apuntes qiii uii-uiii

ELABORADO POR: Hernández Ángeles Silvia, Lira Vázquez Gilberto, Morales Domínguez Evelia

Clasificación y Nomenclatura de minerales como compuestos inorgánicos

Desde el punto de vista químico, la mayoría de los minerales son compuestos químicos y algunos

de éstos pueden ser clasificados como: ÓXIDOS, HIDRÓXIDOS o SALES; según su composición y

estructura. La composición y estructuras químicas de cada grupo de compuestos los distingue de los

otros y esto se ve reflejado en sus fórmulas químicas. La siguiente tabla resume características

generales de la composición de compuestos químicos simples.

Tipo de compuesto Composición,

unión química de:

Ejemplo

(fórmula neutra)

Nombre del compuesto

(se lee de atrás hacia adelante)

ÓXIDOS METÁLICOS

ú

ÓXIDOS BÁSICOS

CATIÓN

METÁLICO

Ejemplo:

Na 1+

ANIÓN OXÍDO

O2-

Na2O

Óxido de sodio

HIDRÓXIDOS

ó

BASES

CATIÓN

METÁLICO

Ejemplo:

Mg 2+

ANIÓN

HIDRÓXIDO

(OH)1-

Mg(OH)2

Hidróxido de magnesio

SALES

BINARIAS

CATIÓN

METÁLICO

Ejemplo:

Fe 2+

ANIÓN

NO METÁLICO

Ejemplo:

Cl 1-

FeCl2

Cloruro de fierro (II)

SALES

TERNARIAS

(OXISALES)

CATIÓN

METÁLICO

Ejemplo:

Fe 3+

ANIÓN

NO METÁLICO ,

OXÍGENO

Ejemplo:

(ClO3) 1-

Fe(Cl03)2

Clorato de fierro (II)

Ejercicio 5. De acuerdo a la clasificación anterior, señala a qué tipo de compuesto pertenece

cada una de las siguientes fórmulas:

1. CaSO4 _______________________

2. Fe2O3 _________________________


3. MgCO3 ________________________

4. NaOH _________________________

5. AlCl3 __________________________

6. SnO2 _____________________________

7. Fe(OH)2 ________________________

8. Al2(SiO3)3 _______________________

9. KMnO4 _________________________

10. Cu2S __________________________

Nomenclatura de sales, óxidos e hidróxidos

Para dar nombre a estos compuestos hay varios sistemas de nomenclatura que en este

material no se explicarán, pero si se expondrá una forma sencilla de escribir fórmulas y

nombrarlas. Los minerales que resultan ser compuestos químicos están formados por

iones (átomo o conjunto de átomos que adquieren carga eléctrica positiva o negativa)

ordenados en estructuras cristalinas; las fórmulas representan compuestos neutros por lo

que también son NEUTRAS, es decir contienen iones cuyas cargas positivas y negativas

se neutralizan dentro del compuesto.

Los METALES son elementos químicos que al combinarse químicamente forman

CATIONES monoatómicos (iones positivos de un solo átomo); por ejemplo, catión sodio,

Na1+. Los NO METALES forman ANIONES monoatómicos (iones negativos de un solo

átomo); por ejemplo, anión ´cloruro, Cl1-. Por otro lado, también existen agrupaciones de

átomos que forman ANIONES poliatómicos; por ejemplo, el anión dicromato (Cr2O7)2-. En

tablas 2 y 3 se muestran fórmulas químicas de algunos cationes y aniones.

Al tener cargas opuestas los cationes y aniones, iones de cargas opuestas, tienden a

atraerse uno tras otro de forma alternada formando redes cristalinas de iones; resultando

compuestos químicos neutros, los cuales se representan con una formula química.


Tabla 3. Lista de algunos cationes Tabla 4. Lista de algunos aniones

Catión

Nombre del catión

Anión

Nombre del anión

Li1+

K1+

Na1+

Mg2+

Ca2+

Al3+

Cu1+

Cu2+

Fe2+

Fe3+

Hg1+

Hg2+

Ni2+

Ni3+

Ag1+

Zn2+

Sn2+

Sn4+

Pb2+

Pb4+

La3+

Litio

Sodio

Potasio

Magnesio

Calcio

Aluminio

Cobre (I)

Cobre (II)

Fierro (II)

Fierro (III)

Mercurio (I)

Mercurio (II)

Níquel (II)

Níquel (III)

Plata

Zinc

Estaño (II)

Estaño(IV)

Plomo (II)

Plomo(IV)

Lantano

F1-

Cl1-

Br1-

I1-

S2-

Se2-

(ClO)1-

(ClO3)1-

(NO2)1-

(NO3)1-

(CO3)2-

(HCO3)1-

(SO3)2-

(SO4)2-

(HSO4)1-

(SiO3)2-

(SiO4)4-

(PO3)3-

(PO4)3-

(MnO4)2-

(MnO4)1-

(CrO4)2-

Fluoruro

Cloruro

Bromuro

Yoduro

Sulfuro

Seleniuro

Hipoclorito

Clorato

Nitrito

Nitrato

Carbonato

Bicarbonato

Sulfito

Sulfato

Bisulfato

Silicato

Ortosilicato

Fosfito

Fosfato

Manganato

Permanganato

Cromato

+ - Catión metálico

(ion positivo)

Anión

(ion negativo)


(Cr2O7)2-. Dicromato

O2- ÓXIDO

(OH)1- HIDRÓXIDO

En seguida se muestran ejemplos para escribir fórmulas a partir de las listas de aniones y

cationes:

Ejemplo 1. Para representar la fórmula del cloruro de sodio se eligen los símbolos de los

iones correspondientes:

Se observa que para obtener una fórmula neutra basta con juntar los símbolos y sumar

las cargas, lo que debe dar cero; así, la fórmula buscada es:

Ejemplo 2. Para representar la fórmula del hidróxido de estaño (IV) se eligen los iones

correspondientes

Es evidente que al juntar los símbolos la carga total NO suma cero, por lo que se deben

incrementar tantos cationes y aniones como sean necesarios para que la suma de las

cargas sea cero:

Na 1+

NaCl

Sn 4+

Cloruro de sodio

La fórmula ya no tiene carga y se

lee nombrando primero al anión y

luego al catión

(OH) 1-

En la fórmula el número de

iones utilizados aparece como

subíndice, el 1 no se escribe;

así, la fórmula indica que hay 1

ion de Sn4+ y 4 iones (OH)1-.

Hidróxido de estaño (IV)

Cl 1-


La fórmula no debe tener carga y se lee nombrando primero al anión y luego al catión con

su número de oxidación (carga con la que se combinó) en números romanos; ésta última

solo se especifica cuando el catión tiene 2 o más números de oxidación; tal es el caso del

estaño que puede combinarse como Sn2+ o Sn4+.

Ejemplo 3. Para representar la fórmula del fosfato de mercurio (II) hay que elegir los

iones correspondientes

También, en este ejemplo es posible observar que al juntar los símbolos la carga total NO

suma cero, por lo que se deben incrementar iones hasta que las cargas sumadas se

anulen:

Ejercicio. 6. Con ayuda de las listas de cationes y aniones escriba las fórmulas de

los siguientes compuestos

a) Bicarbonato de sodio ______________________________

b) Dicromato de potasio ______________________________

c) Cloruro de zinc ______________________________________

d) Sulfato de cobre (II) _______________________________

e) Yoduro de potasio ________________________________

f) Fosfato de calcio ________________________________________________

g) Óxido de mercurio (I)______________________________________________

h) Hidróxido de níquel (III)______________________________

Hg 2+ (PO4)

3-

Para que la carga en esta

fórmula dé cero se requieren 3

iones Hg2+ y 2 iones (PO4)3- ,

esto se observa en la fórmula

como subíndices. El

paréntesis se usa cuando los

iones son agrupaciones de

varios átomos.

Fosfato de mercurio (II)

Hg 2+

Hg 2+

Hg 2+ (PO4)

3-

(PO4) 3-

Hg3(PO4)2


i) Silicato de aluminio __ ____________________________________________

j) Carbonato de sodio __________________________________________

k) Óxido de fierro (III)_ ________________________________

Ejercicio. 7. Escriba los nombres correspondientes a las siguientes fórmulas

a) CaS _______________________________________

b) Na2SO4 _____________________________________

c) Fe2O3 ______________________________________

d) Mg(OH)2 _____________________________________

e) CaCl2 ______________________________________

f) ZnCO3 _______________________________________________________

g) NaHCO3 _____________________________________________________

h) AgOH ______________________________________

i) Na2SO4 ______________________________________________________

j) KBr ___________________________________________________

k) CuSiO3 ____________________________________

Ejercicio 8. Completa la siguiente tabla de acuerdo a las secciones anteriormente

revisadas

Nombre del

mineral

Fórmula química Nombre químico Grupo de minerales al

que pertenece

Metal (es) que se

pueden extraer

Hematita Fe2O3 Grupo IV (óxidos e

hidróxidos)

Galena PbS

Dolomita CaMg(CO3)2 Carbonato (doble) de

calcio y magnesio


Circón ZrSiO4

Siderita FeCO3

Celestina SrSO4

Rutilo TiO2

Titanio

Calcopirita CuFeS2

Crocoíta PbCrO4

Yeso CaSO4

PROCESOS GENERALES PARA OBTENER UN METAL A PARTIR DE LA ROCA

En general, la obtención de los metales comprende diversos procedimientos que pueden

agruparse en tres grandes procesos, a) la preparación del mineral, b) la reducción del

metal y c) la refinación del metal. La preparación del mineral consiste en la separación

del mineral de los materiales que lo acompañan en la roca, donde éste se localiza; de

igual manera, en esta primer etapa el mineral se concentra, los procesos empleados son

generalmente físicos. Posteriormente, el mineral, se somete a reducción, proceso

químico que consiste en descomponer el compuesto químico que es el mineral para dejar

al metal libre; finalmente, el metal libre se le somete a purificación por diferentes métodos

de refinación, generalmente físicos.


Ejercicio 9. Contesta el siguiente cuestionario con base en la información

anterior:

1. Las etapas generales para la obtención de un metal son: __________________,

____________________ y ________________________.

2. La primera etapa consiste en: __________________________________________

3. La segunda etapa consiste en: _________________________________________

4. La tercera etapa consiste en: ___________________________________________

5. El proceso químico mediante el cual se obtiene el metal a partir del mineral en el

que se encuentra se llama: _____________________________________________

6. En la preparación del metal se utilizan principalmente métodos: _______________

(Físicos o químicos)

Ejercicio 10. Aplica lo aprendido anteriormente y llena los espacios vacíos del

siguiente texto

La hematita, Fe2O3, se encuentra en la naturaleza comúnmente mezclada con otros

minerales, principalmente silicatos; por lo que para obtener el metal libre se tienen

que llevar a cabo tres procesos principales: El primero es la

______________________ que sirve para ______________________________; el

segundo proceso se llama _______________________ y consiste en una serie de

transformaciones químicas y tiene el propósito de ____________________________

_________________________; finalmente, el metal ya libre se somete al tercer

conjunto de procedimientos para __________________________; lo cual eleva su

calidad. El metal que se obtiene a partir de la hematita a través de este conjunto de

actividades es _________________ cuyo símbolo químico es _________.

Ejercicio 11. Elabora un mapa mental que contenga los siguientes términos:

preparación del mineral, reducción del metal, purificación del metal, obtención de un

metal, compuesto, elemento, roca, cambio físico, cambio químico.

OBTENCIÓN DEL METAL

Como ya se ha mencionado, el mineral es un recurso natural porque es una sustancia

encontrada en las rocas; los minerales metálicos pueden ser metales libres en la


naturaleza, o bien, también pueden ser compuestos de algún metal. Si el metal se

encuentra libre, como es el caso del oro, la plata, el platino y el cobre, el problema es

separarlo de otras sustancias con las que se encuentra mezclado naturalmente, para

lograr esta separación se utilizan procesos complejos físicos y/o químicos. Por otro

lado, si el metal se obtiene de un mineral que es un compuesto químico, éste debe

ser liberado mediante un proceso meramente químico: la reducción.

REDUCCIÓN DEL METAL A PARTIR DEL MINERAL

Para obtener el metal a partir de un mineral, frecuentemente un óxido, este se somete

al proceso químico llamado reducción. En la práctica la reducción puede llevarse a

cabo a través de 3 procesos básicos: electrólisis, reducción química y reducción

por calentamiento simple. En la electrólisis la reducción del metal se efectúa

utilizando energía eléctrica; en la reducción química se utiliza un agente reductor

(sustancia química) y, en la reducción por calentamiento simple el metal se obtiene

por la descomposición térmica de un mineral.

