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2016-B
GUÍA DE ESTUDIO PARA ACREDITAR EL EXAMEN DE QUÍMICA II (CLAVE 306)
Y TAMBIÉN SIRVE PARA QUÍMICA III (CLAVE 756) Y QUÍMICA III (CLAVE 133)
ACADEMIA DE QUÍMICA - BIOLOGÍA
QUÍMICA II (CLAVE 306) QUÍMICA III (CLAVE 756) QUÍMICA III (CLAVE 133)
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ÍNDICE
REACCIONES QUÍMICAS 2
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 2
CONCEPTOS FUNDAMENTALES DE ESTEQUIOMETRÍA 3
LA MOL 4
MASA MOLAR 6
MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS 7
CALCULOS ESTEQUIÓMETRICOS 8
ÁCIDOS Y BASES 10
TEORÍAS ÁCIDO BASE 10
CONCENTRACIÓN MOLAR O MOLARIDAD 11
ESCALA DE pH 12
LLUVIA ÁCIDA 13
REACCIONES ÓXIDO – REDUCCIÓN 13
NÚMERO DE OXIDACIÓN 13
AGENTE OXIDANTE Y REDUCTOR 15
BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO REDOX 15
CELDAS ELECTROLÍTICAS Y VOLTAICAS 16
IMPACTO DE LAS PILAS EN EL AMBIENTE 18
BIBLIOGRAFÍA 18
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REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
Toda la materia está constituida de sustancias puras y mezclas. Las sustancias puras son los
elementos y compuestos. De la combinación de los elementos resultan los compuestos., los cuales
junto con términos propios dan origen a la nomenclatura. Las fórmulas químicas son necesarias
para elaborar un modelo de cambios químicos.
Un cambio químico consiste en un cambio interno que sufren las sustancias reaccionantes
(reactivos) y que dan origen a otras diferentes (productos).
El cambio químico es una transformación a nivel molecular en donde:
se rompen los enlaces de los reactivos.
Se efectúa un intercambio de partículas (átomos, iones, electrones, etc.)
Se forman nuevos enlaces en los productos de la reacción.
Los cambios químicos también se llaman reacciones químicas. Los cambios químicos que se
generan en nuestro universo se representan mediante ecuaciones químicas.
EJERCICIOS
INSTRUCCIONES: Lee con atención los siguientes enunciados y escribe la ecuación química que
representa dichos cambios.
1. Una mol de nitrato de plata disuelto en agua (AgNO3) se combina con una mol de ácido
clorhídrico acuoso (HCl) y produce una mol de cloruro de plata sólido (AgCl) que precipita
y una mol de ácido nítrico disuelto en agua (HNO3)
____________________________________________________________________
2. Una mol de clorato de potasio en polvo (KClO4) se descompone al calentarse en una mol de
cloruro de potasio (KCl) sólido y 2 moles de oxígeno molecular (O2) gaseoso que se
desprende
____________________________________________________________________
3. Dos moles de gas butano (C4H10) se combinan con trece moles de oxígeno molecular (O2) y
al quemarse producen ocho moles de bióxido de carbono gaseoso (CO2) y diez moles de
vapor de agua
_____________________________________________________________________
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUIMICAS
La Química es una ciencia que estudia el comportamiento de una sustancia frente a otra. En la
actualidad se conocen varios millones de compuestos, cada compuesto al sufrir un cambio químico
intercambia aniones, cationes, radicales, etc. Afortunadamente la mayoría de las reacciones
químicas se ajustan a cuatro modelos básicamente:
a) Reacciones de síntesis (adición o combinación). Son aquellas donde intervienen dos o
más reactivos para dar origen a un solo compuesto.
a. Fe(S) + S(S) FeS (S) b. NH3 (g) + HCl(ac) NH4Cl (ac)
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b) Reacciones de descomposición. Estas reacciones requieren energía y a partir de un
compuesto determinado, se obtienen dos o más sustancias.
a. 2 H2O2 (L) 2 H2O (L) + O2 (g) b. CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
c) Reacciones de desplazamiento (sustitución simple). Son aquellas en las que un elemento
más activo químicamente desplaza a otro que se encuentra formando parte de un
compuesto. El elemento que sale es desplazado o sustituido por el más activo.
a. Ca (S) + FeSO4 (ac) CaSO4 (ac) + Fe (S)
b. KBr(ac) + Cl2 (g) KCl(ac) + Br2 (L)
d) Reacciones de doble sustitución (doble desplazamiento). Dos compuestos efectúan un
intercambio de elementos. Los reactivos son dos compuestos iónicos que intercambian
aniones y cationes.
a. AgNO3 (ac) + HCl(ac) AgCl(S) + HNO3 (ac)
b. Pb(NO3)2 + H2SO4 PbSO4 (S) + 2 HNO3 (ac)
EJERCICIOS
INSTRUCCIONES: Balancea por el método de tanteo las siguientes reacciones e indica a qué tipo
de reacción pertenecen.
