COLEGIO DE BACHILLERES PLANTEL 14 MILPA ALTA

“FIDENCIO VILLANUEVA ROJAS”

Guía de estudio para presentar el examen de recuperación de:

Química II

Clave 306

Nombre del alumno:

___________________________________________

Matrícula

No olvides entregar la Guía de estudio resuelta el día del examen.

PROPÓSITO DE LA GUÍA:

Tú, como alumno del Colegio de Bachilleres que vas a presentar un examen de recuperación de la asignatura, deberás estudiar esta

guía que te indicara en cada bloque, los procedimientos para realizar cálculos o ejercicios de los temas de la asignatura, así como los

conceptos que debes aprender.

BLOQUE I: REACCIONES QUIMICAS

Deberás aprender a:

Leer y representar a los cambios químicos a través de las ecuaciones químicas.

Comprobar la Ley de la conservación de la materia al balancear las ecuaciones químicas por el método de tanteo.

Identificar los tipos de reacciones químicas que puede sufrir la materia, con base al reacomodo de los átomos de los

compuestos involucrados en el cambio químico

Cuantificar las ecuaciones químicas a partir de las relaciones estequiométricas: mol-mol, masa-masa y masa-mol.

Valorar el impacto social, económico y ambiental de las reacciones químicas cotidianas a partir de la lectura del documento

sugerido.

I. ECUACIONES QUÍMICAS

Cuando los elementos y compuestos se transforman mediante una reacción química, este cambio se expresa mediante una ecuación

química.

En una ecuación química, se da la información sobre:

Las sustancias reactantes o reactivos, estos se ubican antes de una flecha; después de la flecha se encuentran las sustancias que se

obtienen del cambio químico o productos, la flecha se lee “se transforma”; los coeficientes que son números enteros, se anotan antes

de cada sustancia, sea reactivo o producto e indica la cantidad de sustancia (mol o molécula) que interviene; el estado de agregación

(sólido s, líquido l, gaseoso g, se desprende y se forma un sólido o se precipita ) o el medio en que se encuentra cada sustancia

reactivo o producto, si encuentras un triángulo sobre la flecha, indica que la reacción requiere de calor para llevarse a cabo.

Un ejemplo es el siguiente:

H2S (g) + 2NaOH (ac) Na2S(s) + 2H2O (l)

En esta ecuación química se tienen como reactivos al ácido sulfhídrico, H2S, en estado gaseoso y al hidróxido de sodio, NaOH, en medio

acuoso, es decir, disuelto en agua; como productos están el sulfuro de sodio, Na2S, en estado sólido y al agua, H2O, en estado líquido;

los números que están a la izquierda de cada fórmula química son los coeficientes e indican la cantidad de cada sustancia, para el

hidróxido de sodio NaOH y el agua H2O son dos moléculas, mientras que para el ácido sulfhídrico H2S y el sulfuro de sodio Na2S no hay

coeficiente pues sólo se requiere de una molécula, está implícito, es decir la fórmula por si sola lo marca.

Y se lee:

Un mol de ácido sulfhídrico en estado gaseoso reacciona con dos moles de hidróxido de sodio en medio acuoso para producir un mol

de sulfuro de sodio en estado sólido con dos moles de agua en estado líquido.

O bien:

Una molécula de ácido sulfhídrico en estado gaseoso reacciona con dos moléculas de hidróxido de sodio en medio acuoso para producir

una molécula de sulfuro de sodio en estado sólido y dos moléculas de agua en estado líquido.

Ahora realiza los siguientes ejercicios, anotando en las líneas de abajo cómo se lee cada una de las ecuaciones siguientes:

a) AgNO3(ac) + HCl(ac) AgCl(s) + HNO3(ac)

b) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

c) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

NOTA: investiga y practica el nombre de las sustancias químicas, a través de la nomenclatura de los mismos.

BALANCEO POR TANTEO

Todas los cambios químicos cumplen la Ley de conservación de la materia, propuesta por Antonie Laurent Lavoisier que dice “la materia

no se crea no se destruye, sólo se transforma”. Esto llevado a las ecuaciones química deberá ser “en una ecuación química la masa

total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”. Por lo tanto en una ecuación química, el número de átomos en reactivos

y producto debe ser igual, para lograr esto debemos utilizar el balanceo por tanteo para hacer cumplir la ley que ya se mencionó arriba.

