jueves, 21 de noviembre de 2013

Tipos de Reacciones Químicas

Veamos el siguiente mapa conceptual donde, observaremos los tipos de reacciones químicas que desarrollaremos a lo largo del siguiente Blog

Según los procesos químicos ocurridos:

- Reacción de Composición o Síntesis: son las reacciones en las cuales 2 o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva, como se observa en el siguiente ejemplo:

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

- Reacción por Descomposción: tambien llamada disociación térmica, en este tipo de reacciones los reactivos o reactantes se dividen en sustancias más sencillas, así pues el número de moléculas en los productos es mayor que el numero de moléculas de los reactivos, por ejemplo:

2KClO3 (s) + calor --------> 2KCl (s) + 3O2 (g)

- Reacción por Sustitución o de Desplazamiento: son aquellas en las cuales una sustancia simple reacciona con una más compleja, desplazando o sustituyendo a uno de sus componentes, veamos la siguiente reacción:

2HCl (g) + ZnCl2 (s) --------> ZnCl2 (ac) + H2 (g)

- Reacción por Doble Descomposición: se presenta cuando 2 sustancias complejas forman nuevas sutancias mediante el intercambio de sus componentes, veamos el siguiente ejemplo:

2NaCl (ac) + CaSO4(ac) --------> CaCl2 (ac) + Na2SO4 (ac)

2. Según los cambio energéticos producidos:

- Reacción Exotérmica: es aquella que desprende calor al medio, de modo que ocurre un aumento de temperatura a su alrededor, es decir este tipo de reacción libera calor al entorno y se puede evidenciar al tocar el recipiente donde ocurre la misma, la mayoria de las reacciones son exotérmicas y particularmente las de combustión.Para comprender mejor estas reacciones veamos a continuación el siguiente vídeo:

- Reacciones Endotérmicas: es aquella que absorbe calor del medio, por lo que ocurre un descenso de la temperatura en su entorno, este tipo de reacción por lo general requiere del sumnistro de energía para que pueda ocurrir. Las reacciones endotérmicas son poco comunes, algunos ejemplos son la descomposicion térmica del monóxido de mercurio (HgO) y el clorato de potasio (KClO3).

En el siguiente video analizaremos las principales diferencias entre las Reacciones endotérmicas y exotérmicas.

SOLUCIONES QUÍMICAS:

Las soluciones son sistemas homogéneosformados básicamente por dos componentes. Solvente y Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente.

Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.

La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como los solventes orgánicos no polares.

CONCENTRACION:

La concentración es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución o desolvente. Esta relación se puede expresar de muchas formas distintas. Una de ellas se refiere a los porcentajes.

Porcentaje masa en masa o peso en peso, (%m/m):Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 gramos de solución. Ej: Una solución 12% m/m tiene 12 gramos de soluto en 100 gramos de solución.

Como formula, podemos expresar esta relación así:

%m/m = x 100

Porcentaje masa en volumen (%m/v): Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 ml de solución. Aquí como se observa se combina el volumen y la masa. Ej: Una solución que es 8% m/v tiene 8 gramos de soluto en 100 ml de solución.

Fórmula: % m/v = x 100

Porcentaje volumen en volumen (%v/v): Es la cantidad de mililitros o centímetros cúbicos que hay en 100 mililitros o centímetros cúbicos de solución. Ej: Una solución 16% v/v tiene 16 ml de soluto por 100 ml de solución.

Fórmula: % v/v = x 100

Otras formas son la Molaridad, la Normalidad y la Molalidad.

Es bueno recordad antes el concepto de mol. El mol de una sustancia es el peso molecular de esa sustancia expresada en gramos. Estos datos se obtienen de la tabla periódica de los elementos.

Sumando las masas de los elementos se obtiene la masa de la sustancia en cuestión.

Molaridad: Es la cantidad de moles de soluto por cada litro de solución. Como fórmula:

M = n/V

M = M: Molaridad. n: Número de moles de soluto. V: Volumen de solución expresado en litros.

Normalidad: Es la cantidad de equivalentes químicos de soluto por cada litro de solución. Como fórmula:

N = n eq/V

N = Normalidad. n eq. : Número de equivalentes del soluto. V: Volumen de la solución en litros.

Molalidad: Es la cantidad de moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente. En fórmula:

m = n/kgs solvente

m = Molalidad. n: Número de moles de soluto por Kg = 1000 gramos de solvente o 1 kg de solvente.

Ejercicios:

A continuación comenzaremos una guía de problemas donde pondremos en práctica a todas estas fórmulas.

1) Calcula el % m/m de una solución que tiene 6 gramos de soluto en 80 gramos de solución.

Aplicamos la fórmula:

% m/m = 6 grs x 100 / 80 grs

% m/m = 7.5

2) Calcula el % m/m de una solución que tiene 10 grs. de soluto y 110 grs. de solvente.

En este caso, la masa de la solución es de 120 grs. ya que resulta de sumar los 10 grs. de soluto mas los 110 grs. de solvente.

% m/m = 10 grs x 100 / 120 grs

% m/m = 8.33.

3) Calcula la masa de soluto que tendría una solución de 220 grs. que es 4% m/m.

En este caso podemos despejar la masa de soluto de la fórmula. Nos queda.

masa de soluto = % m/m x masa solución / 100

masa de soluto = 4% x 220 grs / 100

Masa de soluto = 8.8 grs.

