2.1 métodos de separación de mezclas

GUÍA METODOLÓGICA EXPERIMENTAL DEMOSTRATIVA PARA DOCENTES DE QUÍMICA
DE GRADOS 10 Y 11 DEL COLEGIO AGUSTÍN NIETO CABALLERO DEL MUNICIPIO DE
DOSQUEBRADAS, RISARALDA
Para la aplicación de la guía en el aula se debe tener en cuenta las siguientes normas de
seguridad.

Utilizar bata, guantes y gafas para evitar posible contacto con las sustancias.

No ingerir los productos.

Las ventanas y puertas deben estar abiertas en caso de usar una sustancia con
humos excesivos.

En caso de tener el cabello largo es recomendable recogerlo.

Al finalizar la aplicación de los experimentos es imprescindible dejar el área de
trabajo limpia y ordenada.
1
TABLA DE CONTENIDO
1 MATERIA ........................................................................................................................................ 4
1.1 SUSTANCIAS Y MEZCLAS .................................................................................................. 6
1.2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE MEZCLAS ................................................................. 7
1.3 EVALUACIÓN ................................................................................................................... 9
2 SEPARACIÓN DE MEZCLAS ................................................................................................... 11
2.1 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS........................................................................ 11
2.1.1 DECANTACIÓN ........................................................................................................ 12
2.1.2 FILTRACIÓN ............................................................................................................ 12
2.1.3 CENTRIFUGACIÓN ................................................................................................... 13
2.1.4 DESTILACIÓN SIMPLE .............................................................................................. 13
2.1.5 CROMATOGRAFÍA ................................................................................................... 14
2.1.6 SUBLIMACIÓN......................................................................................................... 14
2.1.7 DIFERENCIA DE SOLUBILIDAD .................................................................................. 15
2.1.8 TAMIZADO ............................................................................................................. 15
2.2 FLUJO LAMINAR Y TURBULENTO .................................................................................... 16
2.3 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS ...................................... 18
2.4 EVALUACIÓN ................................................................................................................. 20
3 SOLUBILIDAD ............................................................................................................................. 22
3.1 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD ..................................................................... 23
3.1.1 LA NATURALEZA DEL SOLUTO Y DEL DISOLVENTE ..................................................... 23
3.1.2 EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD .................................................. 24
3.1.3 EFECTO DE LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES ...................................... 25
3.2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE SOLUBILIDAD ........................................................ 26
3.3
EVALUACIÓN ....................................................................................................... 27
4.1
FÍSICOS .................................................................................................................... 29
4.2
QUÍMICOS ............................................................................................................... 30
4.3 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE CAMBIOS QUÍMICOS ....................................... 32
4.4
EVALUACIÓN ........................................................................................................... 34
5 TIPO DE ECUACIONES QUÍMICAS ...................................................................................... 37
2
5.1 REACCION DE COMBINACIÓN ........................................................................................ 37
5.2 REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN ................................................................................... 38
5.3 REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE ....................................................................... 39
5.4 REACCIÓN DE DOBLE DESPLAZAMIENTO ........................................................................ 41
5.4.1 NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO Y UNA BASE ........................................................... 42
5.5
DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE ECUACIONES QUÍMICAS ............................. 44
5.6
EVALUACIÓN ........................................................................................................... 46
6 ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN ............................................................................... 48
6.1 ESTADO DE OXIDACIÓN ................................................................................................. 48
6.2
REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN......................................................................... 50
6.3
APLICACIÓN DE REACCIONES ÓXIDO - REDUCCIÓN ................................................... 52
6.4
DEMOSTRACIÓN EXPERIMETAL DE REACCIONES REDOX ........................................... 53
6.5
EVALUACIÓN ........................................................................................................... 56
7 REACTIVO LIMITANTE ............................................................................................................. 58
7.1 REACTIVO LÍMITE .......................................................................................................... 58
7.2
PROPORCIÓN DE REACCIÓN ..................................................................................... 59
7.3
RENDIMIENTO TEÓRICO ........................................................................................... 59
7.4
RENDIMIENTO PORCENTUAL .................................................................................... 59
7.5
RENDIMIENTO DE PUREZA ....................................................................................... 59
7.6
DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE REACTIVO LÍMITE ....................................... 63
7.8 EVALUACIÓN ................................................................................................................. 66
POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH) .................................................................................. 68
8
8.1 pH Y ACIDEZ .................................................................................................................. 68
8.1.1 Propiedades de los ácidos ....................................................................................... 68
8.1.2 Propiedades de las bases ........................................................................................ 68
8.2
DEFINICIÓN DE pH ................................................................................................... 69
8.3
INDICADORES DE pH ................................................................................................ 69
8.4 ESCALA DE pH ............................................................................................................... 70
8.5
DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE pH.............................................................. 71
8.6
EVALUACIÓN ........................................................................................................... 75
9
10
PREGUNTAS DE ORIENTACIÓN PARA LA COEVALUACIÓN .................................. 77
BIBLIOGRAFIA ................................................................................................................... 78
1 MATERIA
En forma general se identifica a la materia como todo aquello que tiene masa, energía,
ocupa un lugar en el espacio, posee inercia y es susceptible a cambios [1]. Además,
cualquier ‘cosa’ que sea materia posee átomos o partículas subatómicas (plasma, por
ejemplo). A toda porción limitada de materia se le denomina cuerpo. Todas las cosas que
conocemos, ya sean seres vivos (bacterias, personas, animales y árboles) o inertes (como
el aire y el agua), están constituidos por materia [1].
Los Químicos diferencian varios subtipos de materia según su composición y propiedades.
La clasificación de la materia comprende las sustancias (elementos y compuestos), las
mezclas homogéneas o soluciones y materiales heterogéneos. En relación con las
partículas, se puede hablar de átomos y moléculas (figura 1).
4
Figura 1 clasificación de la materia por su composición
Fuente: autoras
1.1 SUSTANCIAS Y MEZCLAS
Una sustancia es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y
propiedades características. Algunos ejemplos son el agua (H2O), el amoniaco (NH3), el
azúcar (sacarosa), el oro (Au) y el oxígeno (O2). Las sustancias difieren entre sí en su
composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor, color y otras
propiedades.
Una mezcla es una combinación física de sustancias químicas tales
como elementos y compuestos, sin que ocurra una reacción química; es decir, sin que
existan enlaces químicos u otros cambios químicos, de forma tal que cada sustancia
ingrediente mantiene su identidad y sus propiedades químicas características [2].
Algunos ejemplos familiares son el aire, las bebidas gaseosas, la leche y el cemento. Las
mezclas no tienen una composición constante; por tanto, las muestras de aire
recolectadas de varias ciudades probablemente tendrán una composición distinta debido
a sus diferencias en altitud y contaminación, entre otros factores.
Las mezclas puedes ser homogéneas o heterogéneas. Cuando una cucharada de azúcar se
disuelve en agua, se obtiene una mezcla homogénea, es decir, la composición de la mezcla
es la misma en toda la disolución. Sin embargo, si se juntan arena y virutas de hierro
permanecerán como tales (figura 1.1). Este tipo de mezcla se conoce como mezcla
heterogénea debido a que su composición no es uniforme distinguiéndose los
componentes en la mezcla.
Figura 1. 1 separación de virutas de hierro de una mezcla heterogénea.
En: http://3.bp.blogspot.com/TW5TVQlDhZk/T6HsUlQ2UJI/AAAAAAAAATg/Gu_2tELMyoU/s1600/Magnetismo_hierro_arena_SEPMEZ1.png
Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea, se puede formar y volver a separar
en sus componentes puros por medios físicos, sin cambiar la identidad de dichos
componentes. Así, el azúcar se puede separar de la disolución acuosa al calentar y
evaporar la disolución hasta que se seque. Si se condensa el vapor de agua liberado, es
posible obtener el componente agua. Para separar los componentes de la mezcla de
hierro y arena, se puede utilizar un imán para recuperar las virutas de hierro, ya que el
imán no atrae a la arena (figura 1.1). Después de la separación, no habrá ocurrido cambio
alguno en las propiedades de los componentes de la mezcla [3].
6
1.2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE MEZCLAS
Mezcla de agua, aceite y alcohol
MATERIALES Y REACTIVOS
Introducción
El siguiente experimento enseña las propiedades que presentan el alcohol y el aceite al
mezclarse con el agua. Se observa que la mezcla entre el agua y el alcohol es homogénea,
mientras que la mezcla entre el agua y el aceite es heterogénea.
Materiales



