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MANUAL DE QUIMICA DE INGENIERIA

Profesores colaboradores Ing. Claudia Olveda Rocha M.E.U. Ing. Alejandra Martínez García M.E.U. Ing. Ovidio Valdes Aguilar M.E.U. Ing. Josè Tranquilino Granados Gutiérrez M.E.U.

Monterrey, N.L. abril 2007

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Objetivo general El alumno al terminar el curso habrá desarrollado las habilidades y conocimientos necesarios para explicar mediante los principios fundamentales de la Química, distintos procesos de fabricación de productos químicos y aplicarlos al desarrollo de productos de esta naturaleza.

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Indice Temático UNIDAD I QUÌMICA BÁSICA

página 5

1.1. 1.2.

1.3

La química y sus interrelaciones. La materia y sus propiedades. 1.2.1 Clasificación de la materia. 1.2.2 Las mezclas y sus propiedades 1.2.2.1 Tipos de mezclas. 1.2.3 Compuestos químicos y su nomenclatura. 1.2.3.1 Tipos de compuestos inorgánicos y su nomenclatura. 1.2.3.2 Propiedades de las soluciones. 1.2.3.3 Disoluciones electrolíticas y no electrolíticas. 1.2.3.4 Métodos de separación de mezclas. Formulaciones de productos químicos.

8 10 11 11 14 16 19 20 21 22

Prácticas de la Unidad I Ejercicios de Auto evaluación de la Unidad I

25 41

UNIDAD II CÁLCULOS QUÍMICOS 2.1 Tipos de Cálculos Químicos. Estequiometría 2.1.1 Cálculos que implican fórmulas químicas 2.1.2 Estequiometría 2.2 Cálculos con medidas de concentración. 2.2.1 Cálculos con composición porcentual, gravedad específica. 2.2.2 Cálculos con relaciones volumétricas. Soluciones molares. 2.2.3 Cálculos con relaciones volumétricas. Soluciones formales. 2.2.4 Cálculos de la molalidad de una solución. 2.2.5 Cálculos de la normalidad de una solución. 2.3 Cálculos de la acidez de una solución. 2.4 La valoración. Prácticas de la Unidad II Ejercicios de Auto evaluación de la Unidad II

47 49 50 53 60 60 62 63 64 65 71 74 79 85

UNIDAD III PROCESOS QUÍMICOS EN LA INDUSTRIA I 3.1 Estructura de un proceso químico. 3.2 Acondicionamiento del agua y protección ambiental. 3.3 Fabricación del cemento portland. 3.4 Proceso Industrial del vidrio. 3.5 Manufactura de la porcelana. Prácticas de la Unidad I Ejercicios de Auto evaluación de la Unidad I

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91 91 97 101 102 103 104 106

UNIDAD IV PROCESOS QUÍMICOS EN LA INDUSTRIA II 4.1 Proceso Industrial para la fabricación del Nylon. 4.2 Proceso de fabricación de Jabones. 4.3 Proceso de fabricación de Fragancias. Prácticas de la Unidad I Ejercicios de Auto evaluación de la Unidad I Glosario de términos Bibliografía

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109 110 113 114 118 120 121 129

UNIDAD I QUÍMICA BÁSICA 1.1 LA QUÍMICA Y SUS INTERRELACIONES. Te has preguntado alguna vez de que está hecho el mundo en el que vives, en este mundo en el que estas rodeado de infinidad de cosas y si observas a tu alrededor no necesitas ir muy lejos para que te encuentres una gran gama de materiales, ya que todo lo que puedas tocar ver u oler contiene una o más sustancias químicas como este libro un lápiz, un refresco, medicinas, pinturas, pegamentos, productos para la limpieza y todo lo que se te pueda ocurrir. ¿Te has preguntado si lo que comes, o lo que bebes tiene química o solo tu tienes sed y tomas agua sin imaginar que esta es un compuesto constituido por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, o lo que vistes está hecho de algún material en especial y es distinto de otro?. Probablemente no lo has hecho, simplemente tu estas inmerso dentro de un mundo que desconoces y una de las maneras con la que los químicos empiezan a contestar este tipo de preguntas y a la que podemos dar una respuesta concreta y utilizando una sola palabra materia al mismo tiempo si pensamos en este concepto, lo debemos asociar con otro muy importante para la vida del hombre: la energía ya que todo lo que nos rodea es materia y energía, inclusive nosotros mismos estamos formados de materia y todas las actividades que realizamos requieren de energía aún al descansar o dormir se requiere de energía para mantener el funcionamiento de los aparatos y sistemas que constituyen nuestro cuerpo así mismos los químicos se abocan a clasificar a la materia en categorías según su composición. La química a tu alrededor. Es importante que tengamos una cultura química que nos permita conocer e interpretar los fenómenos propios de esta ciencia para poder apreciar y valorar su importancia en nuestra vida cotidiana y, al mismo tiempo reflexionar que gracias a los avances de la química en todos los campos como la de los alimentos, la salud, y productos industriales tenemos comodidad y oportunidad de llevar una vida saludable, aunque algunas veces pueda acarrear deterioro del ambiente por la gran cantidad de contaminantes que produce la industria química, por ejemplo tenemos la lluvia ácida que es provocada por óxidos de nitrógeno o de azufre presentes en la atmósfera. En el universo hay una variedad enorme de materiales, y sin embargo en cierto sentido cada cosa es lo mismo, todo es materia. y la química es el qué, el cómo y el por qué de la materia. ¿Porqué es importante estudiar química? a) la química nos ayuda a conocer a la materia nos dice como es y como reacciona. b) La química nos ayuda a producir o a sintetizar productos útiles para la humanidad.

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c) La química nos ayuda a transformar a la materia con el fin de mejorarla para beneficio de los seres vivos. La química puede explicar todos los fenómenos y todos los procesos que se pueden llevar a cabo dentro de los seres vivos, ya que en los organismos se producen sustancias específicas las cuales actúan sobre los alimentos favoreciendo su transformación. Para valorar la importancia de la química en la vida cotidiana es preciso reflexionar sobre la gran cantidad de productos químicos que son útiles para ofrecernos mejores condiciones de vida que hace centenar de años, como ejemplos podemos señalar los materiales de construcción de nuestra casa, pinturas, productos de limpieza, fibras para el vestido, sustancias que conservan a los alimentos, desinfectantes, medicinas, y muchos más. La química en el hogar.- Entre los materiales que se utilizan en el hogar y que son resultado de procesos físicos y químicos, podemos señalar una gran diversidad de ellos, el vidrio de las ventanas, los utensilios de metal o plástico los conductores de cobre y sus aislantes para la instalación eléctrica, las pinturas y barnices que se utilizan para proteger. Entre las sustancias más conocidas y de mayor aplicación en la química están los álcalis y los ácidos, ya que a partir de ellos se elaboran jabones, papel, fertilizantes, etc. Los ácidos son sustancias que tú conoces y de los cuales has experimentado su sabor cuando ingieres un limón y percibes su sabor agrio, esto se debe a que los ácidos contienen el cítrico. La palabra ácido significa “agrio” (no intentes comprobarlo con otros ácidos pues son venenosos y producen quemaduras en la piel. Los álcalis también son sustancias venenosas aunque hay álcalis débiles como es el bicarbonato que se emplea para hornear pan y darle el aspecto esponjoso, también se usa cuando tenemos indigestión o acidez causada por el exceso de ácido que tenemos en el estómago. La Química en los Alimentos Con los avances químicos se han podido conocer los mecanismos que ocurren cuando se metabolizan los alimentos en los organismos y se ha llegado a conocer su composición química. Para que sea eficiente el funcionamiento de nuestro organismo requiere de energía la cual la toma de los alimentos por medio de los carbohidratos, proteínas, grasas, vitaminas. Los carbohidratos lo obtenemos de las frutas de la zanahoria de la leche. Las grasa las obtenemos de la mantequilla de las grasas animales. Las proteínas del trigo, carne y huevo. Y las vitaminas de las verduras fruta, carne, huevo y de las legumbres como espinaca. La Química en la Salud.- Un aspecto importante de los beneficios de la química, lo constituyen el control de microbios, virus y bacterias para prevenir las enfermedades infecciosas y evitar la contaminación.

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Para lograr este control se utilizan procesos físicos (calor, frío radiación) y agentes químicos como desinfectantes como lo es el fenol, formol, cloro. En otro campo de la salud está la medicina que por medio de sustancias químicas permiten la curación de enfermedades que en el siglo pasado se consideraban mortales, como lo eran la tuberculosis el cólera y gracias a los antibióticos que destruyen a los microorganismos mortales. Entre los antibiótico podríamos mencionar la penicilina, la estreptomicina, la eritromicina, la tetraciclina etc.. otras sustancias que han favorecido que la mortalidad disminuya son las vacunas con las cuales el organismo produce anticuerpos para la enfermedad. Dentro de todos estos productos se pueden clasificar en dos clases A) Naturales.- Son los que provienen de la naturaleza y pueden ser de origen animal ( Lana seda, pieles) o de origen vegetal ( madera, algodón, oro petróleo). B) Sintéticos.- Son los que están hechos por el hombre como el acero, el vidrio, cemento plástico, etc. La química y su relación con otras materias. La química se considera como una materia interdisciplinaria ya que en conjunto con otras disciplinas puede generar explicaciones sobre los distintos fenómenos físicoquímicos y entre ellas podemos nombrarlas dentro de el siguiente esquema. Estudia los compuestos que contienen carbono

Estudia todos los elementos de la Tabla Periódica Orgánica

Inorgánica

Estudia los procesos químicos-biológicos

Bioquímica

Petroquímica

QUIMICA

Estudia los análisis de las sustancias

Estudia los cambios fisicoquimicos de la materia. Fisico-química

Analítica

7 Analítica Cualitativa.Indica qué sustancia hay

Analítica Cuantitativa.Indica cuanta sustancia hay

Ciencias con las que la química se relaciona. Física Matemáticas Medicina Es un soporte Apoya en los En la investigación para explicar los cálculos y síntesis de fenómenos físicos estequiométricos y nuevas drogas y de la materia. resolución de mejoras de la problemas. misma para beneficio de la humanidad. Biología Explica los procesos que ocurren con los seres vivos, como es la respiración, la fotosíntesis, la digestión.

Criminología Apoya en la resolución de casos de asesinatos suicidios o huellas digitales con sustancias químicas.

Agrícultura Crear productos que apoyen en el campo como los son fertilizantes pesticidas y productos que ayuden a su crecimiento. Astronomía Geología Se identifica con Explica como y de ayuda de que está sustancias constituida la químicas tierra. materiales presentes en los planetas.

1.2 LA MATERIA Y SUS PROPIEDADES La Química es la ciencia que investiga y explica la estructura y las propiedades de la materia. la materia integra todas las cosas que te rodean y una definición de la materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. La masa es la medida de la cantidad de materia que contiene un objeto. También existe la no materia como lo es la luz el calor, las ideas, los pensamientos, las ondas de radio y las ondas magnéticas. La estructura de la materia se refiere de lo que está hecho la materia y a la manera en que está organizada, también describe su comportamiento, así como los cambios que esta experimenta, y sus características o sus propiedades. Sus propiedades se pueden detectar con solo examinar o manipular a la materia: ¿De qué color es?, ¿Qué estado tiene?, si es sólido, líquido o gaseoso, si es blando o duro, su sabor, su olor, su textura, si se puede mezclar con otro material, si se puede quemar, etc. Si comparamos las propiedades de dos sustancias como lo son el agua y la sal, puedes distinguir entre ellas propiedades diferentes, por ejemplo, la sal es blanca, sólida mientras que el agua es líquida y transparente, su comportamiento también es diferente, no puedes usar agua en lugar de sal, por ejemplo no podemos lavarnos las manos con sal y para darle sabor a la comida no le podemos poner agua. Las propiedades de la materia. 8

a) Propiedades Físicas.- Son las que nos ayudan a identificar a la materia mediante características de la misma, por ejemplo :el sabor, color dureza, punto de ebullición, densidad, punto de congelación, etc. b) Propiedades químicas.- Son aquellas que se pueden observar solo cuando cambia la composición de las sustancias y describen la capacidad de estas para reaccionar con otras sustancias, por ejemplo: el hierro se oxida muy lentamente en presencia de aire y humedad. El platino no reacciona con el oxígeno a temperatura ambiente. Ejercicio ¿Qué propiedades físicas y químicas le podemos dar al hierro?. ________________________________________________________________ _________

Cambios de la materia. La materia puede transformarse o no, según el cambio que sufra y entre estos cambios están: a) Cambio físico.- Es el cambio que sufre la materia sin alterar la composición de la sustancia. Por ejemplo: al derretirse una vela, al fundir oro (pasar de sólido a líquido sigue siendo oro no hay ningún cambio en la composición de la sustancia.) b) Cambio químico .- Este cambio ocurre cuando la composición de la sustancia si cambia, por ejemplo: al quemar papel. (cambió porque ya quemado no tiene ni el color ni la textura que originalmente tenía el papel), al podrirse una manzana, (cambia su color su sabor , la consistencia). Estructura interna de la materia. A pesar de que podemos conocer a la materia detectando sus propiedades con solo observarla o someterla a pequeñas pruebas sencillas, no podemos detectar de que está formada internamente, ya que si queremos describir su estructura, debemos usar otros métodos que nos permitan conocer lo que no podemos ver a simple vista. Desde los tiempos de los alquimistas, se comenzó a especular acerca de la composición interna de la materia, y hubo muchos químicos que se dedicaron a investigar que posee la materia internamente. La mayoría de los filósofos griegos como Demócrito creía que la materia estaba formada por partículas muy pequeñas a las que llamó “Ätomos”. Dalton perfeccionó la idea de Demócrito y decía que los átomos son indivisibles y no se pueden destruir, y que los átomos de los elementos son iguales y se pueden combinar y formar compuestos. En 1743 –1794 se realizaron mediciones de cambios químicos en un recipiente sellado y se observó que la masa de los reactivos contenidos en el recipiente antes de la reacción química era igual a la masa de los productos después de la reacción. por lo que Antoine Lavoisier concluye que al llevarse a cabo una reacción 9

química la materia no se crea ni se destruye solo se transforma y a esto lo llamó la “Ley de la Conservación de la Materia” . Thomson apoyado en Crookes descubrió que los átomos poseen partículas subatómicas muy pequeñas y con carga negativa llamadas “Electrones”, Rutherford descubrió que el átomo poseía espacios muy grandes y un núcleo muy pequeño en el cual había partículas subatómicas con carga positiva llamadas “Protones” así como partículas con carga cero llamadas “Neutrones” La parte más pequeña de la materia son los átomos, y estos átomos, siempre son neutros ya que la cantidad de electrones que se encuentran girando alrededor del núcleo, son iguales a la cantidad de protones que hay dentro del núcleo. Aunque no es posible observar los átomos, los microscopios de desarrollos recientes son capaces de producir imágenes en un monitor de computadora que muestra la posición de los átomos individuales. 1.2.1 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA. Como hemos visto la materia abarca infinidad de cosas desde una pequeña partícula de sal hasta un satélite, desde una papa hasta el chip de una computadora. La materia como un todo se podría comparar a un rompecabezas en las cuales sus piezas son las partes en que la materia se clasifica. DIAGRAMA DE LA CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA Materia (puede ser sólida, líquida o gaseosa); es cualquier cosa que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.

Mezcla Heterogénea: composición no uniforme.

Mezcla Homogénea: composición uniforme en todos sus puntos

Sustancia Pura: Composición fija no puede purificarse más.

Compuestos: Elementos unidos en proporciones

Soluciones: Mezclas homogéneas composición uniforme y pueden variar.

Elementos: No se pueden subdividir por cambios ni físicos ni químicos. 10

Mezclas Un material homogéneo es aquel que es igual en todas sus partes. Sus componentes no se pueden distinguir a simple vista y se encuentran en una sola fase, por ejemplo la sangre es una mezcla homogénea ya que sus componentes como son glucosa, agua, proteínas, grasas, aminoácidos y dióxido de carbono, no se distinguen y todos están en una sola fase, la leche, las aleaciones, son ejemplos de mezcla homogénea. Un material heterogéneo es el que sus componentes si se pueden ver a simple vista y se encuentran en dos o más fases, por ejemplo: un caldo de verduras, una ensalada, una nieve de chocochip, agua y aceite. 1.2.2. Las mezclas y sus propiedades. Siempre que combinemos dos o más sustancias, el resultado puede ser un compuesto químico o una simple mezclas de sustancias. Para saber si se ha formado un compuesto químico, tengamos presente lo siguiente:  Al formarse un compuesto siempre hay manifestaciones de energía.  Sus constituyentes no pueden separarse por simples procedimientos físicos.  Sus constituyentes han perdido sus propiedades originales y el compuesto químico resultante tiene propiedades diferentes.  Cuando dos sustancias o más elementos se unen para formar compuestos, siempre lo hacen en proporciones fijas de peso. En la formación de mezclas podemos observar lo siguiente:    

No es fija la proporción en que intervienen las sustancias al mezclarse. En la formación de mezclas, por lo general no hay manifestaciones de energía alguna. Los componentes de una mezcla pueden separarse por procedimientos mecánicos simples. Los componentes de las mezclas conservan sus propiedades originales.

1.2.2.1 Tipos de mezclas. Por su apariencia física, las mezclas pueden ser de dos tipos.... 1.- Homogénea.- Si está constituida por dos o más componentes que se encuentran en una sola fase. Por ejemplo: bronce, latón acero, leche, limonada, soda café, sangre, aire, gas natural etc.. 2.- Heterogénea.- Si está constituida por dos o más componentes que se encuentran en dos fases distintas. Por ejemplo: agua y aceite, agua y mercurio, granito, lápiz pólvora, conglomerado.

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Sustancias. Todas la materia está formada por sustancias, aunque un pan o una lata de aceite tienen distinta composición, las dos están hechas de alguna combinación de sustancias puras y son llamadas compuestos químicos, las sustancias son material homogéneo que siempre tienen la misma composición. Existen dos tipos de sustancias. Un tipo de sustancias puras se pueden degradar en otras más simples se les llamará compuesto, mientras que el otro tipo de sustancias que no se pueden degradar en otras más simples se les llama elementos. Elementos Los elementos son las formas más simples de materia con las cuales se construyen otras formas de materia. Algunos elementos comunes más conocidos por ustedes, ya que están en contacto diario con ellos estarían el oxígeno que este se encuentra en el aire y es indispensable para la vida, el hierro, ya que con este elemento se construyen algunas partes de la casa en donde vivimos, el carro en el que nos transportamos, el carbón con el que asamos la carne, el aluminio que satisface muchas necesidades del mundo moderno por ejemplo el papel aluminio con el que se envuelven algunos alimentos, las ventanas que se hacen de aluminio etc. Los químicos en la actualidad conocen millones de sustancias pero tan solo 111 son elementos, los cuales se combinan para formar millones compuestos. Por esta razón se dice que los elementos químicos son los bloques de construcción de la materia. De los 111 elementos conocidos, solo 90 se encuentran en forma natural en la tierra, algunos en forma de minerales y los demás se han sintetizado mediante experimentos de alta energía nuclear y casi siempre en cantidades muy pequeñas. En alguna ocasión dentro de tus estudios anteriores adquiridos, has visto en tu salón de clases o en un laboratorio químico una Tabla Periódica. Esta Tabla organiza a los elementos de tal modo que proporciona una gran información. Esta Tabla tuvo diversas formas de acomodo de los elementos y hubo varios químicos que trabajaron en ellos con el fin de proporcionar una información más rápida y más precisa en cuanto a sus características, su forma de reaccionar así como sus propiedades. Los elementos son identificados mediante símbolos los cuales forman parte del lenguaje de la química. Estos símbolos son signos universales que se usan para que la comunicación química se entienda en todo el mundo. Algunos de estos símbolos se toman directamente del nombre del elemento, ya sea tomando la primera letra de su nombre o las dos primera letras del mismo, o en algunas ocasiones no corresponden a su nombre en español, sino que se derivan de sus nombres en latín. En la siguiente tabla se dan algunos ejemplos. SÍMBOLOS QUÍMICOS

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ELEMENTO

SÍMBOLO

Cobre Oro Hierro Plomo Potasio Plata Sodio Tungsteno

ORÍGEN

Cu Au Fe Pb K Ag Na W

ORIGEN

Cuprum Aurum Ferrum Plumbum Kalium Argentum Natrium Wolfram

Latín Latín Latín Latín Latín Latín Latín Alemán

Compuestos. Ya aprendimos que un compuesto es una sustancia pura que se puede separar en elementos por medios químicos. Una definición más completa es: un compuesto es una combinación química de dos o más elementos distintos combinados en proporción fija. Por ejemplo si tuvieras que analizar muestras de un compuesto de agua de un grifo, de un iceberg, un río y un charco de agua de lluvia encontrarías que cada muestra (salvo las impurezas) contienen 11.2 % de hidrógeno y 88.8 % de oxígeno en masa. Cada compuesto contiene su propia composición fíja, la cual genera un conjunto de propiedades físicas y químicas particulares, estas propiedades del compuesto son distintas a las propiedades de los elementos Por ejemplo si combinamos plata con bromo se formaría bromuro de plata. Las propiedades de cada elemento que se está combinando son diferentes a la del compuesto que se formó, ya que la plata es un metal sólido de color blanco, mientras que el bromo es un no metal líquido de color rojo muy venenoso y el compuesto que se formó es un sólido cristalino que se utiliza en papel fotográfico y para impresión. ¿Cómo se distingue una mezcla de una sustancia? En la siguiente tabla comparativa te lo mostramos

Composición

Separación de los componentes

Identificación componentes

de

MEZCLA Puede constar de varios elementos, compuestos, o ambos en composición variable. Su separación se puede llevar a cabo por métodos físicos ó mecánicos. los Los componentes pierden su identidad.

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COMPUESTO Se compone de uno o más elementos en una proporción en masa definida y fija. Los elementos se pueden solo separar sólo mediante reacciones químicas.

no Un compuesto no se asemeja a los elementos

de los formado.

cuales

está

Si un compuesto consta de dos o más elementos distintos ¿en qué se distingue de una mezcla? Hay dos diferencias (1) Un compuesto tiene propiedades específicas y (2) y un compuesto tiene una composición específica, mientras que en una mezclas sus propiedades y su composición pueden variar por ejemplo una mezcla de agua y azúcar puede ser muy dulce o ligeramente dulce, su viscosidad puede variar o sea que al cambiar sus propiedades su composición también cambia, y un compuesto como el agua siempre es incoloro, inodoro insípido aunque este en cualquiera de sus tres estados. La mayoría de los compuestos que se han descubierto se han aislado de fuentes químicas naturales como plantas. Los compuestos también se sintetizan en laboratorios, donde se analizan sus diversas aplicaciones que van desde la medicina hasta la manufactura de diversos productos o artículos. 1.2.3 Compuestos químicos y su nomenclatura Un compuesto se representa por medio de fórmulas químicas. Una fórmula química es una combinación de símbolos químicos que indica el tipo de elementos y el número de átomos que tiene cada uno de estos elementos que forman el compuesto. Por ejemplo la fórmula de ácido sulfúrico es H 2SO4 esta fórmula indica que hay 2 átomos de hidrógeno 1 átomo de azufre y 4 átomos de oxígeno. Un compuesto puede formarse por medio de iones, los cuales son átomos cargados eléctricamente. Estas cargas pueden ser positivas y se forman cuando un átomo neutro pierde electrones, y pueden ser negativas cuando el átomo neutro gana electrones. Los iones pueden ser: 1.- Iones Monoatómicos.- Son aquellos que están formados por un solo elemento. Por ejemplo: Li+1 Ión Litio Cl-1 Ión cloruro, +2 Mg Ión magnesio S-2 Ión sulfuro 2.- Iones Poliatómicos.- Son los que están formados por dos o más elementos distintos. Por ejemplo: OH-1 Ión hidróxido NH4 +1 Ión amonio –2 SO3 Ión Sulfito SO4 –2 Ión sulfato En la siguiente tabla se muestran diferentes tipos de compuestos y su aplicación en la vida diaria en la cual tu te encuentras y que comúnmente están a la alcance de tu mano y tu uso.

Nombre del compuesto

COMPUESTOS COMUNES Fórmula

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Usos

Acetominofén Äcido acético del vinagre Aspartame Butano Äcido fosfórico de bebidas Propano cocina Cloruro de sodio

C8 H9 N O2 C2H4O2

Analgésico Ingrediente

C14H18O6 C4H10 H3PO4

Endulzante artificial. Combustible Saborizante

C3H8

Combustible

NaCl

Saborizante

de

Las características de las fórmulas químicas son: 1.- La fórmula de un compuesto contiene los símbolos de todos los elementos que integran a ese compuesto. 2.- Cuando la fórmula indica un átomo de un elemento, el uno no se usa como subíndice para indicar la existencia de un solo átomo de un elemento. 3.- Si hay más de un átomo, el número de átomos se indica mediante un subíndice a la derecha del símbolo .por ejemplo H2O indica dos átomos de hidrógeno en la fórmula. 4.- Cuando hay más de un grupo de átomos se colocan paréntesis y el número de unidades del grupo mediante el subíndice a la derecha. Por ejemplo Ba(OH)2 esto indica que del grupo “OH” hay dos grupos. Un compuesto esta formado por dos iones uno positivo y el otro negativo y la suma de sus carga debe de dar igual a cero. Ejemplo: Na+1 Cl –1 NaCl Sus cargas al sumarlas (+1) + (-1) = 0 Ca+2 S-2 CaS Sus cargas al sumarlas (+2) + ( -2) = 0 Pero si unimos iones con cargas diferentes, para balancear el compuesto debemos de cruzar los números de los iones y colocarlos como subíndices Por ejemplo Na+1 S-2 Na2S Ca+2

Cl-1

CaCl2

Ejercicio Dentro de cada espacio, escribe la fórmula del compuesto que neutraliza las cargas de los iones que encabezan la hilera y la columna correspondiente. H-1 Li

O-2

Cl-1

P-3

+1

Mn+2

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C-4

S-2

F-1

Se-2

Fe+2 Rb+1 Be+2 Al+3 Bi+3

Ejercicio Completa la siguiente Tabla escribiendo las fórmulas de los compuestos que se forman uniendo columnas e hileras. Se cauteloso ya que los iones que se usan son iones poliatómicos. OH-1

SO 3 -2

SO4 -2

NO3-1

PO3 -3

2

Cr2O7

-

Mn+2 Fe+2 Fe+3 AL+3

Ejercicio y aplicación de la química Materiales diarios: La materia se clasifica en elementos, compuestos, mezclas homogéneas y heterogéneas. Describe un material que se halle en la alacena de tu casa que corresponda a cada una de estas categorías 1.2.3.1 Tipos de compuestos inorgánicos y su nomenclatura. Existe un lenguaje en química para poder llamar a los compuestos. La nomenclatura química es el sistema de nombres que se usan para identificar a los compuestos. Compuestos binarios Los compuestos binarios son los que contienen solo dos elementos. a) SALES.- Son las que están formadas por un metal y un no metal.