El procedimiento para balancea una ecuación química es:

a) Balancear los metales

b) Balancear los no metales

c) Balancear los oxígenos

d) Balancear los hidrógenos

Ejemplo:

NaBr + H2SO4 Na2SO4 + HBr

Esta ecuación química representa el cambio químico del bromuro de sodio NaBr, al reaccionar con ácido sulfúrico H2SO4, para producir

un precipitado de sulfato de sodio Na2SO4 y bromuro de hidrógeno o bien ácido bromhídrico HBr.

Comencemos con el balanceo

a) balancear metales:

El metal que está en la ecuación química es sodio Na

En reactivos hay 1 átomo y en productos son 2 (lo está indicando el subíndice de la fórmula química), por lo que es conveniente colocar

un 2 antes del bromuro de sodio NaBr

2 NaBr + H2SO4 Na2SO4 + HBr

b) balancear los no metales

Los no metales que participan en la ecuación química son Bromo Br y azufre S

En el caso del Br hay 2 átomos, pues ya tenemos el coeficiente del bromuro de sodio NaBr y en productos hay uno solo, entonces

colocamos un 2 antes del ácido bromhídrico HBr.

Para el azufre hay un átomo en reactivos y uno en productos, no hay necesidad de colocar coeficientes, este elemento ya está

balanceado

La ecuación ahora queda así:

2 NaBr + H2SO4 Na2SO4 + 2 HBr

c) balancear los oxígenos

En el caso de los oxígenos contamos en reactivos 4 átomos que están en el ácido sulfúrico H2SO4 (lo indica el subíndice) y en productos

también hay 4 átomos en el sulfato de sodioNa2SO4, por lo que no hay agregar coeficientes.

d) Balancear los hidrógenos

En reactivos hay 2 hidrógenos (están en el ácido sulfúrico H2SO4) y en productos hay también 2 átomos de hidrógeno (lo indica el

coeficiente 2 del HBr), por tanto ya están balanceados

Como resultado tenemos la ecuación balanceada de la siguiente manera

2 NaBr + H2SO4 Na2SO4 + 2 HBr

Hagamos cuentas de manera global

reactivos elementos Productos 2 Na 2 2 Br 2 1 S 1 4 O 4 2 H 2

Ejercita balanceando las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo, sigue el procedimiento anterior:

a) Ca3P2 + H2O Ca(OH)2 + PH3

b) NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O

c) SO2 + NaOH Na2SO3 + H2O

NOTA: apóyate en la tabla periódica para identificar a los elementos metálicos y no metálicos.

CLASIFICACIÓN DE REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones se van a clasificar de acuerdo al reacomodo de los átomos para formar nuevas moléculas, para identificar mejor el tipo

de reacción, te sugiero que analices las siguientes ecuaciones generales que se muestran abajo

TIPO DE REACCION ECUACION GENERAL EXPLICACION EJEMPLO

Análisis o descomposición

AB A + B En estas ecuaciones químicas, un compuesto se va a descomponer en dos o más productos.

2HgO(S) 2Hg(l) + O2(g)

Hay más productos que reactivos.

Síntesis

A + B AB En estas reacciones dos o más elementos se unirán para formar un solo producto. Hay más reactivos que productos.

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac)

Sustitución simple

AX + Z AZ + X En estas reacciones un elemento desplazará a otro para ocupar su lugar. Hay la misma cantidad de reactivos y productos.

CaCl2(ac) + F2(g) CaF2(ac) + Cl2

Doble sustitución

AX + BY AY + BX Aquí las reacciones van a intercambiar a un elemento o conjunto de elemento. Hay la misma cantidad de reactivos y productos.

AgNO3(ac)+HCl(ac) AgCl(s)+ HNO3(ac)

Así por ejemplo en la siguiente reacción:

FeSO4 (ac) + Ca CaSO4 (ac) + Fe

Se clasifica como reacción de sustitución simple, pues el calcio Ca va a ocupar del lugar del Fe en el FeSO4, para formar sulfato de calcio

CaSO4 y que el hierro Fe queda libre o sin combinar.

Clasifica las siguientes ecuaciones, de acuerdo a los criterios anteriores y justifica tu respuesta:

ECUACIÓN QUIMICA CLASIFICACION JUSTIFICACION

2Ag2O(s) 2Ag(s) + O2(g)

2H3PO4(ac) + 3Ca(OH)2 Ca3(PO4)2(s) + 6H2O(l)

2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

AgNO3(ac) + Cu(s) CuNO3(ac) + Ag(s)

CuSO4(ac) + Zn ZnSO4(ac) + Cu(s)

2Li(s) + Cl2(g) 2LiCl(s)

2NaCl(ac) + H2SO4(ac) Na2SO4(ac) + HCl(g)

Cu(NO3)2(ac) Cu(s) + 2NO2(g) + O2(g)

ESTEQUIOMETRÍA

La estequiometria es la rama de la química que estudia las relaciones de moles, masas y volúmenes que se dan entre los reactivos y

los productos de una reacción. Recuerda que siempre se debe de cumplir la ley de la conservación de la materia.

