CAPÍTULO I

LAS HERRAMIENTAS

Introducción

La química, como tal, es una ciencia relativamente reciente. En épocas muy antiguas se desarrollaban ciertos procesos químicos sin tener plena conciencia de lo que se hacia.Para citar solo algunos casos, podemos citar al fuego que fue utilizado por primera vez por el hombre prehistórico para cocinar sus alimentos y para desinfectar heridas. Aunque seguramente el hombre prehistórico no tenía idea de los procesos químicos envueltos en esas actividades, sí pudo apreciar sus efectos. En un principio, fue necesario utilizar armas para cazar sus alimentos.Pero, las armas estaban elaboradas con materiales, tal como el hierro, que son poco resistentes a ciertas reacciones químicas (como la oxidación), por lo que se dañaban con mucha rapidez. La química logró mejorar enormemente este material gracias a otro proceso químico en el cual se utilizó una mezcla que incluían al hierro y al carbón para conformar una aleación mucho más resistente: el acero.Más adelante, se aprovecharon los procesos y las reacciones químicas para producir materiales como vidrio, jabón, medicamentos, perfumes, cosméticos tintes, vinos, y muchos otros. La elaboración de cada uno de estos materiales siempre traía implícita la ejecución de algún proceso de naturaleza química.Entre los pensadores que dieron algún aporte que permitieron el surgimiento de la química como una ciencia podemos contar a Aristóteles, Tales de Mileto, Heráclito, Leucipo, Demócrito, y muchos otros. Lo importante es que por pequeños que hayan podido ser sus aportes, estos lograron que la química diera un paso adelante hacia su consolidación como ciencia.Un fenómeno en la historia que fue fundamental para llegar a lo que hoy conocemos como ciencia química, fue el surgimiento de la alquimia. Se piensa que la alquimia probablemente surgió en el siglo I, estando geográficamente ubicado en China, Grecia y la India, y alcanzando su máximo desarrollo en la edad media. Los alquimistas desarrollaron cientos de experimentos químicos en la búsqueda de la conversión del plomo en oro. Crear una sustancia capaz de lograr esta conversión involucró solo fracasos para los alquimistas, pero se consiguieron muchas sustancias químicas útiles que son de uso común aún hoy día.

Alquimista en su laboratorio

Algunos de los procedimientos químicos desarrollados por los alquimistas fueron las técnicas de destilación, la cristalización, la sublimación, la metalurgia y la calcinación. Los alquimistas se vieron limitados por la poca cantidad de procedimientos químicos existente, por lo que se vieron forzados a inventar dispositivos químicos como el alambique (muy útil para la destilación), el "baño de maría" (que permite calentar un material sin sobrepasar los 100º centígrados) y el agua regia (que consistía en una mezcla de ácidos). Al observar la utilización de todos estos elementos por los alquimistas se hace razonable aceptar que ellos fueron los verdaderos predecesores de la ciencia química.Actualmente, se considera como padre de la química moderna a Antoine Lavoisier, quien sostuvo la rigurosidad del método cuantitativo, destruyó la antigua teoría del flogisto (la cual trataba de explicar porque ardían los materiales) y propuso la Ley de Conservación de la Materia.La edad de oro de la química se presentó en el siglo veinte. La química se amplió en ese siglo de tal manera que fue preciso dividirla en varias ramas. A pesar de esto, se hace necesario entender la química desde varios puntos de vista, ya que está íntimamente relacionada con otras ciencias como la física, la medicina, la ingeniería y otras.La química es indispensable en las industrias de alimentos, en la industria de medicinas, en las industrias textiles, en las industrias de cosméticos, en las industrias de detergentes, en las industrias de insecticidas, etc.Hoy en día se conceptualiza la química como una ciencia experimental que estudia la estructura de la materia, sus propiedades y sus transformaciones, así como que investiga y enuncia las leyes que rigen sus cambios.

El método científico

El conocimiento científico, producto a su vez de un modo científico de pensar, discrepa muchas veces del llamado “sentido común” o explicación simplista de los fenómenos naturales. Algunas de sus características son:

1. Requiere de una observación cuidadosa de la realidad y, por tanto, su producción es en general lenta y costosa.

2. Es susceptible de la continua revisión de sus formulaciones; es decir, todas las teorías y leyes pueden sufrir una modificación en cuanto algún nuevo hecho experimental demuestre que no son válidas en dicha circunstancia.

3. Se estructura en forma de leyes o proposiciones que describen aspectos de la realidad.

La obtención del conocimiento científico es producto de un trabajo sistemático y minucioso basado en el método experimental. Las fases básicas seguidas por los científicos para obtener conocimiento científico son:

1. Observar el entorno y plantear una forma precisa del problema que se va a estudiar; es decir, formular con precisión el problema y plantear hipótesis.

2. Realizar medidas con recogida de datos. Dicho de otra forma, contrastar la hipótesis planteada; es decir, intentar confirmar o rechazar dichas hipótesis de trabajo mediante experiencias. Para la realización de dichas experiencias:

Se suelen elaborar modelos o formas simplificadas del problema real que ayuden a su comprensión: controlando las variables que intervienen para tratar de averiguar cuáles son importantes en dicho problema y cuáles no; controlando la precisión de los aparatos de medida, etc. Si hay varias variables se controlan todas menos la que queremos estudiar.

