quimica

1.0 EL ENLACE QUIMICO Cuando dos o más átomos se unen forman una molécula, la cual puede estar constituida por átomos de un mismo elemento o por átomos de elementos diferentes. Surge entonces la pregunta: ¿Cómo se mantienen unidos los átomos? Para responder a este interrogante, en este tema estudiaremos el modo en que se unen los átomos y la incidencia de esta unión en las propiedades que adquieren las sustancias químicas que originan. 1.1 GENERALIDADES SOBRE EL ENLACE QUIMICO: Cuando los átomos se combinan para formar moléculas, se establecen entre ellos diferentes fuerzas de atracción que los mantienen unidos en proporciones definidas. Las fuerzas que mantienen unidos los átomos de una molécula se denominan ENLACES QUÍMICOS. Así por ejemplo, en el caso del agua, se presentan dos enlaces químicos, ya que cada átomo de oxígeno se uno a dos de hidrógeno para constituir la molécula H2O. CUANDO LOS ÁTOMOS SE UNEN, LA INTERACCIÓN SE PRODUCE FUNDAMENTALMENTE ENTRE LOS ELECTRONES, DE ESTA MANERA EXISTE UNA RELACIÓN ENTRE LA CAPACIDAD DE UN ÁTOMO PARA FORMAR ENLACES QUÍMICOS Y SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA . Don Quimiquin 1.2 SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS: El norteamericano G.N. Lewis mostró que los elementos representativos tienden a entrar en combinación química mediante procesos que implican pérdida, ganancia o compartición de electrones. Como consecuencia de estos trabajos, Lewis y sus colaboradores enunciaron la LEY DEL OCTETO. 1.2.1 Ley del Octeto: Esta regla establece que los átomos tienden a perder, ganar, o compartir electrones de forma tal que pueden con un total de ocho electrones (un octeto) en su nivel energético más exterior, configuración que les proporciona una gran estabilidad, como la observada en los gases nobles. 1.2.3 Tabla periódica con símbolos electrónicos de Lewis: Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico sólo entran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón cuando se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo los electrones de valencia. Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento, observe que a excepción del helio, el número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número del grupo de cada elemento. Los elementos del mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas similares y, en consecuencia, también se asemejan los símbolos de puntos de Lewis. Los metales de transición, lantánidos y actínidos, tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos. 2.0 EL ENLACE IÓNICO: Los átomos de los elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes; en cambio los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y los más aptos para formar aniones son los halógenos y el oxígeno. En consecuencia, la composición de una gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo IA y IIA y un halógeno u oxígeno. ION: Partícula cargada eléctricamente que se obtiene cuando un átomo o un grupo de átomos captan o cede electrones con el objeto de adquirir la configuración de un gas noble. CATION: Ión cargado positivamente, Ej. Na+, Mg+2, Al+3 ANIÓN: Ión cargado negativamente, Ej. Cl-1, O-2, Br-1 EL ENLACE IÓNICO CONSISTE EN LA UNIÓN DE IONES, CON CARGAS DE SIGNO CONTRARIO MR Veamos la reacción entre el litio y el flúor: El enlace iónico en el LiF es una atracción electrostática entre el ion litio de carga positiva y el ion fluoruro con carga negativa. A su vez, el compuesto es eléctricamente neutro. Numerosas reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, la combustión del calcio en oxígeno produce óxido de calcio. 2Ca(s) + O2(g) 2CaO(s) 2.1 IONES FORMADOS POR LOS ELEMENTOS COMUNES DE LOS GRUPOS I, II, VI, Y VII GRUPO ELEMENTO ION I Li - Litio Li+1 Ion Litio I Na - Sodio Na+1 ion Sodio I K- Potasio K+1 ion potasio II Mg - Magnesio Mg+2 ion magnesio II Ca - Calcio Ca+2 ion calcio II Ba - Bario Ba+2 ion bario VI O - Oxígeno O-2 ion óxido VI S - Azufre S-2 ion sulfuro VII F- Flúor F-1 ion fluoruro VII Cl - Cloro Cl-1 ion cloruro VII Br - Bromuro Br-1 ion bromuroVII 2.2 CARACTERISTICAS DE LOS ENLACES IÓNICOS: Los compuestos constituidos por iones se denominan compuestos iónicos. Estos compuestos presentan algunas características, como son: · Altos puntos de fusión, debido a las fuerzas de atracción que mantienen unidos los iones entre sí. El cloruro de sodio (NaCl) tiene un punto de fusión de 801°C. · Son generalmente sólidos solubles en agua. · Fundidos o en solución acuosa se hacen conductores de la electricidad, a causa de la separación de sus iones · Forman cristales de forma bien definida. 2.3 ESCRITURA DE COMPUESTOS IÓNICOS BINARIOS: Al escribir la fórmula de un compuesto iónico binario, es decir, formado por dos elementos, debe tenerse en cuenta que como todo el compuesto el neutro, el número total de cargas positivas debe ser igual al de cargas negativas. Así, la fórmula del compuesto formado ente aluminio y oxígeno es Al2O3, ya que: · El aluminio es del (grupo III) forma el ión Al+3 · El oxígeno es del (grupo VI) forma el ión O-2 +3 -2 Al O Al2O3 Para escribir este tipo de fórmulas, basta asignar como subíndice de cada átomo, el número que indica la carga del otro 2.4 IONES POLIATÓMICOS: Los iones que hemos discutido hasta aquí son aquéllos que resultan cuando los átomos individualmente ganan o pierden electrones. Estos iones se conocen como iones monoatómicos o iones simples. Son también muy comunes los iones formados por dos o más átomos, los cuales se denominan iones poliatómicos o iones complejos. Ejemplos muy conocidos son: MEMORICE LAS FÓRMULAS Y LOS NOMBRES DE ESTOS IONES · NH4+1: Ión Amonio · NO3-1: Ión Nitrato · SO4-2: Ión Sulfato · CO3-2: Ión Carbonato · PO4-3: Ión Fosfato En este tipo de iones, la carga pertenece al conjunto de átomos, y no a uno de ellos en particular. Para destacar este hecho, se escribe el ion entre paréntesis y la carga por fuera. Es frecuente encontrar, por ejemplo, fórmulas como las siguientes: Ión Sulfato Ión Amonio(NH4)+1 (SO4)-2 Para escribir las fórmulas de los compuestos en que intervienen iones poliatómicos, se aplica la misma regla práctica de los compuestos binarios: -2 +1 Na SO4 Sulfato de SodioNa2SO4 3.0 EL ENLACE COVALENTE El enlace covalente consiste en la unión de átomos al compartir uno o varios pares de electrones. Este enlace se presenta entre átomos iguales o entre átomos que difieren poco en el carácter electronegativo. Los enlaces que mantienen unidos a sus átomos para formar moléculas se llaman enlaces covalentes y las sustancias obtenidas, sustancias covalentes. Por ejemplo: · La formación de la molécula de H2, cada átomo de H (con un electrón de valencia) se une a otro átomo de hidrógeno y solo a uno para formar la molécula diatónica de H2. Es evidente que, siendo totalmente iguales los dos átomos no pueden suponerse que uno de ellos arranque el electrón al otro para conseguir la estructura electrónica del gas noble más próximo (He). Es más lógico suponer que ambos átomos comparten sus dos electrones como unión entre los dos átomos y consiguiendo así la estructura del gas noble. Los enlaces que se realizan por compartición de electrones se denominan: ENLACES COVALENTES. El par de e - compartidos pertenece a los dos átomos, y se cuenta con ambos para contabilizar los respectivos octetos · El enlace covalente no siempre se establece entre átomos iguales. También ocurre entre átomos diferentes, pero que tengan atracción similar por los e-, ya que en estos casos la posibilidad de formar iones se reduce. 3.1 ELECTRONEGATIVIDAD: La formación de un enlace covalente, implica la compartición de pares de electrones; pero no siempre los átomos que comparten e- lo hacen de igual manera. Es decir, la atracción de un átomo por los e- compartidos puede ser mayor que la del otro. Para medir esta diferencia de atracciones se estableció una propiedad conocida como electronegatividad. Se define como ELECTRONEGATIVIDAD de un átomo la intensidad con que dicho átomo atrae los electrones que participan en un enlace. Esta intensidad se mide por medio de una escala de valores comparativos, esta escala fue desarrollada por el químico Linus Pauling. Los valores de la electronegatividad están relacionados directamente con los valores de la energía de ionización y la afinidad electrónica, por lo que la electronegatividad muestra variaciones periódicas similares, la electronegatividad en aumento en la tabla periódica varía así: 3.2 POLARIDAD DE ENLACES: 2.7.1 Enlace Covalente Apolar: Una compartición equitativa Observemos la formación de la molécula de Cl2, mediante un enlace covalente: · Como los valores de la electronegatividad son, obviamente, iguales para ambos átomos, ninguno de los dos ejercerá una mayor atracción por los electrones son compartidos. Esto podríamos interpretarlo como si el par de electrones se encontrara a igual distancia de los núcleos. · Un enlace covalente en el que los electrones son igualmente atraídos por los dos átomos se denomina: ENLACE APOLAR O NO POLAR. 