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Nomenclatura: su nombre comienza con el no metal al que se le modifica la raíz y con la adición del sufijo “URO” seguido del nombre del elemento positivo( enlazados con la preposición “de”). Ejemplo: NaCl Elementos Sodio es el metal y el cloro es el no metal Nombre del compuesto Cloruro de sodio. Algunos metales poseen números variables de oxidación. Ejemplo: FeCl2 FeCl3 Número de oxidación: +2 -1 +3 -1 Nombre Hierro(II) Cloruro(de) Hierro (III) Cloruro (de) En la nomenclatura clásica el nombre del ión metálico se le modifica su terminación con los sufijos “OSO” para el de menor estado de oxidación e “ICO” para el mayor estado de oxidación. Ejemplo: FeCl2 Cloruro ferroso CuCl Cloruro cuproso FeCl3 Cloruro férrico CuCl2 cloruro cúprico b) ÓXIDOS.- Compuestos formados por un metal y el no metal Oxígeno. Se nombran con la palabra óxido de .... y el nombre del metal ( ya sea metal con un solo estado de oxidación o con metales con números de oxidación variables. Ejemplos: CaO óxido de calcio FeO óxido ferroso MgO óxido de magnesio Fe2O3 óxido férrico BaO óxido de bario Hg 2º óxido mercuroso SrO óxido de estroncio HgO óxido mercúrico c) ÁCIDOS.- Son compuestos formados por el ión Hidrógeno unido a un no metal. Se nombran con la palabra ácido seguido por el no metal con la terminación “HIDRICO” Ejemplos: HCl HI

ácido clorhídrico ácido yodhídrico

HBr H2S

ácido bromhídrico ácido sulfhídrico

d) ANHÍDRIDOS.- Son compuestos que se forman de dos no metales. Entre los no metales están el fósforo “ P” el azufre “S” el nitrógeno “N” y están unidos al oxígeno “O”. Se van a nombrar fijando un prefijo que nos indique el número de átomos de ese elemento en la molécula. Los prefijos comunes son: Mono = 1 = 5

Di = 2

Tri = 3

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Tetra = 4

Penta

Ejemplos: CO Monóxido de carbono CO2 Dióxido de carbono CCl4 Tetracloruro de carbono

N2O4 P2O5

N2O Monóxido de dinitrógeno Tetróxido de dinitrógeno Pentóxido de difósforo

Compuestos ternarios. Los compuestos ternarios tienen tres elementos y generalmente consisten de un catión (ya sea hidrógeno o un metal combinado con un ión negativo poliatómico). a) OXIÁCIDOS.- son compuestos inorgánicos ternarios que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento que con frecuencia es un no metal. Para nombrarlos se escribe la palabra ácido que representa al hidrógeno seguido por el nombre del ión poliatómico negativo con terminación “OSO” para el que tiene menor cantidad de oxígeno e “ICO” para el que tiene mayor cantidad de oxígeno. Ejemplos: HNO2 ácido nitroso H2SO3 ácido sulfuroso HNO3 ácido nítrico H2SO4 ácido sulfuroso Algunos elementos forman más de dos iones poliatomico ( CL, Br; I ) por lo que aparte de los sufijos hay que poner un prefijo el cual es “HIPO” y “PER”. Ejemplos: HCLO ácido hipocloroso HClO2 ácido cloroso HClO3 ácido clórico HClO4 ácido perclórico b) SALES DE ÁCIDOS TERNARIOS.- Estos compuestos se forman cuando el hidrógeno del ácido se sustituye por un metal. Se nombran dando primero el nombre del ión poliatómico negativo seguido por el nombre del metal. Los nombres de los aniones se derivan de los nombres que corresponden a los ácidos ternarios, cambiando la terminación “OSO” por “ITO” y la terminación “ICO” por “ATO” NaNO2 NaNO3

Nitrito de sodio Nitrato de sodio

CaSO3 CaSO4

sulfito de calcio sulfato de calcio

c) BASES .- Son compuestos que contienen el ión hidróxido (OH-1) combinado químicamente con un ión metálico. A estos compuestos se les llama “hidróxidos”. Se nombran primero la palabra hidróxido seguido por el nombre del ión metálico. Ejemplos: NaOH Hidróxido de sodio LiOH hidróxido de litio KOH Hidróxido de potasio CsOH hidróxido de cesio Si se une con iones positivos que poseen números variables de oxidación. 18

Fe(OH)2 Fe(OH)3 CuOH Cu(OH)2

Hidróxido ferroso Hidróxido Férrico Hidróxido Cuproso Hidróxido Cúprico

1.2.3.2 Propiedades de las soluciones. Las soluciones son aquellas que todos sus componentes están ligados íntimamente entre si. Ejemplo: los refrescos de cola son una solución de bióxido de carbono, agentes colorantes y materiales que dan sabor (azúcar) en agua. El Vodka de 900 es 45 % alcohol en agua aquí el solvente es el agua y el alcohol es el soluto. Las soluciones están constituidas por: Soluto .- Es el que se disuelve en el solvente se encuentra en menor cantidad. Solvente.- Es el que disuelve al soluto se encuentra en mayor cantidad. En cualquier solución el estado del disolvente es el estado de la solución. ¿Porqué se disuelven los compuestos? Esto es debido a que la mezcla de sustancias diferentes da lugar a varias fuerzas de atracción y repulsión cuyo resultado neto es la disolución. Algunos solutos y solventes son completamente solubles entre sí; es decir miscibles en cualquier proporción. Por ejemplo el alcohol etílico y el agua son miscibles en cualquier proporción, sin embargo otros solutos, son solubles en una cantidad definida de un solvente dado a una temperatura determinada. Hay otros disolventes que por su naturaleza no se disuelven y decimos que son insolubles o inmiscibles. Cuando el agua se mezcla con la gasolina resulta un sistema de dos capas. ¿ Alguna vez te ha sucedido? Un trozo de pizza resbalosa te deja una mancha de grasa en tus pantalones favoritos. Mojas la mancha, pero el agua simplemente se escurre. Estás aprendiendo la lección de que el agua y el aceite no se mezclan. Concentración de las soluciones Si tú preparas un té podrías elegir la concentración aproximada según tu gusto. Si te gusta el té fuerte harías lo que un químico llamaría una solución concentrada de té; pones en el agua una cantidad relativamente de hojas de té para que por la extracción origine una concentración alta. Por otra parte si te gusta el té ligero, un químico diría que es una solución diluida; una cantidad relativamente pequeña de té disuelta en agua y la concentración es baja. Los químicos no utilizan los términos fuerte o débil para describir la concentración de una solución sino utilizan concentrado y diluido. Soluciones saturadas y no saturadas. Otra forma para indicar la concentración de una solución es la que se refiere a la cantidad de soluto con respecto a la máxima cantidad que podría

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disolverse. Se dice que una solución es no saturada cuando la cantidad de soluto disuelto es menor que la máxima cantidad que se puede disolver. Los océanos son un ejemplo de una solución no saturada de agua salada y podría admitir una mayor concentración de sal de la que ahora tiene. La máxima concentración de sal en agua es de unos 36 gramos de sal disuelta por cada 100 gramos de agua. Tal solución que en las condiciones dadas soporta la máxima cantidad de soluto por cantidad de solución, se denomina solución saturada. Un tercer tipo de solución, es la llamada solución sobresaturada Estas soluciones contienen más soluto que el máximo habitual y son inestables, ya que no pueden soportar permanentemente el exceso de soluto en la solución y lo pueden liberar repentinamente. Este tipo de soluciones se deben preparar cuidadosamente. Casi siempre se hacen disolviendo el soluto en el solvente pero a una temperatura elevada, ya que por lo común las sustancias suelen ser más solubles en caliente que a temperatura ambiente y después se enfrían lentamente. Un ejemplo de este tipo de solución sería cuando preparamos un betún para un pastel para hacer este dulce, se debe calentar una muestra muy concentrada azúcar, chocolate y un disolvente con agua, como leche, hasta una temperatura bastante alta para tener una solución sobresaturada de azúcar, después la mezcla se enfría quedándote suave y cremoso porque el azúcar solidificará como pequeños cristales. ¿Cuáles son los factores que ayudan a que haya una buena disolución? a) Tamaño de partícula.- Si las partículas del soluto son grandes la interacción con el solvente será muy pobre, en cambio si el soluto está pulverizada esta interacción es más rápida y se efectúa la disolución mejor. b) Agitación.- Si hay un movimiento entre las partículas del solvente y del soluto su interacción mejorará y será más efectiva. c) Aumento en la temperatura.- La temperatura tiene un efecto importante sobre la solubilidad de la materia de la mayoría de los solutos. Al aumentar la temperatura de la solución la energía cinética de las partículas también será mayor, y su interacción soluto-solvente será mejor así como su solubilidad y habrá más disolución. 1.2.3.3 Disoluciones electrolíticas y no electrolíticas. Cuando una corriente eléctrica pasa a través de un alambre de cobre, el alambre en si mismo no cambia. Los electrones ( verdadera corriente eléctrica ) fluyen dentro del alambre en un punto entran y salen en otro. El número total de electrones en el cobre permanece igual antes y después del flujo y no hay cambio químico. Sin embargo este no es el caso, cuando una corriente eléctrica pasa a través de una solución electrolítica, electrones libres como tales fluyen a través de la solución: la corriente es transportada por iones y suceden reacciones químicas en cada electrodo. Un compuesto iónico ( compuesto formado por iones ) en su red cristalina tiene libertad de movimiento muy limitada que solo le permite vibrar alrededor de posiciones fijas, estos sólidos iónicos no conducen la corriente

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eléctrica. En cambio, cuando el sólido se funde, los iones pueden moverse con libertad mucho mayor, esto es debido a que los cationes y aniones se mueven en direcciones opuestas hacia electrodos que tienen carga positiva y negativa. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua. Esto hace que las solubilidades de los compuestos iónicos y las propiedades de los iones en solución, tengan gran interés práctico. Cuando un compuesto iónico se disuelve en agua se disocia los iones con carga opuesta, se separa unos de otros. Por ejemplo, cuando se disuelve el cloruro de sodio en agua, se disocia en iones sodio y en iones cloro que se mezclan uniformemente con las moléculas de agua y se dispersan por toda la solución. Las soluciones acuosas de compuestos iónicos, al igual que los compuestos iónicos fundidos, conducen la electricidad porque los aniones y cationes están en libertad de moverse dentro de la solución llevando consigo cargas eléctricas. Todas las sustancias que conducen la electricidad cuando se disuelven en agua se denominan electrolitos. La conductividad eléctrica de la solución se puede demostrar con un experimento sencillo en el que dos electrodos, conectados a una batería proporciona electricidad si se sumergen en una solución iónica. Los cationes con carga positiva migran hacia el electrodo negativo, y los aniones con carga negativa se mueven hacia el electrodo positivo. Así, una bombilla insertada en el circuito se enciende cuando los electrodos se sumergen en la solución iónica, lo que indica un circuito completo. El movimiento de los iones constituye una corriente eléctrica. La bombilla no se enciende cuando los electrodos no están en la solución; el circuito no está completo. Los compuestos iónicos solubles en agua se conocen como electrolito fuerte porque se disocia totalmente ( 100% ) en solución. La elevada concentración de iones en la solución hace que esta sea buen conductor de la electricidad. Las sustancias cuyas soluciones no conducen la electricidad se llaman no electrolitos. Estos generalmente son compuestos moleculares que no se ionizan en solución como el azúcar, el etanol y el etileno. Hay otras sustancias que pueden conducir la electricidad pero pobremente y estos son llamados electrolito débil un ejemplo de estos es el ácido acético al cual no se disocia completamente cuando se encuentra en solución. Muchos de los compuestos iónicos que encontramos casi a diario, como la sal de mesa, el bicarbonato para hornear y los fertilizantes para las plantas caseras, son solubles en agua. Por ello resulta tentador concluir que todos los compuestos iónicos son solubles en agua, cosa que no es verdad. Ya que hay poco solubles y otros son prácticamente insolubles. 1.2.3.4. Métodos de separación de mezclas. Cuando una mezcla se separa en sus componentes, se dice que estos se purificaron. Sin embargo, pocos procesos de separación se complementan en un solo paso y casi siempre se requiere repetirlos para obtener una sustancia cada vez mas pura. Por ejemplo, una mezcla de hierro y azufre

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agitando la mezcla con un imán, una buena parte del hierro se retirará con él, dejando al azufre con un alto grado de pureza repitiendo el paso del imán varias veces hasta dejar completamente separada la mezcla. Aunque las sustancias pocas veces se encuentran puras en el mundo natural, es posible, empleando técnicas modernas de purificación, separar muchas de ellas de las mezclas que ocurren en la naturaleza. Se han ideado muchos métodos para separar de mezclas sustancias puras. Se aprovechan diferentes propiedades físicas y químicas como su solubilidad en agua, su densidad, la temperatura a la que se funde o hierve. Entre los métodos más usados podríamos nombrar: Cristalización. Proceso en el que átomos moléculas o iones móviles en un líquido se convierten en un sólido cristalino. Decantación. Trasvasar un líquido de un recipiente a otro, para separar dos líquidos insolubles de distinta densidad o un líquido de un sólido sedimentable. Filtración. Hacer pasar la mezcla (líquido sólido no miscible) por un material de poro fino ( papel filtro ) el cual dejará pasar solo el líquido, deteniendo a las partículas sólidas de las mezcla. Evaporación. Este procedimiento consiste en calentar la mezcla, tanto homogénea como heterogénea, el líquido se evapora separándose del sólido que permanece en el recipiente. Destilación. Es el método de separación de sustancias de una mezcla por evaporación de un líquido y subsecuente condensación de su vapor. Es decir el componente de menor punto de ebullición, se evaporara, pasando sus vapores por un condensador, convirtiéndose al estado líquido y libre de los componentes restantes que quedan en el depósito calentado. Procedimiento Magnético. Cuando en la mezcla existen componentes magnéticos y no magnéticos, basta con acercarle un imán y este atraerá a los materiales magnéticos que se separan de los no magnéticos. Centrifugación. Proceso que consiste en separar un sólido suspendido de un líquido empleando la fuerza centrífuga. 1.3 .- Formulaciones de Productos Químicos El hecho de combinar sustancias con el fin de producir otras sustancias nuevas que sean útiles para la humanidad tendríamos que usar todo lo que hasta ahora hemos aprendido de la materia, ya que por medio de sus propiedades podríamos provocar un cambio químico que nos lleve a lograr nuestro objetivo de producir sustancias nuevas. Algunos de estos cambios suceden precisamente en la cocina. Piensa en la gran cantidad de ingredientes que se usan para hacer un pastel: azúcar, harina, polvo para hornear, huevo, leche o agua, mantequilla. Las propiedades de estos ingredientes cambian cuando se mezclan y se hornean. Estas diferencias indican que se produjeron cambios químicos. Cuando una sustancia experimenta un cambio químico participa en una reacción química. Una vez que la sustancia ha reaccionado ya no tiene la misma naturaleza química. Aunque te sorprenda, que una sustancia pueda 22

experimentar un cambio y transformarse en otra, todo el tiempo están ocurriendo reacciones químicas a tu alrededor. Las reacciones químicas se pueden usar para encender un auto, fabricar telas para vestirse, elaborar medicamentos, producir pinturas y pigmentos de tus colores favoritos. Las reacciones también proporcionan energía para caminar, correr, trabajar y pensar. Hay muchas señales que te indican que una reacción ha ocurrido, por ejemplo, un cambio de color, un cambio de temperatura, un cambio de estado, etc., Los cuales son cambios observables. Así mismo los diferentes tipos de reacción son: Reacción de síntesis Reacción de descomposición Reacción de desplazamiento simple Reacción de doble desplazamiento

A+B AB AB + C AB + CD

AB A+B AC + B AD + CB

A continuación presentamos algunos ejemplos de formulaciones químicas: “LUCES DE BENGALA” Fórmula: Azufre en polvo Nitro de potasio Carbón de polvo Limadura de fierro Aluminio en polvo

100 g 500 g 150 g 200 g 100 g

Procedimiento Debe moler por separado cada uno de los ingredientes. Después fabrique una solución de goma laca en alcohol, enseguida agregue a una solución los ingredientes molidos agite hasta formar una pasta, a esta meterá los trozos de alambre que deberá cortar a una medida conveniente. Estos alambres deben penetrar en la pasta hasta la mitad, enseguida se sacan y se ponen a secar, si la capa que recibieron es muy delgada, deberá repetir la operación ya seca.

“VINAGRE ECONÓMICO” Fórmula: Piloncillo Agua

2 Kg. 4 L.

Procedimiento:

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Deje que el piloncillo se disuelva en el agua, después que se fermente durante unas semanas; logrará un vinagre de calidad regular y precio económico.

“JABÓN LÍQUIDO PARA LAS MANOS”. Fórmula: Aceite de coco 3200 g Aceite de algodón 800 g Potasa cáustica al 50% 2400 g Cloruro de potasio 270 g Agua hervida 20 l Perfume Al gusto Procedimiento: Ponga a calentar los aceites en un recipiente a una temperatura a 70 °C Por otra parte, haga una mezcla con una solución del cloruro de potasio cáustico. Vacíe esta solución alcalina sobre el aceite que se encuentra a una temperatura de 70 °C, agite constantemente hasta lograr una saponificación, cuanto la temperatura baje a 35 °C. aproximadamente, agregue el perfume, ya terminado enváselo en frascos de 1L. PRÁCTICAS

DE

Q U Í M I C A.

OBJETIVOS DE LAS PRÁCTICAS DE QUÍMICA El alumno mediante las prácticas de química le permitirá observar y experimentar el comportamiento de la materia, así mismo el hecho de realizar prácticas en el laboratorio permitirá trabajar con seguridad y precisión e interpretar los resultados de dicho trabajo. El alumno anotará en su cuaderno de práctica, hará un informe, escribiendo las observaciones, cálculos, esquemas del aparato, resultados y conclusiones obtenidas en cada práctica. Las prácticas están diseñadas para que la teoría vista en clase sea confirmada en el laboratorio, apoyando con esto la enseñanza de la química experimental. Los experimentos tendrán una duración de una hora clase, y en la cual los alumnos tendrán que terminar cada práctica correspondiente. Objetivos del laboratorio. A) Que los alumnos se familiaricen con los fenómenos fisicoquímicos que la materia experimenta. B) Que el alumno adquiera destrezas en el conocimiento y manejo de los materiales y equipos que son usados comúnmente en el laboratorio, y que 24

despierte su espíritu de investigación motivado por sus experiencias y observaciones. Reglamento general del laboratorio. 1. El laboratorio podrá ser usado por los alumnos en el horario que esté predestinado para cada grupo, y con la presencia de su maestro titular. 2. Los alumnos se presentaran con su libro de trabajo a todas las sesiones de laboratorio. 3. En la primera sesión el instructor formará a su criterio los equipos de trabajo. 4. Cada equipo se hará responsable del material que se le asigne, en caso de perdida o daño tendrá que ser repuesto a la mayor brevedad por el equipo de trabajo. 5. Cada alumno deberá documentarse sobre el objetivo de la práctica antes de cada sesión, y presentará al instructor un diagrama de flujo de la práctica correspondiente en su diario de laboratorio. 6. El laboratorio es un lugar de trabajo por lo que no se permitirá que dentro de él, se juegue o se realicen otras actividades diferentes a la práctica. 7. No se permitirá introducir ningún tipo de alimentos o bebidas, así como esta estrictamente prohibido fumar dentro del laboratorio. 8. Para evitar cualquier contaminación de los reactivos estos deben de estar siempre con su tapa correspondiente y al necesitar muestras de los reactivos todos lo equipos lo harán con la misma cucharilla evitando introducir diferentes cucharillas a los frascos. 9. Al terminar las prácticas el material como la mesa de trabajo deberán quedar perfectamente limpias.

Los valores que se manejarán en el laboratorio son: ORDEN, TRABAJO EN EQUIPO, DISCIPLINA. RESPONSABILIDAD y otros más que ustedes irán mencionando en cada práctica. Normas de seguridad. 1. Usar bata y lentes dentro del laboratorio. 2. Los desperdicios de líquidos de tirarán en el resumidero, dejando correr agua suficiente, ya que muchos de ellos son corrosivos. 3. Los desperdicios sólidos y los papeles se deberán tirar en los botes de basura. 4. Deberán asegurarse que el tipo de reactivos deseados sea el que marque la etiqueta de los frascos y no cambiarlos ni borrarlos. 5. Todos los reactivos se deberán manejar con todo el equipo perfectamente limpio. 6. Tomar reactivos sólidos con espátula y los líquidos con la pipeta. 7. Se deberá de tener mucho cuidado al manipular productos inflamables y más que todo, al tener los mecheros encendidos. (Consulte al instructor sobre productos inflamables).

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8. Al calentar una solución con un tubo de ensaye, debe hacerse bajo el nivel del líquido y agitando constantemente, no debe apuntarse con el tubo a un compañero ni así mismo, ya puede proyectarse y quemar a las personas más cercanas. 9. Cualquier material caliente deberá colocarse sobre placa aislante. 10. Si por algún motivo se ingiere por accidente un reactivo, se deberá de avisar de inmediato al instructor. 11. Ningún líquido se deberá oler poniéndolo directamente en la nariz donde está contenido sino abanicar con la mano los vapores hacia la nariz.

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PRÁCTICAS DE QUÍMICA PRÁCTICA #1 Material de laboratorio de química OBJETIVO: Identificará, describirá y conocerá el uso del equipo de laboratorio de química. FUNDAMENTO: Es importante conocer los aparatos y materiales de laboratorio ya que mediante sus usos se infiere conocimientos o se hacen demostraciones de los diversos conceptos del área de química. El material de química puede ser dividido en: a) Material de vidrio entre los que están: matraz bola, termómetro etc.. b) Material de fierro entre las que contamos la pinzas de vasos de precipitado, mechero etc.. c) Material cerámico entre ellos están el mortero, el crisol etc.. DESARROLLO: A continuación se darán los nombres de los materiales más usados en el laboratorio de química de los cuales los dibujarás y describirás su uso, cuando el instructor los muestre e indique sus características. Balanza Granataria ensaye Termómetro precipitado Pipeta Mortero separación Gradilla Matraz bola Espátula Bureta

Vaso de precipitado

Pinzas

para

tubo

de

Pinzas para bureta

Pinzas

para

vasos

de

Vidrio de reloj Condensador Matraz Erlenmeyer Pizeta Soporte Universal Embudo de filtración

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Tenaza para crisol Embudo de Tela aislante Tubo de Ensaye Mechero de Bunsen Probeta graduada

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PRÁCTICA # 1 A Manejo de la Balanza OBJETIVO: El alumno aprenderá las partes de una balanza, la manera de tarar, y hará un ejercicio para conocer su manejo. MATERIAL NECESARIO: Balanza granataria 2 Vasos de precipitado de 100 mL. Una espátula SUSTANCIAS: Cloruro de sodio PROCEDIMIENTO: El equipo pesará un vaso de precipitado de 100 ml y anotarán el peso del vaso y cada participante del equipo procederá a pesar correctamente la mitad de una hoja de papel limpia, enseguida 1.8 g de sal común y lo agregará al vaso de precipitado, teniendo cuidado de tarar la balanza cada vez que la use un integrante, y así mismo tener cuidado al vaciar la cantidad de sal al vaso, anotar el dato. Hacer un dibujo de la balanza anotando sus partes.

CÁLCULOS La suma de los pesos individuales, debe ser el peso total del vaso y la sal Peso del vaso= g =A (número de integrantes)(1.8g de sal/participante)= g =B (peso del vaso con sal)-(peso del vaso sin sal)= g =C Porcentaje de error en la medición= (B-C)/C =% g OBSERVACIONES

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CONCLUSIONES ¿A qué se debió el error obtenido? ¿Qué harías para dar medidas más precisas?

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PRÁCTICA # 2 Elementos, compuestos y mezclas OBJETIVO: Precisará los conceptos de elemento, compuesto y mezclas. MATERIAL Y SUSTANCIAS 3 Vidrios de reloj 1 Crisol 1 Soporte 1 Pinzas para soporte magnesio 1 Anillo metálico 1 Tela aislante 1 Espátula 1 Vaso de precipitado de 250 ml 1 Mechero 1 Pinzas para crisol 1 Imán

1 g de azufre 1 g de granalla de zinc 1 g de hierro 8 cm. de cinta de

FUNDAMENTO: La materia se clasifica en mezclas homogéneas y estas a su vez en sustancias las cuales pueden ser elementos y compuestos. Los elementos son sustancias que se caracterizan por tener átomos iguales mientras que los compuestos son los que están formados por dos o más elementos, mientras que las mezclas pueden ser homogéneas y son sustancias unidas físicamente y sus componentes no se aprecian a simple vista, mientras que las heterogéneas sus componentes se pueden ver a simple vista y se encuentra en dos fases. PROCEDIMIENTO 1.- Con la punta de la espátula se tomará una pequeña muestra de azufre y se colocará en un vidrio de reloj enseguida se tomará otra muestra de zinc y se pondrá en otro vidrio de reloj. Observa estas sustancias y contesta. ELEMENTO AZUFRE

COLOR

ESTADO FÍSICO

ZINC

2.- Colocar en un crisol las muestras anteriores mezclarlas perfectamente y calentarlas enérgicamente hasta combustión. Observa el residuo que quedó en el crisol después de calentar por uno o dos minutos y registra:

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¿El residuo se parece a las sustancias originales?

¿Qué tipo de sustancia se formó?

