Estequiometria

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Estequiometria

  1. 1. INSTITUTO TECNOLOGICO DE EL SALTO CURSO DE QUIMICA UNIDAD No. 4 ESTEQUIOMETRIA CARRERA: INGENIERIA FORESTAL AUTOR: ING. JORGE MEZA A. CIUDAD EL SALTO SEPTIEMBRE DE 2009
  2. 2. UNIDAD No. 4 ESTEQUIOMETRIA4.1 Leyes de conservación de la materia y energíaLa Ley de Conservación de la Masa o Ley de Conservación de la Materia o LeyLomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las cienciasnaturales. Fue elaborada por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en1785. Establece un punto muy importante: “En toda reacción química la masa seconserva, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenidade los productos”.La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 porJohn Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostradapor el químico y físico francés Joseph Gay-Lussac.Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentescompuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades delotro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos,están en relación de números enteros sencillos.Una de las observaciones fundamentales de la química moderna hecha por JosephProust, la ley de las proporciones constantes, dice:"Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto,siempre lo hacen en una relación de masas constantes".Eso significa que siempreva a ser igual el porcentaje de cada uno de los elementos no importando si solo secombinan 10 g o 1000 g; esta ley se utiliza cuando hay un reactivo ilimitado en lanaturaleza.También se conoce como la ley de las proporciones definidas.Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) fue un famoso químico alemán.A él se le debe la noción de peso equivalente, y la ley que lleva este nombre:Los elementos se combinan en proporción a sus pesos equivalentes, multiplicadospor números enteros y pequeños4.1.1. Peso atómico Se define como el promedio de la masa atómica relativa de los distintosisótopos de un elemento, ponderada por su frecuencia de aparición en estadonatural4.1.2. Número de avogadro
  3. 3. El Número de Avogadro (símbolo NA), fue nombrado en honor al físicoAmedeo Avogadro y es una constante que indica la cantidad de unidadeselementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o gruposespecíficos de éstas) existentes en un mol de cualquier sustancia. Un mol esel número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12.La mejor estimación de este número es:Ejemplo: • ¿Cuántos átomos hay en 170 gramos de hierro? Masa atómica del hierro: 55,845 g/mol.Por regla de tres simple calculamos cuántos átomos de hierro hay en 170gramos:Despejando x:da como resultado:4.1.3. Mol El mol (símbolo: mol) se define como un mol a la cantidad de esasustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado,como átomos hay en 12 gramos de carbono-12.El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones,radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en unmol de sustancia es, por definición, una constante que no depende delmaterial ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamadanúmero de Avogadro (NA) y equivale a:4.2 Tipos de reacciones químicas
  4. 4. • Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios oreacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que formanlos reactivos y los productos se clasifican en: NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO Es aquella donde dos o 2CaO + H2O = Ca(OH)2 4.2.1Combinacion más sustancias o síntesis se unen para formar un solo producto Es la 4.2.2 separación de 2HgO = 2Hg + O2 Descomposición una sustancia o análisis en mas simples. En ella un ácido reacciona con 4.2.3 + una base para Desplazamiento H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 2H2O formar una sal y Neutralización desprender agua. Se realiza por intercambio de 4.2.4 Intercambio + átomos entre K2S + MgSO4 K2SO4 o doble MgS las sustancias = desplazamiento que se relacionan NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLOReacción endotérmica Es aquella que necesita
  5. 5. el suministro de calor para llevarse a cabo. 2NaH 2Na+ H2 Es aquella que Reacción exotérmica desprende calor cuando 2C + H2 = ΔH=54.8 C2H2 5 kcal se produce.4.2.5. Neutralización Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y unabase. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte seobtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturalezadébil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puededecir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y deiones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso seforma una sal.Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo quesignifica que desprenden energía en forma de calor.Generalmente la siguiente reacción ocurre: Ácido + base = sal + aguaAlgunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar sonácido clorhídrico e hidróxido de Sodio), azul de safranina, el azul de metileno,etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósitocomo el uso de un pHmetro o la conductimétria.Ejemplos: • •4.2.6. Oxido-reducción Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas comoreacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Estatransferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, unooxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidadarespectivamente).Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elementoque ceda electrones y otro que los acepte: • El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.