El proceso de reducción elegido depende del carácter electropositivo del metal

(tendencia a formar cationes y permanecer como compuestos). Los metales muy

electropositivos como el sodio, el magnesio o el aluminio, se reducen por electrólisis

ya que sus compuestos son muy estables por lo que su obtención resulta difícil; por

ejemplo la alúmina, Al2O3, es un mineral muy estable y para liberar al aluminio se

requiere la aplicación de electricidad al mineral fundido, lo que implica un proceso

muy costoso por la energía que se requiere:

La obtención del aluminio a partir de la alúmina se puede representar con la siguiente

ecuación:

2 Al2O3 (l) 4 Al° + 3 O2

Por otro lado, los metales menos electropositivos como el zinc, cromo o níquel, que

forman compuestos de regular estabilidad requieren de una reducción química, en

la que se usa un metal más electropositivo como el aluminio, como agente reductor,

para propiciar la separación de algún metal. En este tipo de reducción también es

frecuente el uso del carbono y del hidrógeno como agentes reductores.

electricidad


2 Fe2O3 + C° 4 Fe° + 3 O2

Finalmente, para reducir metales poco reactivos presentes en algún mineral, tal es el

caso de mercurio, platino u oro, basta con calentar el mineral ya que los

compuestos de estos elementos son poco estables y sus minerales se descomponen

térmicamente.

2 HgO (s) 2 Hg° + O2

El análisis de estos procedimientos llevó a los químicos a plasmar una lista

organizada de las regularidades observadas; como la forma en la que se localiza el

metal, las reactividades de los metales y las condiciones necesarias para liberar al

metal del compuesto. Esta organización se conoce como serie de actividad de los

metales, y una versión resumida se presenta en la siguiente tabla:

Tabla 5. Serie electromotriz

Metal

Actividad Creciente

Estado natural

Facilidad de reducción a partir de sus compuestos

Método obtención del elemento libre.

Li

En la naturaleza solo se encuentran combinados con otros elementos formando compuestos estables.

Muy difícil

Por reducción electrolítica (electrólisis)

K

Na

Ca

Mg

Al

Zn

Difícil

Reducción del óxido metálico con un metal más electropositivo, o reducción con coque o monóxido de carbono.

Cr

Fe

Co

Ni

Pb En la naturaleza se encuentran libres o combinados formando compuestos.

Fácil

Reducción con carbón H2

Cu

Hg Muy fácil

Reducción por calentamiento de los óxidos.

Ag Estos metales, generalmente se encuentran libres.

Extremadamente fácil. Calentamiento ligero de sus compuestos.

Pt

Au

Los metales más reactivos como potasio, sodio, calcio o magnesio se encuentran en la

naturaleza solo combinados, su reducción es difícil por lo que se usa mayor energía para

liberarlos, se usa el procedimiento llamado electrólisis. Los metales de reactividad intermedia

requieren la presencia de un metal más activo, al que se llama agente reductor. Un metal

más activo puede usarse para reducir al menos activo, pero el metal menos activo no puede

reducir al más activo.


En conclusión, los metales menos reactivos como el oro o el platino se pueden localizar

como elementos libres y si están combinados solo es necesario el calentamiento del

compuesto. Cuando el metal esta libre, el problema es obtenerlo puro ya que su presencia

en la roca es mínima y está acompañado de otros metales con propiedades similares, por lo

que su purificación implica procedimientos complejos.

En la serie electromotriz los metales con mayor actividad química desplazan de sus

compuestos a los metales menos reactivos; en el siguiente ejemplo se observa que el cobre

desplaza a la plata de su compuesto ocasionando que la plata quede como metal libre:

2 AgNO3 + Cu° Cu(NO3)2 + 2 Ag°

A este tipo de Transformaciones se les conoce como REACCIONES DE

DESPLAZAMIENTO SIMPLE.

Ejercicio 12. A partir de la información anterior contesta las preguntas:

a) ¿En qué consiste el proceso de reducción? ____________________________________

b) ¿Por qué se considera al mineral un recurso natural? ____________________________

c) Escribe el nombre de tres metales que se pueden encontrar libres en la naturaleza.

__________________________________________________________________________

d) ¿Por qué la obtención de un metal precioso, como el oro, resulta complejo?

__________________________________________________________________________

e) Señala los factores que se consideraron en la construcción de la serie de actividad de los

metales:

__________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________

f) ¿Cuáles procedimientos generales se usan para obtener el metal libre a partir de un

mineral que se encuentra en forma de compuesto? ______________ y ________________.

g) Argumenta qué procedimiento de reducción utilizarías para obtener el metal sodio a partir

de la halita (NaCl) ___________________________________________________________

__________________________________________________________________________


h) El desarrollo histórico de la metalurgia (obtención de metales) tuvo como condición el

avance tecnológico, de acuerdo a esto, infiere el orden en el que se utilizaron los tres

procedimientos señalados para la reducción de metales: 1°______________________,

2°______________________y 3°_____________________.

Ejercicio 13. En el siguiente cuadro señala, cualitativamente, qué nivel de estabilidad (alta,

media o baja) tienen los compuestos de los metales (minerales) y predice si la obtención del

metal libre resulta fácil, de dificultad regular o difícil.

Metal Nombre del

metal

Estabilidad de sus

compuestos

Facilidad de su

obtención

Pt

Li

K

Ni

Fe

Ejercicio 14. Indica si las siguientes reacciones se llevarían a cabo, de acuerdo con la

serie de actividad y de ser así completa la reacción:

a) Na + ZnO Sí_____ No ______

b) Li + H2O Sí_____ No ______

c) H2 + PbSO4 Sí_____ No ______

d) Al + Fel3 Sí_____ No ______

e) Hg + Ca(OH)2 Sí_____ No ______

Ejercicio 15. Indique si las siguientes reacciones se llevan a cabo y explique porqué

a) CaCl2 + Cr

b) HCl + Mg

REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN EN LA OBTENCIÓN DE METALES


Históricamente, el término reducción hacía referencia a la disminución de masa de la

sustancia inicial y la oxidación a la combinación con oxígeno. Actualmente estos términos

se refieren a la ganancia (reducción) y pérdida (oxidación) de electrones que

presentan los átomos al combinarse químicamente. Las reacciones en la que los átomos

de un elemento se oxidan al perder electrones y los átomos de otro elemento se reducen

al ganar esos mismos electrones se conocen como reacciones de Oxido-Reducción o

REDOX.

Al elemento que se oxida, al perder electrones favorece que otro elemento se reduzca

(gane los electrones), se le conoce como Agente Reductor. El caso contrario; el

elemento que se reduce, al ganar electrones favorece que otro elemento se oxide

(pierda electrones), se le conoce como Agente Oxidante.

En una reacción, para determinar qué elemento se oxida y cuál se reduce, deben

conocerse los números de oxidación de dichos elementos antes y después de la reacción;

en general, el elemento que se reduce es aquel que disminuye su número de

oxidación, y el elemento que se oxida es aquel que aumenta su número de

oxidación; como se observa en la siguiente recta numérica:

Una ecuación que representa una REACCIÓN REDOX se caracteriza porque siempre

hay al menos dos elementos que cambian sus números de oxidación; de lo contrario

no se consideran como reacciones redox.

Ejemplos. Balancee las siguientes ecuaciones por el método REDOX Ejemplo 1. La producción de Hierro se lleva a cabo de la siguiente manera: Fe2O3 + CO → 3CO2 + Fe a) Elementos que se oxidan y se reducen


Como se observa en la ecuación el Hierro pasa de +3 a 0 y el Carbono de +2 a +4

Fe+3 → Fe0 el Hierro gana 3 electrones por lo que se REDUCE.

C+2 → C+4 el carbono pierde 2 electrones por lo se OXIDA Elemento que se oxida: C Elemento que se reduce: Fe Agente Oxidante es la sustancia que provoca la oxidación y está en los reactivos.

Agente Oxidante: Fe

Agente reductor es la sustancia que provoca la reducción y está en los reactivos.

Agente Reductor: CO

b) Hemirreacciones o semirreacciones. Se balancean por masa y carga

Para el caso del Hierro se tiene:

Fe2+3 + 6e- → 2Fe0 Por el subíndice 2 del Hierro en la ecuación inicial se equilibra la

ecuación en los productos con un 2 en el hierro de los productos y se agregan 6e- para equilibrar las cargas positivas. Para el Carbono: C+2 → C+4 + 2e- Se tiene que agregar 2e- para que la carga total sea +2 en ambos lados de la ecuación. c) Se establece el equilibrio de cargas del sistema con base en el principio de que el número de cargas que se pierden es igual al número de cargas que se ganan. Para igualar el total de cargas la primera ecuación se multiplica por 2 y la segunda por 6 (Fe2

+3 + 6e- → 2Fe0) 2 (C+2 → C+4 + 2e-)6 _____________________ 2Fe2

+3 + 12e- + 6C+2 → 4Fe0 + 6C+4 + 12e- Como se observa en la ecuación resultante hay 12e- en ambos lados de la ecuación por lo que al restarlos se cancelan. 2Fe2

+3 + 6C+2 → 4Fe0 + 6C+4 Podemos simplificar los coeficiente de toda la ecuación Si dividimos entre 2. Fe2

+3 + 3C+2 → 2Fe0 + 3C+4 La semirreacción obtenida nos proporciona los coeficientes que tendrán los elementos que se oxidaron y redujeron con lo que se procede a balancear la ecuación inicial. Fe2O3 + 3CO → 3CO2 + 2Fe 2-Fe- 2 3-C-3 6-O-6


LA ECUACIÓN ESTÁ BALANCEADA Ejemplo 2. Balancee la siguiente ecuación por el método redox. La reacción de tostación de Hierro se representa por la siguiente ecuación: KMnO4 + KI + H2SO4 → K2 SO4 + MnSO4 + I2 + H2O a) Elementos que se oxidan y se reducen

Como se observa en la ecuación el Mn pasa de +7 a +2 y el I de -1 a 0

Mn+7 → Mn+7 el Manganeso gana 5 electrones por lo que se REDUCE.

I-1 → I0 el Yodo pierde 1 electrón por lo se OXIDA Elemento que se oxida: I Elemento que se reduce: Mn Agente Oxidante es la sustancia que provoca la oxidación y está en los reactivos.

Agente Oxidante: KMnO4


Agente Reductor: KI



Mn+7 + 5e- → Mn+2 Como los coeficientes son 1 en las dos especies, la serirreacción está balanceada. Para el Yodo: I-1 → I2

0 + 2e- Por el subíndice 2 del Yodo en la ecuación inicial se equilibra la ecuación en los productos con un 2 en el Yodo de los reactivos y se agregan 2e- para equilibrar las cargas negativas. c) Se establece el equilibrio de cargas del sistema con base en el principio de que el número de cargas que se pierden es igual al número de cargas que se ganan. Para igualar el total de cargas la primera ecuación se multiplica por 2 y la segunda por 6 (Mn+7 + 5e- → Mn+2) 2 (I-1 → I2

0 + 2e- )5 _____________________ 2Mn+7 + 10e- +5 I-1 → 2 Mn+2 + 5 I2

0 + 10e- Como se observa en la ecuación resultante hay 10e- en ambos lados de la ecuación por lo que al restarlos se cancelan.


La semirreacción obtenida nos proporciona los coeficientes que tendrán los elementos que se oxidaron y redujeron con lo que se procede a balancear la ecuación inicial. 2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 → 6K2 SO4 + 2MnSO4 + 5I2 + 8H2O 2- Mn-2 10-I-10 12-K-12 8-S-8 16-H- 8 40-O-40 LA ECUACIÓN ESTÁ BALANCEADA Ejemplo 3: Balancee la ecuación de obtención de Aluminio por el método redox

2 Al2O3 → 4 Al° + 3 O2

a) Elementos que se oxidan y se reducen

Como se observa en la ecuación el Aluminio pasa de +3 a 0 y el Oxígeno de -2 a 0

Al+3 → Al0 el Hierro gana 3 electrones por lo que se REDUCE.

O-2 → O0 el Oxígeno pierde 2 electrones por lo se OXIDA Elemento que se oxida: O Elemento que se reduce: Al Agente Oxidante es la sustancia que provoca la oxidación y está en los reactivos.