Balanceo de la ecuación química Tipo de reacción
a) __ KClO4 __ KCl + __ O2
b) __ Pb(NO3)2 + __ NaOH __ NaNO3 + __ Pb(OH)2
c) __ P2O5 + __ H2O __ H3PO4
d) __ Al + __ H2SO4 __ Al2(SO4)3 + __ H2
e) __ H3PO4 + __ Ca(OH)2 __ Ca3(PO4)2 + __ H2O
f) __ Zn + __ HCl __ ZnCl2 + __ H2
CONCEPTOS FUNDAMENTALES SOBRE ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría es la rama de la química que se encarga de la cuantificación de la masa y de los
elementos en los compuestos que intervienen en un cambio químico.
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EJERCICIO
INSTRUCCIONES: Investiga los siguientes conceptos y descríbelos con tus palabras.
CONCEPTO DESCRIPCIÓN
MATERIA
ÁTOMO
MOLÉCULA
ELEMENTO
COMPUESTO
FÓRMULA MÍNIMA O
EMPÍRICA
FÓRMULA MOLECULAR
MOL
MASA ATÓMICA
MASA MOLECULAR
LA MOL
El átomo es una partícula increíblemente diminuta. Su masa es demasiado pequeña para medirla en
una balanza ordinaria. Por ejemplo, la masa en gramos de un átomo de carbono “promedio” (masa
atómica 12.01 uma) es 2.00 x 10-23
gramos, la cual es demasiado pequeña para medirla en la mejor
balanza de laboratorio.
Entonces, ¿cómo podemos medir de manera confiable la masa tan pequeña de los átomos?
Considera por un momento la mercancía en la central de abastos. Es común clasificar las manzanas
y naranjas por tamaño y luego venderlas por peso, no por pieza. El vendedor cuenta por peso. Para
ello necesita conocer la masa “promedio” de una manzana (235 g) y la manzana “promedio” de una
naranja (186 g). Ahora suponga que una escuela de la localidad le hizo un pedido de 275 manzanas
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y 350 naranjas. Le tomaría mucho tiempo contar y empacar esta orden. El vendedor puede contar
con rapidez si lo hace por peso. Por ejemplo,
(275 manzanas) 235 g = 64,600 g = 64.6 kg
1 manzana
(350 naranjas) 186 g = 65,100 g = 65.1 kg
1 naranja
Ahora puede pesar 64.6 kg de manzanas y 65.1 kg de naranjas y empacarlas sin tener que contarlas.
Los fabricantes y los proveedores suelen hacer sus cálculos en peso. Otros ejemplos de conteo por
peso incluyen nueces, tornillos y caramelos.
Los químicos también cuentan los átomos por peso. Conocemos la masa “promedio” de los átomos,
así que de este modo podemos contar los átomos definiendo una unidad que represente un gran
número de átomos. Los químicos han escogido la mol como unidad para contar átomos, tal como se
usan la docena, la resma o la gruesa para contar objetos.
INSTRUCCIONES: Investiga a cuántos objetos equivale las siguientes expresiones de cantidades.
docena resma gruesa mol
Cantidad de objetos
Advierta que usamos una unidad sólo cuando es apropiado. En la cocina de mamá una docena de
huevos es práctica, pero en un restaurante seguramente se compran gruesas y no resmas pues es
demasiado.
El número representado por 1 mol: 6.022 x 1023
, se llama número de Avogadro, en honor al físico
italiano Amadeo Avogadro (1776-1856), quién investigó diversos aspectos cuantitativos en
química. De la definición de mol, podemos advertir que la masa atómica en gramos de cualquier
elemento tiene 1 mol de átomos. El término mol es muy común en química y se utiliza con tanta
frecuencia como las palabras átomo o molécula. Una mol de átomos, moléculas, iones o electrones
representa el número de Avogadro de estas partículas.
