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QUÍMICA ACCESO UNIVERSIDAD PAU Química 1 PAU Química 2 Índice Tema 1: Formulación y nomenclatura de las principales funciones inorgánicas 1. Generalidades 1.1. Tipos de nomenclatura 1.2. Sistema periódico 1.3. Sistema periódico incompleto. Símbolos que memorizar 1.4. Reglas de formulación de los compuestos binarios 2. Compuestos binarios 2.1. Óxidos 2.2. Hidruros 2.3. Compuestos binarios no metal-metal 2.4. Hidróxidos 3. Compuestos ternarios 3.1. Oxoácidos 3.2. Ácidos polihidratados 3.3. Sales Tema 2: Estructura atómica 1. Partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón 2. Concepto de isótopo 3. Modelo atómico de Bohr 3.1. Introducción al modelo cuántico. Números cuánticos, niveles de energía 3.2. Configuración electrónica de un átomo 3.3. Principio de exclusión de Pauli 3.4. Regla de Hund o de máxima multiplicidad 4. Propiedades periódicas Tema 3: Conceptos elementales 1. Definiciones 2. Fórmula química 2.1. Empírica 2.2. Molecular 2.3. Desarrollada 3. Leyes ponderales 3.1. Ley de Lavoisier o de conservación de la masa 3.2. Ley de Proust o de las proporciones definidas 4. Leyes volumétricas 4.1. Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación 4.2. Ley de Avogadro 5. Relaciones estequiométricas 6. Rendimiento 7. Reactivo limitante Tema 4: Enlace químico PAU Química 3 1. Generalidades 2. Tipos de enlace 2.1. Enlace iónico 2.2. Enlace covalente 2.3. Enlace metálico 2.4. Fuerzas intermoleculares 3. Estructuras de Lewis 3.1. Pasos para representar las estructuras de Lewis de los compuestos 4. Geometría de las moléculas utilizando el modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) 5. Concepto de polaridad de enlace Tema 5: Estados de agregación de la materia 1. Estado gaseoso 1.1. Leyes de los gases 2. Estado líquido y disoluciones 3. Formas de expresar la concentración 3.1. Gramos por litro 3.2. Tanto por ciento en peso (masa) 3.3. Molaridad 3.4. Molalidad 3.5. Fracción molar (X) Tema 6: Termodinámica química 1. Definiciones básicas 2. Primer principio de la Termodinámica 3. Entalpía 3.1. Entalpía estándar de formación Tema 7: Equilibrio químico 1. Reacciones reversibles e irreversibles 1.1. Constante de equilibrio Kc 1.2. Constante de equilibrio Kp 2. Factores que afectan al equilibrio químico 2.1. Principio de Le Chatelier 2.2. La temperatura 2.3. La presión 2.4. Las concentraciones Tema 8: Reacciones de transferencia de protones 1. Teorías de ácido-base 1.1. Teoría de Arrhenius 1.2. Teoría de Brønsted-Lowry 2. Autoionización del agua 3. Fuerza relativa de ácidos y bases. Constantes de disociación ácida y básica. Introducción al concepto de ácidos y bases fuertes y débiles PAU Química 4 3.1. Relación entre las constantes de acidez y basicidad de un par ácido-base conjugado 3.2. Grado de disociación 4. Concepto de pH. Cálculo de pH de disoluciones acuosas de ácidos y bases fuertes y débiles de concentración conocida Tema 9: Reacciones de transferencia de electrones 1. Definición de oxidación y reducción 2. Estado de oxidación (E.O.) o número de oxidación 2.1. Principales estados de oxidación 3. Cálculo de estado de oxidación (E.O.) 4. Ajuste de reacciones redox (método del ion-electrón) 4.1. Etapas en el ajuste redox 5. Ajuste redox en medio ácido 6. Ajuste redox en medio básico 7. Potencial de reducción. Escala de potenciales PAU Química 5 PAU Química 6 1 Formulación y nomenclatura de las principales funciones inorgánicas PAU Química 7 PAU Química 8 Tema 1: Formulación y nomenclatura de las principales funciones inorgánicas 1. Generalidades 1.1. Tipos de nomenclatura Es la forma con la que denominaremos a un compuesto químico. Existen tres tipos: Nomenclatura tradicional. Utiliza los prefijos y sufijos del Esquema 3. Nomenclatura de stock. Necesita de los números romanos para indicar la valencia, si el elemento en cuestión solo tiene una no se indicara. Nomenclatura estequiométrica. Utiliza los prefijos mono (1), di (2), tri, tetra, penta, hexa, hepta,... para indicar los subíndices de los elementos. Esquema 1 Números de oxidación de los elementos más usuales Metales No metales Elementos N° de oxidación Elementos N° de oxidación Hidrógeno, Litio, Potasio, Rubidio, Cesio, Francio. Plata Berilio, Magnesio, Calcio, Estroncio, Bario, Radio. +1 Flúor -1 +2 Cloro, Bromo, Yodo -1 +1 +3 +5 +7 +1 +2 Oxígeno -2 Zinc Cobre, Mercurio Oro +1 +3 Azufre, Selenio, Teluro Cromo, Manganeso, +2 Hierro, Cobalto, Níquel +3 Boro Aluminio +3 Nitrógeno, Fósforo, Arsénico, Antimonio Estaño, Plomo, Platino +2 +4 Carbono, Silicio PAU Química -2 +2 +4 +6 -3 +3 -3 +1 +3 +5 -4 +4 9 Esquema 2 Elementos en los que se utiliza la raíz de su nombre en latín ELEMENTO RAÍZ NOMBRE LATINO Azufre SulfSulphurium Cobre CuprCuprum Hierro FerrFerrum Oro AurAurum Plata ArgentArgentum Plomo PlumbPlumbum Esquema 3 Prefijos y terminaciones utilizados según el número de valencias del elemento Tipo de elemento Con un solo n° de oxidación positivo Con dos nº de oxidación positivos Con tres n° de oxidación positivos Con cuatro n° de oxidación positivos PAU Palabra que indica el nombre del compuesto N° de oxidación Prefijo y/o terminación Elemento N° de oxidación El único que tiene ...ico Sodio +1 Sódico El menor ...oso +1 Cuproso +2 Cúprico +2 +4 +6 +1 +3 +5 +7 Hiposulfuroso Sulfuroso Sulfúrico Hipocloroso Cloroso Clórico Perclórico El mayor El menor El intermedio El mayor El menor El siguiente El siguiente El mayor ...ico hipo...oso ...oso ...ico hipo...oso ...oso ...ico per...ico Química Cobre Azufre Cloro 10 1.2. Sistema periódico Alcalinos AlcalinoTérreos IA IIA 1 Metales de transición IIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos IIIA IVA VA Anfíge- Halóge- Gases nos nos Nobles VIA VIIA VIIIA 2 4.0026 1.0079 H Semimetal Metal No metal He Hidrógeno 3 Helio 22.989 4 24.312 Li Be Litio Berilio 1 Nº atómico Nombre 1.0079 H Hidrógeno Masa atómica 5 10.811 6 Símbolo B Boro 12.011 7 14.006 8 15.999 918.998 1020.183 C N O Carbono Nitrógeno Oxígeno F Ne Flúor Neón 1326.981 14 28.086 15 30.973 1632.064 1735.45 1839.948 11 22.989 12 24.312 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar Sodio Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Cloro Argón 19 39.102 20 40.08 21 44.956 22 47.90 23 50.942 24 51.996 25 54.938 26 55.847 27 58.933 28 58.71 29 63.54 30 65.37 31 69.72 32 72.59 33 74.992 34 78.96 3579.90 36 83.80 9 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Potasio Calcio Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Hierro Cobalto Níquel Cobre Cinc Galio Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio Estaño 37 85.47 38 87.62 39 88.905 40 91.22 41 92.806 42 Rb Sr Y Zr Nb Rubidio Estroncio Itrio Circonio Niobio 55 95.94 43 Mo Tc Molibdeno Tecnecio 132.90 56 137.34 57 138.91 72 178.49 73 180.94 74 183.85 75 Ge As Sb La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Cesio Bario Lantano Hafnio Tántalo Wolframio Renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio Talio Plomo Bismuto 226 89 Kr 0 I Xe Iodo Xenón Po At Rn Polonio Astato 227 Fr Ra Ac Francio Radio Actinio PAU Te Antimonio Teluro Ba 223 88 Br 186.2 76 190.2 77 192.2 78195.09 79196.96 80200.59 81204.37 82 207.19 83 208.98 84 (210) 85 (210) 86 (222) Cs 87 Se Germanio Arsénico Selenio Bromo Kriptón (99) 44 101.07 45 102.90 46 106.4 47107.87 48112.40 49114.82 50 118.69 51 121.75 52127.60 53126.9 54131.30 Química 11 Radón 1.3. Sistema periódico incompleto. Símbolos que memorizar 1 2 3 4 IA IIA IIB IVB 5 6 VB VIB 7 8 VIIB 9 10 VIII 11 12 13 14 15 16 17 18 IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He Hidrógeno Helio Li Be B Litio Berilio Boro C N Na Mg Al Si P Sodio Magnesio Aluminio Silicio K Ca Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Potasio Calcio Cromo Manganeso Hierro Cobalto Níquel Cobre Cinc Rb Sr Ag Cd Sn Rubidio Estroncio Plata Cadmio Estaño O F Ne Flúor Neón S Cl Ar Fósforo Azufre Cloro Argón As Se Br Kr Carbono Nitrógeno Oxígeno Arsénico Selenio Bromo Sb Te Antimonio Teluro Kriptón I Xe Iodo Xenón Cs Ba W Pt Au Hg Pb Rn Cesio Bario Wolframio Platino Oro Mercurio Plomo Radón Fr Ra Francio Radio PAU Química 12 1.4. Reglas de formulación de los compuestos binarios Los compuestos binarios son aquellos que están formados pos dos elementos diferentes. Para formularlos se escriben los símbolos de los dos elementos e intercambiamos la valencia de cada uno (hay que prescindir del signo). Si los subíndices son divisibles por un mismo número, se simplifican. A la izquierda se escribe el símbolo del elemento que actúa con valencia positiva. Al nombrar los compuestos binarios, se nombra primero el elemento que está a la derecha (el de valencia negativa). 