Tipos de Soluciones: Concentración, Unidades y Clasificación, Apuntes de Química

¡Descarga Tipos de Soluciones: Concentración, Unidades y Clasificación y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity! SEMANA Na NN CENTRO DE CARRERAS TÉCNICAS t Contenido 1. Propiedades de la materia......................................4 1.1. Extensivas e intensivas.....................................4 1.2. Físicas y químicas.............................................4 1.3. Sistema material..............................................4 2. SOLUCIONES..........................................................6 2.1. Tipos de soluciones...........................................7 2.2. CONCENTRACIÓN..............................................7 2.3. Unidades físicas de concentración.....................9 3. SOLUBILIDAD.........................................................9 4. PESO ATOMICO RELATIVO.....................................10 5. MOL.....................................................................10 6. Peso molecular.....................................................11 7. REACCIONES QUÍMICAS.........................................12 7.1. ECUACIONES QUÍMICAS...................................12 7.2. BALANCE DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.........12 7.3. FORMULA QUÍMICA.........................................12 7.3.1. Fórmula empírica...........................................................13 7.3.2. Fórmula molecular.........................................................13 7.4. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:...................14 7.5. Clasificación de reacciones químicas................17 8. ACIDEZ-BASICIDAD-pH..........................................18 8.1. ÁCIDOS...........................................................18 8.2. BASES............................................................19 8.3. NEUTRALIZACIÓN............................................19 8.4. Escala de pH...................................................20 Página 2 | 27 Cerrados: sistema donde solo hay intercambio de energía entre el sistema y el medio. Ejemplo: agua hirviendo en un jarro herméticamente tapado. Aislados: donde no hay intercambio ni de masa ni de energía del sistema al medio o viceversa. Ejemplo: vaso térmico.  Según las partes visibles que lo componen Si consideramos el sistema “agua-arena” se observa la existencia de dos partes, el agua y la arena. En cambio, en el sistema “agua”, se visualiza solamente una. Cada una de esas partes se denomina FASES. Fase: es una parte del todo que presenta la misma composición y el mismo estado de agregación. Ejemplo: agua líquida. Por lo tanto, la observación macroscópica (Figura 1. 4) nos permite otro criterio para clasificar los sistemas materiales en: Sistema material homogéneo: aquellos que están formados por una sola fase. Posee las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. Ejemplo: agua; aire dentro de una botella etc. Sistema material heterogéneo: aquellos que están formados por más de una fase. Presentan distintas propiedades intensivas en por lo menos dos puntos. Ejemplo: sal de cocina-arena finamente dividida, agua con cubitos de hielo etc. Existen algunos sistemas materiales donde una sola clase de materia se presenta en los tres estados de agregación. Ejemplo: el sistema agua a 0ºC y 1 atmósfera de presión. Allí tenemos, hielo (fase sólida), agua (fase líquida) y vapor de agua (fase gaseosa). Es evidente que en este sistema hay TRES FASES y UNA SOLA CLASE DE MATERIA, agua (Figura 1.5). Esto nos permite definir el concepto de componente como: Página 5 | 27 Componente es cada clase de materia que forma un sistema material. El número de componentes es el menor número de sustancias necesarias para definir las fases del sistema material. Resumiendo, podemos decir que: Según el nº de Sustancia Pura Mezcla componentes 1 sólo componente 2 o más componentes Según el nº de fases Sistema homogéneo Agua, hierro, sal, etc Sal + agua Sistema Heterogéneo Agua + hielo Arena + agua Figura 1.5. Mapa conceptual de sistemas materiales 2. SOLUCIONES Hasta ahora, hemos hablado de sustancias al estado “puro” por ejemplo, agua, etanol, cloruro de sodio, etc. Sin embargo, muy pocas veces las sustancias se encuentran