1 mol de átomos = 6.022 x 1023
átomos
1 mol de moléculas = 6.022 x 1023
moléculas
1 mol de iones = 6.022 x 1023
iones
EJERCICIO
¿Cuántos átomos hay en 1 mol de
a) Fe _________ c) H2SO4 ___________
b) H2 _________ d) NaOH ___________
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MASA MOLAR
A. La masa atómica expresada en gramos es la masa molar de un elemento. Es diferente para
cada elemento 1 masa molar = masa atómica del elemento expresada en gramos
B. Una mol de cualquier elemento contiene el número de Avogadro de átomos.
1 mol de átomos = 6.022 x 1023
átomos
Podemos usar estas relaciones para hacer la conversión entre número de átomos, masa y moles,
como se muestra en los ejemplos siguientes:
Ejemplo 1. ¿Cuántas moles de hierro hay en 25 g de hierro (Fe)?
Solución Necesitamos convertir gramos de Fe en moles de Fe. Buscamos la masa atómica del
Fe en la tabla periódica y vemos que es de 55.85 uma. Utilizamos el factor de
conversión apropiado para obtener moles:
Gramos de Fe moles de Fe (gramos de Fe) 1 mol de Fe
55.85 g de Fe
(25 g de Fe) 1 mol de Fe = 0.448 mol de Fe
55.85 g de Fe
Ejemplo 2. ¿Cuántos átomos de magnesio hay en 5 g de magnesio (Mg)?
Solución Necesitamos convertir gramos de magnesio en átomos de Mg
Gramos de Mg átomos de Mg (gramos de Mg) 6.022 x 1023
átomos de Mg
24.31 g de Mg
(5 g de Mg) 6.022 x 1023
átomos de Mg
24.31 g de Mg = 1.24 x 1023
átomos de Mg
Una solución alterna es convertir primero gramos de Mg en moles de Mg y luego en
átomos de Mg.
Gramos de Mg moles de Mg átomos de Mg
En cada paso usamos factores de conversión. El cálculo en un solo paso es
(5 g de Mg) 1 mol de Mg 6.022 x 1023
átomos de Mg
24.31 g de Mg 1 mol de Mg = 1.24 x 1023 átomos de Mg
Ejemplo 3. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de carbono (C)?
Solución La masa molar de C es de 12.01 g. Necesitamos convertir átomos de C en gramos:
átomos de C gramos de C (átomos de C) 12.01 g de C
6.022 x 1023
átomos de C
1 átomo de C 12.01 g de C
6.022 x 1023
átomos de C = 1.994 x 10-23
g de carbono
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Ejemplo 4. ¿Cuál es la masa de 0.252 mol de cobre (Cu)?
Solución. Necesitamos la masa molar del cobre (63.55 g) y un factor de conversión entre
masa molar y moles:
Moles de Cu gramos de Cu (moles de Cu) 1 masa molar de Cu
1 mol de Cu
(0.252 mol de Cu) 63.55 g de Cu = 16 g de Cu
1 mol de Cu
EJERCICIO
A. ¿Cuál es la masa de 2.5 moles de helio (He)? _____________
B. ¿Cuántos átomos hay en 0.025 moles de hierro (Fe)? ____________
MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS
Una mol de un compuesto tiene el número de Avogadro de unidades formulares del mismo. Si se
conoce la fórmula de un compuesto, su masa molar puede determinarse sumando las masas molares
de todos los átomos de la fórmula.
Ejemplo 5. Calcule la masa molar del hidróxido de calcio, Ca(OH)2
Solución. La fórmula de esta sustancia tiene un átomo de Ca y dos átomos de O y dos átomos
de H. Procederemos como sigue:
1 átomo de Ca = 1 (40.08 g) = 40.08 g
2 átomos de O = 2 (16.00 g) = 32.00 g
2 átomos de H = 2 (1.008 g) = 2.01 g
74.10 g = masa molar de Ca(OH)2
Ejercicios
A. Calcule la masa molar del nitrato de potasio KNO3
B. Calcula la masa molar del fosfato de cobalto II, Ni3(PO4)2
La masa de 1 mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades formulares o
moléculas. Observa la siguiente tabla, considerando el ácido clorhídrico (HCl):
H CL HCL
6.022 x 1023 átomos de H 6.022 x 1023 átomos de Cl 6.022 x 1023 átomos de HCl
1 mol de átomos de H 1 mol de átomos de Cl 1 mol de moléculas de HCl
1.008 g de H 35.45 g de Cl 36.46 g de HCl
1 masa molar de átomos de H 1 masa molar de átomos de Cl 1 masa molar de HCl
Ejemplo 6. ¿Cuál es la masa de 5 moles de agua?