3.- Sujeta con las pinzas para crisol la cinta de magnesio y acércala a la flama del mechero hasta que arda completamente. El residuo deposítalo en un vidrio de reloj. Luego este residuo pásalo a un vaso de precipitado con 10 ml de agua e introduce un papel tornasol y observa. ¿Qué sucedió al acercar el magnesio a la flama del mechero? ¿Qué aspecto tiene el residuo que se formó al arder el magnesio? ¿Qué tipo de cambio ocurre en este proceso? ¿Sus propiedades físicas cambiaron? ¿Al arder en el aire el magnesio con qué elemento se combinó?

¿De qué color se puso el papel tornasol? ¿La solución es ácida o básica?

4.- En un vidrio de reloj junta granalla de fierro y azufre y observa. ¿Puedes distinguir si cada una de las sustancias que mezclaste?

¿Qué tipo de sustancia se formó? 5.- Pasa un imán por encima de la sustancia que formaste. ¿Qué sucede?

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PRÁCTICA # 3 Solubilidad OBJETIVO: Que el estudiante reconozca qué sustancias pueden disolverse o no disolverse en el solvente universal que es el agua. FUNDAMENTO: Al agua se le conoce como el solvente universal ya que su poder de disolución se debe principalmente a su naturaleza bipolar pero a pesar de esto no se disuelve a “todo”. “Lo semejante disuelve lo semejante” es una expresión muy común entre los científicos para predecir la solubilidad. Esta frase significa que la solución se produce cuando existan semejanzas entre el soluto y el disolvente. MATERIAL 6 Tubos de ensaye 1 gradilla 1 pipeta con dispositivo de succión 1 vaso de precipitado 50ml 1 termómetro 1 mechero 1 espátula

SUSTANCIAS Agua destilada Nitrato de potasio Benceno Potasio Cloruro de sodio Carbonato de calcio Acido sulfúrico Acido benzoico Metanol

PROCEDIMIENTO En diferentes tubos de ensaye de 13 X 100 mm ponga pequeñas cantidades de 0.1 g de nitrato de potasio, cloruro de sodio, carbonato de calcio, ácido benzoico, ácido sulfúrico, metanol y benceno. Agregue cada uno aproximadamente 3 ml de agua y observe si se disuelve o si hay algún cambio en la temperatura. Si no hay disolución caliente ligeramente y anote cualquier cambio que vea. En el caso del potasio como es un metal muy reactivo, colóquelo en un vaso de precipitado y agregue 5 ml de agua. OBSERVACIONES __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ ____________________ CONCLUSIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________

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PRÁCTICA # 4 Efecto de la temperatura en la solubilidad de las sustancias OBJETIVO: Que el estudiante confirme que la temperatura causa un efecto de mayor disolución en una solución que se ha hecho saturada. FUNDAMENTO Las soluciones pueden distinguirse por ser insaturadas, saturadas y sobresaturadas las cuales se deben preparar cuidadosamente. Una solución sobresaturada es aquella que contiene más soluto que el que se puede disolver en una cantidad dada de solvente, y por lógica a temperatura ambiente. Si ha esta solución se le eleva la temperatura lograremos que la energía cinética de las moléculas aumente y sus choques entre ellas sea mayor y se logre que la solubilidad aumente. MATERIAL 1 Vaso de precipitado de 100mL. 1 Vaso de precipitado de 50 mL. 1 soporte universal 1 Tela de asbesto 1 Mechero de Bunsen 1 Anillos de fierro 1 Nuez doble 1 Termómetro 1 Cuchara

SUSTANCIAS Agua destilada Sal común

PROCEDIMIENTO 1. En una probeta graduada mide 100 mL. de agua y colócalos en un vaso de precipitado y mide su temperatura. 2. Llena otro vaso de precipitado de 50mL. de sal y pésalo. (recuerda que la balanza este bien tarada.) anota el peso del vaso y la sal: 3. Con una cucharita ve tomando sal del vaso y agrégala poco a poco al vaso de precipitado con agua, y agita. Sigue agregando sin dejar de agitar la sal, hasta que llegue un momento en el que observes que el agua ya no disuelve más sal. (Cuida de que no se tire nada de sal). 4. Calcula la cantidad de sal que agregaste al vaso con agua por diferencia de peso. Dicho peso corresponderá a la solubilidad de la sal al punto de saturación. 5. A continuación calienta el vaso que contiene la solución hasta que hierva. Sigue agregando sal ( a la solución hervida) y agita hasta que el agua hervida ya no acepte más sal. En este punto se le conoce como sobresaturación de la solución. 6. Anota la temperatura. CÁLCULOS 35

Peso de la sal agregada al agua a temperatura ambiente------------------ = _______ g = A Volumen de agua destilada----------------------------------------------------= _______ g =B Razón de soluto solvente----------------------------------------------------- = _______ g = A/B OBSERVACIONES ________________________________________________________________ _________ ________________________________________________________________ _________

CONCLUSIONES ________________________________________________________________ _________ ________________________________________________________________ _________ CUESTIONARIO ¿Cuál es la solubilidad de la sal en teóricamente?______________________________ ¿Qué comprobaste en experimento?_________________________________________

agua este

¿Cuál es el efecto de la temperatura sobre una solución sobresaturada? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ___________________________¿Es lo mismo el término solución saturada a concentración de una solución?

¿El punto de ebullición o el punto de congelación de un solvente puro se verá afectado por la presencia de un soluto? Explica este fenómeno.

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PRÁCTICA # 5 Métodos de separación física OBJETIVO: Que el estudiante use los métodos de separación física aprovechando una diferencia en una propiedad del componente a separar con respecto a los demás. FUNDAMENTO Cuando se tienen diferentes tipos de mezclas ya sean homogéneas o heterogéneas sus componentes se pueden separar por diferentes procedimientos físicos. Si tenemos mezclas heterogéneas en las cuales los componentes se pueden ver a simple vista se usan métodos de separación como filtración por medio de un embudo de separación, o si la mezcla son dos sólidos que no son miscibles pudieran usar un imán. Si la mezcla es de tipo homogénea en la cual sus componentes se encuentran en una sola fase y no se ven a simple vista se pueden usar otros métodos de separación física distintos. MATERIAL 4 Vasos de precipitado de 200 ml. 1 Varilla de vidrio 1 Tela de alambre 1 Embudo de separación 1 Mechero de Bunsen 1 Anillo de fierro 2 Filtros de papel 1 Cuchara 1 Agitador 1 Probeta 1 Soporte universal 1 Termómetro 1 Equipo de destilación

SUSTANCIAS Nitrato de potasio Agua potable Arena Aceite de comer

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PROCEDIMIENTO # 1 DECANTACIÓN 1. Forme una mezcla agregando un poco de arena en el vaso de precipitado que contenga 100 mL de agua exactamente medidos en la probeta. 2. Agite la mezcla y déjela reposar unos minutos y observe lo que sucede. Anote. 3. Vacíe en otro vaso de precipitado el líquido reposado, procure que el líquido escurra a lo largo de una varilla para tener un apoyo ( igual como se muestra en el dibujo) cuidando que las partículas sólidas se queden en el fondo del vaso. Mida el volumen del agua obtenido en la probeta y anótelo. Volumen de agua inicial Volumen de agua obtenida después de la separación Diferencia =

mL. mL

= A = B

mL.

Porcentaje de error en la medición

%

= A B (A-B) / A X 100

OBSERVACIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ CUESTIONARIO ¿El error obtenido a qué se debió? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿Qué medidas de precaución se debe de tener para evitar que exista algún error? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿Qué tipo de separación se usó y como se define? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________

PROCEDIMIENTO EXTRACCIÓN

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#

2

1. Forma una mezcla heterogénea agregando un poco de aceite de comer dentro de un embudo de separación que contenga 100 mL. de agua cerciórese antes de agregar dichos líquidos que la llave del embudo se encuentre cerrada. 2. Agite ligeramente y espere a que la mezcla se separe claramente. 3. Abra la llave del embudo de separación y recupere uno de los líquidos en un vaso de precipitado de 200 mL. con una probeta mida el líquido recuperado. DIBUJO ESQUEMÁTICO

CÁLCULOS Volumen de agua inicial =

=A mL.

Volumen Obtenido

=

= B mL

Diferencia

=

= A-B mL.

Porcentaje de error en la medición %

=(A-B)/A *100

OBSERVACIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ CUESTIONARIO ¿Qué tipo de mezcla se formó? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿Cuál es el líquido que quedó arriba y cual quedó abajo y porqué? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿A qué se debió el error obtenido? ¿Cómo se puede evitar dicho error?

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________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________

1. 2. 3. 4.

PROCEDIMIENTO # 3 FILTRACIÓN Forme una mezcla heterogénea, agregando un poco de tierra o arena en un vaso de precipitado que contenga 100 mL. de agua. Coloca en un vaso de precipitado de 200 mL. un embudo y en el embudo coloca un papel filtro plegado en cuatro partes. Vierta sobre el papel filtro del embudo, el agua que se hizo con la mezcla agua y arena. Fíltrala varias veces cambiando el papel filtro; procura que el papel NO SE ROMPA, evitando introducir un agitador que lo pueda romper.

DIBUJO ESQUEMÁTICO

CÁLCULOS Volumen de agua inicial = mL. Volumen de agua obtenida después de a filtración = mL. Diferencia = mL. Porcentaje de error en la medición =

= A = B = A-B %

= ( A-B)/A * 100

OBSERVACIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________

CUESTIONARIO ¿Qué tipo de separación se efectuó? Defínela.

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________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿Qué tipo de mezcla se formó? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿A qué se debió el error? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿Cómo se pudiera evitar dicho error? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________

PROCEDIMIENTO # 4 CRISTALIZACIÓN 1. En un tubo de ensaye poner 5 g de nitrato de potasio y poner 10 mL. de agua destilada. 2. Caliéntalo en baño María y agítese hasta lograr disolución completa. 3. Enfríe el tubo sin interrumpir la agitación y toma la temperatura a la cual aparecen los primeros cristales. 4. Agrega 3 mL. de agua destilada e introdúcelo de nuevo en el baño María y agite hasta su disolución saque otra vez el tubo y agítelo y entonces tome la temperatura nuevamente. DIBUJO ESQUEMÁTICO

OBSERVACIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ___________________________ CUESTIONARIO ¿A qué temperatura se disolvió completamente la sal? ________________________________________________________________ _________ 41

¿Qué sucedió cuando se enfrió la mezcla elaborada? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿A qué temperatura aparecieron los primeros cristales? ________________________________________________________________ _________ ¿A qué se debe esta precipitación de cristales? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________

PROCEDIMIENTO # 5 DESTILACIÓN. 1. Armar un matraz bola a un refrigerante por medio de conexiones. 2. Mide en una probeta 100 mL. una solución de sulfato de cobre, y viértelos en un matraz bola. 3. Las mangueras que tiene el refrigerante se conectan a la tubería de agua y se deja circular antes de iniciar el calentamiento. 4. Enciende el mechero para calentar la solución. 5. Mide la temperatura de la solución antes de calentar y mide la temperatura cuando comience la condensación y caiga la primera gota del destilado la cual se recoge en un vaso de precipitado. 6. Apaga el sistema, cuando ya no se obtenga mas destilado. DIBUJO ESQUEMATICO: Un Aparato de destilación simple es un aparato empleado en laboratorios de química, para producir una destilación simple: En el esquema ubicado abajo puede observarse un aparato de destilación simple básico:

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Mechero, proporciona calor a la mezcla a destilar. Balón de destilación o matraz de fondo redondo, que deberá contener pequeños trozos de material poroso (cerámica, o material similar) para evitar sobresaltos repentinos por sobrecalentamientos. Cabeza de destilación: No es necesario si el balón de destilación tiene una tubuladura lateral. Termómetro: El bulbo del termómetro siempre se ubica a la misma altura que la salida a la entrada del refrigerador. Para saber si la temperatura es la real, el bulbo deberá tener al menos una gota de líquido. Puede ser necesario un tapón de goma para sostener al termómetro y evitar que se escapen los gases (muy importante cuando se trabaja con líquidos inflamables). Tubo refrigerante. Entrada de agua: El líquido siempre debe entrar por la parte inferior, para que el tubo permanezca lleno con agua. Salida de agua: Casi siempre puede conectarse la salida de uno a la entrada de otro, porque no se calienta mucho el líquido. Se recoge en un balón, vaso de precipitados, u otro recipiente. Fuente de vacío: No es necesario para una destilación a presión atmosférica. Adaptador de vacío: No es necesario para una destilación a presión atmosférica.

OBSERVACIONES: ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ CÁLCULOS Volumen de agua inicial

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= A

= mL. Volumen de agua obtenida después de la mL. = B destilación = Diferencia mL. = A-B = Porcentaje de error en la medición = ( A-B)/A * 100 = % CUESTIONARIO: ¿A qué temperatura se obtuvo el destilado? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿Qué sustancia puede ser la que se destiló? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ __________________ ¿Cómo te das cuenta de la identidad de dicho destilado? _______________________________________________________

44

UNIDAD I Guía de Trabajo INSTRUCCIONES: Este laboratorio se realizara con buena letra y con orden. I.- Contesta en el espacio con la palabra que forme una expresión correcta. __________ciencia que estudia los cambios, características y transformaciones que sufre la materia __________es todo lo que ocupa un lugar en el espacio __________mezcla que se encuentra en una sola fase y sus componentes no se ven. __________mezcla que se encuentra en dos o más fases y sus componentes si se ven. __________son forma específicas de materia. __________es el que posee todos sus átomos iguales. __________es el nombre dos elementos unidos químicamente. __________es el que se disuelve en el solvente. __________es el que disuelve al soluto. __________es la que tiene todos sus componentes ligados íntimamente entre sí. __________partícula con carga positiva que se encuentra en el núcleo. __________partícula que tiene carga negativa y está girando alrededor del núcleo. __________partícula con carga cero y está en el núcleo. __________átomos cargados eléctricamente. __________son compuestos que se caracterizan por llevar el ión hidrógeno. __________compuestos que se caracterizan por llevar el ión hidróxido OH. __________compuestos que se caracterizan por llevar el ión óxido. __________compuestos formados por un metal y un no-metal__________solución que posee más soluto del que puede disolver. __________solución que posee menos soluto del que puede disolver. II.- Identifica los siguientes ejemplos como mezcla homogénea, mezcla heterogénea, elemento ó compuesto Zinc ______________ Caldo de verduras ______________ Bronce ______________ Acido yodhídrico ______________ Leche ______________ Aire con polvo ______________ Refrescos embotellados ______________ Agua ______________ Caldo de verduras ______________ Yodo ______________

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Leche ______________ Ácido sulfúrico ______________ Nieve de Chocochip ______________ Aire Contaminado ______________

______________

Gasolina

______________

Ensalada

______________

Pintura

______________

Aire puro

III.- Identifica los siguientes ejemplos como propiedades físicas o propiedades químicas. El compuesto químico azuleno de color azul se derrite a 990C. __________________ Los cristales incoloros de la sal son cúbicos. __________________ El color del no metal bromo es rojo naranja __________________ El hierro se transforma en orín en presencia de aire y agua __________________ El papel aluminio que usamos en la cocina se derrite a 3870C __________________ El cloro es un gas de color amarillento __________________ La plata es un metal brillante __________________ Los ácidos son compuestos muy reactivos __________________ El cobre es un metal muy dúctil __________________ El plástico se derrite con el calor __________________ El agua es incolora __________________ La sacarosa es blanca __________________ El Helio no es un elemento reactivo __________________ El aluminio reacciona con los ácidos __________________ El agua ebulle a 100 C __________________ El hierro reacciona con el oxígeno __________________ El sodio reacciona violentamente __________________ La electricidad descompone el agua __________________ 46

El magnesio arde en el aire __________________ El azufre es un sólido amarillo __________________ El galio funde a 29.8 centígrados __________________ El Hierro se oxida a la interperie __________________ El sulfato de cobre se disuelve en agua __________________ Produce flama al reaccionar con el aire __________________ Su reacción es exotérmica __________________ Se vuelve verde cuando se expone al cloro. __________________ IV.- Identifica los siguientes ejemplos como cambio físico o cambio químico. Estiramiento de una liga _________________ Cortar en pedazos una vela _________________ La fusión de una vela _________________ La evaporación del agua _________________ El enmohecimiento de un clavo _________________ Quema de fuegos artificiales _________________ La oxidación del sodio _________________ La combustión de un papel _________________ El agua hierve _________________ El cerillo se quema _________________ El helado se derrite _________________ Un cubo de hielo se derrite en un vaso de limonada _________________ Consumo de una vela _________________ Acremar la mantequilla para hacer un pastel _________________ 47

Descomposición térmica de la piedra caliza __________ Formación de un copó de nieve _________________ Cocción de un huevo _________________ Decoloración de cabello _________________ Formación de nubes _________________ Combustión del carbón _________________ Perforar la tierra _________________ Inflar un globo _________________ Digestión de alimentos _________________ Decoloración de una tela _________________ Fusión del hielo _________________ Explosión de gasolina _________________ Formación de las nubes _________________ Cicatrización de una herida _________________ Disolución de sal en agua. _________________ Putrefacción de un cadáver. _________________ Sublimación de yodo _________________

_______-

V.- Escribe “F” falso o “V” verdadero junto a cada uno de los siguientes enunciados. En el caso de los enunciados falsos, corrígelos y escríbelos como verdaderos. ___________En una solución el que se disuelve es el disolvente. ___________El agua por disolver a la mayoría de las sustancias se considera como un solvente universal. ___________El refresco gaseoso (coca cola) es una solución gas-líquido. ___________El soluto es el componente más abundante en una solución. ___________Una solución es una mezcla de varias fases donde sus componentes son el soluto y el solvente ___________Una característica de las soluciones es que se pueden separar sus componentes por métodos físicos. 48

___________Al preparar una taza de café el soluto es el agua y el café instantáneo y el azúcar son los disolventes. ___________El vino de mesa es un ejemplo de una solución. ___________La mezcla homogénea es uniforme en todas sus partes y sus componentes no se separan por sedimentación. ___________Rama de la química que estudia a todos los elementos de la tabla periódica ___________El estado de la materia en el cual sus partículas se tocan entre sí y se deslizan o fluyen una sobre otra. VI.- Identifica el nombre de los siguientes compuestos relacionando las columnas siguientes. __________ __________ __________ __________ __________ __________ __________ __________ __________ __________

Acido nitroso Bromuro de potasio Fluoruro de sodio Ácido bromhídrico Óxido de galio Hidróxido de magnesio Nitrato de manganeso Óxido de berilio Ácido Yodhídrico Bromuro de zinc

A) KBr B) Ga2O3 C) HNO2 D) HBrO E) HI F) Mg(OH)2 G) KI H) Mn(NO3)2 I) BeO J) NaF K) ZnBr

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VII.- Contesta las siguientes preguntas. 1. Explica que son los electrolitos y no electrolitos y como pueden distinguirse uno de otro. 2. Indica si los siguientes procedimientos aumentan o disminuyen la velocidad de disolución del KCl en agua. a) Agitar la mezcla ____________________________ b) Emplear trozos grandes de KCl ____________________________ c) Colocar la mezcla en agua con hielo ____________________________ d) Calentar la mezcla ____________________________ e) Triturar el KCL hasta obtener polvo fino, antes de mezclarlo con agua ____________________________ 3. ¿Porqué es importante el estudio de la química? Menciona tres razones y explícalas.

4. Escribe tres ramas de la química y tres disciplinas con las que se puede relacionar.

5. Menciona seis productos en los cuales la química tenga un papel importante en ellos. _______________________________ ________________________________ _______________________________ ________________________________ _______________________________ ________________________________ VIII.- Escribe cual es la diferencia entre: a) Solubilidad y velocidad de disolución. ______________________________ ______ b) Solución saturada y solución no saturada. ______________________________ ______ c) Solución saturada y solución sobresaturada.____________________________________

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d) Miscible

e)

______ Solución

e

diluída

inmiscible. ______________________________ y solución concentrada. ______________________________

______ IX.- Identifica los siguientes ejemplos como cambio físico o cambio químico. Estiramiento de una liga _________ Cortar en pedazos una vela _________ La fusión de una vela _________ La evaporación del agua _________ El enmohecimiento de un clavo _________ Quema de fuegos artificiales _________ La oxidación del sodio _________ La combustión de un papel _________ X.- Que papel desempeña la química en los siguientes productos. Frituras _________________ Pasta dental _________________ Cosméticos _________________ Pinturas _________________

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“Berel”

XI.- Completa la siguiente tabla en la cual vas a formar compuestos. S-2 OHSO4-2 ClFe+2 Al+3 H+1 XII.- Con los siguientes iones forma un compuesto y escribe su nombre. H+1 S-2 _______________________________ ________________________ Al+3 O-2 _______________________________ ________________________ K+1 Cl-1 _______________________________ ________________________ S+3 O-2 _______________________________ ________________________ Ca+2 OH-1 _______________________________ ________________________

XIII.- Escribe el nombre o la fórmula para los siguientes compuestos: Nitrato de magnesio ____________ Peróxido de calcio ____________ Oxido niqueloso ____________ Sulfito de cobre ____________ Oxido plúmbico ____________ Nitruro cúprico ____________ Carbonato de bario ____________ Ácido sulfuroso ____________ Óxido de aluminio ____________ Dióxido de carbono ____________ PbO2

_____________ _____________ Ca(MnO4)2 _____________ _____________ H 2Cr 2O7 _____________ _____________ HMnO4 _____________ _____________ SnSO4 _____________ _____________

CrO3

_____________ LiSO4

Bi(PO3)5

_____________ NH4Cl

KClO4

_____________ HCl

Cd3 N2

_____________ NaH

Cu 3 (PO4)2 _____________ Ba3N2

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ZnCl2 CdO

_____________ _____________ _____________ _____________

Al(MnO4)3 _____________ NaNO3 BaBr2

_____________ TiPO4

UNIDAD II CÀLCULOS QUÍMICOS Contenido temático 2.1 Tipos de Cálculos Químicos. Estequiometría 2.2 Cálculos con medidas de concentración. 2.3 Cálculos de la acidez de una solución. 2.4 La valoración o titulación. Objetivo Particular Al término de la Unidad IV el estudiante será capaz de resolver problemas correctamente que impliquen cálculos estequiométricos, medidas de concentración, acidez de una solución y titulaciones.

Objetivos específicos Al finalizar la Unidad IV el estudiante 1. Establecerá métodos para medir cantidades de materia. 2. Interpretará correctamente una fórmula química, mediante la composición en peso. 3. Realizará cálculos con el peso fórmula de un compuesto. 4. Establecerá el significado matemático de una ecuación química. 5. Establecerá diferentes tipos de ecuaciones químicas. 6. Balanceará estequiométricamente una ecuación química. 7. Conocerá los métodos de medición de disoluciones. 8. Calculará concentraciones con las siguientes medidas; composición porcentual, gravedad específica. 9. Calculará relaciones volumétricas de las soluciones; soluciones molares y formales. 10. Calculará pesos equivalentes y normalidad de una solución.

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11. Calculará el PH de una solución. 12. Establecerá la ecuación de una valoración. 13. Llevará a cabo el cálculo de una valoración.

Introducción Para iniciar el estudio de los cálculos químicos es necesario reconocer que  Cada elemento tiene su propio símbolo, y cada compuesto tiene su propia fórmula química.  Cada elemento tiene una masa atómica única.  Un mol de cualquier cosa es igual a 6.02 x 1023 cosas (número de Avogadro de cosas).  Un mol de un elemento contiene 6.02 x 1023 átomos de ese elemento, y un mol de un compuesto contiene 6.02 x 1023 fórmulas unitarias de ese compuesto.  Un mol de átomos de un elemento tiene una masa igual a la masa atómica de ese elemento en gramos.  Un mol de fórmulas unitarias de un compuesto tiene una masa igual al peso molecular de ese compuesto en gramos. Entre los cálculos que realizaremos están las cantidades de elementos o compuestos que intervienen en reacciones químicas ya que esto permite a los químicos determinar las cantidades de reactivos necesarios y las cantidades de productos que se forman. También les permite producir sustancias químicas industriales y comerciales con poco o ningún desperdicio. Conoceremos que los coeficientes en una ecuación balanceada indican la relación en la cual las moléculas (y por lo tanto los moles) de las sustancias toman parte en una reacción química. Practicaremos el método del mol para calcular las cantidades de reactivos y productos, que puede utilizarse también para precisar la cantidad de producto que puede formarse con la cantidad disponible del reactivo limitante. Después de las reacciones pasaremos a las mezclas, para calcular las diversas proporciones de disolvente con soluto. Entre las proporciones, o concentraciones, que pueden determinarse están el porcentaje por masa, porcentaje por volumen o porcentaje por masa-volumen. Así también

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buscaremos calcular la concentración de una solución por medio de medidas como la molaridad, la normalidad, la molalidad y la formalidad. Para terminar pasaremos al mundo de los ácidos y las bases y su medida de concentración llamada PH, cuando estas sustancias son débiles por medio de su equilibrio dinámico entre los protagonistas que son los iones hidronio (H3O)+ y los iones hidroxilo (OH-). Aprenderemos que el agua se ioniza parcialmente, exactamente igual que un ácido muy débil o una base muy débil y que existe una escala PH para cada una de ellas. Finalmente mostraremos un procedimiento analítico llamado titulación que nos permite al determinar la concentración de una sustancia presente en solución; conoceremos que las titulaciones ácido-base implican una reacción de neutralización.

2.1 Tipos de Cálculos Químicos. Estequiometría Llamaremos cálculo químico al conjunto de operaciones matemáticas que relacionan cantidades de materia entre los constituyentes y/o componentes de las sustancias cuando estas interactúan bajo procesos físicos, químicos o físico-químicos. Los cálculos químicos que estudiaremos en esta unidad los clasificamos en los siguientes tipos: 1. Cálculos que implican fórmulas químicas. 2. Estequiometría o cálculo de las cantidades en las reacciones. 3. Cálculos en las soluciones químicas o concentraciones. En los cálculos que implican fórmulas químicas denotaremos el cálculo de 1. Moles a partir de la masa de un compuesto. 2. Masa, en gramos a partir de moles de un compuesto. 3. Composición de porcentaje a partir de la fórmula química. En los cálculos estequiométricos haremos hincapié en 1. La estequiometría simple. 2. El problema del reactivo limitante. En los cálculos de concentraciones haremos hincapié en los cálculos de 1. Concentraciones de soluciones por porcentaje. 2. La Molaridad. 3. La Normalidad. 4. La Molalidad. 5. La Formalidad.