Agente Oxidante: Al2O3


Agente Reductor: Al2O3



Al2+3 + 6e- → 2Al0 Por el subíndice 2 del Aluminio en la ecuación inicial se equilibra la

ecuación en los productos con un 2 en el Aluminio de los productos y se agregan 6e- para equilibrar las cargas positivas. Para el Oxígeno:

2O3-2 → 3O2

0 + 12e- Se tienen que agregar 12e- para que la carga total sea -12 en

ambos lados de la ecuación. c) Se establece el equilibrio de cargas del sistema con base en el principio de que el número de cargas que se pierden es igual al número de cargas que se ganan. Para igualar el total de cargas la primera ecuación se multiplica por 2 y la segunda por 1


(Al2+3 + 6e- → 2Al0 ) 2

(2O3-2 → 3O2

0 + 12e-)1

_____________________

2Al2+3 + 2O3

-2 + 12e- → 4Al0 + 3O20 + 12e-

Como se observa en la ecuación resultante hay 12e- en ambos lados de la ecuación por lo que al restarlos se cancelan. La semirreacción obtenida nos proporciona los coeficientes que tendrán los elementos que se oxidaron y redujeron con lo que se procede a balancear la ecuación inicial. 2 Al2O3 → 4 Al° + 3 O2 4-Al- 4 6-O-6 LA ECUACIÓN ESTÁ BALANCEADA Ejercicios sobre óxido-reducción (redox), agente oxidante y agente reductor 16. En la producción del Hierro por aluminotermia se tiene la siguiente ecuación:

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

Indique lo siguiente

a) Agente oxidante

b) Agente reductor

c) Elemento que se oxida

d) Elemento que se reduce

17. Balance por Método redox la siguientes ecuaciones químicas, indicando el

agente oxidante y el agente reductor

a) Cl2 + Na NaCl

b) Zn + CuCl2 ZnCl2 + Cu

c) C + PbO2 CO2 + Pb

18. Complete las siguientes ecuaciones indicando que elemento se oxida y cuál se reduce, así como el agente oxidante y el agente reductor

A) Cu+2 Cu0

Zn0 Zn+2

B) Cu+2 Cu0

A) O2 O

-2

Zn0 Zn+2

B) K K+1


Fe0 Fe+2 Cl20 Cl-1

2.3 ¿Es industrialmente rentable la explotación de todos los minerales?

Aprendizaje Temática

Valora la información que una ecuación química proporciona a la industria

Estequiometria: balanceo, masa molar, relación mol-

mol, masa- masa

Calcula el rendimiento de una reacción química a partir de las características de la materia prima

Estequiometria: rendimiento de una reacción química

Estequiometría Se conoce como Estequiometría a la parte de la química que estudia las relaciones

matemáticas entre los pesos y volúmenes de las sustancias que participan en una

reacción química. Las reacciones químicas no se llevan a cabo de manera arbitraria, sino

que se rigen por varios principios, entre los que destacan por su importancia los

siguientes:

a) Ley de la conservación de la masa. Fue enunciada por Lavoisier (1774):

Ejemplo:

El Sodio y el Cloro reaccionan de la siguiente manera.

2 Na + Cl2 2 NaCl

2(23 g) 2(35.5g) 2(58.5 g)

46 g 71 g 117 g

Siguiendo la Ley de Lavoisier, la masa que entra es igual a la que sale.

Mentra= 46 + 71= 117 g ; Msale= 117 g

117 g= 117 g, se cumple que la masa sólo se transformó.

Ley de Conservación de la masa de Lavoisier. “Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante”. Esto se ha traducido de la siguiente manera: “En la naturaleza y en las reacciones

químicas, la masa no se crea ni se destruye,

solamente se transforma”


b) Ley de las proporciones constantes o fijas de Proust.

Ejemplo: la reacción de obtención del agua ya conocida es:

2 H2 + O2 2 H2O

4 g 32 g 36 g

Como se ve siempre que se encuentren 4g de hidrógeno reaccionarán con 32 g de

Oxígeno para formar 36 g de agua o en proporción podemos decir que 2 g de hidrógeno

reaccionarán con 16 g de oxígeno para formar 18 g de agua.

Ejemplos.

El hidrógeno y el flúor se combinan de la siguiente forma:

H2 + F2 2HF

2.016 g 38 g 40.016 g

En la misma proporción y redondeando los valores:

4g de H2 reaccionan con 76g de F2 producen 80g de HF



Ejercicios:

1) El hidrógeno y el sodio se combinan con el oxígeno de la siguiente forma:

2H2 + O2 2H2O

4 g 32 g 36 g

Completa:

2g de H2 reaccionan con _____ g de O2 y producen _____ g de H2O

40g de H2 reaccionan con _____ g de O2 y producen _____ g de H2O

2) El sodio y el oxígeno se combinan de la siguiente forma:

4Na + O2 2Na2O

Ley de las proporciones constantes de Proust (1797)

“Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación constante en peso”. Es decir que siempre habrá una proporción definida en peso entre los elementos que forman un compuesto.


92 g 32 g 124 g

Completa:

9.2g de Na reaccionan con _____ g de O2 y producen _____ g de Na2O

920g de Na reaccionan con _____ g de O2 y producen _____ g de Na2O

Interpretación cualitativa y cuantitativa de una ecuación química

La ecuación química suministra una gran variedad de información cualitativa y cuantitativa

esencial para el cálculo de los pesos de las sustancias que se combinan en un proceso

químico. Considérese por ejemplo la combustión del octano (gasolina), tal como se indica

a continuación. ¿Qué podría aprenderse de esta ecuación?

2C8H18 + 25O2 16CO2 + 18H2O

En primera instancia, debemos asegurar que la ecuación esté balanceada. Después

observaremos que 2 moles (no 1 Kg) de octano reaccionan con 25 moles de oxígeno para

dar 16 moles de dióxido de carbono y 18moles de agua. Las moles pueden ser lb mol, g

mol o cualquier tipo de mol. De acuerdo con lo anterior, la ecuación se define en términos

de moles, de número de partículas. Aunque también se pueden establecer relaciones

masa-masa y mol-masa entre reactivos y productos, como lo podemos apreciar en la

siguiente información:

2C8H18 + 25O2 16CO2 + 18H2O

Octano reacciona con oxígeno para dar dióxido de carbono y agua

2 moléculas reaccionan con 25 moléculas para dar 16 moléculas y 18 moléculas

de octano de oxígeno de dióxido de carbono de agua

2 x 6.023 x 1023

+ 25 (6.023 x 1023

) 16 (6.023 x 1023

) + (6.023 x 1023

)

moléculas de C8H18 + moléculas de O2 moléculas de CO2 moléculas de H2O

2 moles de C8H18 + 25 moles de O2 16 moles de CO2 + 18 moles de H2O

1 mol de C8H18 + 12.5 moles de O2 8 moles de CO2 + 9 moles de H2O

2(114 g) de C8H18 + 25 (32g) de O2 16(44g) de CO2 + 18(18g) de H2O

228g 800g 704g 324g

1028 g 1028 g

1028 Kg 1028 Kg

1028 Ton 1028 Ton

1028 lb 1028 lb

Ejercicios. Llena los espacios en cada ecuación


20 moléculas C8H18 reaccionan con ___ moléculas de O2 para dar __moléculas y ____moléculas de H2O

20 moles de C8H18 + ___moles de O2 ____moles de CO2 + ___moles de H2O

22.8 g de C8H18 + ___g de O2 ____g de CO2 + __ g de H2O

2.28 g de C8H18 + ___g de O2 ____g de CO2 + __ g de H2O

___Ton de C8H18 + 80 Ton de O2 ____Ton de CO2 + __ Ton de H2O

___Kg de C8H18 + ___Kg de O2 7.04Kg de CO2 + __ Kg de H2O

El mol y el número de Avogadro

Ley de Avogadro

Amadeo Avogadro al estudiar los gases en 1811, estableció: “Dos volúmenes iguales de

gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si sus condiciones de

temperatura y presión son las mismas”. Por ejemplo, esta ley afirma que si se dan esas

condiciones, dos botellas idénticas, una llena de gas oxígeno y otra de gas helio,

contendrán exactamente el mismo número de partículas. Sin embargo, el número de

átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es diatómico.

El mol es una unidad establecida por el sistema internacional, la cual se puede definir

como la cantidad de sustancia que tiene un número definido de entidades o

partículas elementales de la sustancia, ya sean átomos o moléculas. Este número es

el NUMERO DE AVOGADRO y es igual a 6.02 x 1023. Este número se conoce como

“número de Avogadro” y es el número de partículas (átomo o moléculas) que tiene un mol.

Puede inferirse que la masa de 6.02 x 1023 (1mol) de moléculas de gas oxígeno es mayor

16 veces que la masa de 6.02 x 1023 (1mol) moléculas de gas hidrogeno. Se trata de la

misma cantidad de partículas pero las de oxígeno son moléculas que pesan 32 umas

cada una y las partículas de hidrógeno pesan 2 umas, cada una. La masa de una mol de

estas partículas tienen este mismo valor pero en gramos, la mol de O2 tiene una masa de

32 gramos y la masa de una mol de H2 es de 32 gramaos.


Resolución de problemas 1. Escribir la ecuación correcta y balanceada correspondiente al problema

2. Determinar la proporción que relaciona la incógnita con el dato que se proporciona:

- Si pide una masa y se proporciona un valor en masa, se consideran estos en una

proporción masa-masa.

- Si se piden moles y se proporciona un dato en moles se relacionas estas

proporciones mol-mol

- Si se pide masa y se proporcionan moles, se considera la relación correspondiente

masa-mol

3. Se verifica que en las proporciones que involucran masa, se usen las mismas unidades

(gramos (g), Kilogramos (Kg), toneladas (t)

4. Una vez identificadas las proporciones adecuadas se elige algún método; el uso de las

proporciones en a) una ecuación que iguala las dos proporciones o b) el método del

factor.

Ejemplos Si reaccionan 92g de sodio con cloro. A) ¿Qué cantidad de cloro se combina? B) ¿Qué cantidad de cloruro de sodio se produce?

Respuesta para A) 1. La ecuación correcta y balaceada es.

2Na + Cl2 2NaCl 2. Las proporciones em masa de reactivos y produtos son:

46g de Na + 70g de Cl2 116g de NaCl 3. La incógnita es “cantidad de cloro”, el dato proporcionado es “92 gramos de sodio” y la proporción que los relaciona es: 70g de cloro/46g de sodio La ecuación que resulta de igualar las dos proporciones es:

Generalizando, la masa de un mol de

cualquier sustancia es su masa atómica o su

masa molecular expresada en gramos.


gdesodio

gdecloro

gdesodio

xgdecloro

46

70

92

Despejando la incógnita de la ecuación anterior se obtiene:

gdesodio

gsodiogcloroXxgcloro

46

9270 clorodeg

x140

46

6440

46

9270

La cantidad de cloro que se combina con 92 gramos de sodio es 140 gramos

B)

gdesodio

gdecloro

gdesodio

NaCldegx

46

116

92

gdesodio

gsodiogcloroXNaClgx

46

92116 NaCldeg

x232

46

10672

46

92116

Método del factor para A) El dato multiplicado por el factor (proporción en la ecuación que relaciona la incógnita con el dato es 70g de cloro/46g de sodio) 92g de sodio X 70g de cloro/46g de sodio = 140g de cloro Obsérvese que en esta ecuación los “g de sodio” se eliminan y quedan los “g de cloro” que se buscan.

Ejemplo

Tenemos 10 kg de aluminio que se oxidan en presencia de oxígeno. Calcula la cantidad de óxido de aluminio (Al2O3) que se forma.

Datos: MAl = 27 uma , MO = 16 u

1. Se escribe la reacción química:

Al + O2 Al2O3

2. Se balancea la reacción química:

4 Al + 3 O2 2 Al2O3

3. Se calculan las masas molares de datos e incógnitas:

MAl = 27 uma masa molar de Al = 27 g


MAl2O3 = 27 x 2 + 16 x 3 = 102 uma masa molar de Al2O3 = 102 g

4. Se escribe la reacción química con lo que se conoce:

4 Al + 3 O2 2 Al2O3

10 kg = 10000 g

5. Continuamos:

(1°) 10000g Al . 1 mol Al = 370.4 moles Al 27 g Al

(2°) 370.4 moles Al . 2 = 185.2 moles Al2O3

4

(3°) 185.2 moles Al2O3 . 102 g Al2O3 = 18890 g de Al2O3 1 mol Al2O3

Ejercicio 19. Resuelve los siguientes problemas. 1. Calcula la cantidad en gramos que hay en 3.5 moles de NaOH 2. Calcula el número de moles que hay en 60 g de CaCO3

3. La calcinación de la siderita (carbonato de hierro II) ocurre de acuerdo a la siguiente ecuación:

FeCO3 → FeO + CO2 A) Expresa en términos molares las relaciones que se establecen entre los reactivos

y productos según lo que indica la ecuación. B) Que cantidad de óxido de hierro II se podría obtener si se calcinan 20 toneladas

del mineral cuya pureza es del 55%. C) Si la eficiencia de la reacción ocurre a un 80% ¿qué cantidad de óxido de hierro II

se obtiene realmente con esa misma cantidad del mineral? D) En estas condiciones de pureza y de eficiencia de la reacción ¿qué cantidad de

CO2 se obtendrá del proceso?

