4 - alma mater

INSTITUTO TECNOLOGICO DE EL SALTO
CURSO DE QUIMICA
UNIDAD No. 4
ESTEQUIOMETRIA
CARRERA: INGENIERIA FORESTAL
AUTOR: ING. JORGE MEZA A.
CIUDAD EL SALTO SEPTIEMBRE DE 2009
UNIDAD No. 4
ESTEQUIOMETRIA
4.1 Leyes de conservación de la materia y energía
La Ley de Conservación de la Masa o Ley de Conservación de la Materia o Ley
Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias
naturales. Fue elaborada por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en
1785. Establece un punto muy importante: “En toda reacción química la masa se
conserva, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida
de los productos”.
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por
John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada
por el químico y físico francés Joseph Gay-Lussac.
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes
compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del
otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos,
están en relación de números enteros sencillos.
Una de las observaciones fundamentales de la química moderna hecha por Joseph
Proust, la ley de las proporciones constantes, dice:
"Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto,
siempre lo hacen en una relación de masas constantes".Eso significa que siempre
va a ser igual el porcentaje de cada uno de los elementos no importando si solo se
combinan 10 g o 1000 g; esta ley se utiliza cuando hay un reactivo ilimitado en la
naturaleza.También se conoce como la ley de las proporciones definidas.
Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) fue un famoso químico alemán.
A él se le debe la noción de peso equivalente, y la ley que lleva este nombre:
Los elementos se combinan en proporción a sus pesos equivalentes, multiplicados
por números enteros y pequeños
4.1.1. Peso atómico
Se define como el promedio de la masa atómica relativa de los distintos
isótopos de un elemento, ponderada por su frecuencia de aparición en estado
natural
4.1.2. Número de avogadro
El Número de Avogadro (símbolo NA), fue nombrado en honor al físico
Amedeo Avogadro y es una constante que indica la cantidad de unidades
elementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos
específicos de éstas) existentes en un mol de cualquier sustancia. Un mol es
el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12.
La mejor estimación de este número es:
Ejemplo:

¿Cuántos átomos hay en 170 gramos de hierro? Masa atómica del
hierro: 55,845 g/mol.
Por regla de tres simple calculamos cuántos átomos de hierro hay en 170
gramos:
Despejando x:
da como resultado:
4.1.3. Mol
El mol (símbolo: mol) se define como un mol a la cantidad de esa
sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado,
como átomos hay en 12 gramos de carbono-12.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones,
radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un
mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del
material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada
número de Avogadro (NA) y equivale a:
4.2 Tipos de reacciones químicas

Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual
dos o más sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un factor energético,
se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias
pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la
formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con
el hierro.
Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o
reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman
los reactivos y los productos se clasifican en:
NOMBRE
EXPLICACIÓN
4.2.1Combinacion
o síntesis
Es aquella
donde dos o
más sustancias
se unen para
formar un solo
producto
4.2.2
Descomposición
o análisis
Es la
separación de
una sustancia
en mas
simples.
4.2.3
Desplazamiento
Neutralización
En ella un ácido
reacciona con
una base para
formar una sal
y desprender
agua.
4.2.4 Intercambio
o doble
desplazamiento
Se realiza por
intercambio de
átomos entre
las sustancias
que se
relacionan
NOMBRE
Reacción endotérmica
EJEMPLO
2CaO
+
H2O
2HgO = 2Hg
H2SO4
+
=
Ca(OH)2
+
O2
2NaOH = Na2SO4
K2S + MgSO4
EXPLICACIÓN
Es aquella que necesita
=
K2SO4
+
2H2O
+
MgS
EJEMPLO
el suministro de calor
para llevarse a cabo.
Reacción exotérmica
2NaH
2Na+
H2
Es aquella que
ΔH=54.85
desprende calor cuando 2C + H2 =
C2H2 kcal
se produce.
4.2.5. Neutralización
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una
base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se
obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza
débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede
decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de
iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se
forma una sal.
Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que
significa que desprenden energía en forma de calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
Ácido + base = sal + agua
Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son
ácido clorhídrico e hidróxido de Sodio), azul de safranina, el azul de metileno,
etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito
como el uso de un pHmetro o la conductimétria.
Ejemplos:


4.2.6. Oxido-reducción
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como
reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta
transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno
oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada
respectivamente).
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento
que ceda electrones y otro que los acepte:


El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones
de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación,
es decir; oxidándose.