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6. De PH y POH 7. Una titulación.

2.1.1 Cálculos que implican fórmulas químicas Definición de molécula-gramo o mol En muchos tipos de problemas químicos es necesario considerar las cantidades de sustancias en función del número de átomos, iones o moléculas presentes. La unidad que emplean los químicos para expresar ese número se llama mol, y se define así: Mol es la cantidad de sustancia que tiene los mismos números de partículas elementales (átomos, moléculas o iones) que hay en 12g de 12 C. Antes se llamaba mol al concepto de molécula-gramo, o sea a un número de gramos igual a la masa molecular. Los compuestos se representan por fórmulas, que pueden ser: 1. Fórmula empírica 2. Fórmula molecular La fórmula empírica es la razón más simple de número entero de los átomos que integran una fórmula unitaria de un compuesto. Por ejemplo, la fórmula empírica del agua oxigenada es HO. La fórmula molecular es una fórmula que muestra el número real de átomos de cada elemento que están presentes en una molécula de ese compuesto. Por ejemplo, la fórmula molecular del agua oxigenada es H2O2. Existen compuestos cuya fórmula empírica es su fórmula molecular como la del agua, H2O. A un número de gramos igual al peso atómico de un elemento se le llama átomo-gramo.

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Así 159.546 g de CuSO4 es igual a 1 mol de moléculas de CuSO4, o expresado a la antigua, una molécula gramo de CuSO4, constituida por un átomo-gramo de Cu = 63.546 g, cuatro átomo-gramo de O = 16 y átomo-gramo de azufre = 32 g de dicha sustancia, dando un total de 159.546 g de sulfato de cobre. En el caso del azufre (S) 32 g contendrán el mismo número de átomos que 12 g de 12C por lo que 32 g de S = 1 mol de átomos de azufre.

Una ecuación puede también interpretarse en términos de moles de átomos o moléculas de sustancias reaccionantes y productos. En el caso de la reacción del hidrógeno y del oxigeno para formar agua, la ecuación: 2H2 + O2  2H2O Puede leerse: 2 moles de moléculas de hidrógeno reaccionado con un mol de átomos de oxígeno para formar dos moles de moléculas de agua.

2H2 2moles de + moléculas moléculas (4.0326 g)

O2 1 mol moléculas (31.9988 g)



2H2O 2 moles de (36.0304 g)

Moles a partir de la masa de un compuesto Los moles contenidos en la masa de un compuesto es una operación de dividir la masa del compuesto entre la masa molecular o peso fórmula del mismo. El procedimiento específico es el siguiente 1. Escriba correctamente la fórmula del compuesto. 2. Determine la masa molecular o peso fórmula del compuesto, sumando las contribuciones de las masas atómicas de los elementos que lo constituyen ayudándose de una tabla. 3. Divida la masa que se da del compuesto entre la masa molecular o peso fórmula del mismo. Por ejemplo los moles contenidos en 200 g de ácido sulfúrico se calcula así 1. La fórmula correcta es H2SO4

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2. La masa de la fórmula es: Elem ento

H S O

Núme ro de átomos en la fórmula 2 1 4

Masa atómica de la tabla periódica

Contribuc ión a la masa del compuesto

1 2 32 32 16 64 Masa o 98 peso molecular 3. Divida la masa del compuesto entre su masa molecular o peso fórmula para obtener el número de moles masa 200 g n   2.04 moles g masa moelcular 98 mol Masa, en gramos a partir de moles de un compuesto Para calcular la masa de un compuesto a partir de los moles que se tienen del mismo, se realiza una operación que consiste en multiplicar los moles por la masa molecular. Así se tenemos 5 moles de ácido sulfúrico y sabemos que su masa g molecular es 98 , multiplicamos ambos números y nos da la masa del ácido mol sulfúrico presentes en los 5 moles de dicha sustancia. La operación se representa así g   masa  moles masa molecular   5 moles  98   490 g  mol  Composición de porcentaje por masa Para realizar este cálculo requiere de conocer como datos lo siguiente: 1. La fórmula empírica o molecular del compuesto. 2. La masa atómica de sus elementos constitutivos. El Procedimiento es como sigue Coloque en la siguiente tabla los constituyentes del compuesto, su masa atómica, su contribución a la masa, sume las contribuciones, y divida cada contribución entre la masa del compuesto, multiplique por 100 cada contribución y listo. Veamos el siguiente caso para el ácido sulfúrico H2SO4. Calcule los porcentajes de contribución de cada constituyente del ácido sulfúrico.

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Elem ento

H S O

Núme ro de átomos en la fórmula 2 1 4

Masa atómica de la tabla periódica

Contribuc ión a la masa del compuesto

1 32 16 total

2 32 64 98

Porcentaj e del elemento en el compuesto 2.04 32.65 65.31 100.00

Obsérvese por ejemplo que 2.04 se obtuvo de dividir la contribución del hidrógeno entre el total así: (2÷98)x100 ═ 2.04, lo mismo se hizo con los demás elementos. En resumen el ácido sulfúrico está compuesto de 2.04% de H, 32.65% de S y 65.31% de O. 2.1.2 Estequiometría La estequiometría se ocupa de los cálculos de cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones. Esto nos permite determinar las cantidades de reactivos necesarios y las cantidades de productos que se forman así también nos permite producir sustancias químicas industriales y comerciales con poco o ningún desperdicio. Los coeficientes en una ecuación balanceada indican la relación en la cual las moléculas (y por lo tanto los moles) de las sustancias toman parte en una reacción química. El método del mol es un procedimiento para calcular las cantidades de reactivos y productos, así también para precisar la cantidad de producto que puede formarse con la cantidad disponible del reactivo limitante.

Cálculos estequiométricos Una reacción química balanceada establece claramente que el fenómeno químico representando cumple bien con la ley de conservación de la materia y nos permite calcular la masa que intervienen en la reacción. Balanceo de una ecuación química Para balancear una ecuación química, determinamos cuántas moléculas de cada sustancia se necesitan para satisfacer la Ley de la Conservación de la Masa. Indicamos esto al colocar coeficientes, o pequeños números, antes de

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las fórmulas en la ecuación. Estos coeficientes suelen obtenerse por ensayo y error. Por ejemplo, en nuestra ecuación para la formación del agua, tenemos: H2 + O2  H2O (no balanceada) Como esta ecuación no balanceada carece de un átomo de oxígeno a la derecha tenemos que colocar el coeficiente 2 antes de la fórmula para el agua a la derecha: H2 + O2  2H2O (no balanceada) Ahora tenemos dos átomos de oxígeno a la izquierda y dos a la derecha. Pero el coeficiente 2 ha desbalanceado los átomos de hidrógeno. Ahora hay 4 a la derecha pero solo 2 a la izquierda. Para remediar esto, usamos 2 moléculas de H2: 2H2 + O2  2H2O (balanceada) Ahora la ecuación está balanceada: hay 4 átomos de hidrógeno y 2 átomos de oxígeno a la izquierda y el mismo número a la derecha. La ecuación balanceada establece que 2 moléculas de hidrógeno y una molécula de oxígeno reaccionan para formar dos moléculas de agua. Hay dos reglas que se deben tener presentes a la hora de balancear una ecuación química: 1. La ecuación debe ser exacta. Se deben mostrar fórmulas correctas para todos los reactivos y los productos. 2. Debe observarse la Ley de la Conservación de la Masa. El mismo número de átomos de cada elemento debe aparecer en ambos lados de la ecuación balanceada. Una idea importante en la estequiometría es que una ecuación balanceada nos dice cuántos moles de las diversas sustancias intervienen en la reacción. Por ejemplo en la descomposición térmica del óxido de plomo (IV) la ecuación balanceada es: 2PbO2 + energía  2PbO + O2  Nos dice que el número mínimo de moléculas de cada sustancia que interviene es: 2 moléculas de PbO2 ; 2 moléculas de PbO y una molécula de O2. La reacción establece que ésta relación debe mantenerse constante aunque el número de moléculas varíe, es decir 2PbO2 2 moles

+

 2PbO

energía

2 moles

+

O2 1 mol

2(6.023 x 1023) 2(6.023 x 1023) 1(6.023 X 1023 moléculas = 2 mol moléculas = 2 mol moléculas)= 1mol de PbO2 de PbO O2 2(239.2) g de 2(223.2) g de 32 g de PbO2 PbO oxígeno Observe que hemos satisfecho la Ley de la Conservación de la Masa. La masa del producto es igual a la suma de las masas de los reactivos.

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Existen varios métodos para balancear ecuaciones, entre ellos •método algebraico •método redox •método de tanteo En esta ocación analizaremos el método algebraico por ser un método sistemático y ordenado , además porque practicarán la resolución de ecuaciones simultáneas, dándoles la oportunidad de aplicar sus conocimientos de álgebra, tomemos como ejemplo la ecuación C4H10 +

O2



CO2 + H2O

Primer paso Colocar una letra en el lugar de los coeficientes que se buscan, así... a C4H10 + b O2  c CO2 + d H2O Segundo paso Formar una ecuación para cada tipo de átomo, de tal forma que se conserve la materia. C: 4a = c H: 10a = 2d O: 2b = 2c + d Como podemos observar se tienen cuatro incógnitas (letras desconocidas a,b,c,d) y solo tres ecuaciones para resolverlas, por lo que debemos fijar una de ellas con el valor de 1 para que se determine el sistema en función de ella; se escoje la letra que en más ecuaciones intervenga; en este caso puede ser la a, la c, o la d, ya que cualquiera de ellas interviene dos veces en el sistema de ecuaciones. Tercer paso Escojamos la a = 1 y resolvamos el sistema; quedaría de la siguiente manera: Si a es igual a 1 entonces c es igual a 4 por la primera ecuación. Si a es igual a 1 entonces d es igual a 5 por la segunda ecuación. Si c es igual a 4 y d es igual a 5, entonces b es igual a 13/2, por la tercera y última ecuación. Cuarto paso Colocar los resultados (coeficientes de la ecuación) en el lugar de las letras así C4H10 + 13/2 O2



4 CO2 + 5 H2O

Quinto paso Exprese los coeficientes en números enteros (si es necesario), multiplicando todos los coeficientes por el mínimo común denominador, que en este caso es 2; y escriba la ecuación balanceada

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2 C4H10 + 13 O2



8 CO2 + 10 H2O

Cantidades de reactivos y productos La mejor forma para aprender a resolver problemas de estequiometría es practicar con varios de ellos. Conforme hagamos esto, recuerde que la ecuación balanceada para una reacción contiene la información básica acerca de las cantidades relativas de las sustancias implicadas. Así mismo, observe que si conocemos la cantidad aunque únicamente sea de un solo reactivo o producto, podemos obtener las cantidades de todos los demás reactivos o productos. Podemos empezar preguntando ¿Qué masa se requiere de materias primas (reactivos) para producir una tonelada (1000 kg) de fierro? Partiendo de que el mineral de óxido de hierro (III) se reduce con carbón a alta temperatura, en un alto horno, para obtener fierro de primera fusión y óxido de carbono. Solución: 1. Escribimos las especies que forman parte en la reacción. Fe2O3 + C + energía  Fe + CO2 2. Balanceamos la ecuación 2Fe2O3 + 3C + energía  4Fe + 3CO2 3. Establecemos la reacción en gramos 2Fe2O3

+ 3C + 2 3 moles moles de de moléculas átomos 2(159. 3(12g 6g) )

energía



4Fe + 3CO2 4 3 moles moles de de moléculas moléculas 4(55.8 3(44g) g)

1. Establecemos las relaciones lineales entre los reactivos y el producto 2(159.6) g de Fe2O3 ? g de Fe2O3  4(55.8) g de Fe 100010 3 g de Fe de donde despejamos la cantidad de óxido de fierro que necesitamos para producir una tonelada de fierro

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 

1000 10 3 g de Fe 2(159.6) g de Fe2O3  1.43(10 6 ) g de Fe2O3 4(55.8) g de Fe lo mismo hacemos para el Carbono ? g de Fe2O3 

3(12) g de c ? g de Fe2O3  4(55.8) g de Fe 1000 10 3 g de Fe de donde despejamos la cantidad de carbono requerido para producir una tonelada de fierro 1000 10 3 g de Fe ? g de c  3(12) g de C  0.1613 (10 6 ) g de C 4(55.8) g de Fe que sumados a los de óxido de fierro requeridos, da el total de materias primas solicitado en este problema Toneladas de materias primas requeridas= (1,430 + 161.3) kg = 1,591.3 Kg

 

 

Hagamos un resumen del procedimiento para resolver problemas de estequiometría masa-masa: 1. Escribir una ecuación química balanceada para la reacción. 2. Debajo de las fórmulas químicas, escribir el número de moles de la sustancia dada y el número de moles de la sustancia que se pide como lo indiquen los coeficientes. 3. Convertir estas cantidades de mol a gramos. Esto puede escribirse debajo de las fórmulas de la ecuación. 4. Usar la relación gramo-gramo como un factor de conversión con la masa de la sustancia dada para encontrar la masa de la sustancia en cuestión.

Otra forma de resolver problemas de estequiometría es seguir el procedimiento siguiente: 1. Escribir una ecuación química balanceada para la reacción. Registrar el número dado en gramos bajo la fórmula química de esa sustancia. Colocar signos de interrogación para los números desconocidos de gramos bajo las fórmulas químicas correspondientes. 2. Cambiar el número dado de gramos a moles. 3. Usar los coeficientes de la ecuación balanceada y los moles de la cantidad dada de sustancia para determinar los moles de las otras sustancias implicadas en la reacción. 4. Cambiar a gramos los moles de las otras sustancias. 5. Verificar los resultados para ver si la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. A continuación ejemplificamos este procedimiento: ¿Cuántos gramos de oxígeno se necesitan para la combustión de 22 gramos de propano?

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¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se producirían? ¿Cuántos gramos de agua se obtendrían? En la reacción de combustión del propano se obtiene dióxido de carbono y agua. La reacción química llevada a cabo se representa de la siguiente forma: C3H8 5O2 CO2 + 4H2O  22 g ?g ?g ?g Cambie los gramos de C3H8 a moles 1 mol ? g de C3H8  (22 g )( )  0.5 mol de C3H8 44 g C3H8 5O2 CO2 + 4H2O  22 g ?g ?g ?g 0.5 mol Use los coeficientes de la ecuación para determinar los moles de oxígeno necesarios, así como los moles de dióxido de carbono y agua producidos. 5 mol de O2 ? moles de O2  (0.5 mol de C3H8)( )  2.5 mol de O2 1 mol de C3H8 3 mol de CO2 ? moles de CO2  (0.5 mol de C3H8)( )  1.5 mol de CO2 1 mol de C3H8 4 mol de H2O ? moles de H2O  (0.5 mol de C3H8)( )  2 mol de H2O 1 mol de C3H8 C3H8 22 g 0.5 mol

5O2 CO2 + 4H2O  ?g ?g ?g 2.5 1.5 2.0 mol mol mol Cambie de moles de O2, CO2, H2O a gramos. 32 g ? gramos de O2  (2.5 mol )( )  80 g de O2 1 mol 44 g ? gramos de CO2  (1.5 mol )( )  66 g de CO2 1 mol 18 g ? gramos de H2O  (2 mol )( )  36 g de H2O 1 mol

5O2 CO2 + 4H2O  80 g 66 g 36 g 2.5 1.5 2.0 mol mol mol Verifique sus resultados Masa de reactivos Masa de productos 102 g 102 g

C3H8 22 g 0.5 mol

64

El problema del reactivo limitante A veces un químico que quisiera sintetizar un compuesto encuentra que la cantidad de producto que puede formarse está limitada por la cantidad de uno de los materiales iniciales. Para averiguar cuánto producto puede formarse, el químico debe determinar primero cuál de los materiales iniciales se usará por completo cuando la reacción esté terminada. El otro estará en exceso, de modo que no toda la cantidad de éste se usará para formar el producto. En otras palabras, el químico debe determinar cuál de los materiales iniciales es el reactivo limitante. Veamos el siguiente caso: Cloroformo (CHCl3), un anestésico poderoso de acción rápida , puede descomponerse cuando reacciona con oxígeno. Los productos formados son HCl y el mortífero gas fosgeno (COCl2), una sustancia tan peligrosa cuando es inhalada que se usó como un gas venenoso contra tropas enemigas durante la Primera Guerra Mundial. ¿Cuántos gramos de COCl2 y HCl pueden formarse a partir de 35.9 gramos de CHCl3 y 6.40 gramos de oxígeno? Solución 2CHCl3



O2

2COCl

+

2HCl

2

35.9 g

6.4 g

?g

?g

1 mol ? moles de CHCl3  (35.9 g )( )  0. 3 mol de CHCl3 119.5 g 1 mol ? moles de O2  (6.4 g )( )  0.2 mol de O2 32 g Determine cuál de las sustancias es el reactivo limitante 2CHCl3 O2 2COCl + 2HCl  2

35.9 g 0.3 mol

6.4 g 0.2 mol

?g

?g

2 mol de CHCl3 )  0.4 mol de CHCl3 1 mol de O2 Necesitamos =.4 moles de cloroformo para usar todo el oxígeno, sin embargo no tenemos 0.4 molos de cloroformo, por lo tanto el CHCl3 es el reactivo limitante.y el oxígeno debe ser el reactivo en exceso. Verifiquemos esto: 1 mol de O2 ? moles de O2  (0.3 mol de CHCl3 )( )  0.15 mol de O2 2 mol de CHCl3 Que equivale a 4.8 gramos de oxígeno. Por lo tanto tenemos suficiente oxígeno para llevar a cabo la reacción (6.4 g). Usando los moles de CHCl3 que están presentes, calcule los moles de COCl2 y de HCl, que se formarán. ? moles de CHCl3  (0.2 mol de O2)(

65

? moles de COCl 2  (0.3 mol de CHCl3 )(

2 mol de COCl2 )  0.3 mol de COC 2 mol de CHCl3

2 mol de HCl )  0.3 mol de HCl 2 mol de CHCl3 99 g ? gramos de COCl2  (0.3 mol )( )  29.7 g de COCl2 1 mol 36.5 g ? gramos de HCl  (0.3 mol )( )  11 g de HCl 1 mol 2CHCl3 O2 2COCl + 2HCl 

? moles de HCl  (0.3 mol de CHCl3 )(

2

35.9 g 0.3 mol

4.8 g 29.7 g 11 g 0.15 0.3 0.3 mol mol mol Observe si se cumple la Ley de la la Conservación de la Masa Masa de reactivos Masa de productos 40.7 g 40.7 g

2.2 Cálculos con medidas de concentración Diversas maneras de expresar la concentración de las soluciones 2.2.1 Cálculos con composición porcentual. El tanto por ciento o porcentaje siempre se refiere a números de partes en un total de 100 partes. Los porcentajes mas usados son: en peso (P/P), en volumen (V/V)en peso-volumen (P/V). Se define como sigue: g de soluto P  P 100 g de solución g de soluto p a) Por ciento en peso %  p 100 g de solución mL de soluto v b) Por ciento en volumen %  v 100 mL de solución g de soluto p c) Por ciento en peso-volumen %  v 100 mL de solución

Por ciento en peso %

cuando una concentración se expresa en un tanto por ciento es necesario especificar cual estamos usando (en peso, en volumen o en peso-volumen).

66

Ejemplo 1. Si se disuelven 20.00 gramos de alcohol metílico (CH3OH) en 50.00 gramos de agua ¿cuál es el porcentaje en peso de alcohol metílico en la solución? Respuesta. El peso de la solución completa es la suma del peso del disolvente más el peso del soluto: 20.00 gramos de alcohol metílico + 50.00 gramos de agua = 70.00 g de solución. Como contienen 20.00 gramos de alcohol el peso por ciento de alcohol será: 20 g x 100  28.57% en peso 70 g

Ejemplo 2. Una solución al 10% (P/P) de sulfato de potasio en agua contiene: 10 gramos de soluto y 90 gramos de disolvente para formar 100 gramos de solución. (Ver figura 2.1).

Ejemplo 3. Si se disuelve 10.00 gramos de alcohol metílico (CH3OH) en 100 gramos de agua ¿Cuál es el porcentaje en peso del alcohol metílico de la solución? Respuesta:

10.00 g de CH 3OH x 100  9.09 % en peso 110.00 g de solucion

Ejemplo 4. Con 30 g de alcohol metílico (CH3OH) se preparan 100 mL de una solución y la densidad resultante es de 0.96 g/mL. ¿Cuál es el porcentaje en peso del alcohol en la solución? Respuesta. Es necesario obtener primero el peso de los 100 mL de soluto sabiendo que la densidad de la solución es 0.96; el peso de 100 mL es:

67

100.00 mL x 0.96 g mL  96 g El por ciento en peso es: 30.00 g de CH 3OH x 100  31.25% en peso 96 g de solucion

2.2.2 Cálculos con relaciones volumétricas. Soluciones molares. La molaridad de una solución es el número de moles de soluto en un litro de solución: m Símbolo M  PM V Siendo M: molaridad m: Cantidad de soluto en gramos P.M.: Masa molecular del soluto en g/mol V: Volumen de la solución en litros

Ejemplo 1. Una solución de alcohol metílico (peso molecular = 32.04) con una molaridad de 1 (1M) contiene un mol de alcohol metílico (32.04 gramos) por cada litro de solución.

Ejemplo 2. ¿Cuál es la molaridad de una solución acuosa de alcohol etílico (CH3CH2OH), peso molecular =46.07 que contiene 20.00 gramos de alcohol en 800 mL de solución? Respuesta:

68

20 g g 46.7 mol  0.535 mol M  0.800 L L

Ejemplo 3. Una solución 1 M de sulfato de potasio se prepara colocando 174 g de sulfato de potasio en un matraz aforado de un litro de capacidad y agregando agua hasta completar un litro de solución. (Ver figura 2.2).

2.2.3 Cálculos con relaciones volumétricas. Soluciones formales. Como el cloruro de sodio no existe en forma de molécula, no sería apropiado aplicar el término molaridad a una solución de cloruro de sodio. En este caso y en otros de estructura molecular incierta, es mejor emplear el término formularidad. La formularidad de una solución es el número de pesos de fórmula gramos (pfg) de soluto en un litro de solución; símbolo F. m pfg F  P.M .  V V

Siendo m = cantidad de soluto en gramos pfg = peso fórmula gramos de soluto V = volumen de la solución en litros

Ejemplo 1. ¿Cuál es la formularidad de una solución de bromuro de litio LiBr (pfg 86.86) que contiene 50.00 gramos de bromuro de litio en 1 500 ml de solución? Respuesta:

69

Número de pfg de soluto Litros de solución Así que lo primero que hacemos es calcular los pfg de soluto 50.00 gramos  peso del LiBr  Número de pfg de soluto   0.575 pfg de LiBr 86.86 g pfg de LiBr 0.575 pfg de LiBr Formularidad   0.383 F 1.5 L de solución Formularidad 

Cabe destacar que para soluciones de solutos moleculares la formularidad y la molaridad son la misma cantidad.

2.2.4 Cálculos de la molalidad de una solución. Es conveniente con frecuencia expresar la concentración en términos de molalidad. L a molalidad de una solución es el número de moles (o peso de una fórmula gramo) de soluto en 1 000 gramos de disolvente: A m  P.M . B Siendo A = Cantidad de soluto en gramos P.M. = Peso molecular gramo Pfg = Peso fórmula gramo B = Cantidad de disolvente expresada en kg. Ejemplo 2. ¿Cuál es la molalidad de una solución acuosa de alcohol metílico (CH3OH), peso molecular 32.04 que contiene 124 gramos de alcohol metílico en 1 200 gramos de agua?

Moles de soluto Ki log ramos de disolvente 124 g  peso del CH 3OH  Moles de soluto   3.87 moles g 32.04 ( peso molecular ) mol 3.87 moles Como son 1 200 gramos, la molalidad es m   3.22 m 1.200 kg molalidad 

70

Ejemplo 3. Una solución 1 m de sulfato de potasio se prepara disolviendo 174 g de sulfato de potasio en un kilogramo de agua. (Ver figura 2.3)

2.2.5 Cálculos de la normalidad de una solución. Para expresar una concentración en normalidad es necesario definir el término equivalente (eq.) o peso equivalente gramo (p. eq. g.). El equivalente puede ser calculado a partir de la masa fórmula o masa molecular aplicando las siguientes reglas: 1.- Peso equivalente gramo de una base es el peso de la base que puede producir un mol de iones (OH) ˉ cuando se disuelve en agua. Masa molecular Eq.   Número de OH  reactivos en la molécula 2.- Peso equivalente de un ácido es el peso del ácido que produce un mol de iones H+ al disolverse en agua. Masa molecular Eq.  Número de H  reactivos en la molécula

3. Peso equivalente de una sustancia ionizable: es el número de equivalentes gramo de soluto en un litro de solución ya preparada. Por ejemplo un peso molecular de HCI produce un peso equivalente de iones hidrógeno e iones cloruro. Lo mismo sucede con el hidróxido de sodio NaOH. En estos casos la normalidad es igual a la molaridad.

71

En el caso del H2SO4 existen dos H+ reactivos en la molécula, de ahí que el peso equivalente del ácido sulfúrico es ½ del peso molecular: 98.078/2 = 49.039. En general para determinar el peso equivalente de un compuesto se aplica la siguiente relación:

Peso equivalente 

Peso molecular o peso fórmula número de oxidacion total de los cationes o número de hidrógenos reactivos en los ácidos 

Ejemplo 1. Para preparar una solución 1N de K2SO4 se colocan 87 g de este en un matraz aforado de 1 litro y se agrega agua hasta completar el aforo (ver figura 2.4), de acuerdo al siguiente cálculo:

1 equivalente de K 2 SO4 

174 g  87 g 2

Tabla Ejemplos de molaridad y normalidad Fórmula Peso No. de del fórmula o oxidación compuesto peso total de molecular cationes o aniones

Numero Molarida Normalid de gramos d de una ad de una de soluto solución solución en 1 litro de 1N. 1M. solución normal

72

HCI NaOH NaCI H2SO4 CaCI2 Na2SO4 H3PO4 Al3(SO4) 3

36.461 39.997 58.44l 98.078 110.99 142.041 97.995 342.148 60

1 1 1 2 2 2 3 6 1

36.461 39.997 58.443 49.039 55.49 71.021 32.665 57.025 60

1M 1M 1M M/2 M/2 M/2 M/3 M/6 1M

1N 1N 1N 2N 2N 2N 3N 6N 1N

CH3CO OH*  Nótese que aunque el ácido tiene 4 H, se toma en cuenta sólo un H, pues al disociarse sólo produce un ión H+. CH3COOH→ CH3COOˉ+H+ Ejemplos: Bases

Masa molecular

Ba(OH) 2 NaOH Ácidos HCI CH3COOH* H2S H3PO4

171.4 40.0

Peso equivalente gramo equivalente 85.7 40.0

36.4 60.0 34.1 98.0

36.4 60.0 17.05 32.7

Número de o equivalentes/mol o 2 1 1 1 2 3

4. En reacción de óxido-reducción el equivalente del oxidante o del reductor es el peso molecular de éste entre el número de electrones intercambiados.