4) Cuantos grs. de soluto y solvente tendrán 320 grs. de solución cuya concentración es 5 % m/m:

masa de soluto = 5 % x 320 grs / 100

Masa de soluto = 16 grs.

La masa de solvente es fácil obtenerla. Directamente le restamos a la masa de la solución la masa de soluto.

Masa de solvente = 320 grs. – 16 grs.

Masa de solvente = 304 grs.

5) Cuantos gramos de soluto tendrán 1200 ml de solución cuya concentración es de 6% m/v.

De la fórmula:

% m/v = masa de soluto x 100 / volúmen de sción

despejamos la masa de soluto.

masa de soluto = % m/V x volúmen de sción / 100

masa de soluto = 6 % m/v x 1200 ml / 100

V = 80 grs x 100 / (5 % m/v sción)

Masa de soluto = 72 grs.

6) Que volumen tendrá una solución al 5% m/v que contiene 80 grs. de soluto.

De la misma fórmula utilizada en el anterior problema despejamos el volumen.

V = ( masa de soluto x 100) / ( % m/v sción)

V = 1600 ml.

7) Cuál será el % v/v en una solución que se preparo con 9 ml de soluto y 180 ml de solvente.

El volumen de la solución lo obtenemos sumando a ambos volúmenes.

% v/v = ( volúmen de soluto x 100 ) / ( volúmen de sción )

% v/v = (9 ml / 189 ml) x 100

% v/v = 4.76.

8) Cuáles son los volúmenes del soluto y solvente de una solución de 2000 ml al 16 % v/v.

Volúmen de soluto = ( % v/v sción x Volúmen sción )

Volúmen de soluto = ( % v/v sción x Volúmen sción ) / 100

Volúmen de soluto = (16 % x 2000 ml) / 100

Volumen de soluto = 320 ml.

Volumen de solvente = 2000 ml – 320 ml.

Volumen de solvente = 1680 ml.

Densidad:

Con la densidad podemos transformar o pasar una cantidad de masa a su equivalente en volumen o viceversa.

Densidad = masa / volumen

Aquí les dejo 2 ejemplos.

1) Cuantos grs. habrán en un volumen de 12 ml de una solución que tiene una densidad de 1.84 gr/ml.

Masa = Densidad x Volumen

Masa = (1.84 gr./ml) x 12 ml.

Masa = 22.08 grs.

2) Que volumen tendrá una masa de 28 grs. de una solución cuya densidad es 1.76 gr./ml.

De la fórmula anterior despejamos al volumen.

V = masa / densidad

V = 28 ~~grs~~ / 1,76 ~~grs~~/ml

V = 15.91 ml.

Molaridad:

1) Calcula la M de una solución que tiene 8 grs. de hidróxido de sodio (NaOH) en 680 ml de solución.

Según la fórmula de Molaridad.

M = n / V

Para calcular la Molaridad hay que saber la cantidad de moles y el volumen expresado en litros.

La cantidad de moles se calcula por

n = masa / ( Peso molecular )

n = 8 grs / 40 grs

n = 0.2 moles. Los 680 ml pasados a litros son 0,68 lts.

M = ( 0,2 moles ) / ( 0,68 lts )

Molaridad = 0.294 M (molar).

2) Cuantos moles de ácido clorhídrico (HCl) serán necesarios para hacer una solución 1,4M que tenga un volumen de 3.6 lts.

M = n / V

Despejamos n de la fórmula quedando:

n = M x V

n = 1,4 M x 3.6 lts.
n = 5.04 moles.

3) Que volumen tendrá una solución que es 2 M y contiene 18 grs. de hidróxido de potasio. (KOH).

El volumen lo despejamos de la fórmula de molaridad. Y los 18 grs. de soluto lo pasamos a moles.

M = n/V v = n/M

n = masa/PM n = = 0.321 moles.

V = ( 0,321 moles ) / 2 M

V = 0.16 lts.

4) Como prepararía 2 lts. de una solución 0,5 M de hidróxido de sodio (NaOH) a partir de otra, también de hidróxido de sodio, cuya concentración es 1.8 M.

Cuando se prepara una solución a partir de otra de mayor concentración lo que se hace es tomar una cantidad de la de mayor concentración y luego se la diluye con agua hasta llegar al volumen requerido de la de menor concentración. Para saber cuánto debemos tomar de la más concentrada usamos la siguiente fórmula.

M₁ x V₁ = M₂ x V₂

Los subíndices numéricos se usan para diferenciar a las dos soluciones de distinta concentración. Llamamos 1 a la más concentrada y 2 a la más diluida.

1.8 M x V₁ = 0.5 M x 2 lts.

V1 = ( 0,5 M x 2 lts ) / ( 1,8 M )

V₁ = 0.555 lts.

Se toman 0.555 lts de la solución más concentrada o 555 ml y se disuelven hasta 2 litros.

5) Calcula la M de una solución de ácido sulfúrico (H₂SO₄) de densidad 1.82 gr/ml y de 94% de pureza.

Sabemos que para calcular la molaridad tenemos que tener los datos de la cantidad de moles y el volumen expresado en litros.

A partir de la densidad deducimos que en un ml de solución hay 1.82 grs. de masa de solución. Por lo tanto en 1 litro habrá 1820 gramos de solución. Ahora bien, de esos 1820 gramos solo el 94% es puro en el soluto que tenemos. Con un simple cálculo de porcentaje obtendremos la cantidad que realmente hay de soluto en esos 1820 gramos.

