REACCIÓN QUÍMICA

Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones.

H_{2 (g)} + O_2(g)  → H₂O

Se lee como: el hidrógeno reacciona con el oxígeno (representado por el signo +) para dar agua (representado por la flecha).

Esta ecuación no está balanceada, es decir que el número de átomos de los reactivos no coincide con el de los productos.

Hay dos átomos de oxígeno en los reactivos y solo uno en los productos.

Es necesario balancear la ecuación para cumplir con una de las leyes básicas de la Química (Ley de Lavoisier) que establece que en una reacción química debe conservarse la masa y el número y clase de átomos.

La reacción anterior puede plantearse:

H_{2 (g)} +1/2 O_2(g)  → H₂O

Y mejor aún:

2 H_{2 (g)} + O_2(g)  →  2 H₂O

Que puede leerse: 2 moles  de hidrógeno reaccionan con una de oxígeno para dar 2 de agua.

BALANCE DE ECUACIONES. MÉTODO ALGEBRAICO

Uno de los métodos de balance más usados es el método por tanteo, sin embargo muchas veces no resulta tan simple de aplicar. El método algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes estequeométricos.

a MnO₂  + b HCl →  c MnCl₂ + d Cl₂ + e H₂O

a, b, c, d y e son los coeficientes estequeométricos  a hallar.

Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos.

Mn:  a = c

O:  2 a = e

H: b = 2 e

Cl: b = 2 c + 2 d

Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a.

Se tiene: 1 = a = c

2 . 1 = 2 = e       e =2

2 . 2 = 4 = b       b=4

Por último se despeja d y se tiene:

b – 2c / 2 = d          reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1

d=1

Puede entonces plantearse la reacción:

1MnO₂  + 4 HCl →  1MnCl₂ + 1 Cl₂ + 2 H₂O

Si se verifica con el balance de los átomos se tiene:
Mn 1átomo en reactivos y productos
O   2 átomos en reactivos y productos
H   4 átomos en reactivos y productos
Cl  4 átomos en reactivos y productos

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LOS OXÁCIDOS. ÁCIDOS META, ORTO Y PIRO.

Algunos  óxidos ácidos pueden reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua, generando una serie de ácidos. Artículo completo en Ácidos meta, piro y orto

SALES HALOIDEAS O NO OXIGENADAS

Las sales haloideas se forman por reacción de un hidrácido con un hidróxido.  Es una reacción de neutralización y se forma agua junto a la sal. Artículo en Sales Haloideas

LEY DE LAVOISIER O DE CONSERVACIÓN DE LA MASA

La Ley de Lavoisier o de conservación de la masa establece que en una reacción química la masa inicial es igual a la masa final independientemente de los cambios que se produzcan, es decir que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.
De esta ley se deriva que en una reacción química debe conservarse el número y la clase de átomos, de modo que estos solo se reordenan para formar nuevas sustancias.

Ejemplo

NaOH + HF  ------------- NaF  +  H_2O

Masa reactivos = masa NaOH + masa HF = (23+16+1) + (1+19) = 40 + 20 = 60

Masa productos = masa NaF + masa H_2O = (23+19) + (2.1+16) = 42 + 18 = 60

La cantidad de átomos de cada clase es también la misma en reactivos  y productos. Solo se reordenan.

ALQUINOS. PROPIEDADES Y USOS.

Los alquinos son hidrocarburos insaturados, que presentan un triple enlace entre carbonos.
La fórmula general es:

C_nH_2n-2Según IUPAC se nombran con en el prefijo que indica cantidad de átomos de carbonos seguido de la terminación INO.

Propiedades físicas, Propiedades químicas y usos en www.quimicaparatodos.com

ALQUENOS. PROPIEDADES Y USOS

Tienen la fórmula global  C_n H_2n . Se caracterizan por presentar un doble enlace entre carbonos. Reciben también el nombre de olefinas.