Solución. En primer lugar sabemos que 1 mol de H2O = 18 g de H2O
La conversión es: mol de H2O gramos de H2O
Para convertir moles a gramos se usa el factor de conversión 18 g de H2O
1 mol de H2O
El cálculo es: (5 mol de H2O) 18 g de H2O
1 mol de H2O = 90 g de H2O
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Ejemplo 7. ¿Cuántas moléculas de ácido clorhídrico, HCl, hay en 25 g de esta sustancia?
Solución. A partir de la fórmula, encontramos que la masa molar del HCl es de 36.46 g. La
secuencia de conversiones es:
Gramos de HCl mol de HCl moléculas de HCl
Usando los factores de conversión: 1 mol de HCl y 6.022 x 1023 moléculas de HCl
36.46 g de HCl 1 mol de HCl
Se obtiene: (25 g HCl) 1 mol de HCl 6.022 x 10
23 moléculas de HCl
36.46 g de HCl 1 mol de HCl = 4.13x1023
moléculas de HCl
EJERCICIO
A. ¿Cuál es la masa de 0.15 mol de sulfato de sodio Na2SO4 _________________
B. ¿Cuántos moles hay en 500 g de acetona CH3COCH3? _________________
C. ¿Cuántas moléculas hay en 0.25 g de etanol CH3CH2OH? ______________
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Con frecuencia necesitamos calcular la cantidad de una sustancia que se produce a partir de, o que
necesita reaccionar con, una cantidad dada de otra sustancia. El área de la química que se dedica al
estudio de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos se conoce con el nombre de
estequiometría. En la resolución de problemas estequiométricos se requiere del uso de moles en la
forma de relaciones molares.
Una relación molar es una relación entre el número de moles de dos especies cualesquiera que
participan en una reacción química. Por ejemplo, de la reacción
2 H2 + O2 2 H2O
2 moles 1 mol 2 moles
En la siguiente figura se resumen los pasos para convertir la masa de una sustancia inicial A en
masa, átomos o moléculas de la sustancia deseada B.
Paso 2
Paso 1 Relación molar Paso 3
Cálculos mol-mol
La cantidad de sustancia inicial se da en moles y la cantidad de sustancia deseada se pide en moles.
Ejemplo 1. ¿Cuántas moles de dióxido de carbono se producirán en la reacción completa de 2
moles de glucosa (C6H12O6) según la siguiente ecuación?
C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O
1 mol 6 moles 6 moles 6 moles
Gramos de A
Átomos ó
moléculas de A
Moles de A Moles de B
Gramos de B
Átomos ó
moléculas de B
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Solución.
Paso 1. El número de moles de sustancia inicial es 2 moles de C6H12O6
Paso 2. La conversión necesaria es
Moles de C6H12O6 moles de CO2
Se multiplican 2 moles de glucosa (dadas en el problema) por su relación molar:
(2 moles C6H12O6) 6 moles CO2 = 12 moles de CO2
1 mol de C6H12O6
Observa el uso de las unidades; las moles de C6H12O6 se cancelan y las unidades de
la respuesta quedan en moles de CO2.
EJERCICIO
a) ¿Cuántas moles de óxido de aluminio se producirán a partir de 0.5 mol de oxígeno?
4 Al + 3 O2 2 Al2O3
b) ¿Cuántas moles de hidróxido de aluminio se requieren para producir 22 moles de agua?
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O
Cálculos masa-masa En la resolución de los problemas de estequiometría masa-masa, es necesario emplear todos los
pasos del método de relaciones molares. La masa de la sustancia inicial se convierte en moles. A
continuación, la relación molar se utiliza para calcular las moles de la sustancia deseada, la que a su
vez se convierten en masa mediante una nueva relación molar.
Ejemplo 3. ¿Qué masa de bióxido de carbono se produce en la combustión completa de 100 g
del hidrocarburo pentano, C5H12?
Solución. La ecuación balanceada es C5H12 + 8 O2 5 CO2 + 6 H2O
Método A. Paso por paso
Paso 1. Convertimos los 100 g de sustancia inicial C5H12, en moles: gramos moles (100 g de C5H12 ) 1 mol de C5H12 = 1.39 moles de C5H12
72.15 g de C5H12
Paso 2. Calculamos las moles de CO2 moles de C5H12 moles de CO2 (1.39 moles de C5H12) 5 moles de CO2 = 6.95 moles de CO2
1 mol de C5H12
Paso 3. Convertimos moles de CO2 en gramos moles de CO2 gramos de CO2 (6.95 moles de CO2) 44 g de CO2 = 306 g de CO2
1 mol de CO2
Método B. Cálculos continuos
gramos de C5H12 moles de C5H12 moles de CO2 gramos de CO2 (100 g C5H12) 1 mol de C5H12 5 moles CO2 44 g de CO2 = 305 g de CO2
72.15 g de C5H12 1 mol C5H12 1 mol de CO2
EJERCICIO
a) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico HNO3, se requieren para producir 8.75 g de monóxido
de nitrógeno I (N2O) según la siguiente ecuación:
4 Zn + 10 HNO3 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O
b) ¿Cuántos gramos de cloruro de cromo III se requieren para producir 75 g de cloruro de
plata según la siguiente ecuación:
CrCl3 + 3 AgNO3 Cr(NO3)3 + 3 AgCl
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c) ¿Qué masa de agua se forma por la combustión completa de 225 g de butano (C4H10)?