1 gotero
1 vaso de vidrio
1 vaso plástico
Reactivos



Aceite de cocina
Alcohol etílico
Agua
Figura 1.2 adición de alcohol en la superficie del agua.
En: http://www.cienciafacil.com/aguacontraaceite
Parte experimental
1. Tomar con el gotero unas gotas de alcohol.
2. Adicionar lentamente el alcohol debajo de la superficie del agua en el vaso como en la
imagen 1.
3. Adicionar aceite de cocina al vaso plástico.
4. Tomar con el gotero un poco de aceite de cocina del vaso plástico.
5. Adicionar el aceite del gotero justo debajo de la superficie del agua en el vaso.
Explicación experimental
El alcohol no logra distinguirse en el agua, mientras que el aceite forma burbujas que
flotan a la superficie del agua. Esto ocurre por dos razones, la primera es que las
moléculas de agua y alcohol se atraen por tener la misma polaridad (moléculas polares);
es decir, las moléculas de alcohol se unen a las moléculas de agua formando una
solución. La segunda razón se debe a que se establece una atracción por puentes de
hidrógeno (se forma cuando un átomo de hidrógeno que se encuentra unido a un átomo
muy electronegativo se ve atraído a la vez por un par de electrones solitarios
perteneciente a un átomo muy electronegativo como N, O y F de una molécula muy
cercana [4]) entre las moléculas de agua y las moléculas del alcohol (lo que explica la
solubilidad del alcohol en el agua). Esto se debe a que los electrones del oxígeno atraen al
hidrógeno de otra molécula, pero sin llegar a convertirse en un enlace químico; en
consecuencia, se permite la solubilidad entre ambas sustancias.
Las moléculas de aceite son apolares y las moléculas de agua polares, por esta razón no se
atraen unas a las otras (no pueden formarse puentes de hidrógeno ni fuerzas dipolodipolo). Las moléculas de aceite empujan contra la presión de las moléculas de agua que
las rodean y forman unas burbujas de aceite. Como el agua es más densa que el aceite, las
burbujas de éste son presionadas a salir a la superficie del agua [5].
8
1.3 EVALUACIÓN
RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 Y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
En la tabla se describen algunas propiedades de dos compuestos químicos a una
atmósfera de presión.
Tres mezclas preparadas con ácido butanoíco y agua, se representan en una recta donde
los puntos intermedios indican el valor en porcentaje peso a peso (% P/P) de cada
componente en la mezcla.
Mezclas de ácido butanoíco en agua.
1. Para cambiar la concentración de la solución de ácido butanoíco indicada en el punto 1
al 2 lo más adecuado es
2. A una atmósfera de presión, para cambiar la concentración de la solución de ácido
butanoíco, indicada en el punto 2 al 3 el procedimiento más adecuado es
3. Cuando se calienta la sustancia X se producen dos nuevos materiales sólidos Y y W.
Cuando Y y W se someten separadamente a calentamiento, no se producen materiales
más sencillos que ellos. Después de varios análisis, se determina que el sólido W es
muy soluble en agua, mientras que Y es insoluble. De acuerdo con lo anterior, el
material X probablemente es
A. una solución
B. un elemento
C. un compuesto
D. una mezcla heterogénea
4.
Las partículas representadas en la figura anterior conforman
A. un átomo.
B. un elemento.
C. un compuesto.
D. una mezcla.
5. Clasifique como mezcla heterogénea o solución algunos materiales presentes en tu
casa.
Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o
10
2 SEPARACIÓN DE MEZCLAS
Cuando se deseen separar los componentes de una mezcla, es necesario conocer el tipo
de mezcla que se va a utilizar, antes de seleccionar el método que se va a emplear. Una
forma de agrupar las mezclas es la siguiente: mezclas de sólido, mezclas de sólido con
líquido y mezclas de líquido entre sí [6].
2.1 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
La materia en el universo se encuentra en forma de mezclas, las cuales muchas veces se
requieren separar para poder emplear algún componente de las mismas. Los métodos de
separación de mezclas (ver figura 2), son procedimientos físicos o fisicoquímicos que no
alteran la composición química de las sustancias, y que generalmente requieren de muy
poca energía.
Separación de mezclas
de sólidos
Tamizado
Decantación simple
Separación de mezclas
de sólido-líquido
Método de separación
de mezclas
Filtración
Centrifugación
Cromatografía
Separación de mezclas
de líquidos
Destilación
Separación de de gases
Sublimación
Figura 2 algunos métodos de separación de mezclas
Fuente: autoras
Entre las más comunes se encuentran:
2.1.1 DECANTACIÓN
Se utiliza para separar un sólido de grano grueso e insoluble, de un líquido. Consiste en
verter el líquido después que se ha sedimentado el sólido Este método también se emplea
para separar dos líquidos no miscibles, utilizando un embudo de separación (ver figura
2.1).
Figura 2. 1 montaje de decantación.
En: http://www.oaq.uba.ar/Labescuela/Exp-8alu.htm
2.1.2 FILTRACIÓN
Este método es mecánico y permite separar un sólido insoluble en un líquido; la
separación se logra al hacer pasar el líquido a través de un material poroso denominado
filtro y retener el sólido. Los filtros más comunes son: papel filtro, fibra de asbesto,
algodón, fibra de vidrio, redes metálicas o de cerámica, fibras vegetales los cuales poseen
perforaciones o poros de diferentes magnitudes (ver figura 2.2).
Figura 2. 2 montaje de filtración.
En: http://naturalis.wikispaces.com/separaci%C3%B3n+de+mezclas
12
2.1.3 CENTRIFUGACIÓN
Método empleado para separar un sólido (insoluble de grano muy fino y de difícil
sedimentación) de un líquido, las suspensiones, por ejemplo. Se realiza en un aparato
llamado centrífuga, en el que por medio de un movimiento de traslación acelerado se
eleva la fuerza gravitatoria provocando la sedimentación del sólido (ver figura 2.3).
Figura 2. 3 funcionamiento de una centrifugadora.
En:http://www.javeriana.edu.co/Facultades/Ciencias/neurobioquimica/libros/celular/centrizonal.htm
2.1.4 DESTILACIÓN SIMPLE
Este método separa los componentes de una solución homogénea, formada por dos
líquidos miscibles. El proceso se efectúa en dos etapas: en la primera, la mezcla se
calienta, el líquido que tiene el menor punto de ebullición se evapora en la segunda etapa
los vapores se condensan. También existe la destilación fraccionada, por medio de la cual
se separan varios líquidos con diferente punto de ebullición como el petróleo crudo (ver
figura 2.4).
Figura 2. 4 montaje de destilación.
En: http://www.monografias.com/trabajos83/destilacion-simple/destilacion-simple.shtml
2.1.5 CROMATOGRAFÍA
Permite analizar, identificar y separar los componentes de mezclas homogéneas y
heterogéneas de gases o líquidos al hacerlas pasar a través de un medio poroso con un
disolvente adecuado. Se basa en el fenómeno físico llamado adsorción, el cual ocurre
cuando las partículas de un líquido o un gas se adhieren a la superficie de un sólido, que
recibe el nombre de adsorbente. Existen varias técnicas para efectuar la cromatografía, las
más usuales son: en columna de vapor o gas, en columna líquida y cromatografía en papel
(ver figura 2.5).
Figura 2. 5 cromatografía en papel.
En: http://afloteah.wordpress.com/2012/06/06/cromatografia-en-papel/
2.1.6 SUBLIMACIÓN
Separa mezclas heterogéneas que contienen un componente que pasa de sólido a gas sin
pasar por líquido (ver figura 2.6).
Figura 2. 6 sublimación del hielo seco.
Disponible en: http://scenariosdesign.blogspot.com/2008/03/hielo-seco.html
14
2.1.7 DIFERENCIA DE SOLUBILIDAD
Permite separar sólidos de líquidos o líquidos de líquidos al contacto con un solvente que
atrae a uno de los componentes de la mezcla, posteriormente se separa por decantación,
filtración, vaporización o destilación, y se obtiene en estado puro (ver figura 2.7) [7].
Figura 2. 7 separación por diferencia de solubilidad (agua – vino).
Fuente: autoras
2.1.8 TAMIZADO
El tamizado es un método de separación de partículas que se basa solamente en la
diferencia de tamaño. En el tamizado industrial se vierten los sólidos sobre una superficie
perforada o tamiz, que deja pasar las partículas pequeñas, o “finos “, y retiene las de
tamaños superiores, o “rechazos “. Un tamiz puede efectuar solamente una separación en
dos fracciones. Estas fracciones se llaman fracciones de tamaño no especificado, porque
aunque se conoce el límite superior o inferior del tamaño de las partículas que contiene,
se desconoce su tamaño real (ver figura 2.8) [8].
Figura 2. 8 separación de partículas por tamizado.
En: http://laboratorio-sandra.blogspot.com/2008/05/operacion-unitaria.html
2.2 FLUJO LAMINAR Y TURBULENTO
Las moléculas que componen un fluido real no se hallan ordenadas entre sí y menos lo
están cuando avanzan en una corriente. No sólo avanzan en el sentido de la corriente,
también tienen libertad de desplazarse transversalmente como se muestra en la figura
2.9. El estilo de la izquierda, más ordenado, se llama laminar; el de la derecha, más
desordenado, turbulento. Esas trayectorias reciben el nombre de líneas de corriente, y
tienen su importancia operativa.
Figura 2. 9 representación del flujo laminar y turbulento.
En: http://neuro.qi.fcen.uba.ar/ricuti/No_me_salen/FLUIDOS/FT_laminar.html
El flujo turbulento no es muy eficiente en el uso de la energía, gran parte se va en
choques, reflujos, remolinos, aceleraciones y frenadas. La física de los fluidos
turbulentos es bastante complicada y suele requerir de cantidades considerables de
cómputo.
El flujo laminar es más predecible, y existen varias leyes que describen su
comportamiento. Su nombre obedece a que las moléculas parecen desplazarse en
láminas de igual velocidad, que se envuelven unas a otras en forma concéntrica como se
ilustra en la figura 2.10.
16
Figura 2. 10 desplazamiento de moléculas en forma concéntrica.
En: http://neuro.qi.fcen.uba.ar/ricuti/No_me_salen/FLUIDOS/FT_laminar.html
La lámina más externa es la más lenta, debido a que está en contacto con la pared del
conducto, y el rozamiento la frena. La lámina siguiente hacia el centro se desplaza un
poco más rápido; y así hasta el centro, donde se halla la columna más veloz de la
corriente. Se puede deducir que las velocidades de las láminas se distribuyen en forma
cuadrática (ver figura 2.11).
Figura 2. 11 esquema de un corte longitudinal de una manguera mientras circula un
fluido real en forma laminar.
En: http://neuro.qi.fcen.uba.ar/ricuti/No_me_salen/FLUIDOS/FT_laminar.html
Los vectores representan la velocidad de las moléculas de fluido ubicadas en sus
respectivas láminas. La velocidad del fluido es un promedio de las velocidades de todas
las láminas. Cuanto más viscoso sea un fluido mayor será la diferencia de velocidad entre
láminas y cuanto más se aproxime a cero la viscosidad del fluido, menor será la
diferencia de velocidad entre sus moléculas. En una situación extrema la velocidad de
todas las moléculas es idéntica [9].
2.3 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
Separación (vino - agua)
Introducción
Este experimento consiste en separar una mezcla de vino y agua donde intervienen dos
hechos físicos: diferencia de densidad y flujo laminar.
Materiales y reactivos
Materiales


