La Química Descriptiva Es una rama de la química que estudia las características, propiedades y composición de las sustancias, así como las reacciones de estas con otras y sus formas de obtención. Esta parte de la química se divide a su vez en dos ramas: la química inorgánica y la química orgánica.
Describe las propiedades de los elementos según su posición en la tabla periódica y sus configuraciones electrónicas, habla de los estados naturales de cada elemento, así como de sus métodos industriales y de laboratorio, usados para su preparación y uso. Trata información de cada elemento y sus compuestos.
Estudia los elementos por grupos de la tabla periódica que son: Alcalinos, alcalinotérreos, térreos, Carbonoideos, Nitrogenoideos, anfígenos, y halógenos. Así como los compuestos más importantes de elementos como el hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre…, formando hidruros, ácidos, óxidos, etc.
- Los metales alcalinos, están situados en el primer grupo de la tabla periódica. Este grupo está formado por el Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. El nombre de alcalinos, viene dado debido a la basicidad o alcalinidad que poseen sus compuestos. No suelen encontrarse estos elementos en estado libre debido a sus actividades químicas, y sobretodo el Sodio y el potasio, se encuentran formando parte en un 5 % de la corteza terrestre. Entre sus propiedades se destaca la baja electronegatividad de este grupo, su estado de oxidación generalmente es +1, siempre forman compuestos iónicos, y tienen puntos de fusión y ebullición bastante bajos para ser metales.
- Los metales alcalinotérreos, son berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Todos ellos forman parte del segundo grupo de la tabla periódica. El berilio y el magnesio difieren en lo que a propiedades se refiere del resto de los elementos de su grupo. El nombre de alcalinotérreos se debe a su situación en la tabla, justo en medio de los alcalinos y los térreos. Especialmente el calcio y el magnesio, forman alrededor del 4 % de la corteza terrestre y al igual que ocurre con los alcalinos, estos tampoco se encuentran en estado libre debido a su actividad química. Las propiedades de este grupo están relacionadas con sus dos grupos vecinos, por ejemplo, tienen baja energía de ionización, aunque un poco mayor que los alcalinos que se encuentran en el mismo periodo, al igual que su solubilidad, que también es más baja que en los alcalinos, tienen baja electronegatividad y todos forman compuestos iónicos, menos el berilio. También poseen mayor dureza que los alcalinos y son algo menos reactivos que los elementos del grupo 1.
- Los térreos, también conocidos como Boroideos, forman el grupo número 13 de la tabla periódica. Los elementos que conforman el grupo son: boro, aluminio, galio, indio y talio. El nombre del grupo, térreo, proviene de tierra, pues ésta contiene una gran cantidad de aluminio, siendo el elemento con diferencia más abundante del grupo, y la corteza terrestre contiene aproximadamente un 7% de este metal. Igual que los demás grupos ya mencionados, estos elementos son bastante reactivos, por lo cual no los encontramos tampoco en estado elemental, pero sí, formando óxidos y hidróxidos. Todos los elementos de este grupo son metales típicos, menos el boro que es un no-metal, y forma enlaces covalentes, al igual que el aluminio. Su estado de oxidación es +3, aunque algunos elementos como el galio, indio y talio también tienen estado de oxidación +1.
- El grupo 14, conocido también como Carbonoideos, son: carbono, silicio, germanio, estaño y plomo. Los elementos de este grupo constituyen más de la cuarta parte de la corteza terrestre, sobretodo el silicio, que es el elemento más abundante después del oxígeno. El carbono, parte fundamental de la materia orgánica, es el segundo elemento de este grupo en cuanto a abundancia. El carbono es un no metal, en cambio el estaño y el plomo son típicos metales, y el silicio y el germanio son semimetales, de dureza intermedia. Lo normal es encontrar a estos elementos formando óxidos y sulfuros, pero también se pueden encontrar en estado natural.
- El grupo de los Nitrogenoides, o grupo 15, está formado por nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. No son muy abundantes en la corteza terrestres, apenas un 0.35% de ella. Es muy habitual encontrarlos en forma de óxidos y sulfuros, aunque a veces también se puedan encontrar en forma natural. El nitrógeno es un no metal, de hecho, es un gas, el fósforo, arsénico y antimonio, se suelen considerar no metales, siendo el bismuto un metal pesado. Excepto el nitrógeno que siendo un gas forma moléculas biatómicas, el resto de los elementos son sólidos.