2 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O
ÁCIDOS Y BASES
Los ácidos, las bases y las sustancias neutras son productos cotidianos en nuestras vidas, que para
bien o para mal, afectarían nuestra salud, confort, desarrollo, mantenimiento de las construcciones,
etc.
Son ácidos: la fruta cítrica (limón, naranja, toronja, etc.), el vinagre (ácido acético), el ácido
muriático (HCl comercial), el líquido de batería de un automóvil (H2SO4), la aspirina (ácido acetil
salicílico), el refresco con gas (ácido carbónico y ácido fosfórico), el picante, por citar algunos de
una lista grande de compuestos.
Son bases: jabón y champús, medicamentos contra la acidez estomacal: leche de magnesia [Mg
(OH)2], gel de aluminio [Al (OH)3] etc, limpiahornos y destapacaños (contienen KOH y NaOH),
productos de limpieza (contiene NH3), polvos para hornear, etc.
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
Al mismo tiempo que fueron desarrollando las teorías y modelos para explicar el comportamiento
de la materia, también se buscó una explicación al comportamiento de los ácidos y las bases.
Lavoisier propuso que la base fundamental de los ácidos era el oxígeno, posteriormente en 1810,
Humphry Davy descubrió, tomando como base sus trabajos de electrólisis, que el ácido clorhídrico
(HCl) no contenía oxígeno y dedujo que la base de los ácidos era el hidrógeno.
EJERCICIO
INSTRUCCIONES: Investiga en libros o internet, las definiciones y ejemplos que propusieron los
científicos para las sustancias ácidas y las sustancias alcalinas.
Teoría Definición de ácido Definición de base
Arrhenius Un ácido es…
Una base es…
Ejemplos de ácidos:
Ejemplos de bases:
Bronsted
– Lowry
Un ácido es…
Una base es…
Ejemplos de ácidos:
Ejemplos de bases:
QUÍMICA II (CLAVE 306) QUÍMICA III (CLAVE 756) QUÍMICA III (CLAVE 133)
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Lewis Un ácido es…
Una base es…
Ejemplos de ácidos:
Ejemplos de bases:
CONCENTRACIÓN MOLAR O MOLARIDAD (M)
Una de las unidades de concentración más empleadas, es la molaridad (M) la cual se define como
el número de moles de soluto en un litro de disolución.
Moralidad (M) = moles de soluto
Litro de disolución
De esta manera podemos expresar la concentración de las siguientes disoluciones como se muestra
a continuación:
Disolución Factor unitario
Ácido clorhídrico (HCl) 1M
1 mol de HCl
1 litro de disolución
Glucosa (C6H12O6) 0.8 M
0.8 moles de C6H12O6
1 litro de disolución
Si en el laboratorio necesitas preparar 1.5 Litros de una disolución de cloruro de sodio 3 M,
¿cuántos moles serán necesarios para preparar esta disolución?
1.5 L disolución 3 moles de NaCl = 4.5 moles de NaCl
1 L de disolución
EJERCICIOS
Calcula el número de moles que se necesitan para preparar las siguientes disoluciones:
a) 1.7 L de hidróxido de sodio, NaOH, 3.1 M
b) 250 mL de ácido sulfúrico, H2SO4, 0.02 M
c) 100 mL de sulfato de cobre (II), CuS O4, 0.7 M
Regresando a la preparación de 1.5 L de una disolución de NaCl y 3 M, se necesitan 4.5 moles del
reactivo; sin embargo, esta unidad (mol) no se puede emplear directamente, por lo que es necesario
encontrar otra manera en la que se pueda determinar la cantidad de un sólido, por ejemplo, los
gramos de esa sustancia, en nuestro caso podemos calcular la masa molar del compuesto:
Na: 23 g/mol Cl: 35.5 g/mol
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Si sumamos esto, nos da un total de 58.5 g, valor que corresponde a la de 1 mol de NaCl. Lo
anterior se puede representar como factor unitario. Por lo tanto, pondremos este factor en nuestro
cálculo anterior:
1.5 L disolución 3 moles de NaCl 58.5 g de NaCl = 263.25 g de NaCl
L de disolución 1 mol de NaCl
Esto quiere decir que tendremos que pesar 263.25 g de cloruro de sodio y llevarlos hasta un
volumen de 1.5 litros con agua destilada.