4. ¿Cuánto óxido de hierro III se producirá mediante la oxidación completa de 100 g de hierro? La ecuación que representa el fenómeno es:

Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)


Rendimiento de una reacción química

En el curso de las reacciones químicas no todos los reactivos se consumen o no se

encuentran totalmente puros, por lo que nunca se obtiene el 100 % de producto

esperado, por lo que en Estequiometría se habla de RENDIMIENTO refiriéndose a

la cantidad real de producto obtenido.

La masa teórica se refiere a la cantidad de producto estequiométrica, es decir a la cantidad

de producto que se obtendría si los reactivos reaccionaran todos, es decir al 100%.

Un rendimiento del 80% se puede interpretar como:

- En lugar de los 100 g de producto esperados teóricamente, se obtienen 80 g reales.

- En lugar de los 80 g de reactivo necesarios teóricamente para la reacción, han de utilizarse

100g reales.

- Rendimiento real de la reacción ≦ rendimiento teórico

El rendimiento se calcula en porcentaje de la proporción entre cantidad real a la cantidad teórica. Con el uso de la proporción de rendimiento real al rendimiento teórico

η = masa obtenida del producto x 100 masa teórica del producto

Ejemplo:

1. En una planta de producción de Amoníaco se obtuvieron 35 t de amoníaco

a partir de 40 toneladas (t) de Nitrógeno. Calcule el rendimiento de la reacción.

Masa N= 14 Masa H= 1 Masa NH3= (14) + 3 (1) = 17

N2 + 3H2 2 NH3 Toneladas = t

14(2) 3(1)(2) 2(17)

28 t 6t 34 t

34t = 34 t


La interpretación de la ley de la conservación de la masa nos dice que para

producir 34 t de NH3 se necesitan que reaccionen proporcionalmente 28 t de

N2 y 6t de H2

A partir de dichas proporciones calculamos la cantidad de amoníaco a

producirse con 40 t de Nitrógeno.

X(t de NH3) estequiométrico = 34 t de NH3

40 t de N2 28 t de N2

Despejando la cantidad de amoníaco se tiene

X(t de NH3) estequiométricos = 34 t de NH3 (40 t de N2 )

28 t de N2

X(t de NH3) estequiométricos = 48.57 t

Ahora calculamos el rendimiento de la reacción si solo se produjeron 35 ton de NH3.

1. El problema en forma de proporción, e igualar a la proporción estequiométrica

X % de rendimiento real = 100 % rendimiento estequimetrico

35 t de NH3 48.7 ton

Despejando:

% Rendimiento = 100 x 35 t de NH3

48.57 t NH3

% Rendimiento = 35 t de NH3 x 100

48.57 t NH3

% Rendimiento = 72.06

Ejercicio 20. Resuelve los siguientes problemas.

1. Calcule el rendimiento de una reacción cuando se producen 100 g de Cloruro de

Sodio y se partió de 50 g de Sodio

2Na + Cl2 2NaCl


Resultado: Rendimiento = 78.63% 2. Calcule el rendimento en la producción de amoníaco cuando se producen 50 kg y

la producción estequiométrica debería ser de 60 Kg.

Resultado: Rendimiento = 83.33%

2.4. ¿Por qué son importantes los metales?


Identifica las propiedades físicas de metales.

Propiedades físicas de metales

Comprende la relación de las propiedades con el enlace metálico.

Propiedades físicas y químicas de metales

Explica por medio de un modelo tridimensional el enlace metálico.

Enlace metálico

Representa mediante ecuaciones las reacciones estudiadas.

Reacción química de desplazamiento

Comprende la relación que existe entre las propiedades periódicas y la actividad química de los metales.

Actividad química Propiedades periódicas: radio atómico,

electrones de valencia y electronegatividad

Predice la reactividad de un elemento metálico con base en la serie electromotriz.

Serie electromotriz

Selecciona, analiza e interpreta información relevante.

Comprende que las aleaciones metálicas son mezclas con importancia económica.

Aleación como una mezcla Tipos de aleaciones

Usos de las aleaciones

Reconoce la importancia biológica de algunos metales.

Elementos esenciales para la vida Elementos traza

Conceptos a revisar: Serie electromotriz.

Importancia de los metales Los metales forman parte de nuestra vida, basta con mirar alrededor y seguramente

encontrarás metales. En grandes estructuras de edificios, puentes, torres. Tal vez en tu

pluma o lápiz, en la mesa o silla en que trabajas, en las ventanas, en un automóvil, en un

poste, en las varillas del edificio que habitas, en tu reloj, en el cierre de tus pantalones o


el de los bolsillos de tu chamarra. Todos estos metales han sido elaborados por el hombre

gracias a la química metalúrgica.

Propiedades de los metales

Nuestro mundo es hoy inconcebible sin metales. No obstante, muchos de ellos tienden a

agotarse. Peligran el platino (Pt), la plata (Ag), el oro (Au), el estaño (Sn), el mercurio

(Hg), el zinc (Zn), el plomo (Pb), el cobre (Cu) y el wolframio (W). Y no es que estos

átomos metálicos estén "esfumándose". Simplemente, al haber sido extraídos de las

minas donde existían en altas concentraciones, se han diseminado por toda la Tierra o se

encuentran en lugares donde su extracción no es rentable, al menos por el momento. Es

decir, los átomos metálicos continúan presentes, pero esparcidos y combinados con otros

materiales en las enormes pilas de desechos de la humanidad, de donde no son

fácilmente recuperables.

Aunque cada metal tiene características propias, hay un conjunto de propiedades que los

definen, como se muestra en el siguiente cuadro.

Propiedad Significado común - Conductividad eléctrica alta. - Buenos conductores de electricidad. - Conductividad térmica alta. - Buenos conductores del calor. - Brillo metálico. - Apariencia "plateada" o "dorada". - Maleabilidad. - Facilidad para formar láminas (bajo presión

o martilleo). - Ductilidad. - Facilidad para formar hilos delgados. - Valores de densidad altos. - Gran cantidad de masa por unidad de

volumen. - Puntos de fusión altos. - Se presenta como sólidos a temperatura

ambiente (a excepción del mercurio). - Puntos de ebullición altos. - Se presentan como sólidos a temperatura

ambiente. - Alta tenacidad. - Muy resistentes a los esfuerzos físicos (a

romperse o quebrarse). - Forman moléculas monoatómicas. - Los átomos o moléculas se unen por los

llamados enlaces metálicos. - Tendencia a formar cationes. - Átomos que pierden electrones al enlazarse

químicamente con otros átomos.

Tabla 2. Propiedades de los metales

Los mejores metales conductores de electricidad son los de la familia IIB: plata, cobre y oro, en ese orden, seguidos por el aluminio y el magnesio. En general, la conducción del calor es mayor en los metales que conducen mejor la corriente eléctrica.


La fuerte tendencia que tienen los metales a ceder sus electrones determina en buena medida el comportamiento químico que van a observar estos elementos al interaccionar con otras sustancias.

Metales = Tipo de elementos cuyos átomos ceden electrones. 1) Así por ejemplo van a presentar una actividad química frente al oxígeno, formando óxidos metálicos u óxidos básicos.

M + O2 → MO

Dónde: M = metal Aunque la actividad varía de un metal a otro, en algunos de ellos como los del grupo I de la Tabla Periódica, presentan mayor actividad; en otros como el oro y la plata la actividad es más baja frente a este elemento. 2) Forman sales reaccionando con ácidos o con no metales, según las siguientes ecuaciones:

M + N → MN M + HN → MN + H2

Dónde: N = no metal 3) El comportamiento de los metales con agua, es muy variable; reaccionan con ella los metales más activos (los del grupo I y II), produciendo el hidróxido correspondiente y liberación de hidrógeno. Con los metales menos activos, no reacciona.

M + H2O → MOH + H2 Con metales del grupo I (Li, Na, K, Rb)

M + H2O → M(OH)2 + H2 Con metales del grupo II (Ca, Mg, Sr) Metales de transición Los metales de transición forman las familias 3 a 12 de la tabla periódica. Comparten un gran conjunto de propiedades físicas y químicas, y por ello se les agrupa bajo la misma denominación. El fierro y el cobre son, seguramente, los más conocidos. La mayoría son densos y con altos puntos de ebullición y fusión. En general, en sus compuestos se presentan como cationes con cargas 2+ y 3+, aunque en la familia IIB existen también como iones monocargados: Cu+, Ag+, Au+ Al igual que los metales alcalinos y alcalinotérreos, muchos metales de transición liberan el hidrógeno del agua, pero no lo hacen con tanta facilidad. Hay dos grupos que no lo logran: los metales de la familia IIB (Cu, Ag, Au) y los llamados metales nobles (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), que en general presentan poca reactividad.


Propiedades periódicas de los metales La tendencia de los metales a ceder electrones para formar iones positivos, aumenta hacia la izquierda y hacia abajo en la tabla periódica, para los elementos representativos (grupos A). En este sentido disminuye la electronegatividad.

Figura 1. Ubicación de los metales en la tabla periódica, incluyendo las tierras raras (de lantano, La, a yterbio,Yb)

y los actínidos naturales (de actinio, Ac, a uranio, U) Ejercicio 21. Contesta de acuerdo a las tendencias mostradas en la tabla 2 1. ¿Cómo explicas que el aluminio desplace al fierro de su óxido? _ _ __ ____ _______ _______

2. Explica la existencia en la naturaleza de oro en estado libre, sin combinar 3. ¿Cómo explicas que se requiera electricidad para reducir al sodio de sus compuestos?

De acuerdo al modelo, el brillo de los metales se debe a la superficie uniforme que presentan siempre los electrones deslocalizados, los rayos de luz son reflejados uniformemente. Ejercicio. Completa el siguiente mapa conceptual utilizando los conceptos siguientes: Enlace metálico, aleaciones, conductividad eléctrica, acero, bronce,

Carácter metálico, facilidad para formar iones positivos,

reactividad (para metales representativos).

Carácter

metálico,

Facilidad

para

formar

iones

positivos

Reactivi

dad

(para

metales

represen

tativos)


pocos electrones de valencia puntos de fusión altos, esenciales, Actividad Química (actividad metálica) son agentes reductores.

Los metales se caracterizan por su brillo, por su lustre, son flexibles, son maleables ya

que pueden ser manipulados para formar diversas figuras, son dúctiles por lo que se

pueden hacer hilos o tubos de gran longitud con ellos; conducen con facilidad el calor y la

electricidad. Este comportamiento les confiere alto valor económico.

Ejercicio 22. Llena los espacios con la propiedad de los metales correspondiente a

la descripción:

Pueden formar hilos_______

Se usan en joyería debido a su atractivo aspecto _________

Se manipulan para formar objetos _________

Se usan en material eléctrico_________

El modelo de enlace metálico conocido como el modelo del mar de electrones móviles

explica estas propiedades. El modelo de enlace metálico explica las propiedades físicas


de los metales. Consiste en considerar a los átomos como esferas colocadas en capas

que se acomodan una sobre otra. Cada átomo aporta uno de sus electrones a un conjunto

que se desplaza alrededor de todos los átomos. Se forma un mar de electrones que no

pertenecen a alguno de los átomos en particular, por esta situación se les conoce como

electrones deslocalizados.

Al fluir libremente, los electrones permiten el paso de electricidad y calor con facilidad.

Permiten también que las capas de átomos se desplacen una sobre otra. Al golpear o

someter a diversas tensiones al material metálico, las capas solo se acomodan, debido al

libre desplazamiento de los electrones, como puede apreciarse en los esquemas. Este

comportamiento de los átomos metálicos explica la flexibilidad y la maleabilidad de los

metales. Igualmente si se ejerce fuerza en sentido contrario sobre los extremos del trozo

metálico y se aplastan se acomodarán las capas e ir formando una forma alargada,

explicando de esta manera la ductilidad de los metales, formación de cables.

Mar de electrones

deslocalizados

Fuerza

Placa metálica sometida a tensiones. Capas desplazadas después de las

tensiones

aplicación de fuerzas.

fuerzas.


De acuerdo al modelo, el brillo de los metales se debe a la superficie uniforme que

presentan siempre los electrones deslocalizados, los rayos de luz son reflejados

uniformemente en la misma dirección (los electrones se desplazan constantemente de

un átomo a otro).

Ejercicio 23. Resuelve los siguientes enunciados.

