SOLUCIONES

Las soluciones son en química mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias.

La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente. Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos.

Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida. El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación. Sin embargo, en la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras.

Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química-física.

SOLUBILIDAD

La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este. Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada. La solubilidad de un

compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente.

En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar a las del solvente. La solubilidad de las sustancias varía, algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve.

PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SOLUCIONES

Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente.

Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones:

Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.

Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas.

Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se observa sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.

Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz.

Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:

1. Su composición química es variable.

2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

3.

Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN

DISOLVENTE

SOLUTO EJEMPLOS

Gaseosa Gas Gas Aire

Liquida Liquido Liquido Alcohol en agua

Liquida Liquido Gas O2 en H2O

Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O

 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD:

Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez (pulverizando el soluto).

Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional 

MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

 

Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml. de solución.

 

FRACCIÓN MOLAR (XI): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

X sto + X ste = 1

MOLARIDAD (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar (3 M) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.

EJEMPLO:

Cuántos gramos de AgNO3, se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1M?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es: 170 g = masa de 1 mol AgNO3

Y que 100 cm3 de H20 equivalen a 100 ml. H20

Usando la definición de molalidad, se tiene que en una solución 1M  hay 1 mol de  AgNO3 por cada Litro (1000 ml) de H2O (solvente) es decir

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

 Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M

MOLALIDAD (M): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl, y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)

NORMALIDAD (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.

EJEMPLO:

Cuántos gramos de AgNO3, se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1N?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es: 170 g = masa de 1 mol AgNO3

Y que 100 cm3 de H20 equivalen a 100 ml. H20

Usando la definición de molalidad, se tiene que en una solución 1N  hay 1 mol de  AgNO3 por cada Kg. (1000 g) de H2O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa.

FORMALIDAD (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.

SOLUCIONES DE ELECTROLITOS

ELECTROLITOS: Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles.

ELECTROLISIS:Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.

Al pasar la corriente eléctrica, las sales, los ácidos y las bases se ionizan.

EJEMPLOS:NaCl → Na+ + Cl-

CaSO4 → Ca+2 + SO4-2

HCl → H+ + Cl-

AgNO3 → Ag+ + NO3-

NaOH → Na+ + OH-

Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo.

PRODUCTO IÓNICO DEL H2O

El H2O es un electrolito débil. Se disocia así:

H2O H + + OH-

La constante de equilibrio para la disociación del H2O es:

El símbolo [ ] indica la concentración molar

Keq [H2O] = [H +] + [OH-].

La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante.

VALOR DEL PRODUCTO IÓNICO DEL H2O (10-14 MOLES/LITRO).

En el agua pura el número de iones H+ y OH- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua contiene una diez millonésima del número H+ e igual de OH-; esto se expresa como 10-7 por tanto, la concentración molar de H+ se expresa así     

[H +]= 10-7 MOLES/LITRO Y [OH-] = 10-7; ENTONCES;  [H2O] = 10-7 MOLES / LITRO  [H2O] = 10-14

MOLES/LITRO.

Si se conoce la concentración de uno de los iones del H2O se puede calcular la del otro.

EJEMPLO:

Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH -; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:

[H2O] = [H +] [OH-]  =  10-14

De donde

Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro (1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+.

[H2O] = [H +] [OH-] = 10-14

De donde [H +] 10-5  = 10-14;

Entonces    POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH

El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H+ expresado en moles por litro

Escala de pH

Calcular el pH del agua pura

Log 1.0 x 107 = Log 1.0 +  Log 107 = 0  +  7   =   7 El pH del agua es 7

EJEMPLO:

Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?

Log 5   +   Log 102   =   0.7   +   2   =   2.7 El pH de la solución es de 2.7

INDICADORES

Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH

INDICADOR

MEDIO ÁCIDO

MEDIO BÁSICO

Fenoftaleina

incoloro rojo

Tornasol rojo azul

Rojo congo azul rojo

Alizarina amarillo rojo naranja

COLOIDES

Los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones (10 a 10.000 Aº se llaman micelas). Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad

de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio.