2 vasos iguales de vidrio.
1 naipe o una Tarjeta telefónica.
Reactivos


Vino tinto.
Agua.
Parte experimental
1. Llenar un vaso con agua y otro con vino hasta el borde.
2. Cubrir el vaso de agua con la tarjeta, invertir el mismo con cuidado y colócalo sobre el
vaso de vino como se muestra en la figura 2.7.
3. Retirar un poco la tarjeta de modo que pase una fina vena de vino y se produce el
trasvase. Si se retira demasiado la tarjeta el flujo se hace turbulento y se produce la
mezcla.
4. Observar después de unos minutos.
18
Explicación científica
En el experimento intervienen dos hechos físicos, la diferencia de densidades entre el
agua y el vino (disolución de etanol en agua), y el flujo que se puede presentar de dos
maneras (laminar o turbulento). El flujo laminar se desliza sin mezclarse, mientras que en
el flujo turbulento las líneas de corriente se entremezclan.
De los cuatro parámetros que intervienen (densidad, viscosidad, velocidad del líquido y
diámetro del tubo por el que circulaba), la densidad y la viscosidad no son controlables,
tampoco lo es directamente la velocidad, de modo que el único parámetro que queda es
el tamaño de la rendija. Se trata pues de mantener un régimen laminar en la transferencia
y ello implica un diámetro pequeño, por ello la rendija debe ser estrecha. Entonces se
produce un doble flujo laminar, vino hacia arriba y agua hacia abajo. Sin embargo si la
rendija es ancha entonces el régimen se pasa a turbulento y se mezclan los líquidos [10].
2.4 EVALUACIÓN
1. En la planta de producción de una compañía se obtiene una mezcla de los siguientes
compuestos: Etanol, Acetaldehído y Ácido acético.
Si por una falla en el sistema de destilación, la máxima temperatura de la torre de
destilación es 50 °C es válido afirmar que
A. no se puede obtener puro ningún compuesto
B. sólo se puede obtener puro Etanol
C. se pueden obtener puros el Etanol y el Acetaldehído
D. sólo se puede obtener puro Acetaldehído
2. Las siguientes figuras ilustran diferentes métodos de separación.
Juan tiene una mezcla homogénea de sal y agua. El método más apropiado para obtener
por separado el agua es la
A.
B.
C.
D.
evaporación
destilación
filtración
decantación
RESPONDA LAS PREGUNTAS 3 y 4 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
Dos sustancias X y W que tienen temperaturas de ebullición de 60 °C y 90 °C,
respectivamente, se mezclan formando una solución que posteriormente se destila
empleando el montaje que se presenta a continuación
20
Durante la destilación, empleando solo un mechero, se mide la cantidad de X y W
obtenida en el vaso de precipitados y se gráfica, como se observa a continuación
3. Después de 20 minutos de destilación, lo más probable es que la temperatura del
contenido del matraz sea
A. menor que la temperatura de ebullición de X y en el matraz haya X puro
B. igual a la temperatura de ebullición de W y en el matraz haya una mezcla de X y W
C. mayor que la temperatura de ebullición de X y en el matraz haya una mezcla de X y W
D. igual a la temperatura de ebullición de W y en el matraz haya W puro
4. Si la destilación de la mezcla se realiza empleando los dos mecheros, lo más probable
es que la temperatura de ebullición de
A. W disminuya y la destilación se realice en un menor tiempo
B. X aumente y la destilación se realice en un mayor tiempo
C. X y W permanezca constante y la destilación se realice en un menor tiempo
D. X y W aumente y la destilación se realice en un mayor tiempo
5. Si un compañero te dice que necesita separar una mezcla de limadura de hierro, sal y
arena con tamaño de partículas iguales. ¿Qué métodos de separación utilizarías para
la separación?
Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o
3 SOLUBILIDAD
Figura 3 factores que afectan la solubilidad.
Fuente: autoras
La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad
dada de disolvente a una temperatura dada. La solubilidad permite predecir si se formará
un precipitado cuando se mezclan dos soluciones o cuando se agrega un soluto a la
solución.
Lo semejante disuelve lo semejante. Esto se debe a que las sustancias son solubles en
medios de polaridad semejante (propiedad de las moléculas que representa la separación
de las cargas eléctricas). Si se toma como ejemplo el agua, que es el solvente que
comúnmente utilizamos, no todas las sustancias son solubles en este medio. Así, el aceite,
será insoluble en un medio acuoso, ya que es una sustancia apolar y el agua es una
sustancia polar, por lo tanto se espera que sea insoluble en un medio acuoso. El agua, que
es una molécula polar (ver figura3.1), disolverá compuestos polares, como el azúcar, el
etanol o compuestos iónicos como la sal común.
22
Figura 3. 1 polaridad de la molécula de agua. Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas
parciales positivas y negativas en los átomos respectivos.
En: http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=216792
Los compuestos se dividen en tres grandes categorías llamadas solubles, ligeramente
solubles e insolubles. Específicamente, para los líquidos se recurre a términos más
específicos: miscible e inmiscible. Aquellos líquidos que pueden mezclarse entre sí y
forman una solución son sustancias miscibles (ejemplo: agua y alcohol), y los líquidos que
no forman soluciones o son insolubles entre sí se denominan inmiscibles (ejemplo: agua y
aceite) .ver figura 3.2.
Figura 3. 2 vaso que contiene agua y aceite, que son sustancias inmiscibles.
En: http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=216792
3.1 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
La solubilidad de un compuesto en un determinado solvente depende de la naturaleza
química del soluto y solvente, la temperatura y la presión.
3.1.1 LA NATURALEZA DEL SOLUTO Y DEL DISOLVENTE
La solubilidad aumenta entre sustancias cuyas moléculas son análogas en sus propiedades
eléctricas y en su estructura. Cuando existe una similitud en las propiedades eléctricas del
soluto y solvente, se incrementan las fuerzas intermoleculares1, favoreciendo la disolución
del soluto en el solvente.
1
Son fuerzas de atracción entre las moléculas. Estas fuerzas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ejercen
aún más influencia en las fases condensadas de la materia, es decir, en los líquidos y en los sólidos. Chang R; College W. (2002).
Química (8ª.ed). Fuerzas intermoleculares página 419. México: Editorial McGRAW-HILL
3.1.2 EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD
La temperatura de la solución afecta la solubilidad de la mayoría de las sustancias. La
figura 3.3 ilustra la dependencia de la solubilidad entre el agua y algunos compuestos
iónicos, y la temperatura. Generalmente, la solubilidad de la sustancia sólida se
incrementa con la temperatura.
La solubilidad de los sólidos en medio acuoso se expresa de acuerdo con la masa de
sólido, en gramos, disueltos en 100 mL de agua (g/100 mL H2O), o bien la masa de sólido,
en gramos, disueltos en 100 g de agua (g/100 g H2O). En la figura 3.3 se muestra la
solubilidad en agua de compuestos iónicos en función de la temperatura.
Figura 3. 3 dependencia de la solubilidad con la temperatura de compuestos iónicos.
En: http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=216792
La figura 3.3 muestra la dependencia de la solubilidad con la temperatura de algunos
compuestos iónicos. En la mayoría de los compuestos la solubilidad se incrementa, al
aumentar la temperatura, pero en el caso del Ce2(SO4)3 disminuye y NaCl varía en un
porcentaje menor.
En contraste con la solubilidad de los sólidos, la solubilidad de los gases en agua siempre
disminuye al incrementarse la temperatura. Cuando se ha calentado agua en un vaso, se
puede observar burbujas de aire que se forman en las paredes del vidrio antes de que
hierva, esto significa que ha empezado su punto de ebullición. La concentración de agua
en estado gaseoso disminuye al incrementarse la temperatura [11].
24
3.1.3 EFECTO DE LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES
La presión externa tiene algún grado de influencia sobre la solubilidad de líquidos y
sólidos, pero afecta sustantivamente la solubilidad de los gases. Existe una relación que
permite cuantificar la solubilidad de los gases y la presión. Esta relación la proporciona la
ley de Henry, que establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la
presión del gas sobre la disolución. Esta ley se puede entender desde un punto de vista
cualitativo, en donde la cantidad de gas que se disolverá en un solvente depende de cuan
a menudo choquen las moléculas del gas con la superficie del líquido, y queden atrapadas
por la fase condensada. Cuando se aumenta la presión parcial se disuelve una mayor
cantidad de moléculas en el solvente, debido a que están chocando con la superficie,
como se observa en la figura 3.4 [11].
Figura 3. 4 en la figura B se observa que cuando la presión parcial del gas aumenta, la
concentración del gas disuelto también aumenta.
En: http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=216792
3.2 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL DE SOLUBILIDAD
Solubilidad de la leche frente a colorantes
Introducción
En este experimento se analiza la solubilidad de los colorantes vegetales en la leche y
cómo altera sus propiedades físicas al adicionar un segundo componente, en este caso el
jabón líquido.
MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales


1 recipiente plástico
2 cucharas
Reactivos



1/2 litro de leche
Colorantes para alimentos
Jabón líquido
Parte experimental
1. Adicionar 1/2 litro de leche a un recipiente plástico.
2. Adicionar unas cuantas gotas de colorantes a la leche.
3. Adicionar una gota de jabón líquido a la mezcla.
Explicación química
En este experimento intervienen dos fenómenos, el primero consiste en la solubilidad del
colorante en la leche. Este líquido contiene materia grasa lo que impide que el colorante
se disuelva, al adicionarle el jabón a la leche esta se vuelve más soluble debido a que la
materia grasa se mezcla con el resto de los compontes; el segundo fenómeno se basa en
la tensión superficial2 que se encuentra en los líquidos, al agregar el jabón se rompe la
tensión superficial en ese punto, generando movimientos de los colorantes hacia los lados
[12].
2
Es la energía o trabajo necesario para aumentar el área de la superficie de un líquido. Cuando la
temperatura aumenta, y por tanto la intensidad del movimiento molecular, las fuerzas intermoleculares son
menos efectivas. Se requiere menos trabajo para aumentar la superficie del líquido, lo que significa que la
tensión superficial disminuye cuando la temperatura aumenta. Petrucci H. Química general (8va ed). Tensión
superficial página 480. Pais: Edición Pentrice hall
26
3.3 EVALUACIÓN
1. A una mezcla de los líquidos X y W, inmiscibles entre sí, se agrega una sal que es
soluble en los 2 líquidos. Posteriormente se separa la mezcla por decantación en dos
recipientes. El líquido X se evapora completamente quedando en el recipiente la sal
como sólido. De acuerdo con esta información, si se evapora completamente la mezcla
inicial (X, W y sal) es probable que
A. quede una menor cantidad de sal en el recipiente
B. quede en el recipiente el líquido W y la sal disuelta
C. el recipiente quede vacío
D. quede una mayor cantidad de sal en el recipiente
2. Los solventes polares disuelven sustancias de tipo polar y los no polares disuelven
sustancias de tipo no polar. En el siguiente diagrama se muestran algunos solventes
organizados según su polaridad.
De acuerdo con la información anterior, es probable que se forme una solución si se
mezclan
A. agua y tetracloruro de carbono.
B. etanol y tetracloruro de carbono.
C. éter y tetracloruro de carbono. D. agua y éter.
3. En el laboratorio se realizaron diferentes pruebas de solubilidad a cuatro compuestos;
los datos obtenidos aparecen consignados en la siguiente tabla.
SOLVENTE
COMPUESTO No polar Polar
P
Solubles Insoluble
Q
Insoluble Soluble
R
Insoluble Soluble
S
Solubles Insoluble
De acuerdo con la tabla es válido afirmar que
A. P y R son polares.
B. P y S son no polares.
C. Q y S son polares.
D. Q y R son no polares.
4. En la etiqueta de un frasco de vinagre aparece la información: solución de ácido
acético al 4 % en peso g. El 4 % en peso indica que el frasco contiene
A. 4 g de ácido acético en 96 g de solución
B. 100 g de soluto y 4 g de ácido acético
C. 100 g de solvente y 4 g de ácido acético
D. 4 g de ácido acético en 100 g de solución
5. Genere hipótesis que traten de explicar por qué la sal (compuesto iónico) se disuelve
tan fácilmente en agua (compuesto polar). Recuerda que el agua de los mares es
salada y que en la preparación del arroz se utiliza sal, que aparentemente no está
presente (sabemos de su presencia por el sabor salado).
Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o
28
4 CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS
Los cambios que ocurren en la materia, se pueden clasificar como cambios físicos y
químicos (ver figura 4).
Cambios
físicos:
Cambio de
estado
Mezclas
CAMBIOS DE
LA MATERIA
Combustión
Cambios
químicos:
Corrosión
Figura 4 cambios de la materia.
Fuente: autoras
4.1 FÍSICOS
Son todos aquellos en los cuales cambia la forma, el tamaño, el estado de movimiento o
de reposo o bien el estado de agregación de la materia. Para efectuarlos, se requiere poca
energía. No cambian las propiedades internas de la materia. Ejemplos: fusión de la cera,
la formación de la lluvia, refracción de la luz, dilatación de un metal, arrugar una hoja,
hervir agua y sublimar el yodo [7].
Una propiedad física se puede medir y observar sin que cambie la composición o identidad
de la sustancia. Por ejemplo, es posible determinar el punto de fusión del hielo calentando
un trozo de él y registrando la temperatura a la cual se transforma en agua como se ilustra
en la figura 4.1. El agua difiere del hielo solo en apariencia, no en su composición, por lo
que este cambio es físico; es posible congelar el agua para recuperar el hielo original. Por
tanto, el punto de fusión de una sustancia es una propiedad física [13].
Figura 4. 1 fusión del hielo
En: https://lh4.googleusercontent.com/-RBPqNafYyiI/TX1F_Km67hI/AAAAAAAAADY/TLTq3MYp1wQ/s1600/funde.jpg
4.2 QUÍMICOS
Originan sustancias nuevas, con propiedades distintas a las de la inicial; esto debido a que
se modifica la naturaleza interna de la sustancia. La energía absorbida o desprendida es
mayor que en los cambios físicos; la combustión de un fósforo ( ver figura 4.2) , la
oxidación de un metal, la combinación de un ácido con agua, la respiración, la digestión, la
fotosíntesis, la fermentación y la putrefacción son ejemplos de ello [10].
Ejemplo: el hidrógeno gaseoso se quema en presencia del oxígeno gaseoso para formar
agua. Después del cambio, los gases originales, hidrógeno y oxígeno, habrán desaparecido
y quedara una sustancia química distinta, el agua. No es posible recuperar el hidrógeno
del agua por medio de un cambio físico como la ebullición o la congelación.
Figura 4. 2 combustión de un fósforo.
En: http://moblog.whmsoft.net/es/Encuentros.php?keyword=cambios+fisicos+y+quimicos&language=spanish
Cada vez que se prepara un huevo cocido se produce un cambio químico. Al ser sometido
a una temperatura de aprox. 100 °C, tanto la clara como la yema experimentan cambios
que modifican no solo sus espacios físicos sino también su composición. Al comerse,
cambia otra vez la composición del huevo por efecto de las sustancias presentes en el
organismo, denominadas enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de un cambio
químico. Lo que sucede durante la digestión depende de las propiedades tanto de los
alimentos como de las enzimas implicadas [13].
30
“Los cambios se llevan a cabo en una dirección determinada. Sólo es factible que sucedan
espontáneamente los cambios que en sistemas cerrados, implican el paso de un estado
más ordenado a otro menos ordenado. Algunos cambios ocurren en ambas direcciones,
cuando la velocidad en ambas es igual se dice que se alcanza un estado de equilibrio” [7].
Los procesos físicos y químicos se diferencian fundamentalmente en los siguientes
aspectos:

Los cambios químicos van acompañados por una modificación profunda de las
propiedades del cuerpo o cuerpos reaccionantes; los cambios físicos dan lugar a una
alteración muy pequeña y muchas veces parcial de las propiedades del cuerpo.

Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de energía
mientras que los cambios físicos van unidos a una variación de energía relativamente
pequeña. Así, por ejemplo, la formación de 1.0 g de agua a temperatura ambiente, a
partir de hidrógeno y oxígeno, hace que se desprenda cerca de 3800 calorías, mientras
que la solidificación a hielo de 1.0 g de agua o la condensación a agua líquida a 100 ºC
de 1.0 g de vapor de agua desprende tan sólo, respectivamente, cerca de 80 ó de 540
calorías.

Los cambios químicos tienen casi siempre carácter permanente mientras que, en
general, los cambios físicos persisten únicamente mientras actúa la causa que los
origina.

En algunos casos, tal como en la disolución del cloruro de hidrógeno gaseoso o incluso
del cloruro sódico en agua o la simple dilución del ácido sulfúrico concentrado, parece
difícil decidir claramente si un proceso es químico o físico, ya que ofrece aspectos de
uno y otro tipo de transformaciones [14].
4.3 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE CAMBIOS QUÍMICOS
Pegamento casero
Introducción
El siguiente experimento permite explicar las propiedades físicas y químicas de la materia,
por medio de materiales de fácil acceso para realizar un pegamento casero.
Materiales y reactivos
Materiales





1 vaso de vidrio
1 tasa
1 pedazo de tela delgada
1 cuchara
1 olla
Reactivos




Vinagre
Leche descremada en polvo
Polvo para hornear
Agua
Parte experimental
1. Adicionar agua caliente a un vaso de vidrio.
2. Adicionar tres cucharadas de leche descremada al vaso de vidrio y mezclar hasta
homogenizar.
3. Adicionar aproximadamente 30 ml de vinagre a la mezcla, agitar y dejar en reposo
hasta la formación de grumos.
4. Filtrar la mezcla utilizando un pedazo de tela como filtro, desechar el filtrado.
5. Desmenuzar los grumos en pedazos, ponerlos en una olla con tapa.
32
6. Adicionar una pequeña cantidad de agua y polvo para hornear, posteriormente agitar
por cinco minutos.
7. Dejar reposar por unas horas.
NOTA: probar el pegamento con papel o madera.
Explicación química
Un coloide es una mezcla de líquidos en la cual se encuentran dispersas de manera
uniforme partículas sólidas muy pequeñas. La leche es un ejemplo de un coloide cuyos
principales componentes son agua, azúcares, grasas y caseína. Cuando agregamos vinagre,
que es ácido, la caseína se separa formando grumos (cuajo), mientras que los demás
componentes quedan disueltos en el agua (suero). Si se separa la caseína y se agrega
polvo para hornear, el vinagre reacciona con éste formando dióxido de carbono y una sal
llamada acetato de sodio. La caseína tiene las propiedades de un pegamento. Como
puedes ver, en esta actividad ocurren cambio físicos que nos permiten separar caseína y
cambios químicos que nos permiten eliminar el ácido acético (vinagre) [15].
4.4 EVALUACIÓN
1. En el aire se mezclan diferentes gases emanados por las industrias como los óxidos de
azufre y nitrógeno. Cuando estos
óxidos reaccionan con el vapor de agua de las
nubes se forma la lluvia ácida que se precipita sobre los suelos produciendo erosión.
En este fenómeno se presentan procesos físicos y químicos. Un proceso químico
ocurre en la
A. mezcla de gases con el aire.
B. emanación de los gases por las industrias.
C. reacción de los gases con el agua.
D. precipitación de la lluvia ácida sobre el suelo.
2. Observe el siguiente dibujo:
En un recipiente 1 se encuentra una cantidad de azufre (sólido color amarillo) y en el
recipiente 2, una cantidad de hierro (sólido gris). El hierro presenta propiedades
magnéticas. Cuando estos dos elementos se mezclan y se calientan, en el recipiente 3 se
obtiene un sólido color pardo que no presenta propiedades magnéticas. El material que se
obtuvo en el recipiente 3 fue
A. Un nuevo elemento, porque las propiedades físicas de los elementos iniciales se
mantuvieron.
B. Un compuesto, porque las propiedades físicas de los elementos iniciales se
mantuvieron.
C. Un nuevo elemento, porque posee características físicas diferentes a las de los
elementos iniciales.
D. Un compuesto, porque posee características físicas diferentes a las de los elementos
iniciales.
34
3. Los cambios de estado de un material se pueden visualizar así:
El diagrama de fase de una sustancia X es el siguiente:
De acuerdo con el diagrama anterior, si la sustancia X pasa de las condiciones del punto 1
a las condiciones del punto 2, los cambios de estado que experimenta son:
A. evaporación y fusión
B. sublimación y condensación
C. condensación y solidificación
D. evaporación y sublimación inversa
4. La presión de vapor de un líquido es la presión que ejerce el vapor de ese líquido a una
temperatura determinada. A 20°C se tienen iguales cantidades de cuatro líquidos P,Q,R,S
cada uno en un recipiente cerrado conectado a un manómetro como se muestra en el
siguiente dibujo:
De acuerdo con la información anterior, es correcto afirmar que el líquido con mayor
presión de vapor es:
A. P
B. Q
C. R
D. S
5. Cuando enciendes una vela se llevan a cabo procesos físicos y químicos. Menciónalos.
Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o
36
5 TIPO DE ECUACIONES QUÍMICAS
Las ecuaciones químicas representan cambios o reacciones químicas. Las reacciones se
clasifican en varios tipos para ayudar a escribir sus ecuaciones y a predecir otras
reacciones. Muchas de las reacciones químicas se ajustan a uno de los cuatro tipos
principales. Estos son reacciones de combinación, reacciones de descomposición, reacción
de desplazamiento simple, y reacción de doble desplazamiento. Las reacciones también
pueden ser de óxido – reducción.
5.1 REACCION DE COMBINACIÓN
En una reacción de combinación se combinan dos reactivos para formar un producto. La
forma general de la ecuación es:
A+B
AB
Donde A y B son elementos o compuestos y AB es un compuesto. En muchos casos la
fórmula del compuesto se puede determinar conociendo las cargas iónicas de los
reactivos en sus estados de combinación. Algunos ejemplos se dan a continuación.
1. metal + oxígeno
óxido metálico
2 Mg (s) + O2 (g)
4 Al (s) + 3 O2 (g)
2 MgO(S)
2 Al2O3 (S)
2. no metal + oxígeno
S(S) + O2 (g)
N2 (g) + O2 (g)
óxido no metálico
SO2 (g)
2NO(g)
3. metal + no metal
2Na(s) + Cl2 (g)
2Al(s) + 3Br2(l)
sal
2NaCl(s)
2AlBr(s)
4. óxido metálico + agua
hidróxido metálico
Na2O(S) + H2O(l)
CaO(S) + H2O(l)
2NaOH(ac)
Ca(OH)2(ac)
5. óxido no metálico + agua
SO3(g) + H2O(l)
N2O5(S) + H2O(l)
oxiácido
H2SO4(ac)
2HNO3(ac)
5.2 REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN
En una reacción de descomposición una sola sustancia se rompe o descompone
produciendo dos o más sustancias distintas. A este tipo de reacciones se le puede
considerar como el universo de las combinaciones. La materia prima debe ser un
compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos. La forma general de esta
ecuación es:
AB
A+B
La predicción de los productos de una reacción de descomposición puede ser difícil, por lo
que se requiere comprender cada reacción individual. El calentamiento de los compuestos
que contienen oxígeno frecuentemente da como resultado una descomposición. Algunas
reacciones de esta categoría son:
1. Óxidos metálicos. Hay óxidos metálicos que se descomponen para producir el metal
libre más oxígeno; otros producen otro óxido, y algunos más son muy estables y
resisten la descomposición por calentamiento:
2 HgO(S)
2 PbO2(S)
2Hg(l) + O2(g)
2 PbO(S) + O2(g)
2. Los carbonatos y bicarbonatos ( carbonatos de hidrogeno y un metal) se descomponen
para producir CO2 cuando se calientan:
CaCO3(S)
2NaHCO3(S)
CaO(S) + CO2(g)
Na2CO3(S) + H2O(g) + CO2(g)
38
3. Reacciones misceláneas en esta categoría :
2KClO3(s)
2NaNO3(S)
2H2O(l)
2KCl(s) + 3O2(g)
2NaNO2(g) + O2(g)
2H2O(l) + O2(g)
5.3 REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE
En una reacción de desplazamiento simple, un elemento reacciona con un compuesto
para reemplazar un elemento en un compuesto, produciendo un elemento distinto y un
compuesto diferente. La forma general de estas ecuaciones es:
A + BC
B + AC
o
A + BC
C + BA
Si A es un metal, A reemplazará a B para formar AC, siempre que A sea más reactivo que
B. Si A es un halógeno, reemplazará a C para formar BA, siempre que A sea un halógeno
más reactivo que C.
Mayor
actividad
Metales
Halógenos
k
Ca
Na
Mg
Al
Zn
Fe
Ni
Sn
Pb
H
Cu
Ag
Hg
Au
F2
Cl2
Br2
I2
Tabla 1 serie de actividad de metales y halógenos
Fuente: libro fundamentos de química
En la tabla 1 se presenta una breve serie de actividad de algunos metales (e hidrógeno) y
halógenos. En esta serie aparece una lista en orden decreciente de actividad química, los
halógenos y metales más activos están en la parte superior. Muchas reacciones químicas
se pueden predecir a partir de la serie de actividad, porque los átomos de cualquier
elemento de la serie reemplazarán a los átomos de los elementos que están debajo de él.
Por ejemplo, el zinc metálico sustituirá al hidrógeno de la solución de ácido clorhídrico.
Pero el cobre metálico, que está abajo del hidrógeno en la lista y es más reactivo que el
hidrógeno, no reemplazará al hidrógeno de la solución de ácido clorhídrico [16]. Aquí hay
algunas reacciones de esta categoría:
1. metal + ácido
Zn(s) + 2HCl(ac)
2Al(s) + 3H2SO4(ac)
2. metal + agua
2Na(s) + 2H2O
Ca(s) + 2H2O
3. metal + sal
Fe(s) + CuSO4(ac)
Cu(s) + 2AgNO3(ac)
hidrógeno + sal
H2(g) + ZnCl2(ac)
3 H2(g) + Al2(SO4)3(ac)
hidrógeno + hidróxido de metal u óxido del metal
H2(g) + 2NaOH(ac)
H2(g) + Ca(OH)2(ac)
metal + sal
Cu(s) + FeSO4(ac)
2Ag(s) + Cu(NO3)2(ac)
4. halógeno + (sal) halogenuro
Cl2(g) + 2NaBr(ac)
Cl2(g) + 2 KI(ac)
halógeno + (sal) halogenuro
Br2 (l) + 2 NaCl (ac)
I2(S) + 2kCl(ac)
Una de las reacciones químicas comunes es el desplazamiento del hidrógeno del agua o de
los ácidos. Esta reacción es un buen ejemplo de la reactividad de los metales y del uso de
la serie de actividad. Por ejemplo,
40
 K, Ca y Na desplazan al hidrógeno del agua fría, vapor y ácidos.
 Mg, Al, Zn y Fe desplazan al hidrógeno del vapor de los ácidos.
 Ni, Sn y Pb desplazan al hidrógeno sólo de los ácidos.
 Cu, Ag, Hg y Au no desplazan al hidrógeno.
5.4 REACCIÓN DE DOBLE DESPLAZAMIENTO
En una reacción de doble desplazamiento, dos compuestos intercambian parejas entre sí
para producir dos compuestos distintos. La forma general de estas ecuaciones es:
AB + CD
AD + CB
Esta reacción puede considerarse un intercambio de grupos positivos y negativos, en la
cual A se combina con D y C se combina con B. Al escribir las fórmulas de los productos se
debe tener en cuenta las cargas de los grupos que se combinan.
También es posible escribir una ecuación en forma de reacción de doble desplazamiento
aun cuando no ocurre reacción. Por ejemplo, cuando se mezclan soluciones de cloruro de
sodio (NaCl) y nitrato de potasio (NaNO3), se puede escribir la ecuación siguiente:
NaCl(ac) + KNO3(ac)
NaNO3(ac) + KCl(ac)
Cuando se lleva a cabo la mezcla no se observa cambios físicos, lo que indica que no ha
sucedido una reacción química.
Una reacción de desplazamiento doble se acompaña de alguna evidencia, como
desprendimiento de calor, formación de un precipitado insoluble o la producción de
burbujas de gas. Para esta experiencia se mirará de cerca las reacciones de neutralización
de un ácido y una base.
5.4.1 NEUTRALIZACIÓN DE UN ÁCIDO Y UNA BASE
La neutralización es la reacción entre un ácido y una base para formar una sal. Si la sal
producida contiene átomos de Hidrógeno es ácida y la neutralización es parcial. Si la sal no
presenta átomos de Hidrógeno la sal es neutra y la neutralización es total [13]. Ejemplo:
Sal ácida
H2SO4 + NaO
NaHSO4 + H2O (neutralización parcial)
Sal neutra
H2SO4 + NaOH
Na2 SO4 + H2O (neutralización total)
Para explicar mejor el proceso de neutralización se analizará la reacción que ocurre
cuando se mezclan soluciones de hidróxido de sodio (NaOH) y de ácido clorhídrico (HCl).
Los iones presentes al principio son Na+ y OH- provenientes de la base y los iones H+ y Cldel ácido. Los productos, cloruro de sodio (NaCl) y agua (H2O), existen como iones Na+ y Cly moléculas de H2O. La ecuación química que representa esta ecuación es:
HCl(ac) + NaOH(ac)
NaCl (ac) + H2O (l)
Sin embargo esta ecuación no muestra que el HCl, el NaOH y el NaCl existan como iones
en solución. La siguiente ecuación iónica total representa mejor la reacción:
(H+ + Cl- ) + (Na+ + OH-)
Na+ + Cl- + H2O (l)
La ecuación anterior muestra que los iones Na+ y Cl- no reaccionan. A estos iones se les
llama iones espectadores, porque estuvieron presentes pero no interviene en la reacción.
La única reacción que se efectuó se dio entre los iones H+ y OH-. Por consiguiente, la
ecuación de la neutralización se puede escribir como la siguiente ecuación iónica neta:
H+ (ac) + OH-(ac)
H2O (l)
Ácido base
agua
42
La anterior ecuación iónica representa no solamente la reacción de hidróxido de sodio y
ácido clorhídrico, sino también la reacción de cualquier acido fuerte con cualquier
hidróxido básico hidrosoluble. La fuerza que dirige una reacción de neutralización es la
capacidad del ion H+ y del ion OH- para reaccionar y formar una molécula de agua no
ionizada. La producción de una molécula de agua se acompaña por desprendimiento de
calor, que se puede sentir tocando el recipiente de la reacción [17].
5.5 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE ECUACIONES QUÍMICAS
Reacción de bicarbonato de sodio con vinagre
Introducción
Este experimento ilustra una reacción de desplazamiento o sustitución que se produce al
mezclar un ácido con una base para obtener como productos una sal, agua y dióxido de
carbono generando una efervescencia que es ocasionada por la liberación de un gas.
Materiales y reactivos
Materiales