1820 grs. x 0.94 = 1710.80 grs.

A partir de esta masa sacamos la cantidad de moles.

n = ( 1710,80 grs ) / ( 98 grs/mol )

n = 17.457 moles.

Estos cálculos se basaron al principio cuando usamos la densidad en un volumen de 1 litro. Por lo tanto si dividimos esta cantidad de moles por un litro obtenemos directamente la molaridad.

Molaridad = 17.457 M (molar).

6) Se dispone de un ácido nítrico comercial del 96,73% en peso y 1,5 gr/ml densidad ¿Cuántos ml de ácido concentrado serán necesarios para preparar 0,2 litros de disolución 1,5 molar de dicho ácido?

Directamente lo podemos hacer cambiando las unidades con los factores de conversión hasta llegar a molaridad. Se van cancelando las unidades viejas y quedan solo las nuevas, es decir mol/litro que es M (molaridad):

Primero usaremos el porcentaje de pureza, luego la densidad, los mililitros a litros y por último pasaremos la masa a moles.

(96,73 grs soluto / 100 grs solución) x (1,5 grs soluc / 1 ml soluc) x (1000 ml soluc / 1 litro) x (1 mol acido nítrico / 63 grs soluto) = 23 M

Ahora con la fórmula M1 x V1 = M2 x V2 calculamos el volumen del ácido concentrado que necesitarás. Podes llamar con el 1 a la solución concentrada y con el 2 a la nueva solución.

V1 = M2 x V2 / M1 = 1.5 M x 0,2 lit / 23 M = 0.013 lit = 13 ml

Entonces tomas 13 ml de la solución concentrada y le agregas agua hasta que llegues a los 200 ml o 0,2 litros que nos piden.

7) Cuál será la Normalidad de una solución de ácido clorhídrico que tiene 6 grs. de este en 1200 ml de volumen.

A partir de la fórmula:

N = N° de equivalentes de soluto / V (scion en lts)

Tenemos que calcular el número de equivalentes de soluto y pasar a litros el volumen que ya tenemos de solución.

En el caso de los ácidos el número de equivalentes se calcula dividiendo la masa de este por el peso del equivalente químico de este. El equivalente químico en el caso de los ácidos se calcula dividiendo el peso molecular por la cantidad de hidrógenos que tiene la molécula. El ácido clorhídrico tiene un peso molecular de 36.5. Tiene un solo átomo de hidrógeno, por lo tanto su peso equivalente es el mismo.

N de eq soluto = ( 6 grs ) / ( 36,5 grs/eq )

N de eq. Soluto = 0.164 equivalentes.

Normalidad = (0,164 equiv) / ( 1,2 lts)

Normalidad = 0.137.

8) A un recipiente que contiene 200 mL de solución acuosa 0.2 M de H2SO4 se le agregan 10 mL de H2SO4 puro (densidad=1.83 g/mL). Suponiendo volúmenes aditivos, calcular para la solución resultante la normalidad.

Debemos calcular el número de moles totales y después el de equivalentes en este caso. Por ejemplo en la primera solución tenemos:

Moles = 0,200 lts x 0,2M = 0,04 moles.

Como el H2SO4 tiene 2 hidrógenos la cantidad de equivalentes es moles x 2 = 0,08 equivalentes.

Ahora calculamos los equivalentes de la otra solución. Pero de la otra no tenemos la Molaridad, por lo tanto la debemos calcular de la densidad y del % de pureza que es del 100% por ser puro.

M = 1,83 grs/ml x 1000 ml/litro x 1 mol/98 grs = 18.67 M (molar) por lo tanto tiene 18,67 M x 0,01 litros = 0,187 moles o sea, 0,374 equivalentes.

Si sumamos tenemos 0,08 equivalentes + 0,374 equivalentes = 0,454 equivalentes en total al mezclar ambas soluciones. Entonces N = equiv/litros. N = 0,454 equiv / 0,21 litros = 2.16 N de la solución final. El volúmen de 0,21 litros se obtuvo sumando los volúmenes aditivos.

9) Que volumen tendrá una solución 2.6 N de hidróxido de calcio ( Ca(OH)₂ ) si la cantidad de soluto usada fue de 4 moles.

N = N° eq (st0) / V

Despejamos el volumen:

V = N° eq (st0) / N

En este caso tenemos moles pero no equivalentes. Se puede pasar de una manera sencilla de moles a equivalentes. Teniendo en cuenta que para calcular el peso de un equivalente de un hidróxido se divide al peso molecular por la cantidad de grupos oxhidrilos. El peso del equivalente es el peso molecular dividido por 2. Ya que este hidróxido posee 2 grupos oxhidrilos. El peso molecular es 40. Por lo tanto el peso del equivalente de Ca(OH)₂ es 20. Deducimos por lo tanto que en un mol de este compuesto hay 2 equivalentes. Como tenemos 4 moles del hidróxido tenemos 8 equivalentes.

V = 8 eq / 2,6N

V = 3.077 litros.

10) Calcula la Normalidad de:

Una solución 4 M de NaOH.

Una solución 6 M de Mg (OH)₂

Una solución 0.5 M de H₂SO₄

Una solución 0.8 M de HNO₃

En el caso del NaOH vemos que tiene un solo radical oxhidrilo, o sea que el peso molecular o el mol coincide con el peso de un equivalente químico. Por lo tanto si es 4 M también será 4 N.

