podemos establecer entre los estudios de este científico sobre los gases y lo que ahora sabes de la masa de los átomos? Aproxima una respuesta por escrito.
- ¿Qué diferencia existe entre masa atómica y número másico (unidad I)? Da un ejemplo y explica: ¿Qué actividad tuviste que realizar para identificar dichas diferencias?.
Átomo de Helio Átomo de Carbono
para saber
Amadeo Avogadro (1776-1856) fue quien propuso, en 1811, una hipótesis que cin- cuenta años después se convertiría en la ley de avogadro : “En las mismas con- diciones de volumen,presión y tem- peratura,todos los gases contienen el mismo número de moléculas”. Sin embargo, nadie le creyó y dos años después de su muerte, en 1858, un cien- tífico italiano, Stanislao Cannizaro, utilizó la ley y reivindicó el nombre de Avogadro. Estos estudios posteriormente dieron paso a una mayor comprensión sobre la masa de las partículas subatómicas (ver Unidad 1).
Amadeo Avogadro (1776-1856)
Ley de Avogadro Según la Ley de Avogadro, el volumen (V) de un gas es directamente proporcional al número de moles (n) del mismo gas, siempre que la presión y la temperatura se mantengan constantes. Podemos observar que en la situación 2 se ha aumentado el número de moles del gas, y por tanto el volumen que ocupa éste es mayor que el que ocupa en la situación 1, en la que hay menor cantidad de moles.
Situación 1
Situación 2
unidad 2 |
las disoluciones
1 docena de frutillas
1 mol de átomos
1 kilo de papas
Otro ejemplo acerca de los cálculos con el concepto de mol:
¿A cuántos moles equivalen g de agua HO? (H = 1; O = 16)
Conociendo la masa molecular del agua (H2O)
M = 2 x A(H) + 1 A(O) = 2 + 16 = 18
entonces
n = a^ = 215g^ = 11,94 moles de H 2 O
M 18g x mol-
actividad de aplicación y reflexión (5 alumnos)
- ¿Cuál será la masa de tres moles de plata?
- Para desarrollar la actividad anterior te sugiero que reflexiones acerca de: a) ¿Qué conceptos necesitas comprender y qué datos nece- sitas para enfrentar la pregunta? b) ¿Debes realizar algún cálculo? c) ¿Por qué piensas eso? d) ¿En qué unidades se expresará la masa obtenida? e) ¿Qué diferencias y semejanzas hay entre un mol de átomos y un mol de moléculas? Completa y argumenta la siguiente tabla con tus ideas:
- Expliquen con sus palabras qué significa que un mol de átomos de cloro tenga una masa molar de 35,45 g.
- ¿Cuántos átomos habrá en dicha masa?
- A continuación observen detenidamente la siguiente figura y expliquen: ¿Por qué la balanza no está nivelada si se determinó la masa a 1 mol de átomos y se supone que en dicho mol existe el mismo número de átomos, es decir 6 x 10^23?
- Argumenta cómo determinarías la masa de una mo- lécula de agua oxigenada (H2O2) y de una molécula de amoníaco (NH 3 ) respectivamente.
A partir de lo que observas en esta imagen podrás establecer tus propias argumentaciones sobre ella, según la actividad propuesta.
entonces
para recordar
La masa de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la constituyen. 1 mol de moléculas tiene 6,02 x 10 23 moléculas y tiene una masa que corres- ponde a la masa molar de dicha molécula.
1 mol 1 mol de átomos de moléculas
Diferencias
Semejanzas
Mol En cantidades muy pequeñas (para nuestros ojos) de cualquier sustancia, existe un enorme número de entidades elementales que la com- ponen. Para determinar estas cantidades, se ha creado el concepto de mol el cual ayuda a los investigadores científicos en sus cálculos.
Átomo de Helio Átomo de Carbono
1.10 Frutillas, papas y moles
Por lo que te habrás dado cuenta y aprendido hasta ahora, el mol se refiere
a un número definido de especies químicas, las cuales se deben especificar.
¿Por qué? De la misma manera que se habla de un kilo de papas, de una caja
de frutillas o de una docena de huevos, se debe indicar si se trata de un mol
de átomos o de moléculas o de otras partículas. Para especificar si se trata
de un mol de átomos, de moléculas debemos tener claro que los elementos
químicos están formados por átomos y los compuestos por moléculas.
Veamos algunos cálculos con base en el conepto de mol. Podemos calcular
el número de moles de una sustancia a partir de su masa expresada en
gramos. Para realizar este cálculo, basta con dividir la masa en gramos (a)
sobre la masa molecular (M)
nmoles = a
M
Por ejemplo
¿A cuántos moles equivalen 28 gramos de nitrógeno molecular? (N=14)
Como la masa molecular del nitrógeno molecular N 2 es:
M = 2 x A(N) = 28g
nmoles = 28g
28g mol-
nmoles = 1 mol
Recuerda que la masa atómica “A” de un elemento, es la masa de uno de
sus átomos expresada en unidades de masa atómica (uma). Ahora, el
concepto de masa atómica (uma) y el de peso atómico son diferentes,
pero, los valores numéricos son iguales. Para aclararlo, podemos revisar el
siguiente ejemplo:
¿Cuál es el peso atómico de un mol de cobre?
Consultando una tabla de masas atómicas, encontramos que la masa atómi-
ca del cobre es 63,54 uma. Ahora, sabemos que 1 uma = 1,6605655 x 10-24 g.
Conociendo estos datos, podemos establecer el peso atómico del cobre
en gramos:
63,54 uma( 1,6605 x 10-24^ g )
= 1,0547 x 10-22^ g
1 uma
Este es el peso de un átomo de cobre en gramos, ahora, sabemos que 1 mol
de cobre tiene 6,022 x 10^23 átomos de cobre, entonces:
6,022x10^23 átomos (1,0547 x 10-22^ g)
= 63,51 g
1 átomo
el peso de un mol de cobre es , g
unidad 2 |
las disoluciones
Una vez que se conocen las masas para los átomos de los distintos elemen-
tos es posible calcular las masas de las moléculas, ya que una molécula es la
combinación íntima de uno o más átomos iguales o distintos. Para ello de-
bes informarte de las masas atómicas de los átomos que constituyen la
molécula.