  6. 6. • El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierteen un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor quedaestablecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se diceque cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte enun elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursorreducido.Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde estáinvolucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomodeterminado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte setransforma desde un estado inicial a otro final.La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía.Por ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporcionaenergía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde laenergía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones másimportantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel delmetabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substanciasreducidas, el organismo las oxidada controladamente, liberando energía enforma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía estransformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada paratodos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.4.3 Balanceo de ecuaciones químicasCuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribircorrectamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debeajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando uncoeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo deecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, paramantener la Ley de Lavoisiere.Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomosde oxígenos de reactivos, es mayor al de productos. H2 + O2 = H2OPara igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes yde esta forma queda una ecuación balanceada. 2 H2 + O2 = 2 H2ONota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a lossubíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por loque el número de átomos es igual al subíndice.
  7. 7. Los métodos más comunes para balancear una ecuación son: Tanteo,Algebraíco y Redox. ===== Métodos =====4.3.1. TanteoConsiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.Ejemplo: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + HF Ecuación no balanceadaEl número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) uncoeficiente en la especie del flúor de la derecha. CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2 HF Ecuación balanceadaEjemplo: K + H2O = KOH + H2 Ecuación no balanceadaEl número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) uncoeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda. K + 2 H2O = KOH + H2 Ecuación no balanceadaQuedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenosquedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno. K + 2 H2O = 2 KOH + H2 Ecuación no balanceadaEl número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceose termina ajustando el número de potasios. 2 K + 2 H2O = 2 KOH + H2 Ecuación balanceada4.3.2 Reacción RedoxSe conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación dealgunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene delas palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque
  8. 8. siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números deoxidación se incrementen.Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números deoxidación se disminuyan.Para la reacción anterior: Na0 = Na+1 Oxidación H+12 = H02 ReducciónPara expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde seescriben las especies cambiantes y sobre las flechas se indica el número deelectrones ganados y/o perdidos.BALANCEO REDOXLas reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos comoejemplo la siguiente reacción) son: K2Cr2O7 + H2O + S = SO2 + KOH + Cr2O31. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuálesson las que cambian. K+12Cr+62O-27 + H+12O-2 + S0 = S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-232. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una delas especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en lahemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si esnecesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo yuno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no serasí se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmenteindicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasade 0 a +4 pierde 4 electrones). +6 e +6 Cr 2 = Cr+32 Reducción - 4e S0 = S+4 Oxidación3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos.Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las hemirreacciones por elnúmero de electrones ganados o perdidos de la hemirreacción contraria (opor su mínimo común denominador).
  9. 9. +6 e +6 2[ Cr 2 = Cr+32 ] - 4e 3[ S0 = S+4 ] +12 e 2 Cr+62 = 2Cr+32 - 12e 3 S0 = 3 S+44. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes,y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes. 3 S0 + 2Cr+62 = 3 S+4 + 2Cr+32 2K2Cr2O7 + H2O + 3S = 3SO2 + KOH + 2Cr2O35. Terminar de balancear por tanteo. 2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S = 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O34.3.3. AlgebraicoEste método es un proceso matemático que consistente en asignar literales acada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y alresolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.Ecuación a balancear: FeS + O2= Fe2O3 + SO2Los pasos a seguir son los siguientes:1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación: A B C D FeS + O2 = Fe2O3 + SO22. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay enreactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Feen reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde selocalizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C .El símbolo produce (= ) equivale al signo igual a (=). Fe A = 2C S A=D O 2B = 3C + 2D