Nomenclatura, Propiedades y usos en www.quimicaparatodos.com

LOS ALCANOS. PROPIEDADES Y USOS.

Los hidrocarburos sus sustancias compuestas solo por carbono e hidrógeno.  El carbono tiene la capacidad de unirse a otros carbonos por medio de uniones covalentes formando cadenas. Leer  Los Alcanos, propiedades y usos.

COMO PREPARAR UNA SOLUCIÓN DILUIDA DE UNA CONCENTRADA

Una etiqueta en una botella de ácido clorhídrico grado analítico dice 37 % p/p - d= 1,19 g/ml. Se trata de una solución muy concentrada. Cuánto de ella necesitaríamos para preparar una solución 0,1 N (normal)?
En primer lugar debemos expresar la concentración de la citada solución en NORMALIDAD.

Si es 37 % p/p implica que tiene 37 g de HCl por cada 100 g de solución. Para saber cuántos gramos tiene por litro comenzamos pasando la masa de solución a volumen, utilizando la densidad.

37 g : 100 g/ 1,19 g/ml  = 37 g :  84,03 ml de solución

En segundo lugar se debe expresar la cantidad de soluto como equivalentes. Si el peso molar es 36,5 g/mol y cada mol libera un equivalente se tiene:
Peso equivalente : 36,5 g / eq
Si la masa de soluto es 37 g:
equivalentes = masa / peso equivalente = 37g / 36,5 g/eq =   1,01 eq
La normalidad expresa la cantidad de equivalentes por litro de solución, por lo que para hallarla:N = 1,01 eq / 84,03 ml x 1000 ml / litro = 12,01 N

Cuánto de esa solución concentrada se deberá tomar para preparar 500 ml de solución 0,1 N?Se aplica:

C₁xV₁ = C₂ x V₂   Siendo una de ellas la solución diluida y la otra la concentrada

Supongamos en este caso que 1 es la solución concentrada cuya concentración C₁ acabamos de calcular (12, 01 N), el volumen a tomar de esta solución es la incógnita (V₁). La solución que queremos preparar es 2 por lo que C₂ = 0,1 N y V₂ = 500 ml

Despejando:

V₁ =  0,1 N x 500 ml  /  12,01 N  = 4,16 ml   Esa es la cantidad de solución concentrada que debemos tomar y llevar a un volumen final de 500 ml en un matraz.

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CÓMO HALLAR LA MOLALIDAD DE UNA SOLUCIÓN

Algunas técnicas de análisis exigen el cálculo de la molalidad de una solución. En qué consiste esta expresión y cómo puede calcularse? Como siempre es una expresión de la cantidad de soluto, referida en este caso a la cantidad de solvente.

molalidad = moles soluto / Kg solvente

La cantidad de soluto se expresa en moles y la cantidad de solvente en Kg. Es necesario por lo tanto conocer la masa de soluto y el peso molar para determinar la cantidad de moles.

La masa del solvente puede determinarse por la siguiente diferencia:

masa solvente = masa solución - masa soluto

Si no se conoce la masa de solución, puede hallarse como:  m = densidad x volumen

Ejemplo numéricoSe tienen 5 g de un  soluto en 250 ml de solución- Hallar la molalidad si la densidad de la solución es 1,10 g /ml y la masa molar 55 g / mol.
Los pasos a seguir son los siguientes:

1- Hallar la cantidad de moles de soluto: moles = masa / masa molar = 5 g / 55 g / mol = 0,091 moles2- Determinar la masa de la solución: masa = d x V = 1,10 g / ml x 250 ml = 275 g3- Calcular por diferencia la masa de solvente: masa solvente = masa solución - masa soluto = 275 g - 5 g = 270 g4- Expresar la masa de solvente en Kg: 270 g x 1 Kg / 1000 g= 0.270 Kg5- Calcular la molalidad:

molalidad = moles soluto / Kg solvente = 0,091 moles / 0,27 Kg = 0,34 m

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CÓMO HALLAR LA NORMALIDAD DE UNA SOLUCIÓN

Es común que las técnicas de análisis exijan la preparación de soluciones cuya concentración está expresada en normalidad. Qué significa y cómo puede calcularse?