En el segundo caso, el Mg(OH)₂, tiene 2 grupos oxhidrilos. El peso de un equivalente será la mitad del peso molecular. En un mol hay dos equivalentes. Entonces si es 6 M será 12 N.

En el tercer caso, vemos que el ácido sulfúrico tiene 2 hidrógenos. O sea que el peso de su equivalente será la mitad de su mol o peso molecular. En un mol hay dos equivalentes. Asi que si es 0.5 M será 1 N.

En el último caso, este ácido (ácido nítrico), tiene un solo hidrógeno. Asi que un mol equivale a un equivalente. Es igual su molaridad y su normalidad. Es 0.8 M y 0.8 N.

11) Calcula la molalidad de una solución que se prepara con 16 gramos de Hidróxido de Potasio (KOH) y 1600 gramos de agua.

La fórmula es:

m = Moles (st0) / Kg svte

Tenemos que transformar los 16 grs. del soluto a moles.

n = (16 grs) / (56 grs / mol)

n = 0.286 moles.

Esta cantidad de moles está presente en 1600 gramos de agua. Por lo tanto en 1 kg de agua habrá.

m = (0,286 moles) / (1,6 Kgs)

0,179 m (molal).

12) Cuantos gramos de soluto habrá en una solución 2.8 m de Li(OH), que se hizo con 500 ml de agua.
En el caso del agua 1 gramo equivale a un ml. Por lo tanto aceptamos que 500 ml son 500 grs.

Primero calcularemos la cantidad de moles de soluto. Despejando de la fórmula:

m = n / kgs svte

n = m x kg de svte.

n = 2.8m x 0,5 kgs.

n = 1.4 moles.

Ahora el último paso es pasar esta cantidad de moles a gramos.

La masa es igual al peso molecular por la cantidad de moles.

Masa = 23.94 grs./mol x 1.4 moles.

Masa = 33.52 gramos.

13) Calcula la masa de agua que se utilizó para preparar una solución 2,2 m si se utilizó 12 gramos de soluto (NaOH).

Primero hay que saber la cantidad de moles de soluto. El peso molecular de NaOH es de 40.

moles = 12 grs / (40 grs/mol)

0.3 moles. Luego de la fórmula de m:

m = moles/kgs svte Kg svte = moles sto / m

Kgs de solvente = 0,3 moles / 2,2 m

0.136 kilos o 136 gramos de agua.

14) Calcula la M y N de una solución que se preparó con 28 gramos de Mg(OH)₂ al 82 % de pureza en un volumen final de 1600 ml.

Primero debemos corregir la masa de 28 gramos ya que al no ser 100% pura en realidad no hay 28 gramos sino que habrá algo menos.

28grs. x 0.82 = 22.96 gramos.

Estos gramos ahora lo pasaremos a moles.

Moles = 22,96 grs / (58,3 grs/mol)

Moles = 0.39 moles.

Molaridad = 0,39 moles / 1,6 lts

Molaridad = 0.24 M (molar).

Como este hidróxido tiene 2 radicales oxhidrilos. Por cada mol tenemos 2 equivalentes. Por lo tanto será 0.48 N (Normal).

Problemas para resolver:

1) Calcula el % v/v de una solución que tiene un volumen de 1400 ml y 980 ml de agua (solvente).

Rta: 30% v/v.

2) Que masa de AgOH se necesitara para preparar 3 litros de una solución 0,4 M en este soluto.

Rta: 148.8 grs.

3) Que densidad tendrá una solución de 1500 centímetros cúbicos y 1,9 kgs.

Rta: 1.267 grs./ml.

4) Cuál será el volumen de una solución que tiene 20 gramos de soluto y una concentración de 6% m/v

Rta: 333.33 ml.

5) Que masa de solvente se necesitará para hacer 260 grs. de una solución al 4% m/m

Rta: 249.6 grs.

6) Calcula la Normalidad de: HNO₂ (2M) – KOH (0.4M) – H₂SO₃ (3M) – Al(OH)₃ (1M) – Na₃PO₄(0.6M) – NaCl (2M).

Rta: 2N – 0.4N – 6N – 3M – 1.8N – 2N.

7) Que volumen de solución ocuparan 3 equivalentes de soluto de una solución 4N.

Rta: 0.75 litros.

8) Que m (molalidad) tendrá una solución que se preparo colocando 20 gramos de NaOH en 2200 ml de agua.

Rta: 0.227 molal.

9) Como prepararía 2 litros de una solución 0.4 M a partir de otra que es 4 M.

Rta: Tomamos 200 ml de la más concentrada y la diluimos hasta llegar a 2 litros de volumen.

10) Que molaridad tendrá una solución que fue preparada añadiendo 46 grs. de Ca(OH)₂ al 79 % de pureza a cierta cantidad de agua obteniendo un volumen final de 4200 ml.

Rta: 0.117M.