1. Explica con el uso del modelo de enlace metálico las siguientes propiedades de

los metales:

MALEABILIDAD: _____________________________ ___________________

_______________ __ ___________ ___________________

BRILLO: __________________ ___________________________

_________ ____________________________ ________________

CONDUCTIVIDAD: ______________________ ___________________ ___

______________ ________________________ __________________-

2. Ordena los siguientes elementos Cl, Ca, Fe, I, Hg, K, Mo, As, de mayor a menor

para las siguientes propiedades periódicas

a) Potencial de Ionización

b) Electronegatividad

c) Radio atómico

d) Actividad metálica y actividad no metálica

e) Afinidad electrónica

3. Con base en las propiedades periódicas de los elementos, explica lo siguiente:

a) ¿Por qué no se fabrican objetos de Sodio o potasio?


b) Se desea fabricar una placa de un equipo que sea conductora de electricidad con

una densidad superiora a los 12 g/cm3. Elija dos metales para este fin y justifique su

respuesta

c) Se desean utilizar tres metales para fabricar las cubiertas de los aviones. Con

base en las propiedades periódicas de los elementos qué metales elegiría de entre

los siguientes:

a) Al, Ti, Mo

b) Al, Fe, Cu

c) Cu, Fe, Ti

Justifique su respuesta con base en las propiedades

e) Explique por qué el Cobre, el hierro y el Aluminio son los metales más utilizados

en la construcción

Dé al menos tres razones basado en las propiedades de los metales

f) Explique por qué el Oro y la Plata son los metales que se utilizan en joyería. Dé al

menos tres razones basado en las propiedades de los metales

4. Reacciones Químicas basadas en la serie de actividad de metales. Indique si las

reacciones siguientes son posibles o no posibles y complételas en caso de que

sean posibles:

a) Pt + CaSO4

c) K + Fe(NO3)3

a) Ag + CuSO4

Indica si las siguientes reacciones se llevarían a cabo, de acuerdo con la serie de actividad y de ser así completa la reacción:

a) Na + ZnO Sí_____ No ______

b) Li + H2O Sí_____ No ______


c) H2 + PbSO4 Sí_____ No ______

d) Al + Fel3 Sí_____ No ______

e) Hg + Ca(OH)2 Sí_____ No ______

3. Indique si las siguientes reacciones se llevan a cabo y diga porqué

A) CaCl2 + Cr

B) HCl + Mg

Aleaciones, su importancia y usos

Una aleación en general se considera como una mezcla sólida homogénea de dos o más

metales aunque en algunas ocasiones también se incluyen algunos elementos no

metálicos. La fabricación de aleaciones aprovecha los puntos de fusión de los metales, ya

que la mayoría de aleaciones se logra mezclando los metales en estado líquido para

posteriormente esperar que se solidifiquen.

Características de las aleaciones

Una de las razones más importantes para producir una aleación es mejorar las

propiedades de los metales en general. Actualmente se elaboran aleaciones por diseño,

es decir buscando que tengan las propiedades que se quieren aprovechar en los

productos que se van a elaborar.

Un ejemplo cotidiano de aleación es el acero que presenta una resistencia y dureza

mayor que el Hierro que le dio origen. Para lograr esto al Hierro se le agrega Carbono y

algunos metales como Níquel, Cromo, Vanadio, Tungsteno, Manganeso entre otros para

lograr diferentes tipos de acero como el acero inoxidable o el acero al carbón.

Algunas de las propiedades de las aleaciones son similares a las de los metales que les

dan origen, pero mejoradas:

Presentan brillo metálico

Cuentan con alta conductividad eléctrica y térmica

Presentan propiedades mecánicas tales como dureza, ductilidad, tenacidad

Las aleaciones no tienen una temperatura de fusión única


Algunas aleaciones comunes se pueden ver en la siguiente tabla

Nombre de la aleación Composición Usos

Acero Inoxidable 0.008- 1.8% de C 10-12% de Cr y el resto de Hierro

Es una de las aleaciones

más utilizadas en todos los

ámbitos industriales,

aunque es muy empleada

en la Industria automotriz y

de la, construcción,

Latón rojo 85% de Cu y 15% de Sn Radiadores, ferretería

Latón amarillo 67% de Cu y 33% de Sn Instrumentos musicales

Bronce Cu, Sn Tuberías, válvulas

Oro blanco Au, Cu, Ni, Zn Joyería

Peltre Sn, Cu, Bi, Sb Artefactos de cocina

Plata de Ley Ag, Cu Monedas, joyería

Ejercicio 24. Resuelve las siguientes preguntas sobre aleaciones:

1. Una aleación es: ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2. ¿Qué metales componen las siguientes aleaciones a) Acero: __________________________ b) Latón: __________________________ c) Plata de Ley: _____________________ d) Bronce común: ___________________ e) Peltre: ___________________________

3. El duraluminio (Al, Cu y Mg) es una aleación más dura que el acero, pero más ligero y el monel es resistente a la corrosión (70% Ni y 30% Cu). Si variarás en el primer caso el contenido de aluminio en la aleación qué propiedad afectarías ¿la dureza o la densidad baja (ligereza)? Argumenta. _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Si variarás en el segundo caso el contenido de cobre a un 50% ¿Qué pasaría con la resistencia a la corrosión de la aleación? Argumenta.


__________________________________________________________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________

Ejercicio 25. Contesta lo que se pide sobre la importancia biológica de algunos metales I. Completa la frase con el nombre y símbolo del metal o no metal con que se asocia el efecto en la salud, presencia en los seres vivos o alguna función en los mismos. Hierro, Magnesio, Calcio, Mercurio, Sodio, Potasio Se relaciona con la tensión arterial y con la retención de líquidos ________ Su carencia produce problemas musculares y convulsiones ________ Es un componente principal de los huesos junto con el Fósforo __________ Su carencia se asocia con la anemia _________________ Es un metal que forma parte de la clorofila de las plantas ________________ II. Completa con la opción correcta. El Calcio, Sodio, Potasio y Magnesio se les llama _____________________ Macronutrimentos/micronutrimentos Son elementos que se encuentran en pequeñas cantidades en el organismo: ______________________ Traza/oligoelementos Un macro nutrimento se define de acuerdo con: ________________________ _________________________________________________________________ El Mn, Zn, Fe son ejemplos de ______________________________ Macronutrimentos/micronutrimentos Se dice que un elemento es esencial para la vida cuando: ____________________ _____________________________________________________________________

2.5 ¿Qué problemas presenta esta industria?


32. Valora el impacto de la industria minero-metalúrgica en la salud y el ambiente

Contaminación por metales

Conceptos a revisar: Contaminación por metales

Plomo

Mercurio

Cadmio

Cromo

Níquel Efectos en el ambiente.

Problemas de contaminación con metales


Como en todas actividades del hombre, la Industria minero-metalúrgica trae consigo graves problemas de contaminación, no solo al entorno en que se desarrolla esta actividad, sino también en el organismo de quienes trabajan en los procesos de extracción y obtención de los metales. Recientemente se ha descubierto que algunos de los metales que se creía eran inofensivos, hoy se demuestra que pueden ser terriblemente tóxicos. Por ejemplo, el aluminio penetra en el cuerpo humano de diferentes formas, pero particularmente por vía pulmonar, ya que el aire que respiramos está cargado de polvillo microscópico. Normalmente se excreta por vía urinaria. En caso de absorción importante y prolongada, el aluminio se concentra en diversos órganos: hígado, corazón, cerebro y médula ósea. Su acumulación puede causar diversos trastornos. Así encontramos problemas de salud relacionados con metales en la siguiente tabla: Metal Enfermedad Síntomas Hg Hidragirismo Enfermedad neurológica, observada en la Bahía de Minato, Japón. Cd Envenenamiento Desde sequedad en la boca, color

dorado en las encías, hasta la muerte. As Envenenamiento Desde sabor metálico hasta la muerte. Pb Saturnismo Desde sabor metálico, hasta la muerte. Sc Intoxicación Irritación en la piel.

Tabla 3. Enfermedades por algunos metales En muchos de los casos, y aún para el conjunto de la sociedad, los problemas a los que

se ven sometidas las poblaciones mundiales son preocupantes, basta con observar en las

reacciones involucradas en la producción de gases como el monóxido de carbono, las

grandes cantidades de dióxido de carbono y las de dióxido de azufre, compuestos en el

estado gaseoso que son arrojados a la atmósfera y que se encuentran íntimamente

ligados a fenómenos catastróficos como el "Efecto de invernadero" y "La lluvia ácida".

Resulta un reto para el hombre moderno, con su tecnología y el conocimiento científico

del que dispone, seguir aprovechando sus recursos para obtener los bienes de consumo

necesarios para su desarrollo, pero sin alterar el medio ambiente y la salud de sus

habitantes.


TERCERA UNIDAD. FERTILIZANTES: PRODUCTOS QUÍMICOS ESTRATÉGICOS

PRESENTACIÓN

En esta unidad a partir de la Industria de los fertilizantes, se analizan los procesos desde

el punto de vista cinético y termodinámico, por lo que se revisarán conceptos como la

rapidez de una reacción química, la energía involucrada en las reacciones químicas, así

como el equilibrio químico. El enfoque de esta unidad está centrado en la industria y el

control de los procesos químicos y el control de las variables involucradas.

PROPÓSITOS

Al finalizar la Unidad, el alumno:

I. Profundizará en la comprensión de la reacción química, al estudiar algunos procesos industriales empleados en la fabricación de fertilizantes, para valorar la importancia de la producción de sustancias que ayudan a satisfacer nuestras necesidades. II. Reconocerá mediante la experimentación los factores que afectan el desarrollo de las reacciones químicas, para acercarse a la comprensión de por qué y cómo ocurren los cambios químicos. III. Conocerá aspectos socioeconómicos y ambientales de la industria de los fertilizantes, al analizar su efecto en la producción de alimentos y sobre el medio ambiente, para valorar la importancia de esta industria.

PREGUNTAS DE LA UNIDAD

¿Qué importancia tiene la industria de los fertilizantes en México?

¿Cómo se sintetizan los fertilizantes químicos?

¿Cómo efectuar reacciones químicas con mayor rapidez y mayor rendimiento?

¿Cómo modificar el equilibrio de una reacción química?

¿Debemos prescindir de los fertilizantes?

3.1 ¿Qué importancia tiene la industria de los fertilizantes en México?



Comprende el concepto de fertilizante, su clasificación y su papel en la producción de alimentos. (N1)

Definición de fertilizante Clasificación de los fertilizantes en

orgánicos e inorgánicos


Reconoce la importancia de la industria de los fertilizantes. (N2)

Valor estratégico de los fertilizantes

Comunica en forma oral y escrita los resultados de su investigación y sus opiniones

CONCEPTOS IMPORTANTES A REVISAR

Definición de fertilizante.

Clasificación de los fertilizantes en orgánicos e inorgánicos.

Valor estratégico de los fertilizantes.

Recursos naturales y su importancia

Los fertilizantes, su clasificación y su papel en la producción de alimentos.

Los fertilizantes, su clasificación y su papel en la producción de alimentos

Un fertilizante es la sustancia orgánica o inorgánica utilizada en la agricultura para

proporcionar o restituir a un suelo los elementos químicos necesarios para el desarrollo de

las plantas. Un suelo bien nutrido alcanza producciones óptimas, mientras que un suelo

sin fertilizante solo produce la mitad o menos.

Los fertilizantes se clasifican de la siguiente manera:

Animal (estiércol, guano)

Orgánicos

Vegetal (composta)

Nítricos: NaNO3

FERTILIZANTES Nitrogenados Amónicos: NH3

Inorgánicos Urea: (NH2) 2 CO

Fosfatados: (NH4) 3PO4

Potásicos: KCl

Analiza el esquema y resuelve los ejercicios


Ejercicio 1. Clasifica en orgánicos e inorgánicos a los siguientes fertilizantes: 1. KNO3 __________________ 2. Composta___________ 3. Urea___________ 4. NaNO2_________

Ejercicio 2. Escribe la fórmula de un fertilizante. 1. Fosfatado _________ 2. Potásico __________ 3. Nítrico_________

Importancia de la industria de los fertilizantes Los nutrientes que requieren las plantas en mayor proporción son el nitrógeno, potasio y

fósforo. Las sustancias que se encuentran de forma natural en los recursos naturales no

cuentan en su composición con estos 3 elementos. Mediante procesos químicos, la

industria química puede producir los compuestos que contengan en su composición estos

tres elementos (N, P, K).

Ejercicio 3. Contesta las preguntas:

1. ¿Cuáles elementos constituyen los principales nutrientes en las plantas?________________

2. ¿Cómo contribuye la industria química a la producción de fertilizantes?

________________________________________ Cadenas productivas en la fabricación de fertilizantes. Reacciones de síntesis y neutralización. El siguiente mapa conceptual indica las cadenas productivas que conducen a la obtención

de los intermediarios más importantes en esta industria de los fertilizantes; amoníaco,

ácido nítrico, ácido sulfúrico. Las cadenas productivas inician con la utilización de

recursos naturales.

Ejercicio 4. Con esta información y el análisis de la gráfica de recursos naturales, contesta las preguntas:

1. ¿Cuáles son las sustancias intermediarias en la producción de fertilizantes? ___________________________________

2. ¿Cuáles recursos naturales que se aprovechan en la obtención de amoniaco (NH3 )?