Eq. 

Masa molecular Número de electrones int ercambiados por la especie reactiva

Ejemplo 2. En la reacción entre el permanganato de potasio y el sulfato de hierro (II): 1

MnO4  8 H   5 Fe 2

 Mn 2  5 Fe 3  4 H 2 O

El permanganato se reduce 1

MnO4  8 H   5e 

73

 Mn 2  4 H 2 O

El hierro se oxida: Fe 2  Fe 3  1e  Por lo tanto los equivalentes del permanganato de potasio y sulfato de hierro (II) son: 158 eq. KMnO4    31.6 5 151.9 eq.FeSO4    151.9 1 Ejemplo 3. Un litro de solución que contiene un equivalente gramo de una base fuerte se neutraliza con un ácido fuerte. Calcular: a) Moles de agua formada. b) Volumen de la solución 2 M de ácido sulfúrico que es necesaria. c) Volumen de solución 2 M de ácido Clorhídrico necesario. d) Volumen de solución 0.333 N de ácido nítrico necesario. 

H OH     1 eq. g  1 mol  H 2 O

a) De las relaciones estequiométricas, la respuesta es 1 mol de H 2 O b) Un litro de solución 2M de H2SO4 contiene 4 eq. g de H2SO4; como solo necesitamos un equivalente gramo: v  250 mL de H 2 SO4 2 M . 2 eq. de HCI c) Un litro de solución 2M de HCI contiene 1000 mL como solo se necesita 1 eq. g: v  500 mL de solución 2M de NCI

d) Un litro de solución 0.333 N de HNO3 contiene

0.333 eq. de HNO3 1000 mL

Relaciones entre algunas de las maneras de expresar la concentración de las soluciones a) De normalidad a molaridad. Las expresiones para molaridad (M) y normalidad (N) son respectivamente

74

Moles de soluto Moles de soluto M  L de solución

N

eq. de solución L de solución

a 

b 

Dividiendo (a) entre (b)

M moles de soluto  N eq. de soluto

c 

b) De molaridad a molalidad. Las fórmulas de molalidad (m) y molaridad (M) están dadas por las ecuaciones siguientes:

m

moles de soluto kg de disolvente

M 

moles de soluto L de solución

d 

e 

Dividiendo (d) entre (e) resulta L de solución m  M Kg de disolvente

f 

Despejando m de la ecuación (f)

mM

L de solución kg de disolvente

c) De formalidad a molaridad. Las fórmulas de molaridad (M) y formalidad (F) son:

75

M 

F

moles de soluto L de solucion

pfg L de solucion

g 

h 

Dividiendo (g) entre (h)

M moles de soluto  F pfg

Despejando

M F

moles de soluto pfg

d) De formalidad a normalidad. Las fórmulas de normalidad y formalidad son: N  eq.

F

litro de solución

pfg litro de solución

Dividiendo (i) entre (j)

N eq.  F pfg

76

i   j

2.3 Cálculos de la acidez de una solución La ionización del agua Al igual que los ácidos y bases débiles, el agua tiene una tendencia a ionizarse. Una forma para representar la ionización del agua es la siguiente: H-OH + H2O  (H3O)+1 + (OH)Aquí la fórmula para la primera molécula de agua se escribe como H-OH de modo que podemos ver como ocurre la disociación. También podemos representar la ionización del agua de esta manera más sencilla: H2O  H + + OHLa ecuación muestra que se forman un ión hidrógeno y un ión hidroxilo. Aún cuando la primera ecuación es más exacta (técnicamente), la ecuación que acabamos de escribir es más fácil de usar. Sin embargo como indica la flecha doble , la ionización del agua ocurre solo en un grado ligero . De hecho en exactamente 1 litro de agua , que es 55.6 moles de agua, solo 0.0000001 mol se disocia en realidad en iones hidrógeno e hidroxilo en agua pura , y se dice que esta es neutra.

La escala de pH La acidez o la basicidad de una solución depende de la concentración de iones H3O+ u (OH-]. Para conocer el grado de acidez basta conocer la concentración de iones H3O+ mediante lo que se llama pH, que es una escala de acidez que va del cero al catorce y que facilita conocer la acidez o alcalinidad de una solución. En la tabla siguiente se ilustra el valor del pH de algunas sustancias comunes. Sustancia 1 mol HCL

pH 0 .0

0.5 mol HNO3

77

0

.3 Limones

2 .3

Vinagre

2 .8

Refrescos sin alcohol

3 .0

Naranjas

3 .5

Tomates

4 .2

Agua de lluvia

6 .2

Leche

6 .5

Leche de magnesia

1 0.0 Si sabemos que el número de moles/litro del ión H3O+ en agua pura es de 1 x 10-7 M el pH del agua pura será 7, es decir , el pH es el valor del exponente de la base 10 tomándolo con signo positivo. La escala pH va de 0 a 14. En general , se define el pH de una solución como sigue . PH = log __1__ o pH = -log [H3O+] [H3O+] De manera similar las concentraciones de iones hidróxido se pueden representar por: pOH = - log [OH-] Aplicando el mismo concepto para la constante de disociación del agua se encuentra que si a partir del agua se aumenta la concentración de H3O+, disminuye la de OH-, pero se tendrá: pH + pOH = 14 Ejemplo 1. La concentración del ión hidronio en una solución es 3 x10-4 M. ¿Cuál será el pH de la solución? Solución: PH = -log[H3O+] = -log (3x10-4) = -(log 3+(-4) log10) PH = -[0.48 + (-4)] = 3.52

Ejemplo 2. El pH de una solución es 4.65 ¿Cuál es la concentración del ión hidronio en la disolución?

78

Solución: Observe que como el pH está entre 4 y 5, la concentración del ión hidronio deberá estar entre 10-4M y 10-5 M. pH = -log[H3O+] =4.65(ácido) log[H3O+] = -4.65; tomando antilogaritmos tenemos que [H3O+] = 2.24 x 10-5 M A continuación presentamos una escala para la acidez y basicidad de las sustancias. 0

1

Muy ácida

2

3

4

Moderadamente ácida

5

6 Ligerament e ácida

7 Neutr a

8

9 Ligerament e básica

10

11

12

Moderadament e básica

13

Muy básica

El PH de una solución se puede determinar mediante muchos métodos. El primero que mencionaremos es la medición del pH mediante indicadores: Un indicador es una sustancia química cuyo color depende de su pH. El papel saturado con un indicador se denomina papel indicador. El tornasol es el indicador más común, Se vuelve azul cuando la solución en la cual es colocado es básica; se pone rojo cuando la solución es ácida. En general. los indicadores cambian de color dentro de un cierto intervalo de pH, y el intervalo de valores pH dentro del cual ocurre el cambio de color depende del indicador particular. Por ejemplo, el tornasol cambia de rojo a azul dentro del intervalo de pH de 5.5 a 7.5. Es azul por encima de 7.5 y rojo por debajo de 5.5. Otro indicador común, fenolftaleína, es incoloro en solución ácida y rojo-violeta en solución alcalina, cambia de color dentro del intervalo de pH de 8.0 a 9.8; el anaranjado de metilo cambia de rojo a amarillo en un rango de pH de 4 a 6. Cuando un indicador se agrega a una solución que está siendo titulada y el indicador sólo cambia de color, se ha alcanzado lo que llamamos el punto final. Para hacer una titulación ácido-base, los químicos estiman el pH en el punto de equivalencia, seleccionan un indicador que cambie de color en el intervalo de pH apropiado, y agregan unas cuantas gotas de ese indicador a la solución que está siendo titulada. También hay un dispositivo llamado de pH, que interpreta por código directamente el pH de la solución.

Ejemplo 3.

79

14

Determine el pH de cada una de las siguientes soluciones. Use entonces la escala de PH, dada anteriormente, para determinar que tan ácida o básica es la solución. a) una solución cuyo [H+] es 10-3 b) una solución cuyo [H+] es 10-13 Solución pH=-log(HI+).Por lo tanto, a) pH=-log 10-3 = -(-3) =3 , que es moderadamente ácida b) pH= -log 10-13 =-(-13) =13 que es muy básica

2.4 La valoración o titulación La neutralización se representa a menudo mediante la ecuación general siguiente: HX + MOH  MX + H2O En donde HX (un ácido) y MOH (una base) forman una sal (MX) y agua. El uso más común que hacen los químicos de las reacciones de neutralización se denomina titulación. Titulación es el procedimiento analítico volumétrico que le permite al químico averiguar cuanto de un soluto esta presente en solución. En el laboratorio, la titulación se usa para encontrar las concentraciones de sustancias químicas en orina, plasma, sangre y agua para beber. Cuando se dirige una titulación de neutralización, se puede determinar la cantidad de un ácido o de una base. En una titulación ácido-base, un volumen medido de una solución de un ácido o de una base de concentración conocida se agrega a un volumen medido de una solución de ácido o base cuya concentración ha de determinarse. Se utiliza un dispositivo llamado una bureta para dispensar las cantidades medidas de ácido o base. La bureta le permite al químico detener la adición del titulo mediante un robinete en la parte inferior de la bureta. El robinete puede cerrarse para detener el flujo de solución en cualquier momento. Marcas de calibración grabadas sobre la superficie de la bureta revelan exactamente cuanto título se ha agregado. El titulo usado es generalmente una solución estándar de ácido o base, que es una solución cuya concentración se conoce con exactitud.

80

¿Cómo sabe el químico cuando se ha agregado suficiente titulo? En otras palabras, ¿cuándo es evidente que el proceso de neutralización esta completo? La respuesta a estas preguntas es la siguiente: Cuando un número igual de equivalentes de ácido y base se han agregado al recipiente de reacción se habrá alcanzado el punto de equivalencia. En este punto, el volumen y la concentración del título que se ha agregado pueden usarse para calcular la concentración del ácido o base que esta siendo titulado. A fin de determinar si se ha alcanzado el punto de equivalencia, el químico debe conocer primero, el pH de una solución de la sal formada por la neutralización completa del ácido y base particulares implicados en la titulación, y segundo su concentración. En general, el pH en el punto de equivalencia varía con la sal formada por el ácido y base particulares usados en la reacción de neutralización y con la concentración de la sal formada. Por ejemplo, si estamos neutralizando una solución de una base fuerte, tal como hidróxido de sodio, con una solución estándar de un ácido fuerte, como el ácido nítrico, comenzamos con una solución de hidróxido de sodio de concentración desconocida y un pH bastante alto. Conforme se agrega el ácido nítrico, el pH disminuye, ya que el (OH)- es removido por la reacción H3O+ + OH 2H2O. Cuando se alcanza el punto de equivalencia, los números de equivalentes de ácido y base son los mismos y hay cantidades iguales de H3O+ y OH-. El pH en el punto de equivalencia deberá ser 7, ya que cuando [H3O+] = [OH- ], cada -7 valor es 10 M. Cuando un ácido fuerte y una base fuerte toman parte en una reacción de titulación, se alcanza el punto de equivalencia cuando el pH llega a 7. En este punto, la neutralización está completa y no se deberá agregar más título. La sal nitrato de sodio es neutra. ¿Qué sucede cuando un ácido fuerte y una base débil toman parte en una titulación? En el punto de equivalencia, cuando los números de equivalentes de ácido y base son los mismos, ¿es el pH igual a 7? no, no lo es, ya que cuando se forma la sal de un ácido fuerte y de una base débil, reacciona además con agua para producir una solución con un pH menor de 7. Por ejemplo, una solución de NH4CI es ligeramente ácida. De modo similar, cuando una base fuerte y un ácido débil participan en una titulación, en el punto de equivalencia los números de equivalentes de ácido y base son los mismos, pero la solución es ligeramente básica. Cuando la sal de una base fuerte y un ácido débil se forma, reacciona además con agua para producir una solución con un pH mayor de 7. El acetato de sodio es un ejemplo de una sal que da una solución ligeramente básica. Las sustancias químicas llamadas indicadores pueden seleccionarse cuidadosamente para mostrar el punto en el cual todos los iones hidrógeno disponibles han reaccionado con todos los iones hidroxilo disponibles en una solución. Sin embargo, se debe tomar en cuenta el pH de la solución de sal formada. A continuación se muestra una tabla de indicadores de neutralización importantes. Nombre

Interv

81

Viraje

alo de viraje, pH Violeta de metilo 0.51,5 Amarillo de metilo 2.94.0 Anaranjado de 3.8metilo 4.4 Rojo de metilo 4.26.3 Rojo de clorofenol 4.86.4 Azul de 6.0bromotimol 7.6 Rojo de fenol 6.4-8 Fenolftaleína Trimolftaleína Amarillo alizarina

de

8.09.6 9.310.5 10.112.0

Color Colo ácido r básico Amaril Azul lo Rojo Ama rillo Rojo Ama rillo Rojo Ama rillo Amaril Rojo lo Amaril Azul lo Amaril Rojo lo Incolo Rojo ro Incolo Azul ro Incolo Viol ro eta

Las matemáticas de las titulaciones ácido – base. Cuando se trata de determinar la concentración de una solución de un ácido o de una base por titulación (lo que se llama análisis volumétrico), con una solución estándar, representamos la concentración en normalidades y los volúmenes en litro que exactamente se neutralicen uno a otro. Números iguales de equivalentes de ácido y base reaccionan unos con otros. Es decir, número de equivalentes de ácido = número de equivalentes de base. Recuerde, la normalidad (N) es el número de equivalentes de ácido y base presentes en 1 litro de solución de modo que: Número de equivalentes = normalidad (N) * volumen (litros) En la titulación por ejemplo de un ácido a y de una base b ; entonces el número total de equivalentes gramos de un ácido y una base en la solución estará dado por VaNa y VbNb. Como se trata de una neutralización, tenemos la siguiente ecuación: VaNa  VbNb

Si conocemos la normalidad y el volumen de la solución estándar y el volumen de la solución a titular, entonces conocemos tres variables y la 82

normalidad es la incógnita, que se despeja y queda la siguiente ecuación para calcular la normalidad de b:

Nb 

VaNa Vb

Esta ecuación se usa a menudo en cálculos que implican titulaciones. Ejemplo Calcule la normalidad de una solución HNO3 si 25.0 ml de la solución son neutralizados por 1000 ml de una solución 0.2000 N de Ca(OH)2. Solución Se nos pide que calculemos la normalidad de una solución ácida; un volumen dado 25.0 ml de la cal es neutralizada por 100. 0 ml de una solución básica 0.2000 N. Organizar los datos ayudará a ver lo que se da y que debe encontrarse. Dejemos que Na se refiere a la normalidad del ácido y Nb a la normalidad de la base. Na = ?

Nb = 0.200 N

Va =25.0 ml

Vb = 100.0 ml

De acuerdo a la fórmula Na *Va = Nb * Vb En términos de Na quedaría: Na 

VbNb Va

Entonces resuelva la ecuación. (0.2 N )(100ml )  0.8 N 25ml La concentración del ácido es 0.800 N Na 

Podemos razonar que como 25.0 ml de solución ácida es neutralizada por 100 ml cabe esperar una concentración mas alta del ácido. De hecho vemos que su concentración es cuatro veces mayor que la de la base. Solución alternativa usando molaridad Usted también puede realizar cálculos de titulación usando únicamente molaridad. 83

Veamos como se hace esto. Primero calcule cuantos moles de solución Ca(OH)2 se necesitaron para neutralizar la solución HNO3. 0.1moles litro V Ca(OH)2 = 0.1000 litros

M Ca(OH)2 =

n = MV ?moles = 0.0100 moles Ca(OH) 2 Seguidamente escriba la ecuación para la reacción entre el HNO3 y el Ca(OH)2 2 HNO3 + Ca(OH)2→ Ca(NO3) 2 + 2H2O La ecuación balanceada nos dice que 2 moles HNO3 son neutralizados por 1 mol de Ca(OH)2. Use esta información y el método de factor- unidad para calcular los moles de HNO3 neutralizados por el 0.0100 mol de Ca(OH)2 ?moles HNO3 = (0.0100 moles Ca(OH)2⌠2 moles HNO3 ⌡ 1 mol Ca(OH)2 Finalmente, calcule la molaridad de la solución de HNO3 a partir de esta información y el volumen del HNO3 ( 25.0 ml, O 0.0250 l ).

Ma 

0.02 moles  0.8 M 0.025 litros

84

PRÁCTICA 6

Selección de un indicador adecuado OBJETIVO Al término de la Unidad II el estudiante seleccionará el indicador más apropiado para realizar una titulación. FUNDAMENTO Como una reacción de neutralización es H + + OH-  H2O las concentraciones de ión hidrógeno y de ión hidroxilo en el punto final serán iguales a las del agua, es decir 10-7. En otras palabras el pH de la solución será 7. Sin embargo al titular un ácido fuerte con una base fuerte, se demuestra en la práctica un viraje rápido en el pH que va de 3 a 11 y este punto final se puede detectar ya sea con el anaranjado de metilo o la fenolftaleína, ya que el margen de pH para el cambio de color de la fenolftaleína es de 8.0 a 9.8 y del anaranjado de metilo entre 4 y 6 aproximadamente. Así mismo debemos pensar que al titular un ácido fuerte con una base débil, el pH de la solución tendrá un carácter ácido y se recomienda el anaranjado de metilo como indicador de este proceso, por ejemplo al titular HCl con NH3, lo contrario sucede al titular un ácido débil con una base fuerte, el pH tiende a ser básico y en ese caso se recomienda la fenolftaleína como indicador de la valoración llevada a cabo. MATERIAL

SUSTANCIAS

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2 buretas 1 matraz erlenmeyer de 250 ml 1 frasco lavador 1 tubo de ensayo para tapar la bureta

HCl de normalidad desconocida. NaOH 0.1N fenolftaleína

PROCEDIMIENTO 1. 1. Llenar una bureta con HCl diluido y otra en NaOH diluida. Disponga un aparato como el que se muestra en la figura siguiente: 2. Ponga exactamente 10 ml de HCl en un matraz de 250 ml. Titule el ácido con el NaOH, usando una gota de anaranjado de metilo como indicador. 3. Anote el volumen que se usa de la base para que el anaranjado de metilo cambie de rojo a amarillo. 4. Repita la operación anterior, pero esta vez usando una gota de fenolftaleína como indicador. Anote el volumen que se usa de la base para que la fenolftaleína adquiera un color rosado, permanente.

CÁLCULOS (Procedimiento 1) Volumen de NaOH usando anaranjado de metilo= Volumen de NaOH usando fenolftaleína= Razón de ambos volumenes= % error obtenido en el experimento=

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=A ml ml ml %

=B =B/A = (1-

B/A)x100 PROCEDIMIENTO 2. 5. Llenar una bureta con ácido acético diluido y otra en NaOH diluida. Disponga un aparato como el que se muestra en la figura siguiente. 6. Ponga exactamente 10 ml de ácido acético diluido en un matraz de 250 ml. Titule el ácido con el NaOH, usando una gota de anaranjado de metilo como indicador. 7. Anote el volumen que se usa de la base para que el anaranjado de metilo cambie de rojo a amarillo. 8. Repita la operación anterior, pero esta vez usando una gota de fenolftaleína como indicador. Anote el volumen que se usa de la base para que la fenolftaleína adquiera un color rosado, permanente. CÁLCULOS (Procedimiento 2) Volumen de NaOH usando anaranjado de metilo= Volumen de NaOH usando fenolftaleína= Razón de ambos volúmenes=

ml

=A

ml ml

=B =B/A

OBSERVACIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ CUESTIONARIO ¿A qué se debe que los volúmenes de NaOH son diferentes al cambiar el indicador en el procedimiento 2? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ¿En qué rango de pH trabaja el anaranjado de metilo? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ¿Recomendaría la fenolftaleína en la titulación de una base débil con un ácido fuerte? ¿Porqué? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ¿Qué otro indicado recomendaría para titular en la región ácida? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________

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________________________________________________________________

PRÁCTICA 7 TITULACIÓN OBJETIVO Que el estudiante determine la normalidad de una solución de ácido clorhídrico conociendo la normalidad de una solución de hidróxido de sodio. FUNDAMENTO En las reacciones químicas que no son de neutralización es muy común que no midamos los reactivos y esto produzca un exceso de los mismos al final de la reacción. Pero en los experimentos de neutralización es fácil tomar cantidades exactamente equivalentes de reactivos. ¿Cómo es posible esto? Uno de los problemas típicos de neutralización, es el de encontrar la concentración (molaridad o normalidad) de la solución de una base conociendo la concentración de la solución de un ácido. (Las soluciones de concentraciones conocidas se llaman soluciones valoradas). Cuando se trata de determinar la concentración de una solución de un ácido o de una base por titulación (lo que se llama análisis volumétrico), con una solución estándar, representamos la concentración en normalidades y los volúmenes en litro que exactamente se neutralicen uno a otro. Números iguales de equivalentes de ácido y base reaccionan unos con otros. Es decir, número de equivalentes de ácido = número de equivalentes de base. Recuerde, la normalidad (N) es el número de equivalentes de ácido y base presentes en 1 litro de solución de modo que:

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Número de equivalentes = normalidad (N) * volumen (litros)

En la titulación por ejemplo de un ácido a y de una base b ; entonces el número total de equivalentes gramos de un ácido y una base en la solución estará dado por VaNa y VbNb. Como se trata de una neutralización, tenemos la siguiente ecuación: VaNa  VbNb

Si conocemos la normalidad y el volumen de la solución estándar y el volumen de la solución a titular, entonces conocemos tres variables y la normalidad es la incógnita , que se despeja y queda la siguiente ecuación para calcular la normalidad de b:

Nb 

VaNa Vb

Esta ecuación se usa a menudo en cálculos que implican titulaciones.

MATERIAL 2 buretas 1 matraz erlenmeyer de 250 ml 1 frasco lavador 1 tubo de ensayo para tapar la bureta

SUSTANCIAS HCl de normalidad desconocida. NaOH 0.1N fenolftaleína

PROCEDIMIENTO 1. Llenar una bureta con la base “conocida” y otra en el ácido “desconocido”. Disponga un aparato como el que se muestra en la figura siguiente. 2. Tome la lectura de ambas buretas. 3. Deje caer 10 ml de ácido en un matraz erlenmeyer de 250 ml. 4. Agregue 1 o 2 gotas de fenolftaleína. 5. Deje caer ahora lentamente la base sobre el ácido, agitando el matraz, hasta que la solución adquiera un color rosa pálido permanente. Este es el punto final. 6. Tome nuevamente la lectura en ambas buretas y calcule el volumen usado de cada una de las dos soluciones.

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CÁLCULOS Normalidad de la base = Volumen de ácido valorado= Volumen de sosa agregada= Razón de base a ácido= Cálculo de la normalidad del ácido = % error obtenido en el experimento=

N ml ml ml N

=NB =A =B =B/A =(B/A) x NB

%

=(NA obtenida -NA reportada)x100 / NA reportada

OBSERVACIONES

________________________________________________________________ CUESTIONARIO ¿La reacción química verificada es exotérmica o endotérmica?

¿Cree que el pH se mantuvo en 7? Explique.

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________________________________________________________________

Unidad II Guía de Trabajo Objetivo: Al término de la realización de esta guía el estudiante habrá practicado los conceptos analizados de la Unidad II. A continuación se presentan una serie de preguntas para que se investiguen y se contesten correctamente. 1. Indique con una ecuación la ligera ionización del agua. 2. La constante de ionización del agua es 10 14. Explique claramente el significado de esta afirmación. 3 Explique claramente por qué el pH de una solución ácida es menor de 7. 4. ¿Qué es un indicador? 5. Dé el nombre de tres indicadores comunes. 6. Mencione sus cambios de color en soluciones ácido-base y compare las ventajas y desventajas relativas de cada indicador. 7. ¿Qué es una hidrólisis? 8. Una solución de sulfuro de sodio, ¿es ácida, básica o neutra? ¿Por qué? 9. Una solución de sulfuro cúprico da una reacción ácida al tornasol. Explique por qué. 10. ¿Es posible que el valor de un pH sea negativo? Explíquelo.

A continuación se presentan una serie de ejercicios para que se resuelvan correctamente. 1. ¿Cuántos moles hay en 3.43 g de Al2(SO4)3?

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2. Determine el número de gramos en cada uno de lo siguiente: 0.75 mol de H2SO4 a. b. 5 moles de H2O c. 0.007 mol de H2SO3 3. Calcule la masa molecular de cada uno de los siguientes compuestos: a. Ca3(PO4)2 b. CH4 c. Ba (C2H3O2)3 d. NO2 4. Calcule la composición de porcentaje de cada uno de los compuestos siguientes: a. H2S b. NaCl c. Fe (C2H3O2)3 d. K2SO4 5. Calcule el porcentaje en la masa del Na2 SO4 en una disolución que contiene 11.7 g de Na2 SO4 en 443 g de agua. 6. Una mena de plata contiene 5.95 g de Ag por tonelada de mineral. Exprese la concentración de plata en ppm. 7. Calcule el porcentaje en masa de yodo I 2  en una disolución que contiene

0.045 mol de I 2  en 115 g de CCI 4 .

8. El agua del mar contiene 0.0079 g de Sr 2  por kilogramo de agua. Calcule la concentración de Sr 2  medida en ppm. 9. Se prepara una disolución que contiene 705 g de CH 3OH en 245 g de H 2O . Calcule: (a) La fracción molar de CH 3OH ; (b) el porcentaje en masa de CH 3OH ; (c) la molalidad del CH 3OH . 10. Se prepara una disolución que contiene 25.5 g de fenol C6 H 5OH  en 495 g de

etanol CH 3CH 2OH  . Calcule (a) la fracción molar del fenol; (b) el porcentaje en masa de fenol; (c) la molalidad del fenol.