1. GASES
2. ¿Qué es un gas? Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades: Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas. Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene. Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene. Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras. Existen diversas leyes que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas. Fuente: wikipedia
3. Teoría Cinética Molecular La teoría cinética de los gases es una teoría física que explica el comportamiento y propiedades macroscópicas de los gases a partir de una descripción estadística de los procesos moleculares microscópicos. La teoría cinética se desarrolló con base en los estudios de físicos como Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell a finales del siglo XIX. Los principios fundamentales de la teoría cinética son los siguientes : Los gases están compuestos de moléculas en movimiento aleatorio. Las moléculas sufren colisiones aleatorias entre ellas y las paredes del recipiente contenedor del gas. Las colisiones entre las moléculas del gas y las paredes del recipiente contenedor son elásticas. Adicionalmente, si el gas está en el interior de un recipiente, las colisiones con sus paredes se asume que son instantáneas y perfectamente elásticas. Están en constante movimiento, chocando entre ellas y contra las paredes del recipiente que lo contiene. Estos postulados describen el comportamiento de un gas ideal. Los gases reales se aproximan a este comportamiento ideal en condiciones de baja densidad y temperatura.
4. Variables para medir el gas Cantidad de sustancia Volumen Presión Temperatura moles l, m 3 , … atm, mm Hg o torr, Pa, bar ºC, K Unidades: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 bar = 101.325 Pa K = ºC + 273 1l = 1dm 3 = 1000 ml
5. Cantidad de sustancia-Ley de Avogadro La Ley de Amadeo Avogadro fue expuesta en 1811. Asegura que en un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e isotermo), el volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presente, de tal modo que:(T, P cte). V 1 = V 2 n 1 n 2 Esta ecuación es válida incluso para gases ideales distintos. Una forma alternativa de enunciar esta ley es: El volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal a una temperatura y presión dadas siempre es el mismo. Un mol de cualquier gas ideal a una temperatura de 0 °C (273,15 K) y una presión de 1013,25 hPa(760 mm de Hg) ocupa un volumen de exactamente 22.4 litros.
6. Otras expresiones de la Ley de Avogadro "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas" . También el enunciado inverso es cierto: "Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura". Esta ley suele enunciarse actualmente también como: "La masa atómica o átomo-gramo de diferentes elementos contienen el mismo número de átomos". El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6.023 × 10 23 y es también el número de moléculas que contiene una molécula gramo o mol. Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos. En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) un volumen de 22.4 l contiene 6.023 × 10 23 átomos, moléculas o partículas de un gas.
7. PRESIÓN En el marco de la teoría cinética la presión de un gas es explicada como el resultado macroscópico de las fuerzas implicadas por las colisiones de las moléculas del gas con las paredes del contenedor . La presión puede definirse por lo tanto haciendo referencia a las propiedades microscópicas del gas. Para un gas ideal con N moléculas, cada una de masa m y moviéndose con una velocidad aleatoria promedio v rms contenido en un volumen cúbico V las partículas del gas impactan con las paredes del recipiente de una manera que puede calcularse de manera estadística intercambiando momento lineal con las paredes en cada choque y efectuando una fuerza neta por unidad de área que es la presión ejercida por el gas sobre la superficie sólida .
8. Calculo de la presión Este resultado es interesante y significativo no sólo por ofrecer una forma de calcular la presión de un gas sino porque relaciona una variable macroscópica observable, la presión, con la energía cinética traslacional promedio por molécula, 1/2 mv rms ² , que es una magnitud microscópica no observable directamente. La presión puede calcularse como P = Nmv rms ² 3V De esta manera, la presión o fuerza por unidad de superficie, permite hallar la velocidad media v rms
9. Temperatura La temperatura es una medida utilizada por la física y la química, que expresa el nivel de agitación que poseen los átomos de un cuerpo (concepto también aplicable al ambiente, que es un cuerpo gaseoso). De manera coloquial relacionamos la temperatura con la sensación subjetiva del "calor", lo que no es preciso ya que en realidad sentimos subjetivamente lo que llamamos "calor" cuando entramos en contacto por ejemplo con un ambiente a mayor temperatura que la de nuestro cuerpo, habiendo transferencia de energía. La temperatura entonces está relacionada con la energía interna (técnicamente la suma de la energía asociada al movimiento de las partículas, lo que conocemos cono energía cinética interna, más la energía potencial interna) de un cuerpo; o sea a mayor temperatura mayor será la energía interna. De manera que “ al aumentar la temperatura de un cuerpo, aumenta la velocidad de sus átomos y/o moléculas ”. Para medir objetivamente la temperatura fue creado el aparato especial llamado termómetro.
10. La Temperatura y su relación con la energía cinética La energía cinética por Kelvin es: Por mol 12,47 J ; Por molécula 20,7 y J = 129 μeV En condiciones estándar de presión(1 atm) y temperatura (273.15°K) se obtiene que la energía cinética total del gas es: Por mol 3406 J; Por molécula 5,65 zJ = 35,2 meV Ejemplos: ( H 2 ) Dihidrógeno (peso molecular = 2): 1703 kJ/kg ( N 2 ) Dinitrógeno (peso molecular = 28): 122 kJ/kg ( O 2 ) Dioxígeno (peso molecular = 32): 106 kJ/kg Velocidad promedio de las moléculas De las fórmulas para la energía cinética y la temperatura se tienen características como V 2 rms = 3k B T m en donde k B es la constante de Boltzmann y T la temperatura en kelvin. Sustituyendo los valores, se obtiene que V 2 rms = 2.49 x 10 4 T PM donde v se mide en m/s, T en kelvin y PM en uma.Para una temperatura estándar la velocidad promedio de las moléculas de gas.
11. Condiciones normales de presión y temperatura Condiciones normales de presión y temperatura (abreviado CNPT ) o presión y temperatura normales (abreviado PTN o TPN ) hace referencia a los valores de presión y temperatura que imperan en un laboratorio. La IUPAC, Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (en inglés: International Union of Pure and Applied Chemistry) define las condiciones normales como: término cualitativo, en función de la preferencia del investigador, que usualmente implica la presión ambiental y la "temperatura del lugar". Preferiblemente las variables de temperatura y presión deberían ser tomadas como valores representativos de las condiciones reales (o rango de condiciones) empleadas en el estudio. El término " Condiciones Normales " se suele utilizar habitualmente para la medición de volúmenes de gases en muchos campos de la ciencia, como en Termodinámica y Química , correspondiéndose a una temperatura de 0 °C (o 273,15 K) y a una presión de 1 atm. Por ejemplo, el volumen de un mol de gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura es : PV = n RT -> V = 1×0.0821×273.15/1 =22,42 L; esto nos lleva al valor clásico: V m = 22.4 L. Como referencia diremos que estas CNPT, son condiciones a nivel de mar.
12. Volumen Es la cantidad de espacio (largo, ancho y espesor)que ocupa un cuerpo. Para medir el volumen de los líquidos y los gases, también podemos fijarnos en la capacidad del recipiente que los contiene . Si se considera una masa m de un gas, entonces: La densidad ᵨ = m / V despejamos el volumen V = m / ᵨ o = largo x ancho x espesor
13. La Ley de Boyle - Mariotte La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle , como se la conoce a veces), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante , y dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión : donde es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes. (También llamado proceso isotérmico ) V α 1/P (a m y T ctes)
14. Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura de arriba, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación: Donde: P 1 = Presión Inicial, P 2 = Presión Final, V 1 = Volumen Inicial, V 2 = Volumen Final V α 1/P (a n y T ctes) V = k/P
15. Leyes de Charles y Gay-Lussac En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787. Se considera así al proceso isobárico para la Ley de Charles, y al isocorórico para la ley de Gay Lussac. Proceso isobárico(de Charles) Proceso isocórico (de Gay-Lussac) (n, P ctes.) (n, V ctes.) V 1 = V 2 P 1 = P 2 T 1 T 2 T 1 T 2
16. Ley general de los gases Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles (n) es constante; n=cte ), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura. P 1 V 1 = P 2 V 2 T 1 n 1 T 2 n 2
17. Ecuación de estado de los gases ideales La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es: P V = n R T Donde: P = Presión V = Volumen n = Moles de gas. R = Constante universal de los gases ideales T = Temperatura en Kelvin.
18. Ley de los gases reales Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volumenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals: Donde: P = Presión del gas ideal V = Volumen del gas ideal n = Moles de gas. R = Constante universal de los gases ideales T = Temperatura. y son Constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.