NORMALIDAD = equivalentes soluto  / litro de solución

El problema radica en como hallar los equivalentes de soluto. En principio se debe tener en cuenta que tipo de sustancia se tiene, si es un ácido, base o sal.

Si fuera un ácido, cada mol liberará tantos equivalentes ácidos como  H⁺ tenga:

HCl: 1 H⁺ / mol  = 1equivalente / mol         

H₂SO₄ : 2 H⁺ / mol  = 2 equivalentes  /  mol

Si se tratara de una base, cada mol liberará tantos equivalentes como  OH^- tenga:

NaOH: 1 OH^- / mol = 1 equivalente / mol

Ca(OH)₂ : 2 OH^- / mol = 2 equivalentes / mol
Si fuera una sal, la cantidad de equivalentes por mol será igual a la carga total positiva o negativa.

Na₂S : 1⁺ x 2 = 2 (del sodio) = 2 equivalentes / mol

Al₂S₃ : 3⁺ x 2 = 6 (del aluminio) = 6 equivalentes /mol

Para saber cuantos equivalentes se tienen en una determinada masa de soluto, se deben seguir los siguienes pasos:

1- Identificar que tipo de sustancia es y en base a ello cuantos equivalentes se tienen por cada mol.
2- Utilizando el peso molar, hallar el peso de cada equivalente: peso equivalente.
3- Con el peso equivalente, averiguar cuantos equivalentes hay en la masa dada.

Ejemplo:

Se tienen 5 gramos de AlF₃ en 250 ml de solución, cuál será la Normalidad?
Es una sal y como el aluminio tiene carga 3 y tenemos solo 1, la carga total + será 3, por lo que cada mol dará 3 equivalentes.
Peso Molar: 27 + 19x3 =  84 g / mol,  ahora bien si cada mol da 3 equivalentes, el peso de cada uno de ellos será PM / 3.

Peso Equivalente; 84 g / mol : 3 equivalentes / mol =   28 g / equivalente

Para hallar los equivalentes existentes en 5 gramos de sustancia, se debe considerar cuántos gramos tiene cada equivalente (Peso Equivalente)
5 g : 28 g / equivalente =  0,18 equivalentes

Por último si se conoce el volumen final de solución se puede calcular la NORMALIDAD.
Ejemplo:
Para 250 ml (0,25 l) se tendría:

NORMALIDAD = equivalentes soluto / litro solución = 0,18 eq / 0,25 l = 0,72 N

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CÁLCULO DE LA MOLARIDAD DE UNA SOLUCIÓN

Las técnicas de análisis contemplan frecuentemente la preparación de soluciones cuya concentración se expresa en MOLARIDAD ¿Qué significa esto? 

MOLARIDAD : moles de soluto  / litro de solución
Ahora bien que es una mol de soluto? Una mol es una unidad de medida muy utilizada en química. Así como en una docena se habla de 12 elementos, en una mol se tienen  6x 10²³ partículas.

Para hallar la cantidad de moles que hay en una determinada masa es necesario conocer el peso molar, para lo cual se debe recurrir a la tabla periódica y calcularlo teniendo en cuenta cuantos átomos de cada clase se tienen.

Ejemplo: Dada la sustancia NaOH (hidróxido de sodio) hallar el peso molar.
Se tiene según la tabla periódica
                                                   

23 + 16 + 1 = 40 (1 átomo sodio + 1 ´átomo oxígeno + 1 átomo hidrógeno)

Si ese peso se expresa en gramos corresponde al peso molar, es decir al peso de una mol de partículas (6x10²³): 40 g / mol  

Si se tuvieran 5 gramos de esa sustancia se tendrían :   5 g / 40 g / mol = 0,125 moles
Pero la molaridad indica cuantas moles se tienen por cada litro de solución, así si esa cantidad de NaOH está disuelta en 500 ml, se tienen: 
           MOLARIDAD =  moles soluto  / litro de solución = 0,125 moles  /  0,5 l (500 ml)  =  0,0625 MAhora el problema inverso: Si se requiere preparar una solución 0,1 M de NaOH, cuántos gramos son necesarios?