1 cuchara
1 guante
1 Botella de vidrio
1 vaso de plástico
Reactivos


bicarbonato de sodio
vinagre
Parte experimental
1.
2.
3.
4.
Adicionar media cucharada de bicarbonato de sodio en la botella.
Agregar vinagre al vaso plástico hasta completar su volumen y adicionarlo a la botella.
Cubrir la botella con el globo.
Agitar la botella hasta alcanzar una mezcla homogénea.
44
Explicación química
Se produce una reacción neutralización entre el bicarbonato de sodio y el ácido acético
del vinagre, donde se forma acetato de sodio (una sal), agua y dióxido de carbono como
productos, lo que produce la efervescencia en forma de gas permitiendo llenar el guante.
La presión en el interior del guante aumenta debido a este gas [18]. La ecuación de la
reacción química ocurrida es la siguiente:
CH3COOH (ac) + NaHCO3(s)
Donde:
CH3COOH: Ácido acético
NaHCO3: Bicarbonato de sodio
CH3COONa: Acetato de sodio
CO2: Dióxido de carbono
H2O: agua
CH3COONa(ac) + CO2(g)
+ H2O(l)
5.6 EVALUACIÓN
RESPONDA LAS PREGUNTAS 1 y 2 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN
En un experimento de laboratorio se lleva a cabo el siguiente procedimiento
1. Se hacen reaccionar Ca y TiO2 obteniéndose Ti puro y el óxido de calcio
2. Se separa el óxido de calcio y se mezcla con agua, dando lugar a una reacción cuyo
producto es un sólido blanco
1. De acuerdo con el anterior procedimiento, los compuestos de calcio que se producen
en el primero y segundo paso son respectivamente
A. CaTi2 y CaO
B. CaO y CaH2
C. CaO y Ca(OH)2
D. CaTi y Ca(H2O)2
2. Al examinar la mezcla obtenida en el paso 2 utilizando papel tornasol rojo, se obtiene
una coloración azul. De acuerdo con esta información, el compuesto de calcio formado
en el paso 1 se clasifica como
A. una sal
B. un óxido básico
C. una base
D. un óxido ácido
3. Un estudiante propone la siguiente ecuación para la combustión del metano ( 𝐶𝐻4 ):
El estudiante no está seguro de si la ecuación esta balanceada, por lo que le pide a su
profesor explicarle una de las razones por la cual está o no balanceada.
Que debería responder el profesor.
46
A. No esta balanceada, porque en los reactivos no había agua.
B. Si esta balanceada, porque hay 1 átomo de carbono tanto en los reactivos como en
los productos.
C. No esta balanceada, porque hay 4 átomos de hidrogeno en los reactivos y 2
átomos de hidrogeno en los productos.
D. Si esta balanceada, porque reaccionan 1 mol de metano y de 𝑂2, que producen 1
mol de 𝐻2 O y 𝐶𝑂2.
4. Bajo condiciones adecuadas de concentración de iones calcio y de iones carbonato en
la naturaleza se logra la formación del carbonato de calcio, CaCO3, como parte del
ciclo del carbono. Estos carbonatos al hacerlos reaccionar con un ácido se
descomponen liberando CO2. Si el ácido empleado para llevar a cabo la reacción es
ácido clorhídrico, la ecuación química que representa la descomposición del carbonato
es
5. ¿Qué tipos de reacciones químicas puedes encontrar a tu alrededor?
Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o
6 ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN
6.1 ESTADO DE OXIDACIÓN
El estado o número de oxidación está relacionado con el número de electrones que un
átomo pierde, gana, o bien que utiliza para unirse a otros átomos en los compuestos.
Por ejemplo en el cloruro de sodio (NaCl), un átomo de Na cede un electrón a un átomo
de Cl, por esto el compuesto está formado por iones Na+ y Cl- (figura 6). El Na+ está en el
estado de oxidación +1 y el Cl- , -1.
En el MgCl2, cada átomo de magnesio pierde dos electrones para convertirse en Mg +2, y
cada átomo del cloro gana un electrón para convertirse en Cl-. Así en el MgCl2, el estado de
oxidación del Cl es -1, pero el del Mg es +2. Si se toma el estado de oxidación de todos los
átomos (iones) en una unidad fórmula de MgCl2. Se obtiene +2-1-1 =0.
En la molécula de Cl2, los dos átomos de Cl son idénticos y deberían tener el mismo estado
de oxidación. Pero si su suma es cero, cada estado de oxidación deber ser cero. Así, el
estado de oxidación de un átomo puede variar, dependiendo del compuesto en el que se
encuentre. En la molécula H2O, se asigna arbitrariamente al H el estado de oxidación +1.
Entonces, debido a que la suma de los estados de oxidación debe ser cero, el estado de
oxidación del oxígeno deber ser -2.
Figura 6 el cloruro de sodio
está formado por muchos
iones Na+ y Cl- dispuestos en
una red llamado cristal.
En: http://1.bp.blogspot.com/_iT7l6yMwOFI/TJuuXU2KtkI/AAAAAAAAADo/NKEwd-pcCGE/s1600/enlace...png
A partir de los ejemplos anteriores, se puede ver que son necesarios algunas reglas o
convenios para asignar los estados de oxidación. Estas reglas a parecen en la tabla 2. Con
los siguientes pasos se encuentran los estados de oxidación de un elemento dentro de un
compuesto [19].
48
Pasos para asignar número de oxidación.
Paso 1. Anotar el número de oxidación de cada átomo conocido en la fórmula.
Paso 2. Multiplicar cada número de oxidación por el número de átomos de este elemento en el
compuesto.
Paso 3. Anotar una expresión que indique la suma de todos los números de oxidación en el
compuesto. Recordar: la suma de los números de oxidación de un compuesto debe ser igual a
cero.
Reglas para asignar número de oxidación.
1. El estado de oxidación (E.O) de un átomo individual en un elemento libre (sin combinar con
otros elementos) es 0. Ejemplos: el E.O de un átomo de Cl aislado es 0, los átomos de Cl en la
molécula Cl2 tiene un E.O de 0.
2. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en
a. Una especie neutra, es decir, un átomo aislado, una molécula o una unidad formula, es 0.
Ejemplos: la suma de los E.O de todos los átomos en el CH3OH y de todos los iones en el
MgCl2 es 0. Tabla 2 reglas para asignar un número o estado de oxidación
b. Un ion es igual a la carga en el ion. Ejemplos: el EO del Fe en Fe+3 es +3. La suma de los E.O
de todos los átomos en el MnO4- es -1.
3. Los metales de grupo I tienen en sus compuestos un E.O de +1 y los metales del grupo II tienen
un E.O de +2. Ejemplos: el E.O del K es +1 en el KCl, EL E.O del Mg es +2 en el MgBr2.
NOTA: las principales excepciones a la regla 5 aparecen cuando el H esta unido a metales,
4. El E.O del flúor en sus compuestos es -1. Ejemplo: el E.O del F es -1 en HF, CIF2 y SF6.
como en NaH y CaH2; las excepciones a la regla 6 aparecen en los compuestos donde los
5. El E.O del hidrógeno en sus compuestos es, casi, siempre, +1. Ejemplos: el E.O del H es +1
atomos de O estan unidos entre si, como en H2O2 [15].
en el HI, H2S, NH3 Y CH4.
6. El E.O del oxígeno en sus compuestos es, casi siempre, -2. Ejemplos: el E.O del O es -2 en H2O,
CO2 Y KMnO4.
7. Los elementos del grupo 17 en sus compuestos binarios con metales tienen un E.O de -1, los
demás del grupo 16, -2; y los elementos del grupo 15, -3. Ejemplos: el E.O del Br es -1 en el
MgBr2; elfundamentos
E.O del S de
esquímica
-2 en el Li2S; y el E.O del N es -3 en el Li3N.
Fuente: libro
Tabla 2 reglas para asignar un número de oxidación.
6.2 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Los electrones poseen diferentes cantidades de energía potencial dependiendo de su
distancia al núcleo del átomo y de la atracción ejercida por el núcleo sobre ellos. Un
ingreso de energía lanzará a un electrón a un nivel energético más alto, pero si no se
añade energía, el electrón permanecerá en el nivel energético más bajo que encuentre
disponible.
Las reacciones químicas son, transformaciones de energía en virtud de las cuales la
energía almacenada en los enlaces químicos se transfiere a otros enlaces químicos recién
formados. En estas transferencias, los electrones se desplazan de un nivel de energía a
otro. En muchas reacciones, los electrones pasan de un átomo o molécula a otro, son de
gran importancia en los sistemas vivos, y se conocen como reacciones de óxido-reducción
o redox.
La óxido- reducción es un proceso químico en el cual cambia el número de oxidación de un
elemento. El proceso puede incluir transferencia de electrones para formar uniones
iónicas o sólo una transferencia parcial o desplazamiento de electrones para formar
uniones covalentes.
Se efectúa una oxidación cuando aumenta el número de oxidación como resultado de la
pérdida de electrones (el átomo o molécula que pierde el electrón se dice que se ha
oxidado). Inversamente, se efectúa una reducción siempre que el número de oxidación
disminuya como resultado de una ganancia de electrones (el átomo o molécula que gana
el electrón se dice que se ha reducido). Por ejemplo, un cambio de +5 a +2 o de -2 a -4 es
reducción (ver figura 6.1). La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente
en una reacción química, porque el electrón que pierde el átomo oxidado es aceptado por
otro átomo que se reduce en el proceso. En las reacciones de oxidación-reducción se
produce un movimiento de electrones de un átomo a otro.
Oxidación (pérdida de electrones)
Número de oxidación
Reducción (ganancia de electrones)
Figura 6. 1 la oxidación da como resultado un aumento el número de oxidación, y la
reducción, una disminución del número de oxidación.
Fuente: autoras
50
Ejemplos de reacciones redox:
a. La oxidación del sodio y la reducción del cloro.
b. Otra reacción de oxidación-reducción; oxidación parcial del metano (CH4).
En algunas reacciones de oxidación-reducción, como la oxidación del sodio y la reducción
del cloro, se transfiere únicamente un electrón de un átomo a otro como se muestra en la
figura 6.2 [20]. Estas simples reacciones son típicas de los elementos o de las moléculas
inorgánicas.
Figura 6. 2 ª) Oxidación del sodio y reducción del cloro.
En: http://www.fisicanet.com.ar/biologia/metabolismo/ap05_oxido_reduccion.php
Muchas reacciones de combinación, de descomposición y desplazamiento simple
comprenden oxido- reducción. Se examinará la combustión del hidrógeno y oxígeno:
2H2 + O2
2H2O
Ambos reactivos hidrógeno y oxígeno, son elementos en estado libre y tienen un número
de oxidación de cero. En el producto (agua), el hidrógeno se ha oxidado a +1 y el oxígeno
reducido a -2. La sustancia que causa un incremento del estado de oxidación de otra
sustancia se llama agente oxidante. La sustancia que causa una disminución en el estado
de oxidación de otra sustancia se llama agente reductor. En esta reacción, el agente
oxidante es el oxígeno libre, y el reductor, el hidrógeno libre. En la reacción
Zn(s) + H2SO4 (ac)
ZnSO4 (ac) + H2 (g)
El zinc metálico se oxida y los iones hidrógeno se reducen. El zinc es el agente reductor y el
hidrógeno el agente oxidante. Los electrones se transfieren desde el metal zinc hacia los
iones hidrógenos. La reacción se expresa mejor como:
Zno + 2 H+ + SO4 -2
Zn+2 + SO4-2 + H20
Oxidación: incremento del número de oxidación. Pérdida de electrones.
Reducción: disminución del número de oxidación. Ganancia de electrones
El agente oxidante se reduce y gana electrones. El agente reductor se oxida y pierde
electrones. La transferencia de electrones es característico de todas las reacciones redox
[17].
6.3 APLICACIÓN DE REACCIONES ÓXIDO - REDUCCIÓN
En los sistemas vivos, las reacciones que capturan energía (fotosíntesis) y las reacciones
que liberan energía (glucólisis y respiración), son reacciones de oxidación-reducción. La
oxidación completa de un mol de glucosa libera 686 kilocalorías de energía libre; de modo
inverso, la reducción del dióxido de carbono para formar un mol de glucosa almacena 686
kilocalorías de energía libre en los enlaces químicos de la glucosa. Si esta energía fuera
liberada de una sola vez, la mayor parte se disiparía como calor. Esto no solamente no
sería útil para la célula, sino que la alta temperatura resultante sería letal. Sin embargo, la
vida ha evolucionado adquiriendo mecanismos que regulan la marcha de estas reacciones
químicas y una multitud de otras, de modo tal que la energía se almacena en enlaces
químicos particulares de los que puede ser liberada en pequeñas cantidades cuando la
célula lo necesite. Estos mecanismos, con la aparición de nuevos tipos de moléculas,
permiten un aprovechamiento eficaz de la energía sin alterar el delicado equilibrio que
caracteriza a los sistemas biológicos. Implican generalmente secuencias de reacciones,
algunas de las cuales son reacciones de oxidación-reducción. Aunque cada reacción en la
secuencia representa solamente un pequeño cambio en la energía libre, el cambio global
de energía libre para la secuencia puede ser considerable [20].
52
6.4 DEMOSTRACIÓN EXPERIMETAL DE REACCIONES REDOX
Recubrimiento de metales con sulfato de cobre
Introducción
En esta experiencia se hace evidente las reacciones químicas de transferencia de
electrones (oxidación –reducción), la cual se observa con la reacción de algunos metales
con una disolución de sulfato de cobre, recubriéndose de cobre.
Materiales y reactivos
Materiales