Nomenclatura química

En la sección anterior se determinaron los números de oxidación de los átomos en diferentes especies químicas cuyas fórmulas se dieron como dato. Ahora invertiremos el proceso, es decir, que conociendo los estados de oxidación se podrá deducir la fórmula química, y a partir de ella el nombre de la especie.

Se seguirán las reglas dictadas por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). En las fórmulas, la porción positiva de un compuesto se escribe en primer término, a excepción de algunas especies que por su uso difundido se mantienen con la formulación tradicional. Tal es el caso, entre otros, del amoníaco, NH₃; del ión amonio, NH₄⁺; del metano, CH₄. En cuanto a la nomenclatura, subsisten diferentes sistemas en uso, aunque es recomendable la utilización de la nomenclatura sistemática, ya que aún sin mayores conocimientos puede ser deducida a partir de la fórmula química; o en el caso inverso, dada la nomenclatura, puede escribirse la fórmula correspondiente.

(GALEANO, 2011i). Nomenclatura química

Óxidos

Los óxidos son compuestos binarios, es decir, formados sólo por dos elementos, uno de los cuales es oxígeno actuando con número de oxidación –2.

Si el número de oxidación del metal es x, entonces la fórmula general del óxido será M₂O_x. Cuando x = 1, simplemente se escribe M₂O. Veamos algunos ejemplos:

Ejemplo 3.1. Óxidos de metales alcalinos

Recorriendo la tabla periódica de izquierda a derecha, encontramos en primer término el grupo IA (1) o de los elementos alcalinos, los que por tener un solo electrón de valencia actúan con carga +1. En este caso se necesitarán dos iones del metal para neutralizar la carga del oxígeno. En otras palabras la fórmula de estos óxidos será: Li₂O, Na₂O, K₂O y, en general, será M₂O siempre que el número de oxidación del metal sea +1.

Para nombrar estos óxidos, se sigue la siguiente regla:

oxido de (nombre del metal)

La parte variable del nombre figura entre paréntesis. Así, las sustancias anteriormente escritas se denominarán, respectivamente, óxido de litio, óxido de sodio y óxido de potasio. Es incorrecto escribir óxido de Li u óxido de Na, ya que es una mezcla de nomenclatura con símbolos.

Ejemplo 3.2. Óxidos de metales alcalino térreos

Los metales alcalino térreos o del grupo IIA (2), por poseer dos electrones de valencia actúan con número de oxidación +2 por lo que la fórmula general de su óxido será M₂O₂ o MO al simplificar. MgO, CaO, BaO serían algunos ejemplos.