¿Dónde encuentras esta información?
En la T.P (Tabla Periódica). Teniendo esta información podrás explicar
cuántos átomos hay en cada elemento.
(H 2 SO 4 ) Ácido Sulfúrico En base a la información que te ofrece la Tabla periódica, puedes hacer los cálculos para llegar a establecer las masas de las moléculas.
actividad de evaluación
Avogadro fue un visionario
- Si sabemos que un mol de átomos tiene un número de áto- mos igual a 6,02 x 10 23 átomos y que 1 mol de moléculas tiene 6,02 x 10 23 moléculas, ¿cuál será la masa de esa cantidad de átomos y de esa cantidad de moléculas, respectivamente? ¿Cómo la podemos determinar, si no podemos contar los átomos y éstos son tan pequeños? Nota: Para responder a estas preguntas debes tener presente que 1 mol de átomo tiene una masa igual a la masa atómica del elemento correspondiente. ejemplo 1 mol de átomo de hidrógeno tiene una masa atómica de 1 g.; y como 1 mol de átomo tiene 6,02 x 10 23 átomos, por lo tanto la masa de 1 mol de molécula 6,02 x 10 23 será igual al doble de la masa atómica.
ejemplo 1 mol de molécula de hidrógeno (H 2 ) equivale a dos veces la cantidad de átomos del elemento (recuerda el subíndice), es decir, 1,204 x 10 24 o, lo que es lo mismo, 1 mol de molécula de hidrógeno tiene una masa de 2 g.
- Elabora un vocabulario con todos los términos que a ti te pa- recen importantes y necesarios para comprender y explicar a un compañero lo aprendido. Es importante que primero elabores dicho vocabulario con tus palabras. Posteriormente, compara tus explicaciones con un diccionario u otra fuente bibliográfica y verifica si existe alguna diferencia entre tus explicaciones y las del texto. Te sugerimos organizar tus explicaciones según la siguiente tabla:
Concepto Tu definición Definición de diccionario Diferencias
actividad de aplicación y evaluación
- Determina la masa molar de los siguientes compuestos: a) NaCl b) NO (^2) c) HCl d) H2CO 3 e) Cu(NO3) 2
- Calcula a) la cantidad de materia (n) que hay en 30 g de hierro. b) la masa (expresada en gramos) que hay en 0,25 mol en las siguientes sustancias. - Na – O 3 - Cl 2 – NO - H2O – SO 2
c) la cantidad de materia (n) que está contenida en:
- 20 g Na
- 3,01 x 10 22 átomos de H
- 7 g de N 2
- 2,0 x 10^23 moléculas de SO 2
Calcula la masa molar de los siguientes compuestos: a) CO 2 g) CuSO 4 x 5H2O b) SO 3 h) Al2(SO 4 ) 3 c) N (^) 2O4 i) CaCO (^3) d) H2CO 3 j) CaCl 2 x 3Ca 3 (PO4) 2 e) H2SO 4 k) Li3Na3Al 2 F12 (criolitionita) f ) Fe 3 O4 l) BaSO (^4)
Calcula: a) la masa de Fe2O3 que contiene 0,54 mol de hierro (Fe) b) la masa de Pb3O4 que contiene 25 g de oxígeno
Un mineral de cobre conocido como azurita de fórmula [2CuCO3 x Cu(OH)2]. Calcule: a) la cantidad de materia (n) de mineral que tiene una masa 360 g de azurita. b) El número de átomos de cobre que se encuentran contenidos en 9,03 x 1021 moléculas de azurita. c) La cantidad de materia (n) de cobre, carbono, oxígeno e hidrógeno que hay en 6,02 x 10^27 moléculas de azurita. d) La masa de cobre que se puede obtener a partir de 4,2 mol de azurita. e) La masa de cobre que se puede obtener a partir de 1200 g de azurita.
unidad 2 |
las disoluciones
actividad de investigación
Tipos de Disoluciones
2.3 El aire ¿es una mezcla o una disolución?
Aunque es frecuente asociar la palabra disolución con el hecho de poner
una sustancia en un líquido, generalmente agua, existen numerosas sus-
tancias que también deben clasificarse como disoluciones a pesar de que
el disolvente no sea un líquido. En general el estado físico del disolvente
determina el de la disolución. De esta manera las disoluciones se pueden
clasificar en: sólidas, líquidas y gaseosas. El acero es una disolución sólida,
ya que es una mezcla homogénea de carbono, manganeso, arsénico y silicio
disueltos en hierro.
A continuación te presentamos una tabla con ejemplos de las disoluciones
más comunes según su estado físico:
Disoluciones Disolvente Soluto Ejemplo Composición
gaseosas gas gas aire gases disueltos en N
líquida líquido gas bebida gaseosa CO2 en agua
líquida líquido líquido vinagre ácido acético en agua
líquida líquido sólido océanos sales disueltas en agua
sólida sólido líquido amalgama mercurio en oro
sólida sólido sólido aleaciones estaño en cobre
Averigua acerca de la región de Chile donde se produce acero a nivel industrial. Investiga datos de interés tales como niveles de producción, procesos indus- triales, importancia para el país, etc.
actividad de aplicación
- Dibuja la representación de las siguientes disoluciones utilizando por ejemplo figuras geométricas. Señala cuáles serán las moléculas que representarán tus compuestos en el dibujo respectivo. Ejemplo: azúcar un rectángulo, sal un círculo, etc,. - Azúcar en agua - Sal en agua - Jugo de limón en vinagre - Tinta en agua
- Compara tus resultados con otros compañeros. Explica por qué utilizaste esos símbolos.