CLASE DE COLOIDES SEGÚN EL ESTADO FÍSICO

NOMBRE EJEMPLOS FASE DISPERSA

MEDIO DISPERSANTE

Aerosol sólido Polvo en el aire Sólido Gas

Geles Gelatinas, tinta, clara de huevo

Sólido Liquido

Aerosol liquido Niebla Liquido Gas

Emulsión leche, mayonesa Liquido Liquido

Emulsión sólida Pinturas, queso Liquido Sólido

Espuma Nubes, esquemas Gas Liquido

Espuma sólida Piedra pómez Gas Sólido

PROPIEDADES DE LOS COLOIDES

Las propiedades de los coloides son:

Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.

Efecto de Tyndall  Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias.

Adsorción: Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.

Carga eléctrica: Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se

denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.

Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos. Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente (Ver Figura).

LAS CUATRO PROPIEDADES COLIGATIVAS SON:

descenso de la presión de vapor del disolvente elevación ebulloscópica

descenso crioscópico

presión osmótica

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

Las propiedades coligativas son propiedades físicas que van a depender del número de partículas de soluto (sustancia que se disuelve un compuesto químico determinado) en una cantidad determinada de disolvente o solvente (sustancia en la cual se disuelve un soluto). PROPIEDADES COLIGATIVAS LA PRESIÓN DE VAPOR:

Esta propiedad esta reflejada en la Ley de Raoult, un científico francés, Francois Raoult quien enunció el siguiente principio: “La disminución de la presión del disolvente es proporcional a la fracción molar de soluto

disuelto”. Este principio ha sido demostrado mediante experimentos en los que se observa que las soluciones que contienen líquidos no volátiles o solutos sólidos, siempre tienen presiones más bajas que los solventes puros. El cálculo de la presión se realiza mediante la fórmula que se muestra a la derecha.

Las soluciones que obedecen a esta relación exacta se conocen como soluciones ideales. Las presiones de vapor de muchas soluciones no se comportan idealmente.

Pasos para calcular la presión de vapor de una solución:El planteamiento del problema puede ser el siguiente: Calcule la presión de vapor de una solución a 26°C que contiene 10 gr. de Urea disuelta en 200 gr. de agua.

Masa molecular de la urea: 60 g/molMasa molecular del agua: 18 g/mol

Paso 1: Calcular el número de moles del soluto y del solvente.

Total moles soluto + solvente = 0,1666 + 11,111 = 11,276 mol

Paso 2: Fracción molar (Fn)

Paso 3: Aplicar la expresión matemática de la Ley de Raoult

Se busca en la tabla la presión del agua a 26ºC que corresponde a Po y se sustituye en la fórmula.

  Temperatura (°C)

Presión (mmHg)

Temperatura (°C)

Presión (mmHg)

0 4,6 21 18,5

5 6,3 22 19,7

8 8,0 23 20,9

 

9 8,6 24 22,2

10 9,2 25 23,4

11 9,8 26 25,0

12 10,5 27 26,5

13 11,2 28 28,1

14 11,9 29 29,8

15 12,7 30 31,5

16 13,5 31 33,4

17 14,4 32 35,4

18 15,4 33 37,4

19 16,3 34 39,6

20 17,4 100 760,0

Presión de vapor de agua a 28ºC = 25 mmHg

PUNTO DE EBULLICIÓN Y DE CONGELACIÓN:

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta es la presión atmosférica. La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en el punto de ebullición de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto al retardar la evaporación de las moléculas del disolvente hacen disminuir la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición del agua pura es 100 ºC. El agua pura hierve a 100°C y la presión del vapor es de 760 mm de Hg. Al preparar una solución de urea 1 molar, ésta solución no hierve a 100°C y la presión de vapor desciende por debajo de 760 mm de Hg. Para que la solución de urea hierva hay que aumentar la temperatura a 100,53°C y elevar la presión a 750 mm de Hg. El punto de ebullición de cualquier disolvente en una solución siempre es mayor que el punto de ebullición del disolvente puro. Para calcular la variación del punto de ebullición se aplica la siguiente fórmula:

 