11. Calcule la molaridad de las disoluciones acuosas siguientes: (a) 10.5 g de Mg NO3 2 en 250 ml de disolución; (b) 22.4 g de LiCIO4  3H 2O en 125 ml de disolución; (c) 25 Ml de HNO3 3.50 M diluido a 0.250 l. 12. Calcule la molaridad de cada una de las disoluciones siguientes: (a) 15 g de Al2 SO4 3 en 0.350 L de disolución; (b) 5025 g de Mn  NO3 2  2 H 2O en 175 ml de disolución; (c) 35 ml de H 2 SO4 9 M diluido a 0.500 litros. 13. Calcule la molalidad de cada una de las disoluciones siguientes: (a) 10.5 g de benceno C6 H 6  disuelto en 18.50 g de tetracloruro de carbono CCI 4  ; (b) 4.15 g de NaCI disuelto en 0.250 l de agua.

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14. (a) ¿Qué molalidad tiene una disolución que se forma disolviendo 1.50 mol de agua? (b) ¿Cuántos gramos de azufre S8  es preciso disolver en 100 g de naftaleno

C10 H 8  para tener una disolución 0.12 m?

15. Una disolución de ácido sulfúrico que contiene 571.6 g de H 2 SO4 por litro de disolución tiene una densidad de 1.329 g / cm3 . Calcule (a) el porcentaje en masa; (b) la fracción molar; (c) la molalidad; (d) la molaridad de H 2 SO4 en esta disolución. 16. El ácido ascórbico, (vitamina C, C6H8O6) es una vitamina soluble en agua. Una disolución que contiene 80.5 g de ácido ascórbico disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1.22 g / mL a 55C. Calcule (a) el porcentaje en masa; (b) la molalidad; (c) la molaridad del ácido ascórbico en esta disolución. 17. Calcule el número de moles de soluto que están presentes en cada una de las disoluciones acuosas siguientes: (a) 225 ml de CaBr2 0.250 M; (b) 50 g de KCI 0.150 m; (c) 50 g de una disolución que tiene 2.50% en masa de glucosa C6 H12O6  .

18. Calcule el número de moles de soluto que están presentes en cada una de las disoluciones siguientes: (a) 245 ml de HNO3 (ac) 1.50 M; (b) 50 g de una solución acuosa que es 1.25 m en NaCI; (c) 75 g de una disolución acuosa que tiene 1.50% en masa de sacarosa C12 H 22O11 . 19. Describa como prepararía cada una de las disoluciones acuosas siguientes, partiendo de KBr sólido: (a) 0.75 L de KBr 1.5 X 102 M ; (b) 125 g de KBr 0.180 m; (c) 1.85 L de una disolución que tiene 12% en masa de KBr (la densidad de la disolución es de 1.10 g/ml); (d) una disolución de KBr 0.150 M que contiene apenas suficiente KBr para precipitar 16 g de abr de una disolución que contiene 0.480 mol de AgNO3 . 20. Describa cómo prepararía cada una de las disoluciones acuosas siguientes: (a) 1.50 L de disolución de HN 4 2 SO4 0.110 M , partiendo de  NH 4 2 SO4 sólido; (b) 120 g de una disolución 0.65 m en Na2CO3 , partiendo del soluto sólido; (c) 1.20 L de una disolución que tiene 15% en masa de Pb NO3 2 (la densidad de la disolución es

de 1.16 g/ml), 0.50 M que apenas neutralizaría 5.5 g de BaOH 2 , partiendo de HCI 6 M. 21. El amoniaco acuosa concentrado comercial tiene 28% en masa de NH 3 y una densidad de 0.90 g/ml. Calcule la molaridad de esta disolución. 22. El ácido nítrico acuoso comercial tiene una densidad de 1.42 g/ml y es 16 M. Calcule el porcentaje en masa de HNO3 en la disolución. 23. El propilenglicol, C3 H 6 OH 2 , suele utilizarse en disoluciones anticongelantes para automóviles. Si una disolución acuosa tiene una fracción molar

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X

C 3 H 6 OH 2

 0.100, calcule (a) el porcentaje en masa de propilenglicol; (b) la molalidad

del propilenglicol en la disolución. 24. Calcular la molaridad de las soluciones siguientes: (a) 9.8 g de ácido sulfúrico en 100 ml de solución; (b) 0.062 g de ácido carbónico en dos litros de solución; (c) 1 g de hidróxido de sodio en 500 ml de solución; (d) 2.08 g de cloruro de bario en 2.50 litros de solución: (e) 3.42 g de sulfato de aluminio en 500 ml de solución. 25. Calcular la normalidad de cada una de las soluciones del problema anterior. 26. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar las soluciones siguientes? (a) 100 ml de hidróxido de sodio 0.15 M; (b) 300 ml de ácido de clorhídrico 0.56 M; (c) 500 ml de ácido sulfúrico 0.200 M; (d) 200 ml de cloruro de calcio 0.100 M; (e) 2.50 litros de sulfato de hierro (III) 0.0200 M. 27. ¿Cuántos gramos de soluto se necesita para preparar cada una de las soluciones siguientes? (a) 100 ml de hidróxido de sodio 0.15 N; (b) 300 ml de ácido clorhídrico 0.56 N; (c) 500 ml de ácido de sulfúrico 0.200 N; (d) 200 ml de cloruro de calcio 0.100 N; (e) 2.50 litros de sulfato de hierro (III) 0.200 N. 28. Calcular la masa equivalente en gramos de: (a) el ácido clorhídrico; (b) el hidróxido de calcio; (c) el bromuro de aluminio; (d) el carbonato de sodio; (e) el sulfato de cobre (II). 29. Cuantas masas equivalente gramo hay en: (a) 28 g de hidróxido de potasio; (b) 9.8 g de ácido fosforito; (c) 138 g de carbonato de potasio; (d) 38 g de sulfato de hierro (II); (e) 1.50 g de ácido acético. 30. La cafeína C8 H10 N 4O2  es un estimulante presente en el café y el té. Si una disolución en cloroformo tiene una concentración de 0.0750 m, calcule (a) el porcentaje en masa de cafeína; (b) la fracción molar de la cafeína. 31. Balancee la siguiente reacción redox: C + H2SO4 → CO2 + SO2 + H2O 32. Cuando el óxido de cobre(II) reacciona con hidrógeno, se producen cobre y agua. ¿Cuántos átomos de óxido de cobre se necesitan para reaccionar completamente con 5 moles de hidrógeno? 33. Considere la siguiente reacción química: 2Na + 2H2O → NaOH + H2 ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio se producen cuando 0.46 mol de sodio reacciona con 0.2 mol de agua? 34. Calcule el número de gramos de propano (C3H8) necesarios para producir 6 moles de dióxido de carbono mediante la siguiente reacción: C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O 35. ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico se necesitan para producir 340 g de sulfuro de hidrógeno mediante la siguiente reacción?

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HCl + FeS → FeCl2 + H2S (no balanceada) 36. ¿Cuántos gramos de ácido fosfórico se necesitan para reaccionar con 1,360 g de hidróxido de litio en la siguiente reacción? H3PO4 + 3LiOH → Li3PO4 + 3H2O 37. El acetato de potasio KC2H3O2, es una sal con un peso molecular de 98.1. Puede producirse mediante la reacción de hidróxido de potasio con ácido acético. El acetato de potasio se ha usado en medicina veterinaria, para combatir arritmia cardiaca (latidos cardiacos irregulares), y como un expectorante. Actúa como un diurético en animales. ¿Cuántos gramos de acetato de potasio pueden producirse a partir de 28 g de hidróxido de potasio y 120 g de ácido acético? 38. 20 ml de hidróxido de sodio 0.450 N neutralizan 50 ml de una solución de ácido sulfúrico. Calcular: (a) la normalidad del ácido; (b) la molaridad del ácido. 39. 10 ml de la solución de una base neutralizan 12.5 ml de la solución de un ácido 1.20 N. Calcular la normalidad de la base. 40. 15 ml de la solución de un ácido neutralizan 250ml de hidróxido de bario 0.100 M. Calcular: (a) la normalidad del ácido; (b) la molaridad del ácido si se trata de ácido clorhídrico; (c) la molaridad del ácido si es ácido sulfúrico; (d) la molaridad si es ácido fosforito. 41. Calcular el volumen de ácido sulfúrico 0.100 N que se necesita para neutralizar 10 ml de hidróxido de potasio 0.200 M. 42. Se diluyen 50 ml de ácido sulfúrico 12 M a 500 ml de solución. Calcular: (a) la molaridad de ácido diluido; (b) la normalidad del ácido diluido. 43. Se agregan 2 moles de magnesio a 500 ml de ácido clorhídrico 5 molar. Calcular las moles de gas que se producen. 44. La reacción de ácido sulfúrico 6 M con aluminio metálico libera 1.50 moles de hidrógeno gaseoso. (a) ¿Cuántos gramos de aluminio se consumen (b) ¿Qué volumen de ácido se necesitan? 45. Una solución de 100 ml del ión aluminio 0.50M reacciona completamente con hidróxido de amonio 6 M. Calcular: (a) el peso del precipitado; (b) el volumen que se necesita de la base. 46. Una solución de 50 ml de nitrato de plata 0.80 N reacciona completamente con cloruro de aluminio 1.60 N. Calcular: (a) el volumen de cloruro de aluminio que se usa; (b) el peso del precipitado. 47. Calcular las moles de gas que se producen en la reacción de 100 ml de ácido nítrico 6 N con 10.6 g de carbonato de sodio. 48. Calcular el peso de precipitado que se forma en la reacción de 500 ml de cloruro de bario 1.50 N con 200 ml de sulfato de sodio 4 N.

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49. Se agrega una suficiente de solución de cloruro de bario 1 N a 0.500 litro de nitrato de plata 6 M para la reacción sea completa. Calcular: (a) el volumen de solución de cloruro de bario que se agrega; (b) las moles de precipitado; (c) la normalidad de la solución resultante si se suman los volúmenes de las soluciones reaccionantes. 50. Se disuelve en agua una muestra de hidróxido de sodio sólido hasta completar un volumen de 250 ml de solución. 35 ml de esta solución neutralizan 50 ml de ácido clorhídrico 0.100 N. ¿Cuál es el peso de hidróxido de sodio que se disolvió? 51. Calcular la concentración en miles por litro de ión hidrógeno para cada una de las soluciones siguientes: (a) 3.65 g de cloruro de hidrógeno en 100 ml de solución; (b) 9.8 g de ácido sulfúrico en 500 ml de solución; (c) 0.0063 g de ácido nítrico en 250 ml de solución; (d) 40 g de dióxido de sodio en 2 litros de solución; (e) 0.0074 g de hidróxido de calcio en 100 ml de solución. 52. Calcular el pH de cada una de las soluciones en el problema anterior. 53. Calcular la concentración de iones hidrógeno en moles por litro para una solución suyo pH es: (a) 0; (b) 4; (c) 10; (d) 2.3; (e) 4.4; (f) 12.5; (g) 1.5. 54. Calcular la concentración de ión hidroxilo en moles por litro para cada una de las soluciones del problema anterior. 55. Una solución contiene 0.000365 gramos de cloruro de hidrógeno por litro. (a) ¿Cuál será el pH de la solución? (b) ¿Qué color dará el anaranjadote metilo en esta solución? 56. El pH de la solución de una sal es 10 (a) ¿Cuál es la concentración del ión hidroxilo? (b) ¿Qué color dará la fenolftaleína en esta solución. 57. En una titulación 40 ml de una base fuerte 0.500 N neutralizan 25 ml de un ácido fuerte. Calcular el calor en kilocalorías que se libera en la reacción. 58. En la titulación de HCI 0.1 M y NaOH 0.1 M se agrega el NaOH lentamente a 20 ml de HCI. Calcular el pH de la solución después de haber agregado los volúmenes siguientes de NaOH; (1) 5 ml; (2) 10 ml; (3) 15 ml; (4) 16 ml; (5) 17 ml; (6) 18 ml; (7) 19 ml; (8) 19.5 ml ; (9) 20 ml: (10) 20.5 ml: (11) 21 ml; (12) 22 ml; (13) 25 ml; (14) 30 ml; (15) 35 ml; (16) 22 ml; y enseguida hacer una gráfica de los valores del pH en función de los volúmenes de NaOH 0.1 M y explicar su significado.

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UNIDAD III PROCESOS QUIMICOS EN LA INDUSTRIA I 3.1.- Estructura de un proceso químico. 3.2.- Acondicionamiento del agua y protección ambiental. 3.3.- Proceso industrial del cemento 3.4.- Proceso industrial del vidrio. 3.5.- Proceso industrial para un producto cerámico. Objetivos: Al término de la unidad el estudiante será capaz de: 1.- Establecer la estructura de un proceso químico. 2.- Conocer los elementos que dan dureza al agua. 3.- Explicar el proceso de intercambio iónico. 4.- Explicar el proceso cal-carbonato. 5.- explicar el proceso de purificación de agua. 6.- Explicar el proceso de tratamiento de aguas residuales. 7.- Explicar el proceso de obtención del cemento, mediante el siguiente análisis; materias primas, diagrama de flujo de proceso, condiciones de operación. 8.- Explicar el proceso de obtención del vidrio; mediante el siguiente análisis; materias primas, diagrama de flujo de proceso, condiciones de operación. 9.- Explicar el proceso de obtención de un producto cerámico, mediante el siguiente análisis; materias primas, diagrama de flujo de proceso, condiciones de operación.

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3.1.- ESTRUCTURA DE UN PROCESO QUIMICO. *PROCESOS QUIMICOS.

La ingeniería química emergió como una disciplina separada alrededor de 1910; cuando los profesores del Massachussets Institute of Technology observaron que ni la ingeniería mecánica ni la química ofrecían enfoques adecuados para el diseño de plantas químicas. Las operaciones físicas necesarias para la manufactura de productos químicos se caracterizaban como “operaciones unitarias” Las características de las conversiones químicas aplicadas a la fabricación de productos químicos pude resumirse en: 1.- Cada conversión química pertenece a una familia de numerosas reacciones individuales que son similares en variaciones de energía, presión y temperatura de reacción, tiempo de reacción equilibrio o materias primas. 2.- Con frecuencia existe una separación en la planta cuando un edificio o una sección se dedica a la preparación de muchos productos diferentes, por medio de un solo tipo de conversión química. 3.- Es frecuente que exista una relación cercana entre los tipos de equipo usados para hacer muchos productos diferentes, por medio de un solo tipo de conversión química. 4.- En lugares donde la producción es pequeña o los productos so variables, el equipo puede ser transferido en forma conveniente y económica de la manufactura de un producto químico a la de otro que este basado en la misma conversión química. 5.- La clasificación de las conversiones químicas permite que un fabricante de productos químicos pase del rendimiento de un grupo al de un nuevo producto químico individual, en la clase relacionada. 6.- La base de la clasificación de las conversiones químicas es química y se hace hincapié en la reacción química. 7.- Las condiciones que incrementa la velocidad de una reacción disminuyen la conversión de equilibrio. Esta relación entre equilibrio y velocidad con frecuencia representa el mayor problema de diseño. Los diagramas de flujo que se muestran aquí a su máxima simplicidad están destinados a mostrar principios más que detalles.

*LOS PROCESOS QUIMICOS Y EL TRABAJO DEL INGENIERO QUIMICO.

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Los procesos químicos comerciales incluyen conversiones químicas y operaciones físicas y presuponen el empleo de equipo e escala industrial, así como de experiencia en la ingeniería química.

“DATOS QUIMICOS BASICOS”. La química es la ciencia básica en la que se apoyan las industrias químicas. La función del ingeniero químico consiste en aplicar la química a un proceso en particular a través de la aplicación de principios coordinados científicos y de ingeniería. El ingeniero debe desarrollar los resultados del químico en el laboratorio de investigación dentro de un proceso químico económico. El factor individual más importante en el caso es generalmente el rendimiento, el cual debe de ser cuidadosamente diferenciado de la conversión. El rendimiento es la fracción de materia prima recuperada como producto principal. Conversión es esa fracción cambiada en otra cosa, subproductos o productos. Conversión se aplica también en forma libre para indicar la cantidad cambiada por un solo paso a través de un aparato cuando se usan múltiples pasos. 

Balances de materiales, cambios de energía y balances de energía.

Desde que los costos se han visto fuertemente afectados por la aplicación y distribución de los materiales, el balance de materiales, estudio que muestra el origen y la disposición final de todos los materiales empleados, es el primer paso esencial para el estudio de cualquier proceso. El uso y distribución de la energía es menos importante, no obstante los altos costos actuales de la energía; los procesos químicos constituyen una industria de energía intensiva y actualmente se dedica mucho esfuerzo para reducir el empleo de energía. La termodinámica se aplica en gran proposición para obtener datos útiles en todas las fases de las reacciones técnicas. “DIAGRAMAS DE FLUJO”. Existen muchos tipos de diagramas los cuales se usan para diversos propósitos. Los bloques simples muestran con frecuencia sólo flujos de material y de energía, así como las condiciones de operación. Los más elaborados muestran todo en un proceso y se vuelven extremadamente complicados. Los especializados muestran detalles como líneas contra incendio, sistemas instrumentales y de control, líneas de aire, drenajes. La mayoría coordina la secuencia de loas operaciones y los procesos unitarios. Indican el punto de entrada de las materias primas y de cualquier energía necesaria así como los puntos de remoción de los productos y de los subproductos.

“SELECCION DE PROCESOS QUIMICOS DISEÑO Y OPERACIÓN” Un diseño inicial adecuado y flexible es esencial. Al planear la planta deben considerarse algunos factores. La experiencia práctica es necesaria si el ingeniero principal va a ser capaz de prever y resolver algunos problemas en la planta que sean de una naturaleza manos obvia, como el

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mantenimiento, seguridad y cumplimiento de los controles ambientales requeridos por el gobierno. 

PLANTAS PILOTO.

Las plantas piloto son unidades a escala reducida , diseñadas para realizar experimentos de los que se obtienen datos de diseño para plantas grandes y , a veces, para producir cantidades significativas de algún nuevo producto que permitan a usuario lo evalúe. 

EQUIPO.

El equipo conjuntamente con las descripciones de los diferentes procesos y los diagramas de flujo que los representan. Cualquier ingeniero químico debería empezar cuanto antes a familiarizarse con el equipo industrial, como bombas, filtros prensa, torres de destilación, nitradores y sulfonadores. 

CORROSION, MATERIALES DE CONSTRUCCION.

La operación exitosa de las plantas químicas dependen no sólo de la resistencia original de los materiales de construcción, sino también de su selección adecuada para que resistan la corrosión. La corrosión no pude prevenirse, sólo pude disminuirse. Los avances de la ciencia de los materiales han producido muchos materiales resistentes a la corrosión. Los materiales orgánicos poliméricos se han vuelto importantes en la lucha contra la corrosión. Las pruebas de corrosión deben hacerse con productos comerciales y no con productos puros para laboratorio, ya que con frecuencia sucede que una pequeña cantidad de un contaminante, en una materia prima comercial, afecta la corrosión en forma apreciable.

“CONTROL DE PROCESOS QUIMICOS E INSTRUMENTACION”. Los procesos químicos automáticos y los controlados por medio de instrumentos son comunes y esenciales. Los instrumentos para procesamiento de datos y de computación en realidad se encargan del manejo de los complejos sistemas de procesamiento químico. Los instrumentos no deben elegirse simplemente para registrar las variables de proceso; su función consiste en asegurar una calidad consistente, usualmente, detectar, controlar registrar y mantener las condiciones de operación deseadas. En las operaciones continuas a gran escala, la función de los obreros y del ingeniero químico supervisor consiste en mantener la planta en condiciones adecuadas para el funcionamiento. Los instrumentos son una herramienta esencial para el procesamiento moderno. Las secuencias intermitentes requieren pocos instrumentos y, por tanto, de mayor supervisión por parte de los obreros y del ingeniero químico, debido a que las condiciones o los procedimientos difieren de principio a fin. “ECONOMIA DE LOS PROCESOS QUIMICOS”.

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Los ingenieros difieren de los científicos por su preocupación respecto de los costos y beneficios. Cada decisión de ingeniería implica consideraciones de costos. Los ingenieros deben estar siempre al tanto de los cambios económicos que puedan afectar sus productos. El objeto principal de todos los esfuerzos de un ingeniero debería ser la entrega segura a su jefe y al público consumidor de los mejores productos o servicios eficientes al más bajo costo. 

PROCESOS COMPETITIVOS.

Desde que el cambio es una característica notable de los procedimientos químicos, la alteración potencial de cualquier proceso es importante, no sólo en el momento cuando se diseña la planta, sino en forma constante. Una de las funciones de la división de investigación y desarrollo es mantenerse informados de los progresos y de hacer que estén disponibles el conocimiento de las mejoras o incluso de las variaciones fundamentales que lleven a la producción de cualquier producto dado en el que se interese la organización. 

BALANCES DE MATERIAL.

Los rendimientos y las conversiones de un proceso químico forman la base para los bances del material, los que a su vez son el fundamento para la determinación de los costos. Cuando se obtienen los materiales y las cantidades provenientes de la práctica normal son tabulados en los diagramas de flujo. 

ENERGÍA.

Los ingenieros se preocupan por la dirección y el control de la energía. Los costos de la energía del petróleo, gas, carbón, solar, nuclear o eléctrica obtenidos de las energías del aire o del agua, están todos en cambio constante, por lo que es extremadamente difícil el hacer planes a largo plazo. La energía es, con frecuencia, uno de los gastos más importantes en las plantas químicas, pero a menudo es posible reducir su uso por la alteración de los métodos de procesamiento; en particular, por el uso de nuevas tecnologías de separación. 

MANO DE OBRA.

Los obreros capacitados contribuyen al éxito de una planta tanto como a la excelencia del diseño. Sin cooperación de ambos elementos ninguna planta tiene éxito. Los requerimientos de mano de obra en la industria química son comparativamente Pequeños, pero muchos trabajos requieren de habilidades excepcionales y pagan salarios por encima del promedio. 

COSTOS GLOBALES

El costo del procesamiento no pude obtenerse finalmente hasta que la planta se encuentra en operación, pero un ingeniero experimentado puede hacer una estimación aproximada. La mayor parte de los errores al hacer la estimación de costos se deben a la subestimación de los costos indirectos, de ventas, de servicios al cliente y el costo del capital requerido para financiar la operación diaria de la empresa.

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“EVALUACIÓN DEL MERCADO”. Durante el desarrollo de la industria química se ha entrenado a expertos y es necesario consultarlos para hacer la evaluación del mercado cuando se pretende evaluar un nuevo producto. 

PUREZA Y UNIFORMIDAD DEL PRODUCTO.

La instrumentación puede ayudar en el mantenimiento de condiciones uniforme, pero unos buenos operadores y una supervisión cuidadosa de la planta son la verdad clave para la producción de buena calidad. La condición física del producto tiene una gran influencia sobre su mercado. Esta condición incluye la estructura cristalina, el tamaño de partícula así como el color para los sólidos. 

EMPACADO.

El empacado y el almacenamiento son costosos y deberían evitarse cuando fuese posible. El material en tránsito no requiere almacenamiento en su sitio, pero las interrupciones en el abastecimiento pueden resultar costosas. Muchos productos químicos son enviados en recipiente más pequeños, los cuales pueden ser del tipo retornable o de un solo viaje. La apariencia del recipiente es importante solamente aquellos productos que son vendidos directamente al consumidor. 

VENTAS Y SERVICIO AL CLIENTE.

El gerente de ventas constituye los ojos, oídos y nariz de la compañía al traer información que ayuda en las predicciones económicas. El personal de servicio al cliente es capaz de instruirlos en lo que respecta al uso rentable de los productos. El servicio de ventas y el servicio al cliente forman el mayor contacto entre comprador y vendedor.

“INVESTIGACION Y DESARROLLO”. Para aumentar las ganancias en el futuro, es necesario realizar una investigación adecuada y hábil, con protección de patentes. En la industria de procesos químicos , una de las características más revelantes está en el cambio rápido de los procedimientos, en las nuevas materias primas y en los nuevos mercados. El desarrollo es la adaptación de las ideas de la investigación a las realidades de la producción y la industria. El progreso es la adaptación de las ideas de la investigación a las realidades de la producción y la industria. El progreso de la industria abre nuevos mercados aun para los productos fundamentales y establecidos.

“PATENTES”.

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Las patentes son necesarias en nuestro sistema competitivo de libre empresa, de modo que los fondos para investigación pueden ser gastados generosamente para mejorar los procesos y para hacer descubrimientos nuevos y útiles, con una esperanza razonable de obtener cuando menos el reembolso de inversión. La patente debe de referirse a algo nuevo, cuya naturaleza debe ser completamente divulgada, y las partes esenciales del invento deben estar cubiertas en forma apropiada por los derechos.

3.2.- ACONDICIONAMIENTO DEL AGUA Y PROTECCION AMBIENTAL El acondicionamiento de agua y el tratamiento de las aguas de desecho han sido, durante mucho tiempo, funciones esenciales de los municipios. Sin embargo la importancia de tratar el agua para la industria química en forma adecuada es ampliamente reconocida en la actualidad. Además de las consideraciones morales y comunitarias, las leyes que prohíben y limitan la contaminación de las corrientes y del aire, determinan que la eliminación de estos problemas se consideren como un gasto necesario. Aunque la solución es específica para cada industria, pueden observarse algunos principios generales: Incrementar la reutilización de las aguas residuales, controlar la contaminación y, si es posible, recuperar los subproductos en el punto mismo de su generación para disminuir los gastos de tratamiento, así como confinar en una laguna los desechos para mantener la contaminación en un nivel mínimo o para ahorrar los costos de neutralización. El acondicionamiento del agua debe adaptarse al empleo particular para el que se destine. Cada industria tiene sus requerimientos especiales para acondicionar su agua. La calidad del agua depende de la región en donde se encuentra localizada la industria y si es de tipo superficial o subterránea. Estas últimas por lo general son mas duras y pueden causar incrustaciones. Los minerales contenidos en el agua varían mucho de una región del país a otra.