  10. 10. 3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permitaresolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtenerdespués el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar(generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en estecaso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación seencontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuaciónse encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyenlos valores de C y D para encontrar el valor de B. A B C D FeS + O2 = Fe2O3 + SO2 Fe A = 2C Sí C =2 A= D 2B = 3C + 2D S A=D A= 2C D=4 2B = (3)(2) + (2)(4) O 2B = 3C + 2D A= 2(2) 2B = 14 A=4 B = 14/2 B=74. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una delas variables: A B C D 4 FeS + 7 O2 = 2Fe2O3 + 4SO2 Ecuación BalanceadaEl método del ion-electrón es, en general, un poco más largo (pero no másdifícil) que el del número de oxidación, sin embargo, por ser más sistemático,es menos probable que conduzca a error. Además este método es máspráctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas, que el método delnúmero de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida ycual se reduce, ya que aquí se oxida el que pierde electrones, es decir, laecuación donde aparezcan los electrones hacia la derecha; y se reduce el quegana electrones, es decir, la ecuación donde aparezcan los electrones haciala izquierda.4.4 Cálculos estequiométricos4.4.1. Peso-pesoTipos de soluciones porcentualesTenemos soluciones porcentuales de tres tipos:· Peso/Peso (p/p)%P/P=
  11. 11. · Peso/Volumen (p/v)%P/V=· Volumen/Volumen (v/v)%P/V=4.4.3. Determinación de formulas mínimas de compuestos inorgánicos y orgánicosEs llamada tambien formula empirica y en química la fórmula empírica es unaexpresión o forma que representa la proporción más simple en la que estánpresentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no conla fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno,por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dosátomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6y su fórmula empírica CH3.Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidadesmoleculares y sólo es posible hablar de fórmula empírica: NaCl.Para hallar la fórmula empírica de un compuesto, primero se obtienen los moles decada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, portanteo, se hallan los números enteros sencillos.4.4.4. Cálculos estequiométricos en ecuaciones químicas4.4.4.1. Reactivo limitanteCuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a esereactivo se le llama reactivo limitante.Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción químicase le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita lacantidad de producto formado.Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en laecuación química ajustada.Ejemplo 1:
  12. 12. Para la reacción:¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10moléculas de oxígeno?Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.La proporción requerida es de 2 : 1Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como laestequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 molesde H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar contodo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar contodo el O2 es 10.Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitanteUna manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de lascantidades que hay de reactivos en la reacción.El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.4.4.4.2. Reactivo en excesoSon los reactivos presente en mayor cantidad durante una reacción químicalos cuales sirven para hacer reaccionar en su totalidad el reactivo limitante qpor cualquier razón se encuentra en menor proporción ya sea por su excaseso su costo economico.4.4.4.3. Rendimiento teórico y RealEl rendimiento teórico es la cantidad calculada de producto que se puedeobtener a partir de determinada cantidad de reactivo, de acuerdo con laecuación química. El rendimiento real es la cantidad de producto que seobtiene al final. Y el rendimiento porcentual es la relación del rendimiento realal teórico multiplicada por 100.4.5 Ácidos y bases
  13. 13. Una reacción ácido-base es una reacción química que ocurre entre un ácido yuna base. Existen varios conceptos que proporcionan definicionesalternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estasreacciones, y su aplicación en problemas en disolucion relacionados conellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se ponede manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica areacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando carácterácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptoscientíficos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francésAntoine Lavoisier, alrededor de 1776.4.5.1. Teorías de ácidos y bases4.5.1. Teorías de ácidos y basesEl químico estadounidense G. N. Lewis enunció en 1932 y desarrolló en 1938 suteoría más general de ácidos y bases, de la siguiente manera:Las sustancias que pueden ceder pares de electrones son bases de Lewis y lasque pueden aceptar pares de electrones son ácidos de Lewis. El ácido debe tenersu octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electronessolitarios. El amoniaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácidode Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultadoun compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, eltrifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro férrico soncatalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas. TEORÍA DE ARRHENIUSSegún la teoría de Arrhenius (1859-1927), un ácido es una sustancia que endisolución acuosa disocia iones H+: HA = A- + H+El cloruro de hidrógeno y el ácido nítrico presentan esta propiedad: HCl = Cl- + H+ y HNO3 = NO3 - + H+Para Arrhenius, las bases son compuestos que al disolverse en agua dan lugar aiones hidróxido (OH-): BOH = B+ + OH-Son ejemplos de bases: NaOH = Na+ + OH- y Ca(OH)2 = Ca2+ + 2 OH-