3.2.1 Enlace Covalente Polar: Desigualdad en la atracción por los electrones compartidos La gran mayoría de enlaces covalentes se establecen entre átomos de diferente electronegatividad tomemos el ejemplo entre el hidrogeno y el cloro. 2.1 3.0 · El par de electrones de electrones compartidos será más fuertemente atraído por el cloro, que es mas electronegativo, en otras palabras, la nueve electrónica no se distribuye de manera uniforme, sino que se hace más densa en las proximidades del cloro. 3.4 CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE COVALENTE · Bajos puntos de fusión y ebullición · Cuando se trata de cuerpos sólidos, son relativamente blandos y malos conductores de calor y de la electricidad · Son bastante estables y de escasa reactividad 4.0 ENLACE COVALENTE COORDINADO El enlace coordinado es una compartición no equitativa, en el enlace covalente polar y apolar, cada uno de los átomos participantes aporta igual número de electrones. Este es el caso común, pero en algunos compuestos se presentan enlaces simples en los cuales el número de electrones compartido es aportado por uno solo de los átomos. Estos enlaces se conocen como enlaces covalentes coordinados. Ej. · Se tiene cuando se forma el catión amonio (NH4)+1, a partir del amoniaco HN3 y del ión hidrógeno H+1, este enlace se lleva a cabo porque el nitrógeno tiene un par de electrones libres, los cuales puede compartir con el hidrogenión H+1. · El hidrogenión resulta de extraer el único electrón que posee el átomo de hidrógeno; es decir el ión H+1 quedó con capacidad para aceptar un par de electrones que en este caso provienen del átomo de nitrógeno y como consecuencia se formará un nuevo enlace en el cual los electrones provienen únicamente del nitrógeno. TALLER No 1 ENLACES QUÍMICOS. Realiza individualmente este taller en hojas de block debidamente sustentado con sus procedimientos y respuestas. 1. Indica si son verdaderos o falsos cada uno de los enunciados. Justifica tu respuesta A. La unidad estructural de los compuestos iónicos es el ión __ B. Los puntos de fusión y ebullición de las sustancias covalentes son en general más altos que el de las sustancias iónicas __ C. Todas las sustancias covalentes son buenas conductoras del calor y de la electricidad__ D. El litio y el flúor se unen para formar el fluoruro de litio, mediante un enlace covalente __ E. La regla del octeto fue establecida por Rutherford ___ F. El agua es una molécula polar__ G. El enlace covalente polar se realiza entre átomos que comparten electrones, pero tienen diferente electronegatividad 2. Determina y representa el enlace químico formado entre los siguientes pares de elemento: A. B. Li y S C. H y O D. Ca y S E. C y O F. K y I 3. Clasifica las siguientes sustancias como iónicas o covalentes. Justifica tu respuesta A. B. O2 C. NaCl D. HCl E. CO2 F. H2O G. CH4 H. N2 I. NaH 4. 4. Da un ejemplo de dos átomos que originen un compuesto iónico donde ambos alcancen la configuración electrónica del mismo gas noble. Utiliza las estructuras de Lewis para representarlo 5. Completa la siguiente tabla: NOMBRE FÓRMULA ESTRUCTURA DE LEWIS DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD TIPO DE ENLACES Bromuro de potasio CaS Yoduro de magnesio HI Covalente Polar 6. Los iones son comunes en la naturaleza y resultan fundamentales para diversos procesos biológicos, investiga qué papel juegan los iones en algunos procesos fisiológicos humanos, por ejemplo en la transmisión del impulso nervioso o en la contracción muscular. 7. ¿Cuáles de los siguientes compuestos tienen enlaces que son predominantemente iónicos? justifica tu respuesta A. MgO B. NF3 C. Al2O3 D. SO2 E. CaI2 4.0 NOMENCLATURA INORGÁNICA, EL LENGUAJE DE LA QUIMICA El mundo a nuestro alrededor es un universo de fenómenos, de cambios. Todo aquello ocurre debido a que las sustancias reaccionan entre sí. Dando lugar a otras, ya sea más complejas o más simples, generando en muchas ocasiones, espectáculos de luz y color. La nomenclatura permite que científicos de en cualquier parte del mundo, sin importar el idioma que hable, puedan entenderse en los mismos términos. 4.1 ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN: Se conoce como número de oxidación de un elemento a la carga que posee un átomo de dicho elemento cuando se encuentra en forma de ion. Los números de oxidación puedes ser positivos o negativos según la tendencia del átomo a perder o a ganar electrones, un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación para formar compuestos 4.2 REGLAS PARA ASIGNAR NÚMEROS DE OXIDACION: 1. El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado) siempre es CERO, no importa cuán complicada sea su molécula. Ej. No. De oxidación de Ar = 0 Fe = 0 F2 = 0 P4 = 0 2. El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga del ion Ej. No. De oxidación de ion potasio, K+1 = +1 Ion bario, Ba+2 = +2 Ion aluminio, Al+3 = +3 Ion yoduro, I-1 = -1 Ion sulfuro, S-2 = -2 3. El número de oxidación del hidrogeno en todos sus compuestos es +1, excepto en los hidruros (combinaciones metal – hidrógeno), en los que se presenta número de oxidación -1. Ej. No. De oxidación del hidrógeno en HCl = +1 Hidrógeno en H2O = +1 Hidrógeno en HBr = +1 Hidrógeno en NaH = -1 Hidrógeno en CaH2 =-1 4. El Número de oxidación del oxígeno es -2. Se presentan excepciones en los peróxidos (número de oxidación -1). Ej. No. De oxidación del oxígeno en HNO3 = -2 Oxígeno en CO = -2 Oxígeno en KClO3 = -2 Oxígeno en H2SO4 = -2 Oxígeno en H2O2 = -1 Oxígeno en Na2O2 = -1 5. El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo IA) en todos sus compuestos es +1, y el número de oxidación de los metales alcalinotérreos (grupo IIA) es +2 Ej. No. De oxidación del litio en Li2O = +1 Del sodio en NaBr = +1 Del calcio en CaO = +2 De magnesio en MgCl2 = +2 6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es CERO, ya que las moléculas son eléctricamente neutras +3 -1 Ej: AuCl3 +3 x (1) + (-1) x 3 = 0 +2 +6 -2 BaSO4 +2 x (1) + 6 x (1) + (-2) x 4 = 0 7. El mayor número de oxidación que se puede asignar a un átomo es +7 y el mínimo -2, no hay valores por encima de +7 o por debajo de -2. TALLER No 2 1. Determina el número de oxidación de todos los átomos en los siguientes iones y moléculas. A. B. K2Cr2O7 C. NaH D. HNO3 E. CO2 F. I2 G. PbCl2 H. K2O2 I. Na2SiO3 J. Fe2O3 K. FeO L. NaHCO3 M. AgBr N. PCl3 O. H3BO3 P. MnO2 Q. KClO4 R. ZnBr2 4.2 FUNCION QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL Se llama función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y comportamiento comunes. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química, sus propiedades principales. Por ejemplo la función ácido se reconoce porque en su estructura está presente el grupo funcional H+ (hidrogenión). 4.3 FUNCIÓN OXIDO: El oxígeno forma compuestos binarios con todos los elementos, exceptuando el helio, el neón y el argón. Los compuestos binarios del oxígeno se llaman óxidos. Cuando en el compuesto intervienen un metal, se tienen óxidos metálicos; por el contrario, los óxidos no-metálicos. 