El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos
electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía,
es decir; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte
en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda
establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice
que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en
un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor
reducido.
Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está
involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo
determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se
transforma desde un estado inicial a otro final.
La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía.
Por ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporciona
energía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la
energía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más
importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del
metabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substancias
reducidas, el organismo las oxidada controladamente, liberando energía en
forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía es
transformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada para
todos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.
4.3 Balanceo de ecuaciones químicas
Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir
correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe
ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un
coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de
ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para
mantener la Ley de Lavoisiere.
Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos
de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.
H2 + O2 = H2O
Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y
de esta forma queda una ecuación balanceada.
2 H2 + O2 = 2 H2O
Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los
subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo
que el número de átomos es igual al subíndice.
Los métodos más comunes para balancear una ecuación son: Tanteo,
Algebraíco y Redox.
===== Métodos =====
4.3.1. Tanteo
Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.
Ejemplo:
CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + HF
Ecuación no balanceada
El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un
coeficiente en la especie del flúor de la derecha.
CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2 HF
Ecuación balanceada
Ejemplo:
K + H2O = KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un
coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.
K + 2 H2O = KOH + H2
Ecuación no balanceada
Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos
quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.
K + 2 H2O = 2 KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo
se termina ajustando el número de potasios.
2 K + 2 H2O = 2 KOH + H2
Ecuación balanceada
4.3.2
Reacción
Redox
Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de
algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de
las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque
siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.
Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de
oxidación se incrementen.
Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de
oxidación se disminuyan.
Para la reacción anterior:
Na0 = Na+1 Oxidación
H+12 = H02 Reducción
Para expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde se
escriben las especies cambiantes y sobre las flechas se indica el número de
electrones ganados y/o perdidos.
BALANCEO REDOX
Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como
ejemplo la siguiente reacción) son:
K2Cr2O7 + H2O + S = SO2 + KOH + Cr2O3
1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles
son las que cambian.
K+12Cr+62O-27 + H+12O-2 + S0 = S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-23
2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de
las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la
hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es
necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y
uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser
así se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmente
indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3
gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa
de 0 a +4 pierde 4 electrones).
+6 e
Cr+62
=
Cr+32
Reducción
S+4
Oxidación
- 4e
S0
=
3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos.
Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las hemirreacciones por el
número de electrones ganados o perdidos de la hemirreacción contraria (o
por su mínimo común denominador).
+6 e
2[
Cr+62
=
Cr+32
]
- 4e
S0
3[
=
S+4
]
+12 e
Cr+62
2
=
2Cr+32
- 12e
S0
3
=
3 S+4
4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes,
y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.
3 S0 + 2Cr+62 = 3 S+4 + 2Cr+32
2K2Cr2O7 + H2O + 3S
= 3SO2 + KOH + 2Cr2O3
5. Terminar de balancear por tanteo.
2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S = 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3
4.3.3. Algebraico
Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a
cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al
resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.
Ecuación a balancear:
FeS + O2= Fe2O3 + SO2
Los pasos a seguir son los siguientes:
1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:
A
B
C
D
FeS + O2 = Fe2O3 + SO2
2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en
reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe
en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se
localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C .
El símbolo produce (= ) equivale al signo igual a (=).
Fe
A = 2C
S
A=D
O
2B = 3C + 2D
3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita
resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener
después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar
(generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este
caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se
encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación
se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen
los valores de C y D para encontrar el valor de B.
A
B
FeS
Fe A = 2C
S A=D
O 2B = 3C + 2D
+
C
O2
=
Sí C =2
A= D
A= 2C
D=4
A= 2(2)
A=4
Fe2O3
D
+
SO2
2B = 3C + 2D
2B = (3)(2) + (2)(4)
2B = 14
B = 14/2
B=7
4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de
las variables:
A
B
4 FeS + 7 O2
C
=
2Fe2O3
D
+ 4SO2
Ecuación Balanceada
El método del ion-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más
difícil) que el del número de oxidación, sin embargo, por ser más sistemático,
es menos probable que conduzca a error. Además este método es más
práctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas, que el método del
número de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y
cual se reduce, ya que aquí se oxida el que pierde electrones, es decir, la
ecuación donde aparezcan los electrones hacia la derecha; y se reduce el que
gana electrones, es decir, la ecuación donde aparezcan los electrones hacia
la izquierda.