- Los calcógenos o anfígenos, constituyen el grupo 16 de la tabla periódica, y está formado por los elementos: oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio. Estos elementos son con diferencia, los más abudantes de todos, ya que un considerable parte de la corteza terrestre son óxidos, sulfuros o sales oxigenadas. Siendo el más abundante el oxígeno con un 50% de la masa de la corteza terrestre, seguido en abundancia por el azufre. Ambos elementos se encuentran en la naturaleza en estado elemental. El grupo es conocido también con el nombre de anfígeno que significa formador de ácidos y bases.
- El grupo 17, es conocido como Halógenos, que significa “formador de sales” y está constituido por el fluor, cloro, bromo, yodo y astato. Estos elementos no se encuentran libres en la naturaleza, pero se suelen encontrar formando haluros de metales alcalinos y alcalinotérreos. Los estados de oxidación usuales en los elementos de este grupo son -1, +1, +3 +5 y +7. Es el único grupo en el cual todos sus elementos son no-metales.
Química Descriptiva
La densidad. A menudo, es necesario expresar la concentración de una disolución en unidades diferentes a las iniciales. Supongamos que nos informan la concentración de una disolución en molaridad y necesitamos expresarla en % P/V. En este caso, lo resolveremos pasando la cantidad de soluto de moles a gramos, y al volumen de disolución, calcularlo para 100 mL.
1) Expresar la concentración de una disolución de HCl (ácido clorhídrico) 12 % P/V en molaridad.
Por definición, el % P/V es la masa de soluto por cada 100 mL de disolución, y la molaridad, los moles de soluto por litro (1000 mL) de disolución.
Química Descriptiva Procedimiento
- Pasamos de gramos a moles de soluto. Para ello, utilizamos la masa molar: MMHCl= 36,5 g/mol
36,5 g HCl ———— 1,00 mol HCl
12 g HCl ———— x = 0,33 mol HCl
- Dado que, los 0,33 moles de ácido se encuentran en 100 ml, debemos calcularlo para 1000 mL.
100 mL de disolución ———— 0,33 mol HCl
1000 ml de disolución ———— x= 3,3 mol HCl
La molaridad de la disolución es 3,3 M
Para pensar: ¿Cuál de las dos concentraciones es mayor, 12 % P/V o 3,3 M?
Frecuentemente, los estudiantes responden que 12 % P/V es la mayor, cuando en realidad, ambas son iguales. Por eso, es importante recordar que la solución es la misma, no se agregó solvente, no hubo reacción química, nada sucedió que pudiera alterar la proporción soluto/solvente, solamente expresamos la misma concentración en distintas unidades.
Química Descriptiva Densidad
Ahora bien, existen otras relaciones un poco más complejas en las que tenemos que vincular la cantidad de solvente o disolución en gramos y en litros, como es el caso de relacionar la molaridad con el % P/P o la molalidad con el % P/V. Para poder resolverlo, necesitamos conocer la densidad de la disolución, es decir, la relación entre la masa de disolución (o disolvente) y el volumen de disolución (o disolvente).
Química Descriptiva Aclaración:
Notemos que las unidades de la densidad son las mismas que las del % P/V: g/ml, pero la densidad no es una unidad de concentración. La diferencia está en que la densidad no es una relación entre la cantidad de soluto y solvente, o soluto y disolución. La densidad es la relación entre la masa de una sustancia (o mezcla) y el volumen que ocupa esa misma sustancia (o mezcla). Ejemplos:
2) Calcular qué molaridad tiene una disolución de H2SO4 de concentración 12 % P/P cuya densidad es igual a 1,066 g/mL.
Química Descriptiva Procedimiento
Tenemos 12 g de H2SO4 en 100 g de disolución y tengo que pasarlo a molaridad, es decir, tenemos que pasar:
- los gramos de ácido a moles (utilizamos la masa molar del H2SO4 )
98 g de H2SO4 ———— 1 mol de H2SO4
12 g de H2SO4 ———— x= 0,122 moles de H2SO4
- los gramos de disolución a volumen de disolución (utilizamos la densidad)
1,066 g de disolución ———— 1 mL de disolución
100 g de disolución ———— x= 93,8 mL de disolución
Esto quiere decir que:
93,8 mL de disolución ———— 0,122 moles de H2SO4
1000 mL de disolución ———— x= 1,305 moles de H2SO4
La disolución tiene una concentración 1,3 M
En el siguiente cuadro podemos ver en qué situaciones es más conveniente utilizar cada unidad. Las razones son simples: si trabajo con líquidos será mejor utilizar el volumen, si son sólidos, masa y moles, etc.