Para entenderlo mejor revisemos la siguiente ecuación de diferentes maneras:

Na(s) + H2O (l) NaOH (ac) + H2

Aquí nos indica que el sodio Na, va a reaccionar con agua H2O para obtener hidróxido de sodio NaOH y se desprende hidrógeno H2 y

por lo tanto se presenta en estado gaseoso, sin embargo no se cumple la ley de conservación de la materia, así que a balancearla, para

quedar así:

2Na(s) + 2H2O (l) 2NaOH (ac) + H2 (g)

Este cambio se lee:

“dos mol de sodio sólido reaccionan con dos mol de agua para producir dos mol de hidróxido de sodio en medio acuoso y un mol de

hidrógeno molecular que se desprende en forma de gas”

Y nos indica que:

2Na(s) +

2H2O(l) 2NaOH(ac) + H2(g)

Desde el punto de vista de cantidad de sustancia (mol), vamos a tener la siguiente relación:

2 mol 2 mol 2 mol 1 mol

A partir de la cantidad de masa, debemos calcular la masa molecular:

23g 18g 40g 2g

Debemos multiplicar con los coeficientes respectivos:

2(23) 2(18) 2(40) 1(2)

Teniendo:

46g 36g 80g 2g

También podemos hacer combinaciones entre mol y masa:

2 mol 2 mol 80g 2g

O bien:

46g 36g 2 mol 1 mol

Y todas las que te convengan.

Con estas combinaciones podrás predecir o calcular cantidades de productos a partir de modificar la cantidad de reactivos y bien

calcular la cantidad de reactivos para obtener una cantidad establecida de productos.

Por ejemplo:

a) Se requiere obtener 4 mol de hidróxido de sodio NaOH por lo tanto necesitamos calcular los mol de sodio Na que deben

reaccionar con agua H2O. Aprovechamos las relaciones mol-mol de la ecuación balanceada que nos indica que:

2 moles de Na reaccionan para producir 2 mol de NaOH, si necesitamos el doble (4mol) nos queda duplicar la cantidad de reactivo:

2(2mol Na) para obtener 4 moles de Na. Expresado de diferente manera se tiene:

2 mol Na 2 mol NaOH

X=? 4 moles NaOH

(4 moles NaOH) (2 moles Na)

X= ---------------------------------------

2 moles NaOH

Las operaciones de unidades nos indica que:

(4 moles NaOH) (2 moles Na)

X= ---------------------------------------

2 moles NaOH

Quedando mol de Na, realizando operaciones numéricas:

2 x 4 / 2 = 4

El resultado es:

X= 4 mol Na

Es decir, debemos poner a reaccionar 4 moles de sodio Na para poder obtener 4 moles de hidróxido de sodio NaOH.

b) Ahora consideremos que nos piden calcular la cantidad en gramos de hidrógeno H2 en gramos que se obtendrán al reaccionar

30 gramos de sodio Na. Vamos a utilizar las relaciones masa – masa.

La relación masa-masa de arriba nos indica que 46 gramos de sodio Na reaccionan con agua H2O para producir 2 gramos de hidrógeno

H2, si utilizamos sólo 30 gramos de sodio Na, entonces se obtendrán 1.30 gramos de hidrógeno H2. Expresado de otra manera se tiene:

46 g Na 2 g H2

30 g Na X=?

Por lo que:

(30gNa) (2gH2)

X= --------------------------------

46g Na

Igual que arriba, realizamos operaciones de unidades

(30gNa) (2gH2)

X= --------------------------------

46g Na

Quedando gH2 en el numerador, es la unidad que necesitamos, pues es la sustancia que nos piden calcular.

Ahora realizamos operaciones numéricas

( 30 x 2 ) / 46 es 60 / 46

X= 1.30

Dándonos 1.30 gramos de hidrógeno H2 que se van a obtener.

c) También podemos utilizar la combinación masa-mol.

Nos piden calcular la cantidad en gramos de sodio Na que se necesitan para obtener 6 mol de hidrogeno H2. Tenemos la relación

estequiometria.