4.3.1 Nomenclatura de los óxidos: 4.3.2 Nomenclatura de Óxidos Metálicos: La nomenclatura de los óxidos metálicos consta de las palabras: OXIDO DE seguidas del nombre del elemento correspondiente, cada vez que el metal que se use solo tenga un número de oxidación. Ejemplos: · · Li2O = oxido de litio · Na2O = oxido de sodio · CaO = oxido de calcio · ZnO = oxido de zinc Nomenclatura Stock: Cuando el metal tiene dos números de oxidación, se emplea el sistema de nomenclatura Stock, (por el químico alemán Alfred Stock) y consiste en agregar al nombre del óxido, el número de oxidación del metal en número romano y entre paréntesis. Ejemplos: · Hg2O = óxido de mercurio (I) – No. De oxidación +1 · HgO = óxido de mercurio (II) – No. De oxidación +2 · FeO = óxido de hierro (II) – No. De oxidación +2 · Fe2O3 = óxido de hierro (III) – No. De oxidación +3 · PbO = óxido de plomo (II) – No. de oxidación +2 · PbO2 = óxido de plomo (IV) – No de oxidación +4 Nomenclatura Tradicional: Es otro método, también muy utilizado, distingue los dos óxidos de un mismo metal por medio de los sufijos oso e ico, para el menor y el mayor número de oxidación del metal, respectivamente. Dichos sufijos se añaden a la raíz del nombre del metal, que en los casos proviene del latín. Elemento Símbolo Nombre latino Raíz Cobre Cu Cuprum Cupr Hierro Fe Ferrum Ferr Plomo Pb Plumbum Plumb Oro Au Aurum aur Ejemplos · Cu2O = óxido cuproso · CuO = óxido cúprico · FeO = oxido ferroso · Fe2O3 = óxido férrico · HgO = óxido mercurioso · Hg2O = óxido mercúrico 4.3.4 Nomenclatura de Óxidos no – metálicos u Óxidos Ácidos: Para nombrar óxidos no metálicos (y en general, compuestos formados por dos no metales) se emplean prefijos de origen griego, que indican la cantidad de átomos presentes. Estos prefijos son: Mono = 1 Di = 2 Tri = 3 Tetra = 4 Penta = 5 Hex = 6 Hept = 7 Octa = 8 Nona = 9 Deca = 10 Ejemplos: · CO = Monóxido de carbono · CO2 = Dióxido de carbono · N2O3 = Trióxido de dinitrogeno · Cl2O7 = Heptóxido de dicloro · NO2 = Dióxido de nitrógeno 4.3.4 Caso Especial En este caso cada halógeno forma más de dos óxidos pues trabaja con cuatro número de oxidación, en esta situación se emplean adicionalmente los prefijos griegos hipo y per para distinguir los estados de oxidación mínimo y máximo, respectivamente. Cl 2 O = óxido hipo clor oso Cloro +1 Cl 2 O 3 = óxido clor oso Cloro +3 Cl 2 O 5 = óxido clór ico Cloro +5 Cl 2 O 7 = óxido per clór ico Cloro +7 4.4 NOMENCLATURA DE HIDRÓXIDOS O BASES Se conocen como hidróxidos los compuestos iónicos formados por un ión metálico y el ión hidróxido (OH)-1. Estos compuestos tienen como formula general M(OH)x, en la cual M representa un metal y X el número de grupos OH que se unen al metal. Este número es igual al número de oxidación del metal. Los hidróxidos se obtienen comúnmente por disolución en agua del óxido correspondiente. Veamos Na2O + H2O 2NaOH Hidróxido de sodio Oxido de sodio Las bases son importantes para la industria puesto que son reactivos indispensables para la fabricación de jabones, detergentes y cosméticos. 4.5 NOMENCLATURA DE ACIDOS 4.5.1 ACIDOS HIDRACIDOS Los ácidos se caracterizan por liberar iones H+, cuando se encuentran en solución acuosa. Además, presentan sabor agrio. Son compuestos binarios que contienen solamente hidrogeno y no metal, en estado gaseoso se nombran como haluros. En solución acuosa se comportan como ácidos y para nombrarlos se antepone la palabra ACIDO seguida de la raíz del elemento con la terminación HIDRICO. Ej. F2 + H2 2 HF Fluoruro de Hidrógeno Acido Fluorhídrico 4.5.2 ACIDOS OXACIDOS Son compuestos ternarios que contienen hidrógeno, oxígeno y un no metal. En su gran mayoría tienen como fórmula general HXEOy, en el cual E representa el no metal o elemento central. Se obtienen de la reacción entre un óxido ácido, es decir, formado por un no metal y agua. Y en la formula se coloca en primer lugar el hidrógeno, luego el no metal y por último el oxígeno. En la nomenclatura de ácidos oxácidos se utilizan los mismos prefijos empleados con los óxidos. Óxido NítricoEj. N2O5 + H2O 2HNO3 SO3 + H2O H2SO4 Acido Sulfúrico carbono Trióxido de Azufre carbono Ácido Nítrico Dióxido de carbono carbono Ácido carbónico carbono CO2 + H2O H2CO3 La nomenclatura de los oxácidos consta de la palabra genérica ACIDO, seguida del nombre del elemento central, al que se le da la terminación ICO Frecuentemente existen dos ácidos del mismo no – metal, y para distinguirlos se emplea el sufijo oso para el ácido que presenta el menor número de oxidación y se conserva el sufijo ico, para el otro ácido: Ej: H2CO3 = Acido sulfuroso H2SO4 = Acido sulfúrico OXACIDOS MÁS COMUNES FORMULA NOMBRE No. OXIDACION DEL NO-METAL H3BO3 Acido bórico +3 H2CO3 Acido carbónico +4 H4SiO4 Acido silícico +4 HNO2 Acido nitroso +3 HNO3 Acido nítrico +5 H3PO3 Acido fosforoso +3 H3PO4 Acido fosfórico +5 HClO Acido hipocloroso +1 HClO2 Acido cloroso +2 HClO3 Acido clórico +3 HClO4 Acido perclórico +4 H3AsO3 Acido arsenioso +5 H3AsO4 Acido arsénico +4 4.6 LAS SALES Las sales se definen como las sustancias resultantes de la reacción entre los ácidos y las bases. También pueden resultar de las combinaciones de un metal y un no metal. Las sales son compuestos binarios, ternarios, o cuaternarios, que resultan de la unión de una especie catiónica con una especie aniónica, las cuales provienen del ácido y la base involucrada. Ej. HCl + NaOH NaCl + H2O Cloruro de sodio Acido Clorhídrico Hidróxido de sodio Ácidos terminados en: Forman sales terminadas en Hídrico Uro Oso Ito Ico Ato TALLER No 3 1. En la siguiente tabla aparecen algunos cationes y aniones importantes: CATIONES ANIONES Cu+1 (cuproso) Cl-1 (cloruro) Cu+2 (cúprico) NO2-1 (nitrito) Na+1 (sodio) NO3-1 K+1 (potasio) S-2 (sulfuro) Mg+2 (magnesio) SO3-2 (sulfito) Fe+2 (ferroso) SO4-2 (sulfato) Fe+3 (férrico) PO3-3 (fosfito) Al+3 (aluminio) PO4-3 (fosfato) Con base en la información anterior escribe en los espacios en blanco la fórmula o el nombre de la sal, según el caso: Ej. Sulfuro de aluminio: Al3S3 Na3PO4: Fosfato de sodio A. Fosfito cúprico __________________________ B. Sulfuro de magnesio _____________________ C. Sulfito de aluminio _______________________ D. Yoduro cúprico __________________________ E. Fosfito de sodio __________________________ F. K2CO3 __________________________________ G. Fe2(CO3)3 _______________________________ H. Fe2(SO4)3 _______________________________ 2. Dé los nombres de los siguientes óxidos. Utilice ambos sistemas, el stock y el oso – ico, cuando haya lugar. A. B. CO2 C. Na2O D. Al2O3 E. Fe2O3 F. ClO2 G. SiO2 H. SO3 I. Br2O J. PbO 3. Escriba fórmulas de: A. Dióxido de azufre B. Oxido de magnesio C. Heptóxido de dicloro D. Oxido de cobre (I) E. Oxido de zinc F. Oxido de plomo (IV) G. Oxido mercurioso 4. Dé nombres de los siguientes hidróxidos. Utilice ambos sistemas, el stock y el oso – ico, cuando haya lugar: A. B. Au(OH) C. Al(OH)3 D. NaOH E. Zn(OH)2 F. Cu(OH)2 G. Hg(OH) H. Ba(OH)2 5. Escriba fórmulas de: A. B. Hidróxido de magnesio C. Hidróxido ferroso D. Hidróxido mercúrico E. Hidróxido de litio F. Hidróxido de cromo (III) G. Hidróxido de cobre (I) 6. 7. De los nombres de los siguientes ácidos, en el caso de los hidrácidos, indique el nombre como compuesto puro y como ácido A. B. H3PO4 C. HClO D. H2S E. HBrO3 F. HNO3 G. HMnO4 H. HCl I. HIO3 J. HF 8. De los nombres a las siguientes sales. Utilice ambos sistemas, el stock y el oso e ico, cuando haya lugar A. B. FeCl3 C. ZnSO4 D. AgNO3 E. NaBr F. Al(NO3)3 G. SnCl2 H. PbI2 I. Ca3(PO4)2 5.0 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Los cambios químicos que observamos en la materia se relacionan siempre con las reacciones químicas, existen diferentes tipos de reacciones químicas que se pueden presentar en la naturaleza, así como la manera de representarlas por medio de ecuaciones químicas. 5.1 REPRESENTACIÓN DE FENÓMENOS QUÍMICOS: 5.1.1 La reacción química: Es un proceso en el cual una o más sustancias denominadas REACTIVOS, se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos. Las reacciones químicas se representan mediante ECUACIONES QUÍMICAS, en las cuales se emplean diversidad de símbolos para indicar los procesos y sustancias involucradas. 5.1.2 Ecuaciones químicas: Toda ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha que indica el sentido de la reacción. Las fórmulas correspondientes a los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha, mientras que las fórmulas de los productos se escriben a la derecha. La flecha se interpreta como “se convierte(n) en” Se convierte(n) en Reactivos Productos · Si hay más de un reactivo o se forma más de un producto, las formulas de cada miembro de la ecuación irán separadas por signos de adición. Dióxido de carbono Agua Oxígeno PropanoEj. C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O + E · En algunas ocasiones es necesario especificar en la ecuación el estado de agregación en el que se encuentran tanto los reactivos como los productos, así si es gas(g), líquido(l) o sólido(s). Ej. Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2O · El número que va antes de la fórmula química se llaman coeficientes estequiométricos, y nos indica el número de moles de ese elemento o compuesto que intervienen en la reacción. 