EJERCICIO
Encuentra los gramos de soluto que se requieren para preparar las siguientes disoluciones:
a) 1.5 L de una disolución de sacarosa C12H22O11 2.5 M
b) 250 mL de una disolución de hidróxido de aluminio, Al(OH)3, 0.3 M
ESCALA DE pH
La acidez de una disolución acuosa depende de la concentración de iones hidrógeno o hidronio. La
escala de pH nos da una forma numérica sencilla y conveniente para expresar la acidez de una
disolución. Los valores de la escala de pH se obtienen por conversión matemática de la
concentración de iones H+ en unidades de pH mediante la expresión:
pH = - log [ H+ ]
Donde [H+] es la concentración de iones H
+ o H3O
+ en moles por litro. El pH se define como el
logaritmo negativo de la concentración de H+ o H3O
+ en moles por litro:
pH = -- log [ H+ ] = -- log (1 x10
-7) = -- (-- 7) = 7
Por ejemplo, el pH del agua pura a 25 °C es de 7, y se dice que es neutra; es decir, no es ácida ni
básica, porque la concentración de H+ y OH
—es igual. Las disoluciones que contienen más iones H
+
que iones OH—
tienen valores de pH inferiores a 7, y las disoluciones que contienen menos iones H+
que iones OH—
tienen valores de pH superiores a 7.
pH < 7.0 es una disolución ácida
pH = 7.0 es una disolución neutra
pH > 7.0 es una disolución básica
Determinemos el pH de una disolución cuya [H+] = 2 x10
-5 mol/L, sustituyendo en la fórmula
sombreada:
pH = - log [H+] = - log (2 x10
-5) = - (- 4.69) = 4.7 Es una disolución ácida
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EJERCICIO
Calcula el pH de una disolución con una [H+] de…
a) 1.0 x10 -11
mol/L
b) 6.0 x10 -4
mol/L
c) 5.47 x10-8
mol/L
LLUVIA ÁCIDA
Se define como lluvia ácida toda precipitación atmosférica más ácida de lo normal. El aumento de
acidez puede deberse a fuentes naturales o industriales. La acidez de la lluvia varía en distintos
lugares del mundo.
EJERCICIO
INSTRUCCIONES: Investiga en internet y responde las siguientes preguntas
a) ¿Cuál es el pH de la lluvia normal y cuál es el pH de la lluvia para que se considere ácida?
b) ¿Qué efectos tiene en la naturaleza (suelo, seres vivos, edificios, etc.) la lluvia ácida?
c) ¿Cuáles son las etapas para que se forme la lluvia ácida?
d) ¿Cuáles son las reacciones químicas que ocurren para la formación de la lluvia ácida?
REACCIONES ÓXIDO – REDUCCIÓN
Es impresionante la variedad de reacciones de oxidación – reducción que nos afectan de manera
cotidiana. Nuestra sociedad es cada vez más dependiente de las pilas y baterías – de nuestras
calculadoras, computadoras portátiles, automóviles, juguetes, radios, televisores y más. Pintamos
los barandales de hierro y galvanizamos los clavos para combatir la corrosión. Recubrimos la
joyería y los chips de computadora por electrólisis con películas muy finas de oro y plata. Las
plantas convierten la energía en compuestos químicos mediante las reacciones de fotosíntesis.
Todas estas reacciones comprenden la transferencia de electrones entre sustancias en un proceso
químico que se conoce con el nombre de oxidación – reducción.
NÚMERO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación de un átomo (también llamado estado de oxidación) representa el número
de electrones que un átomo pierde, gana o comparte en forma desigual. El número de oxidación
puede ser cero, positivo o negativo. Un número de oxidación cero significa que el átomo tiene el
mismo número de electrones que un átomo neutro libre. Un número de oxidación positivo significa
que el átomo tiene menos electrones que un átomo neutro y número de oxidación negativo significa
que el átomo tiene más electrones que un átomo neutro.
Es indispensable la asignación de números de oxidación correctos para balancear las ecuaciones de
oxidación – reducción.
QUÍMICA II (CLAVE 306) QUÍMICA III (CLAVE 756) QUÍMICA III (CLAVE 133)
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Utiliza los pasos siguientes para determinar el número de oxidación de un elemento en un
compuesto.
Paso 1. Escriba el número de oxidación de cada átomo conocido debajo de la fórmula.
Paso 2. Multiplique cada número de oxidación por el número de átomos de ese elemento en
el compuesto.
Paso 3. Escriba una expresión de la suma de todos los números de oxidación en el
compuesto. Recuerde: la suma de los números de oxidación de un compuesto debe
ser igual a cero.
Reglas para asignar un número de oxidación
1. El número de oxidación de todos los elementos en estado libre (no combinados con otros)
es de cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2).
2. El número de oxidación del H es de +1, excepto en hidruros metálicos, en los que es de -1
(p. ej., NaH, CaH2)
3. El número de oxidación del O es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1.
4. El número de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es positivo.
5. En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más
electronegativo.
6. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto es cero.
Ejemplo. Determine el número de oxidación del carbono en el bióxido de carbono CO2
Solución. CO2 Paso 1. O: -2
Paso 2. (-2) x 2 (subíndice del oxígeno)
Paso 3. C + (-4) = 0
Paso 4. C = +4 (número de oxidación del carbono)
Ejemplo. Determine el número de oxidación del carbono en el ácido sulfúrico H2SO4
Solución. H2SO4 Paso 1. H:+1 O: -2
Paso 2. 2(+1) = +2 4 (-2) = -8
Paso 3. +2 + S + (-8) = 0
Paso 4. S = +6 (número de oxidación del azufre)
EJERCICIO
Determine los números de oxidación de los siguientes compuestos:
a) HNO3 H: ___ N: ___ O: ____ e) Li2O Li: __ O: __
b) ZnBr2 Zn: ___ Br: ____ f) KMnO4 K: __ Mn: __ O: __
c) H3PO4 H: __ P: __ O: __ g) Fe2O3 Fe: __ O: __
d) Ca3(PO3)3 Ca: __ P: __ O: __
QUÍMICA II (CLAVE 306) QUÍMICA III (CLAVE 756) QUÍMICA III (CLAVE 133)
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AGENTE OXIDANTE Y REDUCTOR
El fenómeno de oxidación – reducción, también conocido como redox, es un proceso químico en
el cual cambia el número de oxidación de un elemento.
Ocurre una oxidación cuando aumenta el número de oxidación de un elemento como resultado de
la pérdida de electrones. La sustancia que causa este incremento se le llama agente reductor. Al
contrario se efectúa una reducción siempre que el número de oxidación de un elemento disminuya
como resultado de una ganancia de electrones y la sustancia que causa este decremento se le llama
agente oxidante.
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO REDOX
Un método sistemático para balancear ecuaciones de oxidación – reducción se basa en la
transferencia de electrones entre los agente oxidante y reductor.
Balancee la siguiente ecuación.
Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O
Paso 1. Se asigna el número de oxidación a cada elemento para identificar los elementos
que se oxidan y los que se reducen.
0 +1 +5 -2 +4 -2 +4 -2 +1 -2
Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O Advierta que cambiaron los números de oxidación del Sn y del N
Paso 2. Ahora escribimos dos nuevas ecuaciones (semirreacciones), solo con los elementos
que cambiaron su número de oxidación. Después agregamos electrones para
balancear la carga eléctrica. Una ecuación representa la oxidación; la otra representa
la reducción. Recuerde: en la oxidación se pierden electrones; en la reducción se
ganan electrones.
Sn 0 Sn
+4 + 4 e
- (oxidación) Sn pierde 4 electrones
N +5
+ 1 e-
N +4
(reducción) N gana 1 electrón
QUÍMICA II (CLAVE 306) QUÍMICA III (CLAVE 756) QUÍMICA III (CLAVE 133)
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Paso 3. Multiplique la semirreacción de oxidación por 1 y la semirreacción de reducción
por 4. Para igualar en el número de electrones perdidos y ganados. Las ecuaciones
quedan así:
Sn 0 Sn
+4 + 4 e
- (oxidación) Sn pierde 4 electrones
4 N +5
+ 4 e-
4 N +4
(reducción) N gana 4 electrones
Paso 4. Transfiera el coeficiente de cada sustancia de las semirreacciones de oxidación –
reducción balanceadas a la sustancia correspondiente de la ecuación original
completa. Necesitamos 1 Sn, 1 SnO2, 4 HNO3 y 4 NO2:
Sn + 4 HNO3 SnO2 + 4 NO2 + H2O (sin balancear)
Paso 5. Balancear los elementos que no cambiaron de número de oxidación (esto es, los que
no intervinieron en el proceso redox) para obtener la ecuación final balanceada:
Sn + 4 HNO3 SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O (sin balancear)
Por último, comprobamos que en ambos lados de la ecuación haya el mismo número de átomos de
cada elemento. En la ecuación final balanceada hay 1 átomo de Sn, 4 átomos de N, 4 átomos de H y
12 átomos de O en cada lado.