Antes de combinar los Durante la formación Después de 10 minutos compuestos de la solución
para recordar
Las disoluciones cuyo disolvente es agua se llaman disoluciones acuosas. En el cuerpo humano todas las transformaciones metabólicas así como la producción de sustancias de importancia para el desarrollo de nuestro organismo, se desarrollan en “solución acuosa”.
2.4 El proceso físico-químico de la disolución
Para que ocurra una disolución es importante considerar que las moléculas
del soluto y solvente están juntas debido a atracciones intermoleculares
(atracciones entre moléculas), las cuales no son enlaces químicos (recuerda
que para que ocurra un enlace químico se deben ceder, ganar o compartir electro-
nes. Ver Unidad 1). Cuando una sustancia se disuelve en otra, las partículas
de soluto se dispersan en el disolvente. Las partículas de soluto ocupan
posiciones que estaban ocupadas por moléculas de disolvente. La facilidad
con que una partícula de soluto sustituye a una molécula de disolvente de-
pende de la fuerza relativa de tres tipos de interacciones que se establecen
entre disolvente y disolvente, soluto y soluto, disolvente y soluto.
Se puede imaginar que el proceso de disolución ocurre en tres etapas in-
dependientes:
1. La primera implica la separación de las moléculas de disolvente
2. La segunda, implica la separación de las moléculas de soluto.
3. En la tercera etapa se mezclan las moléculas de disolvente y de soluto.
azucar en agua omar
sal en agua omar
jugo de limon en vinagre omar
tinta en agua omar
unidad 2 |
las disoluciones
Unidades de Concentración
capítulo
3
De acuerdo con lo estudiado anteriormente, las disoluciones y mezclas forman parte del diario
vivir (bebidas, ensaladas, café, pasta de dientes, pinturas, etc,.). Esto influye, naturalmente, en
nuestros procesos de alimentación, vestuario, relaciones personales, etc, inclusive en la salud.
Por ejemplo, ¿qué sucedería si en un hospital a un paciente se le suministra una disolución
muy concentrada de un determinado medicamento? El caso que te acabamos de presentar está
relacionado con el concepto de concentración.
En un hospital es muy importante saber la concentración de disoluciones determinadas como
por ejemplo, los medicamentos, el suero, la cantidad de sal con la que se preparan las dietas
para los enfermos, etc., puesto que el paciente arriesga su vida. Otro ejemplo: ¿por qué los com-
ponentes de las aguas minerales que bebemos normalmente deben cumplir con determinados
parámetros de concentración?
Para saber exactamente la cantidad de soluto y de disolvente en una disolu-
ción, los químicos utilizan unidades de concentración que se clasifican en
unidades físicas y químicas. Las unidades de concentración física son:
- (%m/m) porcentaje masa/masa - (% m/v) porcentaje masa/volumen - (% v/v) porcentaje volumen/volumen
Las unidades de concentración químicas son: molaridad, molalidad y
fracción molar. Aquí centraremos el estudio en la unidad física porcentaje
masa/masa (% m/m) y en las unidades químicas molaridad, molalidad y
fracción molar.
a) Porcentaje masa/masa
Es la unidad de concentración de la medida de la cantidad de masa de solu-
to con la medida de la cantidad de masa de disolución acuosa. Se repre-
senta por el símbolo % m/m y se define como gramos de soluto disueltos
en 00 gramos de disolución acuosa , según la siguiente expresión:
% m/m =
masa de soluto
x 100
masa de disolución
¿Qué significa que una solución de nitrato de sodio (NaNO) tenga una
concentración de % m/m?
R: Significa que 3 g del soluto nitrato de sodio están disueltos en 100 g
de disolución acuosa.
Durante la segunda mitad del siglo XIX y primeros años del siglo XX, Chile vio florecer su economía debido al nitrato de sodio , conocido comúnmente como “caliche” u “oro blanco”. Esto consolidó el desarrollo de pequeños poblados que recibieron el nombre de salitreras y que hoy están abandonadas fundamentalmen- te en la región de Antofagasta. La decadencia de la explotación del lla- mado “salitre chileno” se debió a que los químicos alemanes lograron la síntesis artificial de dicha sustancia y esto condujo a que no se continuara exportando a Eu- ropa, con lo cual se abarataron los costos de producción y tratamiento de dicha sustancia, motivo por el cual la industria nacional cayó en crisis.
para saber
actividad de experimentación
b) molaridad
Es la unidad de concentración química que relaciona la medida de la
cantidad de masa de soluto con la medida del volumen de disolución
acuosa. Se representa por M y se define como la cantidad de moles de
soluto disueltos en litro de disolución , según la siguiente expresión.
M =
moles de soluto
1 L de disolución
¿Qué significa una disolución M de bicarbonato de sodio?
R: Que un 1 mol de bicarbonato de sodio está disuelto en 1L
de disolución acuosa.
c) molalidad
Es la unidad de concentración química que relaciona la medida de la
cantidad de masa de soluto disueltos en la medida de un kilogramo (Kg)
de disolvente, se representa por m y se define como la cantidad de moles
de soluto disueltos en 1Kg de disolvente, según la siguiente expresión:
m =
moles de soluto
1 kg de disolvente
(n) soluto = cantidad de materia de soluto (mol)
d) fracción molar
La fracción molar ( ) de un componente en una disolución es el cociente
que resulta de dividir el número de moles de cada una de las sustancias
disueltas entre el número total de moles de la disolución.
N° moles de cada componente
N° total de moles
El objetivo de esta actividad es observar y analizar deteni- damente cómo se disuelve un soluto en un disolvente.
a) ¿Qué ocurriría si el agua estuviera a una mayor temperatura?
b) ¿Cómo explicarías eso desde el punto de vista del movimiento de las partículas?
c) Dibuja lo que observaste en esta actividad y redacta tu explicación.
Materiales
- Vaso o frasco de vidrio transparente.