Los resultados: Se anotan y tabulan (se expresan en tablas diseñadas por el que realiza la experiencia).

Se repiten las medidas Se hace un tratamiento estadístico de las medidas realizadas. Se realizan gráficas que ayudan a descubrir si los resultados se ajustan a alguna

función matemática y, por tanto, nos permitiría prever alguna ley en su comportamiento.

Si los resultados confirman las hipótesis o sin confirmarlas obtenemos resultados que se ajustan a algún patrón, podremos formular leyes generales, capaces de explicar todos los problemas similares al estudiado. La obtención de resultados análogos en experimentos idénticos anima al científico a emitir una hipótesis o teoría de supuesta validez general.La totalidad del saber humano se encuentra encuadrado en grandes áreas del conocimiento que, a su vez, se sustentan en teorías (conjunto de leyes consistentes). El intento de refutarlas o confirmarlas conduce las líneas de la investigación.Las teorías son el origen de nuevas hipótesis y proporcionan el marco conceptual a la investigación. Una teoría científica casi siempre precede a otra y conduce el sentido y métodos de la observación científica.

El proceso del razonamiento científico

Resumiendo, las etapas el método científico serían:

Observación del fenómeno. Formulación de hipótesis. Diseño experimental. Análisis de los resultados y conclusiones.

No todos los científicos siguen este orden, pero sí es necesario comprobar hipótesis o posibles conclusiones mediante la experiencia. Normalmente el proceso de evaluación de los trabajos científicos suele incorporar indirectamente el propio método científico; por tanto, difícilmente se podría publicar hoy en día un trabajo que sólo aborde alguna de las etapas del método científico.

Algunas definiciones básicas

Materia

En física, se llama materia a cualquier tipo de entidad física que es parte del universo observable, tiene energía y es capaz de interaccionar con los aparatos de medida, es decir, es medible.Clásicamente se consideraba que la materia tenía dos propiedades que juntas la caracterizan: que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa, en el contexto de la física moderna se entiende por materia cualquier campo, entidad o discontinuidad que se propaga a través del espacio-tiempo a una velocidad igual o inferior a la de la luz y a la que se pueda asociar energía. Así todas las formas de materia tienen asociadas una cierta energía pero sólo algunas formas de materia tienen masa.

Masa y peso

La masa es la medida de la inercia de un cuerpo. Aunque es frecuente que se defina como la cantidad de materia contenida en un cuerpo, esta última definición es incompleta. Es un concepto central en la química, la física y disciplinas afines. En la física, el peso es la medida de la fuerza que ejerce la gravedad sobre un cuerpo. En su uso cotidiano, el término "peso" se utiliza a menudo como sinónimo de masa.Dado que la intensidad de la fuerza gravitatoria varía según la posición —en los polos es igual a 9,83 m/s², en la línea ecuatorial es igual a 9,79 m/s² y en latitud de 45° es igual a 9.8 m/s²— el peso depende de la ubicación. Si no se especifica lo contrario, se entiende que se trata del peso provocado por una intensidad de la gravedad definida como normal, de valor 9,81 m/s². A diferencia de la masa, el peso depende de la posición relativa del objeto o de su distancia a la Tierra, y de la aceleración con que se mueve. También depende del planeta u otro cuerpo masivo que actúa sobre el objeto. En las proximidades de la Tierra, y mientras no haya una causa que lo impida, todos los objetos caen animados de una aceleración de la gravedad, g, por lo que están sometidos a una fuerza constante, que es el peso.La relación entre el peso y la masa está dada por la siguiente ecuación:

Donde P es el peso, m la masa y g la aceleración de la gravedad.

Materiales: clases y propiedades

Haremos en primer lugar la distinción entre Objetos y Clases de materiales. Un objeto, tal como un ser humano, una mesa, un tirador de latón de una puerta, una planta, entre otros, puede estar formado por una o varias clases de materiales. El químico se interesa principalmente no por los objetos en sí, si no por la clase de material del que están compuestos. Estudia la aleación de latón, ya sea en un tirador de una puerta o en cualquier otro objeto de latón, y su interés se dirige sobre todo a aquellas propiedades del material que son independientes de las características particulares de los objetos que lo contienen.Las propiedades de los materiales se pueden clasificar en:

Propiedades Extensivas: Dependen de la cantidad de material que se considere. Si un recipiente contiene un litro de alcohol y otro diez litros de alcohol, es posible comprobar que la cantidad de alcohol del segundo recipiente tienen mayor masa y volumen que la del primero. Esto significa que la masa y el volumen de una cierta cantidad de material dependen de dicha cantidad; por lo tanto son propiedades extensivas, como lo son también el peso y la capacidad calorífica, por ejemplo.