________________________________________________ 3. ¿Cuáles son los recursos naturales a partir de los cuales se produce el ácido

sulfúrico? ______________________________________________


4. Indica cuales son los reactivos (materias primas) y productos en el proceso

Haber_________________________________________________

.

5. En el método de contacto se aprovecha la siguiente reacción general “ el óxido de un

_____________ + agua produce ________________”

6. Señala los elementos que intervienen en la producción de amoniaco y de ácido

nítrico.__________________

7. Escribe la reacción en la que se produce bióxido de azufre ______

____ ________________________________________

8. Señala los productos y reactivos en el proceso de Otswald

_____________________________________________________

Recursos Naturales

Azufre

Combustión

SO2

M de contacto

H2SO4

mediante el

proceso

produce

por el

produce

Proceso Otswald

HNO3

por

Proceso Haber

NH3

Aire

Licuado y

destilación

O2

mediante

separación por

N2

produce

Gas Natural

Reformado

H2

por el proceso

CO2

produce

por

se produce oxida

al

se produce

Principalmente son


9. Escribe la fórmula y nombre de dos óxidos de no metal (anhídrido) en el

diagrama:________________ ______ ____________ ______________

10. Escribe la ecuación balanceada que representa la oxidación del azufre

_______________________________-

3.2 ¿Cómo se sintetizan los fertilizantes químicos?



Comunica en forma oral y escrita los resultados de su investigación y sus opiniones.

Aplica la terminología química, al nombrar y representar mediante fórmulas los compuestos estudiados.

Nombre y fórmula de los compuestos estudiados

Expresa mediante ecuaciones balanceadas las reacciones químicas estudiadas.

Balanceo de ecuaciones químicas

A9. Reconoce la importancia de las reacciones químicas de síntesis y neutralización.

Tipos de reacción: síntesis y neutralización

Analiza las teorías ácido-base de Arrhenius y Brönsted-Lowry para comprender el proceso de neutralización.

Teorías ácido-base: Arrhenius y Brönsted-Lowry

A11. Observa, registra y analiza información relevante al experimentar.

Maneja con destreza y precaución las sustancias y el material y equipo de laboratorio al experimentar.

Aplica el concepto de estado de equilibrio a las reacciones ácido-base.

Reversibilidad y equilibrio en las reacciones químicas

Identifica las características de las reacciones reversibles.

Reversibilidad y equilibrio en las reacciones químicas

CONCEPTOS IMPORTANTES A REVISAR Cadenas productivas para la fabricación de fertilizantes. Nombre y fórmula de los compuestos estudiados. Balanceo de ecuaciones químicas. Tipos de reacción: síntesis y neutralización. Propiedades de ácidos y bases. Teorías ácido-base: • Arrhenius • Brönsted-Lowry Reversibilidad y equilibrio en las reacciones químicas. Ácidos, bases y reacciones de neutralización para producir fertilizantes


Muchos de los fertilizantes son sales que se producen por las reacciones de

neutralización entre ácidos y bases, “los intermediarios”, que se sintetizaron en las

“cadenas productivas” por lo cual recordaremos estos conceptos.

Ácidos

Las disoluciones acuosas de los ácidos son corrosivas (muy reactivas), deben ser

tratadas con cuidado. Existen ácidos que son fuertes (muy corrosivos), por formar

disoluciones con altas concentraciones de iones hidrógeno (H+), Ejemplos de ácidos

fuertes son; el ácido sulfúrico (H2SO4), el ácido nítrico (HNO3), el ácido clorhídrico (HCl).

Estos ácidos se disocian totalmente en agua.

Otros ácidos son débiles (poco corrosivos), por formar disoluciones con baja

concentración de iones hidrógeno (H+) debido a que no se disocian totalmente en agua.

Ejemplos de ácidos débiles son; el ácido carbónico (H2CO3), el ácido acético (CH3COOH).

Todos los ácidos cambian el indicador universal y el tornasol a color rojo y su p H es

menor de 7, indicando alta concentración de iones H+, .mayor que la correspondiente

concentración de iones OH- .

Bases

Son corrosivos, tienen sabor amargo, son untuosos al tacto como el jabón, cambian el

indicador universal a color verde, azul o morado de acuerdo a su capacidad de

disociación (fuerte o débil). Indicando alta concentración de iones OH- mayor que la

correspondiente concentración de iones H+.

Las bases neutralizan a los ácidos al producir sal y agua. En general, las bases se

obtienen cuando reacciona el óxido de un metal con agua. Son ejemplos de bases, la

sosa, NaOH (hidróxido de sodio), la potasa, KOH, (hidróxido de potasio). Las bases

fuertes, como la sosa o la potasa, se disocian totalmente en agua.

Las bases débiles (no se disocian totalmente en agua) son: El hidróxido de amonio

(NH4OH), el hidróxido de calcio, Ca (OH)2, el hidróxido de magnesio Mg (OH)2.

Ejercicio 6. Resuelve lo siguiente:

1. Escribe las fórmulas de tres ácidos fuertes ________ ________ _______

2. Escribe las fórmulas de tres bases débiles _______ __________ ______


3. Contesta con cualquiera de las 4 opciones; ácido fuerte, ácido débil, base fuerte, base

débil según corresponda.

3.1 NaOH ________

3.2 H2 SO4 _______________

3.3 Un mol de esta sustancia produce una disolución de pH =9 __________

3.4 Sustancia que se ioniza totalmente en iones hidrógeno ________

3.5 Un mol de esta sustancia produce una disolución de pH menor A 1 ____________

3.6 Un mol de esta sustancia produce una disolución de pH = 8 __________

3.7 Sustancia que se ioniza parcialmente en iones hidrogeno _____

3.8 Mg (OH)2 ________________________-

3.9 H2 CO3 _______________

3.10 Sustancia que se disocia totalmente en iones OH- ___________

Comportamiento ácido y base. Teoría de Arrhenius

De acuerdo a la teoría de Arrhenius, un ácido es una sustancia que produce iones

hidrógeno en solución acuosa (ionización). Las características de los ácidos y las bases,

en esta teoría, se refieren a sus soluciones acuosas (en agua).

Ejemplos:

Ionización de un ácido fuerte:

HCl H+1

+ Cl-1

Ionización de un ácido débil. La reacción no es total, quedan moléculas de ácido sin

ionizarse, este hecho se representa con una flecha en el sentido de los reactivos.

H2 CO3 H++ HCO3

-

De acuerdo a la teoría de Arrhenius, una base produce iones (se disocia) en iones OH- en

solución acuosa.

H2 O

H2 O

Un mol (100 mol), de este ácido

produce un mol iones H+

, con un

pH igual a O.

Un mol de este ácido produce solo una

cienmilésima de mol de iones H+, con una pH

de 5, el resto permanece como moléculas de

ácido carbónico. Se trata de ácido débil.


Ejemplos:

Disociación (separación de iones) de una base fuerte,

NaOH Na+1

+ (OH)-1

Disociación de una base débil. Para indicar que la reacción no sucede totalmente, se coloca una flecha en sentido inverso.

Mg (OH)2 Mg++

+ OH-

Ejercicio 7. Analiza la información sobre ácidos y bases, luego completa cada uno

de los planteamientos con alguna de las 4 sustancias: “El ácido nítrico es un ácido

fuerte, el hidróxido de amonio es una base débil, el hidróxido de potasio es una

base fuerte, el ácido acético es un ácido débil”:

1. Un mol de esta sustancia en un litro de agua produce un pH de 8, por lo que se puede inferir que se trata de ___________________

2. Un mol de esta sustancia en un litro de agua produce un pH de 3, se puede inferir que se trata de ___________________-

3. Un mol de esta sustancia en un litro de agua produce un pH de 0, se puede inferir que se trata de ___________________-

4. Un mol de esta sustancia en un litro de agua produce un pH cercano a 14, se puede inferir que se trata de ___________________

Producción de fertilizantes. Reacciones de neutralización

Los principales nutrientes para las plantas son el nitrógeno (N), el fósforo (P) y el potasio

(K). Una mezcla de sales que contengan mayoritariamente estos 3 elementos serán los

mejores fertilizantes.

Los intermediarios obtenidos en las cadenas productivas, ácido sulfúrico, amoníaco, ácido

nítrico, se combinan en reacciones de neutralización para producir las sales que

contengan estos 3 elementos. Además de los ácidos y bases señalados se usan otras

bases y otros ácidos, como el hidróxido de potasio o el ácido fosfórico.

Un ácido y una base se neutralizan al producir una sal y agua, como:

H3 PO4 + KOH → K3 PO4 + H2 O

NH4OH + HNO3 → NH4 NO3 + H2 O

En estos ejemplos las sales obtenidas contienen nitrógeno, fósforo y potasio.

H2 O

Un mol de esta base fuerte produce

una mol (100 mol) de iones OH- por lo

que la disolución tiene un pH de 14,

correspondiente a una concentración

de iones H+ igual a 10-14

Una mol de esta base débil en agua solo

forma una cienmilésima parte de mol (10 -5 )

de iones OH-, pH igual a 9, correspondiente a

una concentración de iones H1+ de 10-9 .


Ejercicio 8. Completa las ecuaciones:

1. H2 SO4 + NH4 OH →

2. HNO3 + Na OH →

3. H3 PO4 + NH4 OH→

4. HNO3 + KOH →

5. H3 PO4 + NH4 OH →

Señala los reactivos necesarios para formar las siguientes sales

1. NH4 SO4

2. K3PO4

3. Na2 SO4

Comportamiento ácido y base. Teoría de Arrhenius. Teoría de Bronsted-Lowry.

En este modelo el comportamiento de un ácido está relacionado al comportamiento de la

base (par conjugado). Explica también el comportamiento ácido y básico más allá de las

soluciones acuosas. En efecto existen sustancias ácidas o básicas sin que sea necesaria

la presencia de agua.

Para Bronsted_ Lowry, un ácido es una sustancia donadora de iones hidrógeno y una

base es una sustancia que acepta protones (los que dona el ácido). Este proceso de

donación y aceptación de protones sucede con la presencia simultánea de una sustancia

ácida y una base. Otra característica de esta teoría es la reversibilidad de las reacciones.

Explicación de las soluciones ácidas

HCl + H2 O H3 O

+ + Cl-

En la reacción directa (hacia la derecha), el HCl dona H al cambiar a Cl-

y el H2 O acepta un H, al cambiar a H3 O+

En la reacción inversa (hacia la izquierda), el H3 O+ dona un H y cambia a H2 O y el

Cl- acepta un H al cambiar a HCl.

NH3 + H2 O NH4 + + OH-

+

ácido

dona H

(protón)

base,

acepta H

ácido,

dona H base,

acepta H

base,

acept

a H

ácido,

dona H

ácido

dona

H

base, acepta

H


La teoría de Bronsted_ Lowry explica también las reacciones de neutralización.

NH3 + HCl NH4 + Cl-

El amoníaco y el cloruro de hidrógeno se neutralizan y forman la sal cloruro de amonio,

sal que puede escribirse en forma de iones para observar la transferencia de protones

(H).

Ejercicio 9. Indica en cada caso si la descripción del comportamiento ácido base se

refiere a la “teoría de Arrhenius” o la “teoría de Bronsted-Lowry”.

1. En la reacción de neutralización: NH4OH + HNO3 → NH4 NO3 + H2 O

El OH es base porque acepta un H y forma H2 O ____________

2. En la siguiente reacción de ionización en agua

H2 CO3 H3O+

+ HCO3 -

El H2 CO3 es ácido porque forma iones H+ en agua ________

3.3 ¿Cómo efectuar reacciones químicas con mayor rapidez y mayor rendimiento?



Comunica en forma oral y escrita los resultados de su investigación y sus opiniones.

17. Comprende la relación entre energía de reacción y el rompimiento-formación de enlaces químicos.

Energía de ionización y de disociación de enlace

Formula hipótesis y las fundamenta

Establece qué variable debe medir (variable dependiente), cuál debe modificar (variable independiente) y cuáles debe mantener constantes, para resolver experimentalmente un problema.

Maneja con destreza y precaución las sustancias y el material y equipo de laboratorio al experimentar.

Explica a escala molecular, la forma en que los cambios de temperatura, presión y concentración, afectan la rapidez de las reacciones químicas,

Factores que afectan la rapidez de una reacción química: temperatura, concentración, presión, superficie de

ácido

dona H

(protón)

base,

acepta H

ácido,

dona H base,

acepta H

H2 O


basándose en la energía cinética de las partículas que participan en la reacción y en la teoría de las colisiones.

contacto, catalizadores Teoría de colisiones

Identifica a los catalizadores como sustancias que modifican la energía de activación de las partículas que participan en una reacción química.

Energía de activación


Energía de ionización y de disociación de enlace. Factores que afectan la rapidez de una reacción química: • Temperatura • Concentración • Presión • Superficie de contacto • Catalizadores Teoría de las colisiones. Energía de activación.