como tales en la naturaleza, por lo general las encontramos mezcladas. Las soluciones son mezclas homogéneas presentando propiedades uniformes en todas partes. Están formadas por dos o más sustancias puras. Al hablar de soluciones debemos definir dos términos: disolvente y soluto. Página 6 | 27 Disolvente, es la sustancia que está presente en mayor proporción en una solución. Soluto, a todas las otras sustancias presentes en la solución. En las soluciones que contienen agua se considera como disolvente al agua, aunque esté presente en pequeña proporción. Ejemplo: ácido sulfúrico al 96 % quiere decir que tiene ácido en mayor proporción que el agua sin embargo se considera como disolvente al agua. 2.1. Tipos de soluciones. En la figura 1.6 observamos un mapa conceptual con los distintos tipos de soluciones. Figura 1.6. Mapa conceptual de distintos tipos de soluciones 2.2. CONCENTRACIÓN Cualitativamente podemos hablar de: Soluciones saturadas: tiene tanta cantidad de soluto como es capaz de retener. Página 7 | 27 4. PESO ATOMICO RELATIVO Siendo los átomos partículas tan pequeñas, del orden de 10-24 gramos, (es decir, 0,000000000000000000000001 gramos) se hace indispensable para un mejor manejo utilizar determinadas convenciones de expresión de la masa (peso), definiendo unidades de referencia y expresadas en forma relativa. Se definió una unidad convencional, uma (unidad de masa atómica) como la doceava parte del átomo de carbono 12 (12C) 1 uma = doceava parte del carbono 12 (12C) Si decimos que el átomo de sodio tiene un Peso Atómico Relativo de 23 umas, significa que tiene una masa 23 veces mayor que la 12 ava parte del átomo de carbono 12. Si decimos que oxígeno tiene un Peso Atómico Relativo de 16 umas significa que tiene una masa 16 veces mayor que la 12 ava parte del carbono 12. Para calcular el Peso Atómico de un elemento, se tiene en cuenta la abundancia relativa de sus isótopos estables en la naturaleza. Este número, calculado de esta manera, es el que aparece en la Tabla Periódica y que habitualmente utilizaremos como Peso Atómico de un elemento. Este número expresado en gramos será 1 MOL del elemento. 5. MOL El mol es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del SI. Dada cualquier sustancia y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Los Pesos Atómicos Relativos expresados en gramos se los define como 1 mol y contienen un número determinado de unidades denominado NUMERO DE AVOGADRO que resulta 6,023 x 1023. Se dispone ahora de una unidad más grande (MOL) que resulta muy útil para los químicos. Ejemplo: 1 gramo de hidrógeno 1 mol  6,023 x 1023 átomos de hidrógeno 23 gramos de sodio 1 mol  6,023 x 1023 átomos de sodio 16 gramos de oxígeno 1 mol  6,023 x 1023 átomos de oxígeno Página 10 | 27 MOL es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro de unidades El concepto de MOL es aplicable a cualquier tipo de especies como iones, átomos, moléculas, etc. Entonces podemos decir que:  1 mol de átomos de oxígeno pesa 16 gramos y contiene 6,023 x 1023 átomos de oxígeno.  1 mol de moléculas de oxígeno pesa 32 gramos y contienen 6,023 x 1023 moléculas de O2.  1mol de iones cloruros pesan 35,45 gramos y contienen 6,023 x 1023 iones cloruros. Y este concepto podríamos usarlo para otras entidades así, 6,023 x 1023 bolitas constituyen 1 mol de bolitas, o que 6,023 x 1023 lápices constituyen 1 mol de lápices. 6. Peso molecular El Peso Molecular de un compuesto resulta de la sumatoria de los Pesos Atómicos de los átomos constituyentes de la molécula afectados por su atomicidad. Atomicidad es el número de átomos de cada elemento presentes en la molécula. Ejemplo: el agua cuya fórmula es H2O tendrá un Peso Molecular igual a: 2x1 gramo + 1x16 gramos = 18 gramos El concepto de MOL es utilizado en cualquier cálculo de masas en las reacciones químicas. Ejemplo: ¿Cuántos gramos de óxido férrico se obtendrán por oxidación de 5 gramos de hierro metálico?: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 Vemos que, 4 moles de hierro producen 2 moles de óxido férrico; como el peso de 1 mol de hierro es 56 gramos, entonces el peso total de hierro reaccionante es 4x56 = 224 gramos. Para calcular el producto formado: 1 mol de óxido férrico es 2Fe + 3 O = 2x56 + 3x16 =160 gramos como tenemos 2 moles el peso total del producto es 320 gramos. Luego aplicando regla de tres simples: 224g Fe  320 g Fe2O3 5g Fe  X X = 5 g x Fe x 320 g Fe2O3 = 7,14 g Fe2O3 224 g Fe Página 11 | 27 7. REACCIONES QUÍMICAS Proceso en el cual los reactivos se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. También llamada cambio químico o fenómeno químico. 