5.2 CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS 5.2.1 Reacciones de Composición o de Síntesis: Son las reacciones en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva, su ecuación general: A + B C + D 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(S) 5.2.2 Reacciones por Descomposición: Al contrario de lo que sucede en las reacciones de síntesis, en las reacciones de descomposición una sustancia se descompone en sustancias más simples. Su ecuación general: C A + B 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3 O2(g) 5.2.3 REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE O SUSTITUCIÓN: En este tipo de reacciones, un elemento desplaza al otro de un compuesto. Comúnmente ocurren en solución acuosa y obedecen a la ecuación general: A + BD AD + B O2(g) + Hgs(s) SO2(g) + Hg(l) Zn(S) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g) 5.2.4 REACCIONES DE COMBUSTION: Por lo general reciben este nombre las reacciones que tienen lugar entre un elemento o un compuesto y el oxígeno (generalmente del aire), y que van acompañadas del desprendimiento de luz y calor. C(s) + O2(g) CO2(g) 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) 5.2.5 REACCIONES OXIDO REDUCCIÓN: Otra manera de clasificar las reacciones es considerando si en ellas se transfieren electrones de un reaccionante a otro, o no. OXIDACIÓN: Es el proceso por el cual una especie química PIERDE ELECTRONES como resultado su número de oxidación se hace más positivo. REDUCCIÓN: Es el proceso mediante el cual una especie química GANA ELECTRONES, con lo cual el número de oxidación del átomo o grupo de átomos involucrados se hace más negativo Toda ecuación de oxido - reducción comprende estos dos procesos, los cuales por lo tanto, siempre ocurren simultáneamente +1-2+1 +1-1 +1-1 +1-2 NaOH + HCl NaCl + H2O No es una reacción óxido – reducción pues los números de oxidación tanto en los reactivos con en los productos permanece constante, no hubo perdida ni ganancia de electrones en la reacción Observemos esta ecuación: +1+5-2 +1-2 +2-2 0 +1-2 HNO3 + H2S NO + S + H2O En esta ecuación si se ve un proceso de redox , pues el nitrógeno y el azufre varían sus números de oxidación tanto en los reactivos como en los productos EL AGENTE OXIDANTE Y EL AGENTE REDUCTOR: En las ecuaciones redox siempre existirá un agente oxidante y un agente reductor de acuerdo a las necesidades de ganar o perder electrones: AGENTE OXIDANTE: Es la sustancia que provoca la oxidación de la otra. Se distingue porque es la sustancia que toma electrones siendo, en consecuencia, la sustancia reducida. AGENTE REDUCTOR: Es la sustancia que provoca la reducción de la otra. Se distingue porque es la sustancia que libera, cede o dona electrones, siendo, por consiguiente, la sustancia oxidada. CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN OXIDACIÓN Y REDUCCION CONCEPTO CAMBIO DE ELECTRONES CAMBIO EN No DE OXIDACIÓN Oxidación Pérdida Aumento Reducción Ganancia Disminución Agente Oxidante Gana Disminuye Agente Reductor Pierde Aumenta +7 +6 +5 +4 +3 +2 +1 0 -1 -2 5.2.5 REACCIONES REVERSIBLES: Son aquellas reacciones que se realizan simultáneamente en los dos sentidos. Es decir, a medida que se forman los productos, éstos reaccionan entre sí para formar nuevamente los reactivos. Con ello se crea una situación de equilibrio químico en el cual el flujo de sustancia en ambos sentidos es similar. Este tipo de reacciones se representan con dos medias flechas, que separan los reactivos de los productos. Por ejemplo: H2 + Cl2 2HCl 5.2.6 REACCIONES IRREVERSIBLES: En este caso, los reactivos reaccionan completamente para convertirse en los productos, sin la posibilidad de que estos originen nuevamente los reactivos. La reacción termina cuando se agota al menos uno de los reactivos. 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 5.3 BALANCEO DE ECUACIONES 5.3.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: El químico francés Antoine Lavoisier, empleando sistemáticamente la balanza comprobó que la cantidad de materia que interviene en una reacción química permanece constante, antes, durante y después de producida la transformación. Esto quiere decir que en un sistema en reacción: la suma de las masas de las sustancias que intervienen como reactivos es igual a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos. Este enunciado se conoce como LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. 5.3.2 BALANCEO POR TANTEO O SIMPLE INSPECCION Balancear una ecuación es igualar el número de átomos de cada elemento en ambos miembros de la misma, esto se realiza anteponiendo a cada fórmula un número adecuado, que se conoce como COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO. Al balancear una ecuación solo pueden combinarse los coeficientes. Nunca se modifican los subíndices de las fórmulas, ya que esto implicaría cambiar la naturaleza de las sustancias representadas. Pasos para balancear una ecuación por tanteo o simple inspección: PASO No 1. · Plantear la ecuación para los reactivos y productos HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + H2O PASO No 2 · Verificar si la ecuación esta o no balanceada, para ello se contabiliza el número de átomos de cada especie tanto en reactivos como en productos: REACTIVOS PRODUCTOS 3 Átomos de hidrógeno 2 átomos de hidrógeno 1 átomo de cloro 2 átomos de cloro 1 átomo de calcio 1 átomo de calcio 2 átomos de oxígeno 1 átomo de oxígeno · Vemos que la ecuación química no está balanceada. PASO No 3: · Ajustar la ecuación química colocando coeficientes delante de las fórmulas de los reactivos y productos. Como existen 2 átomos de cloro en los productos y solo uno en los reactivos, se coloca un dos como coeficiente en el HCl. Ahora hay cuatro átomos de hidrógeno en los reactivos y solo dos en los productos, por lo que es necesario poner un dos delante de la fórmula del agua. Con esto los coeficientes de la ecuación quedan: 2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O 5.3.3 BALANCEO DE ECUACIONES POR ÓXIDO – REDUCCIÓN (REDOX) PASO 1: Determinar el número de oxidación para cada elemento, tanto en los reactivos como en los productos. Analicemos la siguiente reacción, encima de la cual hemos escrito los números de oxidación correspondientes: +1+5-2 +1-2 +2-2 0 +1-2 HNO3 + H2S NO2 + S + H2O PASO 2: Observar cuáles fueron los elementos que experimentaron cambios en su número de oxidación y con ellos plantear semi - reacciones: N+5 + 3e- N+2 (se redujo) [1] S-2 S0 + 2e- (se oxido) [2] PASO 3: Igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados. Para ello se multiplica la ecuación 1 por el número de electrones perdidos en la ecuación 2, y la ecuación 2 por el número de electrones ganados en la ecuación 1. 2 (N+5 + 3e- N+2) 3 (S-2 S0 + 2e-) Estos números no solo sirven para igualar los electrones sino como coeficientes en la ecuación balanceada. Por lo tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO será dos (2) y del H2S y el S será tres (3). De donde obtenemos esta ecuación: 2HNO3 + 3H2S 2NO2 + 3S PASO 4: Verificar los coeficientes para las especies no contempladas en el paso anterior, es decir; H y O. En caso de estar desbalanceadas, se procede por el método de tanteo. Así veremos que en la parte izquierda hay ocho átomos de hidrógeno, por lo que deberán formarse igualmente cuatro moléculas de agua al lado derecho. La ecuación final, será: 2HNO3 + 3H2S 2NO2 + 3S + 4H2O Por último si se observa si es posible simplificar los coeficientes para las diferentes especies presentes. TALLER 4 REACCIONES QUIMICAS 1. Escribe y balancea las ecuaciones que describen los siguientes procesos: A. Se producen burbujas de gas hidrógeno cuando reacciona el zinc con ácido clorhídrico B. El óxido de hierro (III) sólido, reacciona con el gas hidrógeno para producir hierro metálico y agua C. El ácido sulfúrico concentrado reacciona totalmente con el cloruro de sodio, produciendo sulfato de sodio y una sustancia gaseosa que produce una detonación al acercarle un fósforo o cerillo encendido 2. Señala cuáles de las siguientes reacciones químicas están correctamente balanceadas y cuáles no. A. 2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O B. 3NHO3 + Fe Fe(NO3)3 + H2 C. KClO3 KCl + O2 D. 3H2SO4 + 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6H2O 3. Para balancear la reacción: WHNO3 + XH2S YNO + ZS + H2O, encuentra los valores de W,X.Y y Z, que corresponden a los coeficientes de la ecuación balanceada y selecciona la opción correspondiente: A. B. 2,3,2,3 C. 2,3,3,3 D. 1,3,2,1 E. 1,2,3,4 F. 2,1,2,3 4. Con base en la siguiente reacción: HH3 + O2 NO + H2O, indica A. Los números de oxidación de todos los átomos presentes en la ecuación B. Los átomos que varían en su número de oxidación C. El elemento que se reduce y el que se oxida D. El agente oxidante y el agente reductor E. El átomo que gana electrones y aquel que los pierde F. Los coeficientes apropiados para balancear la ecuación. 