  14. 14. Los ácidos y las bases conducen la corriente eléctrica. Se ha comprobadoexperimentalmente que el agua pura (que no es buena conductora de laelectricidad) conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en ella un ácido ouna base.Teoría de Brönsted-LowrySegún Brönsted (1879-1947) y Lowry (1874-1936), el carácter ácido de lassustancias no se debe exclusivamente a que en disolución acuosa se disocienoriginando protones (H+), sino a su facilidad para ceder protones a otras.Así, llaman ácidos a las sustancias que ceden protones y bases a las sustanciasque aceptan protones.De esta forma, el carácter ácido de una disolución de ácido clorhídrico se debe aque éste cede protones al agua de acuerdo a la reacción HCl + H2O = Cl- + H3O+de manera que la sustancia que cede protones es el ácido (HCl) y la que losacepta, la base (H2O). Al ion H3O+ se le denomina ion hidroxonio o ion hidronio.Se sabe que el ion hidrógeno (H+) nunca se encuentra libre como tal, según sedesprende de la teoría de Arrhenius que, para la disociación del mismo ácido, da lareacción: HCl = Cl- + H+Sin embargo, esta ecuación puede considerarse como una forma simplificada de lasiguiente: HCl + H2O = Cl- + H3O+por lo que ambas ecuaciones suelen utilizarse indistintamente.Con esta teoría se explican las reacciones entre los ácidos y las bases, pues esevidente que ningún ácido podría ceder protones si no hubiese otras sustanciasdiferentes, las básicas, que los aceptasen.4.5.2. pH y pOHEl pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. El pH es laconcentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. Lasigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii;del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno).Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como ellogaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
  15. 15. El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones dehidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-: pOH = − log10.[OH − ]4.5.3. Clasificación de ácidos y basesLa clasificación de los ácidos está en función del número de átomos de hidrógenoque contienen en su molécula. Los ácidos que contienen solo un átomo dehidrógeno se llaman monoprótidos; los que contienen dos átomos de hidrógeno,diprótidos; los que contienen tres o más, poliprótidos. Ejemplos:HCl, HI O Ácidos monoprótidosH 2 SO 4, H 2 Cl O 4, H 2 CO 3 Ácidos diprótidosH 3 PO 4, H 3 BO 3? Ácidos poliprótidosDe modo semejante a los ácidos, las bases se denominan monohidroxilas,dihidroxilas y polihidroxilas, si contienen uno, dos o tres grupos funcionales OH;respectivamente. Ejemplos:NaOH, LiOH, AgOH Bases monohidroxilasCa(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2 Bases dihidroxilasAl(OH)3, Fe(OH)3 Bases polihidroxilas4.5.4. IndicadoresEl término "Indicador" en el lenguaje común, se refiere a datos esencialmentecuantitativos, que nos permiten darnos cuentas de cómo se encuentran las cosasen relación con algún aspecto de la realidad que nos interesa conocer. LosIndicadores pueden ser medidas, números, hechos, opiniones o percepciones queseñalen condiciones o situaciones específicas.Los indicadores deberán reflejarse adecuadamente la naturaleza, peculiaridades ynexos de los procesosque se originan en la actividad económica – productiva, susresultados, gastos, entre otros, y caracterizarse por ser estables y comprensibles,por tanto, no es suficiente con uno solo de ellos para medir la gestión de laempresa sino que se impone la necesidad de considerar los sistemas deindicadores, es decir, un conjunto interrelacionado de ellos que abarque la mayorcantidad posible de magnitudes a medir.4.5.5. Neutralización
  16. 16. Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuandoen la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal yagua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene surespectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que laneutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido paraformar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significaque desprenden energía en forma de calor.Generalmente la siguiente reacción ocurre: ácido + base → sal + agua4.5.6. Titulación o valoración4.5.7. Soluciones valoradas:4.5.7.1. PorcentualesLas soluciones porcentuales son aquellas cuya medida es la cantidad de mililitros ogramos referidos a 100 ml de solución (no de solvente). Ejemplos: · Una solución al10% (de lo que sea) contendrá 10 gramos o 10 ml y aforados a 100 ml de solución.· Para preparar una solución al 25%, entonces pesaremos 25 gramos de lasustancia o mediremos 25 ml y se aforan hasta 100 ml.Tipos de soluciones porcentualesTenemos soluciones porcentuales de tres tipos:· Peso/Peso (p/p)%P/P=· Peso/Volumen (p/v)%P/V=· Volumen/Volumen (v/v)
  17. 17. %P/V=Una disolución o solución es una combinación de diferentes componentes,normalmente acuosas, formadas por agua y otra sustancia (disolvente y solutorespectivamente). Éstas se pueden expresar de distinta manera:4.5.7.2. MolaresEl mol (molécula gramo) es una Unidad Internacional usada para medir la cantidadde una sustancia. Un mol de una sustancia expresado en gr es su peso molecularasí por ejemplo: un mol de cloruro de sodio (NaCl) son 58,5 gr . Por lo tanto, unasolución 1M de cloruro de sodio contendrá 58,5 gr de sal por litro de agua.La molaridad de una solución se calcula dividiendo los moles del soluto por loslitros de la solución. molaridad = moles de soluto/litros de soluciónEjemplo 1: ¿Cuál es la molaridad de 0,75 moles de soluto disueltos en 2,5 L desolvente?.M= 0,75 mol / 2,5 L= 0,3 MEjemplo 2: ¿Cuál es la molaridad de 58,5 gr de cloruro de sodio disueltos en 2litros de solvente?.Para poder hacer el cálculo tenemos que convertir gramos a moles. Siconsideramos que el peso molecular del cloruro de sodio es: 58,5 [(peso del Cl-(35,5) + peso del Na+(23)] entonces esa cantidad es un mol.M= 1 M / 2L= 0,5 M4.5.7.3. NormalesComposición centesimal: En química se expresa con frecuencia laconcentración de las soluciones en porcentajes.