Rapidez de las reacciones

Concepto de rapidez de reacción

La rapidez de una reacción es la cantidad de producto que se forma en un periodo de tiempo, o a cantidad de reactivo que cambia a producto en un tiempo dado. Una reacción es rápida si se forma una gran cantidad producto en un tiempo establecido y una reacción es lenta si se forma poco producto en este mismo tiempo.

La rapidez de una reacción depende de las condiciones en las que se lleve a efecto. La temperatura, la concentración de los reactivos, la presión (si la reacción sucede en estado gaseoso), presencia de catalizador, superficie de contactos (si hay reactivos en estado sólido), son condiciones que afectan la rapidez de una reacción.

Factores que afectan la rapidez de una reacción En el estudio de la rapidez de reacción (variable independiente) se investiga cómo es afectada por varios factores como la concentración de reactivos o la temperatura del sistema de reacción, o la presión del sistema si se trata de gases o el tamaño de las partículas si hay sólidos en el sistema o la presencia de un catalizador. Al estudiar cada factor (variable independiente), los demás factores deben ser controlados. Si se va a estudiar, cómo la temperatura afecta la rapidez de la formación del producto, otros factores como la concentración de los reactivos, la presión y el tamaño de las partículas, o la presencia de un catalizador si es el caso, deben permanecer constantes. La rapidez de la formación de los productos es la variable dependiente, la temperatura es la variable independiente, la concentración de los reactivos es el factor constante.

Las condiciones que afectan las reacciones químicas son.


1. CONCENTRACIÓN. La cantidad de sustancias presentes en el sistema de reacción. La concentración de reactivos, generalmente, incrementa la velocidad de una reacción

2. PRESIÓN. En general la presión de los reactivos en estado gaseoso aumenta la velocidad de reacción

3. TEMPERATURA. En general, la temperatura de un sistema de reacción incrementa su velocidad.

4. SUPERFICIE DE CONTACTO. La forma en la que los reactivos se presenten. El tamaño de partícula de un reactivo sólido aumenta la velocidad de reacción.

5. CATALIZADOR. La presencia de algunas sustancias en un sistema de reacción incrementa su velocidad.

Ejercicio 10. Completa los siguientes enunciados.

1. Para estudiar cómo el cambio de temperatura afecta la rapidez de una reacción, se determina el tiempo que tardan en formarse los productos en varios sistemas de reacción, un sistema a temperatura baja y otros sistemas a temperaturas mayores. De acuerdo a esto Indica cual es la variable dependiente, cual es la variable independiente y cuales factores deben permanecer constantes.

VD ____________

VI______________

Factores constantes ________

2. En la descomposición de agua oxigenada a temperatura ambiente, se tomó el tiempo en el que se forman agua y oxígeno en dos sistemas de reacción, en uno de los cuales el agua oxigenada estaba más concentrada que el otro.

a) La variable dependiente (VD), es___________

b) La variable independiente (VI) es________________

c) El factor constante es _______________

3. Predice como cambia la rapidez de las reacciones, de acuerdo a las condiciones indicadas: señala las variables y los factores que permanecen constantes.

a) Se analiza la rapidez con la que reacciona un trozo de zinc con ácido clorhídrico, en comparación con la misma cantidad de zinc pero en polvo.

______________________________________ _________________

b) Se estudia la rapidez con la que reacciona un trozo de zinc con ácido clorhídrico diluido

en comparación con ácido clorhídrico concentrado.

______________________ ____________________ _______

c) Se observa la rapidez de la descomposición de agua oxigenada a temperatura

ambiente, se tomó el tiempo en el que se forman agua y oxígeno en dos sistemas de

reacción, uno de los cuales estaba a mayor temperatura que el otro.


Teorías y modelos que explican el efecto de las condiciones de una reacción en su

rapidez

La concentración, temperatura y presión de reactivos. Teoría de colisiones y

energía cinética

Teoría de colisiones. El efecto de estos factores en la rapidez de una reacción, puede

explicarse con la teoría de colisiones. La idea básica de esta teoría sostiene que una

reacción sucede cuando los reactivos chocan con un mínimo de energía cinética. Para

que una reacción suceda deben ocurrir dos eventos; que haya una colisión entre los

reactivos y que este choque se produzca con una energía mínima.

Ejercicio 11. Responde las siguientes preguntas Señala las dos condiciones que deben cumplirse para que una reacción suceda.

1. __________________________________________________ __________ 2. _______________________________ _____________________________

Explica de acuerdo a la teoría de colisiones los siguientes fenómenos:

A igual temperatura

menor concentración.

Menos probabilidad de

choque

A igual temperatura,

Mayor

concentración, más

choques

A Igual concentración

menor temperatura, menor

energía cinética, menor

probabilidad de choque.

A igual concentración, mayor

temperatura, mayor energía

cinética, mayor probabilidad de

choque.


a) A mayor temperatura mayor rapidez de reacción __ ________________________

______________________ ____________

b) A menor superficie de contacto (de los reactivos son sólidos) menor rapidez de

reacción.____________ ____ ___________________________ _ _____________

_______________________________________ _______

c) A mayor menor concentración menor rapidez de reacción ____________

___________________________ _________________________________

d) A mayor presión (si los reactivos son gaseosos) _______________ _______

_____________________________________________________

Energía de activación

Esta es la energía necesaria para que se rompan enlaces en los reactivos (energía de

activación) y se formen los enlaces en los productos. Solo los reactivos que a) choquen,

con b) la energía suficiente para superar la energía de activación formarán productos.

Cuando las partículas de los reactivos se aproximan y chocan, la energía cinética se

convierte en energía potencial. La energía potencial de los reactivos aumenta, sus

enlaces se debilitan y rompen. Se empiezan a formar entonces los nuevos enlaces de los

productos. La energía que los reactivos necesitan para que la reacción ocurra se

denomina energía de activación. En la gráfica, esta energía está en el punto X, el punto

más alto de la trayectoria energética de los reactivos hasta los productos. Entre los

reactivos y X, se produce el rearreglo de los átomos, primero se rompen enlaces y otros

nuevos se empiezan a formar.

Ejercicio 12. Completa el párrafo.

∆H Reactivo

s

Productos

Progreso de la reacción

Energía

X


La energía de activación es la requerida por una reacción química para ___ ___ ____

____ ___ ____. La magnitud de la energía de activación es _____ ____ _____ que la

energía de los reactivos. En la gráfica anterior la energía de activación se localiza en el

punto ______y se observa que la energía de los productos es _______ que la energía de

los reactivos, por lo que la reacción es ___ ___ ___ ___

Energía de reacción.

La diferencia entre la energía de los reactivos y los productos, es la energía de la

reacción. En la gráfica el contenido energético de los reactivos es mayor que los

productos, la reacción produce energía por lo cual la reacción es exotérmica. Si la

energía de los reactivos es menor a la energía de los productos, la reacción requiere

suministro constante de energía, se trata de una reacción endotérmica.

Ejercicio 13. Realiza las siguientes actividades

Dibuja la energía de activación en las dos gráficas anteriores.

En una reacción endotérmica ¿cuál sistema contiene mayor energía, los productos o los reactivos?, explica tu respuesta. _____________________________ _________

_______________________________ __________________________________

Los perfiles de energía de los casos, A-D, representan cuatro diferentes reacciones.

Todos los diagramas están dibujados a la misma escala

Reactivos

Productos

Progreso de reacción

Energía

A

Reactivos

Productos

Progreso de reacción

Energía

B

Energía

C

Productos Energía

D

Reacciones exotérmicas

E

Reacciones endotérmicas

Sale energía del

sistema total de

reacción a las

vecindades

Ep reactivos

productos Ep

E

Entra energía al

sistema total de

reacción desde

las vecindades

reactivos

productos


Ejercicio 13. Señala los perfiles de energía A-D correspondientes:

a) Representan reacciones endotérmicas __________ ______

b) Representan reacciones exotérmicas __________ ______

c) Muestra la mayor entalpía de activación ______ _______

d) Muestra la menor entalpía de activación _______ ______

e) Representa la reacción más exotérmica ___ _______ _____

f) Representa la reacción más endotérmica _____ __________

Enlace y la energía de activación

La energía de activación depende de la fuerza de unión entre los átomos que forman la

molécula del compuesto que participa como reactivo en una reacción. Los enlaces de los

reactivos tienen que romperse para que la reacción suceda, si este enlace es muy fuerte

se requiere más energía. En la siguiente tabla se observan los valores de la energía de

algunos enlaces.

enlace

C – C

C= C

C Ξ C

C – H

O – H

C – O

C = O

O = O

N Ξ N

La energía de activación puede reducirse con el uso de catalizadores. Los catalizadores

generalmente son sustancias que disminuyen la energía necesaria para romper los

enlaces de los reactivos en el sistema de reacción.

a) ¿Cuál enlace necesita mayor energía para romperse?

_____________________________

b) ¿Cuál enlace requiere menor energía para romperse?

__________________________

c) Predice

¿Cuál reacción tendría mayor energía de activación?

c.1. en la que el reactivo sea N2 o una reacción en la que el reactivo

sea O2 ________________


Ejercicio 14.

Con base en la teoría de las colisiones predice y explica cómo es afectada la rapidez

las siguientes reacciones por los factores:

a. temperatura, b.- presión, c.- concentración, d.- superficie de contacto. e.- catalizador

A. Señala cómo cambia la rapidez de la reacción de magnesio con ácido clorhídrico,

en cada uno de las siguientes modificaciones en las condiciones. Explica tu

respuesta en cada caso, en términos de la teoría de las colisiones.

La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:

Mg(s) + 2HCl(ac) → Mg Cl2(ac) + H2(g)

A.1 Aumenta la temperatura del sistema_______________ _______________ _______

_____________________________________________________

A.2 La presión del sistema aumenta______________________________

_________________________________________________ ___ ______ ____

A.3 Se incrementa la concentración de HCl_________________ __________

_____________________________ _______________________________

A.4 Si el magnesio sólido se divide________________________________ ____

________________________________________________ _____

B. Predice cómo cambia la rapidez de la reacción que ocurre entre hidrógeno y

nitrógeno, en cada una de las siguientes modificaciones en las condiciones de

reacción. Explica tu respuesta en cada caso, en términos de la teoría de las

colisiones o de energía de activación.


N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g) + E B.1 Aumenta la temperatura del sistema ________________ ___________ __ ___________________ _______________ _____________ _______ __ B.2 Se incrementa la presión del sistema ___________________________ _ ______________ ____________________________ _________________ B.3 Aumenta la concentración de los reactivos ________ _____________ _____ _____________________________________ ______________________ B.4 La introducción al sistema de fierro como catalizador _________________ ________________________ __________________ _________________

C. Predice cómo cambia la rapidez de la descomposición de peróxido de hidrógeno (agua

oxigenada), en cada una de las siguientes modificaciones en las condiciones de reacción.

Fe


Explica tus respuestas, en términos de la teoría de las colisiones o de energía de

activación.


2H2 O2(ac) → 2H2 O(l) + O2(g)

C.1 Aumento de la temperatura. ____________________ _________________ _______________________________ ______________________________ __ C2. Aumento de la presión _______________________________ ___________ ________________________ ______________________________________ __ C.3 Disminución de la concentración de peróxido ________________________ _____________________________________________ ____________________ C5. Explica si es posible cambiar la superficie de contacto ___________________ _______________________________________________ __________________

3.4 ¿Cómo modificar el equilibrio de una reacción química?


23. Indica hacia donde se desplaza el equilibrio al modificar la presión, concentración o temperatura de algunas reacciones químicas.

Factores que afectan el estado de equilibrio de una reacción: concentración, presión y

temperatura

24. Reconoce la importancia del conocimiento químico para el control de los procesos.

Elección de las mejores condiciones en que se efectúan las reacciones

químicas


Factores que afectan el estado de equilibrio de una reacción: concentración, presión y temperatura, Principio de Le Chatelier Elección de las mejores condiciones en que se efectúan las reacciones químicas.

Reacciones reversibles y equilibrio

Aplica el concepto de estado de equilibrio a las reacciones ácido-base

Identifica las características de las reacciones reversibles

Indica hacia donde se desplaza el equilibrio al modificar la presión concentración y

temperatura de algunas reacciones químicas


Reacciones irreversibles y reacciones reversibles

Las reacciones irreversibles son las que se realizan solo en el sentido de la formación de

los productos. A estas reacciones se les llama también, reacciones estequiométricas

porque con la cantidad apropiada de reactivos, estos reaccionan en su totalidad

formando productos y es posible hacer cálculos basados en la proporción que tienen

reactivos y productos en la ecuación balanceada. Un ejemplo de reacción irreversible es

la combustión del magnesio.