Química Descriptiva Equivalente químico y normalidad
La Normalidad está definida como el número de moles de equivalentes de soluto por cada litro de disolución. N = moles de equivalentes soluto / 1 L disolución Tanto el concepto de equivalente como el de las magnitudes asociadas: equivalente-gramo o masa equivalente suelen resultar ambiguos, dificultando su comprensión. Por esta razón, actualmente se recomienda utilizar en su lugar otras unidades como la molaridad.
La Normalidad está definida como el número de moles de equivalentes de soluto por cada litro de disolución.
N = moles de equivalentes soluto / 1 L disolución
Tanto el concepto de equivalente como el de las magnitudes asociadas: equivalente-gramo o masa equivalente suelen resultar ambiguos, dificultando su comprensión. Por esta razón, actualmente se recomienda utilizar en su lugar otras unidades como la molaridad. Dado que muchos aún la siguen utilizando, intentaremos aclarar la confusión.
Química Descriptiva ¿Qué es un equivalente químico?
Un equivalente químico se define según el tipo de reacción que estemos estudiando.
1) En reacciones ácido-base (brönsted-Lowry):
- Para un ácido, es igual al número de H+. Por ejemplo, en 1 mol de HNO3 hay 1 mol de equivalentes ya que hay 1 H+ por molécula de ácido nítrico. En cambio, en 1 mol de H2CO3 hay 2 moles de equivalentes, dado que hay 2 H+ por molécula de ácido carbónico.
- Para una base, es igual al número de OH–. Por ejemplo, en 1 mol de Al(OH)3 (hidróxido de aluminio) hay 3 moles de equivalentes.
- Para las sales, es igual al número de carga positiva total (o negativa, ya que son iguales) por mol de la sal. Notemos que, si la sal fue obtenida de una reacción de neutralización, ese número se corresponderá con el número de H+ neutralizados (o de OH– neutralizados), por consiguiente, de moléculas de agua (H2O) producidas. Por ejemplo, el carbonato de aluminio (Al2CO3) está compuesto por 2 cationes Al3+(6 cargas positivas) y 3 aniones CO32- (6 cargas negativas). Por lo tanto, en 1 mol de carbonato de aluminio hay 6 moles de equivalentes.
Más ejemplos:
| Moles de equivalentes (H+) por mol de sustancia | Equivale a decir: |
| En 1 mol de HCl (36,5 g) hay 1 mol de equivalentes | 1 mol de HCl (36,5 g) suministra 1 mol de equivalentes (H+) |
| En un 1 mol de Ca (OH)2 (40 g) hay 2 moles de equivalentes | 0,5 moles de Ca (OH)2 (20 g) suministran 1 mol de equivalentes (OH–) |
| En 1 mol de Na3(PO4) (164 g) hay 3 moles de equivalentes | 0,333 moles de H3BO3 (54,67 g) suministran 1 mol de equivalentes |
| En 1 mol de H4PO5 (115 g) hay 4 moles de equivalentes | 0,25 moles de H4PO5 (28,75 g) suministran 1 mol de equivalentes (H+) |
2) Química Descriptiva Para el caso de una reacción de óxido-reducción.
- Para el oxidante (y para el reductor) es igual al número de electrones intercambiados por mol de sustancia. Observemos que en 1 mol de una misma sustancia habrá más o menos moles de equivalentes según sea el estado de oxidación que alcance o el medio en el que se produzca la reacción. Por ejemplo: el anión MnO4– produce 5 moles de equivalentes si el MnO4– se reduce a Mn2+, y 3 moles si se reduce a MnO2.
Más ejemplos:
| Sustancia | Hemirreacción | Moles de equiv. por mol de sustancia |
| Br2 | Br2 + 2 e- — 2 Br– | 2 moles |
| HNO3 | NO3– + 4 H+ + 3e- — NO + 2 H2O | 3 moles |
| K2Cr2O7 | Cr2O72– + 14 H+ + 6e- — 2 Cr3+ + 7 H2O | 6 moles |
Química Descriptiva Masa equivalente, peso equivalente o equivalente-gramo.
Los tres nombres suelen utilizarse para el mismo concepto que se define como la masa en gramos de 1 mol de equivalentes. Se calcula dividiendo la masa molar de la sustancia por el número de equivalentes de la misma en la reacción de interés.