  18. 18. Partes por millón: Para referirse a las concentraciones de soluciones muydiluidas, la concentración se expresa más adecuadamente en partes pormillón (p.p.m.)Así, una solución que contiene 0.0003% de níquel, contiene 3 p.p.m. de esteelemento.Soluciones tipo en términos de cantidades molares.Fracción molar: Se define la fracción molar Nx como la parte fraccionaria delnúmero total de moles de una solución con la que contribuye el componentex de la misma.Ejemplo: Se preparó una solución mezclando 10 moles de alcohol CCl2H5OH,y 10 moles de agua ¿cuál es la composición de la solución en fracción molar?Nota: 10 moles de alcohol serán 10 x 46 = 460 g y 10 moles de agua serán 10 x18 = 180 g.Solución: Por definición.yEsto es en términos de composición, en fracción molar la solución es de 0.50de alcohol y 0.50 de agua.La fracción molar es un método importante para expresar la composición deuna solución, porque representa la relación en que se encuentra en lasolución las partículas de dimensiones atómicas o moleculares. En lasolución dada en el ejemplo, la relación de las moléculas de alcohol a las deagua es de 1:1.Molaridad: Se define la molaridad, M, como el número de moles de soluto porlitro de solución. Esto es:
  19. 19. La molaridad de una solución puede usarse para determinar la relación quehay entre los iones o moléculas de soluto a moléculas de agua de cualquiersolución dada.Ejemplo: ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitarán para preparar 5 litros desolución 0.100 M?Solución: En la ecuación anterior hay tres variables, molaridad, moles desoluto y litros de solución. En este problema la variable incógnita es "molesde soluto". Las moles y los gramos se pueden intercambiar fácilmente.Despejando en la fórmula anterior a “moles de soluto” tenemos:Moles de soluto = (molaridad) (litros de solución)Como las dimensiones de la molaridad son moles de soluto/litros de soluciónse tiene:PM NaOH = 40.0 g/molComo hay 40.0 g de NaOH en 1.00 mol, se tiene;Molalidad: Se define la molalidad, m, como el número de moles de soluto por1000 gramos de disolvente. Esto es:Ejemplo: Calcule la molalidad de una solución que contiene 441 g de HCldisueltos en 1500 g de agua.Solución: La cantidad de soluto debe darse en moles y la cantidad dedisolvente en kilogramos.y1500 gr H2O = 1.50 kg H2OLa molalidad será:
  20. 20. Equivalente-gramo de ácidos, bases y sales: Un equivalente-gramo de unácido, base o sal representa al número de gramos del compuesto queinterviene en un cambio de electrones igual al número de Avogrado(6.02x1023). Esta proporción se puede hacer más práctica indicando que unequivalente-gramo de un ácido, base o sal es numéricamente igual a la masa-fórmula del compuesto dividido entre la carga positiva neta o entre la carganegativa neta representada por la fórmula. Esto es:En ocasiones se usa el equivalente-miligramo. Por conveniencia, ésta unidadmás pequeña frecuentemente se abrevia llamándolo miliequivalente. Unamiliequivalente es 0.001 del equivalente-gramo. También por conveniencia, lapalabra miliequivalente se abrevia meq.Equivalente-gramo de oxidantes y reductores: El valor del equivalente-gramode un ácido, base o sal depende de su papel como reactivo en la reacción deque se trate. Un equivalente-gramo del oxidante o del reductor es igual a elasa fórmula dividida entre la suma de los cambios en el número de oxidaciónde los átomos que intervienen en la fórmula del oxidante o del reductor. Estoes:Normalidad: La normalidad, N, se define como el número de equivalentes-gramo de soluto por litro de solución. Esto es:si se representa por E a los “equivalentes-gramo de soluto” y por V a los“litros de solución”, la ecuación anterior toma la forma:

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