Propiedades Intensivas: No dependen de la cantidad de material que se considera. Dos trozos de hierro de distinto tamaño tendrán distinta masa y distinto volumen, pero tendrán el mismo color, el mismo punto de fusión, el mismo punto de ebullición. Estas propiedades son, por la tanto, intensivas, pues no dependen de la cantidad de material considerado.

Otras propiedades intensivas de los materiales son: el brillo, la dureza, la forma cristalina, el índice de refracción, la densidad, el peso específico, la solubilidad. En ciertos casos las propiedades intensivas pueden ser expresadas numéricamente, como pasa con el unto de fusión, punto de ebullición, densidad o el peso específico. Estos valores numéricos se denominan Constantes Físicas del material.Un tipo particular de propiedades intensivas son aquellas que podemos describir con nuestros sentidos como el color (con la vista), el olor (con el olfato), la textura (con el tacto) y el sabor (en nuestra materia el sabor nunca debe determinarse, salvo que se esté absolutamente seguro que el material en cuestión no es tóxico o corrosivo). Estas propiedades se denominan Organolépticas.

Sistemas Materiales:

Se llama sistema material a

toda porción del universo que se aísla, real o imaginariamente, para su estudio

Son ejemplos de sistemas materiales: un trozo de mármol, agua y aceite contenido en un recipiente, gas en el interior de un neumático, una célula contenida en un portaobjetos de un microscopio.

Los sistemas materiales se clasifican en dos grandes grupos:

Sistemas Homogéneos: Si analizamos las propiedades intensivas de una muestra de agua (punto de ebullición, punto de fusión, densidad o viscosidad, por ejemplo) veremos que ellas permanecen constantes para cualquier porción de agua que se considere. Lo mismo sucede, por ejemplo, con una porción de cloruro de sodio (sal común).Si ahora disolvemos cierta cantidad de sal en agua, obtenemos un sistema denominado solución; podemos comprobar que para el sistema material así obtenido, las propiedades intensivas son las mismas en todos los puntos, pero diferentes a las medidas para el sistema formado solamente por agua y para el sistema formado por cloruro de sodio sólo. Decimos entonces que el agua, el cloruro de sodio y la solución de cloruro de sodio en agua constituyen sistemas homogéneos.

Sistemas Homogéneo es aquel que presenta las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos

Todo sistema homogéneo se caracteriza por presentar continuidad cuando se lo observa a simple vista, al microscopio y aún al ultramicroscopio. Por ejemplo, con ninguno de estos instrumentos es posible distinguir la sal del agua cuando se observa la solución, el sistema se observa como un todo homogéneo. Otros ejemplos de sistemas homogéneos: muestras de azufre, yodo, alcohol, alcohol yodado, el aire puro y seco, entre muchos otros.

Sistemas Heterogéneos: Si analizamos un sistema constituido por agua y nafta, comprobaremos que no constituyen un sistema homogéneo a simple vista, la nafta se presenta como una capa definida por encima del agua, también podemos comprobar que otras propiedades intensivas, además del color, como por ejemplo la densidad, no se mantienen constantes cuando pasamos de una porción ocupada por el agua a otra ocupada por la nafta.La madera, con anillos alternativos blandos y duros, es evidentemente un material no homogéneo, así como el granito, en el cual pueden verse granos de tres especies que difieren en el color, correspondientes a los minerales cuarzo, mica y feldespato.Entonces se puede definir un sistema heterogéneo como:

aquel que presenta por lo menos una propiedad intensiva diferente en al menos dos de sus puntos

Un sistema material heterogéneo puede describirse en función de las fases que lo constituyen.

Una fase, es una parte homogénea de un sistema, separada de las otras partes por límites físicos

Esta zona que separa las fases de un sistema heterogéneo se denomina superficie de discontinuidad, ya que en ella varían bruscamente las propiedades intensivas. El sistema formado por agua y nafta es un sistema heterogéneo formado por dos fases: agua y nafta.

Una fase en un sistema abarca todas las partes que tienen las mismas propiedades intensivas. De este modo, si hubiera varios trozos de hielo en el sistema descripto anteriormente, no constituirían fases diferentes, sino sólo una: la fase hielo.Se denomina constituyente de un sistema heterogéneo a las distintas fases que lo integran.

Sustancias

Una sustancia es toda porción de materia que comparte determinadas propiedades intensivas. Hay varias definiciones, a saber:

Se denomina sustancia pura (llamada así para distinguirla de una mezcla) a aquel sistema homogéneo que posea un sólo componente. Las sustancias puras pueden ser simples o compuestas. También se refiere a la unión de uno o más átomos iguales con interacción química, es decir, que se encuentran enlazados con fuertes lazos químicos, que no es posible separar de manera física.

Una sustancia simple es aquella sustancia pura que está formada por átomos de un único elemento en sus posibles estados alotrópicos, que no pueden descomponerse en sustancias más simples.

Una sustancia compuesta es aquella sustancia pura en cuya composición encontramos varias clases de átomos en una proporción constante.