Ejemplo 3.3. Óxidos del grupo del aluminio

El aluminio pertenece al grupo IIIA (13) y su número de oxidación es +3. La fórmula general de estos óxidos es M₂O₃. Para el caso del Al sería Al₂O₃.

Ejemplo 3.4. Óxidos de los metales de transición

En el caso de los metales de transición, éstos suelen actuar con más de un número de oxidación; así, el hierro actúa con +2 y +3, originando dos óxidos diferentes: FeO y Fe₂O₃ respectivamente. Nótese que si se sigue la regla anterior, ambos se llamarían óxido de hierro y no se sabría a cuál de las sustancias se está haciendo referencia. Esto es incorrecto, ya que el nombre debe ser lo suficientemente claro. En este caso los nombres serán óxido de hierro (II) y óxido de hierro (III).

Para determinar la fórmula del óxido de manganeso (IV), entonces se tiene en cuenta la regla general para la fórmula de un óxido y se escribiría Mn₂O₄, que al simplificar queda como MnO₂.

Esta nomenclatura también es utilizada con los elementos representativos que actúan con más de un estado de oxidación, grupos 13 al 16. Por ejemplo, PbO es la fórmula del óxido de plomo (II)

La nomenclatura que acaba de usarse con los óxidos se denomina nomenclatura sistemática de Stock o de numeración romana. Es la de uso más frecuente para los compuestos metálicos.

Ejemplo 3.5. Óxidos no metálicos o ácidos

Para ellos seguimos las mismas reglas de escritura, pero la nomenclatura más frecuente es la de los prefijos griegos; éstos indican el número de átomos de cada elemento y los más usados son:

Prefijo	Número de átomos
mono	1
di	2
tri	3
tetra	4
penta	5
hexa	6
hepta	7
octa	8
nona	9
deca	10

La regla para nombrarlos es:

(prefijo) óxido de (prefijo) (nombre del no metal)

El primer prefijo indica el número de átomos de oxígeno, y cuando termina con las letras a u o, se elimina antes de la palabra óxido: así, no se dice heptaóxido, sino, heptóxido. El segundo prefijo indica el número de átomos del no metal y no se usa cuando tiene un solo átomo: así, el CO₂ se nombra dióxido de carbono y no dióxido de monocarbono.

Por ejemplo:

N₂O monóxido de dinitrógeno

P₄O₁₀ decóxido de tetrafósforo

Nótese lo fácil que resulta escribir la fórmula de una sustancia si se utiliza esta nomenclatura. Veamos cómo sería para dióxido de azufre, pentóxido de dicloro, tetróxido de dinitrógeno:

SO₂, Cl₂O₅, N₂O₄

Anteriormente se utilizaba la llamada nomenclatura clásica que utilizaba el sufijo oso cuando el elemento que tiene número de oxidación positivo actúa con su menor estado de oxidación, y el sufijo ico cuando actúa con el mayor. Volviendo a ejemplos ya citados el FeO se denomina óxido ferroso, y el Fe₂O₃, óxido férrico, igualmente el SO₂ se denomina óxido sulfuroso y el SO₃, óxido sulfúrico. El inconveniente de esta nomenclatura estriba en que exige el conocimiento de los estados de oxidación del elemento, puesto que sólo nos indica que es el mayor o el menor, pero no cuál es su valor. Además, no sirve para especies que presentan más de dos números de oxidación.

Hidróxidos

Estas sustancias se caracterizan por la existencia del ion OH^- o ion hidroxilo combinado con un catión.

Si simbolizamos a un catión metálico como Mⁿ⁺, la fórmula general será: M(OH)_n. Se denominan de igual manera que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidróxido (nomenclatura sistemática o de Stock).

Ejemplo 3.6. Hidróxidos o bases

Mg(OH)₂ Hidróxido de magnesio

Fe(OH)₃ Hidróxido de hierro (III)

La regla para nombrar a los hidróxidos es:

Hidróxido de (nombre del metal) (número de oxidación si es necesario)

Oxácidos

Ejemplo 3.7. Ácidos oxigenados u oxácidos

Pueden representarse por la fórmula general H_xAO_y donde A representa a un no metal, actuando con número de oxidación positivo (a veces, puede tratarse de un metal de transición).

Para el caso de estos ácidos se tienen dos nomenclaturas:

La clásica o funcional es la misma que se utiliza en los óxidos ácidos; así, si un elemento es capaz de formar 2 oxácidos, el construido con el elemento actuando con su mayor estado de oxidación llevará el nombre del elemento seguido de la terminación ico y si está actuando con el menor llevará el nombre del elemento seguido de la terminación oso anteponiendo en ambos casos el término ácido. Los oxácidos más frecuentes con los que trabajaremos son:

Grupo IVA (14)	Grupo VA (15)	Grupo VIA (16)
H₂CO₃ ácido carbónico	HNO₂ ácido nitroso	H₂SO₃ ácido sulfuroso
*	HNO₃ ácido nítrico	H₃PO₃ ácido fosforoso
*	H₂SO₄ ácido sulfúrico	H₃PO₄ ácido fosfórico
*	*	*

En el caso del Grupo VII A (17) los oxácidos formados responden a la fórmula general HXO_n donde n puede variar entre 1 y 4, y X representa al Cl, Br o I. ¿Por qué X no representa al F?