4.4 Cálculos estequiométricos
4.4.1. Peso-peso
Tipos de soluciones porcentuales
Tenemos soluciones porcentuales de tres tipos:
· Peso/Peso (p/p)
%P/P=
· Peso/Volumen (p/v)
%P/V=
· Volumen/Volumen (v/v)
%P/V=
4.4.3. Determinación de formulas mínimas de compuestos inorgánicos y orgánicos
Es llamada tambien formula empirica y en química la fórmula empírica es una
expresión o forma que representa la proporción más simple en la que están
presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con
la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.
La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno,
por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.
Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos
átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6
y su fórmula empírica CH3.
Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades
moleculares y sólo es posible hablar de fórmula empírica: NaCl.
Para hallar la fórmula empírica de un compuesto, primero se obtienen los moles de
cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por
tanteo, se hallan los números enteros sencillos.
4.4.4. Cálculos estequiométricos en ecuaciones químicas
4.4.4.1. Reactivo limitante
Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese
reactivo se le llama reactivo limitante.
Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química
se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la
cantidad de producto formado.
Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la
ecuación química ajustada.
Ejemplo 1:
Para la reacción:
¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10
moléculas de oxígeno?
Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2
Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.
La proporción requerida es de 2 : 1
Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.
Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la
estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles
de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con
todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con
todo el O2 es 10.
Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5
moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante
Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:
Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las
cantidades que hay de reactivos en la reacción.
El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.
4.4.4.2. Reactivo en exceso
Son los reactivos presente en mayor cantidad durante una reacción química
los cuales sirven para hacer reaccionar en su totalidad el reactivo limitante q
por cualquier razón se encuentra en menor proporción ya sea por su excases
o su costo economico.
4.4.4.3. Rendimiento teórico y Real
El rendimiento teórico es la cantidad calculada de producto que se puede
obtener a partir de determinada cantidad de reactivo, de acuerdo con la
ecuación química. El rendimiento real es la cantidad de producto que se
obtiene al final. Y el rendimiento porcentual es la relación del rendimiento real
al teórico multiplicada por 100.
4.5 Ácidos y bases
Una reacción ácido-base es una reacción química que ocurre entre un ácido y
una base. Existen varios conceptos que proporcionan definiciones
alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas
reacciones, y su aplicación en problemas en disolucion relacionados con
ellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone
de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a
reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando carácter
ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos
científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés
Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.
4.5.1. Teorías de ácidos y bases
4.5.1. Teorías de ácidos y bases
El químico estadounidense G. N. Lewis enunció en 1932 y desarrolló en 1938 su
teoría más general de ácidos y bases, de la siguiente manera:
Las sustancias que pueden ceder pares de electrones son bases de Lewis y las
que pueden aceptar pares de electrones son ácidos de Lewis. El ácido debe tener
su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones
solitarios. El amoniaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido
de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado
un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el
trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro férrico son
catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.
TEORÍA DE ARRHENIUS
Según la teoría de Arrhenius (1859-1927), un ácido es una sustancia que en
disolución acuosa disocia iones H+:
HA = A- + H+
El cloruro de hidrógeno y el ácido nítrico presentan esta propiedad:
HCl = Cl- + H+
y HNO3 = NO3 - + H+
Para Arrhenius, las bases son compuestos que al disolverse en agua dan lugar a
iones hidróxido (OH-):
BOH = B+ + OH-
Son ejemplos de bases:
NaOH = Na+ + OHy Ca(OH)2 = Ca2+ + 2 OHLos ácidos y las bases conducen la corriente eléctrica. Se ha comprobado
experimentalmente que el agua pura (que no es buena conductora de la
electricidad) conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en ella un ácido o
una base.
Teoría de Brönsted-Lowry
Según Brönsted (1879-1947) y Lowry (1874-1936), el carácter ácido de las
sustancias no se debe exclusivamente a que en disolución acuosa se disocien
originando protones (H+), sino a su facilidad para ceder protones a otras.
Así, llaman ácidos a las sustancias que ceden protones y bases a las sustancias
que aceptan protones.
De esta forma, el carácter ácido de una disolución de ácido clorhídrico se debe a
que éste cede protones al agua de acuerdo a la reacción
HCl + H2O = Cl- + H3O+
de manera que la sustancia que cede protones es el ácido (HCl) y la que los
acepta, la base (H2O). Al ion H3O+ se le denomina ion hidroxonio o ion hidronio.