Unidades y medidas

Prefijos de las Unidades del SI

Prefijo Corrimiento de la coma SignoAtto 1.000.000.000.000.000.000 aFemto 1.000.000.000.000.000 fPico 1.000.000.000.000 pNano 1.000.000.000 nMicro 1.000.000 µMili 1.000 mCenti 100 cDeci 10 dUnidad 1 -Deca 0,1 daHecto 0,01 hKilo 0,001 kMiria 0,000.1 maMega 0,000.001 MGiga 0,000.000.001 GTera 0,000.000.000.001 TPeta 0,000.000.000.000.001 PExa 0,000.000.000.000.000.001 E

UNIDADES

Unidad/Sistema C.G.S M.K.S Técnico Otros

Masa gr. Kg Slug

Longitud cm. m m

Tiempo s s s s

Velocidad cm/s m/s m/s pie/s

Aceleración cm/s ² m/s ² m/s ² pie/s ²

Fuerza dina N Kgf

Presión dina/cm ² Pa = N/m ² Kgf/m² atmósfera

Trabajo ergio (J) Joule B.T.U cal

Potencia ergio/s Watt (J/s) H.P cal/s

Momento dina.cm N.m Kgm

Temperatura

Los átomos y moléculas en una sustancia no siempre se mueven a la misma velocidad. Esto significa que hay un rango de energía (energía de movimiento) en las moléculas. En un gas, por ejemplo, las moléculas se mueven en direcciones aleatorias y a diferentes velocidades - algunas se mueven rápido y otras más lentamente.

La temperatura es una medida de la energía térmica de las partículas en una sustancia.

Como lo que medimos en su movimiento medio, la temperatura no depende del número de partículas en un objeto y por lo tanto no depende de su tamaño. Por ejemplo, la temperatura de un cazo de agua hirviendo es la misma que la temperatura de una olla de agua hirviendo, a pesar de que la olla sea mucho más grande y tenga millones y millones de moléculas de agua más que el cazo.Nosotros experimentamos la temperatura todos los días. Cuando hace calor o cuando tenemos fiebre sentimos calor y cuando está nevando sentimos frío. Cuando estamos hirviendo agua, hacemos que la temperatura aumente y cuando estamos haciendo polos o paletas de helado esperamos que la temperatura baje.

Sus unidades son Kelvin, °C, y °F. El tamaño de un grado en la escala Fahrenheit es de sólo 100/180 o sea 5/9 de un grado Celsius. Para convertir grados Fahrenheit, se tiene:

Para convertir grados Celsius a grados Fahrenheit, se tiene:

La escala de temperatura Kelvin se explica más adelante.

Notación Científica

Es la forma de expresar un número mediante la cual se aprecia, de un golpe de vista, el orden de magnitud del mismo.Un número escrito en notación científica consta de un decimal con una única cifra distinta de cero en su parte entera, multiplicado por una potencia entera de 10:

a,bcd… · 10n

con a ≠ 0, por lo que el número a,bcd… es mayor o igual a 1 y menor que 10; n es un número entero, positivo o negativo.

La notación científica es muy útil para manejar números muy grandes o muy pequeños. Por ejemplo, 3,548 · 1012 es un número grande, que puesto en la forma habitual sería 3.548.000.000.000. Para interpretarlo habría que contar sus cifras, tarea que se da hecha en la expresión científica.

El número 5,5491 · 10-20 = 0,000000000000000000055491 es un número muy pequeño. Es clara la ventaja que supone la notación científica sobre la habitual para interpretar su valor.

CAPITULO II

ATOMOS, MOLECULAS E IONES

Teoría atómica

En los primeros años del siglo XIX, John Dalton desarrolló su teoría atómica, en la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Cómo llegó Dalton a esta teoría es algo que no está muy claro, pero le sirvió para explicar ciertos misterios sin resolver de la química que estaban estudiando él y sus contemporáneos.En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidad de sustancias (aunque no habló públicamente sobre cómo obtuvo esas cifras hasta 1808). Dalton calculó los pesos atómicos según las proporciones de masa en las cuales se asociaban, siendo el hidrógeno la unidad básica. Sin embargo, Dalton no tenía la idea de que en algunos elementos los átomos se unen formando moléculas - p.ej. el oxígeno puro existe como O2. También creía, erróneamente, que el compuesto más sencillo entre dos elementos cualesquiera estaba formado siempre por un átomo de cada uno (así, creía que la fórmula del agua era HO, y no H2O). Esto, unido a su rudimentario material, hizo que su tabla fuese muy poco precisa. Por ejemplo, creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados que los átomos de hidrógeno, porque en el agua midió 5,5 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno y creía que la fórmula del agua era HO (en realidad, un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que un átomo de hidrógeno).

Tabla de los elementos de Dalton

El químico italiano Amedeo Avogadro corrigió el defecto de la teoría de Dalton en 1811. Avogadro había propuesto que

volúmenes iguales de dos gases cualesquiera, en iguales condiciones de presión temperatura contienen el mismo número de moléculas (dicho de otra manera, la masa

de las partículas de un gas no afecta a su volumen).

La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases, estudiando los volúmenes en los que reaccionaban.