5. Escriba al frente de cada compuesto la función química a la que pertenece y su nombre según la nomenclatura tradicional. Justifica tu respuesta: A. Sal de mesa (NaCl) B. Mármol o piedra caliza (CaCO3) C. Soda caustica (NaOH) D. Cal viva (CaO) E. Sal de nitro (NaNO3) F. Cal apagada: Ca(OH)2 G. Alúmina Al2O3 H. Potasa caustica KOH 6. Balaceé por tanteo las siguientes ecuaciones y de el nombre de cada una de las sustancias participantes en reactivos y productos A. Ba(NO3)2 + H2SO4 BaSO4 + HNO3 B. Ca(OH)2 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2O C. Al2S3 + H2O Al(OH)3 + H2S 6.0 LOS GASES Los gases son sistemas importantes en el estudio de la química, basta con decir que la primeras teorías sobre la estructura de la materia, se basaron en el conocimiento que tenían los científicos de los sistemas gaseosos. 6.1 PROPIEDADES DE LOS GASES: Para definir el estado gaseoso se necesitan 4 magnitudes: masa, presión, volumen y temperatura. MASA: Representa la cantidad de materia del gas y suele asociarse con el número de moles (n) PRESIÓN: Se define como la fuerza por unidad de área, P = F/A, la presión P de un gas, es el resultado de la fuerza ejercida por las partículas del gas al chocar contra las paredes de un recipiente. La presión determina la dirección de flujo del gas. Se puede expresar en: · · Atmósferas: (Atm) · Milímetros de mercurio (mmHg) · Pascales (Pa) · Kilopascales (KPa) · Bar (Bar) · Torricelli (Torr) PRESION ATMOSFÉRICA: Es la presión que ejerce el aire sobre la superficie de la Tierra. Y varía de acuerdo con la altura sobre el nivel del mar, se mide con un instrumento llamado BARÓMETRO. Las medidas hechas al nivel del mar y a 0°C dan como promedio 760mmHg que son equivalentes a 1Atm, a 101,3KPa, o a 1,013bares. VOLUMEN: Es el espacio en el cual se mueven las moléculas. Está dado por el volumen del recipiente que lo contiene, pues por lo general se desprecia el espacio entre las moléculas. El volumen (V) de un gas se puede expresar en: m3, cm3, litros o mililitros. La unidad más empleada en los cálculos que se realizan con gases es el litro. TEMPERATURA: Es una propiedad que determina la dirección del flujo del calor. Se define como el grado de movimiento de las partículas de un sistema bien sea sólido, líquido o un gas. La temperatura en los gases se expresa en la escala Kelvin, llamada también escala absoluta. 1Atm = 760 torr = 760mmHg 6.2 TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES: · Los gases están compuestos de partículas muy pequeñas llamadas MOLÉCULAS · No existen fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas, estas se encuentran en un estado de movimiento rápido y constante, chocan unas con otras y con las paredes del recipiente que las contiene de una manera perfectamente aleatoria. · Todas las colisiones moleculares son perfectamente elásticas; en consecuencia no hay pérdida de energía cinética en todo el sistema. · Son altamente compresibles y poseen bajas densidades. 6.3 LEYES DE LOS GASES REALES: 6.3.1 LEY DE BOYLE: En 1662 el científico inglés Robert Boyle observó que, a temperatura constante el volumen ocupado por una cantidad dada de gas es inversamente proporcional a la presión. Esta ley nos indica que si aumenta la presión de un gas, su volumen disminuye proporcionalmente y viceversa. Matemáticamente la Ley de Boyle describe la relación inversa entre el volumen y la presión de un gas. Y se expresa de la siguiente manera: V = 1/P (a T y m = K) P1 V1 = P2 V2 Ej. Una muestra de oxígeno que tiene un volumen de 500ml a una presión de 760torr se quiere comprimir a un volumen de 380ml. ¿qúe presión debe ejercerse si la temperatura se mantiene constante? ESTADO INICIAL ESTADO FINAL VOLUMEN 500ml 380ml PRESION 760torr ¿? · Empleando la ecuación de Boyle: P1.V1 = P2 .V2 · P2 = P1. V1 P2 = 760torr . 500ml = 1000torr V2 380ml 6.3.2 LEY DE CHARLES: La relación entre el volumen y la temperatura de un gas fue estudiada por el físico francés Jaques Charles. Su trabajo fue ampliado posteriormente, por Joseph Gay Lussac, eminente químico y físico. De estos estudios se desprende que: A presión constante, el volumen ocupado por una cantidad dada de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Este enunciado se conoce como la Ley de Charles (también denominada Ley de Charles-Guy Lussasc) y significa que un aumento en la temperatura absoluta de un gas produce un aumento de la misma proporción en su volumen y viceversa. A Presión = K, V directamente proporcional a la T V1 T2 = V2 T1 Ej. Un balón de caucho inflado con helio ocupa un volumen de 630ml a 25°C. si se coloca en un congelador, su volumen disminuye a 558ml, ¿cuál es la temperatura del congelador en grados centígrados? ESTADO INICIAL ESTADO FINAL VOLUMEN 630ml 558ml TEMPERATURA 25 + 273 = 298°K ¿? · Empleando la ecuación de Charles: V1.T2 = V2 .T1 · T2 = V2. T1 P2 = 558ml . 298°K = 264°K V1 630ml · Y convirtiendo a grados centígrados: 264°K - 273°K = -9°C 6.3.3 LEY COMBINADA DE GASES: Las leyes de Boyle y de Charles se pueden combinar para obtener la expresión que nos relacione el volumen de una cantidad fija de un gas con la presión y la temperatura, cuando estas propiedades varían simultáneamente. A masa = K, P1.V1.T2 = P2.V2 . T1 Ej. Una muestra de cierto gas ocupa un volumen de 650ml a una presión de 748torr y 25°C,¿qué volumen ocupará a 1 atmosfera y 20°C? ESTADO INICIAL ESTADO FINAL VOLUMEN V1 = 650ml V2 = ¿? PRESIÓN P1 = 748torr P2 = 1atm = 760torr TEMPERATURA T1 = 25°C + 273°C = 298°K T2 = 20°C + 273°K = 293°K · Despejando V2 de la ecuación tenemos: · V2 = P1 V1. T2 V2 = 748torr . 650ml. 293°K = 629 P2 T1 760torr.298°K 6.4 GASES IDEALES 6.4.1 LEY DE AVOGADRO: Propuso una hipótesis para explicar diversos hechos que había observado con gases que participaban en reacciones químicas. Esta hipótesis que hoy se conoce como Ley de Avogadro, establece: A las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de distintos gases contienen el mismo número de moléculas. Así, por ejemplo, 5 litros de hidrógeno a 0,8 atmósferas y a 27°C contienen el mismo número de moles (y, por lo tanto de moléculas) que 5 litros de oxígeno a las mismas condiciones. Esta es la principal implicación de la Ley de Avogadro: El volumen de un gas es directamente proporcional al número de partículas y no a su masa como ocurre en los líquidos y en los sólidos V directamente proporcional n (a presión y temperatura constantes) n representa el número de moles. 6.4.2 LAS CONDICIONES NORMALES: Cuando se tiene 1 mol de gas, a 1 atmósfera de presión, a una temperatura de 273K y ocupa un volumen de 22,4 litros, se dice que se encuentra a condiciones normales (C:N) 6.4.3 VOLUMEN MOLAR DE UN GAS: El volumen ocupado por un mol de un gas en las condiciones normales (CN) de temperatura y presión se llama volumen molar. Los volúmenes molares de todos los gases son iguales bajo las mismas condiciones. Volumen molar de un gas = 22,4Litros, P = 1 Atm, T = 273K 22,4 L en C.N 6,02 x 10 en moléculas 1 mol 6.4.4 LEY DE GASES IDEALES: Las relaciones entre V, T, P y n (número de moles) se conjugan en la ecuación de estado o ley de gases ideales, teniendo en cuenta que: · Según Boyle : V inversamente proporcional 1/P · Según Charles: V directamente proporcional T · Según Avogadro: V directamente proporcional n PV= n . R . T ECUACION DE GASES IDEALES R, es la constante universal de los gases y tiene un valor de 0.082 atm.litros/°K.mol, independientemente de la naturaleza y de las condiciones a que éste se encuentre. El valor de R se halla reemplazando las variables por valores ya conocidos MEMORIZA ESTE VALOR Donde R = 1 Atm . 22,4 L R = 0,082 Atm.L 273 K .1mol K . mol Ej. Una llanta con volumen de 3.7 litros contiene 0.35 moles de aire a presión de 2,4 atmósferas. ¿Cuál es la temperatura del aire de la llanta, en grados centígrados? · Datos conocidos: · Volumen = 3,7 Litros · Número de moles = 0,35 mol · Presión = 2,4 atm · R = 0.082 Atm.L / K.mol De la ecuación, despejamos T y obtenemos: T = PV T = 2,4 atm . 3,7 l = 309,4K = 36,4°C nR 0,35 mol . 0,082atm.l / K.mol TALLER 5 GASES 1. Lee y contesta con atención las preguntas que se formulas al final del texto: Los globos aerostáticos fueron las primeras aeronaves y las más sencillas de todas. Un globo aerostático es un recipiente plástico o de tejido impermeabilizado que se mantiene suspendido en el aire, gracias a la expansión y a la contracción del gas helio en su interior. Debido a los cambios de temperatura de la atmósfera, el helio se expande y ejerce una presión sobre las paredes internas del globo, logrando su elevación. Si la temperatura disminuye, el helio se contrae, permitiendo la entrada de aire desde el exterior; lo que hace que la aeronave pierda altura. Este mecanismo de expansión y contracción del helio permite que el globo viaje a través del aire sin necesidad de usar combustible. 1. a ¿Cuál de las variables, presión, temperatura o volumen permanece constante? 