- Polvos con sabor a frutas para preparar refrescos
- Espátula o cuchara
- Agua
Procedimiento sugerido
- Agrega agua al vaso o frasco
- Agrega el polvo de frutas (te sugerimos escoger colores oscuros) con ayuda de una espátula, sacude ligeramente la espátula sobre el agua
- Observa desde un costado del vaso lo que sucede
- Posteriormente continúa agregando cuidadosamente polvo al agua
Descripción de imagen Luigi Alis ad tat, consed el ute faccum am quisit vul- put praessi tie magnis eugiam in ut ver sequis nullandre tatum do odio od tem vel ulput acilisl ulluptat.Lorper alit alit, sumsan vulpute dunt ad tat, quat am veniam, sumsan vel ent nullupta- tem dio odigna feuis et nosto od mag
unidad 2 |
las disoluciones
Solubilidad
capítulo
4
La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que es posible disolver en cierta cantidad
de solvente. Es una propiedad que depende del tipo de soluto, del tipo de disolvente y de las
condiciones ambientales en que se desarrolla el proceso de disolución.
Un mismo soluto puede ser bastante soluble en un disolvente y muy poco soluble en otro.
Por ejemplo, la sal común es bastante soluble en agua (más de 300 g. por litro de agua) pero
escasamente soluble en solventes orgánicos como el cloroformo, benceno o tetracloruro de
carbono. Por otra parte, el grado de solubilidad de un soluto en un disolvente, depende de
condiciones como la temperatura y la presión. Conocido es el hecho de cómo aumenta la so-
lubilidad del azúcar en agua a medida que aumenta la temperatura de ésta.
4.1 Factores que afectan la solubilidad de un sólido en un líquido
Estudiemos la disolución de un sólido en un líquido. Para que se forme una
disolución, el soluto debe quedar reducido al nivel de moléculas aisladas
que puedan moverse libremente en el seno del líquido sin reagruparse nue-
vamente. En un sólido las moléculas se hallan muy cohesionadas entre sí,
constituyendo agrupaciones compactas, y en algunos casos, muy resistentes.
La disolución requiere la fragmentación de esa ordenada estructura.
a) efecto de la temperatura
La disolución de un sólido puede lograrse aumentando la temperatura,
ya que con ello aumenta también el movimiento de las moléculas de
disolvente, lo cual permite un continuo bombardeo en la agrupación
de las moléculas de sólido. Mientras mayor sea el movimiento de las
moléculas del disolvente más eficaz será el grado de la fragmentación
del conglomerado.
para recordar
El Cloroformo (CHCl 3 ), el benceno (C 6 H6) y el tetracloruro de carbono (CCl 4 ), son compuestos que contienen carbono en su estructura, compuestos orgánicos, que debido a sus características se comportan como solventes no polares.
actividad de indagación
- Necesitas un “cubo concentrado” (de esos que se usan para sazonar las comidas) de marca conocida (carne o ave), dos vasos de vidrio y agua (caliente y fría).
- Agrega al vaso con agua fría la mitad de un cubo concentrado y déjala reposar unos minutos. Prepara el segundo vaso con agua caliente y agrégale la otra mitad del cubo.
- Argumenta tus observaciones en relación con lo observado. ¿Qué es lo que hace la diferencia entre ambos sistemas?
La siguiente tabla ilustra el efecto de la temperatura en la solubilidad de
algunas sustancias:
Soluto Temperaturas v/s Solubilidad 1000°C 2000°C 4000°C 6000°C 8000°C Nitrato de potasio KNO 3 209 316 639 1100 1690 Cloruro de potasio KCl 300 340 400 455 511 Nitrato de sodio 800 880 1040 1240 1480 Cloruro de sodio NaCl 358 360 366 373 384 Nota : La solubilidad está expresada en gramosde soluto por litro de agua (g/L).
En general, la disolución de las sales aumenta con la temperatura lo cual
puede tener efectos nocivos. En determinados procesos de contaminación
de suelos se presenta una gran disolución de sales tóxicas, como algunos
cloruros y nitratos, lo cual conlleva al aumento de su concentración y
posterior deterioro de las condiciones óptimas para cultivos y producción
agropecuaria.
b) efecto de la concentración
Cuando una solución presenta la máxima cantidad de soluto permitido
según la temperatura, se dice que esta solución está saturada. Volva-
mos al gráfico que tú construiste. Puedes observar que un litro de agua
a 40°C puede disolver hasta 639 g de nitrato de potasio. Por lo tanto,
cualquier cantidad adicional de soluto no se disolverá y quedará en
estado sólido. Pero si la temperatura se eleva a 600°C, la solución deja
de estar saturada , ya que a esta temperatura es posible disolver hasta
1100 g de nitrato de potasio en un litro de agua. Sin embargo, al enfriar
una solución saturada se separa parte del soluto como consecuencia
de la diferencias de solubilidad con la temperatura. Si el enfriamiento
es lento y la disolución está expuesta al mínimo de perturbación (repo-
sos, ausencia de polvo atmosférico, etc,.) es posible mantener disuelta
una solución sobresaturada, es decir, una solución que contiene mayor
cantidad de soluto que la permitida a la temperatura en cuestión.
c) efecto de la temperatura en la solubilidad de los gases
La disolución de los gases en los líquidos también depende de la tempe-
ratura, pero de una manera opuesta a la de los solutos en estado sólido.
En un gas, las moléculas se mueven mucho más libremente que en un
líquido. Para que el gas pueda disolverse en un líquido es preciso que sus
moléculas disminuyan su energía cinética. Eso se logra disminuyendo
su temperatura, por tanto la solubilidad de los gases en los líquidos es
mayor a menor temperatura.
actividad de interpretación
A partir de los datos registrados en la tabla de la izquierda, construye un gráfico e interpreta los datos.¿Qué puedes concluir al respecto?