En primer lugar se debe decidir cuanto se quiere preparar, ello depende del uso que se le vaya a dar y de los elementos de medida disponibles en el laboratorio (matraces). Supongamos que se desea preparar 500 ml  (0,5 l)

La concentración pedida (0,1 M) implica 0,1 moles por cada litro de solución o sea:

0,1 moles / l x 0,5 l =  0,05 moles
Qué masa de NaOH necesitamos?       0,05 moles x 40 g / mol = 2 gramos

Esa es la cantidad que debe pesarse llevando luego a un volumen final de 500 ml

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CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

A qué nos referimos cuando hablamos de la concentración de una solución y cómo puede calcularse? En general nos referimos a la cantidad de soluto respecto a la cantidad total de solución o de solvente. Esas cantidades pueden expresarse de manera vaga, poco precisa, tal como lo hacemos en nuestra vida cotidiana, por ejemplo, dos cucharadas de azúcar en una taza de té. Pero muchas veces nos interesa conocer con precisión  cual es la relación soluto – solución. En esos casos la cantidad de soluto se  expresa como masa, volumen o moles y la de solución como masa o volumen. 

Algunos ejemplos son aquellos que expresan la concentración como un porcentaje

% masa/masa

% masa/volumen  

% volumen/volumen

 La graduación alcohólica de una bebida se expresa en % volumen / volumen, así si  tiene 42°, contiene 42 ml de alcohol por cada 100 ml de bebida. 

Otros ejemplos:

Si se lee en una etiqueta que una solución salina es de 4% m/V implica que tiene 4 g de sal en 100 ml de solución. En otras ocasiones se expresa en g/l lo que indica cuantos gramos de soluto tiene cada litro de solución.

Si se desea preparar una solución de determinada concentración debe considerarse en primer lugar cuanto se va a preparar y luego se realizara el  cálculo para determinar cuanto soluto debedisolverse en ese volumen.

Ejemplo:

250 ml de solución   2 % m/ V,

250 ml x 2g/100 ml = 5 g  es la cantidad de soluto  necesaria para mantener la concentración.

Cuando se expresa en % m/m generalmente se debe conocer la densidad de la solución por cuanto lo común al preparar una solución es tener como dato la masa o volumen de soluto y el volumen total de solución.

Ejemplo

Se disuelven 2 g de un soluto, llevando el volumen final a 500 ml.

Cual será la concentración expresada en %  m/ V y % m/m

% m/V = 2 / 500x 100 = 0,4 % m/V

Ahora si se quiere expresar el % m/m, es necesario averiguar cual es la masa de los 500  solución para lo que se requiere conocer la densidad. Si esta fuera 1,2g/ml, se tendría:  500 ml x 1,2 g/ml =600 g

 y % m/m = 2 /600 x 100 = 0,33 % m/m

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PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

En los compuestos covalentes hay dos clases de fuerzas de atracción. La primera es la fuerza que mantiene juntos  a los dos átomos en la molécula. La segunda fuerza se llama intermolecular y se ejerce entre las moléculas. Debido a que estas fuerzas intermoleculares son relativamente débiles respecto a las que mantienen a los átomos juntos en la molécula,  las moléculas que constituyen a los compuestos covalentes no están fuertemente unidas entre sí. Son entonces gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

 La mayoría de estos compuestos son insolubles en agua y sus disoluciones no conducen la electricidad al no haber iones.

yodo, sustancia covalente

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PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS

La unidad fundamental de los compuestos iónicos es la red iónica.