1. b ¿Cuál de las leyes de los gases se aplica en este caso? 2. Resuelve los siguientes ejercicios empleando las leyes de los gases, indica para cada uno de ellos su procedimiento y fórmula: 1. El volumen de un gas seco a 30°C y 740mmHg es de 40 litros. ¿qué volumen en condiciones normales (273K y 760mmHg) 2. Un gas ocupa 2.40 litros a 4.8 atmosferas y 25°C. ¿Cuál es la temperatura en grados centígrados si se expande a 7.20 litros a una presión de 1.2 atmosferas? 3. Un envase metálico para cierto desodorante en aerosol contiene 0.01 moles de gas propelente y tiene un volumen de 250ml. Calcule la presión del gas dentro del envase si accidentalmente se calienta a 400°C. 4. Una determinada masa de nitrógeno ocupa 10.0 litros bajo una presión de 730mmHg. Determinar el volumen de la misma masa de gas a presión normal (760mmHg) si la temperatura permanece constante. 5. Una muestra de gas presenta un volumen de 670ml a 23°C. ¿cuál es el volumen del gas si la temperatura se aumenta a 46°C? 6. Un gas tiene un volumen de 17.5L a una presión de 6.0 atm y una temperatura de 100°C ¿Cuál es el volumen del gas a condiciones normales? 7. Una lata de fijador de cabello en aerosol contiene un gas con una presión de 1,25 atm, a 25°C. la lata explota cuando la presión alcanza un valor de 2,50 atm. ¿a qué temperatura ocurrirá este fenómeno? 8. El volumen de un globo con helio es 2,5 litros y se encuentra a 25°C. A. ¿qué ocurrirá si introducimos el globo dentro del refrigerador, a una temperatura de 0°C? B. ¿Cuál es el valor del nuevo volumen? 9. Escribe las letras que faltan para completar el concepto correspondiente a cada definición. Luego traslada las letra al recuadro en la ubicación del número respectivo y descifra el mensaje oculto: a. Mezcla de gases presentes en la atmósfera       E 1 2 3 4 b. Temperatura que equivale a -273°C       O             U     4 5 6     7 8 9 10 11   12 13 c. Gas estratosférico que nos protege de la radiación solar   Z       14   15 16 17 d. Mezcla de humo y niebla que se forma en el aire       G 18 19 20   e. Fuerza ejercida sobre una unidad de superficie o área     E         21 22   23 24 25 26 f. Espacio que ocupa un cuerpo V     U         27 28   29 30 31 g. Precipitaciones más acidas que las normales     U V                 32 33     34 35   36 37 38 39 40 h. Durante la combustión el oxígeno actúa como:         U           41 42 43 44   45 46 47 48 49 i. Energía del viento que puede transformarse en electricidad     L I     50 51     52 53 j. Sobrecalentamiento de la corteza terrestre que afecta las condiciones del tiempo atmosférico     E         I   V   R         R   54 55   56 57 58     59   60   61 62 63 64   65 57 14 D 13 9 39 50 44 54 M 15 S 56 27 10 P 30 6 1 45 37 51 26 32 7 D 46 23 4 O 31 12 62 M 34 16 A C 2 17 61 63 60 33 36 A 48 29 25 18 55 5 22 A T 42 19 53 47 D 20 41 58 59 52 24 49 N C 38 35 D 64 11 31 3 65 8 28 E 43 40 8.0 CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS La proporción relativa que existe entre reaccionantes y productos en una reacción química se conoce como estequiometria de la reacción (del griego, stoicheion: elemento y metrion: medida). La estequiometria es así la herramienta de que nos valemos para resolver problemas numéricos relacionados con las ecuaciones. En efecto, los coeficientes de una ecuación nos permiten expresar la relación estequiométrica existente entre cualquier par de sustancias involucradas en una reacción. Esta relación se conoce como RAZON MOLAR. Por ejemplo: N2 + 3H2 2NH3 La ecuación nos indica que: · 1 mole de N2 produce 2 moles de NH3 · 3 moles de H2 producen 2 moles de NH3 · 1 mole de N2 reaccionan con 3 moles de H2 De igual manera podemos expresar estas relaciones en forma de RAZONES MOLARES, de la siguiente forma: 2 moles de NH3 o inversamente 1 mole de N2 1 mole de N2 2 moles de NH3 2 moles de NH3 o inversamente 3 moles de H2 3 moles de H2 2 moles de NH3 3 moles de H2 o inversamente 1 mole de N2 1 mole de N2 3 moles moles de H2 Estas seis razones molares son los factores de conversión que nos permiten pasar de una sustancia a otra en la resolución de problemas numéricos. Ej. ¿Cuántas moles de amoniaco se forman cuando 306 moles de hidrógeno reaccionan con nitrógeno de acuerdo a la ecuación?: N2 + 3H2 2NH3 FACTOR DE CONVERSIÓNSolución: Cantidad dada Cantidad deseada 306 moles de H2 moles de NH3 Como se trata de pasar de moles de H2 a moles de HN3, el factor de conversión apropiado es la razón molar que relaciona estas dos sustancias, con la DADA EN EL DENOMINADOR. · 306 moles x 2 moles de NH3 = 204 moles NH3 3 moles mole de H2 Ej. ¿Cuántas moles de oxígeno se requieren para producir 586 moles de agua, según la ecuación: 2H2 + O2 2H2O · 586 moles H2O x 1 mole de O2 = 293 moles O2 2 moles de H2O TALLER 6 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 1. En la producción del aluminio se parte de óxido de aluminio Al2O3, obtenido, a su vez del mineral bauxita. El óxido de aluminio se reduce a carbón (uno de los agentes reductores más empleados en la industria metalúrgica) según la ecuación: 2Al2O3 + 3C 4Al + 3CO2 ¿Cuántos gramos de aluminio se pueden obtener a partir de 2040g de Al2O3? 2. El ácido acetilsalicílico o aspirina, C6H8O4, es un analgésico extensamente utilizado. Se prepara por reacción entre el ácido salicílico, C7H6O3 y el anhídrido acético, C4H6O3, de acuerdo con la ecuación Ácido salicílico anhídrido acético aspirina ácido acéticoC7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + HC2H3O2 3. El silicio, elemento que se emplea en la fabricación de numerosos dispositivos electrónicos, se obtiene mediante la siguiente reacción: SiCl4 + 2Mg 2MgCl2 + Si ¿Cuántos kilogramos de magnesio se requieren para reaccionar con 13,5Kg de SiCl4? 4. ¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen completamente 24g de metano, CH4? 1 mol 2 mol 1 mol 2 mol 16g 64g 44g 36gCH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O 5. ¿Cuántas moles de cloruro de plomo (III), PbCl2, puede obtenerse a partir de la reacción entre 20g de cloruro de fosforo (III), PCl3, y 45g de fluoruro de plomo (III), PbF2? 3 PbF2 + 2 PCl3 2PF3 + 3PbCl2 8.0 EL REACTIVO LÍMITE Generalmente en una reacción sólo uno de los reactivos se consume por completo. Los procesos químicos que se realizan en el laboratorio o en la industria usualmente se inician partiendo de cantidades previamente medidas de los diferentes reactivos que participan. Estos se mezclan entre si y se disponen a las condiciones apropiadas para que la reacción proceda. El reactivo que se consume por completo y que, por tanto, determina la cantidad de producto se denomina REACTIVO LÍMITE, debido a la propiedad ya mencionada de limitar el producido (cantidad que se obtiene). Ej. El zinc y el azufre reaccionan para formar sulfuro de zinc, sustancia que se utiliza para recubrir internamente las pantallas de televisores. La ecuación correspondiente es: Zn + S ZnS ¿Cuántos gramos de ZnS se obtienen cuando 240g de Zn se hacen reaccionar con 130g de S? SOLUCIÓN: 1. Para hallar el reactivo límite se deben calcular las moles de cada reactivo y comparamos su proporción con la que establece la ecuación: · Moles de Zn: 240g Zn x 1 mole de Zn = 3,67 moles Zn 65,4g de Zn · Mole de S : 130g S x 1 mole de S = 4,05 moles S 32,1g de S · La ecuación nos indica la proporción: 1mol de Zn a 1 mol de S 2. Se hallan las masas molare y se realiza el cálculo estequiométricos: · Masa molar de ZnS : 97,5g/mol (sustancia deseada) · Masa molar de Zn: 65,4g/mol (sustancia dada) · Cálculos estequiométricos: · 3,67 moles Zn x 1mol ZnS x 97,5g ZnS = 357,5g ZnS 1mol Zn 1mol ZnS Para determinar el reactivo límite, basta dividir el número de moles dado de cada reactivo por su respectivo coeficiente en la ecuación y comprobar los cocientes obtenidos. El menor cociente corresponde al reactivo límite Así tomando los datos del anterior ejemplo decimos: Moles de Zn = 3,67 Cociente 3,67 = 3,67 Coeficiente de Zn = 1 1 Moles de S = 4,05 Cociente 4,05 = 4,05 Coeficiente de S = 1 1 · Como es menor cociente corresponde a Zn, éste es el reactivo límite Ejercicio: Un método para obtener magnesio metálico consiste en la reducción del óxido de magnesio con silicio, conforme a la ecuación: 2Mg + Si SiO2 + 2Mg En cierto proceso se partió de 582Kg de MgO y 187Kg de Si. ¿Cuántos kilogramos de magnesio metálico se produjeron? 9.0 EL AGUA Y LAS SOLUCIONES El agua es una de las sustancias más abundantes en la biosfera. Su capacidad para formar soluciones con un sinnúmero de sustancias, hace que, cerca del 90% de las disoluciones sean acuosas. 