Dureza del agua. Una agua dura es aquella que contiene sales de calcio y magnesio en forma de carbonatos de calcio y magnesio. Esto es lo que comunmente causa incrustaciones en las tuberías, dañando calderas y torres de enfriamiento en la industria. En la actualidad las lavanderías requieren dureza cero para prevenir que se deposite en la ropa limpia las sales de calcio y magnesio, también causan precipitados indeseables con los colorantes en la industria textil y con los de la manufactura del papel. El agua dura por consiguiente debe ablandarse para muchos empleos.

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Métodos de ablandamiento o suavización: Ablandamiento o suavización es el término que se aplica a los procesos que eliminan o reducen la dureza del agua. Intercambio iónico El proceso de intercambio con catión es el que se emplea en forma más amplia para el ablandamiento del agua. En este proceso ocurre una conversión química entre los iones positivos del agua que causan la dureza Ca2+ y Mg2+ y un ión intercambiador móvil de la resina que generalmente es el sodio Na+. Esta resina intercambiadora se le conoce como zeolita de sodio y es una resina sintética de estirenodivinilbencenosulfonado. Durante el proceso de ablandamiento los iones de calcio y magnesio son eliminados del agua dura por intercambio catiónico con los iones sodio. Una vez que la resina intercambiadora a quitado los iones de calcio y magnesio prácticamente al límite de su capacidad, se regenera la resina a su forma de sodio con una solución de sal en agua.

Intercambio catiónico Agua dura

Resina

Ca2+

CO32SO42Cl-

Mg2+

Agua suave Ca2+

+

+ Na R

-

R

-

+

Na

+

Mg2+

CO32SO42Cl-

Regeneración de la resina Resina agotada

salmuera

Resina regenerada

Desecho

Ca2+

Ca2+ R

Mg

-

+

NaCl(s)

+

Na R

2+

-

Cl-

+ 2+

Mg

Procesos con cal-carbonato. Durante mucho tiempo ha sido importante el empleo de cal apagada y carbonato de sodio para eliminar la dureza del agua. Las aplicaciones modernas se han dividido en

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el proceso de cal en frío y de cal-carbonato en caliente. Los iones de calcio en el agua dura son eliminados como CaCO3 y los iones del magnesio como Mg (OH)2. Agua dura

Ca2+ H CO32Mg2+ Cl+

Agentes precipitantes

Ca(OH)2 Na2CO3

CaCO3 Mg(OH)2

+

Na+

El proceso de cal en frío de emplea principalmente para ablandamiento parcial y ordinario se emplea solo la cal mas barata como reactivo. Se puede reducir la dureza de calcio hasta 35 ppm si se da oportunidad adecuada para la precipitación. Este proceso de cal en frío es particularmente aplicable al ablandamiento parcial de las aguas municipales, a acondicionamiento de agua para enfriamiento, donde la dureza de bicarbonato de calcio puede ser la que forma incrustaciones, y al procesamiento de ciertas aguas para plantas papeleras, donde el bicarbonato de calcio es molesto. Para ayudar al proceso se agrega un agente coagulante, sulfato de aluminio o sulfato férrico, para disminuir al mínimo el arrastre de partículas suspendidas Un método exitoso es agregar lodo previamente precipitado. Cuando este material es expuesto al agua cruda y a los productos químicos, las superficies parecidas a “semillas” aceleran la precipitación. El resultado es una reacción más rápida y más completa , con partículas más grandes , que sedimentan fácilmente en el precipitado recién formado. Estos lodos resultantes se separan del agua clarificada y pasan a través de un filtro prensa para la eliminación de la humedad se secan y se disponen para su utilización posterior, en la elaboración de ladrillos, banquetas, etc.

PROCESO DE PURIFICACION DEL AGUA Nuestro cuerpo, los alimentos que digerimos, las plantas y todo ser vivo, contiene agua. El agua es el solvente universal por excelencia. Nuestra mayor preocupación hoy en día es purificar el agua, debido a los daños que puede producir en estado natural proveniente de fuentes no puras, para esto se emplean varios métodos como es la potabilización del agua y el proceso de purificación. Potabilización de agua. El agua de ríos, presas y otras fuentes llega a la planta potabilizadora en donde sigue el siguiente proceso: 1.- Sedimentación: Que consiste en dejar el agua en reposo para que los materiales que posee se dirijan al fondo. 2.- Filtración: Consiste en filtrar el agua parcialmente clarificada , a través de lechos de arena.E3.- Cloración: es el tratamiento del agua con agentes desinfectantes ( cloro gass) para eliminar los microorganismos que quedan.

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4.- Aireación: Se hace pasar el agua por dispositivos que la atomizan, lo que permite la eliminaci, lo que permite la eliminación de olores desagradables y confiere un sabor mas grato a esta. A pesar de su paso por las plantas potabilizadoras , el agua que llega a nuestros hogares puede contener materiales y contaminantes. Purificación de agua embotellada. 1.- Origen del agua: El agua es extraída del subsuelo u originaria de la red municipal, y almacenada en una cisterna de alimentación. 2.- Cloración: Desinfección preliminar. si el agua no viene clorada se le agrega hipoclorito de sodio o calcio para la eliminación de bacterias, hongos, virus, esporas y algas presentes en el agua. 3.- Filtro de Arena. El agua pasa a través de este filtro para la eliminación de impurezas grandes que trae el agua (partículas mayores a 10 micras). 4.- Filtro de carbón activado: Se utiliza para la eliminación de color, olor, sabor y cloro residual además de una gran variedad de contaminantes químicos dañinos de origen “ moderno” tales como pesticidas, herbicidas e hidrocarburos. 5.- Suavizador. Equipo que ablanda el agua por el proceso de intercambio iónico, el efluente atraviesa una cama de resina con carga iónica, removiendo los minerales contenidos en el fluído. 6.- Osmosis inversa: el agua se hace pasar a través de un arreglo de membranas semipermeables a una presión de 180 psi en la que solamente permite pasar la molécula de agua y reteniendo todos los demás minerales que trae el agua así como virus y bacterias. Con este equipo se reduce la concentración de sólidos en un 99.6%. 7.- Rayos ultravioleta: Funciona como un germicida ya que anula la vida de las bacterias que vienen en el agua, mediante luz ultravioleta, los microorganismos no pueden proliferarse ya que mueren al contacto con la luz. 8.- Ozono es utilizado para darle vida de anaquel al agua envasada, el ozono actúa sobre el agua potable eliminando por oxidación todos los elementos nocivos para la salud como son virus, bacterias, hongos, además de eliminar algunos metales, los cuales son filtrados y eliminados del agua.

PROCESO DE TRATAMIENTO DE AGUAS RESIDUALES. La disposición eficiente de las aguas negras es importante para la salud de cualquier comunidad. En el pasado el método más fácil de disposición consistía en diluir los desechos que eran arrojados en un cuerpo de agua que estuviera disponible, como un río o un lago, en donde el oxígeno ya presente destruiría con el tiempo los desechos orgánicos. En la actualidad existen reglamentos federales, estatales y locales, cada vez mas estrictos que prohíben o limitan la contaminación de arroyos, ríos y lagos. Tratamiento primario. El primer método para el tratamiento de las aguas residuales es el tratamiento primario o físico

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1.- Se criba el influente para permitir el paso de sólidos no mayores de entre 2.5 cm y 5 cm. Entonces este tratamiento elimina los sólidos “ sedimentables”. 2.- Proceso de clarificación: las partículas más finas son aglomeradas para aumentar su tamaño y ser retiradas por sedimentación: Se agrega un agente coagulante ( Sulfato férrico o de aluminio) que forma un floc lo suficientemente grande como para sedimentar y el agua es clarificada. Tratamiento secundario o biológico. Es la oxidación de la materia orgánica a través de lodos activados (microorganismos). Este tratamiento imita la conversión natural llevada a cabo por microorganismos que se alimentan de esta materia orgánica. Consiste en tener en un tanque lodos activados (microorganismos) aeróbicos que digieren aguas negras crudas. Parte de los lodos activados de las primeras corridas se introduce en el agua cruda y se le aplica aire, no en exceso, sino una cantidad requerida. Después este efluente es filtrado y clorado. Los sólidos resultantes son pasados a través de un filtro prensa para eliminar la humedad y ser secados para su uso posterior como fertilizantes. Tratamiento terciario. Después del tratamiento terciario el agua todavía contiene en solución compuestos de fósforo, nitrógeno y carbono, los cuales sirven como nutrientes para el crecimiento superabundante de algas y de otras plantas acuáticas. Este tratamiento consiste en precipitación con cal o hidróxidos metálicos , como el aluminio. 3.3 PROCESO INDUSTRIAL DEL CEMENTO El cemento portland ha sido definido como “ el producto obtenido por la pulverización de la escoria consistente, esencialmente de silicatos hidráulicos de calcio que, por lo general, contienen una o mas formas de sulfato de calcio como adición interna de molienda. El cemento es un ligante hidráulico, o sea una sustancia que mezclada con el agua, esta en condiciones de endurecer ya sea en el aire, como debajo del agua. La fabricación del cemento Portland consiste en la preparación de una mezcla de materias primas con granulometría definida, sometida a cocción hasta el umbral de punto de fusión y finalmente molida a polvo fino y reactivo: el cemento . Los materiales que se emplean para la elaboración del cemento son básicamente piedra caliza, arcilla, mineral o escoria de fierro, materiales correctores 8 en caso necesario) y yeso. De ellos se van a obtener los óxidos necesarios para la formación de los compuestos hidráulicos del cemento Portland, los cuales son. Óxido de calcio, óxido de sílice, óxido de aluminio, óxido de fierro y para controlar el tiempo de fraguado del cemento se utiliza el yeso. Globalmente se puede distinguir cuatro etapas en la fabricación del cemento. 1.- Extracción y triturado de la materia prima.

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Para producir una tonelada de cemento es necesario utilizar por lo menos una tonelada y media de materia prima-calcáreos- y arcilla que liberan agua y dióxido de carbono durante la cocción. La piedra bruta es pretriturada en la cantera hasta el tamaño de un puño (20 mm.) y posteriormente es descargada y acopiada bajo una gran cúpula. 2.-Elaboración de pasta. Mezclado y reducción de la materia prima hasta una finura similar a la de la harina. Esta etapa prevé el mezclado de las diversas materias primas en las proporciones correspondientes a la composición química óptima. La materia prima triturada se sigue moliendo en forma húmeda hasta formar una pasta, esta pasta es enviada a unas celdas de flotación donde se concentra hasta alcanzar 82% de Carbonato de calcio. Con objeto de extraer el agua de esta pasta el proceso continúa en los espesadores en donde se obtiene una pasta con 55% de sólidos, por último esta pasta es bombeada a los silos de mezcla en donde se le adiciona el oxido de aluminio y de hierro, de tal forma de obtener una pasta mezclada cuya composición química sea la requerida para producir el clinker. 3.- Cocción de la harina y transformación del clinker. La pasta mezclada presenta un exceso de humedad para ingresar al horno, por lo cuál es necesario pasarla por filtros prensa, en donde el agua disminuye hasta un 16%y luego por un proceso de secado en un horno rotativo, la harina pasa a través de un cambiador térmico y se calienta hasta 1000°C.para posteriormente pasar al horno a una temperatura de cocción de 14 en donde ocurrirán las reacciones químicas que lo transformarán en el clinker. Por ultimo este clinker se enfria y se almacena en silo. 4.-Molienda del clinker con yeso y aditivos. Finalmente para la obtención del cemento es necesario moler en forma conjunta cantidades perfectamente dosificadas de Clinker , yeso y puzolana ( ceniza volcánica) hasta llegar a la finura requerida para cada tipo de cemento. El cemento es almacenado en silos para su posterior despacho, el cuál puede ser realizado en sacos de papel de 42.5 kgs. o a granel en camiones.

3.4 PROCESO INDUSTRIAL DEL VIDRIO Los procedimientos de producción pueden dividirse en cuatro fases principales: 1) fusión, 2) formado o moldeado, 3) Templado y 4) acabado. La materia prima para la producción del vidrio es: arena (SiO2), carbonato de sodio carbonato de calcio y sulfato de sodio. Primero se tiene que cumplir con el requisito de la granulometría entre ½ y 3/4mm., se pesa cada uno de los componentes para su posterior mezclado, y se adiciona agua y los componentes son mezclados totalmente, la mezcla es enviada por medio de elevadores hasta los silos donde finalmente esta lista para ser cargada al horno. 1) Fusión En un horno es donde se lleva a cabo la fusión de la materia prima, es un recipiente rectangular refractario resistente al desgaste producido por el vidrio líquido y las llamas. El horno tiene dos quemadores que elevan la temperatura por arriba de 1425 °C. por uno de sus extremos se carga la mezcla , así los componentes de menor punto

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de fusión se van fundiendo y hasta volverse en su totalidad líquido cristalino , aquí mismo se realiza un proceso de “ refinación , en el cuál se eliminan las semillas ( pequeñas burbujas de aire que se originan de las reacciones de la materia prima), este proceso continúa hasta que toda la materia este completamente líquida. El líquido fundido pasa a un segundo tanque , llamado tanque de refinación en donde se intenta igualar la temperatura del vidrio, para repartirlo en las máquinas de formado por medio de canales. El canal es el encargado de enviar el vidrio desde el horno hasta donde están las máquinas formadoras de envases . Durante este trayecto se disminuye la temperatura de el vidrio gradualmente con lo cuál aumenta su viscosidad, de tal manera que al final del canal se obtenga el vidrio en un estado en el que se puede modelar. 2) Moldeado o formado Se le da forma al vidrio por medio de máquinas en la cuál llega el vidrio fundido mediante un equipo de entrega, que consiste en una cuchara, encargada de recibir la gota, una canal por donde la gota resbala hacia cada sección que la entrega al equipo de moldura. 3) Templado Cuando se forma la botella el vidrio se enfría muy rápido , creandose una gran cantidad de esfuerzos internos , que debilitan la botella. El templado reduce esta tensión se calienta de nuevo la botella ya formada a una temperatura de 550°C. durante unos 10 minutos, disminuyendo luego lenta y controladamente la temperatura. 4) Acabado. Todos los tipos de vidrio templado deben pasar por ciertas operaciones de acabado como son: la limpieza, el esmerilado, pulido, cortado, esmaltado, clasificado y calibrado.

3.5 PROCESO INDUSTRIAL PARA UN PRODUCTO CERAMICO (PORCELANA) Productos cerámicos es un término genérico para productos que son blancos y de textura fina. Se basan en cantidades variantes de fundentes y calentada la materia prima a una temperatura moderadamente alta entre 1200 a 1500°C en un horno La porcelana es uno de los productos cerámicos con apariencia translúcida y vitrificada con un barniz intermedio o duro que depende del uso que se le vayan a dar a las piezas. Este barniz hace que resistan a la abrasión. Materia prima. La materia prima utilizada para la elaboración de la porcelana es: Arcilla, feldespato, arena o pedernal y el caolín. 1.- la materia prima , con las proporciones y propiedades adecuadas para dar porcelana de la calidad deseada, se colocan en el carro para pesar, sacándolas de las tolvas superiores 2.- Se mezclan con agua el feldespato, las arcillas y el pedernal, en la mezcladora y luego se pasan sobre un separador magnético, se tamizan y almacenan.

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3.- La mayor parte del agua se elimina y se desecha en el filtro prensa Se saca todo el aire en la malaxadora, con el auxilio de un vacío y de cuchillas rebanadoras. Esto da como resultado una porcelana más densa, uniforme y fuerte. 4.- la arcila preparada se forma en blancos en una prensa hidraúlica o por prensado en caliente en moldes adecuados. 5.-los blancos se secan preliminarmente, se recortan, y finalmente se secan por completo, todo bajo condiciones cuidadosamente controladas. 6.-La vitrificación del cuerpo y del satinado se lleva a cabo en hornos de túnel, con controles exactos de temperatura y movimiento ( para asegurarnos una superficie altamente lustrosa) 7.-Los artículos de porcelana se protegen colocándolos en gavetas, una encima de la otra en carros. Esto representa un proceso de un solo cocimiento, en el que el cuerpo y el satinado se cuecen simultáneamente. 8.- Las piezas de porcelana se prueban eléctricamente y se inspeccionan.

PRÁCTICA No. 8 Determinación de la dureza de calcio del agua d e la red OBJETIVO Qué el estudiante determine la dureza del agua de la red por el método de titulación con EDTA y que pueda comparar la dureza con la de otra región. SUSTENTO TEÓRICO Las aguas duras contienen cantidades objetables de sales disueltas de calcio y magnesio y esta cantidad varía según del manto acuífero en el que se encuentra sobre rocas ígneas o si el área es rica en piedra caliza. MATERIAL 1 vaso de 20 ml. Kit para determinación de dureza Hanna Contiene. Un vaso de 20 ml. con tapa Una pipeta de 1 ml. SUSTANCIAS Reactivos para dureza de Hanna Contiene: Una solución buffer Un indicador Solución de EDTA Agua de la red Agua de pozo

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PROCEDIMIENTO 1.- Se toma una muestra de 10 ml. de agua de la red, medidos hasta la marca de 10 ml. en el vaso de plástico contenido en el kit. 2.- Se agregan 5 gotas de solución buffer y se agita. 3.- Se agrega una gota de indicador. Se agita. La solución se torna de color guinda. 4.-Se adiciona gota a gota con la pipeta la solución de EDTA hasta que cambie de color de guindo a azul. 6.- Anotar el número de gotas de EDTA y realizar los cálculos para la determinación de la dureza. 7.- Repetir el procedimiento para el agua de otra región o de pozo. CÁLCULOS N. de gotas agregadas x 17.1 =

ppm Dureza total/ CaCO3

OBSERVACIONES Dureza del agua de la red _________ mg/l Dureza de agua de otra región ( pozo)__________mg/l ¿Qué agua es más dura la de la red o la de otra región (pozo)? _____________. CONCLUSIONES La dureza del agua es aquella que esta formada por____________de ___________ y ____________ en forma de__________________ y _____________________________________________________________________ _________________________________________________________

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AUTOEVALUACION UNIDAD III I RELACIONE AMBAS COLUMNAS ( ) Son materiales que aumentan la velocidad de reacción

1.- Agua suave

( ) Nos muestran el recorrido del material y la energía, así como

2- Balance de todo el proceso de fabricación del producto. material

(

3.- Trituración

) Proceso del cemento que se utiliza para la reducción del tamaño de la materia prima.

( ) Proceso en el cuál se eleva la temperatura hasta 1450° para la producción del cemento. ( ) Productos tanslúcido, vitrificados y resisten a la abrasión. ( ) Son productos blandos y de textura fina ( ) Unidades a escala reducida diseñadas para realizar experimentos. ( ) Con esto se obtienen los rendimientos y las conversiones de un proceso químico. Además de ser un fundamento para la determinación de los costos. ( ) Tipo de agua que contiene cantidades considerables de sales de calcio y magnesio ( ) Método utilizado para reducir la dureza del agua.

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4.- Porcelana 5.- Ablandamiento 6.- Catalizadores 7.- Plantas piloto 8.- Agua dura

9.- Clinkerización

10.- Cerámicos

11.- Diagrama de flujo

II. PONGA EN EL PARENTESIS FALSO O VERDADERO. JUSTIFIQUE SU RESPUESTA CUANDO SEA FALSA. ( ) El filtro prensa se utiliza para la eliminación de agua.

( ) El ozono se utiliza en el proceso de purificación de agua para darle sabor al agua.

(

) La energía es uno de los gastos más importantes en los procesos químicos.

( ) La OIT es una condiciones de trabajo.

ley federal promulgada para ofrecer mayor seguridad

(

) Una patente es el acto de encontrar algo que es nuevo.

(

) El empacado y el almacenamiento de los productos es muy económico .

y

III.- SELECCIONE LA RESPUESTA CORRECTA. 1.- Proceso para eliminar la dureza del agua a) Ozono b) Intercambio iónico

c) Homogenización.

2.- Compuesto químico utilizado para ablandar el agua a) Zeolita de sodio b) Carbón

c) Sílice

3.- Materia prima utilizada en la elaboración del cemento. a) Carbón, arcilla, y sodio b) Fierro, potasio y caliza

c) Piedra caliza, arcilla y mineral de fierro.

4.- Materia prima utilizada para la elaboración de la porcelana. a) Fierro y calcio b) arcilla, feldespato y pedernal

c) carbón y potasa

5.- Es el proceso en la purificación que se utiliza para la desmineralización de agua. a) Diálisis b) Osmosis inversa c) Ozono 6.- Equipo utilizado para esterilizar el agua purificada a) Filtro de arena b) Filtro de carbón

c) Lámpara uv.

7.- Equipo utilizado para darle vida de anaquel al agua envasada. a) Generador de ozono b) Lámpara ultravioleta c) Osmosis inversa. 8.- Minerales que causan incrustaciones en las tuberías. a) CaCO3 y MgCO3 b) H2O y Na

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c) Fe y Pt.

9.-Proceso de potabilización de agua. a) Cloración b) Desmineralización

c) Carbonización.

10) Proceso para la eliminación de dureza por precipitación. a) Feldespatos b) Cal-carbonato Cloración

c)

IV. CONTESTE CORRECTAMENTE LAS SIGUIENTES PREGUNTAS 1.- En una compañía se requiere eliminar las sales que causan incrustaciones en las tuberías para agua de proceso. Proponga un método para su tratamiento. 2.- Proponga un proceso para el saneamiento del río Pesquería el cuál tiene gran cantidad de materia orgánica, algunos metales pesados y sólidos en suspensión. 3.-Explique brevemente el proceso de potabilización del agua..

4.- Explique el proceso del vidrio.

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UNIDAD IV PROCESOS QUÍMICOS EN LA INDUSTRIA II

Contenido Temático 4.1.- Proceso Industrial de la fabricación del Nylon 4.2.- Proceso Industrial de la fabricación de Jabones 4.3.- Proceso Industrial de la fabricación de Fragancias

Objetivo Particular Al termino de la unidad IV el estudiante que cursa la materia de química conocerá y aplicará los Procesos Industriales para la fabricación de diferentes productos como: Nylon, Jabones y Fragancias.

Objetivos Específicos Al finalizar la Unidad IV el estudiante de la materia química: 115

1.- Conocerá las materias primas y proceso de fabricación del Nylón, Jabones y Fragancias 2.- Conocerá los usos y aplicaciones de los productos antes mencionados 3.- Comprobara en laboratorio algunas propiedades físicas de los productos . 4.- Conocerá los diferentes equipos en los procesos de fabricación del Nylón, Jabones y Fragancias 5.- Identificara los diferentes tipos de reacciones para los procesos de fabricación del Nylón, Jabones y Fragancias. Introducción Para Iniciar el estudio de la fabricación del Nylon, Jabones y Fragancias es necesario conocer:  Que cada proceso de fabricación es una tecnología independiente  Que cada proceso existe una conversión química diferente  Que cada proceso de fabricación industrial para elaborar productos como Nylon, Jabón, y Fragancias se usan compuestos orgánicos  La nomenclatura química de los hidrocarburos alifáticos y aromáticos.

Para cada proceso de fabricación se usara un diagrama de bloques donde cada bloque indica el paso siguiente donde se obtiene un subproducto diferente hasta la fabricación del producto final. Se comentara que en cada proceso de fabricación se realizara una conversión química, donde será necesario aplicar calor mediante vapor u otro agente de calentamiento. En cada proceso se usaran materias primas, son compuestos químicos requeridos los cuales se conocerán por su formula química. En el proceso de fabricación del nylon se desarrollara bajo el conocimiento que es un tipo de fibra que la sociedad antigua se uso fibras naturales tales como la seda, lana y algodón ; en la actualidad se han desarrollado tecnologías para la elaboración de fibras sintéticas cuyas materias primas son productos derivados del petróleo

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Después desarrollaremos la tecnología para la fabricación de los jabones, este producto se ha elaborado desde épocas milenarias donde hoy en día bajo sistemas sofisticados y con la apoyo de la ingeniería química se obtienen productos diversos a bajo costo y en grandes volúmenes. También estudiara procesos de fabricación industrial de las fragancias las cuales se usa productos de extracción natural mezclados con un diluyente derivado del petróleo.

4.1.- Proceso Industrial de la fabricación del Nylon

Las primeras fibras naturales utilizadas para la fabricación de ropa fueron la lana, seda, algodón, lino entre otros materiales similares. El inicio de las fibras sintéticas las obtuvo Swan en 1883 cuando inyecto una solución de nitrato de celulosa derivado de la madera con ácido acético a través de una placa de orificios para producirla en forma de filamentos; después estas se comercializaron La primera fibra realmente sintética fue el Nylon (una poliamida) introducida y comercializada desde 1938 por la DuPont donde se producía un polímero y este podía ser hilado. Las siguientes fibras que emergieron fueron Poliésteres, acrílicas y polilefinicas producidas entre de 1950 – 1960 por Alemanes, Holandeses y Japoneses. El Nylon se obtiene por una polimerización cuando reacciona un diácido (ácido adípico) con una amina (hexametinendiamina) resultando una poliamida, este es sólido opaco de color blanco sus filamentos pueden ser usados para fabricar telas textiles( ropa, cortinas colchas, alfombras) e industriales ( cuerdas de llantas, cinturones de carros, paracaídas, redes etc.) Proceso de fabricación del Nylon Para este proceso se utiliza como materias primas los siguientes productos Ácido adípico y la Hexametilendiamina los cuales se producen a partir: 1.- Ácido adípico. Este se prepara con la oxidación del ciclo hexano y ciclo hexanona en presencia con ácido nítrico 100oC C6 H11 OH + C6 H11 O + HNO3 HOOC (CH2 )4 COOH + N2 O + NO Ciclo Hexano Ciclohexanona Ac. Nítrico Ácido Adípico

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2.- Hexametilendiamina. Este compuesto se elabora con butadieno o acrilonitrilo. CH3CH2 Mg CH2 CHCN + CH2 CHCN NH2 ( CH2 )6 NH2 Acrilonitrilo Acrilonitrilo Hexametilendiamnina Polimerización y producción de fibra La reacción entre ácido atípico y hexametilendiamina produce adipato de hexametilendiamina conocido como “sal de nylon” con calentamiento a 270oC y una presión de 1 Kg. / cm2 270 oC HOOC (CH2 )4 COOH + NH2 ( CH2 )6 NH2 NH2 ( CH2 )6 NH2OCC ( CH2 )4 COOácido adípico Hexametilendiamina adipato de hexametilendiamina Para producir la reacción del ácido adípico con la hexametilendiamina esto se lleva a cabo en un reactor (autoclave ) diseñado con una chaqueta para fluir a través un aceite térmico (Dowtherm) que conducirá el calentamiento para que la reacción se produzca, los compuestos obtenidos son una solución de adipato de hexametilendiamina y agua esta se elimina por evaporación ( ver el diagrama de flujo ) Al terminar la reacción de polimerización se obtiene el nylon 6,6, es un polímero fundido sale por una placa de unos 50 orificios por la acción de nitrógeno inyectada al Reactor a una presión de 175 a 212 kg/cm2 el polímero se extruye tan rápidamente como sea posible para evitar que se pegue el polímetro en la pared metálica de la placa. Se rocía agua de 18 a 25º C sobre polímero para enfriar y solidificar al polímero en forma de filamento de unos 6 mm; estos se pasan por una cortadora de cuchillas longitudinales cortan los filamentos en pequeños trozos o gránulos de nylon (Ver diagrama de flujo) Para eliminar completamente la humedad se pasa el granulo a un secador rotatorio que también se calienta con Dowtherm, una vez seco el gránulo se envía a una maquina de extrucción el cual se calienta con resistencias eléctricas y Dowtherm el polímetro fluye a través de una placa de 70 a 120 orificios al salir forma el hilado de nylon (Ver diagrama de flujo) Diagrama de flujo para la fabricación de Nylon Ácido adípico Adipato de

Hexametilen diamina

Cortadora Polímero

Reactor Hexametilen diamina autoclave 270º C

de Polímero 118

gránulo Nylon

Secado

Extrus ión

Hilo El hilo o filamentos de nylon son sumamente delgados estos someten a una serie de pruebas para determinar las propiedades de las fibras para cumplir con los estándares de las telas Las tres propiedades físicas más importantes de las fibras de Nylon son:  La longitud  El rizado  El denier En la propiedad de longitud se determina que las fibras pueden ser de filamento continuo o de fibra corta, bastante uniformes en longitud, trenzados para formar hilos. La propiedad de rizado u ondulado, las fibras sintéticas se someten a acción química o mecánica, donde los filamentos continuos alteran su apariencia y tacto por ejemplo, en el hilo para alfombras de nylon. La propiedad de denier es una medida del peso de las fibras por unidades de longitud y se define como el peso en gramos del hilo en 9000 m. Otra unidad es el tex, que es peso del hilo de 1000m.