El sufijo oso corresponde al estado de oxidación +3 para X y el sufijo ico corresponde al estado de oxidación +5 para X. Ambos estados son intermedios. Cuando el estado de oxidación de X es +1, por ser menor que el designado con oso, se le antepone el prefijo hipo, y cuando el estado de oxidación es +7, por ser mayor que el designado con ico, se le antepone el prefijo hiper, abreviado per.

En general:

Ácido (prefijo) (nombre del halógeno) (sufijo)

Por ejemplo:

HBrO ácido hipobromoso

HClO₂ ácido cloroso

HIO₃ ácido yódico

HClO₄ ácido perclórico

La nomenclatura sistemática indica el número de átomos de oxígeno mediante el uso de los prefijos griegos (a excepción de mono) seguido del sufijo oxo y luego se agrega el nombre del elemento siempre terminado en ico, y su estado de oxidación en números romanos.

En general:

Ácido (prefijo) oxo (nombre del no metal) ico (estado de oxidación)

Ejemplos:

H₂SO₃ ácido trioxosulfúrico (IV)

H₂SO₄ ácido tetraoxosulfúrico (VI)

Utilizando esta nomenclatura, no es necesario conocer si el elemento tiene o no diferentes estados de oxidación. Lamentablemente su uso no es lo suficientemente habitual y la mayoría denominaría simplemente al ácido HClO como ácido hipocloroso (funcional o clásica) y no como ácido oxoclórico (I).

Hidruros y otros compuestos binarios del hidrógeno

Ejemplo 3.8. Hidruros o compuestos del hidrógeno con metales

En estas sustancias el metal es el elemento que lleva el número de oxidación positivo, correspondiéndole al hidrógeno –1. La fórmula general para un metal con estado de oxidación +n será MH_n, denominándose igual que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidruro:

Hidruro de (nombre del metal) (número de oxidación si es necesario)

Ejemplos:

KH hidruro de potasio

CuH hidruro de cobre (I)

Ejemplo 3.9. Compuestos del hidrógeno con los no metales

En este caso el hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y se denominan:

(nombre del no metal)uro de hidrógeno

Los elementos del grupo VIIA (17) forman con el hidrógeno sustancias de fórmula HX, donde X es F, Cl, Br o I y sus nombres serán fluoruro de Hidrógeno, cloruro de Hidrógeno, etc. El S por pertenecer al Grupo VIA (16) formará H₂S, cuyo nombre es sulfuro de Hidrógeno. Los elementos N y P, que pertenecen al Grupo VA (15), forman con el hidrógeno NH₃ y PH₃, que se nombran frecuentemente en forma trivial amoníaco y fosfina respectivamente. (Nótese la excepción en la forma de escritura de la fórmula ya mencionada anteriormente).

Hidrácidos

Ejemplo 3.10. Hidrácidos

Cuando los compuestos hidrogenados derivados de elementos de los grupos VIA (16) y VIIA (17) se disuelven en agua, originan iones hidrógeno y pasan a denominarse hidrácidos (ácidos sin oxígeno).

Para nombrarlos debemos decir así:

Ácido (nombre del no metal) hídrico

Los ácidos del ejemplo inmediatamente anterior pasarán a denominarse: ácido fluorhídrico, ácido clorhídrico, ácido bromhídrico y ácido sulfhídrico. Nótese que no se incluyen en este grupo los derivados de no metales de los grupos IVA (14) y VA (15).

Aniones

Ejemplo 3.11. Aniones

Los ácidos, como hemos visto, generan H⁺ (en realidad H₃O⁺) en solución acuosa, originando simultáneamente un anión que posee tantas cargas negativas como hidrógenos se hayan cedido.

Se denominan con los siguientes sufijos:

Anión de hidrácido:

(nombre del no metal) uro

Por ejemplo:

F^-, fluoruro; S^2-, sulfuro. Como el ácido sulfhídrico posee más de un H, podrá perder un solo protón, originando el anión HS^-, y para denominarlo hay que añadir el término ácido. Este ion se denominará por lo tanto, ion sulfuro ácido.

Oxoácidos

Los oxoácidos originan aniones que sustituyen la terminación ico por ato tanto en la nomenclatura funcional como en la sistemática, y se sustituye la de osopor ito si se trabaja con la funcional.

Anión	Nomenclatura funcional	Nomenclatura sistemática
NO₃^-	Nitrato	Trioxonitrato (V)
NO₂^-	Nitrito	Dioxonitrato (III)
ClO^-	Hipoclorito	Oxoclorato (I)
ClO₂^-	Clorito	Dioxoclorato (III)

Ejemplo 3.12. Sales

Estas sustancias se componen de un anión proveniente de un ácido y de un catión generalmente metálico. Se denominan:

(nombre del anión) de (nombre del catión)

Sal	Nomenclatura funcional	Nomenclatura sistemática
K₂SO₄	Sulfato de potasio	Tetroxosulfato (VI) de potasio
FePO₄	Fosfato férrico	Tetroxofosfato (V) de hierro (III)
NH₄NO₃	Nitrato de amonio	Trioxonitrato (V) de amonio
Al₂(CO₃)₃	Carbonato de aluminio	Tri[trioxocarbonato (IV)] de dialuminio
HgI₂	Ioduro mercúrico	?
Cr(H₂PO₄)₃	Dihidrógenofosfato de cromo(III)	?
NH₄(HCO₃)	Hidrógenocarbonato de amonio	?
Ca(HS)₂	Hidrógenosulfuro de calcio	?
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