9.1 EL AGUA: ESTRUCTRURA Y COMPOSICION: · La molécula de agua es triatómica, es decir; está compuesta por tres átomos: dos de hidrogeno y uno de oxígeno, unidos mediante enlaces covalentes polares · Estos átomos no están unidos en línea recta, sino que se ubican formando un ángulo de 104,5°. · Es una molécula dipolar, las cargas positivas cerca de los hidrógenos y las negativas en los oxígenos · Entre las diferentes moléculas de agua se generan fuerzas de atracción, a esta integración característica del agua se le conoce como PUENTES DE HIDRÓGENO. PUENTES DE HIDRÓGENO: La polaridad de las moléculas da origen a una atracción mutua, que se ejerce mediante fuerzas electrostáticas. En efecto, cada uno de los hidrógenos (positivos) de una molécula de agua es atraído por el oxígeno (negativo) de las moléculas vecinas. El resultado son verdaderas redes o agregados de moléculas de agua 9.2 PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA: 9.2.1 PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICION: A nivel del mar, la temperatura de ebullición del agua es de 100°C y la de fusión es 0°C. 9.2.2 DENSIDAD: La densidad del agua es de 1g/cm3, cuando se encuentra a 4°C y a 1 atmósfera de presión. La densidad del agua varía con la temperatura, así por ejemplo, a 20°C la densidad del agua es 0,998g/cm3. Sin embargo cuando el agua cambia de estado líquido a sólido, en vez de contraer su volumen, como ocurre con el resto de los líquidos, se expande, disminuyendo su densidad. Esto se debe a que las moléculas se reorganizan en agregados moleculares, que ocupan más espacio. Debido a la menor densidad del hielo con respecto al agua líquida, es posible que este flote. 9.2.3 APARIENCIA: El agua pura es: · Incolora · Inodora e insípida · Cualquier cambio en estas propiedades se debe a sustancias extrañas que están disueltas en ella. 9.2.4 TENSION SUPERFICIAL: Se debe a la atracción mutua que se presenta entre las moléculas de agua. Mientras las moléculas que están debajo de la superficie del agua experimentan una fuerza de atracción entre si y en todas las direcciones. 9.3 PROPIEDADES QUÍMICAS: Las propiedades químicas del agua se pueden analizar a través del estudio de las reacciones en las que esta sustancia participa, ya sea como reactivo o como producto y son: · Descomposición térmica · Electrolisis · Reacción con óxidos · Reacción con metales y con no metales 9.4 LAS SOLUCIONES: Una solución es una mezcla físicamente homogénea, formada por dos o más sustancias que reciben el nombre de soluto y solvente. · El solvente es la sustancia que por lo general se encuentra en mayor proporción dentro de la disolución, las soluciones más importantes son las acuosas, por lo tanto, el solvente más común es el agua. · El soluto es la sustancia que, por lo general, se encuentra en menor proporción dentro de la solución. Por ejemplo, en una solución acuosa de cloruro de sodio, el agua es el solvente y la sal es el soluto. 9.4.1 CLASES DE SOLUCIONES: En las soluciones, además de su naturaleza, también importa la composición cuantitativa. Las soluciones se pueden clasificar según la cantidad de soluto que contienen, como: · SOLUCIONES DILUIDAS: Cuando contienen una pequeña cantidad de soluto, con respecto a la cantidad de solvente presente. · SOLUCIONES SATURADAS O CONCENTRADAS: si la cantidad de soluto es la máxima que puede disolver el solvente a una temperatura dada. · SOLUCIONES SOBRESATURADAS: Si la cantidad de soluto es mayor de la que puede disolver el solvente a una temperatura dada. Este tipo de soluciones se consiguen cuando se logra disolver el soluto por encima de su punto de saturación y son muy inestables, por lo que frecuentemente, el soluto en exceso tiende a precipitarse al fondo del recipiente. 9.5 LA SOLUBILIDAD: Existe un límite para la cantidad máxima de soluto soluble en un determinado solvente, a este valor que limita la cantidad de soluto que se puede disolver en determinada cantidad de solvente se denomina SOLUBILIDAD. Solubilidad se define como: “la máxima cantidad de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de un solvente, a una temperatura determinada. Por ejemplo: la solubilidad del cloruro de sodio en agua a 20°C es de 311g/L de solución, lo que significa que a esta temperatura, un litro de agua puede contener como máximo, 311g de NaCl. 9.6 FACTORES QUE DETERMINAN LA SOLUBILIDAD: La cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente, depende de los siguientes factores: 9.6.1 Naturaleza del soluto y del solvente: Lo semejante disuelve lo semejante, en otras palabras la solubilidad es mayor entre sustancias cuyas moléculas sean análogas, eléctrica y estructuralmente. 9.6.2 Temperatura: En general, se puede decir que a mayor temperatura, mayor solubilidad. Sin embargo esta regla no se cumple en todas las situaciones. Por ejemplo: La solubilidad en los gases suele disminuir al aumentar la temperatura de la solución, pues, al poseer mayor energía cinética, las moléculas del gas tienden a volatizarse. 9.6.3 Presión: La presión no afecta demasiado la solubilidad en sólidos y líquidos, mientras que tiene un efecto determinante en los gases. Un aumento en la presión produce un aumento de la solubilidad de gases en líquidos. 9.6.4 Estado de subdivisión: Cuanto más finamente dividido se encuentre el sólido, mayor superficie de contacto existirá entre las moléculas del soluto y el solvente. Es por eso que en algunas situaciones la trituración de los solutos facilita bastante la disolución. EJERCICIO: En la tabla siguiente se da la solubilidad en agua de tres sólidos a cuatro diferentes temperaturas. SOLUBILIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS EN AGUA Solubilidad, g/100g H2O SOLUTO O°C 20°C 50°C 100°C NaCl 35,7 36,0 37.0 39.8 KNO3 13,3 32 85.5 246,0 SACAROSA 180 220 256 285 A. Trace un grafico de solubilidad (ordenada) Vs temperatura (abscisa) para cada uno de estos compuestos y compare su comportamiento respecto a esta propiedad. B. Obtenga del grafico: · Solubilidad del NaCl a 30°C · Solubilidad del KNO3 a 10°C · Solubilidad de la sacarosa a 40°C C. Consulta por lo menos dos sustancias sólidas cuya solubilidad en agua disminuya con la temperatura. 9.7 UNIDADES DE CONCENTRACION: De acuerdo con la cantidad de soluto presente, tendremos soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas. Si bien podemos diferenciar una solución concentrada de una diluida, no podemos determinar exactamente qué tan concentrada o diluida está. 9.7.1 UNIDADES DE CONCENTRACION: la concentración de una solución puede expresarse de muchas maneras dependiendo de las unidades que se utilicen para indicar la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o de solución; las más usuales son: · PORCENTAJE PESO – PESO: También se denomina peso por preso (% P/P) e indica comúnmente el peso del soluto por cada 100 unidades de peso de la solución. Es decir: % P/P = peso del soluto x 100 Peso de la solución Ej. El vinagre blanco es en esencia una solución de ácido acético en agua a una concentración de 4 al 5% P/P. ¿Cuántos gramos de ácido acético se requieren para preparar 750g de vinagre blanco de un 4%. · Despejamos de la fórmula el peso del soluto: Peso del soluto = porcentaje por peso x peso del soluto 4% x 750g = 30g 100 100% · PORCENTAJE VOLUMEN – VOLUMEN: el porcentaje volumen a volumen (% V/V) se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de una solución, matemáticamente: % V / V = Volumen del soluto x 100 Volumen de la solución Ej. Ciertos aditivos anticongelantes para automotores (agregados al radiador cuando el clima es muy frio) consisten de una solución de etilenglicol en agua al 40% V/V. ¿Cuántos litros de aditivo podrán obtenerse a partir de 200 litros de etilenglicol? · volumen de la solución = volumen de soluto x 100 200litros x 100% = 500L Porcentaje por volumen 40% · PORCENTAJE PESO A VOLUMEN: porcentaje (%P/V) indica usualmente el número de gramos de soluto que hay en 100ml de solución, es decir: % P / V = Gramos del soluto x 100 Volumen de la solución Este porcentaje se utiliza más ampliamente en el área de la salud. Así por ejemplo, una solución de glucosa al 5%P/V contiene 5g de glucosa por cada 100ml de solución: · % P/V = gramos de soluto x 100 45g x 100 = 0,9% Volumen de la s/n 500ml · PARTES POR MILLON, ppm: unidad que se refiere a las partes de soluto por cada millón de partes de la solución. Usualmente las partes por millón se expresan como los miligramos de soluto que hay en cada kilogramo de solución, ya que un kilogramo equivale a un millón de miligramos, o sea: ppm = miligramos del soluto Kilogramos de la solución ppm = miligramos de soluto Litros de solución Ej. Al analizar cierta muestra de pescado de 800g se encontró que contenía 2,2mg de mercurio. ¿Cuál era el contenido de mercurio en ppm? ppm = 2,2mg = 2,75ppm 0,800g · LA MOLARIDAD, M: Es una de las formas de expresar concentraciones más comúnmente utilizadas en el trabajo químico. La Molaridad, M de una solución es el número de moles de soluto que hay en cada litro de solución. M = Moles de S oluto Litros de solución M = n/V Ej. Cuál es la molaridad de una solución si 500ml de ella contienen 4g de NaOH · Número de moles de NaOH: n = 4g = 0,1moles 40g · Volumen de la solución: 500ml = 0,5litros · M = 0,1 moles = 0,2 moles/litro 0,5 litros TALLER 7 SOLUCIONES 1. El análisis de una muestra de café (tinto) indicó que contenía 85mg de cafeína por cada pocillo de 240ml. Calcule la molaridad de la cafeína si su fórmula es: C8H10N4O2. 