46 g Na reaccionan con agua para obtener 2 moles de hidrógeno H2, si queremos 6 moles de H2, necesitamos 138 g de Na. Esto lo

obtuvimos a partir de:

46g Na 2 mol H2

X=? 6 moles H2

Donde :

(6 molH2) (46gNa)

X= -----------------------------------------

2 moles H2

Realizando operaciones de unidades:

(6 molH2) (46gNa)

X= -----------------------------------------

2 moles H2

Quedando gramos de Na en el numerador, (la unidad de medida y la sustancia que te piden, siempre debe quedar en el numerador)

Ahora las operaciones numéricas:

(46 x 6) / 2 es 276 / 2

X= 138

Obteniéndose:

138 gr de Na que se deben poner a reaccionar para obtener los 6 moles de H2 que nos pide el ejemplo.

NOTA: Para realizar la estequiometria debes considerar:

Ecuaciones químicas completas y balanceadas

Observar las unidades que solicitan y que nos dan para poder establecer las relaciones estequiometricas.

Realizar operaciones de unidades, para garantizar que lo que nos pide el problema este en el numerador

Por último realizar operaciones numéricas

Ejercita a partir de los siguientes ejercicios:

1) A partir de la ecuación siguiente:

P + Cl2 PCl3

a) ¿Cuánto moles de cloro molecular Cl2 se necesitan para preparar 7 mol de tricloruro de fosforo PCl3?

b) ¿Cuántos mol de tricloruro de fosforo PCl3 se obtienen a reaccionar 4 mol de fosforo P con cloro molecular Cl2?

2) De la ecuación:

HClO4 + SO2 + H2O H2SO4 + HCl

a) ¿Qué cantidad en gramos de ácido sulfúrico H2SO4 se obtienen al reaccionar 250g de dióxido de azufre SO2?

b) ¿Cuántos gramos de ácido perclórico HClO4 deben reaccionar para obtener 140g de ácido clorhídrico HCl?

3) A partir de la ecuación química:

CaCO3 CaO + CO2

a) ¿Cuántos moles de óxido de calcio CaO se obtienen al reaccionar 180 gr de carbonato de calcio, CaCO3?

b) Calcular la cantidad de gramos en gramos de carbonato de calcio CaCO3 para obtener 6 moles de dióxido de carbono CO2?

IMPORTANCIA DE LA CUANTIFICACION

El siguiente archivo electrónico:

http://quim.iqi.etsii.upm.es/vidacotidiana/Murciencia2008.pdf

Realiza la lectura y elabora un resumen a partir de identificar la importancia de la cuantificación en la vida cotidiana.

También puedes elaborar algún organigrama que más te sea útil y fácil para comprender la importancia de la cuantificación en la vida

cotidiana.

BLOQUE II: COMPORTAMIENTOS ACIDO BASE DE LAS SUSTANCIAS

En este bloque deberás aprender:

Las teorías ácido-base para caracterizar a las sustancias de acuerdo a su comportamiento ácido o básico

Concepto de pH

Cálculo de concentraciones molares

Determinación del comportamiento ácido o básico de acuerdo a la concentración de iones hidrógeno

Implicaciones del comportamiento ácido-base en la vida cotidiana

Teorías ácido-base

Seguramente has probado el jabón cuando te bañas, el champo al lavar tu cabello; así también el jugo de limón, el vinagre en las

ensaladas. Estas sustancias tienen características diferentes y especiales que permiten que la grasa capilar o de la piel se disuelvan y

quede más limpio el cuerpo y el cabello o bien el sabor especial a las sopas y ensaladas. Casi todos los productos de limpieza tienen las

características de una sustancia base y muchos de los condimentos van a tener características ácidas, permitiendo diferentes usos y

aplicaciones de los mismos. En química, para caracterizar a una sustancias como un ácido o una base se requiere de criterios específicos

de la estructura de la sustancia, por lo que te mostraré un cuadro comparativo de las tres teorías ácido base que nos permitirán

determinar o predecir dicho comportamiento.

TEORÍA ÁCIDO BASE EJEMPLO DE ÁCIDO EJEMPLO DE BASE

Arrhenius Sustancia que tiene hidrógeno en su composición y que en disolución acuosa, al disociarse, forma iones hidrógeno (H+)

Es un compuesto que en disolución acuosa, al disociarse, deja en libertad iones hidróxido (OH-).

HCl (ac) H+ + Cl- NaOH(ac) Na++OH-

Bronsted - Lowry Es una sustancia que actúa como donador de protones (ion hidronio)

Es una sustancia que actúa como aceptor de protones (ion hidronio)

HNO3 H+ + NO3- NH3(ac)+H+ NH4

-

Lewis Es cualquier sustancia capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente.