4.2 .- Proceso Industrial de la fabricación del jabones Introducción La industria del lavado, mejor conocida como industria del jabón, tiene más de 2000 años de antigüedad. Sin embargo, entre todas las industrias de procesos químicos, es la que ha tenido cambios en sus materias primas Desde el siglo XIII cuando el jabón se produjo en cantidad suficiente para dar forma a una industria, En el comienzo del siglo XIX se creyó que el jabón era una mezcla mecánica de grasas y álcalis; un químico francés. Chevreul, mostró que la formación del jabón era una reacción química llamado saponificación usando carbonato de sodio. Afines de 1917 los alemanes desarrollaron los "jabones sintéticos" estos estaban formados con sulfonatos de alquil-naftaleno de cadena corta, que eran 119

buenos agentes humectantes pero malos en acción detergente. también se ha desarrollado en las siguientes décadas jabones con sultanatos alcohólicos; con alquilo-arilo de cadena larga hasta los compuestos. Durante la década de 1960 resaltó la importancia de producir jabones biodegradables. Biodegradabilidad.- En la industria de la fabricación de jabones una de las prioridades es la disminución y control de la contaminación del agua. los químicos e que se descargan a las aguas residuales deben descomponerse fácilmente en compuestos inorgánicos por medio de la acción microbiana del tratamiento de aguas. La facilidad con la que un surfactante se descompone por acción microbiana define su biodegradabilidad.

Proceso para la fabricación de Jabones Método de Saponificación

Materias primas El sebo es el principal material grasoso para la fabricación de jabón; las cantidades utilizadas representan tres cuartas partes del total de aceites y grasas consumidas por la industria jabonera. Los glicéridos mixtos obtenidos de la grasa sólida de ganado se coloca en un evaporador en digestión con vapor; el sebo forma una capa encima del agua por lo que se puede separar fácilmente.

En la fabricación de jabón el Proceso Continuo de Marmita la cual comprende de las siguientes etapas: 1.- Hidrólisis 2.- Saponificación

Cebo

3.- Lavado 4.- Acabado

Hidrolizador Ácido Graso

Evaporador alta presión

Glicerina

ácido graso

Tanque para neutralizar

Agua Acabado

Jabón Reacciones típicas para fabricar jabones

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Cebo + Hidrólisis

Ácido Graso

Acido graso + NaOH

+ Glicerina

Sales Sódica del ácido graso

4.3.- Proceso Industrial de la fabricación de fragancias La Industria de la fabricación de perfumes, colonias, aguas de colonia, lociones y fragancias han desarrollado una tecnología dejando atrás la técnica de elaboración con materiales tradicionales, esto se debe que en el campo de la investigación y desarrollo en esta área han experimentado una habilidad con mezclas que a diferencia cuando por primera vez se produjo una aroma de una loción llamada Old Spice que llamó la atención de los consumidores en su época. Hoy en día las sociedades consumistas a requerido una demanda de numerosos productos tan variados que se ha desarrollado materias primas naturales y sintéticas que requieren mas fragancias en las lociones, aerosoles, geles, cremas así como el uso de la mercadotecnia que incluyen materiales de empaque. En el proceso de fabricación de fragancias se requieren los siguientes componentes: 1.- Compuestos 2.- Vehículos 3.- Fijadores 4.- Fijadores sintéticos 5.- Aceites esenciales COMPUESTOS Un perfume se puede definir como cualquier mezcla de sustancias de olor agradable. Al principio prácticamente todos los productos utilizados en perfumería eran de origen natural.

VEHÍCULOS El disolvente moderno para combinar y disolver los materiales del perfume es el alcohol etílico altamente refinado mezclado con cierta cantidad de agua que va de acuerdo con las solubilidades de los aceites empleados.

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FIJADORES En una solución ordinaria de sustancias del perfume en alcohol los materiales mas volátiles se evaporan primero y el olor del perfume consiste en una serie de impresiones mas que en el conjunto deseado; para superar esta dificultad se agrega un fijador.

FIJADORES SINTÉTICOS Benzoato de amilo, Fenilacetato de fenetilo, Esteres de alcohol cinámico, Esteres de ácido cinámico, Acetofenona, Cetona de almizcle, Ambrette de almizcle, Benzofenona, Vainillina, Cumarina, Heliotropica, Hidroxicitronelal, Indol, Escatol. ACEITES ESENCIALES Se pueden definir como aceites odoríferos de origen vegetal sin embargo se debe hacer una distinción entre aceites naturales de flores y aceites esenciales que se recuperan por destilación. Los aceites esenciales son en su mayor parte insolubles en agua y solubles en disolventes orgánicos, aunque una buena parte de aceites se alcanza a disolver en agua para proporcionar un intenso olor a la solución, como en el caso del agua de rosas y del agua de azahar. Lista de aceites y componente principal Aceite Almendra amarga Laurel Casia y Canela Cilantro Eucalipto Jazmín

Componente Principal Benzaldehido Eugenol Aldehído Cinamico Linalol Cineol Acetato de Benzilo

Proceso de Condensación en fabricación del aceites esenciales La Cumarina se encuentra en el haba tonca y en otra 65 plantas, actualmente la fuente comercial es la vía sintética, esta se obtiene por la extracción de disolventes Ortocresol

ácido cumarin -3 carboxílico 122

Cumarina

El uso de la cumarina es como agente fijador, para el realzado de los aceites esenciales y productos de olor a tabaco Fabricación del aldehído cinámico El aldehído cinámico tiene un olor a canela. Se debe proteger del aire ya que se oxida Benzaldehido ácido Cinámico. A pesar de que este aldehído se obtiene de aceites de casia chinos, se sintetiza por acción de un álcali en una mezcla de Benzaldehido y Acetaldehído. C6H5CHO Benzaldehido

+ CH3CHO

C6H5CH:CHCHO + H2O

Acetaldehído

Aldehído Cinamico

Benzaldehido Reactor

Neutralización

Lavado

Destilación

Acetaldehído

Alcohol Feniletilico tiene un olor a rosas provienen del aceite de rosas, flores de naranjo se obtiene de la siguiente reacción usando el mismo proceso de Grignard Oxido etileno

Eter C6H3Br

C6H3 MgBr

C6H5CH2 CH2OMgBr

Mg

123

C6H5CH2 CH2OH

Aldehído Cinámico

Auto evaluación de la Unidad IV

I.-Conteste correctamente las siguientes preguntas

1.

¿Cuáles son las fibras sintéticas principales que se han desarrollado desde mediados del siglo pasado?

2.

¿Cuáles son las propiedades generales de las fibras?

3.

Las principales materias primas de para fabricar el Nylon

4.

Describa el diagrama de bloques para fabricar fibras el Nylon

5.

¿En qué consiste el método de Saponificación?

6.

¿Cuál son las materias primas para fabricar jabones?

7.

¿En qué consiste la Biodegradabilidad?

8.

¿Cuáles son los principales ácidos y alcoholes grasos usados para fabricar jabones?

9.

Mencione los componentes de las Fragancias

10.

¿Cuál es el principal diluyente de las fragancias?

II.- Conteste falso o verdadero a las siguientes preguntas y justifique la respuesta

124

(

) El producto obtenido de l ácido Adipico y la Hexametilendiamina se lama fibra Poliester ________________________________

(

) Para formar la fibra sintética de Nylon el proceso se llama Polimerización ________________________________

(

) Losa ácidos grasos y los ácidos fuertes son usados para fabricas jabones ____________________

(

) El compuesto que se obtiene para fabricar jabones se llama estearato de sodio ______________________________________________

(

) Los ácidos y alcoholes grasos se usan para fabricar colorantes ________________________________

(

) De ácido graso mezclado con un Acetona se forma la sal del ácido graso ________________________________

(

) Los aceites esenciales son Cartamo, Girasol, Soya __________________________

(

) El aldehído cinámico se caracteriza por tener un olor a rosas _________________

Relacione las preguntas y coloque la letra que le corresponda en el paréntesis

(

)

A)

El alcohol Feniletilico y Aldehído cinámico

(

Álcali usado en la saponificación ) Usados como aceites esenciales

B)

Vehículos, fijadores, aceites esenciales

C)

Nylon

D)

Saponificación

( (

) Componentes de las fragancias ) Métodos para producir ácidos grasos y jabones

125

(

) Producto de la polimerización ácido Adipico y hexametilen diamina

E)

Hidróxido de sodio

Práctica No. 9 Fabricación de un jabón liquido Objetivo: El estudiante practique un el proceso de fabricación de jabones Fundamento En la Elaboración de un jabón se basa en la comprensión de la reacción química al unir un una grasa de origen animal con sosa cáustica para obtener una sal Orgánica de sodio donde esta compuesto al disolverse en agua adquiere propiedades eléctricas para separar residuos orgánicos de las prendas de vestir Material 1 pza Vaso de Precipitado 300 ml 1 pza Recipiente de plástico 1 pza Agitador tipo paleta

20 gr 150 ml 10 ml 5 ml 5 ml 2 gr 2 gr 1 gota

Reactivo Usados Barra de jabón Neutro Agua Alcohol Etílico Lauril Sulfato de Sodio Trietanolamina Bicarbonato de Sodio Ácido cítrico Colorante vegetal color verde

Procedimiento 1.- En un vaso de 300 ml se colocan 150 ml de agua se calienta a 60º C, al llegar a la temperatura se le adiciona una gota de colorante color verde.

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2.- Se continua calentamiento del el agua con colorante y al llegar a 90º C, se le adiciona el jabón e n tiras, agitando constantemente. 3.- Al llegar a 90º C se le agrega las tiras de jabón agitando constantemente. 4.-Posterior se le agrega 10 ml de alcohol, 2 gr ácido cítrico, y 2 g de bicarbonato de sodio una vez mezclados se baja la temperatura. 5.- Cuando se tiene una mezcla Homogénea se le agrega 5 ml de Trietanolamina y 5 ml de Lauril Sulfato de Sodio se continua agitando hasta tener una pasta uniforme. 6.- Se vacía el jabón líquido a recipientes de plástico

Observaciones 1.- Comprueba la generación de espuma a aplicar el jabón a un recipiente. 2.- Comprobar la acción removedora de la grasa o suciedad en un recipiente de vidrio 3. Explique brevemente la razón porque el agua y jabón disuelven las grasas. Conclusiones

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Glosario de Términos A Acido.-Una sustancia que libera iones de hidrogeno en solución, neutraliza bases y dona protones. Acido carboxílico.- Cualquiera de una clase de compuestos orgánicos con la formula general siguiente. Acido débil.- Un acido que se ioniza parcialmente en solución acuosa. Acido fuerte.-Un acido que se disocia completamente en iones. Agente oxidante.-Una sustancia que causa que otra se oxide o que pierda electrones. Agente reductor.-Una sustancia que causa que otra se reduzca o gane electrones mientras se oxida. Álcali.-cualquier sustancia que se disuelve para dar una solución básica. Alcano.-Cualquiera de una serie de hidrocarburos orgánicos cuyos enlaces carbono-carbono son todos enlaces simples. Alcohol.-Cualquiera de una clase de compuestos orgánicos con una formula general R – OH Aldehído.-Cualquiera de una clase de compuestos orgánicos con una formula general. Alqueno.-Cualquiera de una serie de hidrocarburos orgánicos que contiene un enlace doble carbono-carbono. Alquino.-Cualquiera de una serie de hidrocarburos orgánicos que contienen un triple enlace carbono-carbono. Amina.- Cualquiera de una clase de compuestos orgánicos con la formula general R – NH donde uno, dos o tres grupos R pueden remplazar a los átomos de hidrogeno. Anión.- Un ión cargado negativamente. Ánodo.- Un electrodo positivo en una celda electrolítica. Átomo.-La parte más pequeña de un elemento que puede entrar en combinación química. B Base.-Una sustancia que libera iones de hidróxido en solución, neutraliza ácidos y acepta protones. Base débil.-Una base que se ioniza parcialmente en una solución acuosa. Base fuerte.-Una base que se disocia completamente en iones. C

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Cambio químico.- Un cambio en la composición química de una sustancia. Catión.- Un ión cargado positivamente. Cátodo.-Un electrodo negativo en una celda electrolítica. Composición de porcentaje.-El porcentaje por masa de cada elemento en un compuesto. Compuesto.-Una combinación química de dos o mas elementos. Compuesto binario.-Un compuesto que consiste en dos elementos. Compuesto ternario.-Un compuesto formado por tres elementos. Compuesto orgánico.-Cualquiera de los compuestos que contienen el elemento carbono, junto con los elementos hidrogeno, oxigeno, nitrógeno, azufre y los elementos del grupo VIIA Concentración.-La cantidad de un soluto en una solución que se puede expresar en términos de porcentaje, molaridad, normalidad o molalidad. Constante de ionización (disociación).-La constante de equilibrio para un acido débil o una base débil que expresa el grado de disociación del acido o la base.

D Densidad.-La masa por unidad de volumen de una sustancia. Disociar.-Separar una sustancia iónica en iones mediante la acción de un disolvente. Disolvente.-En una solución, la sustancia que esta haciendo la disolución. E Ecuación balanceada.-Una ecuación química que tiene el mismo un número de átomos de cada elemento en el lado del reactivo y en el lado del producto. Electrón.-Una partícula con carga negativa relativa de una unidad y una masa de .0005486 unidades de masa atómica. Elemento.-Cualquiera de las sustancias básicas de la materia que no pueden descomponerse físicamente ni por medios químicos en sustancias más simples. Elemento diatómico.-Un elemento que se encuentra en moléculas compuestas de dos átomos idénticos. Por ejemplo hidrogeno, oxigeno y nitrógeno existen en las formas diatómicas H O Y N respectivamente. Elemento representativo.-Un elemento de el grupo A. Para los electos del grupo A, el número de grupo indica cuantos electrones externos hay. Energía.- La capacidad para hacer trabajo. La energía aparece en muchas formas; por ejemplo, como calor y como energía química, eléctrica, mecánica y radiante (luz). Enlace covalente.- Un enlace químico formado cuando se comparten electrones entre dos átomos.

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Enlace iónico.- La fuerza de enlace debida a pérdida o ganancia de electrones que mantiene juntos a los átomos o iones en moléculas o unidades de fórmula. Equivalente (de un ácido o base).- La masa del ácido o base que contiene el número de Avogadro de iones de hidrógeno o iones de hidróxido. Escala pH.- Una escala que representa la acidez de una solución. Estequiometría.- El cálculo de las cantidades de sustancias implicadas en reacciones químicas. Éster.- Cualquiera de una clase de compuestos orgánicos con la siguiente fórmula general. Éter.- Cualquiera de una clase de compuestos orgánicos con la siguiente fórmula general. Expresión de equilibrio.- La expresión matemática que relaciona las concentraciones de los reactivos y productos con la constante de equilibrio. F Fórmula empírica.- Una fórmula química que muestra la razón más simple de un número entero de los átomos que forman una molécula de un compuesto. Fórmula estructural.- Una representación del enlace de los átomos de carbono en un compuesto orgánico. Fórmula molecular.- Una fórmula química que muestra el número de átomos de cada elemento en una molécula de un compuesto. Fórmula química.- La combinación de los símbolos de los elementos particulares que forman un compuesto químico, mostrando el número de átomos de cada elemento. G Grupo alquilo.- Un alcano menos un átomo de hidrógeno. Por ejemplo, remover un átomo de hidrógeno del metano (CH ) produce el grupo alquilo llamado metilo (CH). Grupo carboxilo.- Un grupo funcional orgánico con la siguiente fórmula: H Hidrato.- Un compuesto que contiene agua químicamente combinada en proporciones definidas. Hidrocarburo aromático.- Cualquiera de una serie de hidrocarburos de cadenas-cerradas, cíclicos basados en la molécula de benceno, y que contienen enlaces simples y dobles alternados. Hidrocarburo.- Cualquiera de los compuestos orgánicos que contienen solamente carbono e hidrógeno. Hidrocarburo insaturado.- Cualquiera de los compuestos orgánicos que contienen solamente carbono e hidrógeno y tienen algunos enlaces dobles carbono-carbono o enlaces triples carbono-carbono en sus moléculas. Hidrocarburo saturado.- Cualquiera de los compuestos orgánicos que contienen solamente carbono e hidrógeno y cuyos en laces carbono-carbono son todos enlaces sencillos.

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I Indicador.- Una sustancia química que tiene la habilidad de cambiar de color dependiendo del pH de la solución en la cual se coloque. Inmiscible.- Incapaz de formar una solución cuando se mezcla. Ion.- Un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido uno a más electrones y por lo tanto tiene una carga positiva o negativa. Ion hidronio.- El ión formado por la adición de un ión de hidrógeno a una molécula de agua; se escribe como H O . Ion monoatómico.- Un ión que consta de un solo átomo que ha adoptado una carga negativa o positiva. Ion negativo (anión).- Un átomo que ha ganado uno o más electrones y ha tomado por tanto negativa. Ion poliatómico.- Un grupo cargado de átomos enlazados covalentemente. Ion positivo (catión).- Un átomo que ha perdido uno o más electrones y ha tomado por tanto una carga positiva. Ionización.- El proceso mediante el cual se forman iones a partir de átomos o moléculas mediante la transferencia de electrones. Isótopo.- Uno de dos o más átomos que tienen el mismo número de electrones y protones pero diferentes números de neutrones. L Ley de acción de masa.- Para un sistema en equilibrio, la razón del producto de las concentraciones del producto con el productote las concentraciones del reactivo es una constante. Ley de composición definitiva.- Una ley que estipula que cada compuesto está formado de elementos en una cierta proporción fija. Ley de conservación de la masa.- La materia no puede ser creada ni destruida. Ley de conservación de masa y energía.- La materia y energía no pueden crearse ni destruirse, pero pueden cambiar de una forma a otra, y la suma de toda la materia y energía del universo siempre permanece igual. Ley de la conservación de la energía.- La energía no puede crearse ni destruirse. M Masa.- Una medición de la cantidad de materia en un objeto. Masa atómica.- La masa de un elemento en relación con la masa de un átomo de carbono-12. Masa atómica-gramos.- La masa atómica de un mol de átomos de un elemento expresada en gramos.

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Masa molar.- Un término general usado para describir la masa gramo-fórmula o masa gramoatómica de una sustancia. Masa molecular.- La suma de las masas gramo-atómicas de todos los elementos que forman a una molécula. Materia.- Cualquier cosa que ocupe espacio y tenga masa. Materia heterogénea.- Materia compuesta de partes con diferentes propiedades; materia no uniforme. Materia homogénea.- Materia compuesta de partes con propiedades similares; materia uniforme. Método científico.- Una serie de pasos lógicos que usan los científicos para enfocar un problema y resolverlo eficazmente. Mezcla.- Una combinación de dos o más sustancias que pueden separarse por medios físicos. Mezcla heterogénea.- Una mezcla que consta de dos o más sustancias que retienen sus propias propiedades características. Mezcla homogénea.- Una mezcla que consta de dos o más sustancias pero es uniforme en su composición; es decir, cada parte de la mezcla es exactamente como cada una de las otras. Miscible.- Capaz de formar una solución cuando se mezcla. Mol.- 6.02x10^23 items. Molalidad (m).- Una unidad de concentración para soluciones: moles de soluto por kilogramo de disolvente. Molaridad.- Una unidad de concentración para soluciones: moles de soluto por litro de solución. Molécula.- La partícula más pequeña de un compuesto que puede entrar en reacciones químicas y retener las propiedades del compuesto. N No metal.- Un elemento que no es un buen conductor de calor o electricidad y usualmente adopta un número de oxidación negativo cuando se enlaza con un metal. Nombre común.- Un nombre para un compuesto químico que se deriva del uso común y que ha sido transmitido a través de la historia de la química. Nombre químico sistemático.- Cualquiera de los nombres para compuestos químicos derivados del sistema de denominación desarrollado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Nomenclatura Química.- Un sistema para nombrar compuestos químicos. Normalidad (N).- Una unidad de concentración para soluciones: equivalentes de soluto por litrote solución.

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Notación científica.- Un número expresado en notación exponencial. El número 0.00625 puede ser 6.25 x 10^3 en notación científica. Núcleo.- El centro de un átomo, que contiene la mayor parte de la masa y una o más unidades de carga positiva. Número atómico.- El número de electrones o protones en un átomo neutral. Número base.- Un número que se elevada a una potencia, por ejemplo; 10 en 10^3. Número de Avogadro.- El número de átomos cuya masa es la masa atómica en gramos de cualquier elemento. Es igual a 6.02x10^23. Número de masa.- La masa de un átomo particular en unidades de masa atómica. Es esencialmente el número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. O Orbital.- Una región del espacio, cerca del núcleo atómico, en la cual hay una probabilidad de 95% de encontrar un electrón. Oxidación.- La perdida de electrones de una sustancia que pasa por una reacción química. P Producto.- Una sustancia producida en una reacción química. Producto de solubilidad.- La expresión de equilibrio para una sal ligeramente soluble, que es el producto de las concentraciones de sus iones en una solución saturada a una temperatura particular. Propiedad física.- Una propiedad característica tal como color, olor, sabor, punto de ebullición o punto de fusión que puede medirse por medios no químicos. Propiedad química.- Aquellas propiedades que muestran la forma como una sustancia reacciona con otra sustancia. Protón.- Una partícula con una carga positiva de una unidad y una masa de1.0072766unidades de masa atómica. Punto de equivalencia.- El punto en una titulación acido-base en la cual los equivalentes de ácido son iguales a los equivalentes de la base. Punto de saturación.- El nivel de concentración en el cual no puede disolverse más soluto en una cantidad dada de disolvente a una temperatura particular. Punto final.- El punto en una titulación en el cual el indicador cambia de color. R Reacción de combinación.- Una reacción en la cual dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia más compleja. Reacción de descomposición.- Una reacción en la cual una sustancia compleja es descompuesta en sustancias más simples.

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Reacción de esterificación.- Una reacción entre un alcohol y un ácido carboxílico que produce un éster. Reacción de neutralización.- Una reacción en la cual un ácido y una base reaccionan para formar una sal y agua. Reacción de oxidación-reducción ( redox ).- Una reacción en la cual una sustancia química es oxidada y otra sustancia química es reducida. Reacción de sustitución doble.- Una reacción en la cual dos compuestos intercambian iones entre ellos. Reacción de sustitución simple.- Es una reacción en la cual un elemento no combinado sustituye a otro elemento que esta en un compuesto. Reactivo.- Cualquiera de los materiales iniciales en una reacción química. Redox.- Abreviatura del término oxidación-reducción. S Sal.- Un compuesto formado por el ión positivo de una base y el ión negativo de un ácido. Sal anhidra.- Una molécula de sal que no tiene agua de hidratación enlazada a la misma. Sólido.- El estado físico de la materia en el cual las partículas se mantienen en un arreglo definitivo. Los sólidos tienen una forma definitiva y un volumen definitivo. Sólido amorfo.- Un sólido que no tiene una estructura cristalina bien definida. Sólido cristalino.- Un sólido que tienen una estructura interna fija, regularmente repetida y simétrica. Solución.- Una mezcla homogénea. Solución amortiguadora.- Una solución preparada al mezclar un ácido débil con su sal o una base débil y su sal. Tiende a mantener su pH cuando se le agrega un ácido o base. Solución electrolítica.- Una solución que conduce corriente eléctrica. Solución insaturada.- Una solución que contiene menos soluto del que puede disolverse en ella a una temperatura particular. Solución no electrolítica.- Una solución que no conduce la corriente eléctrica. Solución saturada.- Una solución en la cual ya no puede disolverse más soluto. Soluto.- En una solución, la sustancia que esta siendo disuelta. T Titulación.- El proceso de determinar la cantidad de una sustancia presente en una solución al medir el volumen de una solución diferente de potencia conocida que debe agregarse para completar un cambio químico.

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Bibliografía  George T. Austin. Manual de Procesos Químicos en la Industria. Ed. Mc Graw Hill. Quinta edición.  Jesús González Elizondo. Secretos y Fórmulas Industriales. Ed. Instituto Técnico Industrial. Unica Ediciòn.  Mortimer. Quìmica. Ed. Iberoamericana. Mèxico 2002.

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