2. Compuestos binarios 2.1. Óxidos Los óxidos son compuestos binarios de un elemento con el oxígeno. El oxígeno actúa con la valencia -2. El otro elemento utiliza una valencia positiva (una de ellas si tiene-varias). Nomenclatura específica. Si se utiliza la nomenclatura tradicional existen dos formas de actuar: ÓXIDOS (si el oxígeno va combinado con un metal) y ANHÍDRIDO (si el oxígeno va combinado con un no metal). Ejemplos: Fe2O3 Cl2O7 Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III) Óxido férrico Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico (Nomenclatura estequiométrica) (Nomenclatura de stock): siempre "óxido" (Nomenclatura tradicional) Oxígeno + no metal = “anhídrido”. Formular los siguientes compuestos: anhídrido carbónico, hiposulfuroso, anhídrido bromoso, óxido argéntico, óxido plumboso. anhídrido Nombra de las tres formas los siguientes compuestos: N 2O5, SeO2, I2O, Cr2O3, CaO, SO. 2.2. Hidruros PAU Son compuestos binarios del hidrógeno con otro elemento. Si el hidrógeno se combina con un metal (hidruros metálicos), se utiliza la palabra hidruro para nombrar al hidrógeno en esos compuestos. Química 13 Si el hidrógeno se combina con un no metal, pueden darse dos casos: o Los hidruros de los no metales: F, Cl, Br, I, S, Se y Te son "hidrácidos". La nomenclatura tradicional utiliza la palabra ácido para nombrar al hidrógeno seguida de la raíz correspondiente al nombre del no metal terminada en "hídrico". También se pueden nombrar mediante la raíz correspondiente al no metal seguida de la terminación "uro" y "de hidrógeno". (siempre tomarán la valencia negativa). o Los hidruros de los no metales: N, P, As, Sb, C, Si, B y O utilizan nombres tradicionales. El más importante: NH3: Amoniaco. Ejemplos: CuH2 HCl H2S Dihidruro de cobre Hidruro de cobre (II) Hidruro cúprico Ácido clorhídrico Cloruro de hidrógeno Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno (N. estequiométrica) (N. de stock) (N. tradicional) Hidrácidos. Nomenclatura especial. Hidrácidos. Nomenclatura especial. Formular los siguientes compuestos: hidruro de calcio, hidruro mangánico, hidruro de mercurio (II), yoduro de hidrógeno, ácido telurhídrico. Nombrar de las tres formas los siguientes compuestos: AgH, BaH 2, NiH3, KH, H2Te. 2.3. Compuestos binarios no metal-metal En estos compuestos el no metal actúa con su número de oxidación negativo. El símbolo del metal se coloca a la izquierda. La nomenclatura tradicional emplea la raíz del nombre del no metal terminada en "uro" seguida de la raíz del nombre del metal con la terminación que corresponda. Ejemplos: CuBr2 Fe2S3 Bromuro de cobre (II) Bromuro cúprico La N. estequiométrica no se utiliza Sulfuro de hierro (III) Sulfuro férrico Formular los siguientes compuestos: carburo de calcio, cloruro magnésico, seleniuro cúprico. Nombrar de las tres formas los siguientes compuestos: NaCl, CaF 2, AlP, K2Te. PAU Química 14 2.4. Hidróxidos Son combinaciones de un metal con el grupo funcional OH, denominado grupo hidróxido, que actúa con número de oxidación -1. El metal se sitúa a la izquierda y el grupo hidróxido actúa como uno solo entre paréntesis (OH) si es necesario indicar la valencia. Ejemplos: Fe(OH)2 NaOH Hidróxido ferroso Hidróxido de hierro (II) Dihidróxido de hierro. (No suele utilizarse) Hidróxido sódico Hidróxido de sodio Monohidróxido de sodio Formular los siguientes compuestos: hidróxido de cromo (II), hidróxido de aluminio, hidróxido plumboso. Nombrar de las tres formas los siguientes compuestos: Co(OH) 2, Zn(OH)2, KOH. 3. Compuestos ternarios Son aquellos que utilizan en su formulación química tres compuestos. 3.1. Oxoácidos Están formados por hidrógeno, oxígeno y un no metal. Se coloca siempre el hidrógeno" a la izquierda, el "no metal" en medio y el "oxígeno" a la derecha. Para nombrarlos se utiliza casi exclusivamente la nomenclatura tradicional. Se utiliza la palabra "ácido" seguida de la raíz del no metal con los correspondientes prefijos o sufijos dependiendo de la valencia con la que actúe. Si la valencia con la que actúa el no metal es impar, el hidrógeno llevará un "1" como subíndice (que no se indicará) y para el oxígeno habrá que sumar la valencia +1 y dividirlo entre 2. Si la valencia con la que actúa el no metal es par, el hidrógeno llevará un "2" como subíndice (que sí se indicará) y para el oxígeno habrá que sumar la valencia +2 y dividirlo entre 2. Ejemplos: Ácido perclórico. (el prefijo nos dice que es la valencia 7). para el hidrógeno 1 (no se indica). HClO para el oxígeno 7 + 1 = 8; 8 : 2 = 4, quedando HClO 4 PAU Química 15 Formular los siguientes compuestos: ácido cloroso, ácido hipoiodoso, ácido selenioso. Nombrar de las tres formas los siguientes compuestos: HBrO 4, H2TeO3. 3.2. Ácidos polihidratados Algunos elementos, fundamentalmente P, As, Sb, B y Si, forman ácidos "piro" y "orto". Para ello es necesario averiguar de qué anhídrido proceden y sumarle 2 moléculas de agua (los piro) o sumarle 3 moléculas de agua (los orto). En algunos ocasiones, puede que el prefijo "piro" esté sustituido por el prefijo "di". En casi todos los casos se omite el prefijo "orto", de manera que para formular el "ácido fosfórico" hay que tener claro que es el "ácido ortofosfórico". Ejemplos: Ácido (orto)fosfórico. Viene del anhídrido fosfórico (P2O5) + 3 H2O = H6P2O8. Simplificando :2 = H3PO4. Ácido pirofosforoso. Viene del anhídrido fosforoso (P2O3) + 2 H2O = H4P2O5. No se puede simplificar. 3.3. Sales Son compuestos ternarios que derivan de los ácidos. En función de que sustituyan todos los hidrógenos del ácido o no, se distinguen dos tipos de sales: sales neutras y sales ácidas, respectivamente. 3.3.1. Sales neutras Para formular una sal neutra se escribe primero la fórmula del ácido del que deriva. A continuación se suprimen los hidrógenos, pero el subíndice de los hidrógenos se conserva. En lugar de los hidrógenos se escribe el símbolo del metal. Posteriormente, la valencia con la que actúe el metal se indicará entre paréntesis, agrupando al no metal y al oxígeno. Variaciones en la nomenclatura tradicional: la terminación (oso) se cambia por (ito) y la terminación (ico) por (ato), refiriéndonos al no metal. Ejemplo: Sulfito cúprico. PAU Química 16 Deriva del ácido sulfuroso, cuya fórmula es H 2SO3. Suprimimos los hidrógenos, pero conservamos el subíndice e incorporamos en su lugar el metal quedando: Cu2SO3 Por último, entre paréntesis se indica la valencia con la que actúa el metal. Cu2(SO3)2 Al poder simplificar queda: Tradicional: Sulfito cúprico. Stock: Sulfito de cobre (II). 3.3.2. Sales ácidas Son aquellas en las que todos los hidrógenos no son sustituidos por un metal, sino solamente algunos de ellos. Para formularlos se utiliza el mismo método que para formular las sales neutras, pero hay que tener en cuenta que no suprimen todos los hidrógenos. Ejemplo: hidrogenocarbonato de sodio. Deriva del ácido carbónico, cuya fórmula es H2CO3. Suprimimos sólo un hidrógeno, pues su nombre nos indica que conserva uno, aunque hay que recordar que es necesario incorporar el metal, quedando: NaHCO3 Por último, entre paréntesis se indica la valencia con la que actúa el metal, pero al ser 1 no se indica. En estos casos el paréntesis abarcaría a (HCO 3). Formular los siguientes compuestos: fosfato de cromo (II), hidrogenofosfato de cobre (II), dihidrogenofosfato de calcio. Nota: los compuestos diatómicos. Algunos símbolos químicos van acompañados de un subíndice al formularlos de manera aislada. Son: Cl 2, I2, N2, O2, H2. PAU Química 17 PAU Química 18 2 Estructura atómica PAU Química 19 PAU Química 20 Tema 2: Estructura atómica 1. Partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón Los átomos están constituidos fundamentalmente por tres tipos de partículas: El electrón (e-): es una partícula cargada de electricidad negativa. Su masa es prácticamente despreciable. Los electrones se mueven en la corteza del átomo, que es la región que rodea