Es una sustancia capaz de donar un par de electrones para formar un enlace covalente.

NH3 Na+

Teoría de Arrhenius

Explica una reacción ácido-base como una transformación molecular de la materia en la que el pacido y la base, en disolución acuosa,

liberan iones H+ y OH-, los intercambian y a formar nuevos enlaces producen una molécula de agua y la sal correspondiente.

Un ejemplo de una reacción ácido-base con ácidos y base de Arrhenius es el siguiente:

HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

Teoría Brosnted-Lowry

Una reacción ácido-base de Bronsted-Lowry es una transformación molecular de la materia, que involucra ruptura de enlaces,

intercambio de iones hidronio del ácido a la base y formación de nuevos enlaces

Un ejemplo de estas reacciones es:

HBr(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + Br-

(ac)

Como puedes observar el agua acepta un ion hidronio (H+) por lo que actúa como una base, mientras que el bromuro de hidrógeno

HBr, es el ácido, éste proporciona al ion hidronio (H+)

Otro ejemplo es:

NH3(ac) + H2O(l) NH4+ + OH-

Aquí el agua actúa como ácido, es la sustancia que proporciona el ion hidronio, mientras que el amoniaco (NH3) es quien acepta al ion

hidronio (H+).

Como te darás cuenta, los ácidos de Arrhenius, también son los ácidos de Brosnted-Lowry; además que el agua puede actuar como

ácido o como base, según con quien este reaccionando. A este fenómeno se le conoce como anfótera. El agua es un anfótero y esta

propiedad nos va ayudar a comprender el concepto de pH.

Teoría de Lewis

Una reacción ácido-base de Lewis es una transformación molecular de la materia en la que una especie dona un par electrónico y la

otra lo acepta para formar un enlace covalente.

Esta teoría es la más completa de las tres, pues se pueden presentar diferentes reacciones acido-base con sustancias ácidas o básicas

de la Teoría de Arrhenius y Bronsted-Lowry

Ejemplos:

a) Entre aniones y cationes en disolución

H+ + Cl- HCl

La base es el cloro negativo pues dona el par de electrones para formar un nuevo enlace covalente con el H+, este último es ácido,

pues acepta dicho par de electrones.

b) Formación de aductos

BF3 + NH3 BF3NH3

En esta reacción el amoniaco (NH3) es la base, tiene un par de electrones sin combinar, el BF3 es el ácido, acepta dicho par de

electrones formando un nuevo enlace covalente, el producto de esta reacción tiene por nombre general aducto (sustancia que se

origina sin cambiar las estructuras de los reactivos).

De acuerdo a las Teorías anteriores, completa el cuadro comparativo de ejemplos, de acuerdo a la clasificación cada una de las

sustancias como ácido o base, justifica tu respuesta, observa los ejemplos:

SUSTANCIA CLASIFICACIÓN TEORÍA JUSTIFICACIÓN

H2CO3 (ac) Ácido Arrhenius Es un ácido, pues en medio acuoso libera iones hidronio (H+).

H2CO3(ac) 2H+ + CO32-

Al(OH)3 (ac) Arrhenius

H2S Bronsted-Lowry

CN- Bronsted-Lowry

K+ Lewis

O-2 Lewis

H2O Bronsted-Lowry

OH- Lewis

SO3 Lewis

S-2 base Bronsted-Lowry Debido a la carga negativa, lo que nos indica que posee pares de electrones sin enlazar, puede aceptar iones hidronio (H+).

S2- + 2H+ H2S

HCl Bronsted-Lowry

Ca(OH)2 (ac) Arrhenius

H2SO4(ac) Arrhenius

CONCEPTO DE pH

La concentración de hidrógenos (H+), indica el grado de acidez, o basicidad, de una disolución acuosa a 25°C. El pH (potencial de

hidrógeno) establece que:

pH= - log [H+]

esta definición es válida únicamente para condiciones muy diluidas donde los iones hidronio no se afectan entre sí ni por la

presencia de otros iones.

El pH es un índice logarítmico del grado de acidez o alcalinidad de una disolución acuosa.

Con el índice de pH la escala de acidez y alcalinidad es más sencilla.

0 7 14

ACIDOS BASE

NEUTRO

La escala de arriba no indica que mientras más pequeño sea el pH, la sustancia será más ácida, así mientras que el valor de pH sea más

grande, la sustancia será menos ácido, más básica.