2 clavos
1 trozo de hierro
1 trozo de zinc
1 trozo de papel de aluminio
4 vasos
1 cuchara
2 pinzas
Reactivos

Disolución de sulfato de cobre 0.1 M.
Parte experimental
1. Rotular los vasos del 1 al 4.
2. Adicionar unos cuantos mililitros de la disolución de sulfato de cobre en el vaso 1, 2,3 y
4 (el vaso 1 será la referencia para ver los cambios que se producen en los demás).
3. En el vaso 2 se introduce un clavo de hierro. Minutos después se observa que el clavo
ha sido recubierto de un sólido rojizo.
Nota: el sólido rojizo que aparece sobre el clavo de hierro es cobre, que procede de la
reducción del ion Cu+2; por otra parte, el hierro se oxida a Fe+2. Las semireacciones que
tienen lugar son:
Cu+2(ac) + 2eFe (s)
Cu (s),
+ 2e-.
Fe+2(ac)
Figura 6. 3 de izquierda a derecha: trozos de zinc de una pila salina, clavos de hierro y un
trozo de papel de aluminio. Delante se muestran los metales sin recubrir, detrás de los
metales recubiertos de cobre.
En: http://www.redalyc.org/pdf/920/92030308.pdf
4. En el vaso 3 se introduce un trozo de zinc, transcurridos unos segundos se observa que
la parte del cinc que estaba sumergida en la disolución de sulfato de cobre está
recubierta de un sólido negro.
Nota: el sólido negro es cobre que procede de la reducción del ion Cu+2, pero esta vez
es el cinc el que se oxida pasando a la disolución:
Cu+2(ac) + 2eZn (s)
Zn+2(ac)
Cu (s),
+ 2e
5. En el vaso 4 se introduce una lámina de papel de aluminio, se observa el burbujeo de
un gas y la aparición de pequeños agujeros en el aluminio en torno a los cuales se
observan pequeños depósitos de un sólido rojizo.
Nota: los agujeros en la lámina de aluminio se deben a su oxidación a Al+3, mientras
que los depósitos son de cobre proveniente de la reducción del ion Cu+2:
Cu+2(ac) + 2e-
Cu (s);
54
Al (s)
Al+3(ac) + 3e-
Por otra parte, el gas que se desprende es hidrógeno debido a las reacciones:
2H+ (ac)+ 2e-
H2 (g) ;
Al (s)
Al+3(ac) + 3e-
Explicación química
Todos los metales utilizados en esta experiencia son menos nobles3. Un metal es tanto
más noble cuando mayor es su potencial de reducción en las tablas de potenciales, es
decir, cuando su forma metálica es más estable o presenta poca actividad química. De ahí
que el ion Cu+2 se transforme en cobre a costa de oxidar cualquier metal menos noble que
él. Sin embargo, si se repite la experiencia utilizando un metal más noble que el cobre,
como la capacidad de formar una reacción tal como la plata o el oro, no se observará
depósito de cobre alguno [21].
3
Son pocos activos químicamente, o sea que no reaccionan o que reaccionan muy pocas veces y tienen
poca probabilidad de oxidarse. EcuRed. Conocimientos con todos y para todos. Metales nobles. Disponible
en: http://www.ecured.cu/index.php/Metales_Nobles
6.5 EVALUACIÓN
1. El número atómico del hidrógeno es 1. La especie química H+ se forma a partir de un
átomo de hidrógeno que
A. ha ganado un electrón y quedó con un protón y dos electrones
B. ha perdido un protón y quedo con un electrón y ningún protón
C. ha ganado un protón y quedó con un electrón y dos protones
D. ha perdido un electrón y quedó con un protón y ningún electrones
2. Fe0+ 2H+1 Cl-1
Fe+2 Cl-1 + H20
De acuerdo con la ecuación planteada si se cambia el hierro Fe por dos moles de sodio Na0
probablemente formará
A. 2NaCl + H2
B. NaCl + H2
C. 2NaH + Cl2
D. NaCl2 + H2
3. La purificación de cobre generalmente se realiza por medio de electrólisis. La técnica
consiste en sumergir en una solución de CuSO4 una placa de cobre impuro, la cual
actúa como ánodo y una placa de cobre puro que actúa como cátodo y luego
conectarlas a una fuente de energía, para generar un flujo de electrones a través de la
solución y las placas como se observa a continuación:
El ión Cu2+ cuenta con:
A. 2 protones más que el átomo de cobre
B. 2 protones menos que el átomo de cobre
C. 2 electrones más que el átomo de cobre
D. 2 electrones menos que el átomo de cobre
56
4. Los alcoholes primarios y secundarios pueden oxidarse con KMnO4 en medio ácido.
Los alcoholes primarios se oxidan a aldehídos y si la oxidación es muy fuerte, pueden
oxidarse hasta el ácido carboxílico que tenga el mismo número de átomos de carbono
del alcohol de partida. Los alcoholes secundarios se oxidan a una cetona con igual
número de átomos de carbono del alcohol de partida. Los alcoholes terciarios no se
oxidan con KMnO4 acidulado. A Continuación se presenta un ejemplo de las reacciones
de oxidación de un alcohol primario y uno secundario:
Se tienen 3 tubos de ensayo en los que se encuentran contenidos 3 alcoholes diferentes.
Al tubo (1) se le adiciona KMnO4 acidulado y se forma una cetona. Al tubo (2) se le
adiciona KMnO4 acidulado de baja concentración, formándose un aldehído. Y por último,
al tubo (3) se le adiciona KMnO4 acidulado formándose un ácido carboxílico. De acuerdo
con esto, es válido afirmar que antes de adicionar el KMnO4 los tubos contenían
respectivamente.
A. alcohol primario (1), alcohol secundario (2), alcohol terciario (3)
B. alcohol secundario (1), alcohol secundario (2), alcohol primario (3)
C. alcohol primario (1), alcohol primario (2), alcohol secundario (3)
D. alcohol secundario (1), alcohol primario (2), alcohol primario (3)
5. Trata de explicar el siguiente enunciado: “La corrosión es un fenómeno electroquímico”.
Recuerda que un clavo se oxida (se corroe) si lo dejas a la intemperie, pero no si lo
sumerges en aceite. Lo mismo pasa con una manzana cuando la partes.
Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o
7 REACTIVO LIMITANTE
Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y
simultánea se dice que los reactivos están en proporciones estequiométricas, es decir, en
proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiométricos de la reacción
ajustada. Algunas veces se exige esta condición, por ejemplo en algunos análisis químicos.
Otras veces como en una reacción de precipitación, uno de los reactivos se transforma
completamente en productos porque se utiliza un exceso de todos los demás reactivos. El
reactivo que se consume por completo, llamado reactivo limitante, determina las
cantidades de productos que se forman [22].
Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes
en las cantidades estequiometrias exactas, es decir, en las proporciones que indica la
ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos se consumen mientras que
parte de otros se recupera al finalizar la reacción. El reactivo que se consume primero en
la reacción recibe el nombre de reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto
que se forma depende de la cantidad de este reactivo que había originalmente. Cuando
este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son
los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la
cantidad de reactivo limitante.
7.1 REACTIVO LÍMITE
Es aquel reactivo que participa en una reacción y cuya cantidad determina la cantidad
máxima de producto que puede formarse en la reacción. El método se basa en la
comparación de la proporción de las cantidades de reactivo con la relación
estequiometrica. Matemáticamente se tiene:
aX + bY
cZ
Donde:
X e Y : reactivos
Z: productos
a,b y c : coeficientes estequiometricos
Si
Si
𝑚𝑜𝑙 𝑋 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒
𝑚𝑜𝑙 𝑌 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒
𝑚𝑜𝑙 𝑋 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒
𝑚𝑜𝑙 𝑌 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑜𝑛𝑖𝑏𝑙𝑒
<
>
𝑎
𝑏
𝑎
𝑏
entonces X es el reactivo limitante
entonces Y es el reactivo limitante
58
7.2 PROPORCIÓN DE REACCIÓN
Cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en una reacción. Esta
proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas. Matemáticamente se tiene:
𝑚𝐸,𝑖 = 𝑚 𝑇𝑅𝐿 ×
𝐶𝐸𝑖
𝐶𝐸𝑅𝐿
Donde:
𝑚𝐸,𝑖 = masa estequiometrica de cada sustancia ( reactante o producto)
𝑚 𝑇𝑅𝐿 = masa total del reaccionante limitante
𝐶𝐸𝑖 = coeficiente estequiometrico de cada sustancia (reactante o producto)
𝐶𝐸𝑖 = coeficiente estequiometrica del reaccionante limitante
RENDIMIENTO REAL
Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Se calcula
según la expresión:
Rendimiento real =
% de Rendimiento
× Rendimiento teórico
100%
7.3 RENDIMIENTO TEÓRICO
Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de
determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume
en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el
producto. Compárese con rendimiento.
7.4 RENDIMIENTO PORCENTUAL
Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico.
% de Rendimiento =
Rendimiento real
× 100%
Rendimiento teórico
7.5 RENDIMIENTO DE PUREZA
El porcentaje de un compuesto o elemento especifico en una muestra impura [23].
% Pureza =
𝑆𝑃
× 100%
𝑆𝐼
Ejemplo 1:
1 H2 (g) +
1
2
O2 (g)
H2O(g)
H2
1
Masa molec/
Atómica
Gramos
1*2= 2 g
1/2*16*2=16
1*2+16=18
2g
16 g
18 g
Moles
1 mol
½ mol
1 mol
2
O2
H2O
Reactivo limite
Al centrarse en la fila de los gramos se observa que para formar 18g de agua, se necesita
que reaccionen 2 gramos de hidrógeno con 2 gramos de oxígeno.
¿Qué ocurre si se hace reaccionar 2 gramos de hidrógeno y 2 gramos de oxígeno? ¿Se
formarán 4 gramos de agua?
Evidentemente no, la proporción de hidrógeno y oxígeno para formar agua es la indicada
mediante el balance de masas (2 gramos de hidrógeno con 16 gramos de oxígeno).
Los dos gramos de oxígeno se van a consumir totalmente (reactivo limitante) y sobrará
hidrógeno (reactivo en exceso).
Analíticamente se puede observar:
2g de H2
Xg de H2
16g de O2
2g de O2
𝑥=
2×2
= 0.5 𝑔𝑑𝑒𝐻2
16
Entonces 0,25g de hidrógeno son los que reaccionan con el oxígeno.
El oxígeno se consume todo (reactivo limitante). El hidrógeno sobra (reactivo en exceso)
[24].
Ejemplo 2:
60
Si reaccionan 6.8 g de 02 en exceso de H2 y se producen 8.2 g de H2O. ¿Cuál es el
rendimiento de la reacción?
1 H2 (g) +
1
2
O2 (g)
6.8 g
H2O (g)
8.2 g
Proporción de reacción:
1 mol de H2
½ mol de O2
1 mol de H2O
Masa molar de H2: 2 g/molS
Masa molar de H2O: 18 g/mol
Masa molar 02 : 16 g/mol
Se pasan gramos a moles:
6.8 𝑔 𝑂2 ×
8.2 𝑔 𝐻2 𝑂 ×
1 𝑚𝑜𝑙
= 0.425 𝑚𝑜𝑙
16𝑔 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙
= 0.455 𝑚𝑜𝑙
18 𝑔 𝐻2 𝑂
Para determinar el rendimiento teórico se hace una regla de 3 de la siguiente manera
½ mol de O2
0.455 moles de O2
1 mol de H2O
x mol de H2O
1 mol H2 O × 0.455 mol O2
= 0.91 mol de H2 O
0.5 mol O2
Rendimiento teórico
El rendimiento teórico es 0.91 mol de H2O
Rendimiento real
El rendimiento real de la reacción es 0.455 mol de H2O
Rendimiento porcentual
% de Rendimiento =
Rendimiento real
× 100%
Rendimiento teórico
% de Rendimiento =
0.455
× 100% = 50 %
0.91
62
7.6 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE REACTIVO LÍMITE
Reactivo límite
INTRODUCCIÓN
En el siguiente experimento se estudia el reactivo límite y el reactivo en exceso, por
medio de una reacción entre el ácido acético y el bicarbonato sódico en diferentes
proporciones. Siendo evidente por el aumento de los globos generado por el
desprendimiento de CO2.
Materiales y reactivos
Materiales


4 Globos
4 botellas.
Reactivos


Vinagre
Bicarbonato sódico
Parte experimental
1. Rotular las botellas del 1 al 4.
2. Agregar una cucharada de vinagre a las botellas 1, 2,3 y 4.
3. Agregar 1/4 de cucharada de bicarbonato sódico a la botella 1, posteriormente tapar
con el globo.
4. Agregar 3/4 de cucharada de bicarbonato sódico a la botella 2, posteriormente tapar
con el globo.
5. Agregar una cucharada y media de bicarbonato sódico a la botella 3, posteriormente
tapar con el globo.
6. Agregar 3 cucharadas de bicarbonato sódico a la botella 4, posteriormente tapar con
el globo.
Explicación química
La reacción producida entre el bicarbonato sódico y el ácido acético es la siguiente:
CH3COOH(ac) + NaHCO3 (s)
CH3COONa(ac) + CO2(g)
+ H2O(l)
Donde:
CH3COOH: Ácido acético
NaHCO3: Bicarbonato de sodio
CH3COONa: Acetato de sodio
CO2: Dióxido de carbono
H2O: agua
Como se observa en la ecuación anterior uno de los productos es el dióxido de carbono
(CO2) que permite inflar los globos por su desprendimiento en forma de gas (Ver figura
7.1).
Figura 7 desprendimiento de CO2 en cada una de las botellas.
En: http://cluster-divulgacioncientifica.blogspot.com/2013/02/reactivo-limitante.html
64
En la botella 1 se observa que el globo contiene menos cantidad de CO2 que en las demás
botellas, esto se debe a que la cantidad de bicarbonato sódico es escasa (reactivo limite)
en comparación con el ácido acético (reactivo en exceso).
La botella 2 contiene más bicarbonato sódico respecto a la botella 1. Esto se ve reflejado
en el globo, sin embargo el reactivo limitante sigue siendo el bicarbonato sódico, debido a
que la proporción de él con respecto al ácido acético es mucho menor.
En la botella 3 las cantidades estequiometrias del bicarbonato sódico y del ácido acético
se encuentran en igual proporción; es decir, ambos reactivos reaccionan completamente.
Se observa un buen desprendimiento de CO2 en el globo.
En la botella 4 la cantidad de bicarbonato sódico adicionado es mayor que en las demás
botellas (se puede observar en el fondo). En este caso el reactivo limitante es el ácido
acético y el bicarbonato de sodio es el reactivo en exceso [25].
7.8 EVALUACIÓN
1. Durante un ensayo de laboratorio se agregan 56,1g de KOH sólido a 1L de una solución 1M de
NaCl en agua, y se agita hasta disolución completa del sólido. La ecuación de la reacción es
NaCl(ac) + KOH(s) ---------> NaOH(ac) + KCl(ac)
Sustancia
Masa Molar (g/mol)
NaCl
58.5
KOH
56.1
NaOH
40
KCl
74.6
H2O
18
Si después de finalizar la reacción, se evapora totalmente el agua del sistema y se encuentra al
final un residuo sólido, el peso de este en gramos es aproximadamente
A. 74,6
B. 40
C. 114,6
D. 58,5
2.
2 𝐻2 (g)+ C (grafito)
𝐶𝐻4
(g)
SUSTANCIA
C
𝐻2
𝐶𝐻4
MASA MOLAR (𝒈⁄𝒎𝒐𝒍)
12.0
1.0
16.0
Teniendo en cuenta que hay suficiente cantidad de ambos reactivos es válido afirmar que para
producir 8g de CH4 se necesitan
A. 16 gramos de C
B. 2 gramos de H
C. 12 gramos de C
D. 4 gramos de H
3. Al calentar clorato de potasio se produce cloruro de potasio y Oxígeno, de acuerdo con la
siguiente ecuación
2KClO3 (S)
2KCl(S) + 3O2 (g)
66
En una prueba de laboratorio se utiliza un recolector de gases y se hacen reaccionar 66,25 g de
KClO3 (masa molecular = 132,5 g/mol). Según la información anterior, se recogerán
A. 1,2 moles de O2 y quedará un residuo de 0,66 moles de KCl.
B. 0,75 moles de O2 y quedará un residuo de 0,5 moles de KCl.
C. 3 moles de O2 y quedará un residuo de 2 moles de KCl.
D. 1,5 moles de O2 y quedará un residuo de 1 mol de KCl.
4. Dos métodos de preparación de hidrógeno gaseoso, H2(g) , son los siguientes:
Método 1: pasando vapor de agua sobre carbón caliente. C(s) + H2O (g)
Método 2: pasando vapor de agua sobre hierro caliente. 3Fe(s) + 4H2O g)
CO (g) H2 (g)
Fe3O4(s) +4H2 (g)
Masas molares
(g/mol)
Fe = 55,845
C = 12,0107
H2O = 18
CO = 28
Fe3O4 = 232
H = 1,00794
Se disponen de 168 g de Fe(s) y 120 g de C(s) y vapor de agua en exceso y se puede utilizar
sólo uno de los métodos descritos para producir la mayor cantidad H2 (g) posible. De
acuerdo a esto, el método a utilizar debe ser el:
A. 2 porque se producen mínimo 4 moles de H2 (g)
B. 1 porque se producen mínimo 10 moles de H2 (g)
C. 2 porque se consume mayor masa de H2O (g)
D. 1 porque se consume menor masa de H2O (g)
5. Menciona ejemplos de reacciones que ocurran en tu entorno (casa, vecindario,
naturaleza, tú mismo cuerpo) que te hagan pensar que la falta de una sustancia o
material no permitirían continuar con la reacción, en cuyo caso se convertiría en el
reactivo límite.
Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o
8 POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH)
8.1 pH Y ACIDEZ
Existen dos clases de compuestos químicos relacionados entre sí y que son muy
importantes en la vida diaria. Se trata de los ácidos y las bases. Algunos ácidos muy
conocidos son el vinagre (ácido acético), la vitamina C (ácido ascórbico) y el ácido del
acumulador (ácido sulfúrico). Son bases muy comunes; la lejía (hidróxido de sodio), el
polvo para hornear (bicarbonato de sodio) y el amoniaco. En la contaminación del aire y
del agua suelen intervenir los ácidos y bases. Por ejemplo, la lluvia ácida es un grave
problema ambiental, y en muchos casos el agua alcalina (básica) no es potable.
Los ácidos tienen sabor agrio, las bases tienen sabor amargo, y los compuestos que se
forman cuando un ácido reacciona con una base (sales) tienen sabor salado.
8.1.1 Propiedades de los ácidos
1.
2.
3.
4.
hacen que el colorante indicador tornasol cambie a rojo.
tienen sabor agrio.
disuelven los metales activos (como cinc o hierro) y producen hidrógeno gaseoso.
reaccionan con las bases para formar agua y compuestos iónicos llamados sales.
8.1.2 Propiedades de las bases
1.
2.
3.
4.
hacen que el colorante indicador tornasol cambie a azul.
tienen sabor amargo.
se sienten resbalosas al tacto.
reaccionan con ácidos para formar agua y sales.
Los alimentos que son ácidos se identifican por su sabor agrio. El vinagre y el jugo de
limón son buenos ejemplos. El vinagre es una solución acuosa de ácido acético (alrededor
de 5 %). Los limones, las limas y otros frutos cítricos contienen ácido cítrico. El ácido
láctico confiere al yogurt un sabor ácido, y se suele agregar ácido fosfórico a las bebidas
carbonatadas para impartirles acidez. En cambio, el sabor amargo del agua tónica es
atribuible a la presencia de quinina, que es una base.
Todos los ácidos tienen iones hidrógeno (H+) y las propiedades de las bases en agua se
deben al ion hidróxido OH-. El medio más común para identificar una sustancia como
ácido o como base es la prueba del papel tornasol. Esto se lleva a cabo introduciendo una
tira de papel tornasol neutro (de color violeta) en una solución desconocida. Si el color
cambia a rosa la solución es ácida, si el color de la tira cambia a azul la solución es básica Y
si la tira no cambia de color la solución es neutra.
68
El tornasol es sólo uno de muchos compuestos conocidos que son indicadores ácido-base.
Muchos colorantes naturales de alimentos, como los del jugo de uva, el repollo morado y
el arándano, son indicadores ácido-base, como también lo son casi todos los colorantes de
los pétalos de las flores [26]
8.2 DEFINICIÓN DE pH
El pH es una medida utilizada para evaluar la acidez o alcalinidad de una sustancia por lo
general en su estado líquido (también se puede utilizar para gases). Se entiende por acidez
la capacidad de una sustancia para aportar a una disolución acuosa iones de hidrógeno,
hidrogeniones 𝐻 + al medio. La alcalinidad o base aporta hidroxilo OH- al medio. Por lo
tanto, el pH mide la concentración de iones hidrógeno de una sustancia[16].
El pH de una solución se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración
de iones hidrógeno en mol/litro. Es decir el pH es el logaritmo decimal negativo de la
concentración de iones H+, matemáticamente se tiene.
𝑝𝐻 = − log[𝐻 + ]
En donde 𝐻 + = concentración de iones 𝐻 + en moles por litro
8.3 INDICADORES DE pH
Un indicador es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se
utiliza como indicador sustancias químicas. Son moléculas complejas, generalmente
orgánicas, las cuales se comportan como ácidos o bases débiles y tienen la propiedad de
cambiar de color de acuerdo al pH de la disolución. El cambio de color se debe a un
cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los
indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que
cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución
incolora, a una coloreada. La tabla 3 relaciona los más comunes [27]. Otros indicadores
solo son cualitativos, es decir, sólo determinan si es un ácido o una base. Como el papel
tornasol azul o rojo.
INDICADOR
Violeta de metilo
Anaranjado de
metilo
Rojo de metilo
Azul de bromotimol
Rojo fenol
Fenolftaleína
Carmín de indiga
INTERVALO DE
pH
0.2 – 2.0
3.0 – 4.4
CAMBIO DE COLOR
4.4 – 6.2
6.0 – 7.6
6.4 – 8.2
8.2 – 10
12 – 14
Rojo a amarillo
Amarillo a azul
Amarillo a rojo
Incoloro a rojo
Azul a amarillo
Amarillo a violeta
Rojo a amarillo
Tabla 3 indicadores de pH más comunes
En: http://prepaunivas.edu.mx/v1/images/pdf/libros/quimica_II.pdf
8.4 ESCALA DE pH
Los valores de pH están comprendidos en una escala de 0 a 14, el valor medio es 7 el cual
corresponde a una solución neutra, por ejemplo el agua, los valores que se encuentran
por debajo de 7 indican soluciones ácidas y valores por encima de 7 corresponde a
soluciones básicas o alcalinas como se muestra en la figura 5.
Debido a que el pH indica la medida de la concentración del ión hidronio en una solución,
se puede afirmar entonces, que a mayor valor del pH, menor concentración de hidrógeno
y menor acidez en la solución [28].
Figura 8. 1 valores de pH comprendidos en una escala de 0 a 14
En: http://quimica1general1.blogspot.com/2008/06/el-qumico-dans-slp-stirensen.html
70
8.5 DEMOSTRACIÓN EXPERIMENTAL SOBRE pH
Indicador de pH
Introducción
El siguiente experimento se puede realizar con materiales de fácil acceso; ya que su
ingrediente principal es el repollo o col morado (ver figura 8.2), útil como indicador ácido
base que sirve como medidor de pH.
Figura 8. 2 cole o Repollo Morado
En: http://cosasdequimicos.blogspot.com/2009/02/indicador-de-repollo-morado.html#.VBjqdPl5NqU
MATERIALES Y REATIVOS
Materiales








1 tazón
2 ollas
1 estufa
1 embudo
1 colador de café
2 vasos
2 cucharas
2 gotero
Reactivos


Repollo
Agua destilada


Vinagre
Bicarbonato de sodio
Parte experimental
Elaboración del indicador:
1. Tomar el repollo morado, retirar algunas hojas y depositarlas en un tazón.
2. Agregar las hojas del repollo a una olla, adicionar agua y encender la estufa hasta
ebullición (100°C).
3. Esperar hasta que el agua esté de color violeta (las hojas violetas se irán tornando
verdes. Esto se debe a que el pigmento que da el color violeta es soluble en agua, sin
embargo la clorofila permanece porque no es soluble en agua), apagar la estufa y
dejar enfriar.
4. Poner un colador de café sobre el embudo, dejar que la solución violeta fluya hasta
obtener una buena cantidad de indicador. Desechar las hojas.
Nota: El agua hirviendo extrae las sustancias que le dan el color característico a las hojas
del repollo. Estos indicadores se tornan rojos en medio ácidos y verdes en medio básicos
como se muestra en la imagen 4 [27].
Aplicación del indicador:
Ácido: agregar una cucharada de vinagre (ácido acético) y dos cucharadas de agua en un
vaso plástico, mezclar hasta homogenizar. Posteriormente adicionar con un gotero diez
gotas del indicador de repollo violeta y agitar la mezcla. (Ver figura 2)
Observación: el vinagre va a obtener un color rosa o rojo, esto comprueba que el vinagre
es un ácido.
Base: agregar dos cucharadas de agua y un poco de bicarbonato de sodio a un vaso
plástico, agitar. Después adicionar con un gotero diez gotas del indicador de repollo
violeta y mezclar la solución.
Observación: la solución va adquirir un color verde, indicando que el bicarbonato de soda
es una base.
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Ácido
Neutro
Básico
Imagen 2 color que toma el indicador de repollo en medios ácido y básico,
respectivamente.
En: http://cosasdequimicos.blogspot.com/2009/02/indicador-de-repollo-morado.html#.VBjqdPl5NqU
Explicación Química:
El color del repollo morado se debe a que además de clorofila tiene otros pigmentos
sensibles a la acidez como la antocianina y otros flavonoides. Estos pigmentos son solubles
en agua, en ácido acético, y en alcohol, pero no en aceite.
El color del pigmento en función de pH es:
Rojo intenso 2 (muy ácido), Rojo violáceo (rosa) 4, Violeta 6, Azul violeta 7 (neutro), Azul
7.5, azul (agua marina) 9, Verde azulado 10, Verde intenso 12 (muy básico). (Ver figura
8.3).
Figura 8. 3 escala del indicador de repollo morado.
en: http://cosasdequimicos.blogspot.com/2009/02/indicador-de-repollo-morado.html#.VBjqdPl5NqU
En medio ácido el jugo de repollo (que es morado) se torna rojo por que los anillos de
benceno (moléculas hexagonales con dobles enlaces internos) se conjugan; mientras que
en medio básico el jugo de repollo se torna verde o azul, porque la conjugación que existía
se destruye, y por ende ya no va a exhibir coloración roja. (Ver figura 8.4) [29].
Cianina en medio ácido (color rojo)
Cianina en medio Básico (color azul)
Figura 8. 4 estructuras del indicador de repollo morado en medio ácido y en medio básico,
respectivamente. Glu significa Glucosa (C6H12O6).
En: http://cosasdequimicos.blogspot.com/2009/02/indicador-de-repollo-morado.html#.VBjqdPl5NqU
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8.6 EVALUACIÓN
1. En la siguiente grafica se muestra la relación entre [H.] y pH para varias sustancias.
Se requiere neutralizar una solución de NaOH, para ello podría emplearse
A. amoníaco.
B. agua.
C. leche de magnesia.
D. jugo gástrico.
2. Se tienen 1000 ml de una solución 0,5 M de KOH con pH = 13,7. Si a esta solución se le
adiciona 1 mol de KOH es muy probable que
A. permanezca constante la concentración de la solución
B. aumente la concentración de iones [OH-]
C. permanezca constante el pH de la solución
D. aumente la concentración de iones [H+]
3. El pH se puede representar por medio de la siguiente escala:
De acuerdo con la siguiente escala al tomar bicarbonato de sodio un enfermo de acidez
estomacal lo más probable es que:
A. disminuya la basicidad estomacal y el pH aumente.
B. aumente la acidez estomacal y el pH.
C. el pH aumente y disminuya la acidez estomacal.
D disminuya la basicidad estomacal y el pH.
En:http://cardenascentro.edu.co/nocturno/Ciclo%20VI_PDF/MODULO%20QUIMICA%20CICLO%20VI%20GRADO%20UNDECIMO.pdf
4. El pH de una solución acuosa disminuye al aumentar la concentración de iones
hidronio. En la tabla se indica las concentraciones de iones hidronio en las sustancias
vino, café negro, saliva y leche de magnesia.
Es válido afirmar que el pH de la sustancia:
A. leche de magnesia es mayor que la sustancia vino.
B. vino es mayor que la sustancia saliva.
C. café negro es menor que la sustancia vino.
D. saliva es menor que la sustancia vino.
5. Mencione que soluciones ácidas y básicas puedes encontrar en tu casa.
Disponible en: http://www.icfes.gov.co/examenes/saber-11o
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9 PREGUNTAS DE ORIENTACIÓN PARA LA COEVALUACIÓN
La coevaluación consiste en la colaboración entre profesores y estudiantes, que a través
de la negociación llegan a establecer criterios y estándares de evaluación, y supone un
enriquecimiento mutuo al incrementar el conocimiento sobre el objeto evaluado, en este
caso el aprendizaje [30].
Las siguientes preguntas se sugieren como guía para realizar la coevaluación en el aula de
clase.
1. ¿Cuáles son los conceptos principales que han aprendido?
2. ¿Cómo creen ustedes que ha sido el proceso de aprendizaje de sus compañeros?
3. ¿Qué ha sido lo más difícil durante el proceso de aprendizaje de sus compañeros?
4. ¿Cómo han contribuido sus compañeros en su proceso de aprendizaje?
5. ¿Cómo pueden aplicar ustedes lo aprendido en el aula de clase?
6. ¿Qué criterios usarían para calificar a sus compañeros?
7. ¿Qué herramientas diferentes usarían para mejorar el aprendizaje?
8. ¿Se sintieron estimulados o aburridos en las clases? ¿Por qué?
10 BIBLIOGRAFIA
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80