GUÍA METODOLÓGICA EXPERIMENTAL DEMOSTRATIVA PARA …

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GUÍA METODOLÓGICA EXPERIMENTAL DEMOSTRATIVA PARA DOCENTES DE QUÍMICA

DE GRADOS 10 Y 11 DEL COLEGIO AGUSTÍN NIETO CABALLERO DEL MUNICIPIO DE

DOSQUEBRADAS, RISARALDA

Para la aplicación de la guía en el aula se debe tener en cuenta las siguientes normas de

seguridad.

Utilizar bata, guantes y gafas para evitar posible contacto con las sustancias.

No ingerir los productos.

Las ventanas y puertas deben estar abiertas en caso de usar una sustancia con

humos excesivos.

En caso de tener el cabello largo es recomendable recogerlo.

Al finalizar la aplicación de los experimentos es imprescindible dejar el área de trabajo limpia y ordenada.

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TABLA DE CONTENIDO

1 MATERIA ........................................................................................................................................ 4

1.1 SUSTANCIAS Y MEZCLAS .................................................................................................. 6

1.2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE MEZCLAS ................................................................. 7

1.3 EVALUACIÓN ................................................................................................................... 9

2 SEPARACIÓN DE MEZCLAS ................................................................................................... 11

2.1 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS ........................................................................ 11

2.1.1 DECANTACIÓN ........................................................................................................ 12

2.1.2 FILTRACIÓN ............................................................................................................ 12

2.1.3 CENTRIFUGACIÓN ................................................................................................... 13

2.1.4 DESTILACIÓN SIMPLE .............................................................................................. 13

2.1.5 CROMATOGRAFÍA ................................................................................................... 14

2.1.6 SUBLIMACIÓN......................................................................................................... 14

2.1.7 DIFERENCIA DE SOLUBILIDAD .................................................................................. 15

2.1.8 TAMIZADO ............................................................................................................. 15

2.2 FLUJO LAMINAR Y TURBULENTO .................................................................................... 16

2.3 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS ...................................... 18

2.4 EVALUACIÓN ................................................................................................................. 20

3 SOLUBILIDAD ............................................................................................................................. 22

3.1 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD ..................................................................... 23

3.1.1 LA NATURALEZA DEL SOLUTO Y DEL DISOLVENTE ..................................................... 23

3.1.2 EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD .................................................. 24

3.1.3 EFECTO DE LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES ...................................... 25

3.2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE SOLUBILIDAD ........................................................ 26

3.3 EVALUACIÓN ....................................................................................................... 27

4.1 FÍSICOS .................................................................................................................... 29

4.2 QUÍMICOS ............................................................................................................... 30

4.3 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE CAMBIOS QUÍMICOS ....................................... 32

4.4 EVALUACIÓN ........................................................................................................... 34

5 TIPO DE ECUACIONES QUÍMICAS ...................................................................................... 37

5.1 REACCION DE COMBINACIÓN ........................................................................................ 37

5.2 REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN ................................................................................... 38

5.3 REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE ....................................................................... 39

5.4 REACCIÓN DE DOBLE DESPLAZAMIENTO ........................................................................ 41

5.4.1 NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO Y UNA BASE ........................................................... 42

5.5 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE ECUACIONES QUÍMICAS ............................. 44

5.6 EVALUACIÓN ........................................................................................................... 46

6 ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN ............................................................................... 48

6.1 ESTADO DE OXIDACIÓN ................................................................................................. 48

6.2 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN ......................................................................... 50

6.3 APLICACIÓN DE REACCIONES ÓXIDO - REDUCCIÓN ................................................... 52

6.4 DEMOSTRACIÓN EXPERIMETAL DE REACCIONES REDOX ........................................... 53

6.5 EVALUACIÓN ........................................................................................................... 56

7 REACTIVO LIMITANTE ............................................................................................................. 58

7.1 REACTIVO LÍMITE .......................................................................................................... 58

7.2 PROPORCIÓN DE REACCIÓN ..................................................................................... 59

7.3 RENDIMIENTO TEÓRICO ........................................................................................... 59

7.4 RENDIMIENTO PORCENTUAL .................................................................................... 59

7.5 RENDIMIENTO DE PUREZA ....................................................................................... 59

7.6 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE REACTIVO LÍMITE ....................................... 63

7.8 EVALUACIÓN ................................................................................................................. 66

8 POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH) .................................................................................. 68

8.1 pH Y ACIDEZ .................................................................................................................. 68

8.1.1 Propiedades de los ácidos ....................................................................................... 68

8.1.2 Propiedades de las bases ........................................................................................ 68

8.2 DEFINICIÓN DE pH ................................................................................................... 69

8.3 INDICADORES DE pH ................................................................................................ 69

8.4 ESCALA DE pH ............................................................................................................... 70

8.5 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE pH .............................................................. 71

8.6 EVALUACIÓN ........................................................................................................... 75

9 PREGUNTAS DE ORIENTACIÓN PARA LA COEVALUACIÓN .................................. 77

10 BIBLIOGRAFIA ................................................................................................................... 78

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1 MATERIA

En forma general se identifica a la materia como todo aquello que tiene masa, energía, ocupa un lugar en el espacio, posee inercia y es susceptible a cambios [1]. Además, cualquier ‘cosa’ que sea materia posee átomos o partículas subatómicas (plasma, por ejemplo). A toda porción limitada de materia se le denomina cuerpo. Todas las cosas que conocemos, ya sean seres vivos (bacterias, personas, animales y árboles) o inertes (como el aire y el agua), están constituidos por materia [1]. Los Químicos diferencian varios subtipos de materia según su composición y propiedades. La clasificación de la materia comprende las sustancias (elementos y compuestos), las mezclas homogéneas o soluciones y materiales heterogéneos. En relación con las partículas, se puede hablar de átomos y moléculas (figura 1).

http://es.wikipedia.org/wiki/Par%C3%A9ntesis#Corchetes_.5B_.5D


Figura 1 clasificación de la materia por su composición

Fuente: autoras

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1.1 SUSTANCIAS Y MEZCLAS

Una sustancia es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y propiedades características. Algunos ejemplos son el agua (H2O), el amoniaco (NH3), el azúcar (sacarosa), el oro (Au) y el oxígeno (O2). Las sustancias difieren entre sí en su composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor, color y otras propiedades.

Una mezcla es una combinación física de sustancias químicas tales

como elementos y compuestos, sin que ocurra una reacción química; es decir, sin que

existan enlaces químicos u otros cambios químicos, de forma tal que cada sustancia

ingrediente mantiene su identidad y sus propiedades químicas características [2].

Algunos ejemplos familiares son el aire, las bebidas gaseosas, la leche y el cemento. Las

mezclas no tienen una composición constante; por tanto, las muestras de aire

recolectadas de varias ciudades probablemente tendrán una composición distinta debido

a sus diferencias en altitud y contaminación, entre otros factores.

Las mezclas puedes ser homogéneas o heterogéneas. Cuando una cucharada de azúcar se disuelve en agua, se obtiene una mezcla homogénea, es decir, la composición de la mezcla es la misma en toda la disolución. Sin embargo, si se juntan arena y virutas de hierro permanecerán como tales (figura 1.1). Este tipo de mezcla se conoce como mezcla heterogénea debido a que su composición no es uniforme distinguiéndose los componentes en la mezcla.

Figura 1. 1 separación de virutas de hierro de una mezcla heterogénea.

En: http://3.bp.blogspot.com/-TW5TVQlDhZk/T6HsUlQ2UJI/AAAAAAAAATg/Gu_2tELMyoU/s1600/Magnetismo_hierro_arena_SEPMEZ1.png

Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea, se puede formar y volver a separar en sus componentes puros por medios físicos, sin cambiar la identidad de dichos componentes. Así, el azúcar se puede separar de la disolución acuosa al calentar y evaporar la disolución hasta que se seque. Si se condensa el vapor de agua liberado, es posible obtener el componente agua. Para separar los componentes de la mezcla de hierro y arena, se puede utilizar un imán para recuperar las virutas de hierro, ya que el imán no atrae a la arena (figura 1.1). Después de la separación, no habrá ocurrido cambio alguno en las propiedades de los componentes de la mezcla [3].

http://es.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Compuesto_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica



1.2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE MEZCLAS

Mezcla de agua, aceite y alcohol

MATERIALES Y REACTIVOS

Introducción El siguiente experimento enseña las propiedades que presentan el alcohol y el aceite al mezclarse con el agua. Se observa que la mezcla entre el agua y el alcohol es homogénea, mientras que la mezcla entre el agua y el aceite es heterogénea.

Materiales

1 gotero 1 vaso de vidrio 1 vaso plástico

Reactivos

Aceite de cocina Alcohol etílico Agua

Figura 1.2 adición de alcohol en la superficie del agua.

En: http://www.cienciafacil.com/aguacontraaceite

Parte experimental

1. Tomar con el gotero unas gotas de alcohol. 2. Adicionar lentamente el alcohol debajo de la superficie del agua en el vaso como en la

imagen 1. 3. Adicionar aceite de cocina al vaso plástico. 4. Tomar con el gotero un poco de aceite de cocina del vaso plástico. 5. Adicionar el aceite del gotero justo debajo de la superficie del agua en el vaso.

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Explicación experimental

El alcohol no logra distinguirse en el agua, mientras que el aceite forma burbujas que flotan a la superficie del agua. Esto ocurre por dos razones, la primera es que las moléculas de agua y alcohol se atraen por tener la misma polaridad (moléculas polares); es decir, las moléculas de alcohol se unen a las moléculas de agua formando una solución. La segunda razón se debe a que se establece una atracción por puentes de hidrógeno (se forma cuando un átomo de hidrógeno que se encuentra unido a un átomo muy electronegativo se ve atraído a la vez por un par de electrones solitarios perteneciente a un átomo muy electronegativo como N, O y F de una molécula muy cercana [4]) entre las moléculas de agua y las moléculas del alcohol (lo que explica la solubilidad del alcohol en el agua). Esto se debe a que los electrones del oxígeno atraen al hidrógeno de otra molécula, pero sin llegar a convertirse en un enlace químico; en consecuencia, se permite la solubilidad entre ambas sustancias. Las moléculas de aceite son apolares y las moléculas de agua polares, por esta razón no se atraen unas a las otras (no pueden formarse puentes de hidrógeno ni fuerzas dipolo-dipolo). Las moléculas de aceite empujan contra la presión de las moléculas de agua que las rodean y forman unas burbujas de aceite. Como el agua es más densa que el aceite, las burbujas de éste son presionadas a salir a la superficie del agua [5].



1.3 EVALUACIÓN

RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN En la tabla se describen algunas propiedades de dos compuestos químicos a una atmósfera de presión.

Tres mezclas preparadas con ácido butanoíco y agua, se representan en una recta donde los puntos intermedios indican el valor en porcentaje peso a peso (% P/P) de cada componente en la mezcla. Mezclas de ácido butanoíco en agua.

1. Para cambiar la concentración de la solución de ácido butanoíco indicada en el punto 1 al 2 lo más adecuado es

2. A una atmósfera de presión, para cambiar la concentración de la solución de ácido

butanoíco, indicada en el punto 2 al 3 el procedimiento más adecuado es

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3. Cuando se calienta la sustancia X se producen dos nuevos materiales sólidos Y y W.

Cuando Y y W se someten separadamente a calentamiento, no se producen materiales más sencillos que ellos. Después de varios análisis, se determina que el sólido W es muy soluble en agua, mientras que Y es insoluble. De acuerdo con lo anterior, el material X probablemente es

A. una solución B. un elemento C. un compuesto D. una mezcla heterogénea

4.