En el esquema anterior se muestran las relaciones volumétricas de reacción del hidrógeno y cloro gaseoso. La ley de Avogadro nos dice que volúmenes iguales de hidrógeno, cloro y cloruro de hidrógeno contienen igual número de moléculas. Por ejemplo: el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionasen con un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes), significaba que una única molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua.

De esta forma, Avogadro podía calcular estimaciones más exactas de la masa atómica del oxígeno y de otros elementos, y estableció la distinción entre moléculas y átomos.

Más adelante, en el Capítulo VI veremos el modelo atómico actual.

Moléculas

En química, una molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces covalentes o metálicos (en el caso del enlace iónico no se consideran moléculas, sino redes cristalinas), de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares. Las moléculas lábiles pueden perder su consistencia en tiempos relativamente cortos, pero si el tiempo de vida medio es del orden de unas pocas vibraciones, estamos ante un estado de transición que no se puede considerar molécula. Hay moléculas de un mismo elemento, como O2, O3, N2, ..., pero la mayoría de ellas son uniones entre diferentes elementos.La estructura molecular puede ser descrita de diferentes formas. La fórmula química es útil para moléculas sencillas, como H2O para el agua o NH3 para el amoníaco. Contiene los símbolos de cada elemento que contiene la molécula, así como su proporción por medio de los subíndices.

Iones

En química, se define al ion o ión (del griego ion, participio presente de ienai "ir", de ahí "el que va") como una especie química, ya sea un átomo o una molécula, cargada eléctricamente. Esto se debe a que ha ganado o perdido electrones de su dotación, originalmente neutra, fenómeno que se conoce como ionización. También suele llamársele molécula libre, cuando se trata de una molécula.Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo). "Anión" y "catión" significan:

Anión: "El que va hacia arriba, tienden a recibir electrones".Catión: "El que va hacia abajo tienden a ceder electrones".

Los iones se escriben en forma general como sigue:Xc

Donde X representa el átomo o molécula cargada y c es la carga del mismo. Propongo ver dos ejemplos:

Na+

S-2

Concepto de mol

La unidad empleada por los químicos para expresar el peso de los átomos es el equivalente a un número muy grande de partículas y recibe el nombre de mol. De acuerdo con el Sistema Internacional, el mol se define como

la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) como el número de átomos existentes en 12g de carbono 12 puro.

Numerosos experimentos han llevado a los químicos a deducir que:

1 mol = 6,02 × 1023 partículas = NA

Esa cantidad, se denomina constante o número de Avogadro y se simboliza como NA, en honor al científico italiano Amedeo Avogadro.La unidad de mol se refiere a un número fijo de «entidades» cuya identidad se debe especificar, indicando si se refiere a un mol de átomos, de moléculas o de otras partículas. Así:

1 mol de He = 6,02 · 1023 átomos de He.1 mol de H2 = 12,04 · 1023 átomos de H.

Masa molar

La masa molar, M, de una sustancia es la masa en gramos de un mol de esa sustancia. Se expresa en g/mol.La masa molar en los átomos es la masa atómica relativa expresada en g/mol. La masa molar de un compuesto es igual a la masa molecular relativa, o peso molecular, expresada en g/mol. Los números que indican la masa molar y la masa molecular coinciden porque se eligió como factor de conversión entre la unidad de masa atómica y el gramo el inverso de la constante de Avogadro.La medida de la masa de un volumen conocido en estado gaseoso es el cauce más práctico para hallar la masa molar de una sustancia, por lo que se utiliza este procedimiento siempre que la sustancia se pueda vaporizar sin descomponerse. Pero la mayor parte de las sustancias son sólidos que no pueden vaporizarse y su masa molar se determina utilizando métodos que aprovechan las propiedades coligativas (punto de ebullición, punto de solidificación y presión osmótica) de las disoluciones. Estas propiedades, al depender del número de moléculas de soluto contenidas en una masa de disolvente, permiten hallar la masa molar del soluto disuelto.

Ejemplo:

Tomemos el caso del sodio Na; en la tabla periódica vemos que su masa molar es 22,99 g/mol. Para el caso del cloro Cl, su masa molar es 35,45 g/mol. Si ambos se combinan para formar el NaCl, la masa molar del mismo resulta de la suma de ambos elementos:

Para un compuesto formado por más de un elemento:

Donde ai es el subíndice en la fórmula del elemento i y M i es la masa molar del elemento i.

CAPITULO III

REACCIONES QUIMICAS I: ECUACIONES QUIMICAS

Ecuaciones químicas

Los símbolos y fórmulas químicas sirven para describir las reacciones químicas, al identificar las sustancias que intervienen en ellas. Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH4) o el gas natural arde con oxígeno (O2) formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en general, formas abreviadas de sus nombres) sería:

Como los átomos se conservan en las reacciones químicas, a cada lado de la ecuación debe aparecer el mismo número de ellos. Por lo tanto, la reacción puede expresarse del siguiente modo:

Los químicos sustituyen ‘da’ por una flecha y borran todos los ‘1’, para obtener la ecuación química ajustada:

Las cargas eléctricas y el número de cada clase de átomos se conservan.