Te: diferencia entre los puntos de ebullición de una solución y del disolvente puro.Ke: constante molal de ebullición. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 0,52 ºC Kg. /mol, m: molalidad El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido se iguala. El punto de congelación se alcanza en una solución cuando la energía cinética de las moléculas se hace menor a medida que la temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas intermoleculares de atracción y el descenso de la energía cinética son las causas de que los líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. La temperatura de congelación del agua pura es 0ºC. Cálculo del punto de congelación:

 

  Tc: diferencia entre los puntos de congelación de una solución y del disolvente puro.Kc: constante molal de congelación. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 1,86 ºC Kg/mol, m: molalidad APLICACIÓN DE LAS FÓRMULAS:En 392 g de agua se disuelven 85 g de azúcar de caña (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa: 342 g/mol.Paso 1: determinar la molalidad de la solución:

Paso 2: Determinar el punto de ebullición y de congelaciónPunto de ebullición:

    

Como el agua hierve a los 100°C, se suma el valor obtenido a 100°C:100°C + 0,329 = 100,329°C

Punto de congelación:

   

Como el agua se congela por debajo de los 0ºC 0ºC– 1,179 = - 1,179°C. PRESIÓN OSMÓTICA:

Esta propiedad se basa en el fenómeno de la ósmosis en el cual se selecciona el paso de sustancias a través de una membrana semipermeable que tiene poros muy pequeños que sólo permiten el paso de las moléculas del disolvente pero no del soluto. Esto permite que dos soluciones de diferentes concentraciones separadas mediante una membrana semipermeable igualen sus concentraciones, debido al paso de las moléculas de solvente de la solución más diluida a la solución más concentrada, hasta alcanzar ambas la misma concentración. El paso del disolvente desde la solución diluida hacia la solución concentrada provoca un aumento de la presión de la solución. Este incremento de la presión que se suma a la presión de vapor de la solución, se conoce como presión osmótica y se representa con ( ).

Cálculo de la presión osmótica

C: molaridad o molalidadR: valor constante 0,082 L atm/°K x molT: temperatura expresada en °K. Si el valor de la temperatura está expresado en ºC, se suma a este valor 273. Ejemplo: Temperatura: 20 ºC, 20ºC + 273 = 293ºK

PROBLEMA TIPO DE PRESIÓN OSMÓTICA: Halle la presión osmótica de una solución de glucosa que contiene 12 gr. de la sustancia en 500 ml de solución a una temperatura de 298 ºK. Masa molecular de la glucosa = (MM): 180 g/mol

Paso 1: Cálculo de la molalidad o molaridad:

 

 

Paso 2: Cálculo de la presión osmótica

= C x R x T= 0, 13 g/mol x 0,082 x 298°K = 3,176 atm

ÓXIDO REDUCCIÓNMÉTODO DEL CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

Número De Oxidación: El número de oxidación de un átomo en una molécula o en un ión, es su carga aparente cuando(a) los e compartidos entre los átomos más electronegativos y (b) los e compartidos entre los átomos iguales se dividen equivalentemente. El número de oxidación puede obtenerse aplicando el siguiente conjunto de reglas.

1. Los elementos libres (incluso los de forma molecular, por ejemplo, O2) tienen un número de oxidación de cero (n-0).

2. Los iones monoatómicos tienen un número de oxidación equivalente a la carga n Fe = +2 en el ión Fe+2. En especies neutras, la suma de los números de oxidación debe ser igual a cero (igual que la carga total) en el HCL, n H = 1 n Cl = -1 n H + n Cl = 0. En especies más complicada (iones + o - ) la suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga total; en el NH4

+ , n N + 4nH = +1 ; -3 +4(-1) = +1

3. En los compuestos, los Metales alcalinos (Li, Na, K, etc.) siempre tienen número de oxidación +1 y los alcalinotérreos (Ca, Ba, Mg, Zn) tiene +2. Los halógenos (F, Cl, Br, I) tienen número de oxidación -1.

4. El Hidrógeno tiene un número de oxidación +1 en todos los compuestos, con la excepción de los hidruros del metal (tales como KH, hidruro de potasio), en donde nH = -1.