Estalactitas y estalagmitas La formación de estalactitas y de estalagmitas constituye un ejemplo natural de cristalización brusca del soluto presente en una disolución sobresaturada. Las aguas termales difunden lentamente a través de las rocas; estas aguas presentan altas concentraciones de bicarbonato de calcio (Ca2HCO3)2 en disolución. Al pasar al interior de las grutas el bicarbonato reacciona y forma carbonato de calcio CaCO 3 muy poco soluble, que se mantiene, no obstante, en disolución. Esta sobresaturación se destruye al golpear el líquido desde el techo de la gruta: la cristalización del carbonato de calcio produce la estalactita. Si la gota líquida alcanza a caer la cristalización se produce en el suelo formán- dose la estalagmita. Te recomendamos ver Actividades Complementarias.
para recordar
Se ha establecido que la Temperatura es, desde un punto de vista termodinámico, la medida de la energía cinética de las partículas que componen un sistema. Por su parte, Presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área.
p = F A
unidad 2 |
las disoluciones
actividad de aplicación
Adelanta una posible explicación a) ¿Por qué si bebes una bebida carbonatada a una temperatura mayor a la ambiental su sabor te parece distinto?
b) ¿Por qué se recomienda no agitar una bebida carbonatada antes de colocarla en el congelador?
c) ¿Qué sucede con una bebida expuesta al sol?
Ahora analicemos la siguiente tabla donde se ilustra los efectos de la
temperatura en la solubilidad de gases disueltos en agua en (g/L).
Gas Temperatura v/s Solubilidad 100C 200C 400C 600C 800C O2 0,0526 0,0439 0,0308 0,0227 0,
CO2 2,332 1,689 0,973 0,576 0,
N2 0,0231 0,0190 0,0139 0,0105 0,
La solubilidad del oxígeno, y de otros gases, en agua, u otros líquidos, dis-
minuye con la temperatura. Por ejemplo, el contenido de oxígeno de un
lago en verano es mayor en la profundidad, porque en esta zona hay menos
temperatura. En la gráfica de la izquierda puede verse que la curva muestra
la solubilidad del oxígeno en agua con respecto a la temperatura.
actividad de interpretación
Elabora un gráfico con los datos de esta tabla. De acuerdo con él:
- ¿Qué conclusiones puedes formular con respecto a la solubilidad del oxígeno en agua si se compara con la del nitrógeno.
- ¿Qué puedes concluir acerca de los seres vivos que viven en las profundidades del mar?
Las bebidas, que son tan comunes para nosotros, deben sus gases a la presencia de carbonatos solubles que están some- tidos a una presión interna mayor que la presión externa, por tal motivo, escu- chamos ese sonido particular al abrir las botellas o latas que las contienen.
para saber
Ley de henry La relación cuantitativa entre la solubilidad de un gas disuelto en un líquido y la presión fue es- tudiada por William Henry (1735-1836) químico y médico inglés. Sus estudios permitieron enun- ciar la ley que lleva su nombre y que señala: a temperatura constante, la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas, siempre que no tengan lugar reacciones químicas entre el gas y el líquido.
actividad de aplicación
- ¿Cómo explicarías el efecto de la tan conocida “botella de Champagne” en las celebraciones más tradicionales?
- ¿Qué importancia tiene interpretar la Ley de Henry para comprender la salud y rutinas de las personas que practican el buceo? - ¿Qué es lo que debiera saber un buzo que practica este deporte con frecuencia?
William Henry (1735-1836)
d) efecto de la presión en la solubilidad de los gases
La presión es otro factor que influye notablemente en la solubilidad de
los gases en los líquidos. La disolución de un gas implica confinar sus
moléculas en un volumen bastante más reducido, es decir, las molécu-
las del gas disuelto se deben mantener más próximas entre sí que en
el gas libre. Un aumento en la presión favorece esta mayor proximidad,
aumentando el grado de solubilidad. Por el contrario, si se disminuye
la presión del gas disuelto, éste tiende a escapar de la solución.
unidad 2 |
las disoluciones
5.4 Presión osmótica
Es decir, cuya presión de vapor no puede ser medible o perceptible cuando una
solución de un soluto cualquiera no volátil está en contacto con un líquido puro
a través de una membrana semipermeable, se produce el paso espontáneo del
solvente hacia la disolución. Este proceso se denomina osmosis mediante éste
los vegetales absorben el agua. En los organismos vivos el agua se distribuye
entre las células de los diferentes tejidos mediante este mecanismo, haciendo
posible el intercambio entre agua y nutrientes.
Las moléculas de agua son capaces de traspasar la membrana en una y otra
dirección. Sin embargo, el número de moléculas que pasan del agua pura a
la disolución, es bastante mayor que en sentido contrario. Esto se debe a que
en la disolución hay muchas moléculas de agua inhabilitadas para atravesar
la membrana. La fuerza que se debería aplicar sobre la disolución para evitar
el paso del disolvente a través de la membrana produce presión osmótica.
Al suministrar suero a un paciente se de- be cuidar que el suero tenga la misma presión osmótica que el plasma sanguíneo. Si el suero es muy diluido produce la hinchazón de los glóbulos rojos y si es muy concentrado produce el colapso de los eritrocitos. El riñón cumple la importante función de eliminar productos residuales metabólicos (urea, ácido úrico y creatinina) de la sangre. Cuando el riñón no funciona, el paciente debe someterse a sesio- nes periódicas de hemodiálisis proceso íntima- mente relacionado con la osmosis a través de membranas semipermeables. Para enriquecer aún más lo aprendido te recomen- damos escribir a la Asociación de Dializados cuyo email es: asodi@chilesat.net
Responde las siguientes preguntas, consulta al profesor de Física y Biología:
- ¿Qué vinculación tiene la presión osmótica con el sudor, la orina y la presión alta?
- ¿Por qué las personas que sufren de presión alta deben ingerir poca o casi nada de sal?