Se sabe que el ion hidrógeno (H+) nunca se encuentra libre como tal, según se
desprende de la teoría de Arrhenius que, para la disociación del mismo ácido, da la
reacción:
HCl = Cl- + H+
Sin embargo, esta ecuación puede considerarse como una forma simplificada de la
siguiente:
HCl + H2O = Cl- + H3O+
por lo que ambas ecuaciones suelen utilizarse indistintamente.
Con esta teoría se explican las reacciones entre los ácidos y las bases, pues es
evidente que ningún ácido podría ceder protones si no hubiese otras sustancias
diferentes, las básicas, que los aceptasen.
4.5.2. pH y pOH
El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. El pH es la
concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La
sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii;
del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno).
Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el
logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de
hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-:
pOH = − log10.[OH − ]
4.5.3. Clasificación de ácidos y bases
La clasificación de los ácidos está en función del número de átomos de hidrógeno
que contienen en su molécula. Los ácidos que contienen solo un átomo de
hidrógeno se llaman monoprótidos; los que contienen dos átomos de hidrógeno,
diprótidos; los que contienen tres o más, poliprótidos. Ejemplos:
HCl, HI O Ácidos monoprótidos
H 2 SO 4, H 2 Cl O 4, H 2 CO 3 Ácidos diprótidos
H 3 PO 4, H 3 BO 3? Ácidos poliprótidos
De modo semejante a los ácidos, las bases se denominan monohidroxilas,
dihidroxilas y polihidroxilas, si contienen uno, dos o tres grupos funcionales OH;
respectivamente. Ejemplos:
NaOH, LiOH, AgOH Bases monohidroxilas
Ca(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2 Bases dihidroxilas
Al(OH)3, Fe(OH)3 Bases polihidroxilas
4.5.4. Indicadores
El término "Indicador" en el lenguaje común, se refiere a datos esencialmente
cuantitativos, que nos permiten darnos cuentas de cómo se encuentran las cosas
en relación con algún aspecto de la realidad que nos interesa conocer. Los
Indicadores pueden ser medidas, números, hechos, opiniones o percepciones que
señalen condiciones o situaciones específicas.
Los indicadores deberán reflejarse adecuadamente la naturaleza, peculiaridades y
nexos de los procesosque se originan en la actividad económica – productiva, sus
resultados, gastos, entre otros, y caracterizarse por ser estables y comprensibles,
por tanto, no es suficiente con uno solo de ellos para medir la gestión de la
empresa sino que se impone la necesidad de considerar los sistemas de
indicadores, es decir, un conjunto interrelacionado de ellos que abarque la mayor
cantidad posible de magnitudes a medir.
4.5.5. Neutralización
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando
en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y
agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su
respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la
neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para
formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.
Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa
que desprenden energía en forma de calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido + base → sal + agua
4.5.6. Titulación o valoración
4.5.7. Soluciones valoradas:
4.5.7.1. Porcentuales
Las soluciones porcentuales son aquellas cuya medida es la cantidad de mililitros o
gramos referidos a 100 ml de solución (no de solvente). Ejemplos: · Una solución al
10% (de lo que sea) contendrá 10 gramos o 10 ml y aforados a 100 ml de solución.
· Para preparar una solución al 25%, entonces pesaremos 25 gramos de la
sustancia o mediremos 25 ml y se aforan hasta 100 ml.
Tipos de soluciones porcentuales
Tenemos soluciones porcentuales de tres tipos:
· Peso/Peso (p/p)
%P/P=
· Peso/Volumen (p/v)
%P/V=
· Volumen/Volumen (v/v)
%P/V=
Una disolución o solución es una combinación de diferentes componentes,
normalmente acuosas, formadas por agua y otra sustancia (disolvente y soluto
respectivamente). Éstas se pueden expresar de distinta manera:
4.5.7.2. Molares
El mol (molécula gramo) es una Unidad Internacional usada para medir la cantidad
de una sustancia. Un mol de una sustancia expresado en gr es su peso molecular
así por ejemplo: un mol de cloruro de sodio (NaCl) son 58,5 gr . Por lo tanto, una
solución 1M de cloruro de sodio contendrá 58,5 gr de sal por litro de agua.
La molaridad de una solución se calcula dividiendo los moles del soluto por los
litros de la solución.
molaridad = moles de soluto/litros de solución
Ejemplo 1: ¿Cuál es la molaridad de 0,75 moles de soluto disueltos en 2,5 L de
solvente?.