5. El oxígeno tiene en los compuestos un número de oxidación de -2, excepto en los peróxidos que el número de oxidación puede tomar valores diferentes. Ejemplo: H2O2 peróxido de hidrógeno o agua oxigenada n0 = -1 , en el NaO2 peróxido de sodio n O= - ½ (fraccionario). Como el flúor es más electromagnético que el oxígeno puede formar fluoruro de oxígeno (OF2) donde el7 número de oxidación del Fluoruro es -1 y el del oxígeno es +2.

Dada la definición de los números de oxidación, podemos definir oxidación como un aumento en el número de oxidación (correspondiente a una pérdida de e).

PROBLEMAS RESUELTOS:

Indique los números de oxidación en cada uno de los elementos que forman parte de estas moléculas o iones.

a. Na2S2O3 b) Ca(H2PO4)2

SOLUCIONES:

a) Na2S2O3

+2 + 2x – 6 = 0 > 2x = 6 – 2 > 2x = 4 > x = 4/2 = + 2 Entonces, Na2S2O3

b) Ca (H2PO4)2

+ 2 + 4 + 2x – 16 – 0 +6 + 2x – 16 = 0 > 2x = 16 – 6 > 2x = 10 > x = 10/2 = +5

Indique los números de oxidación de cada uno de los elementos en la siguiente ecuación:

I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2OI2 + HNO3 HIO3 + NO + H2OI2 + HNO3 HIO3 + NO n N = +5 n1 = +5 n N = +2I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O

Para determinar números de oxidación en ecuaciones no hace falta plantear estas ecuaciones, se pueden asignar por simple inspección (con la práctica). Pasos para Igualar Ecuaciones Por Método Del Número De Oxidación Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo: Mg + O2 MgO1. Se determina el número de oxidación de cada uno de los elementos en

la ecuación: Mg + O2 MgO, Se determina el elemento que se oxida (aumenta el número de oxidación) y el que se reduce (disminuye el número de oxidación)

Mg + O2 MgOXIDA (-e)REDUCE (+e)

2. Se extrae el elemento oxidante y el reductor en dos semirreacciones.

Oxidación Mg Mg+2 Ag. ReductorReducción O2 O-2 Ag. Oxidante

3. Se balancea por inspección ambas reacciones.

Mg Mg+2

O2 2O-2

4. Se determina el número de e perdidos por el agente reductor y los ganados por el agente oxidante (igualando la carga).

Mg Mg+2 + 2e- O2 + 4e 2O-2

5. Se verifica si los e perdido por el agente reductor son iguales a los e ganados por el agente oxidante (Igualando la carga).

2 Mg Mg+2 + 2e = 2Mg 2Mg-2 + 4 eO2 + 4e 2O-2 = O2 + 4e 2O-2

6. Se suman algebraicamente a miembro las dos semirreacciones (se deben anular o cancelar los e).

2Mg 2 Mg+2 + 4 e O2 + 4 e 2O-2

7. Se trasladan los coeficientes de la ecuación resultante a la ecuación original y luego se balancea por simple inspección.

2Mg + O2 2MgO

PROBLEMAS RESUELTOS:

Balancee siguiendo el método del número de oxidación.

a) I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O c) H2SO3 + HNO2 H2SO4 + NO + H2O

SOLUCIONES:

a) I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2OSe Oxida (-e)Se Reduce (+)10 x (N+5 + 3 e N+2

3I2 6I+5 + 30 e10 N+5 + 30 e 6I+5 + 10N+2

Trasladamos los coeficientes a la ecuación original 3 I2 + 10 HNO3 + 10 NO + H2O y balanceamos la ecuación por simple inspección.

3 I2 + 10 HNO3 6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O

b) Cl2 + KOH KCIO3 + KCI + H2OSe oxida (- e)Se reduce (+e -)

Aquí el Cl2 actúa como oxidante y como reductor, por lo tanto es una reacción de dismutación.

1 x (Cl2 2 Cl+5 + 10 e) Ag. Reductor5 x (Cl2 + 2 e 2 Cl+5) Ag. OxidanteCI2 2Cl+5 + 10 e5 CI2 + 10 e 10 Cl-1

6 CI2 2 Cl+5 + 10 Cl-1

Simplificando tenemos

3 Cl2 Cl+5 + 5 Cl-1

Trasladamos los coeficientes a la ecuación original

3 Cl2 + KOH KClO3 - 5KCl + H2O

Y balanceamos las ecuaciones por simple inspección

3 Cl2 + 6KOH KClO3 + 5KCl + 3H2O

c) H2SO3 + HNO2 H2SO4 + NO + H2O

Se oxida (- e) Se reduce (+ e)1 x (S+4 S+6 +2 e) Ag. Reductor2 x (N-3 - e N+2) Ag. OxidanteS-4 S+6 + 2 e 2 N+2 + 2 e 2N+2

Trasladamos los coeficientes H2SO3 + 2 HNO2 H2SO4 + 2 NO + H2O Inspeccionamos la ecuación, verificamos que cumple con el balance de masas (Ley de la conservación de la materia).

REACCIONES QUÍMICAS

ÓXIDO – REDUCCIÓN

Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En

ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce.

En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados. Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido.

El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados. Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:

Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la pérdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.

Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno. Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE OXIDA

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE REDUCE.

Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó. Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo. Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias. Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.

Para asignar el número de oxidación: El uso de los números de oxidación parte del principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Basado en esto se han creado las siguientes reglas:

Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo:

El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:

En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1.

Cuando hay oxigeno presente en un compuesto, el número de oxidación es de -2:

En los peróxidos el número de oxidación del oxigeno es -1: H2O2-1. El

oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas electronegativo que el oxigeno. El número de oxidación de cualquier Ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:

Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con metales:

Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos.

Pasos para establecer el número de oxidación: 

Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar se le asigna el valor de X

y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incognita.

Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos:

Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0.

El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la salvedad que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga del ión.

Así para calcular el número de oxidación del Cl en el ión clorato (ClO -3), la

ecuación será igual a menos 1 (-1).  

Paso 1: Aquí es importante recordar que el número de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ión es de -2, excepto en los peróxidos donde es -1.

Paso 2: El número de oxidación del cloro en el ión clorato es +5

Oxidación y reducción en una ecuación: para determinar si un elemento se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden seguirse los siguientes pasos:

Paso 1: Escribir los números de oxidación de cada elemento:

Paso 2: Se observa que los elementos varían su número de oxidación:

Paso 3: Determinación de los agentes reductores y oxidantes:

Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox): Las reacciones de óxido-reducción comprenden la transferencia de electrones. Pueden ocurrir con sustancias puras o con sustancias en solución. Para balancear una ecuación redox, generalmente se usan dos métodos; el método de ión electrón o de las semiecuaciones utilizado para las ecuaciones iónicas y el método del cambio en el número de oxidación que se puede usar tanto en ecuaciones iónicas como en ecuaciones totales (moleculares).

MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN: PARA BALANCEAR LA SIGUIENTE ECUACIÓN:

Paso 1: Escribir la ecuación parcial para el agente oxidante y otra para el reductor:

Paso 2: Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada elemento. Para ello puede añadirse H2O y H+ a las soluciones ácidas o neutras, esto para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Si se trata de soluciones alcalinas puede utilizarse el OH-. Así: Esta ecuación parcial requiere que se coloque un 2 en el Cr de la derecha para igualar la cantidad de la izquierda, además requiere de 7H2O en la derecha para igualar los oxígenos de la izquierda (O-

27). Es por ello que para igualar los

hidrógenos del agua se coloca 14H+ en la izquierda.