CONCENTRACIONES MOLARES

La definición de pH requiere conocer la concentración de iones hidronio, por lo tanto aprenderemos a calcular la concentración de

diferentes sustancias en medio acuoso.

Recuerda que Molaridad o Concentración molar se definen como la cantidad de sustancia que hay en un volumen determinado.

Número de moles

M = ----------------------------------------------------

1 L disolución

Recuerda que un mol corresponde a la cantidad de sustancia que numéricamente equivale a la masa molar expresada en gramos

NOTA: la masa molar se define como la sumatoria de la masa atómica de los elementos que están en el compuesto

Por ejemplo

La masa molecular del HNO3 se calcula de la siguiente manera

Masa atómica del H 1

Masa atómica de N 14

Masa atómica de O 16

Cada una de las masas atómicas se multiplica por la cantidad de átomos que indica la fórmula química

H: 1 x 1 = 1

N: 14 x 1 = 14

O: 16 x 3 = 48

La suma de las masas atómicas es 1 + 14 + 48 = 63 gr

Un mol de HNO3 pesa 63 gramos

Por lo tanto una disolución 1 molar de HNO3 es igual a 63g de HNO3 por cada litro de solución.

Otro ejemplo

Se requiere preparar medio litro de disolución acuosa de H2SO4 con una concentración 1 molar. ¿Cuánto ácido debo agregar al matraz

para diluirla?

i) Se calcula la masa molecular

m. a. H: 1 x 2 = 2

m. a. S: 32 x 1 = 32

m. a. O: 16 x 4=_64_

98 gramos por cada mol

ii) Se aplica la fórmula de molaridad

M = número de mol de soluto / volumen de disolución

Se realiza un despeje de número de mol

Número de mol = M x volumen de disolución

Número de mol = (1 mol/L) (0,5 L)

Número de mol = n = 0,5 mol

Ahora recordemos que:

Masa de sustancia

Número de mol (n) = -----------------------------------

Masa molecular

Debemos despejar masa de soluto

Masa de soluto = n x masa molecular

Masa soluto = (0,5 mol H2SO4) (98 gr /mol)

Como lo hemos hecho anteriormente, realizamos operaciones de unidades:

Masa soluto = (0,5 mol H2SO4) (98 gr /mol)

Ahora operaciones de números.

5 x 98 = 49

Masa de soluto = 49 gramos

Esto quiere decir que debemos disolver 49 gramos de H2SO4 en 500 mL de disolución total.

Son dos las fórmulas principales para poder calcular la concentración molar o bien la cantidad de soluto que se debe disolver para

obtener la concentración deseada.

Estas fórmulas son:

n

M = --------------------------- y

V

m

n = --------------------------------

masa molar

Ejercita a partir de la resolución de los siguientes ejercicios:

a) Se desea preparar una solución 0.15 molar del ácido sulfúrico en un volumen de 1 litro. ¿qué cantidad de ácido deberás pesar?

b) ¿Cuántos gramos de ácido carbónico H2CO3 se deben agregar para completar un litro de disolución con una concentración 0,25

M?

c) ¿Cuál es la concentración molar (M) de una disolución que contiene 40 g de HCl en un volumen de 500ml?

NOTA: Recuerda

calcular las masas moleculares de las sustancias involucradas en cada ejercicio

Puedes combinar las fórmula para obtener el resultado correcto

El volumen siempre debe estar expresado en litros (L)

CALCULO DE pH

Calcular el potencial de hidrógeno pH, nos ayudará a identificar sustancias ácidas o básicas, a partir de la fórmula

pH = - log [H+]

recuerda que mientras más pequeño es el pH, mayor será la acidez de la sustancia.

Ejemplo:

Calcular el pH de un refresco cuya concentración de H+ en esta disolución es 0,00347 molar

0.00347 también se expresa como 3.47 x 10 -3

Utilizamos la fórmula

pH = - log [H+]

Sustituimos:

pH = - log (3.47 x 10 -3)

pH = - (-2.47)

pH = 2.47

se trata de una sustancia ácida

EJERCICIO

1. Calcula el pH de las siguientes soluciones.

2. Ordénalas de más ácido al más básicos, asignando el número 1 a la sustancia más ácida

SUSTANCIA [H+] pH PONDERACIÓN

Bilis 1 x 10 -7

Coca cola 1 x 10 -3

Jugo de limón 1 x 10 – 2

saliva 3.2 x 10 -2

Sangre 3.98 X 10 -8

IMPLICACIONES DEL COMPORTAMIENTO ÁCIDO-BASE

Revisa la siguiente liga y elabora un resumen sobre la importancia del pH en el cuerpo, en los alimentos y en el ambiente.

http://www.educando.edu.do/articulos/estudiante/el-ph-en-nuestra-vida

BLOQUE III

COMPORTAMIENTOS OXIDO REDUCCION DE LA MATERIA

En este bloque deberás aprender:

Determinar el número de oxidación de los compuestos.

Identificar los elementos que se oxidan y los elementos que se reducen en una reacción química.

Identificar los agentes reductores y agentes oxidantes en una reacción química.

Balanceo de ecuaciones químicas por el método de óxido-reducción

Distinguir los tipos de celdas electrolíticas

Evaluar consecuencias del desecho de pilas

NÚMERO DE OXIDACIÓN

Para determinar los números de oxidación de los compuestos tienes que practicar las siguientes reglas:

1. Todos los elementos libres, sin combinar tendrán número de oxidación 0

Así el hierro metálico tiene número de oxidación cero Fe 0

El Hidrógeno molecular H2 tiene número de oxidación cero H2 0

2. Los elementos del grupo IA tienen número de oxidación +1

Na +1 K +1 Cs +1

3. Los elementos del grupo IIA tienen número de oxidación +2

Be +2 Ca +2 Ba +2

4. El oxígeno tendrá número de oxidación -2, excepto en los peróxido, donde su número de oxidación -1

En el peróxido de hidrógeno H2O2 el O tiene número de oxidación -1

5. El hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos

Por ejemplo en el hidruro de sodio NaH el número de oxidación del H es -1

6. Todos los elementos que poseen más de un número de oxidación, deberemos utilizar, aquella que convenga para neutralizar

las cargas eléctricas de las sustancias,

7. Todas las sustancias deberán ser eléctricamente neutras.

Ejemplo:

El sodio pertenece al grupo IA por lo que el número de oxidación es +1, el oxígeno tiene número de oxidación -2, es azufre debe tener

número de oxidación -6

+1 +6 -2

Na2SO4

+2 +6 -8 = 0

Para confirmar que es eléctricamente neutra, hay que multiplicar los números de oxidación con el número de átomos que dice la

formula química.

+1 -2

Na2SO4

Para el azufre puede obtener por diferencia, su número de oxidación quedando +6

+1 +6 -2

Na2SO4

+2 +6 -8 = 0

Determina el número de oxidación de los siguientes compuestos

KIO3

HNO3

Na2SO3

NaBrO3

HClO

Li2BO3

CAMBIOS DE NÚMERO DE OXIDACION EN LAS REACCIONES QUIMICAS

En las reacciones químicas redox, podemos determinar que elementos oxida y que elemento se reduce.

Oxidación es la pérdida de electrones, por lo tanto aumento el número de oxidación

Reducción es la ganancia de electrones, por tanto disminuye el número de oxidación

Ejemplo : en la siguiente ecuación química determina que elemento se oxida y que elemento se reduce

Primero hay que escribir en la parte superior derecha de cada elemento su número de oxidación

0 +1+5-2 +4 -2 +4 -2 +1 -2

C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O Podemos ver que el N pasa de número de oxidación +5 a número de oxidación +4, es decir se está reduciendo y por tanto está ganando un electrón. El otro elemento que cambia de número de oxidación es el C que pasa de número de oxidación 0 a número de oxidación es +4, el

número de oxidación está aumentando y por lo tanto se oxida. Las semi-reacciónes parciales de reducción y oxidación respectivamente son: +1e-

N +5 N+4 semi-reacción de reducción, gana 1 electrón

Y

-4 e-

C0 C +4 semi-reacción de oxidación, pierde 4 electrones

Ejercicio:

De las siguientes ecuaciones determina cuál es el elemento que se oxida y el elemento que se reduce

a) MgSO4 + H2 Mg + H2SO4

b) HMnO4 + HNO2 Mn(NO3)2 + HNO3 + H2O

c) KClO3 KCl + O2

AGENTES REDUCTOR Y AGENTE OXIDANTE

El agente reductor es una sustancia que contiene un elemento que se oxida (pierde electrones). Los electrones que pierde el agente

reductor los dona a la sustancia que queremos reducir y por ello provoca su reducción.

El agente oxidante es una sustancia que contiene un elemento que se reduce (gana electrones). Los electrones que gana, fueron

donados por el agente reductor.

Ejemplo.

De la ecuación química anterior en el ejemplo anterior, tenemos que el

0 +1+5-2 +4 -2 +4 -2 +1 -2

C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O

Como el nitrógeno N que se reduce, tenemos que el ácido nítrico HNO3 es el agente oxidante; mientras que el C que se oxida, a su vez

es el agente reductor, los electrones que pierde lo va a donar al elemento que se reduce.