Las reacciones químicas se pueden clasificar de la siguiente manera:

Según su energía:

Exotérmicas: Son las reacciones que se producen espontáneamente con liberación de energía en forma de calor. Por ejemplo:

-241,8 KJ

Endotérmicas: Una reacción es endotérmica cuando es necesario suministrar energía a los reactivos para obtener los productos. Por ejemplo:

180,58 KJ

Según su equilibrio:

Reversibles: Son aquellas que a partir de los productos se pueden obtener de nuevo los reactivos, por lo que se dan en ambos sentidos:

Irreversibles: Se producen en un solo sentido

Hay diversos tipos de reacciones químicas, las más importantes son:

Síntesis:

Es la combinación de dos o más sustancias para obtener un único compuesto. Estas sustancias pueden ser dos elementos, un elemento y un compuesto o dos compuestos:

Descomposición:

Es la formación de dos o más sustancias a partir de un solo compuesto. Se pueden considerar opuestas a las anteriores. La descomposición puede lograrse mediante el aporte de algún tipo de energía, como la térmica, la eléctrica...:

Desplazamiento o sustitución:

Es la reacción que se produce entre un compuesto y un elemento, uniéndose éste al compuesto y liberándose un elemento que formaba parte de él, siendo, por tanto, desplazado:

Doble desplazamiento o metátesis:

Es la reacción que se produce entre dos compuestos con un doble intercambio o sustitución entre ambos:

Balanceo de ecuaciones químicas

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo

El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en

H2SO4 hay 2 Hidrógenos 1 Azufre y 4 Oxígenos

5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos

Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.

Ejemplo:

Balancear la siguiente ecuación

Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.

Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)

Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)

Otros ejemplos

Balanceo de ecuaciones por el método de Redox (Oxidoreduccion)

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método, se deben considerar los siguiente pasos

Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:

En una fórmula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos

El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a excepción los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1

El Oxigeno casi siempre trabaja con -2 Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de

oxidación 0

Una vez determinados los números de oxidación, se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación

Los elementos que cambian su numero de oxidación son el hierro y el oxígeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 y el hierro de 0 a +3

Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0, se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0

hierro se oxida en 3 x 1 = 3

Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo.

Ahora vamos a ver un tipo especial de igualación por el método de óxido-reducción que nos será útil en capítulos posteriores.

El método ión-electrón es útil para balancear ecuaciones correspondientes a reacciones redox (reacciones de óxido-reducción) que ocurren en medio acuoso ácido o alcalino; pero sólo es aplicable a reacciones que ocurren bajo éstas condiciones.En éste capítulo se van a describir los pasos a seguir para balancear una ecuación química por éste método.

Pasos a seguir:I) Asignación del número de oxidación a todos los átomos de los compuestos que intervienen en la reacción.II) Ubicar cuáles son los elementos que se oxidan y cuáles son los que se reducen.Hay que tener en cuenta que se define como oxidación

la pérdida de electrones y por lo tanto aumento del número de oxidación;

y que se define como reducción

la ganancia de electrones o disminución del número de oxidación.

Cuando se habla de aumento del número de oxidación se quiere dar a entender que éste se hace más positivo, y cuando se habla de disminución del número de oxidación se quiere dar a entender que éste se hace más negativo.

III) Disociar todas aquellas especies químicas que son disociables y/o ionizables.IV) Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción.

Ejemplo:

Se tiene la siguiente ecuación sin balancear:

I) Asignación del número de oxidación:

Cl2 0 NaOH +1 -1 NaCl +1 -1NaClO +1 +1 -2 H2O +1 -2

II) Ubicar cuáles son los elementos que se oxidan y cuáles son los que se reducen:

En nuestro ejemplo vemos que el cloro (Cl2) cambia su número de oxidación de 0 a –1 cuando forma parte del NaCl, su número de oxidación disminuye, por lo tanto se reduce.También vemos que el cloro cambia su número de oxidación de 0 a +1 cuando forma parte del NaClO, su número de oxidación aumenta, por lo tanto se oxida.

III) Disociar todas las especies químicas que son disociables y/o ionizables:

IV) Escribir las hemirreaciones de oxidación y de reducción:

Hemirreacción de oxidación:

Hemirreacción de reducción:

Los siguientes pasos son:

V) Igualación de las hemirreacciones:

Éste ítem por una cuestión práctica se subdividirá en varios pasos:

Igualación de la masa del elemento que se oxida o reduce:Si el elemento que se oxida o reduce forma una molécula poliatómica, se deberá igualar la cantidad de éstos átomos que figuran en los reactivos con la cantidad que figura en los productos.

Hemirreación de oxidación:

Hemirreacción de reducción:

Colocación de los electrones ganados o perdidos en la reacción de oxidación o reducción.

Se colocarán tantos electrones como unidades cambie el número de oxidación del elemento que se oxida o reduce por cada átomo de éste, en el caso de la oxidación los electrones se colocarán del lado de los productos, dado que el elemento que se oxida pierde éstos electrones; En el caso de la reducción, los electrones se colocarán del lado de los reactivos, dado que el elemento que se reduce gana electrones.