Debido a que están formados por iones (aniones y cationes), la estructura formada es rígida y ordenada porque cada partícula positiva se halla rodeada de partículas negativas y viceversa. Es por eso que todas las sustancias iónicas son sólidos cristalinos. Como se requiere mucha energía para romper la estructura, tienen elevado punto de fusión.

Al ser sustancias polares, son solubles en agua.

Debido a que las cargas se hallan inmovilizadas, solo conducen la corriente cuando se funden o disuelven.

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UNIÓN COVALENTE

Cuando entre los átomos que se unen existe poca o ninguna diferencia de electronegatividad, se produce otro tipo de unión: la unión covalente.

Esta unión se caracteriza porque los electrones se comparten de manera que cada átomo logre los electrones necesarios para completar el último nivel. Puede ser simple, doble o triple según se compartan uno, dos o tres pares de electrones. La  Química Orgánica, también llamada del carbono, se basa en la posibilidad de este elemento de unirse consigo mismo por medio de uniones covalentes simples, dobles o triples  formando cadenas.

Representación unión covalente doble

Es una unión característica de los no metales y como ejemplo pueden citarse Cl_2, H₂, HCl, N_{2 y}  NH_3. 

_{Unión covalente polar:
Cuando entre los átomos que se unen  existe diferencia de electronegatividad se produce un corrimiento de los electrones de enlace hacia el elemento más electronegativo, generando alrededor del mismo una densidad de carga negativa.Ejemplo: HCl
Probá tus conocimientos en http://apps.facebook.com/triviaslocas/quiz.php?tid=87279}

UNIÓN IÓNICA

Los elementos se unen para formar sustancias. Ahora cuál es el criterio? por qué algunos reaccionan y otros no? Los elementos reaccionan intentando quedarse con el último nivel electrónico completo por ser  ésta una configuración más estable; para ello ganan, pierden o comparten electrones.  Al estudiar el tema se debe comenzar conociendo cuantos electrones tiene en el último nivel. Los gases nobles son extremadamente poco reactivos porque tienen el último nivel completo.

Electronegatividad: es una medida de la afinidad por los electrones. La escala de Pauling asigna el valor 4 al elemento más electronegativo (el flúor). Los elementos que tienen muchos electrones en el último nivel tienen una electronegatividad elevada y los que tienen pocos, una electronegatividad baja. Dentro de un mismo grupo, incide el tamaño del átomo porque cuando más pequeño es, más fuerte es la atracción del núcleo positivo hacia los electrones. 
Lo anterior explica porqué el flúor, que es el elemento más pequeño del grupo VII, es el elemento de mayor electronegatividad y el francio, el elemento más grande del grupo I, es el menos electronegativo.

UNIÓN IÓNICA
Se da entre elementos con mucha diferencia de electronegatividad de modo que uno de los elementos tiende a perder electrones y el otro a ganarlos. El que gana electrones queda con carga negativa (anión) y el que pierde con carga positiva (catión). Los elementos de los grupos I, II y tres son metales electropositivos que tienden a perder electrones mientras que los elementos de los grupos V, VI y VII de elevada eletronegatividad tienden ganarlos. Un ejemplo característico de esta unión lo constituyen las sales haloideas formadas por reacción de los metales (grupos I, II y III) con los no metales de los grupos VII y VI básicamente.

Ejemplo:El cloruro de sodio (NaCl) es un compuesto iónico, el sodio con solo un electrón en el último nivel  tiende a perderlo y quedar así con capa completa (8 e^-) mientras que  el cloro que tiene siete electrones en el último nivel tiende a ganar para llegar a 8. (regla del octeto).

Configuración electrónica:

Na: 1s²2s²2p⁶3s¹

Al perder un electrón: 1s²2s²2p⁶

Configuración del gas noble neón, más estable.

Cl: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Al ganar un electrón: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶Configuración del gas noble argón, más estable.

El compuesto formado es de carácter iónico: Na⁺Cl^-

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