7.1. ECUACIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas. Reactivos → Productos Por ejemplo, el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe: 2H2 + O2  2H2O El "+" se lee como "reacciona con". La flecha “ ” significa "produce". Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan los reactivos. A la derecha de la flecha están las fórmulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos. Los números al lado de las fórmulas son los coeficientes estequiométricos (el coeficiente 1 se omite). 7.2. BALANCE DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Método de ensayo y error: es una aplicación de la Ley de Lavoisier o de Conservación de la Materia; “En un sistema cerrado en el que se produce una reacción química, la masa total, se mantiene constante”. Se debe cumplir que el número de cada clase de átomo, debe ser igual a la izquierda (Reactivos) y a la derecha (Productos) de la flecha de la ecuación química. Esto se debe lograr por el método de ensayo y error: uso de coeficientes (números enteros) que no modifiquen la fórmula química de la sustancia. Ejemplo: 2H2+O2  2H2O 7.3. FORMULA QUÍMICA El medio propuesto para ejecutar algo o resolver un asunto recibe el nombre de fórmula. Para la ciencia, una fórmula es una forma breve que expresa información de modo simbólico. Se trata, en este sentido, de una manera fija de transmitir cierta información. Página 12 | 27 2 Na + 2 H2O →2 NaOH + H2 + calor d) Reacciones endotérmicas. Transcurren con absorción de calor, necesitan calor. CaCO3 + calor → CaO + CO2 2 KClO3 + calor → 2KCl + 3O2 e) Reacciones de combinación. Cuando dos o más reactivos dan un solo producto. S + Fe → FeS 2 Hg + O2 → 2 HgO 2Mg + O2 → 2 MgO N2 + 3 H2 → 2 NH3 SO3 + H2O→ H2SO4 f) Reacciones de descomposición. A partir de un solo reactivo se obtiene dos o más productos. 2 KClO3 + calor → 2KCl + 3 O2 2 H2O (por electrólisis) → 2 H2 + O2 4 AgNO3 + luz → 2 Ag2O + O2 + 4 NO2 g) Reacciones de desplazamiento. Una sustancia simple (elemento metálico) reacciona con un compuesto (ácido o sal) desplazando uno de los componentes (hidrógeno del ácido o metal de la sal) y uniéndose al resto. La tabla 4.1 muestra como la dirección en que aumentan los potenciales de oxidación de los elementos con los que trabajaremos en clases. Zn +CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓ Zn + 2HCl →ZnCl2 + H2↑ Fe + 3AgNO3 → Fe(NO3)3 + 3Ag↓ Página 15 | 27 Tabla 4.1. Dirección de los potenciales de oxidación. P o te n ci al es d e o xi d ac ió n L i K C a N a M g A l Z n C r F e N i Sn Para que la reacción sea factible es necesario que el elemento desplazante se encuentre por encima del desplazado en la tabla de potenciales de oxidación de los elementos. A los fines prácticos el alumno puede manejarse recordando solamente los elementos que se encuentran por debajo del hidrógeno en esta tabla. Estos elementos siempre deben ser desplazados, por lo tanto, quedarán en la reacción como productos. H, Cu, Hg, Ag, Au. H Cu H g A g A u Página 16 | 27 h) Reacciones de neutralización. La neutralización consiste en la unión del H+ del ácido con OH- de la base para producir H2O (son casos particulares de reacciones ácido + base) HCl + NaOH → NaCl + H2O H2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2H2O i) Reacciones de óxido-reducción. Son aquellas en las que se produce una transferencia de electrones entre los reactivos. Una especie pierde electrones y se oxida, mientras que la especie que gana electrones se reduce. En una reacción redox se producen cambios en el número de oxidación de al menos 2 átomos de la o las especies reaccionantes. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑ Zn0 + 2H+1Cl → Zn+2 Cl2 + H2 0 7.5. Clasificación de reacciones químicas En la figura 4.1 se observa un diagrama de clasificación de las reacciones químicas. Página 17 | 27 pH = - log [H+] El agua es una sustancia neutra, porque si bien se disocia muy poco, produce iones protones (hidronios) y oxhidrilos: H2O → H+ + OH- Puede demostrarse que para el agua la cantidad de protones y oxhidrilos disociados es la misma: [H+] = [OH-] = 10-7. 8.4. Escala de pH Para poder medir si una sustancia es neutra, ácida o alcalina se ha establecido una escala denominada pH en función de la concentración de protones presentes en un medio y que se define como: Si el agua tiene una [H+] = 10-7 su pH es 7 y es neutra; si el pH de una solución o sustancia es menor que 7, la sustancia es ácida y si es mayor que 7 es alcalina (Figura 3.4). Figura 3.4. Escala de pH. 9. MEDICIÓN Y SISTEMA DE UNIDADES La observación de un fenómeno es en general incompleta a menos que dé lugar a una Página 20 | 27 información cuantitativa. Para obtener dicha información se requiere la medición de una propiedad física. Medir es determinar la cantidad de una magnitud por comparación con otra que se toma como unidad, o determinar la extensión o capacidad de algo. Las observaciones cuantitativas son hechas por medición. Se necesita un dispositivo para medir llamado instrumento de medición. Por ejemplo, una regla para medir longitud, balanza para medir masa etc. 9.1. Sistema internacional de unidades (SI) El Sistema internacional de Unidades es una forma aceptada internacionalmente de utilización de las unidades de medida de las magnitudes físicas de los cuerpos. En el Sistema Internacional de unidades existen 3 clases de unidades: unidades básicas o fundamentales; unidades derivadas y unidades suplementarias. Existe un número reducido de unidades básicas que se definen arbitrariamente, las cuales también tienen una unidad arbitraria, a partir de las cuales se definen todas las otras unidades, que, por lo tanto, son llamadas unidades derivadas. Una vez establecida arbitrariamente la unidad longitud denominada metro, que se abrevia “m” (unidad básica), la unidad de superficie resulta ser metro cuadrado “m2” (unidad derivada). En la tabla de unidades básicas, que se muestran a continuación, podemos observar los nombres y símbolos de las unidades que utilizaremos durante el curso. A continuación, la tabla de múltiplos y submúltiplos, nos sirve para la conversión de unidades, esta tabla se utiliza para todas las unidades, metro, litro, gramo, etc. Tabla de unidades básicas del SI Nombre de la unidad Cantidad física (Dimensión) Símbolo para la unidad Página 21 | 27 metro longitud m kilogramo masa Kg segundo tiempo s ampere Intensidad de corriente A kelvin temperatura K candela Intensidad luminosa Cd mol sustancia Mol litro volumen L Tabla de múltiplos y submúltiplos (más usados) Múltiplo o submúltiplo Prefijo Símbolo 1012 tera T(unidad) 109 giga G(unidad) 106 mega M(unidad) 103 kilo k(unidad) 102 hecto h(unidad) 101 deca da(unidad) 1 (unidad) gramo, litro, metro, etc 10-1 deci d(unidad) 10-2 centi c(unidad) 10-3 mili m(unidad) 10-6 micro μ(unidad) 10-9 nano n(unidad) 10-12 pico p(unidad) 9.2. Unidades derivadas Las unidades SI derivadas se definen de forma que sean coherentes con las unidades básicas y suplementarias, es decir, se definen por expresiones algebraicas bajo la forma de productos de potencias de las unidades SI básicas y/o suplementarias con un factor numérico igual 1. Página 22 | 27 9.3.2. Peso El peso de un cuerpo, en cambio, no es una propiedad intrínseca del mismo, ya que depende de la intensidad del campo gravitatorio en el lugar del espacio ocupado por el cuerpo. Ejemplo: una persona de 60 kg de masa, pesa 588,34 N (60 kgf) en la superficie de la tierra; pero, la misma persona, en la superficie de la luna pesaría sólo unos 98,05N (10 kgf); sin embargo, su masa seguirá siendo de 60 kg. Podemos afirmar que: El término “PESO” se refiere a la fuerza con que un objeto es atraído por la tierra. El término “MASA” es la cantidad de materia con que está constituido dicho cuerpo. Es una magnitud EXTENSIVA, ya que depende de la cantidad de materia. Cuando se quiere determinar el peso de un cuerpo, lo que se hace es “pesar” el mismo. Pesar significa comparar el peso de un objeto con el peso de otra cuya “masa” se ha tomado como unidad. El aparato que se utiliza para esta operación se llama balanza. Existe una relación de proporcionalidad entre peso y masa P = m g Donde, P= peso m= masa g = aceleración de la gravedad y actúa como constante de proporcionalidad (varía ligeramente de un lugar a otro de la tierra). Obsérvese que PESO y MASA conceptualmente SON DISTINTOS, si bien se hallan estrechamente vinculados por la constante “g”. Por lo tanto: Cuando 1 kg masa es atraído por la fuerza de la gravedad normal 9,8 m/s2 tenemos por definición 1 kg fuerza (peso) que es lo medible. 