Hemirreacción de oxidación

(un electrón por cada átomo de cloro que cambia su estado de oxidación de a +1)

Hemirreacción de reducción

(un electrón por cada átomo de cloro que cambia su estado de oxidación de 0 a –1)

Igualación de las cargas

Se deberán igualar las cargas eléctricas a ambos lados de la semiecuación, éste procedimiento se hará con protones o con oxidrilos dependiendo que la reacción se lleve a cabo en medio ácido o alcalino, para saber en que medio se lleva a cabo la reacción hay que observar si en la ecuación sin igualar aparecen protones u oxidrilos, en nuestro ejemplo la reacción ocurre en medio alcalino, por lo que se utilizarán oxidrilos para igualar las cargas.

Hemirreacción de oxidación

Hemirreacción de reducción

(en este caso la semiecuación presenta igualadas sus cargas, por lo que no se deben realizar otras modificaciones)

Igualación de la masa de oxígeno e hidrógeno:

Se deberá igualar la cantidad de átomos de oxígeno e hidrógeno a ambos lados de la semiecuación, para esto se utilizarán moléculas de agua.

Hemirreacción de oxidación

Hemirreacción de reducción

Debe aclararse que para igualar la masa de oxígeno e hidrógeno se mira sólo uno de estos dos elementos, dado que al igualarlo el otro también se iguala.

Suma de las dos semiecuaciones:

Deberán sumarse las dos semiecuaciones teniendo en cuenta que debe haber concordancia entre la cantidad de electrones que aparecen en los reactivos y los productos para poder cancelarlos, dado que éstos no aparecen en la ecuación química son igualar.

En nuestro ejemplo aparecen dos electrones en los reactivos y el mismo número de electrones en los productos, por lo que no hay que realizar ningún otro procedimiento, si esto no fuese así, habrá que multiplicar en forma cruzada las semiecuaciones por el número de electrones que figuran en la semiecuación contraria. Al sumar o multiplicar ecuaciones químicas se les debe dar el mismo tratamiento que a las ecuaciones matemáticas.

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Observar que luego de sumar las dos semiecuaciones aparecen la misma cantidad de electrones en los reactivos y en los productos, por lo que peden cancelarse.

2. Introducción de los contraiones de los compuestos iónicos que aparecen en la ecuación igualada.

Se debe observar cual es el contraión correspondiente a cada ión y colocarlo junto con el ión correspondiente para transformar la ecuación iónica en una ecuación molecular, sí como también hay que los mismos iones que ingresan en los reactivos deben ingresar en los productos.

Balanceo de ecuaciones por el método algebraico

Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos

A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica

Para el hierro A = 2C

Para el Oxigeno 2B = 3C

Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C

Por lo tanto si C = 2

Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:

2B = 3C

2B = 3(2)

B = 6/2

B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son

A = 4

B = 3

C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación

CAPITULO IV

REACCIONES QUIMICAS II: RELACIONES PONDERALES

Las leyes ponderales

1. Ley de la conservación de la masa de Lavoisier

Esta importante ley se enuncia del modo siguiente:

en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se

destruye sólo se transforma)

Este resultado se debe al químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formuló en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.

Matemáticamente se expresa como:

Ejemplo:

Consideremos un sistema cerrado que contiene dos sustancias A y B en cantidad de 20 g y 32 g respectivamente; ambas reaccionan para formar 45 g de sustancia C. Calcule la masa final del sistema.

Sabemos que la masa del sistema como es cerrado, se mantiene constante, por lo tanto:

Hay que notar que en el cálculo no se empleó la cantidad del producto C formado.

2. Ley de Proust o de las proporciones constantes

En 1808, tras ocho años de las investigaciones, J. L. Proust llego a la conclusión de que

para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

Ejemplo:

se tiene la reacción de formación del agua

Calcular la relación entre el hidrógeno y el oxígeno para formar el agua.

Si nos fijamos en la fórmula de la molécula de agua vemos que está formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, por lo tanto la relación H : O en moles es 2 : 1, independientemente del número de moléculas de agua presentes. Si pasamos esta relación a masas entonces vemos que:

Donde M es el peso atómico del elemento correspondiente y n es el número de moles. La relación entre masas estará dado por:

Y esta será siempre la relación entre H y O para formar agua.

3. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyo que:

los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan entren sí una relación, expresada generalmente por medio de números enteros

sencillos.

Ejemplo:

El hierro reacciona con el oxígeno para formar dos compuestos posibles. Según las reacciones:

4. Ley de Richter o de los pesos equivalentes

Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que:

los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí.

Es decir, si a gramos de la sustancia a reaccionan con b gramos de la sustancia b y también c gramos de otra sustancia c reaccionan con b gramos de b, entonces sí a y c reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c.Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (H = 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente o equivalente.Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo (concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo)

Cuando un químico efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada.

El reactivo que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante, dado que la máxima cantidad de producto formado depende de la cantidad de este reactivo

que se encuentra presente originalmente.

Cuando se acaba este reactivo, no se puede formar más producto. Los otros reactivos, presentes en cantidades mayores que aquellas requeridas para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante presente, se llaman reactivos excedentes.El concepto de reactivo limitante se puede equiparar a la relación existente entre hombres y mujeres en un concurso de baile. Si hay quince hombres y sólo nueve mujeres entonces sólo pueden competir nueve ares hombre/mujer. Seis hombres quedarán sin compañera, así el número de mujeres es el que limita el número de hombres que pueden participar del concurso, y hay un exceso de hombres.

El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se predice mediante la ecuación balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener. En la practica la cantidad de producto que se obtiene, llamado rendimiento real, es siempre inferior al rendimiento teórico.Los químicos usan a menudo el término rendimiento porcentual, el cual describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico.

Disoluciones

Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de disolvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, como ocurre en la atmósfera, son disoluciones. Las disoluciones verdaderas se diferencian de las disoluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del disolvente. Observadas a través del microscopio, las disoluciones aparecen homogéneas y el soluto no puede separarse por filtración. Las sales, ácidos y bases se ionizan al disolverse en agua.

Algunos metales son solubles en otros en estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en dicha mezcla los dos metales pueden solidificar en cualquier proporción, se trata de una disolución sólida.

Solubilidad

Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción.

Proceso de disolución de un sólido en agua

En una disolución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la disolución está

saturada. La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como

la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la disolución.

En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del disolvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura.

Variación de la solubilidad de distintas sales con la temperatura

En general, la mayor solubilidad se da en disoluciones cuyas moléculas tienen una estructura similar a las del disolvente. Por ejemplo, el etanol (C2H5OH) y el agua (HOH) tienen moléculas de estructura similar y son muy solubles entre sí.

Concentración de una disolución

La concentración es la magnitud física que expresa la cantidad de un elemento o un compuesto por unidad de volumen. En el SI se emplean las unidades mol/m3. Cada sustancia tiene una solubilidad que es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una disolución, y depende de condiciones como la temperatura, presión, y otras substancias disueltas o en suspensión. En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas.

Molaridad

La molaridad (M) es el número de moles (n) de soluto por litro de disolución (V). Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 100 mL de disolución, se tiene una

concentración de ese soluto de 5,0 M (5,0 molar). La molaridad de una sustancia se escribe colocando la fórmula química de la misma encerrada entre corchetes [ ].

Es el método más común de expresar la concentración en química sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo, tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura.

Ejemplo:

Se tienen 2 g de NaCl, que tiene un peso molecular de 58,5 g/mol, y se disuelven en 2000 ml de agua. Calcular la molaridad de la solución, considerando despreciable el cambio de volumen por el agregado de la sal.

Primero calculamos el número de moles (n) que representan lo 2 g de NaCl

Los cuales se hallan disueltos en 2000 ml o 2 l. la molaridad resulta entonces:

Molalidad

La molalidad (m) es el número de moles (n) de soluto por kilogramo de solvente (kg). La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión.

Es menos empleada que la molaridad.

Ejemplo:

Usando los datos del problema anterior podemos calcular la molalidad de la solución:

Masa del solvente = 2 kg

En este caso la molalidad coincide con la molaridad, pero no siempre se da esto.

Peso por volumen

Se pueden usar también las mismas unidades que para medir la densidad aunque no conviene confundir ambos conceptos. La densidad de la mezcla es la masa de la solución entre el volumen de esta mientras que la concentración en dichas unidades es la masa de soluto entre el volumen de la disolución. Se suelen usar los gramos por litro (g/l).

Ejemplo:

De nuevo usaremos los datos del primer ejercicio:

Masa del soluto = 2 gVolumen del solvente = 2 l

Porcentaje por volumen

Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen. Se suele usar para mezclas gaseosas en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta.

Fracción molar

La fracción molar expresa la relación entre el número de moles de una sustancia y el número total de moles en la mezcla. Esto se puede interpretar como sigue: supongamos que tenemos dos sustancias, A y B, que se encuentran encerradas en un recipiente. De la sustancia A hay 600 moléculas y de la sustancia B hay 200 moléculas; el número total de moléculas es 600 + 200 = 800 moléculas. Por lo tanto la fracción molar de A (x A) es igual a

Se expresa como:

Donde ni es el número de moles de i

Ejemplo:

Apliquemos esto al problema anterior.

Porcentaje en masa

Expresa la masa de soluto por cien partes en masa de la solución. Matemáticamente:

Ejemplo:

Para el mismo caso tenemos:

Dilución de soluciones

Si consideramos que se diluye un determinado volumen Vi de una solución con una concentración Ci, a un volumen final de Vf y de concentración Cf, la relación entre ambas está dada por:

Como la cantidad de soluto es la misma, podemos plantear:

Si queremos calcular la concentración final de la solución, entonces:

Ejemplo:

Se tienen 200 ml de una solución 0,5 M de NaCl; se diluyen a 1 l. Calcular la concentración final de la disolución.

Se resuelve simplemente aplicando la ecuación anteriormente vista: