Usuario:Homo uruguayensis/Introducción a la Química para Biogeociencias

Curso universitario que introduce los principales conocimientos para carreras relacionadas a las biogeociencias. El mismo comienza desde la estructura básica de un átomo hasta conocimientos de electroquímica.

La bibliografía sugerida es Química: la Ciencia Central (Brown) , Química (Chang) , Química General (Petrucci), Química y Una introducción a la Química Nuclear (Calzada y Cerecetto).

Semana 7: Tabla periódica y nomenclatura inorgánica

Número y masa atómica

Semana 8: Estequiometría

Masa atómica

Se tomó como referencia la masa de un átomo estándar, se elige la del nucleido carbono-12 y esta masa se llama Unidad de masa atómica (u, anteriormente uma). y se define como un duodécimo (1/12) de la masa de un átomo de 12C (isótopo natural más abundante del carbono). Sin embargo, esto es muy pequeño.

Para esto, se utilizará un mol. Es la unidad en el sistema internacional de sistema con que se mide una cantidad de sustancia. Un mol corresponde a la cantidad de materia que contiene antas unidades elementales como átomos de 12C hay en 12 g de 12C. Aunque parezca confusa la definición, el mol simplemente se usa como unidad estándar para medir la masa, así como para cocinar se utilizan tazas. A esta constante se le llama número de Avogadro.

El número de Avogadro es el número de átomos que hay en 12 g de 12C. Se corresponde 6,023E23 átomos. Esto aparece como unidad de referencia. Este número (el mol) NO SE UTILIZA SOLO PARA ÁTOMOS SINO también para moléculas, iones o cualquier entidad química.

1 mol de He posee 6,023E23 átomos de He

1 mol de H2S04 posee 6,023E23 átomos de H2S04

1 mol de Na+ posee 6,023E23 átomos de cationes sodio

Masa molar

Es la masa (en g) de un mol de átomos o moléculas es equivalente a 1 g/mol. Si en la tabla periódica vemos que el silicio tiene una masa de 28,0855 uma, es lo mismo que decir que tiene 28,0855 g/mol, y nos servirá para cálculos futuros.

¿Qué relación hay entre la masa (balanza) y el mol?

Para convertur en moles (n) la masa en gramos (m) de cualquier sustancia, solo hay que dividir por la masa molar (MM) de dicha sustancia:

n=m/MM

Ejemplo: ¿Cuántos moles hay en 24,5 gramos de ácido sulfúrico? Será la MM del hidrógeno x 2, MM del azufre x 1, MM oxígeno x 4 = 98 g/mol.

98 g de H2S04 es la masa de > 1 mol

así que en 24,5 g de dicha sustnacia hab´ra > x mol

24m5 g de H2SO4 x 1 mol de H2SO4/98 g de H2SO4 = 0,25 mol de H2SO4.

Disoluciones

Una disolución es una mezcla homogénea, contiene dos o mas sustancias diferentes y su composición y propiedades fisicoquímicas son uniformes, generalmente son líquidas pero pueden también existir disoluciones gaseosas o sólidas.

Cualquier sustancia que en disolución se disocia en sus iones y por soncidguiente es capaz de transportar la corrient eléctrica se llamará electrolito.

Las disoluciones habrá un soluto y un disolvente. Lo importante es conocer en qué proporciones está el soluto para que cuando tome una muestra de la disolución sepa cuánto tendré de cada uno. Y esto se caracterizará por la densidad y la concentración.

La densidad indica qué masa tiene un determinado volumen de disolución y por eso se define como d=m(disolución)/volumen(disolución).

Por otro lado, la concentración indica qué cantidad de soluto hay entre la cantidad de disolvente.

La molaridad (M) es el número de moles de soluto en un litro de disolución. M=mol de soluto / volumen de disolución en litros = n / V(L). Se representa en mol/L o molar (M). Por ejemplo, se precisa preparar 100 mL de una disolución 1M (uno molar) de NaOH(ac) a partir de agua pura (H2O(l)) y NaOH(s). Lo que tengo que hacer es ver cuántos moles de NaOH tengo que poner en la disolución. Hago m(NaOH) = M NaOH x V (l) = 1 M x 0,1 L = 0,1 mol. Entonces m de NaOH en g será = 0,1 mol por MM NaOH (g/mol). La masa a poner en la balanza en gramos será 0,1 mol por 40 g/mol = 4 gramos.

El porcentaje también podrá ser útil y dependerá su es m/m, m/v o v/v y va a depender del estado de agregación del soluto. También está el gramo/litro. Otros que no se verán en el curso es la molalidad (m), la normalidad (N), fracción molar, partes por millón (ppm).

Algo que podemos hacer en el laboratorio es tener determinada concentración en disolución, supongan 5 M, y que tomemos de esta disolución un cierto volumen con una pipeta y lo pasemos a un nuevo recipiente. Y de ahí agreguemos nuevamente disolvente. Cuando hacemos este proceso, por ejemplo se puede hacer de forma similar en la cocina, cuando se sala un alimento, el agua para pasta, puede que se exceda en sal, y lo que se suele hacer es retirar parte del volumen del agua y agregar más agua para diluir y disminuir la concentración. El proceso de dilución es bastante frecuente y consiste en disminuir la concentración por cantidad de volumen de una determinada disolución. A esto se le llama dilución y es un proceso. Se basa en añadir más disolvente a la disolución original, manteniéndose la cantidad de soluto original. Dado que el número de moles antes y después de la dolución es el mismo se cumple la siguiente igualdad:

Mi x Vi = Mf x Vf

Cuando con la pipeta captamos determinada cantidad de moles, se va a cumplir que la cantidad de moles de la pipeta será igual al número de moles en la disolución final.

Como ejemplo, se pretende preparar 100mL de una disolución 1M de NAOH(AC) a partir de NAOJ(AC) 10 M y agua destilada. Explique, a través de cálculos y ezxxperimentalmente, cómo lo realizará. Resultado Vorig= 0,01 L.

La reacción química

A nivel molecular es la atracción de cargas y el movimiento de electrones que da como resultado una o más entidades nuevas. Los electrones de valencia son los que estarán principalmente involucrados en las reacciones químicas. Estas últimas no incluyen a las reacciones nucleares que vimos en la semana 1, ya que son diferentes. Se puede clasificar según el proceso global en reacciones de precipitación, redox o ácido-base, combinación, descomposición, desplazamiento. También pueden categorizarse por el tipo de transformación que sufre el reactivo:

1. Adición
2. Sustitución
3. Eliminación
4. Transposición
5. Homólisis
6. Heterólisis
7. Coligación
8. Coordinación
9. Concertadas
10. No concertadas

La reacción química estará descripta simbólicamente por una ecuación química. Este muestra lo siguiente:

1. Las sustancias que reaccionan (reactivos) y las sustancias que se originan (productos).
2. Los estados de agregación de estas sustancias. ac: disolución acuosa s: sólido l: líquido g: gaseoso c: concentrado d: diluído
3. Las condiciones de reacción (temperatura, luz, catalizadores, etc.).
4. Los coeficientes estequiométricos (los números que indican la cantidad en moles adecuada para que el proceso ocurra adecuadamente). Estos coeficientes surgen para. a) Cumplir con la ley de conservación de la materia b) Cumplir con la ley de conservación de la carga c) Cumplir con la ley de conservación de la energía

Para que las ecuaciones químicas conserven la materia, carga y energía se realizan ajustes, y estos tienen algunos procedimientos, como el ajuste por inspección que nos garantiza un mayor orden:

1. Se comienza ajustando los metales,
2. luego los no metales,
3. luego los oxígenos
4. y finalmente los hidrógenos

Hay que tener en cuenta que los coeficientes estequiométricos se refieren a los moles y no a otra unidad como los gramos.

Estequiometría

Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Independientemente de las unidades utilizadas en la reacción para reactivos (o productos) sean moles, gramos, litros o unidades de concentración, es conveniente trabajar en moles como unidad base para los cálculos.

Por ejemplo, para la reacción 2Al(OH)3(ac)+3H2SO4(ac)->6H20+Al2(SO4)3(ac), ¿cuántos moles de H2S04 se necesitan para producir 8,0 moles de Al2(SO4)3? ¿Cuántos moles de H20 se obtendrán a partir de 156 gramos de Al(OH)3? Siempre hay que trabajar en moles. Si tenemos 156 gramos, lo pasamos a moles sabiendo que m (moles) = masa / MM. La masa fue 156 gramos y lo divido por la masa molecular obtenida en la tabla periódica o en la tabla del ejercicio: 78 g/mol. ¿Cuántos gramos de Al(OH)3 reaccionarán con 59 gramoso de H2SO4? MM= 98 g/mol. Utilizar siempre moles y tener en cuenta m = m/MM

Reactivo limitante

Una de las preguntas anteriores pedía averiguar la cantidad de XX para obtener XX. Puede que en nuestro laboratorio no tengamos esa cantidad de ácido sulfúrico porque se nos acabó el reactivo. Entonces, podemos hacerlo con una cantidad menor y el proceso estará limitado por esta cantidad. Al llevar a cabo una reacción química, ls reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Cuando no están en la proporción estequiométrica habrá algún reactivo que limitará la reacción, uno que se gastará primero.

El reactivo que se consume primero en la reacción recibe el nombre de reactivo limitante, porque la reacción solo tendrá lugar hasta que se consuma este, quedando los otros reactivos en exceso.

Pureza de los reactivos

Los reactivos pueden contener cierta cantidad de impurezas. Las impurezas de los mismos pueden interferir en una reacción química por lo que muchas veces es necesario conocer el grado de pureza. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total.

Por ejemplo, 100 g de una muestra de aluminio con una pureza de 63% significa que posee 63 g de aluminio puro, siendo el resto impurezas.

Rendimiento de la reacción

En general todas las reacciones químicas en el laboratorio se obtienen cantidades químicas no necesariamente iguales a la ecuación química. Esto ocurre porque las reacciones no son del todo completas. Nosotros queremos un la pureza de una entidad que producirá que obtengamos menos. La cantidad que se obtiene en una reacción química es generalmente menor que la cantidad teórica deducida estequiométricamente de la ecuación ajustada.

Este hecho depende de varios factores y la recuperación del 100% del producto puede ser prácticamente imposible. Algunos de estos factores son:

1. Condiciones de reacción (temperatura, presión, etc.)
2. Reacciones laterales (formación de productos secundarios)
3. Procedimientos experimentales (purificación, etc.)

La cantiad máxima que puede obtenerse de un determinado producto en una reacci´pon química se denomina rendimiento teórico. Es la cantidad de producto que se espera obtener calculada estequiométricamente en la ecuación balanceada (100% de recuperación).

La cantidad de un producto será menor o igual a la cantidad teórica. Se define el rendimiento, expresado en la base de 100%, como el cociente entre la cantidad de producto obtenido experimentalmente y la cantidad de producto esperado teóricamente. En caso de que no se mencione el rendimiento en un ejercicio, se asumirá teóricamente que el rendimiento es del 100%.