9.4. TEMPERATURA Calor y temperatura tienen relación, pero se trata de conceptos diferentes.  Calor: el calor es una forma de energía que hace aumentar la temperatura.  Temperatura: es una magnitud física que expresa el nivel de calor. Página 25 | 27 Una misma cantidad de calor calentará mucho más un cuerpo pequeño que un cuerpo grande, o sea, la variación de temperatura es proporcional a la cantidad de calor suministrada o transferida. Ejemplo: La temperatura de un vaso de agua puede ser la misma que la temperatura de un cubo de agua, pero el cubo, al ser más grande, tiene más calor porque tiene más agua y por lo tanto más energía térmica total. 9.5. Escalas Para medir la temperatura se han desarrollado varias escalas termométricas. La más empleada en la Europa continental y Latinoamérica es la escala centígrada o Celsius, in ventada por el astrónomo sueco Anders Celsius. En esta escala, el agua se congela a 0ºC y entra en ebullición a 100ºC. La escala Kelvin o absoluta es la misma escala centígrada pero desplazada -273º. Así que para pasar de la escala centígrada a la escala Kelvin, bastará con sumar 273 a la temperatura obtenida en la escala Celsius. K = C + 273 Para pasar a la escala Celsius a partir de la escala Kelvin sólo tendremos que restar a ésta 273. °C = K – 273 9.6. Medida de la temperatura La medida de la temperatura se realiza mediante termómetros. Estos llevan un indicador y una escala. Se ponen en contacto con el cuerpo cuya temperatura se desea conocer y, tras unos instantes, se mira la escala. El termómetro más habitual es el de mercurio (por ejemplo, los termómetros clínicos son de mercurio) que consisten en un tubo delgado que contiene el metal. Al calentarse o enfriarse, el mercurio se dilata o se contrae ascendiendo o descendiendo por el tubo. El nivel que alcance indica la temperatura deseada. 9.7. DENSIDAD Aunque toda la materia posee masa y volumen, la misma masa de sustancias diferentes, ocupa distintos volúmenes; así notamos que el hierro o el hormigón son pesados, mientras que la misma cantidad de goma de borrar o plástico son ligeras. La propiedad que nos permite medir la ligereza o pesadez de una sustancia recibe el nombre de densidad (δ). Cuanto mayor sea la densidad de un cuerpo, más pesado nos parecerá: Página 26 | 27 δ= m/v La densidad es la magnitud que expresa la relación entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa. La unidad de medida en el SI de unidades es kg/m3, también se utiliza frecuentemente la unidad g/cm3. 9.8. CIFRAS SIGNIFICATIVAS Las cifras significativas son los dígitos de un número que consideramos no nulos. Las cifras significativas representan el uso de una escala de incertidumbre en determinadas aproximaciones. Si consideramos una longitud de 3,48 m, las cifras significativas son 3, 4 y 8, por lo que el número de cifras significativas es tres. El último dígito de las cifras significativas es incierto. Ejemplo: Si una balanza tiene una precisión de 0,001 g, el resultado de una determinación de masa de 2,483 g tiene 4 cifras significativas y la última cifra, que es 3, es incierta. Esto quiere decir que el valor verdadero debe encontrarse con certeza entre 2,482 y 2,484.  Imprecisión (error de precisión) se define como el grado de concordancia entre dos o más mediciones de una misma cantidad.  Inexactitud indica cuán cerca está una medición del valor real de la cantidad medida u observada. La imprecisión se reduce por rediseño del instrumento o por medición de la magnitud con otro instrumento, mientras que la inexactitud se minimiza por calibración del instrumento y por capacitación del operador. La imprecisión de una medición es indicada por el número de cifras significativas del resultado de la medición o valor medido. Ejemplo: Se indica que la precisión de una balanza es de 0,001 g, esto quiere decir que la imprecisión de la balanza es del orden de 0,001 g. Página 27 | 27