ME = Masa Molar/ Número de moles de equivalentes
Ejemplos:
MEH2SO4= 98 g / 2= 49 g
MEAl (OH)3= 78 g/3 = 26 g
MECa3(PO4)2 = 310/6 = 51,7 g
MEKMnO4= 158g/3= 52,67 g (medio básico)
MEKMnO4= 158g/5 = 31,6 g (medio ácido)
Química Descriptiva Unidades de concentración físicas
En esta segunda parte, trabajaremos con las unidades de concentración físicas. Porcentaje masa en masa (% m/m) 1) 80 gramos de una disolución contienen 20 gramos de CuSO4. Calcular su concentración en % m/m. % m/m se define como la masa de soluto presente en 100 gramos de disolución. En forma de ecuación: % m/m = (g de soluto / g de disolución) x 100
Química Descriptiva Porcentaje masa en masa (% m/m)
1) 80 gramos de una disolución contienen 20 gramos de CuSO4. Calcular su concentración en % m/m.
% m/m sedefine como la masa de soluto presente en 100 gramos de disolución. En forma de ecuación:
% m/m = (g de soluto / g de disolución) x 100
Solución
% m/m = (20 g CuSO4 / 80 g de disol.) x 100
La concentración de la disolución es 25 % m/m
Aclaración: es habitual encontrar bibliografía en la que se refiere a esta unidad como % P/P (porcentaje peso en peso), si bien suelen utilizarse ambas, es más correcta la primera opción. Recordemos que masa y peso son magnitudes diferentes, el peso es una fuerza, y resulta de multiplicar la masa por g = 9,8 m/s2 (aceleración de la gravedad).
Química Descriptiva Porcentaje masa en volumen
Para esta unidad, veremos un ejemplo en el cual la incógnita es la masa de soluto:
2) Un frasco contiene 120 mL de una disolución de HCl 35 % m/V. Indicar la masa en gramos de HCl presentes en la disolución.
% m/V se define como la masa de soluto en 100 mL de disolución. En forma de ecuación:
% m/V = (g de soluto /mL de disolución) x 100
Solución
De acuerdo al dato de concentración:
100 mL de disolución ———- 35 g de HCl
120 mL de disolución ———- x= (120 mL de disol. / 100 mL de disol.) x 35 g de HCl
x= 42 g de HCl
Otra unidad que se utiliza a menudo es g/L (gramos de soluto por cada 1000 mL de disolución). Nótese que multiplicando el %m/V x 10 podemos obtenerla fácilmente.
Por lo tanto, una disolución 35 % m/V, equivale a una 350 g/L.
Química Descriptiva Porcentaje volumen en volumen
3) Calcular el volumen de vinagre que se necesita para preparar 250 mL de una disolución de concentración 12 % V/V.
% V/V se define como el volumen de soluto que se encuentra disuelto en 100 mL de disolución. En forma de ecuación:
% m/V = (mL de soluto/mL de disolución) x 100
Solución
De acuerdo a la concentración que pide el problema:
100 mL de disolución ———- 12 mL de vinagre
250 mL de disolución ———– x= 30 mL de vinagre
Por lo tanto, necesitaremos 30 mL de vinagre para obtener 250 mL de una disolución de concentración 12 % V/V.
Química Descriptiva Partes por millón
4) En 1500 mL (1,5 L) de una muestra de agua se encontraron 3 mg de mercurio (Hg). Calcular la concentración de Hg en ppm.
ppm se define como las unidades de sustancia por millón de unidades totales. Por ejemplo: miligramos (0,001 g) de soluto por cada Kg (1000 g) o litro (1000 mL) de disolución. Esta unidad es particularmente útil para solutos que están presentes en muy pequeñas cantidades, incluso, pueden utilizarse también las unidades, partes por billón o trillón (ppb o ppt).
ppm = mg de soluto / Kg de disolución = mg de soluto / L de disolución
Solución
1500 mL de agua ———- 3 mg de Hg
1000 mL de agua ———- x= 2 mg de Hg
La concentración es 2 ppm
Hasta ahora, vimos ejemplos y distintas formas de resolver un ejercicio de forma numérica, pero, ¿cómo se prepara una disolución?
La siguiente figura, muestra el procedimiento para la preparación de una disolución a partir de soluto sólido:
Al momento de resolver problemas es importante visualizar la experiencia. Más adelante, dedicaremos un apartado especial para el trabajo de laboratorio: procedimientos y materiales necesarios.