al núcleo y que delimita el exterior del átomo. El protón (p+): es una partícula cargada de electricidad positiva. Su masa es de 1 uma (unidad de masa atómica). Tanto los protones como los neutrones ocupan un espacio reducido en el centro del átomo constituyendo el núcleo. El neutrón (n): es una partícula carente de carga eléctrica. Su masa es prácticamente igual a la masa de un protón. Desde el punto de vista eléctrico nos encontramos que el núcleo presenta carga positiva y la corteza carga negativa. Ambas cargas son iguales en valor absoluto, por lo que el átomo es neutro. (n° de protones = n° de electrones). Desde el punto de vista másico, en el núcleo reside prácticamente la totalidad de la masa del átomo, ya que la masa de los electrones es despreciable frente a la masa de los protones y de los neutrones. En el sistema periódico los elementos se ordenan del más ligero al más pesado. Así, el elemento más ligero, el hidrógeno tiene un protón; el siguiente, el helio, tiene dos protones; el inmediato, el litio, tiene tres protones,... De este modo, el número que indica el orden del elemento, llamado NÚMERO ATÓMICO, coincide con el número de protones que tiene un átomo del mismo. Número atómico (Z) = nº de protones El número atómico caracteriza a los elementos químicos. Así, por ejemplo, todo átomo con tres protones (Z = 3) es de litio, independientemente del número de las otras partículas (electrones y protones). 2. Concepto de isótopo Para entender qué es un isótopo debemos previamente recordar: A Z X A: número másico (o de masa). Es el número total de protones y neutrones que posee el núcleo de un elemento. Z: número atómico. Es el número de protones que hay en el núcleo de cada átomo de un elemento. PAU Química 21 En un átomo neutro, nº protones = nº electrones Nº de neutrones = A - Z Isótopos: átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Ejemplo: 1 1 H Hidrógeno 2 1 H Deuterio 3 1 H Tritio 3. Modelo atómico de Bohr Este modelo considera para todos los átomos conocidos un total de 7 órbitas permitidas, también conocidas como capas electrónicas. Además, cada capa sólo puede tener un número máximo determinado de electrones. 3.1. Introducción al modelo cuántico. Números cuánticos, niveles de energía En mecánica cuántica se requieren números cuánticos para describir la distribución de los electrones en los átomos. Estos números cuánticos se utilizarán para describir orbitales atómicos y para identificar los electrones que se ubican en ellos. Número cuántico principal (n): Informa acerca de la energía del electrón y de su distancia más probable al núcleo. Toma valores 1, 2, 3,... hasta 7. Los electrones cuyo número cuántico principal es elevado poseen mayor energía y se encuentran a mayor distancia del núcleo. Determina el número máximo de electrones que puede contener un nivel energético y que viene expresado por 2n 2. Número cuántico angular (l): caracteriza cada uno de estos subniveles y, por tanto, la forma de los orbitales. Este número cuántico se designa por cada una de las letras: s, p, d, f. Número cuántico magnético (ml): Describe la orientación del orbital en el espacio. Número cuántico de spin electrónico (ms): +1/2 y -1/2. PAU Química 22 3.2. Configuración electrónica de un átomo Número de electrones (e-) máximos por capa. Nota: El máximo de electrones por orbitales sería: s2 p6 d10 f14. Ejemplo: Para el átomo de hidrógeno, en el estado fundamental el electrón debe estar en el orbital 1s, de forma que su configuración electrónica será: La flecha hacia arriba o hacia abajo significa los dos posibles movimientos de spin o giro del electrón (ms) Nota. Si realizamos la configuración electrónica de un ion hay que diferenciar entre: Aniones: (S2-). Hay que sumar dos electrones más a la configuración electrónica. Cationes: (Mg+). Hay que eliminar un electrón al hacer la configuración electrónica. 3.3. Principio de exclusión de Pauli Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. En cada orbital sólo puede haber dos electrones que tendrán iguales los números cuánticos n, l y m y, para que se cumpla el principio de exclusión, han de tener un spin + 1/2 y el otro spin -1/2. 3.4. Regla de Hund o de máxima multiplicidad Para átomos en estado fundamental, al llenarse los orbitales de energía equivalente, los spins de los electrones se mantienen desapareados mientras sea posible. PAU Química 23 Ejemplo: El carbono (Z = 6) sera 1s 2 2s2 2p2, la distribución de los electrones, según la regla de Hund, es: Y no es ninguna de estas: o 4. Propiedades periódicas La configuración electrónica de los elementos varía de forma periódica al ir avanzando en la tabla; como consecuencia de ello, las propiedades que dependen de dicha configuración también variarán periódicamente. Entre estas propiedades destacamos las siguientes: Radio atómico. Es una propiedad importante de los elementos que afecta al carácter químico de los mismos. Disminuye de izquierda a derecha y aumenta de arriba hacia abajo. Energía de ionización. Energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Afinidad electrónica o energía de anionización. Es la energía que se libera cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón para formar un anión. Aumenta de izquierda a derecha. Electronegatividad. Representa la tendencia de un átomo de atraer electrones hacia sí cuando esté combinado con otro átomo de otro elemento. El conjunto de valores relativos de electronegatividades constituye una escala, siendo la de Pauling la más corriente. Disminuye de derecha a izquierda. PAU Química 24 3 Conceptos elementales PAU Química 25 PAU Química 26 Tema 3: Conceptos elementales 1. Definiciones ELEMENTO: Sustancia que está constituida por una sola clase de átomos (o sustancia que no puede descomponerse en otras sustancias más sencillas por medio de una reacción química). COMPUESTO: Sustancia formada por átomos de dos o más elementos químicos unidos químicamente en proporciones definidas. SUSTANCIA: Forma de materia que tiene una composición constante o definida y unas propiedades distintivas. MEZCLA: Combinación de dos o más sustancias en la cual ]as sustancias conservan sus propiedades características. MEZCLA HOMOGÉNEA: La composición de la mezcla es la misma en toda la disolución (material) y existe uniformidad de propiedades en toda la mezcla. MEZCLA HETEROGÉNEA: La composición de la mezcla y las propiedades de la misma no son uniformes. MASA ATÓMICA: La masa o peso atómico de un determinado átomo nos indica el número de veces que dicho átomo contiene la unidad de masa atómica (uma). Como los átomos tienen una masa muy pequeña que no se puede indicar en nuestro sistema de medida (gramos), se toma como referente para dar valores enteros al átomo de hidrógeno H 2, al cual se le asigna 1 uma (unidad de masa atómica). MASA O PESO MOLECULAR: Es la suma de las masa de los distintos átomos que la componen. Ejemplo: Pm (H2SO4) = 2 · 1 + 32 + 4 · 16 = 98 Pm (H2O) = 2 · 1 + 16 = 18 CONCEPTO DE MOL: El mol es una unidad de masa en Química. Un mol de una sustancia química equivale a un número de gramos que coincide, sólo numéricamente, con la masa molecular (si es molécula) o la masa atómica (si son átomos) de la sustancia. Ejemplo: 1 mol de H2SO4 = 98 gramos 1 mol de H2O = 18 gramos Para calcular los moles se ha de tener en cuenta: gramos de sustancia moles = masa de un mol de sustancia PAU Química 27 Ejemplo: 72 gramos de H2O serán 72g = 4 moles de H2O 18g/mol Actualmente se define un mol como la masa de un número de Avogadro de partículas. NÚMERO DE AVOGADRO (NA): Es el número de partículas contenidas en un mol de una sustancia dada. NA = 6,02 · 1023 Ejemplo: En un mol de H2O (18 g) hay 6,02 · 1023 moléculas. COMPOSICIÓN CENTESIMAL: Conocida la fórmula de un compuesto químico y sabiendo los pesos atómicos de los elementos que lo forman, se puede calcular su composición centesimal. Viene expresada en %. VOLUMEN MOLAR: Es el volumen de un mol de gas. Si se consideran condiciones normales de presión y temperatura (0°C y 1 atmósfera), este volumen es de 22,4 litros, independientemente del gas de que se trate. Ejemplo: Un mol de CO2, de O2 y de N2 en condiciones normales ocupan 22,4 litros. 64 g de gas oxígeno, es decir, 64/32 = 2 moles ocupan 2 · 22,4 = 44,8 litros en condiciones normales. 2. Fórmula química Los compuestos químicos, tal y como descubrió Proust, tienen una composición fija y definida, están formados por moléculas, unión de varios átomos. La composición molecular puede expresarse como porcentaje, tal y como hacía Proust en sus trabajos, o bien indicando el tipo y número de átomos que forman la molécula: su fórmula química. Hay varios tipos de fórmula química: 2.1. Empírica La fórmula empírica indica la cantidad relativa de átomos presentes en la molécula. 2.1.1. Procedimiento para obtener la fórmula empírica 1. Saber el número de moles de cada elemento. 2. Dividir entre el n° moles más pequeño. PAU Química 28 2.2. Molecular La fórmula molecular indica el número de átomos presentes en la molécula. A veces coincide con la fórmula empírica. 2.2.1. Procedimiento para obtener la fórmula molecular 1. Conocer el Pm del compuesto. 2. Multiplicar, en función de x, los resultados obtenidos en la fórmula empírica por sus respectivos Pm e igualar al Pm del compuesto. 2.3. Desarrollada La fórmula desarrollada indica no sólo los átomos presentes, sino la forma en que se disponen y se unen entre sí para formar la molécula, con la clase de enlaces que los unen. Un compuesto con una determinada fórmula molecular sólo tiene una posible fórmula empírica, pero no así al contrario. Ejemplo: El acetileno y el benceno tienen la misma fórmula empírica, CH, pero mientras que el benceno tiene de fórmula molecular C 6H6, la fórmula molecular del acetileno es C2H2. 3. Leyes ponderales 3.1. Ley de Lavoisier o de conservación de la masa En toda reacción química la masa de los reactivos que intervienen es igual a la masa de los productos que aparecen; lo que quiere decir que en un sistema cerrado sin intercambio con el exterior, la masa contenida en él permanece constante aunque se produzcan reacciones químicas en su interior. 3.2. Ley de Proust o de las proporciones definidas Toda sustancia está formada por elementos que están presentes siempre en la misma proporción; lo que viene a decir que en una reacción química, la proporción en masa entre las distintas sustancias que aparecen en la reacción será siempre la misma, ya que la masa de los átomos no puede cambiar, y el número de átomos presentes tampoco. Así, en la reacción entre el óxido de cobre(II) y agua, que ajustada sería: CuO + 2 HCl CuCl2 + H2O PAU Química 29 Determinando las masas moleculares, y observando que hay un 2 delante del cloruro de hidrógeno, podemos decir que siempre que las masas de cada sustancia guardarán la relación: CuO + 2 HCl CuCl2 + H2O 4. Leyes volumétricas 4.1. Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación Los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química están en una relación sencilla de números enteros. Recordando la ecuación de los gases ideales, si las condiciones de presión y temperatura son iguales, el volumen que ocupa un gas depende del número de moles que hay presentes. P·V=n·R·T donde P es la presión en atmósferas, V, el volumen en litros, n es el número de moles, R es una constante (0,082) y T, la temperatura en ºK (ºC + 273º). Precisamente esta relación entre masa, moles y volumen hace que las proporciones en una reacción química no tengan que realizarse siempre entre masas de productos o reactivos, sino que pueden establecerse entre masas, moles, o volúmenes, indistintamente. 4.2. Ley de Avogadro A presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente. O dicho de otro modo: volúmenes iguales, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de gases distintos, contienen el mismo número de moléculas. 5. Relaciones estequiométricas Puesto que los compuestos químicos tienen siempre la misma composición, cuando reaccionan entre sí, lo harán en idéntica proporción. Cuando el propano arde lo hace de forma que 11 g de propano reaccionan con 40 g de oxígeno. 33 g de propano se combinarán con 120 g de oxígeno y 5,5 g de propano lo harán con 20 g de oxígeno. Esto es así porque el número de átomos ha de ser el mismo antes y después de la reacción, lo que nos indica que la proporción que se guarda entre reactivos y productos será la que aparece en la ecuación química. Lo mismo ocurre cuando as reacciones se producen entre gases. Volúmenes iguales de gases distintos (Se llaman condiciones normales a la presión de 1 atm y la temperatura de 0ºC, 273ºK). En esas condiciones, un mol de gas ocupa un volumen de 22,4 litros (PV = nRT). PAU Química 30 Puesto que en una reacción las proporciones entre masas y entre volúmenes son constantes, también lo serán entre masa de un reactivo y volumen de otro. En el caso que nos ocupa, 7,1 g de oxígeno quemara 1 l de propano. 6. Rendimiento Una ecuación química indica los reactivos que intervienen en la reacción y los productos que aparecen. En la ecuación ajustada, el número de átomos es el mismo a ambos lados de la ecuación. Cada fórmula representa un mol de la sustancia, y si la fórmula va precedida por un número, el número refleja las veces que se repite el mol del compuesto. Sin embargo, en las reacciones químicas las transformaciones no siempre se producen completas. A veces hay impurezas que contaminan los reactivos y que no reacciona. Otras veces dos reactivos pueden reaccionar de diversas formas para producir distintos productos, aunque sólo interese uno de ellos. Es posible que la reacción se desarrolle en ambos sentidos... Todos estos efectos, y algunos más, conllevan a disminuir el rendimiento teórico de la reacción química, rendimiento que se mide en tanto por ciento. Ejemplo: Para quemar 44 g de propano se necesitan, teóricamente, 160 g de oxígeno. Pero esto es cuando el rendimiento de la reacción es del 100%. Normalmente se necesitará una mayor cantidad. Con un rendimiento del 90%, la cantidad de oxígeno necesaria sería de 177,78 g. 7. Reactivo limitante La ecuación química indica la proporción en la que aparecen los reactivos y productos. Si uno de los reactivos está en menor cantidad de la que indica la ecuación, se trata de un reactivo limitante, que se consumirá completamente, mientras que de los demás reactivos quedarán restos. PAU Química 31 PAU Química 32 4 Enlace químico PAU Química 33 PAU Química 34 Tema 4: Enlace químico 1. Generalidades Los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más favorable. La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es isoelectrónico como un gas noble. En el enlace sólo participan los electrones de la capa de valencia de los átomos, que en general son los que ocupan los orbitales de su ultima capa. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solamente entran en contacto sus regiones más externas. Si el resultado de esta interacción es una disminución de la energía global del sistema, se formará un enlace estable entre los átomos; si el resultado de esta interacción es un aumento en la energía del sistema, no tendrá lugar la formación del enlace entre los átomos. LA FORMACION DE ENLACES ES UN PROCESO ENERGÉTICAMENTE FAVORABLE. 2. Tipos de enlace 2.1. Enlace iónico Está originado por fuerzas electrostáticas entre iones de distinto signo. Existe mucha diferencia de electronegatividad entre los átomos que lo forman. Es un enlace que une metales con no metales. 2.2. Enlace covalente Está originado por compartición de parejas de electrones entre átomos. Cuando uno de los dos átomos aporta los dos electrones para formar el enlace, se denomina enlace covalente coordinado. Se forma entre no metales o entre no metales con hidrógeno. Los átomos adquieren la correspondiente configuración de gas noble por compartición de electrones. 2.3. Enlace metálico Todos los átomos del metal comparten sus electrones, que se encuentran deslocalizados. La movilidad de los electrones deslocalizados hace que los metales sean buenos conductores del calor y la electricidad. 2.4. Fuerzas intermoleculares Son fuerzas que actúan entre moléculas o entre iones y moléculas. Estas fuerzas son generalmente más débiles que las fuerzas intermoleculares (enlace químico). Las fuerzas intermoleculares son más fuertes en estado sólido que en estado líquido y en estado líquido más fuertes que en estado gaseoso. PAU Química 35 2.4.1. Tipos de fuerzas intermoleculares Fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolo. Son más fuertes cuanto mayor es el momento bipolar. Fuerzas de dispersión (van der Waals) son fuerzas de atracción que se originan por los dipolos inducidos en los átomos o moléculas (ion-dipolo inducido; dipolo-dipolo inducido; dipolo inducido-dipolo inducido). Enlace de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo que ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula (nuevamente, con N, O o F): A-H···B o A-H···A, donde A y B pueden ser O, N o F. El orden decreciente en lo relativo a fuerzas de enlace intermoleculares es: enlaces hidrógeno > dipolo-dipolo > fuerzas de dispersión. 3. Estructuras de Lewis Sólo intervienen los electrones de la capa de valencia, y cada uno de ellos se representa por un punto. Un enlace se representa por una línea o por dos puntos. Hay que tener en cuenta la regla del octeto. Ejemplo: Carbono y oxígeno. 3.1. Pasos para representar las estructuras de Lewis de los compuestos PAU Se dibuja mediante símbolos químicos el esqueleto (o estructura) del compuesto. Para compuestos complejos hay que tener información adecuada; generalmente, el átomo menos electronegativo se coloca en la posición central. H y F ocupan posiciones terminales, generalmente. Determinar el número de electrones de valencia disponibles en el compuesto. Se dibuja un enlace entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean (cada enlace lo forman 2 electrones). El resto de electrones de valencia quedan como pares de electrones libres sobre los átomos del completo. Química 36 Hay que tener en cuenta la regla del octeto, y que el H se completa con 2 electrones. En ocasiones no se cumple la regla del octeto. Los pares de electrones compartidos se representan como líneas o pares de puntos entre los átomos y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. Regla del octeto: un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de electrones de valencia. Se puede decir que la regla del octeto predice que los átomos pueden formar suficientes enlaces covalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Funciona sobre todo para los elementos del segundo periodo. (Hay excepciones: grupo 2a, 3a, octeto expandido,...). Se pueden formar enlaces múltiples compartiendo dos o más pares de electrones. 4. Geometría de las moléculas utilizando el modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) El modelo RPECV está basado en que los pares de electrones de la capas de valencia (tanto los que forman enlaces como los pares de electrones libres). De acuerdo con el modelo RPECV, la geometría molecular se puede predecir si se conoce el número de pares electrónicos de enlace y de pares de electrones libres. Hay que tener en cuenta que los pares de electrones libres repelen a otros pares de electrones con más fuerza que los pares de electrones de enlace (que forman un enlace), lo que modifica los ángulos de enlace respecto a la geometría ideal. Se representa a continuación la geometría que adoptan las moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres. PAU Química 37 Ejemplos: Geometría lineal (AB2): BeCl2 Geometría trigonal (AB3): BF3 Geometría tetraédrica (AB4): CH4 Geometría bipirámide trigonal (AB5): PCl5 Geometría octaédrica (AB6): SF6 Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres. N° total N° de N° Distribución Tipo de pares pares pares pares Geometría Ejemplos molécula electrónico enlazantes libres electrónicos s Plana AB2E 3 2 1 Angular SO2 trigonal Pirámide AB3E 4 3 1 Tetraédrica NH3 trigonal AB2E2 4 2 2 Tetraédrica Angular H2O PAU Química 38 Bipirámide trigonal AB4E 5 4 1 AB3E2 5 3 2 AB2E3 5 2 3 AB5E 6 5 1 Octaédrica AB4E2 6 4 2 Octaédrica Bipirámide trigonal Bipirámide trigonal Tetraedro distorsionad o SF4, IF4+ Forma de T ClF3 Lineal I3- Pirámide cuadrada Cuadrado plana BrF5 XeF4 A = átomo central B = átomos periféricos E = pares de electrones libres sobre el átomo A Los enlaces dobles y triples se consideran como si fueran enlaces sencillos. 5. Concepto de polaridad de enlace Al formarse una molécula de forma covalente el par de electrones tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor carga nuclear (más número de protones). Esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que forman el enlace (se forma un dipolo eléctrico). El enlace es más polar cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los átomos que se enlazan; así pues, dos átomos iguales atraerán al par de electrones covalente con la misma fuerza y los electrones permanecerán en el centro haciendo que el enlace sea apolar. PAU Química 39 PAU Química 40 5 Estados de agregación de la materia PAU Química 41 PAU Química 42 Tema 5: Estados de agregación de la materia 1. Estado gaseoso Unidades de presión Todos los gases tienen las siguientes características físicas: Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Tienen menor densidad que los líquidos y los sólidos. El estado gaseoso es el estado de materia más compresible. Cuando se encuentran en el mismo recipiente se mezclan completamente y de manera uniforme. Presión = Fuerza / Superficie. En el SI es el Pascal (Pa); 1 Pa = 1 N / m2 1 torr = 1 mm Hg 1 atmósfera (atm) = 760 mm Hg = 760 torr 1 atm = 1,01325 · 105 Pa 1.1. Leyes de los gases 1.1.1. Ley de Boyle El volumen que ocupa una cantidad fija de un gas mantenido a presión constante es inversamente proporcional a su presión: P · V = k, que se puede escribir como: P1 · V1 = P2 · V2 1.1.2. Ecuación del gas ideal Describe la relación entre las cuatro variables: P, V, T y n. Un gas ideal es aquel cuyo comportamiento en cuanto a P, V y T, se puede describir mediante la ecuación del gas ideal: PV = nRT Donde R es la constante de los gases y R = 0,082057 L · atm / K · mol Cuando hay cambios de P, V y T o cantidad de gas: P2 ·V2 P2 ·V2 P1·V1 P1·V1 = ; sin n1 = n2 = n2 ·T2 T2 n1·T1 T1 1.1.3. Ley de Dalton En una mezcla gaseosa, cada uno de los gases presentes actúa de forma independiente. La presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de sus componentes: PAU Química 43 PT = ΣPi o PT = P1 + P2 + P3 +... 2. Estado líquido y disoluciones Una disolución es una mezcla homogénea de composición variable de dos o más sustancias. Las disoluciones pueden producirse en cualquier estado de agregación de la materia (liquido, sólido o gaseoso). Se denomina soluto al componente o componentes que se encuentran en menor proporción dentro de la disolución, y disolvente al componente mayoritario (que conserva su estado físico). Las disoluciones más frecuentes son las disoluciones líquidas y, en particular, aquellas en las que el disolvente es agua. 3. Formas de expresar la concentración Se denomina concentración a la cantidad de soluto que hay en una determinada cantidad (masa o volumen) de disolvente o de disolución. La concentración se puede expresar de las siguientes maneras: 3.1. Gramos por litro Indica la masa en gramos disuelta en cada litro de disolución. Tiene la ventaja de ser una concentración expresada en unidades directamente medibles para el tipo de disoluciones más frecuentes en Química (las de sólidos en líquidos). Su cálculo es, pues, inmediato: nº de gramos de soluto g = l volumen de la disolución en litros 3.2. Tanto por ciento en peso (masa) Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente: % (peso) = masa de soluto · 100 masa de disolución siendo la masa de la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente. 3.3. Molaridad Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en Química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución. Se representa por la letra M. Una disolución 1 M contendrá un mol de soluto por litro; una 0,5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de PAU Química 44 la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por el volumen total en litros: molaridad = nº moles soluto volumen de la disolución en litros 3.4. Molalidad Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente: molalidad = nº de g de soluto nº Kg de disolvente 3.5. Fracción molar (X) Es la relación entre el número de moles de un componente y el número de moles totales de la disolución: XA = PAU nA nA nB XB = nB nA nB Química XA + X B = l 45 PAU Química 46 6 Termodinámica química PAU Química 47 PAU Química 48 Tema 6: Termodinámica química 1. Definiciones básicas La TERMODINÁMICA es la parte de la Ciencia que estudia las relaciones que hay entre el calor y el trabajo. La TERMOQUÍMICA es la parte de la termodinámica que estudia los cambios de calor en las reacciones químicas. Por ENERGÍA se entiende la capacidad para realizar trabajo. Todas las formas de energía (térmica, química, potencial, radiante,...) se pueden convertir, en principio, unas en otras. Cuando desaparece una forma de energía debe aparecer otra (de la misma magnitud), lo que se conoce como ley de la conservación de la energía. Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, generalmente, en forma de calor. Así, las reacciones pueden ser exotérmicas (desprenden calor) o endotérmicas (lo absorben). Reacciones exotérmicas son las que tienen lugar con desprendimiento de energía (calor). Reacciones endotérmicas son aquellas que necesitan calor (consumen energía) para que se produzca el proceso. Cuando un sistema evoluciona lo hace de forma que generalmente en su estado final la Energía de Sistema es menor que en el estado inicial, es decir, se libera Energía (AH < 0). 2. Primer principio de la Termodinámica 1ª Ley: la energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir. La energía total del Universo es constante. Este principio de la termodinámica refleja el principio de conservación de la energía. La variación de la energía interna de un sistema termodinámico es igual a la suma del calor y el trabajo que intercambia con su entorno. ΔE = Q + W Cuando el sistema absorbe calor de su entorno o este realiza un trabajo sobre el sistema termoquímico, su signo es positivo. Si, por el contrario, es el sistema el que realiza el trabajo o cede calor a su entorno, su signo es negativo. Cuando el volumen no cambia, el trabajo es cero y la variación de energía del sistema es el calor transferido. En una reacción química realizada a volumen constante, la variación de energía del sistema coincide con el calor de la reacción. PAU Química 49 ΔE = Q 3. Entalpía Puesto que la mayoría de los cambios físico-químicos tienen lugar en condiciones de presión constante (atmosférica), se define la entalpía como el calor liberado o absorbido en un proceso a presión constante. Reacción exotérmica: ΔH < 0. El proceso libera calor hacia los alrededores. Reacción endotérmica: ΔH > 0. El proceso absorbe calor de los alrededores. 3.1. Entalpía estándar de formación [ H f ] de un compuesto es el cambio de entalpía que se produce cuando se forma un mol de esa sustancia a partir de los elementos que lo constituyen en el estado físico que presentan a la temperatura de 298 K y a la presión de 1 atm. Las entalpías estándar de formación se encuentran tabuladas en múltiples manuales de Química. La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es igual a cero. Puesto que las entalpías de formación se refieren siempre a un mol del producto, hay que tener en cuenta los coeficientes estequiométricos de la reacción. Como la entalpía es una función de estado, la variación de ENTALPÍA DE UNA REACCIÓN química sólo depende de los productos y de los reactivos que aparecen en ella, por lo que se puede determinar la variación de entalpía de una reacción a partir de las entalpías de formación de unos y otros. 0 0 0 AH = H f productos – H f reactivos Reacción exotérmica: ΔH < 0. Eproducto < Ereactivos Reacción endotérmica: ΔH > 0. Eproducto > Ereactivos Una reacción muy común es la combustión: la combinación con oxígeno para formar dióxido de carbono y agua, por lo que también es habitual encontrar tablas de entalpías de combustión estándar, combustión de un mol de sustancia a 25°C de temperatura y 1 atm de presión. 3.1.1. Ley de Hess Ley de Hess: "Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras reacciones, su variación entálpica (calor de reacción) es igual a la suma algebraica de las variaciones entálpicas (los calores de reacción) de las reacciones parciales". PAU Química 50 7 Equilibrio químico PAU Química 51 PAU Química 52 Tema 7: Equilibrio químico Al comienzo de una reacción reversible, como las concentraciones de los reactivos son grandes, la velocidad de reacción será también grande de izquierda a derecha. Pero, a medida que vaya avanzando el proceso y las concentraciones de los productos empiecen a ser considerables, irá aumentando la velocidad de reacción en sentido contrario, es decir, de derecha a izquierda. Llega un momento en el que ambas velocidades se igualan: cuando esto ocurre se dice que se ha alcanzado el equilibrio. 1. Reacciones reversibles e irreversibles En aquellas reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccionan entre sí para regenerar las sustancias de partida se las denomina reacciones reversibles. Si los productos no tienen tendencia a reaccionar entre sí, son reacciones irreversibles. En las reacciones reversibles se emplea la doble flecha que indica el sentido de las dos reacciones, directa e inversa. 1.1. Constante de equilibrio Kc En toda reacción reversible, al alcanzar el equilibrio, el cociente entre el producto de las concentraciones del segundo miembro y el de las concentraciones del primer miembro, todas ellas elevadas a un exponente igual al coeficiente con el que figuran en la ecuación de la reacción, es una cantidad constante para cada temperatura. aA + bB ⇄cC + dD Kc= [C]c · [D]d / [A]a · [B]b donde A, B, C y D son las concentraciones molares (M) = (moles/litro) de las sustancias reaccionantes cuando la reacción ha alcanzado el equilibrio. NO CONFUNDIRLAS con las concentraciones de partida o iniciales. Si el equilibrio es heterogéneo (aquel que se establece entre sustancias reaccionantes que tienen distinto estado físico), en la expresión K c, solamente deben aparecer las concentraciones de aquellas sustancias en estado gaseoso, ya que K c vale 0 para los estados sólido y líquido. 1.2. Constante de equilibrio Kp Si el sistema está constituido por gases, sus concentraciones pueden expresarse de dos formas dependiendo de la información que nos aporten. 1. Kp = Kc · (RT)Δn PAU R= constante 0,082 T = temperatura en °K Δn = diferencia entre la suma de los coeficientes del segundo miembro y la suma de los del primer miembro. Química 53 2. Kp = [Pc]c · [Pd]d / [Pa]a · [Pb]b Para ello hay que conocer las presiones parciales que pueden calcularse de las siguientes formas: PA = nA/VRT, siendo nA el Nº de moles del componente A. PA = XAP, siendo XA la fracción molar del componente A y P la presión total (atmósferas). La suma de las presiones parciales es igual a la presión total. Si el equilibrio fuera heterogéneo, es decir, compuesto por sustancias en un estado distinto al gaseoso, como líquido o sólido, en el cálculo de las constantes de equilibrio solamente deben aparecer las concentraciones de aquellas sustancias que se presentan en estado gaseoso. Recuerda que M = Nº de moles de sol/volumen en litros de disolución. XA = Nº de moles de sol/N° de moles de sol + Nº de moles de disolvente. 2. Factores que afectan al equilibrio químico 2.1. Principio de Le Chatelier Cuando en un sistema en equilibrio se varía un factor externo, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. 2.2. La temperatura Al aumentar la temperatura de un sistema en equilibrio, este se desplaza en el sentido en que se absorbe calor. Inversamente, si la temperatura disminuye, el equilibrio se desplaza en el sentido en que se desprende calor. 2.3. La presión Al aumentar la presión en un equilibrio químico, este se desplaza en el sentido en el que se produzca una disminución de volumen, es decir, hacia la parte de la ecuación química cuya suma de los coeficientes de las sustancias gaseosas sea menor. En el caso de que sea igual, la presión no ejercerá ninguna influencia. 2.4. Las concentraciones Al aumentar la concentración de cualquiera de las sustancias que intervienen en un equilibrio químico, este se desplaza hacia el lado contrario del que interviene dicha sustancia. Nota. Si el problema aporta el dato de Kc Si [C]c · [D]d / [A]a · [B]b < Kc, el sistema evoluciona hacia la derecha. Si [C]c · [D]d / [A]a · [B]b >Kc, el sistema evoluciona hacia la izquierda. PAU Química 54 8 Reacciones de transferencia de protones PAU Química 55 PAU Química 56 Tema 8: Reacciones de transferencia de protones 1. Teorías de ácido-base Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son reacciones ácido-base en disolución acuosa. 1.1. Teoría de Arrhenius Ácido: sustancia que se ioniza en agua, cediendo H +. Base: sustancia que se ioniza en agua, cediendo OH -. Son ácidos de Arrhenius: Todos los ácidos típicos que contienen hidrógeno en su molécula. Son bases de Arrhenius: Los hidróxidos. 1.1.1. Limitaciones de la teoría de Arrhenius Hay muchas sustancias básicas que no poseen grupos hidroxilos. Ejemplos: amoniaco (NH3). La teoría sólo se puede aplicar a las disoluciones acuosas y no a otros disolventes. 1.2. Teoría de Brønsted-Lowry Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones (H +). Base es toda sustancia capaz de aceptar protones (H +). En disolución acuosa, H+ se representa como H3O+. Son ácidos de Brønsted-Lowry: HClO4, HCl, HNO3, H2SO4, H2O; e iones como H3O+, HSO4-, etc. Son bases de Brønsted-Lowry: Los hidróxidos metálicos, H2O, NH3, aminas y iones como F-, Cl-, Br-, I-, CN-, OH- , CH3COO-, etc. 2. Autoionización del agua El agua pura presenta una pequeñísima conductividad debido a la formación de iones según el equilibrio: H2O H+ + OHLos iones H+ no pueden existir libres y se combinan con las moléculas de agua dando iones hidronios H3O+. 2H2O H3O+ + OH- PAU Química 57 El equilibrio está muy desplazado hacia la izquierda, ya que la mayor parte de las moléculas se encuentran sin disociar. H O OH = Kc 3 H 2 OH 2 O El agua suele incorporarse a la constante de equilibrio, quedando: Kc [H2O]2 = [H3O+][OH-] = 1,0 · 10-14 denominado Kw. donde Kw es el producto iónico del agua y tiene el valor 1,0 · 10 -14 a 25°C. Es una constante de equilibrio y varía con la temperatura. A 25°C, [H3O+] = [OH-] = 1,0 · 10-7 M Si [H3O+] = [OH-] disolución acuosa es neutra. Si [H3O+] > [OH-] disolución acuosa es ácida. Si [H3O+] < [OH-] disolución acuosa es básica. 3. Fuerza relativa de ácidos y bases. Constantes de disociación ácida y básica. Introducción al concepto de ácidos y bases fuertes y débiles Ácidos fuertes son aquellos que se ionizan al 100% en agua. Ejemplo: HA (ac) + H2O H3O+ + A- (ac) Ejemplos: HCl, HNO3, HClO4. Ácidos débiles son aquellos ácidos que no se disocian al 100% en agua. Son la mayoría de los ácidos (HF, HCN). Bases fuertes son aquellas que se encuentran totalmente ionizadas en disolución: Ejemplo: NaOH (ac) Na+ (ac) + OH- (ac) PAU Química 58 Ejemplos: KaOH, NaOH, Ba(OH)2 Bases débiles son aquellas que no están ionizadas al 100%. 3.1. Relación entre las constantes de acidez y basicidad de un par ácido-base conjugado Para un ácido cualquiera al disociarse en agua: A + H 2O A- + H3O+ A H O = Ka 3 AH Mientras que para su base conjugada: A- + H2O HA- + OHLa fuerza de un ácido o de una base se mide mediante la constante de acidez o de basicidad, respectivamente. Un ácido fuerte tiene una base conjugada muy débil (no se puede medir su fuerza). Multiplicando ambas constantes se obtiene: Ka · Kb = [H3O+][OH-] = Kw = 1,0 · 10-14. 3.2. Grado de disociación El grado de disociación (α), en tanto por uno, es la fracción de mol que se encuentra disociado por cada mol inicial. El grado de disociación se puede expresar en tanto por ciento, aunque lo habitual es hacerlo en tanto por uno. Cuando el grado de disociación es muy pequeño, lo que significa que la constante de equilibrio es muy pequeña, puede despreciarse en las adiciones o sustracciones de 1 para determinar la posición del equilibrio químico. α suele ser casi 1 ó 1 en ácidos y bases fuertes. α es muy pequeño en ácidos y bases débiles. 4. Concepto de pH. Cálculo de pH de disoluciones acuosas de ácidos y bases fuertes y débiles de concentración conocida pH es el logaritmo decimal, cambiado de signo, de la concentración de iones hidronio en disolución: pH = -log[H3O+] PAU En disoluciones neutras: [H3O+] = 10-7, por lo que pH = 7 En disoluciones ácidas: [H3O+] > 10-7, por lo que pH < 7 En disoluciones básicas: [H3O+] < 10-7, por lo que pH > 7 Química 59 De forma similar, se define el pOH como: pOH = -log [OH-] Como [H3O+][OH-] = 1,0 · 10-14; tomando logaritmos nos queda: log[H3O+] + log[OH-] = -14; es decir: pH + pOH = 14 PAU Química 60 9 Reacciones de transferencia de electrones PAU Química 61 PAU Química 62 Tema 9: Reacciones de transferencia de electrones 1. Definición de oxidación y reducción El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de oxígeno. Igualmente, se utilizó el término de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno. Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones: OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación). REDUCCION: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación). Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción. Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación de hierro Fe2O3 + 3 CO = 2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción. Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2 E.O.: +3 -2 +2 -2 0 +4 -2 Reducción: El Fe disminuye su E.O. de "+3" a "0", luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones que se neutralizan con 3 protones). Oxidación: El C aumenta su E.O. de "+2" a "+4", luego se oxida (pierde 2 e -, quedándose cargado más positivamente). PAU OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que esta se reduce. REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que esta se oxida. Química 63 2. Estado de oxidación (E.O.) o número de oxidación Es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si los electrones fueran transferidos completamente. El E.O. no tiene por qué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide. 2.1. Principales estados de oxidación Todos los elementos en estado neutro (aislados) tienen E.O. = 0. (Ejemplo: H 2 = 0). El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = -2. El hidrógeno (H) tiene E.O. = -1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría. Los metales que forman parte de moléculas tienen E.O. positivos. Para iones formados por un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ion. La asignación de los restantes E.O. se hace teniendo en cuenta que la suma algebraica de los números de oxidación de una molécula neutra es 0 y en el caso de un ion es igual a su carga iónica. 3. Cálculo de estado de oxidación (E.O.) La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y la suma de os E.O. de un ion es igual a su carga eléctrica. Ejemplo: Cálculo de estados de oxidación (E.O.). Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O. (Zn) = +2; E.O. (O) = -2; +2+x+4(-2)=0 x=+6 E.O. (S)=6 Ejemplo: Cálculo de estados de oxidación (E.O.). Calcular el E.O. del P en HPO4-2 E.O. (H) = +1; E.O. (O) = -2; +1+ x +4(-2) = -2 PAU x = 5 E.O.(P) = 5 Química 64 4. Ajuste de reacciones redox (método del ionelectrón) Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (Los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción). Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el número de e- de ambas para que, al sumarlas, los electrones desaparezcan. 4.1. Etapas en el ajuste redox Ejemplo: Zn + AgNO3 ----- Zn(NO3)2 + Ag Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O. Zn(0) pasa a Zn(+2); Ag(+1) pasa a Ag(0) Segunda: Escribir semirreacciones sólo de aquellos elementos que han cambiado su E.O. por lo que precisaremos de su forma iónica). Ajustando: 1º, el n° de átomos. 2°, (si los hubiera, los átomos de oxígeno e hidrógeno). Oxidación: Zn ----- Zn2+ +2eReducción: Ag+ + 1e- ----- Ag Tercera: Ajustar (en último lugar) el nº de electrones, de forma que, al sumar las dos semirreacciones, estos desaparezcan. En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2. Oxidación: Zn ---- Zn2+ + 2eReducción: 2Ag+ + 2e- ---- 2Ag Reacción global: Zn + 2Ag+ + 2e- ---- Zn2+ + 2Ag + 2eCuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la PAU Química 65 reacción redox (en el ejemplo, el ion NO 3-) y comprobando que toda la reacción queda ajustada: Zn + 2 AgNO3 ----- Zn(NO3)2 + 2 Ag 5. Ajuste redox en medio ácido IMPORTANTE: En las reacciones que se llevan a cabo en medio ácido, se agrega H2O para ajustar los átomos de O y, para ajustar los átomos de H, se agrega H+. +1+7-2 +1+6-2 + 1-1 +2+6-2 0 +1+6-2 +1-2 KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2+ K2SO4 + H2O Primera: Obtener los estados de oxidación. Segunda: Identificar los átomos que cambian su E.O.: son I y Mn. Tercera: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución, ajustando el n° de átomos: Oxidación: I- ---- I2 + e- (debemos ajustar el n° de átomos) (multiplicar por 2). 2 I- ---- I2 + 2e- (sólo nos interesa el I, por lo que lo escribimos en su forma iónica). Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5e- ---- Mn2+ + 4 H2O (forma iónica del Mn). Cuarta: Ajustar el n° de electrones de forma que, al sumar las dos semirreacciones, estos desaparezcan: Oxidación: 2 I- ---- I2 + 2eReducción: MnO4- + 8 H+ + 5e- ---- Mn2+ + 4 H2O multiplicamos por 5. multiplicamos por 2. Reacción global: 10 I- + 2 MnO4- + 16 H+ ------- 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O Quinta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI = 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O La 6 moléculas de K 2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo. PAU Química 66 6. Ajuste redox en medio básico En medio básico los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierden en la reducción) provienen de los OH - (en doble número), formándose o necesitándose tantas moléculas de H 2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan, respectivamente. Ejemplo: Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH ------- K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O +3+6-2 +1+5-2 +1-2+1 +1+6-2 +1-1 +1+6-2 +1-2 Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: Moléculas o iones existentes en la disolución: Cr2(SO4)3 ---- 2 Cr3+ + 3 SO42KOH -------- K+ + OHKClO3 ------ K+ +ClO3K2CrO4 ------ 2 K+ + CrO42KCl ------- K+ + ClK2SO4 ------ 2K+ + SO42H2O está sin disociar. Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el n° de átomos: Oxidación: Cr3+ + 8 OH- ---------- CrO42-+ 4 H2O + 3eLos 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO 4- provienen de los OHexistentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de estos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H. Reducción: ClO3- + 3 H2O + 6e- --------- Cl- + 6 OH-. Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo n° de O e H. Tercera: Ajustar el n° de electrones de forma que, al sumar las dos semirreacciones, estos desaparezcan: Oxidación: 2 x (Cr3+ + 8 OH- ---------- CrO42- + 4 H2O + 3e-) PAU Química 67 Reducción: ClO3- + 3 H2O + 6e- ------- Cl- + 6 OHReacción global: 2 Cr3+ + 16 OH- + ClO3- + 3 H2O ---- 2 CrO42- + 8 H2O + Cl- + 6 OHEliminando 6 OH- de ambos miembros: 2 Cr3+ + 10 OH- + ClO3- ---- 2 CrO42- + 5 H2O + ClCuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 1 Cr2(SO4)3 + 1 KClO3 + 10 KOH ------- 2 K2CrO4 + 1 KCl + 3 K2SO4 + 5 H2O Las 3 moléculas de K 2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo. 7. Potencial de reducción. Escala de potenciales Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO 4 se producirá espontáneamente la siguiente reacción: El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana). Tipos de electrodos Se llama electrodo a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos: Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn. Cátodo: Se lleva a cabo la reducción. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu. Las pilas producen una diferencia de potencial (E pila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman: Epila = Ecátodo - Eánodo Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida. El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora. PAU Química 68 Algunos potenciales normales de reducción (25°C) Sistema Semirreacción E° (V) + + Li / Li Li + 1 e Li -3,04 + + K /K K +1e K -2,92 2+ Ca2+ /Ca Ca + 2 e Ca -2,87 + + Na / Na Na + 1 e Na -2,71 2+ 2+ Mg / Mg Mg + 2 e Mg -2,37 3+ 3+ Al / Al A1 + 3 e Al -1,66 2+ 2+ Mn / Mn Mn + 2 e Mn -1,18 2+ 2+ Zn / Zn Zn + 2 e Zn -0,76 3+ Cr / Cr Cr3+ + 3 e Cr -0,74 2+ Fe /Fe Fe2+ + 2 e Fe -0,41 2+ 2+ Cd / Cd Cd + 2 e Cd -0,40 2+ 2+ Ni / Ni Ni + 2 e Ni -0,25 2+ 2+ Sn / Sn Sn +2 e Sn -0,14 2+ 2+ Pb / Pb Pb + 2 e Pb -0,13 + + H / H2 2 H + 2 e H2 0,00 2+ 2+ Cu / Cu Cu + 2 e Cu 0,34 I2 / I I2 + 2 e 2 I 0,53 MnO4 / MnO2 MnO4 + 2 H2O + 3 e MnO2 + 4 OH 0,53 2+ 2+ Hg / Hg Hg + 2 e Hg 0,79 + + Ag / Ag Ag +1 e Ag 0,80 Br2 / Br Br2 +2 e 2 Br 1,07 Cl2 / Cl Cl2 + 2 e 2Cl 1,36 3+ 3+ Au / Au Au + 3 e Au 1,50 2+ + 2+ MnO4 / Mn MnO4 + 8 H + 5 e Mn + 2 H2O 1,51 Nota: según se produzca el sentido de la semirreacción se tendrá en cuenta el signo o será el contrario. Nota: Una reacción redox es espontánea si Epila > 0. EJERCICIOS 1. El permanganato de potasio en presencia de ácido sulfúrico transforma el sulfato de hierro(II) en sulfato de hierro(III), formándose también sulfato de potasio, sulfato de manganeso(II) y agua. Ajusta la reacción molecular. Las semirreacciones iónicas son: Oxidación: Fe2+ Fe3+ + 1ePAU Química 69 Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O Multiplicando la primera por 5 y sumando, nos da la reacción iónica. 5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O Para convertirla en la reacción molecular le sumamos los coeficientes de la reacción iónica: 5 FeSO4 + KMnO4 + 4 H2SO4 5/2 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + 4 H2O Recuerda: Si tenemos que añadir 8 H+, pero en la reacción molecular tienes H 2, sólo tendrás que poner como coeficiente 4. Lo mismo ocurre con el hierro 5 FeSO4 + KMnO4 + 4 H2SO4 5/2 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + 4 H2O + 1/2 K2SO4 +1/2 K2SO4 se obtiene por tanteo. Multiplicando por 2 para suprimir los coeficientes fraccionarios: 10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4 2. El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre(II), dióxido de nitrógeno y agua. Escribe la reacción ajustada. Las semirreacciones iónicas son: Oxidación: Cu Cu2+ + 2eReducción: NO3- + 2 H+ + e- NO2 + H2O Multiplicando la segunda por 2 y sumando, nos da la reacción iónica. Cu +2 NO3- + 4 H+ Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O Recuerda: Tienes 2 coeficientes para el mismo compuesto (ácido nítrico), deberás coger el mayor asegurándote así el ajuste. PAU Química 70 Para convertirla en la reacción molecular. 4 HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Ajuste de reacciones en medio básico Si al sumar las semiecuaciones y obtener la ecuación iónica se tienen iones H+ en el segundo miembro (en los productos) significa que la reacción ocurre en medio básico (sumando iones OH- en ambos miembros, los iones H+ del segundo miembro forman moléculas de agua). 3. Se hace burbujear cloro gas por una disolución de hidróxido de sodio formándose hipoclorito sódico; cloruro sódico y agua. Escribe y ajusta la ecuación iónica y la ecuación molecular. Cl2 + NaOH ------ NaClO + NaCl + H2O En este caso, una misma sustancia (el gas cloro) se oxida y se reduce a la vez. Semirreacción de oxidación Cl -------- ClO- + e- (ajustar el número de masa y carga). Cl -------- 2 ClO- + 2eTodavía queda ajustar el número de oxígeno, añadiendo H 2O y también H+ Cl2 + 2 H2O ------ 2ClO- + 4H+ + 2eSemirreacción de reducción Cl2 + 2 e- ------------- Cl- (ya ajustada). La ecuación iónica queda: 2 Cl2 + 2 H2O ------------ 2 ClO- + 2Cl- + 4H+ Podemos simplificar todo por 2 Cl2 + H2O ------------ ClO- +Cl-+ 2H+ Como quedan iones H+ en los productos, esto señala que estamos en medio PAU Química 71 básico. Añadiremos tantos grupos OH - a ambos lados como iones H + tengamos para convertirlos en agua. Cl2 + H2O + 2 OH- ------------ ClO- + Cl- + 2 H+ + 2 OH2 H+ + 2 OH- forman 2 H2O Cl2 + H2O + 2 OH- ------------ ClO- + Cl- + 2 H2O Simplificamos el agua, quedando la ecuación iónica. Cl2 + 2 OH- ------------ ClO- + Cl- + H2O Y la ecuación molecular: Cl2 + 2 NaOH NaClO + NaCl + H2O 4. El KMnO4 en presencia de H2SO4 es capaz de oxidar H2S a S elemental, formándose MnSO4, K2SO4 y agua. a. Indica el oxidante y el reductor. b. Indica la especie que se oxida y la que se reduce. c. Ajusta la reacción. Las semirreacciones iónicas, ajustadas por el método del ion-electrón son: oxidación: S2- S + 2 ereducción: MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O Multiplicando la primera por 5 y la segunda por 2 y sumando, se obtiene la reacción iónica ajustada: 5 S2- + 2 MnO4-+ 16 H+ 5 S2- + 2 Mn2+ + 8 H2O Para llegar a la ecuación molecular ajustada, sumamos en ambos miembros los iones que faltan, con lo que queda: 5 H2S + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 5 S + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O PAU Química 72