Con la información recogida comuniquen lo apren- dido al curso y si es posible inviten al médico a dar una charla al curso. En esta entrevista deberás regis- trar, seleccionar y analizar información ampliando tus conocimientos de química.
actividad de indagación
Caption (a) An aqueous solution (green) is separated from pure water by a membrane permeable to H2O molecules but not to solute particles. (b) A net flow of water through the semipermeable membrane dilutes the green solution somewhat and causes the liquid level in the tube to rise. The liquid column now exerts a downward pressure (a hydrostatic pressure) that helps push H2O molecules through the membrane and into the beaker. When the flow of H2O through the membrane is the same in both directions, there is no further change, and the hydrostatic pressure at that point is called the osmotic pressure, p. l n
Coordina un diálogo con tres compañeros de curso y lean en forma individual el texto que incluimos a continuación. Poste- riormente en grupo analícenlo, discutan, compartan opinio- nes y respondan las preguntas que se formulan. Claudia, Carlos y Cristián quieren saber cuál es la diferencia entre disolución y reacción química. Lee con atención el diálogo que mantienen para luego responder y comentar las siguientes preguntas:
actividad de análisis y comprensión
Carlos: Aquí tenemos dos recipientes con un líquido incoloro diefrente cada uno. Los mezclamos y nos da otro líquido incoloro: no ocurre reacción química. Cristián: Pero, ¿cómo sabes que no ha ocurrido reacción química? Claudia: Porque no se ha producido cambio de color. Cristián: Según ustedes, ¿para que haya una reacción química, ¿debe producirse indispensablemente un cambio de color? Carlos: Sí, porque de lo contrario, ¿cómo podría saber que ha habi- do cambio? Cristián: ¿Qué pasa si ocurre lo que tú dices, pero, al mezclar y Car- los los líquidos, el recipiente se calienta, sin haberlo calentado o se observan humos blancos? Carlos: ¡No!, estás mal. Eso ocurre solamente cuando uno calienta el recipiente con una fuente de calor, ya que al mezclar dos líquidos no puede calentarse el recipiente solo. ¿De dónde va aparecer el humo? Claudia: ¡Ya entendí!. Si mezclamos agua con una gota de tinta, el agua quedará coloreada, por lo tanto ha ocurrido una reacción química y el resultado de este proceso ha sido la coloración del agua o sea un cambio químico. Carlos: ¡Sí, Sí, Sí! Muy bueno tu ejemplo, Claudia. Cristián: Me parece que los dos están equivocados. Ustedes no saben distinguir entre cambio químico y cambio físico. Creen que el cambio químico ocurre sólo cuando es perceptible. Tienen una confusión entre reacción química y disolución. En el ejemplo que dio Claudia no hay una reacción química, sino una disolución. Para que ocurra una reacción química no necesariamente debe existir un cambio de color, ya que existen líquidos que al mezclarse, el recipiente que los con- tiene se calienta. Por ejemplo, si agregó alcohol común al agua. Otro ejemplo: si mezcló en una botella ácido clorhí- drico con amoniaco (ambos incoloros) y la dejó destapada, se forman humos blancos.
- ¿Con qué personaje del diálogo están de acuerdo? ¿Por qué?
- Escriban todos los argumentos que se les ocurran para debatir las ideas. Argumenten y escriban sus ideas. Luego con la orientación del(a) profesor(a) establezcan las conclusiones.
- ¿Cómo argumenta las ideas un científico en su ámbito de trabajo?
unidad 2 |
las disoluciones
Estequiometría
capítulo 6
En nuestro alrededor continuamente están sucediendo cambios en la materia que implican la
transformación de una sustancia en otras de naturaleza diferente. El proceso mediante el cual
ocurren estos cambios se llama reacción química y el resultado de esta reacción química
produce un cambio químico. La acidez estomacal, un fósforo quemado, un asado, la verdura
cocida, un periódico con sus hojas amarillentas por la acción de la luz, todos estos son ejem-
plos de cambios químicos.
La rama de la química que se ocupa de calcular las masas de las sustancias que se deben uti-
lizar en una reacción química se llama Estequiometría, palabra derivada del griego Stoikeion
que significa elemento.
El término estequiometría fue introducido en 1792 por el químico alemán
Jeremías Richter (1762 –1807) para designar la ciencia que mide las propor-
ciones de los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos
que se dio cuenta de que las masas de los elementos y las cantidades en
que se combinan se hallan en una relación constante. En la actualidad, el
término estequiometría se utiliza para obtener información cuantitativa a
partir de las ecuaciones y fórmulas químicas.
Los cálculos estequiométricos se utilizan para poder responder preguntas
como: ¿qué cantidad de producto se puede obtener con una determinada
cantidad de reactivos? o, ¿qué cantidad de reactivo es necesario para obtener
una determinada cantidad de producto? Estos cálculos se basan en que los
coeficientes estequiométricos se pueden interpretar como la cantidad de
materia que interviene en una reacción.
En el siglo XVIII, Antoine Laurent Lavoisier, se interesó por la cuantificación
de los fenómenos científicos. Definió y enumeró 55 elementos químicos, en-
tre ellos oxígeno e hidrógeno. De hecho la química moderna se fundamenta
en los estudios de Lavoisier, quien formuló la Ley de la conservación de
la materia señalando que “en la materia nada se crea ni se destruye solo
se transforma”.
6.1 Una revolución científica en las reacciones químicas
Lavoisier, en uno de sus primeros experimentos, introdujo cierta cantidad
de agua a un matraz de vidrio, lo cerró herméticamente y lo hizo ebullir sin
interrupción durante más de cien días. El agua se convertía en vapor, pero
éste se enfriaba de nuevo en la parte alta del recipiente, se condensaba y caía
al fondo para ebullir otra vez. Finalmente, cuando lo dejó enfriar, en el fondo
del recipiente apareció un polvo sólido terroso. Lavoisier separó el líquido
del recipiente y cuidadosamente determinó su masa. Hasta este momento,
se creía con base en el pensamiento de los alquimistas, que el elemento
Jeremías Ritcher (1762 - 1807)
agua era convertido en tierra, según la concepción clásica de la teoría de los
cuatro elementos.
La cantidad de agua del matraz seguía siendo la misma que al comienzo
del experimento. En cambio la masa del recipiente había disminuido en una
cantidad igual a la masa del polvo obtenido. Las conclusiones de Lavoisier
fueron las siguientes: el agua hirviendo había disuelto parte del vidrio, que
había precipitado cuando el agua volvió a enfriarse.
Con los resultados obtenidos, concluyó que “la masa total antes y después del
experimento era la misma; por lo tanto la materia no se crea ni se destruye, solo
se transforma”. Este enunciado es conocido como la Ley de la Conservación
de la Materia.
6.2 Representación de una reacción química
Una reacción química se puede representar por una ecuación química que
nos da información acerca de:
EA(l) + EB(g) EC(s) + ED(g)
1. Las sustancias que reaccionan, es decir, los reactivos o reactantes, A y B.
2. Las sustancias que se forman, es decir, los productos C y D.
3. Los coeficientes estequiométricos de la reacción son E , E , E y E.
4. La fecha indica reacción química y el sentido en el que ocurre.
5. Las cantidades relativas de las sustancias que participan en estos cambios.
Por ejemplo, la formación del agua en condiciones adecuadas de temperatura
y presión ( Ver figura de la derecha).
En una ecuación química, se escriben las sustancias que reaccionan reactan-
tes (a la izquierda) y los productos (a la derecha), separados por una flecha
[ ] para indicar la dirección en que sucede la reacción, o una doble flecha
[ ]para indicar que hay reacción en ambos sentidos.
Cuando intervienen varias sustancias en los reactantes o aparecen varias
sustancias en los productos, éstos se separan por el signo más(+) así:
CaCO + 2 HCl CaCl + HO + CO
estos reactantes forman estos productos
En síntesis, para “equilibrar” una reacción química se deben considerar los
siguientes aspectos:
- Diferenciar los reactantes de los productos.
- Escribir a la izquierda de la flechas las fórmulas químicas de los reactantes, y
a la derecha las fórmulas de los productos.
- Verificar que se cumpla la ley de conservación de la masa o materia. Para ello,
el número total de átomos en reactantes debe ser igual al número total de
átomos en los productos.
- Escribir los símbolos que indican el estado físico en el cual se encuentran los
reactantes y los productos.
átomo de hidrógeno átomo de oxígeno
Reactantes
Productos
2H2 + O 2
2H2O
comic experimento lavoisier (hervi)
para saber
Profundiza tus conocimientos sobre Lavoisier en las siguientes páginas web
_- http://www.geocities.com/fdocc/lavoisier1.htm
- http://www.terra.es/personal18/biografía/lavoisier.htm
- http://thales.cica.es/rd/recursos/rd99/_ ed99-0314-01/lavoisier.htm
i
actividad de comprensión
- Indica en la siguiente tabla con una “x” cuáles procesos son cambios químicos. Argumenta tu respuesta.
a) Hervir agua b) Encender un cigarrillo c) Moler tiza d) Freír un huevo e) Evaporar alcohol
unidad 2 |
las disoluciones
Ahora, podemos indicar la relación de las masas de oxígeno que reaccionará
con una masa unitaria de nitrógeno, entre el óxido de nitrógeno (II) y el óxido
de nitrógeno(IV), es la siguiente:
Comp. I mo = 1,143 g
Comp. II mo 2,285 g
Donde mo = masa oxígeno
Ahora, expresemos esta relación de masas en números enteros pequeños,
dividiendo ambas cantidades por la menor. Obtendremos lo siguiente:
Comp. I mo = 1,143 g : 1,1143 = 1
Comp. II mo = 2,285 g : 1,1143 = 2
Luego, la fórmula del Comp. I es {NO} y la fórmula del Comp. II es {NO2}; la
relación entre ambos compuestos respecto al oxígeno es de 1:2.
Óxido de nitrógeno (II)
Óxido de nitrógeno (IV)
N O
O
N O
actividad de aplicación
Elabora un esquema que te permita comprender y explicar a un compañero cómo se escribe una ecuación química.
Expresa, mediante ecuaciones químicas, las reacciones que se describen a conti- nuación. Identifica además los reactantes y los productos. Argumenta por escrito los procedimientos que ocupaste para escribir la ecuación.
a) El carbono sólido reacciona con oxígeno molecular para dar dióxido de carbono.
b) La formación de la lluvia ácida implica la reacción del trióxido de azufre (SO 3 ) con el agua para producir ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 ).
c) Al hacer reaccionar una solución de cloruro de sodio ( NaCl) con una solución de nitrato de plata ( Ag NO3) se forma cloruro de plata (AgCl ) y nitrato de sodio NaNO3.
Una ecuación química nos permite repre- sentar en forma sencilla los reactantes y productos, su estado físico y la proporción de moléculas que intervienen. Los quími- cos de todo el mundo utilizan este sistema de escritura porque es mucho más fácil escribirlo y leerlo de esta manera que con palabras o con dibujos.
para recordar
actividad de aplicación
- Al hacer reaccionar 5 g de azufre con 4 g de oxígeno, calcula la masa de óxido de azufre (VI) obtenido.
- Calcula el porcentaje de hierro en los siguientes compuestos:
a) FeO b) Fe 2 O 3 c) Fe 3 O 4 d) K 4 Fe(CN) 6
- Si la composición porcentual de óxido de aluminio (Al 2 O 3 ) es de 52,94% de aluminio y 47,06% de oxígeno.
Calcula: a) la masa de óxido de aluminio que se podría obtener si se hacen reaccionar 12 g de aluminio con 25 g de oxígeno. b) la masa de aluminio u oxígeno que no reaccionó en el caso anterior.
- Si la composición porcentual de óxido de nitrógeno (IV) (NO 2 ) es de 30,43% de nitrógeno y 69,57% de oxígeno.