2. Una solución de peróxido de hidrógeno, H2O2, al 3% por peso se vende en farmacias como agua oxigenada. Si una botella contiene 480g de agua oxigenada, ¿Cuántos gramos de H2O2 hay en ella? 3. Determine el peso en gramos de soluto en cada una de las siguientes soluciones: A. 250ml de NaCl al 20% P/V B. 1,5 litros de NaHCO3 0,2M C. 750g de KCl al 2,5% P/P D. 150ml de H3PO4 0,4 M 4. Si se disuelven 10g de NaCl en 90g de agua, ¿Cuál es el porcentaje en masa de la sal? 5. Cuantos ml de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 300ml de una solución al 20% en volumen 6. ¿cuál es el porcentaje P/V de una solución que contiene 20g de KOH. Por lo tanto, en 100ml de solución habrá? 7. ¿Cuál será la concentración, en ppm, de una muestra de 350ml de una solución de fluoruro de sodio en agua, que contiene 0,00070g de esta sal disuelta? 8. Calcula la molaridad de una disolución que contiene 10g de sulfato cúprico (CuSO4), en 350ml de solución. 9. Si se disuelven 24,5g de ácido sulfúrico (H2SO4) en 1000ml de solución, cuál es la molaridad resultante. 10. Cuál será la concentración en ppm de una muestra de 500ml de aire si contiene 0,005g de monóxido de carbono (CO) 11. Cuantos gramos de cloruro de sodio (NaCl) serán necesarios para preparar 600ml de solución 0,5M 12. Si se disuelven 20g de hidróxido de potasio (KOH) en 100g de agua. ¿Cuál es la molaridad resultante? 13. Cuál es el porcentaje de una solución que contiene 10g de NaCl en 150g de solución 10.0 CINÉTICA Y EQUILIBRIO 10.1 COLISIONES Y ENERGÍA DE ACTIVACION: Para que dos sustancias reaccionen, sus partículas (átomos, iones, moléculas) deben acercarse lo suficiente para que sus electrones de valencia interactúen, esta interacción es posible cuando las partículas de los reactivos chocan o colisionan entre sí. No siempre una colisión conduce a una reacción. REACCION EFECTIVA: · Llevar la orientación adecuada y velocidad necesaria · Si el choque se efectúa entre 2 moléculas a baja velocidad ellas simplemente rebotan debido a la repulsión que se produce entre las nubes electrónicas · Si las moléculas son más energéticas (van a mayor velocidad las fuerzas de repulsión pueden ser vencidas y las moléculas interactúan para formar productos) Lo anterior quiere decir que las partículas de los reactivos deben alcanzar entre ellas un mínimo de energía para reaccionar. Para que las reacciones inicien es necesario suministrar una energía adicional a los reaccionantes, lo cual hacemos usualmente mediante el calentamiento. Esta energía adicional se conoce como: ENERGÍA DE ACTIVACION 10.2 CINÉTICA QUÍMICA: No todas las reacciones ocurren a la misma velocidad, la cinética química estudia la manera en la cual se producen las reacciones y a qué velocidad. 10.2.1 VELOCIDAD DE UNA REACCION: En el transcurso de una reacción los reactivos van desapareciendo en la medida que van formando productos, por consiguiente la velocidad de una reacción se expresa en términos de concentración [ ], del cambio de concentración de reactivos y productos. 10.2.2 FACTORES DE QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE LA REACCION: · Naturaleza de los reactivos: Una reacción química se realiza mediante el rompimiento de unos enlaces y la formación de otros, de ahí que la velocidad este influida por las mismas características propias de los reactivos. · Estado de subdivisión: Para que una reacción química se produzca las partículas de los reactivos deben ponerse en contacto. Este contacto se favorece aumentando el grado de subdivisión de los reactivos. · Concentración: Un aumento en la concentración de un reactivo implica un mayor número de partículas del mismo en un volumen determinado, esto se traduce en una mayor probabilidad de que tales partículas colisionen con las de otro reactivo para formar un producto. · Temperatura: La velocidad de las reacciones aumenta cuando se incrementa la temperatura. A mayor temperatura mayor movimiento de las partículas, así se aumenta la frecuencia entre los choques y en consecuencia mayor velocidad de la reacción. · Presencia de catalizadores: Algunos procesos pueden ser acelerados por la presencia de ciertas sustancias conocidas como catalizadores. Un CATALIZADOR es una sustancia que acelera una reacción sin consumirse en ella. 10.3 EQUILIBRIO QUÍMICO: Las reacciones reversibles no se completan. En la mayoría de las reacciones los reactivos se transforman completamente en los respectivos productos: A + B C + D Otras no llegan a completarse porque los productos reaccionan entre sí para reconstruir los reactivos A + B C + D De estas reacciones decimos que son: REVERSIBLES y para identificarlos utilizamos una doble flecha. 10.4 LA LEY DE EQUILIBRIO: El estudio de las reacciones en equilibrio fue realizado primeramente por los científicos noruegos: Cato M. Guldberg y Peter Waage, quienes desarrollaron una expresión matemática que relacionan la concentración de las diferentes sustancias presentes en el equilibrio. Consideramos la reacción general: aA + bB cC + dD En la cual A, B, C, D representan las distintas sustancias participante y a,b,c,d, los respectivos coeficiente de la ecuación balanceada: K e = [C] c [D] d [A] a [B] b Los corchetes indican las concentraciones molares de las respectivas especies, la Ke es una constante denominada constante de equilibrio. La ley de equilibrio establece que: El producto de las concentraciones molares de todos los productos de una reacción dividido por el producto de las concentraciones molares elevadas a potencias iguales a los correspondientes coeficientes de la ecuación química balanceada es una constante. Ej. 2 H2O + O2 2 H2O Ke = [H2O] [H2]2[O2] I2 + H2 2 HI Ke = [HI]2 [H2] [I2]2 La constante de equilibrio es característica para cada reacción a una temperatura definida, un alto valor de dicha constante indica que la concentración de los productos es mucho mayor que la de los reactivos, o sea que la reacción llega casi a su completación. En otras palabras, la eficiencia de la reacción es alta. 10.5 EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN ACUOSA: 10.5.1 ELECTROLITOS: Un electrolito es una sustancia que se ioniza, es decir que se disocia dando lugar a los iones correspondientes. El resultado es una solución conductora de la corriente eléctrica 10.5.2 ELECTROLITOS FUERTES: Son compuestos que se disocian prácticamente en su totalidad, dando a lugar a soluciones que conducen muy bien la corriente eléctrica. En estos casos no se establece equilibrio, pues la reacción solo procede en un solo sentido. · NaOH Na+ + OH- · HCl H+ + Cl- 10.5.3 ELECTROLITOS DÉBILES: Son sustancias que se ionizan solo en pequeñas proporciones, por lo cual parte de las moléculas originales no se disocian y por lo tanto no contribuyen a la conducción de corrientes eléctricas. La disociación de electrolitos débiles origina un equilibrio. Al disolverse un electrolito débil, los iones que se forman tienden a reunirse nuevamente para formar una molécula inicial lo que se traduce finalmente en el establecimiento del equilibrio entre dichos iones y las moléculas no disociadas. Kd = constante de disociación Para un ácido débil HA H+ + A- Kd = [H+] [A-] [HA] 10.5.4 DISOCIACIÓN DEL AGUA: El agua es un electrolito bastante débil que se disocia suministrando iones hidrógeno e hidróxido. · H2O H+ + OH- · Aplicando la ley de equilibrio para esta reacción tenemos: · Kd = [H+][OH-] [H2O] Como el agua es un electrolito tan débil, la concentración molar de las moléculas que quedan sin disociar, es decir H2O, puede considerarse constante. En efecto, toda variación en el número de moles de agua implica una variación correspondiente en su volumen, ´por lo que la razón moles/litro permanece constante. Por consiguiente, la expresión anterior se transforma en: · Kd [H2O] = [H+] [OH-] El producto Kd [H2O] es igualmente una constante; se denomina PRODUCTO IONICO DEL AGUA (por su igualdad al resultado de multiplicar la concentración de sus iones [H+] [OH-] y se representa por: Kw = [H+] [OH-] = 1,0 X 10-14 Para el agua pura = Kw = [H+] [OH-] = 1,0 x 10-7 Cuando se tiene una solución ácida