HNO3 agente oxidante

C agente reductor

Ejercita determinando el agente reductor y agente oxidante de las ecuaciones siguientes:

a) MgSO4 + H2 Mg + H2SO4

b) HMnO4 + HNO2 Mn(NO3)2 + HNO3 + H2O

c) KClO3 KCl + O2

BALANCEO POR MÉTODO OXIDO-REDUCCIÓN

Recuerda que toda reacción química debe cumplir con la Ley de la Conservación de la Materia; cuando una ecuación química no se

puede balancear por método de tanteo, muy seguramente podrás hacerlo a partir del método por óxido-reducción, es decir tienes que

equilibrar la cantidad de electrones que se ganan y se pierden.

Para balancear la siguiente ecuación:

i) Primero debemos determinar los números de oxidación:

0 +1+5-2 +4 -2 +4 -2 +1 -2

C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O

ii) Identificar los elementos que se oxidan y se reducen, debemos escribir las semireacciones de oxidación y reducción +1e-

N +5 N+4 semi-reacción de reducción, gana 1 electrón

Y

-4 e-

C0 C +4 semi-reacción de oxidación, pierde 4 electrones

iii) Equilibrar los electrones que se ganan y se pierden, multiplicando los electrones respectivos

+1e-

(N +5 N+4) 4 semi-reacción de reducción, gana 1 electrón

Y

-4 e-

(C0 C +4) 1 semi-reacción de oxidación, pierde 4 electrones

Teniendo +4e-

4N +5 4N+4 semi-reacción de reducción, gana 1 electrón

Y

-4 e-

C0 C +4 semi-reacción de oxidación, pierde 4 electrones

iv) Se suman las semi-reacciones +4e-

4N +5 4N+4 semi-reacción de reducción, gana 1 electrón

Y

-4 e-

C0 C +4 semi-reacción de oxidación, pierde 4 electrones

--------------------------------------------

4N +5 + C0 4N+4 + C+4

v) Los coeficientes de cada elementos se colocan en las sustancias correspondientes

C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + H2O

vi) Terminar por el método por tanteo el balanceo de la ecuación

C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2 H2O

Reactivos Elementos Productos 1 C 1 4 N 4

12 O 2 + 8 + 2 = 12 4 H 2 X 2 = 4

Ejercítate balanceo por el método de óxido-reducción las siguientes ecuaciones químicas:

a) MgSO4 + H2 Mg + H2SO4

b) HMnO4 + HNO2 Mn(NO3)2 + HNO3 + H2O

c) KClO3 KCl + O2

CELDAS ELECTROQUÍMICAS

La electroquímica estudia las relaciones entre las reacciones de oxidación – reducción y la energía eléctrica. Este fenómeno se presenta en los sistemas electroquímicos, teniendo 2 tipos: Celdas galvánicas: convierten la energía química en energía eléctrica de manera espontánea y el cambio químico produce electricidad. Estas celdas también son llamadas celdas electroquímicas, como ejemplo de estos sistemas tenemos la pila seca. Celda electrolítica: en estas celdas la reaccione electroquímicas, no son espontáneas, para ocurrir requieren de electricidad. Las partes de un sistema electroquímico son: Celda: consta de un ánodo y un cátodo sumergidos en un electrolito común y conectados entre sí. La celda puede estar en su propio recipiente o ser el compartimiento individual de una pila.

Cuba: recipiente que contiene a la disolución electrolítica y los electrodos. Disolución electrolítica: disolución de un electrolítico. Electrolito: sustancia soluble en agua y formadora de iones que por lo mismo conduce la corriente eléctrica. Electrodo: cuerpo que intercambia electrones entre el circuito eléctrico y la disolución. Físicamente puede ser una tira o placa metálica, una barra de algún material “inerte” como el platino. Circuito eléctrico: conductor metálico que une a los electrodos externamente al sistema electroquímico. Ahora te toca investigar los esquemas de la celda galvánica y la celda electrolítica, que cumplan las partes que se marcan en esta guía:

CONSECUENCIAS DEL USO, DESECHO Y DESTINO DE LAS PILAS

http://www.recolectoresderesiduos.com.mx/pdf/8vo-foro/RECICLAJE-BATERIAS.pdf

De la liga anterior, identifica la importancia del desecho de las pilas.

SUERTE EN TU EXAMEN DE RECUPERACIÓN