2 Mg + O2 → 2MgO

En la ecuación que representa esta reacción irreversible, la flecha hacia la derecha indica

que el cambio solamente se realiza hacia la dirección de los productos. En el sistema de

reacción irreversible, solo hay reactivos, antes de iniciar la reacción y solo hay productos

al finalizar la reacción.

En una reacción reversible sólo una parte los reactivos forma productos. Cuando se

forman los productos, estos reaccionan para formar los reactivos. En el sistema de

reacción hay reactivos y productos al finalizar la reacción. La reacción sucede en ambos

sentidos, es decir; los reactivos forman productos, pero los productos pueden

interaccionar para formar de nueva cuenta los reactivos. Un ejemplo de reacción

reversible es la producción de hidrógeno a partir de monóxido de carbono y agua en

estado gaseoso, la que se representa mediante la ecuación.

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2 (g)

En la ecuación que representa esta reacción reversible se indica la doble posibilidad; la

formación de productos y la formación de reactivos. Un ejemplo de reacción irreversible

es la ionización de un ácido fuerte en agua y un ejemplo de reacción reversible es la

ionización de un ácido débil en agua.

Un ejemplo de ácido fuerte es el cloruro de hidrógeno, el que en agua se transforma

totalmente en iones cloruro, Cl –, y en iones hidrógeno H+. Una vez formados, estos iones

no retornan a la formación de moléculas de HCl.


HCl + H2 O → H3O+ + Cl-

En esta ecuación los reactivos a la izquierda de la flecha, existen antes de la reacción.

Solo los productos existen después de la reacción. La flecha indica la dirección de la

reacción hacia la derecha, hacia la formación de productos.

Un ejemplo de reacción reversible es el formado por el ácido acético glaciar (CH3 COOH,

concentrado) y agua, se producen iones hidrógeno, H+ (más apropiadamente iones

hidronio, H3O+) y se producen también iones acetato, de fórmula CH3 COO- pero en poca

cantidad, la mayor parte del CH3 COOH está presente en forma de moléculas. Esto se

debe a que a medida que se forman los productos estos interaccionan para formar los

reactivos.

En el sistema están presentes el ácido acético en forma de moléculas, de fórmula

CH3COOH y también los reactivos que son los iones acetato y el ión hidronio. Es decir,

se trata de una reacción reversible, tanto reactivos como productos se encuentran en la

mezcla de reacción. Por el contrario en una reacción irreversible, solo estarán presentes

los productos al final de la reacción.

CH3COOH + H2 O CH3 COO- + H3O+

En esta ecuación la doble flecha indica que los productos forman reactivos, por lo que en

el sistema existen tanto reactivos como productos.

Ejercicio 15. Indica si se trata de una reacción reversible o irreversible:

a) Ionización de ácido cítrico, un ácido débil ________ b) Ionización del ácido nítrico, un ácido fuerte ________ c) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g); _________________________ d) 2 NO2(g) ↔ N2O4 (g) ______________________ e) Se ha observado que en la reacción;

SO2(g) + O2(g) para formar SO3(g), siempre están presentes los dos óxidos de azufre en el sistema de reacción, sin importar la proporción en que se encuentren. _______________


Equilibrio químico

El término equilibrio significa un estado de balance en el cual no hay cambio neto. Por

ejemplo un sube y baja o una balanza de brazos iguales en equilibrio soportan la misma

masa de cada lado. En los cambios químicos reversibles el estado de balance no es

estático, hay cambios permanentes de reactivos a productos y de productos a reactivos

pero con la misma rapidez, por lo que no se percibe cambio neto.

Un sistema químico en equilibrio dinámico es similar a los cambios que realiza un

malabarista con un número de pelotas puestas en movimientos hacia arriba y abajo. En

apariencia no hay cambio neto, la velocidad con la que los bolos que suben es la misma

con la que bajan. Aunque hay movimiento constante la velocidad de los que suben es

igual a los que bajan. De manera similar la cantidad de reactivos y productos que

participan en una reacción química en equilibrio no cambia, pero hay una constante

transformación de productos a reactivos y viceversa.

Ejercicio 16. Contesta las siguientes preguntas.

a) ¿Cuándo una reacción reversible alcanza el equilibrio químico? _____________________________ _____________

b) Explica por qué el equilibrio químico es dinámico. _____________________ _________ _______________

Una reacción alcanza el equilibrio cuando la rapidez de la reacción directa es igual a la rapidez de la reacción inversa y esta condición permanece en el tiempo. Las cantidades de reactivos y productos permanecen constantes. Antes de alcanzar el equilibrio las cantidad de productos y reactivos es cambiante. Cuando la cantidad de reactivo y productos permanece igual con el paso del tiempo se puede afirmar que la reacción ha alcanzado el equilibrio. Factores que modifican la posición del equilibrio químico Para un sistema, existen muchas condiciones de reacción, de acuerdo con; a) la concentración de los reactivos que se ponen en contacto, b) de la temperatura, c) de la presión. La posición del equilibrio se describe en forma de las concentraciones de reactivos y productos en unas condiciones dadas. Por ejemplo, si la concentración de alguna de estas sustancias cambia, el sistema se desequilibra y la concentración de las otras sustancias cambia hasta alcanzar una nueva posición de equilibrio.


La posición de equilibrio de una reacción puede modificarse si se cambian las condiciones de reacción, como:

o la concentración de los reactivos o la presión de los reactivos gaseosos o la temperatura

Henry Le Chatelier (1888), propuso una serie de reglas que permiten predecir el efecto de estos factores en el equilibrio. Estas reglas están fundamentadas en el siguiente planteamiento básico: Si un sistema en equilibrio es alterado, el sistema responde en el sentido que permita contrarrestar el efecto del cambio introducido. Las condiciones de reacción que pueden alterar el equilibrio de una reacción son los cambios de concentración, de temperatura y de presión y volumen en sistemas gaseosos. Efecto del cambio de concentración de reactivos o de productos sobre el equilibrio.

o El aumento de la concentración de los reactivos desplaza el equilibrio a la derecha, para disminuir su concentración

o El aumento de la concentración de los productos cambia el equilibrio a la izquierda para disminuir su concentración.

o Si se disminuyen los reactivos la reacción se desplaza a la izquierda para contrarrestar su disminución

o Si se disminuyen los productos la reacción se desplaza a la derecha para contrarrestar su disminución.

Efecto del cambio de temperatura sobre el equilibrio. En reacciones exotérmicas

o Aumento de temperatura. En estas reacciones el calor se considera producto, para aumentar la temperatura se adiciona calor por lo que la reacción se desplaza a la izquierda para consumirlo.

o Disminución de temperatura. Para disminuir la temperatura se retira calor, (considerado producto), el sistema se desplaza a la derecha para reponerlo.

En reacciones endotérmicas

o Aumento de temperatura. Para aumentar la temperatura, se agrega calor, el que se considera reactivo en estas reacciones por lo que el sistema se desplaza a la derecha para disminuirlo.

o Disminución de temperatura. Para disminuir la temperatura se retira calor, que se encuentra en el lado de los reactivos) por lo que el equilibrio se desplaza a la izquierda para recompensarlo.

Efecto del cambio de volumen (cambio de presión), sobre el equilibrio de sistemas gaseosos.

o La disminución del volumen (aumento de presión), de un sistema gaseoso cambia la posición del equilibrio hacia la formación menor número de moles de gas.

o El incremento de volumen (disminución de presión), de un sistema gaseoso cambia el sistema hacia la formación de mayor número de moles de gas.

Ejercicios 18. Contesta lo siguiente:


Hacia donde se desplaza el equilibrio, si se incrementa la temperatura del sistema en una reacción endotérmica. Explica tu respuesta.__________ _________________________________________ _________________ _ ___________________________ ________________________________

A. Predice hacia donde se desplaza el equilibrio de una reacción si se disminuye la concentración de reactivos. Explica la respuesta.__________ _ __________________________________________________ ________

B. Hacia donde se desplaza el equilibrio de un sistema gaseoso en el que hay mayor número de moles en los reactivos. Explica tu respuesta __________

______________________________________ _________________ ____

Desplazamiento del equilibrio en el nivel nanoscópico

Para comprender este comportamiento se presenta en el siguiente esquema, el sistema

de reacción en fase gaseosa de la producción de amoniaco, a nivel nanoscópico. En el

esquema se señala que la proporción de reactivos que forman a los productos se

conserva en cualquier posición del equilibrio. Se puede observar que en la ecuación

balanceada, la cantidad de moléculas en los reactivos es mayor que en los productos.

Si se disminuye el volumen (aumento de presión), el sistema contrarresta este cambio

produciendo menos número de moléculas (disminuye presión). La posición del equilibrio

cambia a la derecha. Si se aumenta el volumen al elevar el pistón, (la presión disminuye),

el sistema contrarresta este cambio al cambiar la posición del equilibrio hacia la formación

de más moléculas aumentando así la presión.

4 moléculas de gas 2 moléculas de

gas

4 moléculas de gas 2 moléculas de

gas

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)

El sistema se desplaza a la derecha El sistema se desplaza a la izquierda


Ejercicio 19. Contesta las siguientes preguntas.

a) Explica por qué se favorece la reacción hacia la izquierda en el sistema de la derecha. ___________________ ____________ b) Explica porque se favorece la reacción hacia la derecha en el primer sistema de reacción: ______________________ _______________

Después de analizar el esquema que representa el progreso de la reacción entre el hidrógeno

y el yodo gaseosos, donde cada cuadro representa el sistema de reacción desde el inicio

hasta alcanzar el equilibrio, contesta las preguntas:

A. ¿Cuáles son los reactivos? ___________________________________ B. ¿Cuáles son los productos? ___________________________________

H2(g)

+

+ I2(g) 2HI(g)

0

15

30

45

0

15

30

45

0

15

30

45

0

15

30

45

Equilibrio


C. Completa la tabla:

Tiempo de reacción (segundos)

Número de moléculas de

H2

Número de moléculas de I2

Número de moléculas de HI

0

20

35

50

D. Indica el tiempo de la reacción al que se alcanza el equilibrio _____________________________ ________ _____________

3.5 ¿Debemos prescindir de los fertilizantes?



26. Comunica sus opiniones y las fundamenta.

Valora el empleo de los fertilizantes al comparar el efecto de ellos sobre el medio ambiente con la cantidad de alimentos que ayudan a producir.

Impacto socioeconómico y ambiental de la producción y uso de

los fertilizantes

Sintetiza los conceptos químicos estudiados en la unidad.


Problemas de contaminación por la producción y el uso de fertilizantes Contaminación por fertilizantes nitrogenados Contaminación por fertilizantes fosfatados Los minerales necesarios para el crecimiento de las plantas deben contener trece

elementos diferentes; el nitrógeno, fósforo, potasio y calcio se requieren en proporciones

mayores. Aunque el calcio no es un nutriente de la planta, si participa en la neutralización

del suelo. Los otros 9 elementos, el magnesio, azufre, manganeso, boro, fierro, zinc,

cobre, molibdeno y cloro, son requeridos en menores cantidades

Los minerales que necesita una planta tienen que ser absorbidos del suelo, por lo que su

nutrición depende de la capacidad del suelo para restaurar o recuperar los elementos

esenciales. En forma natural el reemplazamiento de minerales es lento debido a que la


degradación de la roca y la descomposición del material orgánico para formar el suelo

son procesos lentos. En la agricultura intensiva los minerales se agotan y surge la

necesidad de recuperarlos con fertilizantes sintéticos.

Impacto Ambiental debido a los Fertilizantes

El uso excesivo de los fertilizantes provoca que los iones nitrato contaminen las aguas

freáticas debido a su escurrimiento a través de las rocas. El exceso de fertilizantes

provoca el crecimiento de plantas indeseables, las que luego se eliminan mediante

plaguicidas, los que a su vez son otra fuente de contaminación.

La fabricación de fertilizantes también impacta negativamente el ambiente, por ejemplo:

en la fabricación del ácido sulfúrico, ácido nítrico y amoníaco, se usan fuentes de energía

como combustibles fósiles que generan bióxido de carbono.

Se usa también azufre para formar bióxido de azufre que contamina también la atmósfera,

el bióxido de carbono y el ácido sulfúrico mismos son corrosivos y pueden contaminar las

aguas freáticas y de desecho. Otro ejemplo, son los contaminantes atmosféricos que

provienen de las calderas donde se tritura roca de fosfato, el fósforo es el principal

contaminante ya que suele acompañar a la roca.

En la fabricación de amoniaco y ácido nítrico, son frecuentes las fugas de estos dos

productos químicos, y ponen en peligro tanto a los trabajadores como a las zonas

cercanas a las plantas.

Ejercicio 20. Enumera 3 formas de contaminación del ambiente por la fabricación y

uso de fertilizantes.

1). ___________________________________________________ __ 2) ______________________________________________________ ________ 3) __________________________________________ _______ ____________

apuntes qiii uii-uiii

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