EJERCICIOS
INSTRUCCIONES: Balancee las siguientes ecuaciones por el método redox e identifique el agente
oxidante y el agente reductor.
a) HNO3 + S NO2 + H2SO4 + H2O
b) CrCl3 + MnO2 + H2O MnCl2 + H2CrO4
c) KMnO4 + HCl + H2S KCl + MnCl2 + S + H2O
CELDAS ELECTROLÍTICAS Y VOLTAICAS
Se tienen dos tipos de celdas electroquímicas: las galvánicas (o voltaicas) y las electrolíticas. Las
celdas voltaicas son aquellas en donde a través de un cambio químico espontáneo se produce
energía eléctrica y, por el contrario, en una celda electrolítica se da un proceso no espontáneo al
introducirle corriente eléctrica que se convierte en energía química.
EJERCICIO
INSTRUCCIONES: Investiga, ¿Qué función tienen las siguientes partes de un sistema
electroquímico?
a) Celda d) Electrolito
b) Cuba e) Electrodo
c) Disolución electrolítica f) Circuito eléctrico
QUÍMICA II (CLAVE 306) QUÍMICA III (CLAVE 756) QUÍMICA III (CLAVE 133)
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Observa el siguiente esquema de una
celda voltaica, en el vaso de la
izquierda está el electrodo del zinc que
es el ánodo y, por consiguiente es el
electrodo negativo. En él se lleva a
cabo la oxidación (un átomo de zinc
pierde 2 electrones y pasa a la
disolución como ion Zn+2
. En el vaso
de la derecha, se encuentra el
electrodo de cobre que es cátodo
(electrodo positivo) en donde se lleva
a cabo la reducción (un ion de cobre gana 2 electrones depositándose como un átomo de cobre
metálico Cu0.
La electrólisis es el proceso en el cual se
emplea energía eléctrica para provocar un
cambio químico. En una celda electrolítica se
utiliza energía eléctrica para producir una
reacción química. El uso de la energía
eléctrica tiene muchas aplicaciones en la
industria, por ejemplo, para producir sodio,
hidróxido de sodio, cloro, flúor, magnesio,
aluminio, hidrógeno y oxígeno puros, y en la
purificación y electrodeposición de metales.
EJERCICIO
INSTRUCCIONES: Investiga los procesos de electrodeposición de productos más utilizados por ti:
Proceso ¿Cómo se lleva a cabo? Aplicaciones cotidianas
a) Chapeado
b) Cromado
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IMPACTO DE LAS PILAS EN EL AMBIENTE
La sociedad moderna requiere de una gran cantidad de mecanismos electrónicos portátiles para su
uso, tanto doméstico como industrial, y para ello emplean fuentes de energía como son las pilas y
las baterías.
EJERCICIO
INSTRUCCIONES: Responde AMPLIAMENTE las siguientes preguntas:
1. Investiga las partes y las reacciones químicas que ocurren en una
a) Pila seca o pila de Leclanché
b) Pila alcalina
c) Batería o acumulador de plomo
2. ¿Cuáles son los efectos dañinos provocados por el plomo (Pb) y el manganeso (Mn) a la
salud del ser humano?
3. Menciona 5 repercusiones económicas y ecológicas por el uso de las pilas (p. ej., efectos al
suelo, al agua, al aire, a la salud de los seres vivos, a la economía de un país, etc.)
4. ¿Cuál es la diferencia entre una pila primaria desechable con respecto a una pila secundaria
recargable?
5. ¿Cómo es el proceso de reciclado de pilas en México?
BIBLIOGRAFÍA
Hein, M., Arena, S. (2010). Fundamentos de Química. (12ª edición). México: CENGAGE
Learning.
Ramírez, L. (2011). Química III. México: Trabajos Manuales S.A. de C.V.
Zumdahl, S. (2007). Fundamentos de química. (2ª edición). México: Mc Graw Hill
Chang, R. (2007). Química. (9ª edición). México: Mc Graw Hill
Elaborado por:
Q. A. María Alejandra Medina Espinosa