Calcula: a) la masa de nitrógeno necesaria para obtener 25 g de óxido de nitrógeno (IV) en presencia de un exceso de oxígeno. b) la masa de oxígeno y óxido de nitrógeno (IV) obtenida, si se hacen reaccionar 12 g de nitrógeno con la cantidad de oxígeno necesaria que cumpla con la relación porcentual del NO 2
para saber
En la naturaleza, permanentemente ocu- rren diferentes cambios químicos como por ejemplo en la respiración, el creci- miento, la reproducción, la alimentación. Estos procesos biológicos, lo mismo que aquellos que se estudian en otras áreas de la química y que permiten la generación de nuevos materiales como detergentes, colorantes, plásticos, aromatizadores, fármacos, materiales sintéticos, entre muchos más, son analizados a partir de la información que se representa por medio de las diferentes reacciones químicas , las cuales permiten identificar las posibilida- des de comportamiento de las sustancias según sus diferentes propiedades.
C 6 H12O6 + O 2 CO 2 + H 2 O
actividad de aplicación
- La composición porcentual del óxido de nitrógeno(IV) (N 2 O 5 ) es de 25,93% en nitró- geno y de 74,07% de oxígeno. Calcula: a) la masa de óxido de nitrógeno (V) que se obtiene a partir de 22 g de nitrógeno y 22 de oxígeno. b) la masa del elemento que no reaccionó.
- Se tienen 76 g de óxido de níquel (NixOy) desconocido mediante un calentamiento prolongado da lugar a la obtención de níquel metálico y la liberación de 16,28 g de oxígeno. Calcula: a) la masa de níquel que hay en el óxido de níquel b) determina la formula del óxido de níquel desconocido c) el porcentaje de níquel y de oxígeno en el óxido de níquel d) la masa molar del óxido de níquel.
- Una masa determina del óxido de plomo de fórmula Pb 3 O 4 se calculó prolongada- mente y se determinó que liberaba 27 g de oxígeno.
- Si 27,92 g de hierro en polvo se hace pasar a oxígeno en forma prolongada hasta que el hierro reaccione completamente obteniéndose 39,92 y óxido de hierro. a) determine la fórmula del óxido de hierro b) calcula el porcentaje de hierro y oxígeno en dicho compuesto.
energía solar
glucosa
estoma
mitocondria
unidad 2 |
las disoluciones
6.5 ¿Cómo se igualan las ecuaciones químicas?
El metano reacciona con oxígeno en condiciones adecuadas de temperatura
y presión para dar óxido de carbono (IV) y agua. Dicho proceso se representa
mediante la ecuación química no balanceada.
CH (g) + O (g) CO (g) + HO (g)
Una vez que se ha escrito una reacción química tienes que comprobar si se
cumple o no la Ley de Conservación de la Materia, es decir, que el número de
átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Este
proceso se denomina ajuste o balance de la ecuación y se consigue anteponien-
do coeficientes estequiométricos a los símbolos y fórmulas. Los coeficientes
estequiométricos son números enteros y si el tiene valor 1 no se escribe. El
valor matemático del coeficiente estequiométrico “afecta” toda la fórmula, por
ejemplo, colocar 2H2O, implica colocar en la igualación 4 átomos de hidrógeno
y 2 átomos de oxígeno, es decir, 2 moles de moléculas de agua.
Por ejemplo, la ecuación que representa la combustión del carbono grafito
está balanceada. (El grafito constituye la mina de los lápices).
C + O (g) CO (g)
La información que nos proporciona esta ecuación se sistematiza en la si-
guiente tabla:
Atomos Número de átomos Número de átomos
de los reactantes de los productos
C 1 1
O 2 2
Átomos totales 3 3
La combustión del metano está representada mediante la siguiente ecuación,
la cual no está balanceada.
CH (g) + O (g) CO(g) + HO(g)
Atomos Número de átomos Número de átomos
de los reactantes de los productos
C 1 1
H 4 2
O 2 3
Átomos totales 7 6
para igualar ecuaciones se debe tener presente lo siguiente:
- Identificar los reactantes y productos.
- Determinar cuántos átomos hay de cada elemento en reactantes y productos.
- En caso de no estar igualada, ante- poner un número entero al símbolo y/o fórmula y verificar si el número de átomos de reactantes y productos son iguales.
En una fórmula química, los subíndices no pueden cambiarse para conseguir la igualación. El cambio de los subíndices equivale a cambiar la identidad de una sustancia.
para recordar
actividad de aplicación y síntesis
actividad de aplicación
- ¿Qué procedimiento usarías para igualar esta ecuación?, ¿Qué criterios establecerías para desarrollar tu procedimiento? Para igualar esta ecuación es necesario anteponer el número 2 como coeficiente del símbolo del oxígeno, lo mismo que de la fórmula del agua:
CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O
La información obtenida al balancear esta ecuación se resume en la siguiente tabla
Atomos Número de átomos Número de átomos de los reactantes de los productos C H O Número total de átomos
- ¿Cuál es la relación entre una ecuación química y una reacción química?
- ¿Por qué es importante escribir correctamente las fórmulas y los símbolos de las sustancias al anotar una ecuación química?
- Iguala la siguiente ecuación química para lo cual te sugerimos elaborar una tabla con la siguiente información: número de átomos de cada uno de los reac- tantes y productos (recuerda el ejemplo del metano).
NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO
Átomos Número de átomos Número de átomos de los reactantes de los productos Na H C O Número átomos totales
- Iguala las siguientes ecuaciones químicas: a. AgNO 3 + Na (^) 2SO 4 Ag 2 SO4 + NaNO 3 b. Fe 2 O3 + C Fe + CO c. Al (^) 2(CO 3 ) 3 Al (^) 2O 3 + CO d. Fe(NO 3 ) 3 + NaOH Fe(OH) 3 + NaNO (^3)
- Comparte con tus compañeros los resultos.
- ¿Cuál es la relación entre una ecuación química?¿Por qué es importante…?
para recordar
Recordemos que toda ecuación química debe ser igualada para cumplir con la ley de la conservación de la masa. En una ecuación química, los coeficientes estequiométricos indican la proporción en la cual se combinan las sustancias y la proporción en que se forman los produc- tos. La ecuación balanceada se puede interpretar como proporción en moléculas o cantidad de materia(mol); por ejemplo, la siguiente ecuación: 2SO 2 + O 2 2SO 3