M= 0,75 mol / 2,5 L= 0,3 M
Ejemplo 2: ¿Cuál es la molaridad de 58,5 gr de cloruro de sodio disueltos en 2
litros de solvente?.
Para poder hacer el cálculo tenemos que convertir gramos a moles. Si
consideramos que el peso molecular del cloruro de sodio es: 58,5 [(peso del Cl (35,5) + peso del Na+(23)] entonces esa cantidad es un mol.
M= 1 M / 2L= 0,5 M
4.5.7.3. Normales
Composición centesimal: En química se expresa con frecuencia la
concentración de las soluciones en porcentajes.
Partes por millón: Para referirse a las concentraciones de soluciones muy
diluidas, la concentración se expresa más adecuadamente en partes por
millón (p.p.m.)
Así, una solución que contiene 0.0003% de níquel, contiene 3 p.p.m. de este
elemento.
Soluciones tipo en términos de cantidades molares.
Fracción molar: Se define la fracción molar Nx como la parte fraccionaria del
número total de moles de una solución con la que contribuye el componente
x de la misma.
Ejemplo: Se preparó una solución mezclando 10 moles de alcohol CCl2H5OH,
y 10 moles de agua ¿cuál es la composición de la solución en fracción molar?
Nota: 10 moles de alcohol serán 10 x 46 = 460 g y 10 moles de agua serán 10 x
18 = 180 g.
Solución: Por definición.
y
Esto es en términos de composición, en fracción molar la solución es de 0.50
de alcohol y 0.50 de agua.
La fracción molar es un método importante para expresar la composición de
una solución, porque representa la relación en que se encuentra en la
solución las partículas de dimensiones atómicas o moleculares. En la
solución dada en el ejemplo, la relación de las moléculas de alcohol a las de
agua es de 1:1.
Molaridad: Se define la molaridad, M, como el número de moles de soluto por
litro de solución. Esto es:
La molaridad de una solución puede usarse para determinar la relación que
hay entre los iones o moléculas de soluto a moléculas de agua de cualquier
solución dada.
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitarán para preparar 5 litros de
solución 0.100 M?
Solución: En la ecuación anterior hay tres variables, molaridad, moles de
soluto y litros de solución. En este problema la variable incógnita es "moles
de soluto". Las moles y los gramos se pueden intercambiar fácilmente.
Despejando en la fórmula anterior a “moles de soluto” tenemos:
Moles de soluto = (molaridad) (litros de solución)
Como las dimensiones de la molaridad son moles de soluto/litros de solución
se tiene:
PM NaOH = 40.0 g/mol
Como hay 40.0 g de NaOH en 1.00 mol, se tiene;
Molalidad: Se define la molalidad, m, como el número de moles de soluto por
1000 gramos de disolvente. Esto es:
Ejemplo: Calcule la molalidad de una solución que contiene 441 g de HCl
disueltos en 1500 g de agua.
Solución: La cantidad de soluto debe darse en moles y la cantidad de
disolvente en kilogramos.
y
1500 gr H2O = 1.50 kg H2O
La molalidad será:
Equivalente-gramo de ácidos, bases y sales: Un equivalente-gramo de un
ácido, base o sal representa al número de gramos del compuesto que
interviene en un cambio de electrones igual al número de Avogrado
(6.02x1023). Esta proporción se puede hacer más práctica indicando que un
equivalente-gramo de un ácido, base o sal es numéricamente igual a la masafórmula del compuesto dividido entre la carga positiva neta o entre la carga
negativa neta representada por la fórmula. Esto es:
En ocasiones se usa el equivalente-miligramo. Por conveniencia, ésta unidad
más pequeña frecuentemente se abrevia llamándolo miliequivalente. Una
miliequivalente es 0.001 del equivalente-gramo. También por conveniencia, la
palabra miliequivalente se abrevia meq.
Equivalente-gramo de oxidantes y reductores: El valor del equivalente-gramo
de un ácido, base o sal depende de su papel como reactivo en la reacción de
que se trate. Un equivalente-gramo del oxidante o del reductor es igual a el
asa fórmula dividida entre la suma de los cambios en el número de oxidación
de los átomos que intervienen en la fórmula del oxidante o del reductor. Esto
es:
Normalidad: La normalidad, N, se define como el número de equivalentesgramo de soluto por litro de solución. Esto es:
si se representa por E a los “equivalentes-gramo de soluto” y por V a los
“litros de solución”, la ecuación anterior toma la forma: