Q. 10 módulo iii - 2017
- 1. NOMBRE:_________________________________________ GRADO 10:__________________________________________ DESARROLLO DE LA TABLA DE SABER UNIDAD 3: TRANSFORMACIONES QUÍMICAS PARA LA VIDA ACTIVIDADES ORIENTADORAS DE DESEMPEÑOS ACTIVIDADES DE EVALUACIÓN 1. Construye y describe conceptos relacionados con las reacciones químicas inorgánicas de ocurrencia natural o inducida, sustentando la forma cómo afecta el ambiente, sus posibles causas y la forma de mitigarlo en caso de ser perjudicial y lo evidencia con los resultados de una prueba escrita. 2. Basándose en argumentos razonados describe una(s) reacción(es) química(as) inorgánica, de ocurrencia natural o inducida, sustentando la forma cómo afecta el ambiente, sus posibles causas y la forma de mitigarlo en caso de ser perjudicial y los socializa ante las compañeras. 3. Mediante una actividad de carácter demostrativo, identifica una reacción química estableciendo características de la misma (reactivos, productos, masa, tipo de reacción, etc.) y socializa, teniendo como referente algunas reacciones que ocurren en el ambiente y/o en los organismos. Participación en discusiones dirigidas. Presentaciones y sustentaciones orales y/o escritas de trabajos contextualizados en forma virtual y/o presencial empleando las tic’s. Evaluaciones orales y/o escritas en forma virtual y/o presencial. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS CONCEPTOS FUNDAMENTALES En el Universo todo está sometido a una evolución permanente. Desde los seres vivos hasta las montañas o las estrellas, todo obedece a una dinámica de cambio. La razón de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la delicada relación entre materia y energía. Fenómenos físicos y químicos: En la naturaleza y en la vida diaria, nos encontramos constantemente con fenómenos físicos y con fenómenos químicos. Pero, qué son cada uno de estos fenómenos: Fenómeno físico: es aquél que tiene lugar sin transformación de materia. Cuando se conserva la sustancia original. Ejemplos: cualquiera de los cambios de estado y también patear una pelota, romper una hoja de papel. En todos los casos, encontraremos que hasta podría cambiar la forma, como cuando rompemos el papel, pero la sustancia se conserva, seguimos teniendo papel. Fenómeno químico: es aquél que tiene lugar con transformación de materia. Cuando no se conserva la sustancia original. Ejemplos: cuando quemamos un papel, cuando respiramos, y en cualquier reacción química. En todos los casos, encontraremos que las sustancias originales han cambiado, puesto que en estos fenómenos es imposible conservarlas. Fotosíntesis Fenómeno la hoja toma CO2 del aire,(también llega el H2O tomada del suelo por la raíz ) físico El AGUA se transforma en hidrógeno y oxígeno químico El OXÍGENO se desprende de la planta y vuelve a la atmósfera físico El hidrógeno reacciona con el dióxido de carbono para formar almidón químico En un AUTO Fenómeno Se INYECTA gasolina en un carburador, físico Se MEZCLA con aire, físico La mezcla se CONVIERTE en vapor, físico Se QUEMA ( y los productos de la combustión ) químico Se EXPANDEN en el cilindro físico Una molécula de una determinada sustancia pura constituye el representante elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más pequeña de ella que posee todas sus propiedades químicas. Cuando una sustancia dada, bajo ciertas condiciones, se transforma en otra u otras con diferentes propiedades, se ha de pensar que algo ha ocurrido a nivel molecular. 1
- 2. De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio observable de sustancia o cambio químico. Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas. Con frecuencia, sustancias formadas por iones participan en las reacciones químicas. En tales casos, las moléculas de la descripción anterior deben ser consideradas realmente como agregados iónicos. Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas. En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iníciales se denominan reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma: Reactivos → (reacción química) → productos Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe: • El "+" se lee como "reacciona con" • La flecha significa "produce". • Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos. • A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos. • Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite). Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química: (s)sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa. Cada uno de los símbolos químicos que aparecen en la ecuación no sólo constituye la abreviatura del nombre del elemento correspondiente, sino que además representa un átomo de dicho elemento. Análogamente sucede con la fórmula de un compuesto, la cual designa a dicho compuesto y muestra los átomos (o los iones) que componen su molécula (o su agregado iónico elemental) así como la relación numérica entre ellos. Estequiometria: La estequiometria es aquella parte de la química que se ocupa del cálculo de las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química. Los dos instrumentos esenciales para la realización de cálculos Estequiométricos son, por una parte, la reacción química ajustada y por otra, las proporciones aritméticas. La estequiometria estudia la composición de las sustancias en masa o en volumen. LEYES PONDERALES Son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionante y de los productos de la reacción. • Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa: Esta importante ley se enuncia del modo siguiente: En una reacción química, la suma de las masa de las sustancias reaccionante debe ser igual a la suma de las masas de los productos. Mol o molécula gramo: Cantidad de cuerpo puro cuya masa (en gramos) = masa molecular. 1 mol contiene n moléculas. Ejemplo: Cl2 (35.5 x 2) representa 71 gr. de Cloro = 6 x 1023 moléculas de cloro. Número de Avogadro: Los científicos A. Avogadro, planteo una hipótesis que puede expresarse así: volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si se hallan en iguales condiciones normales de presión y temperatura. En particular en condiciones normales un mol de cualquier gas ocupa 22.4 lts. Y contiene aproximadamente 6.02 x 1023 moléculas. ECUACIONES QUÍMICAS: Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o 2
- 3. fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción: A + BC → AB + C Ej. : 2 Mg + O2 → 2 MgO Reactantes Producto Significado de las ecuaciones químicas: a. Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio b. Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos. En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica). Algunas de las características de las reacciones químicas pueden ser: • Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos. • Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido, sólido o en solución acuosa respectivamente. • El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada. REACCIONES QUÍMICAS: Definición: Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes. También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas a las que les dan origen. Ejemplos de reacciones químicas, que es posible que haya visto anteriormente: Clavos Oxidados: Una reacción química entre el hierro con el acero, y el oxígeno de la atmósfera, provocan la oxidación. Película Fotográfica: Existe una reacción química en la película fotográfica cada vez que es iluminada. Baterías: Una reacción química de las baterías produce electrones (conocidas como reacciones electroquímicas). Barras de Luz de Halloween: Una reacción química estimula a los átomos. y hace que la barra brille. Volcán hecho en Casa: Cuando se combina bicarbonato con vinagre, hace erupción como el gas liberado de bióxido de carbono. (¡Si lleva a cabo este experimento, prepárese para limpiar después de hacerlo!) Una vieja ensalada de frutas: Abre una fruta y verás como pronto se pone negra, porque reacciona al oxígeno que hay en el aire. Características o Evidencias de una Reacción Química: • Formación de precipitados. • Formación de gases acompañados de cambios de temperatura. • Desprendimiento de luz y de energía. Reglas: • En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones). • No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente. • No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos obtenidos. Ej. : Na3N + 3H2O → 3 NaOH + NH3 I. Tipos de Reacciones Químicas: A. De acuerdo a las sustancias reaccionantes: • Reacciones de composición, adición o síntesis: Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa molecular: Ej. : 3
- 4. • Reacciones de descomposición: Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas: Ej. : Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica. • Reacciones de simple sustitución: denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes. Ej. : • Reacciones de doble sustitución: También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. Ej. : • Reacciones Reversibles: Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iníciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos. Ej. : • Reacciones Irreversibles: Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iníciales. Ej. : Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible. 4
- 5. B. De acuerdo a su energía: En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe. • Reacciones Exotérmicas: Cuando al producirse, hay desprendimiento o se libera de calor. Ej. : • Reacciones Endotérmicas: Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo. Ej. : La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente: • En una reacción exotérmica la entalpía es negativa. • En una reacción endotérmica la entalpía es positiva. C. Reacciones Especiales: • Reacción de Haber: Permite obtener el amoniaco partiendo del hidrógeno y nitrógeno. N2 + 3H2 ↔ 2NH3 • Reacción Termoquímica: En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estado físico de las sustancias: • Reacción de Combustión: En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y como consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas puede presentar reacciones de combustión completa o incompleta: • R. Completa: Cuando se forma como producto final CO2 y H2O (en caso de sustancias orgánicas) Ej. : R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H2O, aunque muchas veces se produce carbón. 5
- 6. II.- Balanceo de Ecuaciones Químicas: Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la masa. Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes Estequiométricos, que son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes. Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente: • Conocer las sustancias reaccionante y productos. • Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula. • Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden. • El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman agua (sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización. Ej. : 2 H2SO4 Significa: Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles) En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. Métodos para Balancear Ecuaciones Tenemos diferentes métodos que se utilizan según convengan, de acuerdo al tipo de reacción, las cuales pueden ocurrir: Sin cambio de estados de oxidación en ningún elemento reaccionante: 11 Ensayo y Error o Tanteo. 11 Mínimo Común Múltiplo. 11 Coeficientes Indeterminados o Algebraico. Algunos elementos cambian su valencia: 1. Redox 2. Ión electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico. 1. - Balance por Tanteo: Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al "cálculo" tratando de igualar ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo: Balancear: N2 + H2 NH3 • Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el hidrógeno para obtener amoniaco. • Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada. • Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en menos sustancias: Primero balanceamos el nitrógeno: N2 + H2→ 2 NH3 El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno: N2 + 3 H2 → 2 NH3. Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los denominadores. En este caso no ocurre. Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así, para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros. Balancear: Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O Primero balanceamos el metal aluminio: 2 Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O Luego seguimos con el azufre: 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado automáticamente: 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O ACTIVIDAD: Balancear por Tanteo: 1. Fe + HCl → FeCl3 + H2 6
- 7. 2. CO2 + H2O → C6H12O6 + O6 3. C3H8 + O2 → CO2 + H2O 4. CaCO3 → CaO + CO2 2. Balance REDOX. Recordar: Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos pierde electrones. En una ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Ej. : Al0 → Al 3+ Reducción: Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En una ecuación química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Ej. : Fe2+ → Fe0 * Cada salto equivale a un electrón. Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres electrones. En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones. En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia. Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores. Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes. El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo. Permite determinar la cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio químico por un átomo, una molécula o un ión. Se determina de la siguiente manera: • Los iones simples como Na+ , Ca2+ , S2- , etc. , tienen un número de oxidación idéntico a su carga ( 1+, 2+, 2-), respectivamente. • Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P4, Cl2, etc. , tienen número de oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado electrones. • En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2- respectivamente, excepto en los casos en que el hidrógeno forma parte de los hidruros (NaH, LiH...) y el oxígeno forma peróxidos (H2O2...) en ambos casos exhiben número de oxidación 1-; o cuando reacciona con el fluor. El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos, se establece así: El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y oxígeno, se escriben en la parte superior en los lugares respectivos. Se multiplica luego por el número de átomos (2*4, 1*2) y los productos se escriben en la parte inferior. La suma total de los números de oxidación de los iones complejos es igual a la carga del ion. En una molécula neutra la suma total es cero; por lo tanto, el número de oxidación del átomo problema se calcula así: H2SO4 Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de oxido-reducción 1. Asignar correctamente el número de oxidación a todos los átomos que participan en la reacción. 2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir, determinar el elemento que se oxida y el que se reduce. 7
- 8. 3. Escribir la semireacción de oxidación y la de reducción para cada elemento según se trate. Balancear cada semireacción cuanto al número de átomos del elemento que indican el número total de electrones ganados o perdidos. 4. Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos; de la forma que sea la misma cantidad en ambas semireaccciones. Para esto se debe multiplicar la semireacción de oxidación por el número de electrones ganados por el elemento que se reduce, y la semirección de reducción por el número de electrones perdidos por el elemento que se oxida. Es decir, el número de electrones ganados y perdidos debe ser igual (Ley de la conservación de la masa). 5. Sumar las dos semireacciones para obtener una sola. Los coeficientes encontrados se colocan en las formulas que corresponden en la ecuación original. 6. Por último se termina de balancear por el método de las aproximaciones (método de tanteo) en el orden de los elementos siguientes: metal, no metal, hidrógeno y oxígeno. Para saber si un átomo gana o pierde electrones de manera directa se puede tomar como referencia los signos (+) ganancia y (-) pérdida de electrones, para luego plantear la siguiente operación: Entonces: Ej. : Pierde seis electrones, entonces hay una oxidación. Luego: Estos cálculos que parecen engorrosos y una pérdida de tiempo se pueden realizar mentalmente, facilitando todo el trabajo. Ej. : Balancear: Al2 O3 + C + Cl2 → CO + AlCl3 Se determinan los números de oxidación para determinar cambios: Al2 3+ O3 2- + C0 + Cl2 0 → C2+ O2- + Al3+ Cl3 1- Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del número de oxidación: Se procede a escribir las ecuaciones iónicas: Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para que el total de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados: Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual: Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2 → 3 CO + 2 AlCl3 Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó balanceada, no es necesario este proceso. Balancear: CrI3 + Cl2 + NaOH → Na2CrO4 + Na I O4 + NaCl + H2O (Podemos obviar varios pasos): 8
- 9. En este caso especial tres átomos cambian su valencia: Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación: Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos: (Por 2 la ec. 4 y por 27 la ec. 5) Se puede establecer una ecuación básica sumando: 2 CrI3 + 27 Cl2 + ¿ NaOH → Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + ¿ H2O Completando: 2 CrI3 + 27 Cl2 + 64NaOH → 2Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + 32H2O ACTIVIDAD: Balancear por REDOX: 1. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O 2. NaClO3 + K2SnO2 → NaCl + K2SnO3 3. FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 REACCIONES QUÍMICAS EN SERES VIVOS Todos los seres vivos emplean la energía que contienen los enlaces químicos de la materia orgánica, la llamada energía química de enlace, para poder realizar todas sus actividades. Autótrofos y heterótrofos: Cada ser vivo necesita un aporte de energía diario para realizar las actividades vitales, mantener sus células y fabricar su propia materia orgánica. Los organismos autótrofos lo obtienen oxidando la materia orgánica que han fabricado en la fotosíntesis o la quimiosíntesis, los llamados procesos anabólicos. Los heterótrofos la obtienen oxidando la materia orgánica que han incorporado en forma de alimento, este proceso es el catabolismo. Los principales procesos catabólicos son la fermentación y la respiración. La fotosíntesis: Es el proceso por el cual los organismos autótrofos fotosintetizadores emplean la energía luminosa para fabricar moléculas orgánicas. Fig. Localización de cloroplastos En la fotosíntesis, a partir de compuestos inorgánicos sencillos (agua, sales minerales y CO2) y con la energía luminosa procedente del Sol, los organismos autótrofos fabrican moléculas orgánicas (hidratos de carbono) y desprenden 9
- 10. oxígeno como producto de desecho. La ecuación general de la fotosíntesis es la siguiente: CO2 + H2O + energía → (CH2O)n + O2 La energía luminosa es captada por la clorofila y otros pigmentos que se encuentran en los cloroplastos, en unas membranas especiales que forman unos pequeños sacos llamados tilacoides. La fotosíntesis ocurre en dos fases: • Fase luminosa. Los cloroplastos captan la energía luminosa y la almacenan como energía de enlace de compuestos químicos reducidos. Este proceso ocurre en la membrana de los tilacoides y requiere luz. • Fase oscura. La energía de los compuestos reducidos se emplea para reducir el CO2, que formará, con el agua, materia orgánica. Este proceso ocurre en el interior de los cloroplastos y no precisa luz solar. La quimiosíntesis: Es el proceso por el que los organismos autótrofos quimiosintetizadores usan energía de reacciones químicas para fabricar moléculas orgánicas. En la quimiosíntesis, los microorganismos que la realizan obtienen energía de la oxidación de compuestos inorgánicos reducidos que se encuentran en el medio en el que viven. Al hacerlo, dejan depósitos característicos de los compuestos minerales que usan. Son tan característicos que permiten buscar vida en lugares donde no la hay pero en los que la pudo haber, tal y como la sonda Opportunity está haciendo en Marte. La quimiosíntesis la realizan diversos tipos de bacterias, que emplean compuestos de nitrógeno, de azufre y de hierro. La ecuación global de la quimiosíntesis, usando como molécula oxidable el sulfuro de hidrógeno es la siguiente: CO2 + O2 + 4H2S → CH2O + 4S + 3H2O La quimiosíntesis depende de la existencia de potenciales químicos importantes, los que acompañan a mezclas no estables de sustancias, las cuales aparecen sólo localmente, allí donde los procesos geológicos las han generado. La fermentación: se realiza en ausencia de oxígeno; por ello, la oxidación de la materia orgánica no es total. Se produce energía y moléculas orgánicas más oxidadas que las de partida, como ácido láctico (fermentación láctica), etanol (fermentación etílica) u otros. En los seres humanos, las células musculares realizan este proceso cuando carecen de oxígeno, lo que da origen a las agujetas. El empleo principal de los procesos de fermentación por parte del ser humano ha ido dirigido, desde muy antiguo, a la producción de etanol destinado a la elaboración de bebidas alcohólicas diversas. Esta situación cambió en el siglo XX ya que desde la crisis del petróleo de los '70 los estudios e investigaciones acerca de posibles combustibles alternativos han sido de gran interés para los gobiernos de todo mundo. Dentro de los estudios de biotecnología se ha intentado emplear el etanol resultante de la fermentación alcohólica de los desechos agrícolas (biomasa ) en la obtención de biocombustibles (bioetanol) empleados en los motores de vehículos. Lactica C6H12O6 → 2 C3H4O3 (acido piruvico)+2H2O La respiración celular o aerobia consiste en la degradación completa de las moléculas orgánicas en presencia de oxígeno hasta CO2 y H2O. Evolutivamente es posterior a la fermentación, pero, como proporciona mucha más energía que esta, es el proceso mayoritario actualmente en los seres vivos. MOL Y CÁLCULOS QUÍMICOS 10
- 11. MOL: Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12. Hace referencia a un número específico de materia, un mol equivale a 6.022x 1023 partículas elementales (átomos, moléculas, iones). Este número se conoce como Número de Avogadro. Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento. 1 MOL de un elemento = 6.022 x 10 átomos Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo. Para cualquier ELEMENTO: 1 MOL = 6.022 X 10 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos) Ejemplos: Moles Átomos Gramos (Masa atómica) 1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S 1 mol de Cu 6.022 x 10 átomos de Cu 63.55 g de Cu 1 mol de N 6.022 x 10 átomos de N 14.01 g de N 1 mol de Hg 6.022 x 10 átomos de Hg 200.59 g de Hg 2 moles de K 1.2044 x 10 átomos de K 78.20 g de K 0.5 moles de P 3.0110 x 10 átomos de P 15.485 g de P En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos: ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles. 25.0 g Fe ( 1 mol 55.85 g ) = 0.448 moles Fe La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma ¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg. Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g. 5.00 g Mg ( 1 mol 24.31 g ) = 0.206 mol Mg ¿Cuál es la masa de 3.01 x 1023 átomos de sodio (Na)? Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos. 3.01 x 1023 átomos Na ( 22.99 g 6.023 x 10 átomos ) = 1.31 x 10 átomos Na Masa molar de los compuestos. Un mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos. A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca. Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos. KOH (hidróxido de potasio) K 1 x 39.10 = 39.10 O 1 x 16.00 = 16.00 H 1 x 1.01 = 1.01 + 56.11 g Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II) Cu 3 x 63.55 = 190.65 P 2 x 30.97 = 61.04 11
- 12. O 8 x 16 = 128 + 379.69 g En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar. 1 MOL = 6.022 x10 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos) Ejemplos: ¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia? En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH Na 1 x 22.99 = 22.99 O 1 x 16.00 = 16.00 H 1 x 1.01 = 1.01 + 40.00 g La secuencia de conversión sería: 1.00 Kg NaOH ( 1000 g 1 Kg ) = 1000 g NaOH 1000 g NaOH ( 1 mol 40.00 g ) = 25.0 mol NaOH ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua? Calculamos la masa molar del H2O. H 2 x 1.01 = 2.02 O 1 x 16 = 16 + 18.02 g 5.00 mol H2O ( 18.02 g 1 mol ) = 90.1 g H2O ¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g? Calculamos la masa molar del HCl. H 1 x 1.01 = 1.01 Cl 1 x 35.45 = 35.45 + 36.46 g 25.0 g HCl ( 6.022 x 1023 moléculas ) = 4.13 x 10 moléculas HCl 36.46 g Composición porcentual: Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto. % A = masa total del elemento A masa molar del compuesto X 100 Ejemplo: Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III) 1) Calculamos la masa molar del compuesto Ni 2 x 58.69 = 117.38 C 3 x 12.01 = 36.03 O 9 x 16 = 144 + 297.41 g 2) Calculamos el porcentaje de cada elemento. % Ni = 117.38 297.41 x 100 = 39.47% % C = 36.03 297.41 x 100 = 12.11% % O = 144 297.41 x 100 = 48.42 % Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo: 39.47 + 12.11 + 48.42 = 100 Fórmula empírica y molecular La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real. La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real. Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica. 12
- 13. Compuesto Fórmula molecular Fórmula empírica Acetileno C2H2 CH Benceno C6H6 CH Formaldehído CH2O CH2O Ácido acético C2H4O2 CH2O Glucosa C6H12O6 CH2O Dióxido de carbono CO2 CO2 Hidrazina N2H4 NH2 A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto. Ejemplo: El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular? PASO 1. Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos. 14.3 g de H y 85.7 g de C PASO 2 Convertir los gramos a moles. 14.3 g H (1 mol de H 1.01 g H ) =14.16 mol H 85.7 g de C ( 1 mol de C 12.01 g C ) =7.14 mol C PASO 3 Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero. H 14.6 7.14 = 2.04 C 7.14 7.14 = 1.0 Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano. FÓRMULA EMPÍRICA: CH2 PASO 4 Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular. Fórmula empírica CH2 C 1 x 12.01 = 12.01 n = 42.00 14.03 = 2.99 3H 2 x 1.01 = 2.02 + 14.03 FÓRMULA MOLECULAR: C3H6 Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos calcular la empírica aun cuando el problema no la pida. Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y 1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto? Como en este problema los datos están expresados en gramos, se omite el primer paso y directamente pasamos al PASO 2. 2.233 g Fe ( 1 mol Fe 55.85 g Fe ) = 0.0399 ----- 0.04mol Fe 32.06 g S ( 1.926 g S 1 mol S ) = 0.06 mol S PASO 3 Fe 0.04 0.04 = 1 S 0.06 0.04 = 1.5 Las fracciones de 0.5 no se pueden redondear. El número más pequeño que multiplicado por 1.5 da un entero es 2. A continuación se muestra una tabla con los decimales y el entero por el que se deben multiplicar. En 100 g de propileno hay 13
- 14. Fracción decimal Multiplicar por 0.5 2 0.3 3 0.25 4 En este caso usaremos el número 2 el cual debe multiplicarse por los cocientes de cada elemento. Fe 1 x 2 = 2 S 1.5 x 2 = 3 FÓRMULA EMPÍRICA: Fe2S3 PASO 4 Fe2S3 Fe 2 x 55.85 = 111.7 S 3 x 32.06 = 96.18 + 207.88 g n = 208 207.88 =1 Como en este caso n = 1, la fórmula empírica y la molecular son iguales. FÓRMULA MOLECULAR:Fe2S3 WEBGRAFÍA http://www.kalipedia.com/ecologia/tema/reacciones-quimicas-seres-vivos.html? x=20070418klpcnaecl_79.Kes http://www.educared.net/concurso2001/410/reaccion.htm http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T7.cfm http://es.wikipedia.org/wiki/Quimios%C3%ADntesis http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T7.cfm 14