Las partículas representadas en la figura anterior conforman A. un átomo. B. un elemento. C. un compuesto. D. una mezcla.

5. Clasifique como mezcla heterogénea o solución algunos materiales presentes en tu casa.

Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o

2 SEPARACIÓN DE MEZCLAS

Cuando se deseen separar los componentes de una mezcla, es necesario conocer el tipo

de mezcla que se va a utilizar, antes de seleccionar el método que se va a emplear. Una

forma de agrupar las mezclas es la siguiente: mezclas de sólido, mezclas de sólido con

líquido y mezclas de líquido entre sí [6].

2.1 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

La materia en el universo se encuentra en forma de mezclas, las cuales muchas veces se

requieren separar para poder emplear algún componente de las mismas. Los métodos de

separación de mezclas (ver figura 2), son procedimientos físicos o fisicoquímicos que no

alteran la composición química de las sustancias, y que generalmente requieren de muy

poca energía.

Figura 2 algunos métodos de separación de mezclas Fuente: autoras

Método de separación de mezclas

Separación de mezclas de sólidos

Tamizado

Separación de mezclas de sólido-líquido

Decantación simple

Filtración

Centrifugación

Separación de mezclas de líquidos

Cromatografía

Destilación

Separación de de gases Sublimación

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Entre las más comunes se encuentran:

2.1.1 DECANTACIÓN

Se utiliza para separar un sólido de grano grueso e insoluble, de un líquido. Consiste en

verter el líquido después que se ha sedimentado el sólido Este método también se emplea

para separar dos líquidos no miscibles, utilizando un embudo de separación (ver figura

2.1).

Figura 2. 1 montaje de decantación.

En: http://www.oaq.uba.ar/Labescuela/Exp-8alu.htm

2.1.2 FILTRACIÓN

Este método es mecánico y permite separar un sólido insoluble en un líquido; la

separación se logra al hacer pasar el líquido a través de un material poroso denominado

filtro y retener el sólido. Los filtros más comunes son: papel filtro, fibra de asbesto,

algodón, fibra de vidrio, redes metálicas o de cerámica, fibras vegetales los cuales poseen

perforaciones o poros de diferentes magnitudes (ver figura 2.2).

Figura 2. 2 montaje de filtración.

En: http://naturalis.wikispaces.com/separaci%C3%B3n+de+mezclas

2.1.3 CENTRIFUGACIÓN

Método empleado para separar un sólido (insoluble de grano muy fino y de difícil

sedimentación) de un líquido, las suspensiones, por ejemplo. Se realiza en un aparato

llamado centrífuga, en el que por medio de un movimiento de traslación acelerado se

eleva la fuerza gravitatoria provocando la sedimentación del sólido (ver figura 2.3).

Figura 2. 3 funcionamiento de una centrifugadora.

En:http://www.javeriana.edu.co/Facultades/Ciencias/neurobioquimica/libros/celular/centrizonal.htm

2.1.4 DESTILACIÓN SIMPLE

Este método separa los componentes de una solución homogénea, formada por dos

líquidos miscibles. El proceso se efectúa en dos etapas: en la primera, la mezcla se

calienta, el líquido que tiene el menor punto de ebullición se evapora en la segunda etapa

los vapores se condensan. También existe la destilación fraccionada, por medio de la cual

se separan varios líquidos con diferente punto de ebullición como el petróleo crudo (ver

figura 2.4).

Figura 2. 4 montaje de destilación.

En: http://www.monografias.com/trabajos83/destilacion-simple/destilacion-simple.shtml

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2.1.5 CROMATOGRAFÍA

Permite analizar, identificar y separar los componentes de mezclas homogéneas y

heterogéneas de gases o líquidos al hacerlas pasar a través de un medio poroso con un

disolvente adecuado. Se basa en el fenómeno físico llamado adsorción, el cual ocurre

cuando las partículas de un líquido o un gas se adhieren a la superficie de un sólido, que

recibe el nombre de adsorbente. Existen varias técnicas para efectuar la cromatografía, las

más usuales son: en columna de vapor o gas, en columna líquida y cromatografía en papel

(ver figura 2.5).

Figura 2. 5 cromatografía en papel.

En: http://afloteah.wordpress.com/2012/06/06/cromatografia-en-papel/

2.1.6 SUBLIMACIÓN

Separa mezclas heterogéneas que contienen un componente que pasa de sólido a gas sin

pasar por líquido (ver figura 2.6).

Figura 2. 6 sublimación del hielo seco.

Disponible en: http://scenariosdesign.blogspot.com/2008/03/hielo-seco.html

2.1.7 DIFERENCIA DE SOLUBILIDAD

Permite separar sólidos de líquidos o líquidos de líquidos al contacto con un solvente que

atrae a uno de los componentes de la mezcla, posteriormente se separa por decantación,

filtración, vaporización o destilación, y se obtiene en estado puro (ver figura 2.7) [7].

Figura 2. 7 separación por diferencia de solubilidad (agua – vino).

Fuente: autoras

2.1.8 TAMIZADO

El tamizado es un método de separación de partículas que se basa solamente en la

diferencia de tamaño. En el tamizado industrial se vierten los sólidos sobre una superficie

perforada o tamiz, que deja pasar las partículas pequeñas, o “finos “, y retiene las de

tamaños superiores, o “rechazos “. Un tamiz puede efectuar solamente una separación en

dos fracciones. Estas fracciones se llaman fracciones de tamaño no especificado, porque

aunque se conoce el límite superior o inferior del tamaño de las partículas que contiene,

se desconoce su tamaño real (ver figura 2.8) [8].

Figura 2. 8 separación de partículas por tamizado.

En: http://laboratorio-sandra.blogspot.com/2008/05/operacion-unitaria.html

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2.2 FLUJO LAMINAR Y TURBULENTO

Las moléculas que componen un fluido real no se hallan ordenadas entre sí y menos lo están cuando avanzan en una corriente. No sólo avanzan en el sentido de la corriente, también tienen libertad de desplazarse transversalmente como se muestra en la figura 2.9. El estilo de la izquierda, más ordenado, se llama laminar; el de la derecha, más desordenado, turbulento. Esas trayectorias reciben el nombre de líneas de corriente, y tienen su importancia operativa.

Figura 2. 9 representación del flujo laminar y turbulento.

En: http://neuro.qi.fcen.uba.ar/ricuti/No_me_salen/FLUIDOS/FT_laminar.html

El flujo turbulento no es muy eficiente en el uso de la energía, gran parte se va en choques, reflujos, remolinos, aceleraciones y frenadas. La física de los fluidos turbulentos es bastante complicada y suele requerir de cantidades considerables de cómputo.

El flujo laminar es más predecible, y existen varias leyes que describen su comportamiento. Su nombre obedece a que las moléculas parecen desplazarse en láminas de igual velocidad, que se envuelven unas a otras en forma concéntrica como se ilustra en la figura 2.10.

Figura 2. 10 desplazamiento de moléculas en forma concéntrica.


La lámina más externa es la más lenta, debido a que está en contacto con la pared del conducto, y el rozamiento la frena. La lámina siguiente hacia el centro se desplaza un poco más rápido; y así hasta el centro, donde se halla la columna más veloz de la corriente. Se puede deducir que las velocidades de las láminas se distribuyen en forma cuadrática (ver figura 2.11).

Figura 2. 11 esquema de un corte longitudinal de una manguera mientras circula un fluido real en forma laminar.


Los vectores representan la velocidad de las moléculas de fluido ubicadas en sus respectivas láminas. La velocidad del fluido es un promedio de las velocidades de todas las láminas. Cuanto más viscoso sea un fluido mayor será la diferencia de velocidad entre láminas y cuanto más se aproxime a cero la viscosidad del fluido, menor será la diferencia de velocidad entre sus moléculas. En una situación extrema la velocidad de todas las moléculas es idéntica [9].

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2.3 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

Separación (vino - agua)

Introducción

Este experimento consiste en separar una mezcla de vino y agua donde intervienen dos

hechos físicos: diferencia de densidad y flujo laminar.

Materiales y reactivos

Materiales

2 vasos iguales de vidrio. 1 naipe o una Tarjeta telefónica.

Reactivos

Vino tinto.

Agua.

Parte experimental

1. Llenar un vaso con agua y otro con vino hasta el borde.

2. Cubrir el vaso de agua con la tarjeta, invertir el mismo con cuidado y colócalo sobre el

vaso de vino como se muestra en la figura 2.7.

3. Retirar un poco la tarjeta de modo que pase una fina vena de vino y se produce el

trasvase. Si se retira demasiado la tarjeta el flujo se hace turbulento y se produce la

mezcla.

4. Observar después de unos minutos.

Explicación científica

En el experimento intervienen dos hechos físicos, la diferencia de densidades entre el agua y el vino (disolución de etanol en agua), y el flujo que se puede presentar de dos maneras (laminar o turbulento). El flujo laminar se desliza sin mezclarse, mientras que en el flujo turbulento las líneas de corriente se entremezclan.

De los cuatro parámetros que intervienen (densidad, viscosidad, velocidad del líquido y diámetro del tubo por el que circulaba), la densidad y la viscosidad no son controlables, tampoco lo es directamente la velocidad, de modo que el único parámetro que queda es el tamaño de la rendija. Se trata pues de mantener un régimen laminar en la transferencia y ello implica un diámetro pequeño, por ello la rendija debe ser estrecha. Entonces se produce un doble flujo laminar, vino hacia arriba y agua hacia abajo. Sin embargo si la rendija es ancha entonces el régimen se pasa a turbulento y se mezclan los líquidos [10].

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2.4 EVALUACIÓN

1. En la planta de producción de una compañía se obtiene una mezcla de los siguientes compuestos: Etanol, Acetaldehído y Ácido acético.

Si por una falla en el sistema de destilación, la máxima temperatura de la torre de destilación es 50 °C es válido afirmar que A. no se puede obtener puro ningún compuesto B. sólo se puede obtener puro Etanol C. se pueden obtener puros el Etanol y el Acetaldehído D. sólo se puede obtener puro Acetaldehído

2. Las siguientes figuras ilustran diferentes métodos de separación.

Juan tiene una mezcla homogénea de sal y agua. El método más apropiado para obtener por separado el agua es la A. evaporación B. destilación C. filtración D. decantación

RESPONDA LAS PREGUNTAS 3 y 4 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN Dos sustancias X y W que tienen temperaturas de ebullición de 60 °C y 90 °C, respectivamente, se mezclan formando una solución que posteriormente se destila empleando el montaje que se presenta a continuación

Durante la destilación, empleando solo un mechero, se mide la cantidad de X y W obtenida en el vaso de precipitados y se gráfica, como se observa a continuación

3. Después de 20 minutos de destilación, lo más probable es que la temperatura del

contenido del matraz sea

A. menor que la temperatura de ebullición de X y en el matraz haya X puro B. igual a la temperatura de ebullición de W y en el matraz haya una mezcla de X y W C. mayor que la temperatura de ebullición de X y en el matraz haya una mezcla de X y W D. igual a la temperatura de ebullición de W y en el matraz haya W puro 4. Si la destilación de la mezcla se realiza empleando los dos mecheros, lo más probable

es que la temperatura de ebullición de

A. W disminuya y la destilación se realice en un menor tiempo B. X aumente y la destilación se realice en un mayor tiempo C. X y W permanezca constante y la destilación se realice en un menor tiempo D. X y W aumente y la destilación se realice en un mayor tiempo 5. Si un compañero te dice que necesita separar una mezcla de limadura de hierro, sal y

arena con tamaño de partículas iguales. ¿Qué métodos de separación utilizarías para la separación?