 

Paso 3: Efectuar el balanceo de las cargas:En esta ecuación la carga neta del lado izquierdo es 12+ y del lado derecho es 6+, por ello deben añadirse 6 electrones (e-) en el lado izquierdo:Para la ecuación parcial:Fe+2 Fe+3

Se suma 1 e- del lado derecho para igualar la carga 2+ en el lado

 

 

izquierdo, quedando:

Paso 4:Ahora se igualan los electrones ganados y perdidos, para ello se multiplica la ecuación:Fe+2 Fe+3 + 1e- por 6, así:

Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales y se realiza la simplificación de los electrones:

Para comprobar que la ecuación final está balanceada, se verifican tanto el número de átomos como el número de cargas:

 

Balance atómico Balance electrolítico

Izquierda Derecha Izquierda = Derecha

2Cr  

2Cr-2+14+12 = 6 + 0 + 18+24 = 24

70 70

14H 7x2 =14H

6Fe 6Fe

Método del cambio de valencia:Balanceo de la siguiente ecuación:

Paso 1: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema para asignar el número de oxidación.

Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido variación en el número de oxidación:

Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el que se reduce:

Paso 4: Igualar el número de electrones

ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación Sn0 – 4e- Sn+4 por 1 y la ecuación: N+5 + 1e- N+4 por 4, lo que dará como resultado:

Paso 5: Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el numero de electrones perdidos y ganados que debe ser igual:

Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original:En algunos casos la ecuación queda balanceada pero en otros, como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para ello es necesario multiplicar el agua por dos:

 

Balance atómico

1 Sn 1 Sn

4 H  

2 x 2 = 4 H 

4 N 4 N

4 x 3 = 120 2 + (4x2) + 2 = 120

 

ÁCIDOS Y BASES

Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección introduciremos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases. En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases alcalis) de acuerdo a las siguientes características:

Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases.

Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos.

Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.

A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:

HClH2O H+

(aq)

+ Cl-(aq)

Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):

NaOH

H2O Na+

(aq)

+

OH-

(aq)

La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por que todos los ácidos sueltan H+ y a la solución (y todas las bases sueltan OH-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y viceversa, es llamada neutralización. La Neutralización: Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H+ en la solución y las bases sueltan OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H+ se combinaría con el ión OH- ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua:

H+

(aq)

+

OH-

(aq)

H2

O

La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:

Ácido

Base

Agua

Sal

HCl+

NaOH

H2O+

NaCl

HBr+

KOH H2O+

KBr

Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno.

En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases.

La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un ión- hidrógeno H+ menos su electrón es simplemente un protón).

Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, seguirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H+ de un ácido para formar agua.

Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo, actúa como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra a continuación:

Acido

Base Sal

HCl+

NaHCO3

H2CO3

+

NaCl

En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente.

Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo pueden ser medidas por su concentración de iones de hidrógeno.

En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:

pH = -log [H+] Nota: la concentración es comúnmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución

Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14.

Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H+] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H+]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor [H+]).

Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra s, por ejemplo, el agua pura.

La relación entre [H+] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

[H+]pH

Ejemplo

Ácidos

1 X 100 0 HCl

1 x 10-1 1 Acido estomacal

1 x 10-2 2 Jugo de limón

1 x 10-3 3 Vinagre

1 x 10-4 4 Soda

1 x 10-5 5 Agua de lluvia

1 x 10-6 6 Leche

Neutral

1 x 10-7 7 Agua pura

Bases

1 x 10-8 8 Claras de huevo

1 x 10-9 9 Levadura

1 x 10-

10 10 Tums®antiácidos

1 x 10-

11 11 Amoníaco

1 x 10-

12 12Caliza Mineral - Ca(OH)2

1 x 10-

13 13 Drano®

1 x 10-

14 14 NaOH

La escala de pH se usa para medir la concentración, o la fuerza, de los ácidos o las bases. Las substancias que tienen un pH menor que 7 son ácidos. Las substancias que tienen un pH mayor que 7 son bases. Puedes determinar la fuerza de un ácido o de una base si sabes qué tan lejos su pH se encuentra del 7. Las substancias que tienen un pH

muy bajo, como por ejemplo 1, son ácidos muy fuertes. Las substancias que tienen un pH muy alto, por ejemplo 14, son bases muy fuertes. Las substancias que no son ácidos ni bases son neutras. Las substancias neutras tienen un pH de 7. Puedes neutralizar una base añadiéndole un ácido, y puedes neutralizar un ácido añadiéndole una base. Sin embargo, debes tener mucho cuidado de no añadir demasiado porque te puedes pasar muy rápidamente del punto neutro.