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3 SOLUBILIDAD

Figura 3 factores que afectan la solubilidad.

Fuente: autoras

La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente a una temperatura dada. La solubilidad permite predecir si se formará un precipitado cuando se mezclan dos soluciones o cuando se agrega un soluto a la solución.

Lo semejante disuelve lo semejante. Esto se debe a que las sustancias son solubles en medios de polaridad semejante (propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas). Si se toma como ejemplo el agua, que es el solvente que comúnmente utilizamos, no todas las sustancias son solubles en este medio. Así, el aceite, será insoluble en un medio acuoso, ya que es una sustancia apolar y el agua es una sustancia polar, por lo tanto se espera que sea insoluble en un medio acuoso. El agua, que es una molécula polar (ver figura3.1), disolverá compuestos polares, como el azúcar, el etanol o compuestos iónicos como la sal común.

Figura 3. 1 polaridad de la molécula de agua. Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas parciales positivas y negativas en los átomos respectivos.

En: http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=216792

Los compuestos se dividen en tres grandes categorías llamadas solubles, ligeramente solubles e insolubles. Específicamente, para los líquidos se recurre a términos más específicos: miscible e inmiscible. Aquellos líquidos que pueden mezclarse entre sí y forman una solución son sustancias miscibles (ejemplo: agua y alcohol), y los líquidos que no forman soluciones o son insolubles entre sí se denominan inmiscibles (ejemplo: agua y aceite) .ver figura 3.2.

Figura 3. 2 vaso que contiene agua y aceite, que son sustancias inmiscibles.


3.1 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

La solubilidad de un compuesto en un determinado solvente depende de la naturaleza química del soluto y solvente, la temperatura y la presión.

3.1.1 LA NATURALEZA DEL SOLUTO Y DEL DISOLVENTE

La solubilidad aumenta entre sustancias cuyas moléculas son análogas en sus propiedades eléctricas y en su estructura. Cuando existe una similitud en las propiedades eléctricas del soluto y solvente, se incrementan las fuerzas intermoleculares1, favoreciendo la disolución del soluto en el solvente.

1 Son fuerzas de atracción entre las moléculas. Estas fuerzas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ejercen

aún más influencia en las fases condensadas de la materia, es decir, en los líquidos y en los sólidos. Chang R; College W. (2002). Química (8ª.ed). Fuerzas intermoleculares página 419. México: Editorial McGRAW-HILL

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3.1.2 EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD La temperatura de la solución afecta la solubilidad de la mayoría de las sustancias. La figura 3.3 ilustra la dependencia de la solubilidad entre el agua y algunos compuestos iónicos, y la temperatura. Generalmente, la solubilidad de la sustancia sólida se incrementa con la temperatura. La solubilidad de los sólidos en medio acuoso se expresa de acuerdo con la masa de sólido, en gramos, disueltos en 100 mL de agua (g/100 mL H2O), o bien la masa de sólido, en gramos, disueltos en 100 g de agua (g/100 g H2O). En la figura 3.3 se muestra la solubilidad en agua de compuestos iónicos en función de la temperatura.

Figura 3. 3 dependencia de la solubilidad con la temperatura de compuestos iónicos.


La figura 3.3 muestra la dependencia de la solubilidad con la temperatura de algunos compuestos iónicos. En la mayoría de los compuestos la solubilidad se incrementa, al aumentar la temperatura, pero en el caso del Ce2(SO4)3 disminuye y NaCl varía en un porcentaje menor.

En contraste con la solubilidad de los sólidos, la solubilidad de los gases en agua siempre disminuye al incrementarse la temperatura. Cuando se ha calentado agua en un vaso, se puede observar burbujas de aire que se forman en las paredes del vidrio antes de que hierva, esto significa que ha empezado su punto de ebullición. La concentración de agua en estado gaseoso disminuye al incrementarse la temperatura [11].

3.1.3 EFECTO DE LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES

La presión externa tiene algún grado de influencia sobre la solubilidad de líquidos y sólidos, pero afecta sustantivamente la solubilidad de los gases. Existe una relación que permite cuantificar la solubilidad de los gases y la presión. Esta relación la proporciona la ley de Henry, que establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución. Esta ley se puede entender desde un punto de vista cualitativo, en donde la cantidad de gas que se disolverá en un solvente depende de cuan a menudo choquen las moléculas del gas con la superficie del líquido, y queden atrapadas por la fase condensada. Cuando se aumenta la presión parcial se disuelve una mayor cantidad de moléculas en el solvente, debido a que están chocando con la superficie, como se observa en la figura 3.4 [11].

Figura 3. 4 en la figura B se observa que cuando la presión parcial del gas aumenta, la concentración del gas disuelto también aumenta.


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3.2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE SOLUBILIDAD

Solubilidad de la leche frente a colorantes Introducción En este experimento se analiza la solubilidad de los colorantes vegetales en la leche y cómo altera sus propiedades físicas al adicionar un segundo componente, en este caso el jabón líquido.

MATERIALES Y REACTIVOS Materiales 1 recipiente plástico 2 cucharas

Reactivos 1/2 litro de leche Colorantes para alimentos Jabón líquido

Parte experimental

1. Adicionar 1/2 litro de leche a un recipiente plástico.

2. Adicionar unas cuantas gotas de colorantes a la leche.

3. Adicionar una gota de jabón líquido a la mezcla.

Explicación química

En este experimento intervienen dos fenómenos, el primero consiste en la solubilidad del colorante en la leche. Este líquido contiene materia grasa lo que impide que el colorante se disuelva, al adicionarle el jabón a la leche esta se vuelve más soluble debido a que la materia grasa se mezcla con el resto de los compontes; el segundo fenómeno se basa en la tensión superficial2 que se encuentra en los líquidos, al agregar el jabón se rompe la tensión superficial en ese punto, generando movimientos de los colorantes hacia los lados [12].

2 Es la energía o trabajo necesario para aumentar el área de la superficie de un líquido. Cuando la temperatura aumenta, y por tanto la intensidad del movimiento molecular, las fuerzas intermoleculares son menos efectivas. Se requiere menos trabajo para aumentar la superficie del líquido, lo que significa que la tensión superficial disminuye cuando la temperatura aumenta. Petrucci H. Química general (8va ed). Tensión superficial página 480. Pais: Edición Pentrice hall

3.3 EVALUACIÓN

1. A una mezcla de los líquidos X y W, inmiscibles entre sí, se agrega una sal que es soluble en los 2 líquidos. Posteriormente se separa la mezcla por decantación en dos recipientes. El líquido X se evapora completamente quedando en el recipiente la sal como sólido. De acuerdo con esta información, si se evapora completamente la mezcla inicial (X, W y sal) es probable que

A. quede una menor cantidad de sal en el recipiente B. quede en el recipiente el líquido W y la sal disuelta C. el recipiente quede vacío D. quede una mayor cantidad de sal en el recipiente

2. Los solventes polares disuelven sustancias de tipo polar y los no polares disuelven sustancias de tipo no polar. En el siguiente diagrama se muestran algunos solventes organizados según su polaridad.

De acuerdo con la información anterior, es probable que se forme una solución si se mezclan A. agua y tetracloruro de carbono. B. etanol y tetracloruro de carbono. C. éter y tetracloruro de carbono. D. agua y éter.

3. En el laboratorio se realizaron diferentes pruebas de solubilidad a cuatro compuestos; los datos obtenidos aparecen consignados en la siguiente tabla.

28

COMPUESTO

SOLVENTE

No polar Polar

P Solubles Insoluble

Q Insoluble Soluble

R Insoluble Soluble

S Solubles Insoluble

De acuerdo con la tabla es válido afirmar que A. P y R son polares. B. P y S son no polares. C. Q y S son polares. D. Q y R son no polares.

4. En la etiqueta de un frasco de vinagre aparece la información: solución de ácido acético al 4 % en peso g. El 4 % en peso indica que el frasco contiene

A. 4 g de ácido acético en 96 g de solución B. 100 g de soluto y 4 g de ácido acético C. 100 g de solvente y 4 g de ácido acético D. 4 g de ácido acético en 100 g de solución 5. Genere hipótesis que traten de explicar por qué la sal (compuesto iónico) se disuelve

tan fácilmente en agua (compuesto polar). Recuerda que el agua de los mares es salada y que en la preparación del arroz se utiliza sal, que aparentemente no está presente (sabemos de su presencia por el sabor salado).


4 CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

Los cambios que ocurren en la materia, se pueden clasificar como cambios físicos y químicos (ver figura 4).

Figura 4 cambios de la materia.

Fuente: autoras

4.1 FÍSICOS

Son todos aquellos en los cuales cambia la forma, el tamaño, el estado de movimiento o de reposo o bien el estado de agregación de la materia. Para efectuarlos, se requiere poca energía. No cambian las propiedades internas de la materia. Ejemplos: fusión de la cera, la formación de la lluvia, refracción de la luz, dilatación de un metal, arrugar una hoja, hervir agua y sublimar el yodo [7]. Una propiedad física se puede medir y observar sin que cambie la composición o identidad de la sustancia. Por ejemplo, es posible determinar el punto de fusión del hielo calentando un trozo de él y registrando la temperatura a la cual se transforma en agua como se ilustra en la figura 4.1. El agua difiere del hielo solo en apariencia, no en su composición, por lo que este cambio es físico; es posible congelar el agua para recuperar el hielo original. Por tanto, el punto de fusión de una sustancia es una propiedad física [13].

CAMBIOS DE LA MATERIA

Cambios físicos:

Cambio de estado

Mezclas

Cambios químicos:

Combustión

Corrosión

30

Figura 4. 1 fusión del hielo

En: https://lh4.googleusercontent.com/-RBPqNafYyiI/TX1F_Km67hI/AAAAAAAAADY/TLTq3MYp1wQ/s1600/funde.jpg

4.2 QUÍMICOS Originan sustancias nuevas, con propiedades distintas a las de la inicial; esto debido a que se modifica la naturaleza interna de la sustancia. La energía absorbida o desprendida es mayor que en los cambios físicos; la combustión de un fósforo ( ver figura 4.2) , la oxidación de un metal, la combinación de un ácido con agua, la respiración, la digestión, la fotosíntesis, la fermentación y la putrefacción son ejemplos de ello [10]. Ejemplo: el hidrógeno gaseoso se quema en presencia del oxígeno gaseoso para formar agua. Después del cambio, los gases originales, hidrógeno y oxígeno, habrán desaparecido y quedara una sustancia química distinta, el agua. No es posible recuperar el hidrógeno del agua por medio de un cambio físico como la ebullición o la congelación.

Figura 4. 2 combustión de un fósforo.

En: http://moblog.whmsoft.net/es/Encuentros.php?keyword=cambios+fisicos+y+quimicos&language=spanish

Cada vez que se prepara un huevo cocido se produce un cambio químico. Al ser sometido a una temperatura de aprox. 100 °C, tanto la clara como la yema experimentan cambios que modifican no solo sus espacios físicos sino también su composición. Al comerse, cambia otra vez la composición del huevo por efecto de las sustancias presentes en el organismo, denominadas enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de un cambio químico. Lo que sucede durante la digestión depende de las propiedades tanto de los alimentos como de las enzimas implicadas [13].

“Los cambios se llevan a cabo en una dirección determinada. Sólo es factible que sucedan espontáneamente los cambios que en sistemas cerrados, implican el paso de un estado más ordenado a otro menos ordenado. Algunos cambios ocurren en ambas direcciones, cuando la velocidad en ambas es igual se dice que se alcanza un estado de equilibrio” [7]. Los procesos físicos y químicos se diferencian fundamentalmente en los siguientes aspectos:

Los cambios químicos van acompañados por una modificación profunda de las propiedades del cuerpo o cuerpos reaccionantes; los cambios físicos dan lugar a una alteración muy pequeña y muchas veces parcial de las propiedades del cuerpo.

Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de energía mientras que los cambios físicos van unidos a una variación de energía relativamente pequeña. Así, por ejemplo, la formación de 1.0 g de agua a temperatura ambiente, a partir de hidrógeno y oxígeno, hace que se desprenda cerca de 3800 calorías, mientras que la solidificación a hielo de 1.0 g de agua o la condensación a agua líquida a 100 ºC de 1.0 g de vapor de agua desprende tan sólo, respectivamente, cerca de 80 ó de 540 calorías.

Los cambios químicos tienen casi siempre carácter permanente mientras que, en general, los cambios físicos persisten únicamente mientras actúa la causa que los origina.

En algunos casos, tal como en la disolución del cloruro de hidrógeno gaseoso o incluso del cloruro sódico en agua o la simple dilución del ácido sulfúrico concentrado, parece difícil decidir claramente si un proceso es químico o físico, ya que ofrece aspectos de uno y otro tipo de transformaciones [14].

32

4.3 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE CAMBIOS QUÍMICOS

Pegamento casero Introducción El siguiente experimento permite explicar las propiedades físicas y químicas de la materia, por medio de materiales de fácil acceso para realizar un pegamento casero.


Materiales

1 vaso de vidrio

1 tasa

1 pedazo de tela delgada

1 cuchara

1 olla

Reactivos

Vinagre

Leche descremada en polvo

Polvo para hornear

Agua

Parte experimental

1. Adicionar agua caliente a un vaso de vidrio.

2. Adicionar tres cucharadas de leche descremada al vaso de vidrio y mezclar hasta

homogenizar.

3. Adicionar aproximadamente 30 ml de vinagre a la mezcla, agitar y dejar en reposo

hasta la formación de grumos.

4. Filtrar la mezcla utilizando un pedazo de tela como filtro, desechar el filtrado.

5. Desmenuzar los grumos en pedazos, ponerlos en una olla con tapa.

6. Adicionar una pequeña cantidad de agua y polvo para hornear, posteriormente agitar

por cinco minutos.

7. Dejar reposar por unas horas.

NOTA: probar el pegamento con papel o madera.

Explicación química

Un coloide es una mezcla de líquidos en la cual se encuentran dispersas de manera

uniforme partículas sólidas muy pequeñas. La leche es un ejemplo de un coloide cuyos

principales componentes son agua, azúcares, grasas y caseína. Cuando agregamos vinagre,

que es ácido, la caseína se separa formando grumos (cuajo), mientras que los demás

componentes quedan disueltos en el agua (suero). Si se separa la caseína y se agrega

polvo para hornear, el vinagre reacciona con éste formando dióxido de carbono y una sal

llamada acetato de sodio. La caseína tiene las propiedades de un pegamento. Como

puedes ver, en esta actividad ocurren cambio físicos que nos permiten separar caseína y

cambios químicos que nos permiten eliminar el ácido acético (vinagre) [15].

34

4.4 EVALUACIÓN

1. En el aire se mezclan diferentes gases emanados por las industrias como los óxidos de azufre y nitrógeno. Cuando estos óxidos reaccionan con el vapor de agua de las nubes se forma la lluvia ácida que se precipita sobre los suelos produciendo erosión. En este fenómeno se presentan procesos físicos y químicos. Un proceso químico ocurre en la

A. mezcla de gases con el aire. B. emanación de los gases por las industrias. C. reacción de los gases con el agua. D. precipitación de la lluvia ácida sobre el suelo. 2. Observe el siguiente dibujo:

En un recipiente 1 se encuentra una cantidad de azufre (sólido color amarillo) y en el recipiente 2, una cantidad de hierro (sólido gris). El hierro presenta propiedades magnéticas. Cuando estos dos elementos se mezclan y se calientan, en el recipiente 3 se obtiene un sólido color pardo que no presenta propiedades magnéticas. El material que se obtuvo en el recipiente 3 fue A. Un nuevo elemento, porque las propiedades físicas de los elementos iniciales se

mantuvieron. B. Un compuesto, porque las propiedades físicas de los elementos iniciales se

mantuvieron. C. Un nuevo elemento, porque posee características físicas diferentes a las de los

elementos iniciales. D. Un compuesto, porque posee características físicas diferentes a las de los elementos

iniciales.

3. Los cambios de estado de un material se pueden visualizar así:

El diagrama de fase de una sustancia X es el siguiente:

De acuerdo con el diagrama anterior, si la sustancia X pasa de las condiciones del punto 1

a las condiciones del punto 2, los cambios de estado que experimenta son:

A. evaporación y fusión B. sublimación y condensación C. condensación y solidificación D. evaporación y sublimación inversa

36

4. La presión de vapor de un líquido es la presión que ejerce el vapor de ese líquido a una

temperatura determinada. A 20°C se tienen iguales cantidades de cuatro líquidos P,Q,R,S

cada uno en un recipiente cerrado conectado a un manómetro como se muestra en el

siguiente dibujo:

De acuerdo con la información anterior, es correcto afirmar que el líquido con mayor presión de vapor es: A. P B. Q C. R D. S

5. Cuando enciendes una vela se llevan a cabo procesos físicos y químicos. Menciónalos.


5 TIPO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas representan cambios o reacciones químicas. Las reacciones se

clasifican en varios tipos para ayudar a escribir sus ecuaciones y a predecir otras

reacciones. Muchas de las reacciones químicas se ajustan a uno de los cuatro tipos

principales. Estos son reacciones de combinación, reacciones de descomposición, reacción

de desplazamiento simple, y reacción de doble desplazamiento. Las reacciones también

pueden ser de óxido – reducción.

5.1 REACCION DE COMBINACIÓN

En una reacción de combinación se combinan dos reactivos para formar un producto. La

forma general de la ecuación es:

A + B AB

Donde A y B son elementos o compuestos y AB es un compuesto. En muchos casos la

fórmula del compuesto se puede determinar conociendo las cargas iónicas de los

reactivos en sus estados de combinación. Algunos ejemplos se dan a continuación.

1. metal + oxígeno óxido metálico

2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO(S)

4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (S)

2. no metal + oxígeno óxido no metálico

S(S) + O2 (g) SO2 (g)

N2 (g) + O2 (g) 2NO(g)

3. metal + no metal sal

2Na(s) + Cl2 (g) 2NaCl(s)

2Al(s) + 3Br2(l) 2AlBr(s)

4. óxido metálico + agua hidróxido metálico

38

Na2O(S) + H2O(l) 2NaOH(ac)

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

5. óxido no metálico + agua oxiácido

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

N2O5(S) + H2O(l) 2HNO3(ac)

5.2 REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN

En una reacción de descomposición una sola sustancia se rompe o descompone

produciendo dos o más sustancias distintas. A este tipo de reacciones se le puede

considerar como el universo de las combinaciones. La materia prima debe ser un

compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos. La forma general de esta

ecuación es:

AB A + B

La predicción de los productos de una reacción de descomposición puede ser difícil, por lo

que se requiere comprender cada reacción individual. El calentamiento de los compuestos

que contienen oxígeno frecuentemente da como resultado una descomposición. Algunas

reacciones de esta categoría son:

1. Óxidos metálicos. Hay óxidos metálicos que se descomponen para producir el metal

libre más oxígeno; otros producen otro óxido, y algunos más son muy estables y

resisten la descomposición por calentamiento:

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

2 PbO2(S) 2 PbO(S) + O2(g)

2. Los carbonatos y bicarbonatos ( carbonatos de hidrogeno y un metal) se descomponen

para producir CO2 cuando se calientan:

CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g)

2NaHCO3(S) Na2CO3(S) + H2O(g) + CO2(g)

3. Reacciones misceláneas en esta categoría :

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

2NaNO3(S) 2NaNO2(g) + O2(g)

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

5.3 REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE

En una reacción de desplazamiento simple, un elemento reacciona con un compuesto

para reemplazar un elemento en un compuesto, produciendo un elemento distinto y un

compuesto diferente. La forma general de estas ecuaciones es:

A + BC B + AC o A + BC C + BA

Si A es un metal, A reemplazará a B para formar AC, siempre que A sea más reactivo que

B. Si A es un halógeno, reemplazará a C para formar BA, siempre que A sea un halógeno

más reactivo que C.

Metales Halógenos

k

Ca Na Mg

Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Au

F2

Cl2

Br2

I2

Tabla 1 serie de actividad de metales y halógenos

Fuente: libro fundamentos de química

Mayor

actividad

40

En la tabla 1 se presenta una breve serie de actividad de algunos metales (e hidrógeno) y

halógenos. En esta serie aparece una lista en orden decreciente de actividad química, los

halógenos y metales más activos están en la parte superior. Muchas reacciones químicas

se pueden predecir a partir de la serie de actividad, porque los átomos de cualquier

elemento de la serie reemplazarán a los átomos de los elementos que están debajo de él.

Por ejemplo, el zinc metálico sustituirá al hidrógeno de la solución de ácido clorhídrico.

Pero el cobre metálico, que está abajo del hidrógeno en la lista y es más reactivo que el

hidrógeno, no reemplazará al hidrógeno de la solución de ácido clorhídrico [16]. Aquí hay

algunas reacciones de esta categoría:

1. metal + ácido hidrógeno + sal

Zn(s) + 2HCl(ac) H2(g) + ZnCl2(ac)

2Al(s) + 3H2SO4(ac) 3 H2(g) + Al2(SO4)3(ac)

2. metal + agua hidrógeno + hidróxido de metal u óxido del metal

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

Ca(s) + 2H2O H2(g) + Ca(OH)2(ac)

3. metal + sal metal + sal

Fe(s) + CuSO4(ac) Cu(s) + FeSO4(ac)

Cu(s) + 2AgNO3(ac) 2Ag(s) + Cu(NO3)2(ac)

4. halógeno + (sal) halogenuro halógeno + (sal) halogenuro

Cl2(g) + 2NaBr(ac) Br2 (l) + 2 NaCl (ac)

Cl2(g) + 2 KI(ac) I2(S) + 2kCl(ac)

Una de las reacciones químicas comunes es el desplazamiento del hidrógeno del agua o de

los ácidos. Esta reacción es un buen ejemplo de la reactividad de los metales y del uso de

la serie de actividad. Por ejemplo,


5.4 REACCIÓN DE DOBLE DESPLAZAMIENTO

En una reacción de doble desplazamiento, dos compuestos intercambian parejas entre sí

para producir dos compuestos distintos. La forma general de estas ecuaciones es:

AB + CD AD + CB

Esta reacción puede considerarse un intercambio de grupos positivos y negativos, en la

cual A se combina con D y C se combina con B. Al escribir las fórmulas de los productos se

debe tener en cuenta las cargas de los grupos que se combinan.

También es posible escribir una ecuación en forma de reacción de doble desplazamiento

aun cuando no ocurre reacción. Por ejemplo, cuando se mezclan soluciones de cloruro de

sodio (NaCl) y nitrato de potasio (NaNO3), se puede escribir la ecuación siguiente:

NaCl(ac) + KNO3(ac) NaNO3(ac) + KCl(ac)

Cuando se lleva a cabo la mezcla no se observa cambios físicos, lo que indica que no ha sucedido una reacción química. Una reacción de desplazamiento doble se acompaña de alguna evidencia, como desprendimiento de calor, formación de un precipitado insoluble o la producción de burbujas de gas. Para esta experiencia se mirará de cerca las reacciones de neutralización de un ácido y una base.

K, Ca y Na desplazan al hidrógeno del agua fría, vapor y ácidos.

Mg, Al, Zn y Fe desplazan al hidrógeno del vapor de los ácidos.

Ni, Sn y Pb desplazan al hidrógeno sólo de los ácidos.

Cu, Ag, Hg y Au no desplazan al hidrógeno.

42

5.4.1 NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO Y UNA BASE

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base para formar una sal. Si la sal

producida contiene átomos de Hidrógeno es ácida y la neutralización es parcial. Si la sal no

presenta átomos de Hidrógeno la sal es neutra y la neutralización es total [13]. Ejemplo:

Sal ácida H2SO4 + NaO NaHSO4 + H2O (neutralización parcial)

Sal neutra

H2SO4 + NaOH Na2 SO4 + H2O (neutralización total)

Para explicar mejor el proceso de neutralización se analizará la reacción que ocurre

cuando se mezclan soluciones de hidróxido de sodio (NaOH) y de ácido clorhídrico (HCl).

Los iones presentes al principio son Na+ y OH- provenientes de la base y los iones H+ y Cl-

del ácido. Los productos, cloruro de sodio (NaCl) y agua (H2O), existen como iones Na+ y Cl-

y moléculas de H2O. La ecuación química que representa esta ecuación es:

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl (ac) + H2O (l)

Sin embargo esta ecuación no muestra que el HCl, el NaOH y el NaCl existan como iones

en solución. La siguiente ecuación iónica total representa mejor la reacción:

(H+ + Cl- ) + (Na+ + OH-) Na+ + Cl- + H2O (l)

La ecuación anterior muestra que los iones Na+ y Cl- no reaccionan. A estos iones se les

llama iones espectadores, porque estuvieron presentes pero no interviene en la reacción.

La única reacción que se efectuó se dio entre los iones H+ y OH-. Por consiguiente, la

ecuación de la neutralización se puede escribir como la siguiente ecuación iónica neta:

H+ (ac) + OH-

(ac) H2O (l)

Ácido base agua


La anterior ecuación iónica representa no solamente la reacción de hidróxido de sodio y

ácido clorhídrico, sino también la reacción de cualquier acido fuerte con cualquier

hidróxido básico hidrosoluble. La fuerza que dirige una reacción de neutralización es la

capacidad del ion H+ y del ion OH- para reaccionar y formar una molécula de agua no

ionizada. La producción de una molécula de agua se acompaña por desprendimiento de

calor, que se puede sentir tocando el recipiente de la reacción [17].

44

5.5 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE ECUACIONES QUÍMICAS

Reacción de bicarbonato de sodio con vinagre

Introducción

Este experimento ilustra una reacción de desplazamiento o sustitución que se produce al

mezclar un ácido con una base para obtener como productos una sal, agua y dióxido de

carbono generando una efervescencia que es ocasionada por la liberación de un gas.


Materiales

1 cuchara

1 guante

1 Botella de vidrio

1 vaso de plástico Reactivos

bicarbonato de sodio

vinagre Parte experimental 1. Adicionar media cucharada de bicarbonato de sodio en la botella. 2. Agregar vinagre al vaso plástico hasta completar su volumen y adicionarlo a la botella. 3. Cubrir la botella con el globo. 4. Agitar la botella hasta alcanzar una mezcla homogénea.

Explicación química Se produce una reacción neutralización entre el bicarbonato de sodio y el ácido acético del vinagre, donde se forma acetato de sodio (una sal), agua y dióxido de carbono como productos, lo que produce la efervescencia en forma de gas permitiendo llenar el guante. La presión en el interior del guante aumenta debido a este gas [18]. La ecuación de la reacción química ocurrida es la siguiente:

CH3COOH (ac) + NaHCO3(s) CH3COONa(ac) + CO2(g) + H2O(l)

Donde: CH3COOH: Ácido acético NaHCO3: Bicarbonato de sodio CH3COONa: Acetato de sodio CO2: Dióxido de carbono H2O: agua


46

5.6 EVALUACIÓN

RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN

En un experimento de laboratorio se lleva a cabo el siguiente procedimiento 1. Se hacen reaccionar Ca y TiO2 obteniéndose Ti puro y el óxido de calcio 2. Se separa el óxido de calcio y se mezcla con agua, dando lugar a una reacción cuyo producto es un sólido blanco 1. De acuerdo con el anterior procedimiento, los compuestos de calcio que se producen

en el primero y segundo paso son respectivamente

A. CaTi2 y CaO B. CaO y CaH2 C. CaO y Ca(OH)2 D. CaTi y Ca(H2O)2 2. Al examinar la mezcla obtenida en el paso 2 utilizando papel tornasol rojo, se obtiene

una coloración azul. De acuerdo con esta información, el compuesto de calcio formado en el paso 1 se clasifica como

A. una sal B. un óxido básico C. una base D. un óxido ácido

3. Un estudiante propone la siguiente ecuación para la combustión del metano ( 𝐶𝐻4 ):

El estudiante no está seguro de si la ecuación esta balanceada, por lo que le pide a su profesor explicarle una de las razones por la cual está o no balanceada. Que debería responder el profesor.

A. No esta balanceada, porque en los reactivos no había agua. B. Si esta balanceada, porque hay 1 átomo de carbono tanto en los reactivos como en

los productos. C. No esta balanceada, porque hay 4 átomos de hidrogeno en los reactivos y 2

átomos de hidrogeno en los productos. D. Si esta balanceada, porque reaccionan 1 mol de metano y de 𝑂2, que producen 1

mol de 𝐻2O y 𝐶𝑂2.

4. Bajo condiciones adecuadas de concentración de iones calcio y de iones carbonato en la naturaleza se logra la formación del carbonato de calcio, CaCO3, como parte del ciclo del carbono. Estos carbonatos al hacerlos reaccionar con un ácido se descomponen liberando CO2. Si el ácido empleado para llevar a cabo la reacción es ácido clorhídrico, la ecuación química que representa la descomposición del carbonato es

5. ¿Qué tipos de reacciones químicas puedes encontrar a tu alrededor?


48

6 ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

6.1 ESTADO DE OXIDACIÓN

El estado o número de oxidación está relacionado con el número de electrones que un átomo pierde, gana, o bien que utiliza para unirse a otros átomos en los compuestos. Por ejemplo en el cloruro de sodio (NaCl), un átomo de Na cede un electrón a un átomo de Cl, por esto el compuesto está formado por iones Na+ y Cl- (figura 6). El Na+ está en el estado de oxidación +1 y el Cl- , -1. En el MgCl2, cada átomo de magnesio pierde dos electrones para convertirse en Mg+2, y cada átomo del cloro gana un electrón para convertirse en Cl-. Así en el MgCl2, el estado de oxidación del Cl es -1, pero el del Mg es +2. Si se toma el estado de oxidación de todos los átomos (iones) en una unidad fórmula de MgCl2. Se obtiene +2-1-1 =0. En la molécula de Cl2, los dos átomos de Cl son idénticos y deberían tener el mismo estado de oxidación. Pero si su suma es cero, cada estado de oxidación deber ser cero. Así, el estado de oxidación de un átomo puede variar, dependiendo del compuesto en el que se encuentre. En la molécula H2O, se asigna arbitrariamente al H el estado de oxidación +1. Entonces, debido a que la suma de los estados de oxidación debe ser cero, el estado de oxidación del oxígeno deber ser -2.

En: http://1.bp.blogspot.com/_iT7l6yMwOFI/TJuuXU2KtkI/AAAAAAAAADo/NKEwd-pcCGE/s1600/enlace...png

A partir de los ejemplos anteriores, se puede ver que son necesarios algunas reglas o convenios para asignar los estados de oxidación. Estas reglas a parecen en la tabla 2. Con los siguientes pasos se encuentran los estados de oxidación de un elemento dentro de un compuesto [19].

Figura 6 el cloruro de sodio está formado por muchos iones Na+ y Cl- dispuestos en una red llamado cristal.

Pasos para asignar número de oxidación.

Reglas para asignar número de oxidación.

Tabla 2 reglas para asignar un número o estado de oxidación NOTA: las principales excepciones a la regla 5 aparecen cuando el H esta unido a metales, como en NaH y CaH2; las excepciones a la regla 6 aparecen en los compuestos donde los atomos de O estan unidos entre si, como en H2O2 [15].

Fuente: libro fundamentos de química

Tabla 2 reglas para asignar un número de oxidación.

Paso 1. Anotar el número de oxidación de cada átomo conocido en la fórmula. Paso 2. Multiplicar cada número de oxidación por el número de átomos de este elemento en el compuesto. Paso 3. Anotar una expresión que indique la suma de todos los números de oxidación en el compuesto. Recordar: la suma de los números de oxidación de un compuesto debe ser igual a cero.

1. El estado de oxidación (E.O) de un átomo individual en un elemento libre (sin combinar con

otros elementos) es 0. Ejemplos: el E.O de un átomo de Cl aislado es 0, los átomos de Cl en la

molécula Cl2 tiene un E.O de 0.

2. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en

a. Una especie neutra, es decir, un átomo aislado, una molécula o una unidad formula, es 0.

Ejemplos: la suma de los E.O de todos los átomos en el CH3OH y de todos los iones en el

MgCl2 es 0.

b. Un ion es igual a la carga en el ion. Ejemplos: el EO del Fe en Fe+3 es +3. La suma de los E.O

de todos los átomos en el MnO4- es -1.

3. Los metales de grupo I tienen en sus compuestos un E.O de +1 y los metales del grupo II tienen

un E.O de +2. Ejemplos: el E.O del K es +1 en el KCl, EL E.O del Mg es +2 en el MgBr2.

4. El E.O del flúor en sus compuestos es -1. Ejemplo: el E.O del F es -1 en HF, CIF2 y SF6.

5. El E.O del hidrógeno en sus compuestos es, casi, siempre, +1. Ejemplos: el E.O del H es +1

en el HI, H2S, NH3 Y CH4.

6. El E.O del oxígeno en sus compuestos es, casi siempre, -2. Ejemplos: el E.O del O es -2 en H2O,

CO2 Y KMnO4.

7. Los elementos del grupo 17 en sus compuestos binarios con metales tienen un E.O de -1, los

demás del grupo 16, -2; y los elementos del grupo 15, -3. Ejemplos: el E.O del Br es -1 en el

MgBr2; el E.O del S es -2 en el Li2S; y el E.O del N es -3 en el Li3N.

50

6.2 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

Los electrones poseen diferentes cantidades de energía potencial dependiendo de su distancia al núcleo del átomo y de la atracción ejercida por el núcleo sobre ellos. Un ingreso de energía lanzará a un electrón a un nivel energético más alto, pero si no se añade energía, el electrón permanecerá en el nivel energético más bajo que encuentre disponible.

Las reacciones químicas son, transformaciones de energía en virtud de las cuales la energía almacenada en los enlaces químicos se transfiere a otros enlaces químicos recién formados. En estas transferencias, los electrones se desplazan de un nivel de energía a otro. En muchas reacciones, los electrones pasan de un átomo o molécula a otro, son de gran importancia en los sistemas vivos, y se conocen como reacciones de óxido-reducción o redox.

La óxido- reducción es un proceso químico en el cual cambia el número de oxidación de un elemento. El proceso puede incluir transferencia de electrones para formar uniones iónicas o sólo una transferencia parcial o desplazamiento de electrones para formar uniones covalentes. Se efectúa una oxidación cuando aumenta el número de oxidación como resultado de la pérdida de electrones (el átomo o molécula que pierde el electrón se dice que se ha oxidado). Inversamente, se efectúa una reducción siempre que el número de oxidación disminuya como resultado de una ganancia de electrones (el átomo o molécula que gana el electrón se dice que se ha reducido). Por ejemplo, un cambio de +5 a +2 o de -2 a -4 es reducción (ver figura 6.1). La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente en una reacción química, porque el electrón que pierde el átomo oxidado es aceptado por otro átomo que se reduce en el proceso. En las reacciones de oxidación-reducción se produce un movimiento de electrones de un átomo a otro.

Número de oxidación

Figura 6. 1 la oxidación da como resultado un aumento el número de oxidación, y la reducción, una disminución del número de oxidación.

Fuente: autoras

Oxidación (pérdida de electrones)

Reducción (ganancia de electrones)

Ejemplos de reacciones redox:

a. La oxidación del sodio y la reducción del cloro.

b. Otra reacción de oxidación-reducción; oxidación parcial del metano (CH4).

En algunas reacciones de oxidación-reducción, como la oxidación del sodio y la reducción del cloro, se transfiere únicamente un electrón de un átomo a otro como se muestra en la figura 6.2 [20]. Estas simples reacciones son típicas de los elementos o de las moléculas inorgánicas.

Figura 6. 2 ª) Oxidación del sodio y reducción del cloro.

En: http://www.fisicanet.com.ar/biologia/metabolismo/ap05_oxido_reduccion.php

Muchas reacciones de combinación, de descomposición y desplazamiento simple comprenden oxido- reducción. Se examinará la combustión del hidrógeno y oxígeno:

2H2 + O2 2H2O Ambos reactivos hidrógeno y oxígeno, son elementos en estado libre y tienen un número de oxidación de cero. En el producto (agua), el hidrógeno se ha oxidado a +1 y el oxígeno reducido a -2. La sustancia que causa un incremento del estado de oxidación de otra sustancia se llama agente oxidante. La sustancia que causa una disminución en el estado de oxidación de otra sustancia se llama agente reductor. En esta reacción, el agente oxidante es el oxígeno libre, y el reductor, el hidrógeno libre. En la reacción

Zn(s) + H2SO4 (ac) ZnSO4 (ac) + H2 (g)

52

El zinc metálico se oxida y los iones hidrógeno se reducen. El zinc es el agente reductor y el hidrógeno el agente oxidante. Los electrones se transfieren desde el metal zinc hacia los iones hidrógenos. La reacción se expresa mejor como:

Zno + 2 H+ + SO4 -2 Zn+2 + SO4

-2 + H20

El agente oxidante se reduce y gana electrones. El agente reductor se oxida y pierde electrones. La transferencia de electrones es característico de todas las reacciones redox [17].

6.3 APLICACIÓN DE REACCIONES ÓXIDO - REDUCCIÓN

En los sistemas vivos, las reacciones que capturan energía (fotosíntesis) y las reacciones

que liberan energía (glucólisis y respiración), son reacciones de oxidación-reducción. La

oxidación completa de un mol de glucosa libera 686 kilocalorías de energía libre; de modo

inverso, la reducción del dióxido de carbono para formar un mol de glucosa almacena 686

kilocalorías de energía libre en los enlaces químicos de la glucosa. Si esta energía fuera

liberada de una sola vez, la mayor parte se disiparía como calor. Esto no solamente no

sería útil para la célula, sino que la alta temperatura resultante sería letal. Sin embargo, la

vida ha evolucionado adquiriendo mecanismos que regulan la marcha de estas reacciones

químicas y una multitud de otras, de modo tal que la energía se almacena en enlaces

químicos particulares de los que puede ser liberada en pequeñas cantidades cuando la

célula lo necesite. Estos mecanismos, con la aparición de nuevos tipos de moléculas,

permiten un aprovechamiento eficaz de la energía sin alterar el delicado equilibrio que

caracteriza a los sistemas biológicos. Implican generalmente secuencias de reacciones,

algunas de las cuales son reacciones de oxidación-reducción. Aunque cada reacción en la

secuencia representa solamente un pequeño cambio en la energía libre, el cambio global

de energía libre para la secuencia puede ser considerable [20].

Oxidación: incremento del número de oxidación. Pérdida de electrones.

Reducción: disminución del número de oxidación. Ganancia de electrones

6.4 DEMOSTRACIÓN EXPERIMETAL DE REACCIONES REDOX

Recubrimiento de metales con sulfato de cobre Introducción En esta experiencia se hace evidente las reacciones químicas de transferencia de electrones (oxidación –reducción), la cual se observa con la reacción de algunos metales con una disolución de sulfato de cobre, recubriéndose de cobre.

Materiales y reactivos Materiales

2 clavos

1 trozo de hierro

1 trozo de zinc

1 trozo de papel de aluminio

4 vasos

1 cuchara

2 pinzas Reactivos

Disolución de sulfato de cobre 0.1 M.

Parte experimental 1. Rotular los vasos del 1 al 4. 2. Adicionar unos cuantos mililitros de la disolución de sulfato de cobre en el vaso 1, 2,3 y

4 (el vaso 1 será la referencia para ver los cambios que se producen en los demás). 3. En el vaso 2 se introduce un clavo de hierro. Minutos después se observa que el clavo

ha sido recubierto de un sólido rojizo.

Nota: el sólido rojizo que aparece sobre el clavo de hierro es cobre, que procede de la reducción del ion Cu+2; por otra parte, el hierro se oxida a Fe+2. Las semireacciones que tienen lugar son:

54

Cu+2(ac) + 2e- Cu (s),

Fe (s) Fe+2(ac) + 2e-.

Figura 6. 3 de izquierda a derecha: trozos de zinc de una pila salina, clavos de hierro y un trozo de papel de aluminio. Delante se muestran los metales sin recubrir, detrás de los

metales recubiertos de cobre.

En: http://www.redalyc.org/pdf/920/92030308.pdf

4. En el vaso 3 se introduce un trozo de zinc, transcurridos unos segundos se observa que

la parte del cinc que estaba sumergida en la disolución de sulfato de cobre está recubierta de un sólido negro. Nota: el sólido negro es cobre que procede de la reducción del ion Cu+2, pero esta vez es el cinc el que se oxida pasando a la disolución:

Cu+2(ac) + 2e- Cu (s),

Zn (s) Zn+2(ac) + 2e

5. En el vaso 4 se introduce una lámina de papel de aluminio, se observa el burbujeo de

un gas y la aparición de pequeños agujeros en el aluminio en torno a los cuales se observan pequeños depósitos de un sólido rojizo. Nota: los agujeros en la lámina de aluminio se deben a su oxidación a Al+3, mientras que los depósitos son de cobre proveniente de la reducción del ion Cu+2:

Cu+2(ac) + 2e- Cu (s); Al (s) Al+3

(ac) + 3e-

Por otra parte, el gas que se desprende es hidrógeno debido a las reacciones:

2H+ (ac)+ 2e- H2 (g) ; Al (s) Al+3

(ac) + 3e-

Explicación química Todos los metales utilizados en esta experiencia son menos nobles3. Un metal es tanto más noble cuando mayor es su potencial de reducción en las tablas de potenciales, es decir, cuando su forma metálica es más estable o presenta poca actividad química. De ahí que el ion Cu+2 se transforme en cobre a costa de oxidar cualquier metal menos noble que él. Sin embargo, si se repite la experiencia utilizando un metal más noble que el cobre, como la capacidad de formar una reacción tal como la plata o el oro, no se observará depósito de cobre alguno [21].

3 Son pocos activos químicamente, o sea que no reaccionan o que reaccionan muy pocas veces y tienen

poca probabilidad de oxidarse. EcuRed. Conocimientos con todos y para todos. Metales nobles. Disponible en: http://www.ecured.cu/index.php/Metales_Nobles

56

6.5 EVALUACIÓN

1. El número atómico del hidrógeno es 1. La especie química H+ se forma a partir de un átomo de hidrógeno que

A. ha ganado un electrón y quedó con un protón y dos electrones B. ha perdido un protón y quedo con un electrón y ningún protón C. ha ganado un protón y quedó con un electrón y dos protones D. ha perdido un electrón y quedó con un protón y ningún electrones 2. Fe0+ 2H+1 Cl-1 Fe+2 Cl-1 + H2

0 De acuerdo con la ecuación planteada si se cambia el hierro Fe por dos moles de sodio Na0 probablemente formará A. 2NaCl + H2 B. NaCl + H2 C. 2NaH + Cl2 D. NaCl2 + H2

3. La purificación de cobre generalmente se realiza por medio de electrólisis. La técnica

consiste en sumergir en una solución de CuSO4 una placa de cobre impuro, la cual

actúa como ánodo y una placa de cobre puro que actúa como cátodo y luego

conectarlas a una fuente de energía, para generar un flujo de electrones a través de la

solución y las placas como se observa a continuación:

El ión Cu2+ cuenta con: A. 2 protones más que el átomo de cobre B. 2 protones menos que el átomo de cobre C. 2 electrones más que el átomo de cobre D. 2 electrones menos que el átomo de cobre

4. Los alcoholes primarios y secundarios pueden oxidarse con KMnO4 en medio ácido. Los alcoholes primarios se oxidan a aldehídos y si la oxidación es muy fuerte, pueden oxidarse hasta el ácido carboxílico que tenga el mismo número de átomos de carbono del alcohol de partida. Los alcoholes secundarios se oxidan a una cetona con igual número de átomos de carbono del alcohol de partida. Los alcoholes terciarios no se oxidan con KMnO4 acidulado. A Continuación se presenta un ejemplo de las reacciones de oxidación de un alcohol primario y uno secundario:

Se tienen 3 tubos de ensayo en los que se encuentran contenidos 3 alcoholes diferentes. Al tubo (1) se le adiciona KMnO4 acidulado y se forma una cetona. Al tubo (2) se le adiciona KMnO4 acidulado de baja concentración, formándose un aldehído. Y por último, al tubo (3) se le adiciona KMnO4 acidulado formándose un ácido carboxílico. De acuerdo con esto, es válido afirmar que antes de adicionar el KMnO4 los tubos contenían respectivamente. A. alcohol primario (1), alcohol secundario (2), alcohol terciario (3) B. alcohol secundario (1), alcohol secundario (2), alcohol primario (3) C. alcohol primario (1), alcohol primario (2), alcohol secundario (3) D. alcohol secundario (1), alcohol primario (2), alcohol primario (3)

5. Trata de explicar el siguiente enunciado: “La corrosión es un fenómeno electroquímico”.

Recuerda que un clavo se oxida (se corroe) si lo dejas a la intemperie, pero no si lo

sumerges en aceite. Lo mismo pasa con una manzana cuando la partes.


58

7 REACTIVO LIMITANTE

Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y

simultánea se dice que los reactivos están en proporciones estequiométricas, es decir, en

proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiométricos de la reacción

ajustada. Algunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos análisis químicos.

Otras veces como en una reacción de precipitación, uno de los reactivos se transforma

completamente en productos porque se utiliza un exceso de todos los demás reactivos. El

reactivo que se consume por completo, llamado reactivo limitante, determina las

cantidades de productos que se forman [22].

Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes

en las cantidades estequiometrias exactas, es decir, en las proporciones que indica la

ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos se consumen mientras que

parte de otros se recupera al finalizar la reacción. El reactivo que se consume primero en

la reacción recibe el nombre de reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto

que se forma depende de la cantidad de este reactivo que había originalmente. Cuando

este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son

los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la

cantidad de reactivo limitante.

7.1 REACTIVO LÍMITE

Es aquel reactivo que participa en una reacción y cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto que puede formarse en la reacción. El método se basa en la comparación de la proporción de las cantidades de reactivo con la relación estequiometrica. Matemáticamente se tiene:

aX + bY cZ Donde: X e Y : reactivos Z: productos a,b y c : coeficientes estequiometricos

Si 𝑚𝑜𝑙 𝑋 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒

𝑚𝑜𝑙 𝑌 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒 <

𝑎

𝑏 entonces X es el reactivo limitante

Si 𝑚𝑜𝑙 𝑋 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒

𝑚𝑜𝑙 𝑌 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒 >

𝑎

𝑏 entonces Y es el reactivo limitante

7.2 PROPORCIÓN DE REACCIÓN Cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas. Matemáticamente se tiene:

𝑚𝐸,𝑖 = 𝑚𝑇𝑅𝐿 ×𝐶𝐸𝑖

𝐶𝐸𝑅𝐿

Donde: 𝑚𝐸,𝑖 = masa estequiometrica de cada sustancia ( reactante o producto)

𝑚𝑇𝑅𝐿 = masa total del reaccionante limitante 𝐶𝐸𝑖 = coeficiente estequiometrico de cada sustancia (reactante o producto) 𝐶𝐸𝑖 = coeficiente estequiometrica del reaccionante limitante RENDIMIENTO REAL Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Se calcula según la expresión:

Rendimiento real = % de Rendimiento

100% × Rendimiento teórico

7.3 RENDIMIENTO TEÓRICO Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento. 7.4 RENDIMIENTO PORCENTUAL Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico.

% de Rendimiento = Rendimiento real

Rendimiento teórico × 100%

7.5 RENDIMIENTO DE PUREZA El porcentaje de un compuesto o elemento especifico en una muestra impura [23].

60

% Pureza =𝑆𝑃

𝑆𝐼 × 100%

Ejemplo 1:

1 H2 (g) + 1

2 O2 (g) H2O(g)

H2 1

2 O2 H2O

Masa molec/ Atómica

1*2= 2 g 1/2*16*2=16 1*2+16=18

Gramos 2 g 16 g 18 g

Moles 1 mol ½ mol 1 mol

Reactivo limite

Al centrarse en la fila de los gramos se observa que para formar 18g de agua, se necesita que reaccionen 2 gramos de hidrógeno con 2 gramos de oxígeno. ¿Qué ocurre si se hace reaccionar 2 gramos de hidrógeno y 2 gramos de oxígeno? ¿Se formarán 4 gramos de agua? Evidentemente no, la proporción de hidrógeno y oxígeno para formar agua es la indicada mediante el balance de masas (2 gramos de hidrógeno con 16 gramos de oxígeno). Los dos gramos de oxígeno se van a consumir totalmente (reactivo limitante) y sobrará hidrógeno (reactivo en exceso). Analíticamente se puede observar: 2g de H2 16g de O2 Xg de H2 2g de O2

𝑥 =2 × 2

16= 0.5 𝑔𝑑𝑒𝐻2

Entonces 0,25g de hidrógeno son los que reaccionan con el oxígeno. El oxígeno se consume todo (reactivo limitante). El hidrógeno sobra (reactivo en exceso) [24]. Ejemplo 2:

Si reaccionan 6.8 g de 02 en exceso de H2 y se producen 8.2 g de H2O. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?

1 H2 (g) + 1

2 O2 (g) H2O (g)

Proporción de reacción:

1 mol de H2 ½ mol de O2 1 mol de H2O

Masa molar de H2: 2 g/molS

Masa molar de H2O: 18 g/mol

Masa molar 02 : 16 g/mol

Se pasan gramos a moles:

6.8 𝑔 𝑂2 ×1 𝑚𝑜𝑙

16𝑔 𝑂2 = 0.425 𝑚𝑜𝑙

8.2 𝑔 𝐻2 𝑂 ×1 𝑚𝑜𝑙

18 𝑔 𝐻2 𝑂 = 0.455 𝑚𝑜𝑙

Para determinar el rendimiento teórico se hace una regla de 3 de la siguiente manera

½ mol de O2 1 mol de H2O

0.455 moles de O2 x mol de H2O

1 mol H2 O × 0.455 mol O2

0.5 mol O2 = 0.91 mol de H2 O

6.8 g 8.2 g

62

Rendimiento teórico

El rendimiento teórico es 0.91 mol de H2O

Rendimiento real

El rendimiento real de la reacción es 0.455 mol de H2O

Rendimiento porcentual

% de Rendimiento = Rendimiento real

Rendimiento teórico × 100%

% de Rendimiento = 0.455

0.91 × 100% = 50 %

7.6 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE REACTIVO LÍMITE

Reactivo límite

INTRODUCCIÓN En el siguiente experimento se estudia el reactivo límite y el reactivo en exceso, por medio de una reacción entre el ácido acético y el bicarbonato sódico en diferentes proporciones. Siendo evidente por el aumento de los globos generado por el desprendimiento de CO2.


Materiales

4 Globos

4 botellas. Reactivos

Vinagre

Bicarbonato sódico Parte experimental 1. Rotular las botellas del 1 al 4. 2. Agregar una cucharada de vinagre a las botellas 1, 2,3 y 4. 3. Agregar 1/4 de cucharada de bicarbonato sódico a la botella 1, posteriormente tapar

con el globo. 4. Agregar 3/4 de cucharada de bicarbonato sódico a la botella 2, posteriormente tapar

con el globo. 5. Agregar una cucharada y media de bicarbonato sódico a la botella 3, posteriormente

tapar con el globo. 6. Agregar 3 cucharadas de bicarbonato sódico a la botella 4, posteriormente tapar con

el globo.

64

Explicación química La reacción producida entre el bicarbonato sódico y el ácido acético es la siguiente:

CH3COOH(ac) + NaHCO3 (s) CH3COONa(ac) + CO2(g) + H2O(l)

Donde: CH3COOH: Ácido acético NaHCO3: Bicarbonato de sodio CH3COONa: Acetato de sodio CO2: Dióxido de carbono H2O: agua Como se observa en la ecuación anterior uno de los productos es el dióxido de carbono (CO2) que permite inflar los globos por su desprendimiento en forma de gas (Ver figura 7.1).

Figura 7 desprendimiento de CO2 en cada una de las botellas.

En: http://cluster-divulgacioncientifica.blogspot.com/2013/02/reactivo-limitante.html

http://2.bp.blogspot.com/-PqIW9_s2mqg/URGVzCm0nMI/AAAAAAAABnw/sSOkHAz8dfo/s1600/Imagen1.png

En la botella 1 se observa que el globo contiene menos cantidad de CO2 que en las demás botellas, esto se debe a que la cantidad de bicarbonato sódico es escasa (reactivo limite) en comparación con el ácido acético (reactivo en exceso). La botella 2 contiene más bicarbonato sódico respecto a la botella 1. Esto se ve reflejado en el globo, sin embargo el reactivo limitante sigue siendo el bicarbonato sódico, debido a que la proporción de él con respecto al ácido acético es mucho menor. En la botella 3 las cantidades estequiometrias del bicarbonato sódico y del ácido acético se encuentran en igual proporción; es decir, ambos reactivos reaccionan completamente. Se observa un buen desprendimiento de CO2 en el globo. En la botella 4 la cantidad de bicarbonato sódico adicionado es mayor que en las demás botellas (se puede observar en el fondo). En este caso el reactivo limitante es el ácido acético y el bicarbonato de sodio es el reactivo en exceso [25].

66

7.8 EVALUACIÓN

1. Durante un ensayo de laboratorio se agregan 56,1g de KOH sólido a 1L de una solución 1M de

NaCl en agua, y se agita hasta disolución completa del sólido. La ecuación de la reacción es

NaCl(ac) + KOH(s) ---------> NaOH(ac) + KCl(ac)

Sustancia NaCl KOH NaOH KCl H2O

Masa Molar (g/mol) 58.5 56.1 40 74.6 18

Si después de finalizar la reacción, se evapora totalmente el agua del sistema y se encuentra al final un residuo sólido, el peso de este en gramos es aproximadamente A. 74,6 B. 40 C. 114,6 D. 58,5 2.

2 𝐻2(g)+ C (grafito) 𝐶𝐻4 (g)

SUSTANCIA MASA MOLAR (𝒈 𝒎𝒐𝒍)⁄

C 12.0

𝐻2 1.0

𝐶𝐻4 16.0

Teniendo en cuenta que hay suficiente cantidad de ambos reactivos es válido afirmar que para producir 8g de CH4 se necesitan

A. 16 gramos de C B. 2 gramos de H C. 12 gramos de C D. 4 gramos de H

3. Al calentar clorato de potasio se produce cloruro de potasio y Oxígeno, de acuerdo con la siguiente ecuación

2KClO3 (S) 2KCl(S) + 3O2 (g)

En una prueba de laboratorio se utiliza un recolector de gases y se hacen reaccionar 66,25 g de KClO3 (masa molecular = 132,5 g/mol). Según la información anterior, se recogerán A. 1,2 moles de O2 y quedará un residuo de 0,66 moles de KCl. B. 0,75 moles de O2 y quedará un residuo de 0,5 moles de KCl. C. 3 moles de O2 y quedará un residuo de 2 moles de KCl. D. 1,5 moles de O2 y quedará un residuo de 1 mol de KCl.

4. Dos métodos de preparación de hidrógeno gaseoso, H2(g) , son los siguientes:

Método 1: pasando vapor de agua sobre carbón caliente. C(s) + H2O (g) CO (g) H2 (g)

Método 2: pasando vapor de agua sobre hierro caliente. 3Fe(s) + 4H2O g) Fe3O4(s) +4H2 (g)

Se disponen de 168 g de Fe(s) y 120 g de C(s) y vapor de agua en exceso y se puede utilizar

sólo uno de los métodos descritos para producir la mayor cantidad H2 (g) posible. De

acuerdo a esto, el método a utilizar debe ser el:

A. 2 porque se producen mínimo 4 moles de H2 (g) B. 1 porque se producen mínimo 10 moles de H2 (g) C. 2 porque se consume mayor masa de H2O (g) D. 1 porque se consume menor masa de H2O (g)

5. Menciona ejemplos de reacciones que ocurran en tu entorno (casa, vecindario,

naturaleza, tú mismo cuerpo) que te hagan pensar que la falta de una sustancia o

material no permitirían continuar con la reacción, en cuyo caso se convertiría en el

reactivo límite.


Masas molares

(g/mol)

Fe = 55,845

C = 12,0107

H2O = 18

CO = 28

Fe3O4 = 232

H = 1,00794

68

8 POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH)

8.1 pH Y ACIDEZ

Existen dos clases de compuestos químicos relacionados entre sí y que son muy importantes en la vida diaria. Se trata de los ácidos y las bases. Algunos ácidos muy conocidos son el vinagre (ácido acético), la vitamina C (ácido ascórbico) y el ácido del acumulador (ácido sulfúrico). Son bases muy comunes; la lejía (hidróxido de sodio), el polvo para hornear (bicarbonato de sodio) y el amoniaco. En la contaminación del aire y del agua suelen intervenir los ácidos y bases. Por ejemplo, la lluvia ácida es un grave problema ambiental, y en muchos casos el agua alcalina (básica) no es potable. Los ácidos tienen sabor agrio, las bases tienen sabor amargo, y los compuestos que se forman cuando un ácido reacciona con una base (sales) tienen sabor salado. 8.1.1 Propiedades de los ácidos 1. hacen que el colorante indicador tornasol cambie a rojo. 2. tienen sabor agrio. 3. disuelven los metales activos (como cinc o hierro) y producen hidrógeno gaseoso. 4. reaccionan con las bases para formar agua y compuestos iónicos llamados sales. 8.1.2 Propiedades de las bases 1. hacen que el colorante indicador tornasol cambie a azul. 2. tienen sabor amargo. 3. se sienten resbalosas al tacto. 4. reaccionan con ácidos para formar agua y sales. Los alimentos que son ácidos se identifican por su sabor agrio. El vinagre y el jugo de limón son buenos ejemplos. El vinagre es una solución acuosa de ácido acético (alrededor de 5 %). Los limones, las limas y otros frutos cítricos contienen ácido cítrico. El ácido láctico confiere al yogurt un sabor ácido, y se suele agregar ácido fosfórico a las bebidas carbonatadas para impartirles acidez. En cambio, el sabor amargo del agua tónica es atribuible a la presencia de quinina, que es una base. Todos los ácidos tienen iones hidrógeno (H+) y las propiedades de las bases en agua se deben al ion hidróxido OH-. El medio más común para identificar una sustancia como ácido o como base es la prueba del papel tornasol. Esto se lleva a cabo introduciendo una tira de papel tornasol neutro (de color violeta) en una solución desconocida. Si el color cambia a rosa la solución es ácida, si el color de la tira cambia a azul la solución es básica Y si la tira no cambia de color la solución es neutra.

El tornasol es sólo uno de muchos compuestos conocidos que son indicadores ácido-base. Muchos colorantes naturales de alimentos, como los del jugo de uva, el repollo morado y el arándano, son indicadores ácido-base, como también lo son casi todos los colorantes de los pétalos de las flores [26] 8.2 DEFINICIÓN DE pH El pH es una medida utilizada para evaluar la acidez o alcalinidad de una sustancia por lo general en su estado líquido (también se puede utilizar para gases). Se entiende por acidez la capacidad de una sustancia para aportar a una disolución acuosa iones de hidrógeno, hidrogeniones 𝐻+ al medio. La alcalinidad o base aporta hidroxilo OH- al medio. Por lo tanto, el pH mide la concentración de iones hidrógeno de una sustancia[16]. El pH de una solución se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones hidrógeno en mol/litro. Es decir el pH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones H+, matemáticamente se tiene.

𝑝𝐻 = − log[𝐻+ ]

En donde 𝐻+ = concentración de iones 𝐻+ en moles por litro 8.3 INDICADORES DE pH Un indicador es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas. Son moléculas complejas, generalmente orgánicas, las cuales se comportan como ácidos o bases débiles y tienen la propiedad de cambiar de color de acuerdo al pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. La tabla 3 relaciona los más comunes [27]. Otros indicadores solo son cualitativos, es decir, sólo determinan si es un ácido o una base. Como el papel tornasol azul o rojo.




70

INDICADOR INTERVALO DE pH

CAMBIO DE COLOR

Violeta de metilo 0.2 – 2.0 Amarillo a violeta

Anaranjado de metilo

3.0 – 4.4 Rojo a amarillo

Rojo de metilo 4.4 – 6.2 Rojo a amarillo

Azul de bromotimol 6.0 – 7.6 Amarillo a azul

Rojo fenol 6.4 – 8.2 Amarillo a rojo

Fenolftaleína 8.2 – 10 Incoloro a rojo

Carmín de indiga 12 – 14 Azul a amarillo

Tabla 3 indicadores de pH más comunes

En: http://prepaunivas.edu.mx/v1/images/pdf/libros/quimica_II.pdf

8.4 ESCALA DE pH

Los valores de pH están comprendidos en una escala de 0 a 14, el valor medio es 7 el cual corresponde a una solución neutra, por ejemplo el agua, los valores que se encuentran por debajo de 7 indican soluciones ácidas y valores por encima de 7 corresponde a soluciones básicas o alcalinas como se muestra en la figura 5. Debido a que el pH indica la medida de la concentración del ión hidronio en una solución, se puede afirmar entonces, que a mayor valor del pH, menor concentración de hidrógeno y menor acidez en la solución [28].

Figura 8. 1 valores de pH comprendidos en una escala de 0 a 14

En: http://quimica1general1.blogspot.com/2008/06/el-qumico-dans-slp-stirensen.html


8.5 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE pH

Indicador de pH Introducción

El siguiente experimento se puede realizar con materiales de fácil acceso; ya que su

ingrediente principal es el repollo o col morado (ver figura 8.2), útil como indicador ácido

base que sirve como medidor de pH.

Figura 8. 2 cole o Repollo Morado

En: http://cosasdequimicos.blogspot.com/2009/02/indicador-de-repollo-morado.html#.VBjqdPl5NqU

MATERIALES Y REATIVOS

Materiales

1 tazón

2 ollas

1 estufa

1 embudo

1 colador de café

2 vasos

2 cucharas

2 gotero

Reactivos

Repollo

Agua destilada

http://i271.photobucket.com/albums/jj124/lexironnie/repollomorado.jpg

72

Vinagre

Bicarbonato de sodio

Parte experimental

Elaboración del indicador:

1. Tomar el repollo morado, retirar algunas hojas y depositarlas en un tazón.

2. Agregar las hojas del repollo a una olla, adicionar agua y encender la estufa hasta

ebullición (100°C).

3. Esperar hasta que el agua esté de color violeta (las hojas violetas se irán tornando

verdes. Esto se debe a que el pigmento que da el color violeta es soluble en agua, sin

embargo la clorofila permanece porque no es soluble en agua), apagar la estufa y

dejar enfriar.

4. Poner un colador de café sobre el embudo, dejar que la solución violeta fluya hasta

obtener una buena cantidad de indicador. Desechar las hojas.

Nota: El agua hirviendo extrae las sustancias que le dan el color característico a las hojas

del repollo. Estos indicadores se tornan rojos en medio ácidos y verdes en medio básicos

como se muestra en la imagen 4 [27].

Aplicación del indicador:

Ácido: agregar una cucharada de vinagre (ácido acético) y dos cucharadas de agua en un

vaso plástico, mezclar hasta homogenizar. Posteriormente adicionar con un gotero diez

gotas del indicador de repollo violeta y agitar la mezcla. (Ver figura 2)

Observación: el vinagre va a obtener un color rosa o rojo, esto comprueba que el vinagre

es un ácido.

Base: agregar dos cucharadas de agua y un poco de bicarbonato de sodio a un vaso

plástico, agitar. Después adicionar con un gotero diez gotas del indicador de repollo

violeta y mezclar la solución.

Observación: la solución va adquirir un color verde, indicando que el bicarbonato de soda

es una base.


Ácido Neutro Básico

Imagen 2 color que toma el indicador de repollo en medios ácido y básico,

respectivamente.


Explicación Química:

El color del repollo morado se debe a que además de clorofila tiene otros pigmentos

sensibles a la acidez como la antocianina y otros flavonoides. Estos pigmentos son solubles

en agua, en ácido acético, y en alcohol, pero no en aceite.

El color del pigmento en función de pH es:

Rojo intenso 2 (muy ácido), Rojo violáceo (rosa) 4, Violeta 6, Azul violeta 7 (neutro), Azul

7.5, azul (agua marina) 9, Verde azulado 10, Verde intenso 12 (muy básico). (Ver figura

8.3).

Figura 8. 3 escala del indicador de repollo morado.

en: http://cosasdequimicos.blogspot.com/2009/02/indicador-de-repollo-morado.html#.VBjqdPl5NqU

En medio ácido el jugo de repollo (que es morado) se torna rojo por que los anillos de

benceno (moléculas hexagonales con dobles enlaces internos) se conjugan; mientras que

en medio básico el jugo de repollo se torna verde o azul, porque la conjugación que existía

se destruye, y por ende ya no va a exhibir coloración roja. (Ver figura 8.4) [29].


http://3.bp.blogspot.com/_fQqEwRMsN0k/TUTvmOz2LaI/AAAAAAAAAKY/VB5dUv4LAoo/s1600/escalaRepollo.PNG

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Cianina en medio ácido (color rojo) Cianina en medio Básico (color azul)

Figura 8. 4 estructuras del indicador de repollo morado en medio ácido y en medio básico, respectivamente. Glu significa Glucosa (C6H12O6).


8.6 EVALUACIÓN

1. En la siguiente grafica se muestra la relación entre [H.] y pH para varias sustancias.

Se requiere neutralizar una solución de NaOH, para ello podría emplearse A. amoníaco. B. agua. C. leche de magnesia. D. jugo gástrico.

2. Se tienen 1000 ml de una solución 0,5 M de KOH con pH = 13,7. Si a esta solución se le adiciona 1 mol de KOH es muy probable que

A. permanezca constante la concentración de la solución B. aumente la concentración de iones [OH-] C. permanezca constante el pH de la solución D. aumente la concentración de iones [H+]

3. El pH se puede representar por medio de la siguiente escala:

76

De acuerdo con la siguiente escala al tomar bicarbonato de sodio un enfermo de acidez estomacal lo más probable es que: A. disminuya la basicidad estomacal y el pH aumente. B. aumente la acidez estomacal y el pH. C. el pH aumente y disminuya la acidez estomacal. D disminuya la basicidad estomacal y el pH. En:http://cardenascentro.edu.co/nocturno/Ciclo%20VI_PDF/MODULO%20QUIMICA%20CICLO%20VI%20GRADO%20UNDECIMO.pdf

4. El pH de una solución acuosa disminuye al aumentar la concentración de iones

hidronio. En la tabla se indica las concentraciones de iones hidronio en las sustancias

vino, café negro, saliva y leche de magnesia.

Es válido afirmar que el pH de la sustancia:

A. leche de magnesia es mayor que la sustancia vino. B. vino es mayor que la sustancia saliva. C. café negro es menor que la sustancia vino. D. saliva es menor que la sustancia vino.

5. Mencione que soluciones ácidas y básicas puedes encontrar en tu casa.


9 PREGUNTAS DE ORIENTACIÓN PARA LA COEVALUACIÓN

La coevaluación consiste en la colaboración entre profesores y estudiantes, que a través de la negociación llegan a establecer criterios y estándares de evaluación, y supone un enriquecimiento mutuo al incrementar el conocimiento sobre el objeto evaluado, en este caso el aprendizaje [30]. Las siguientes preguntas se sugieren como guía para realizar la coevaluación en el aula de clase. 1. ¿Cuáles son los conceptos principales que han aprendido? 2. ¿Cómo creen ustedes que ha sido el proceso de aprendizaje de sus compañeros? 3. ¿Qué ha sido lo más difícil durante el proceso de aprendizaje de sus compañeros? 4. ¿Cómo han contribuido sus compañeros en su proceso de aprendizaje? 5. ¿Cómo pueden aplicar ustedes lo aprendido en el aula de clase? 6. ¿Qué criterios usarían para calificar a sus compañeros? 7. ¿Qué herramientas diferentes usarían para mejorar el aprendizaje? 8. ¿Se sintieron estimulados o aburridos en las clases? ¿Por qué?

78

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[28]Química general. Definición de ph. Disponible en: http://quimica1general1.blogspot.com/2008/06/el-qumico-dans-slp-stirensen.html [29]Sciencemagic. Química: nuestra vida, nuestro futuro. Disponible en:

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