Cambios químicos

Un alambre de cobre puede permanecer inalterado en ácido diluido mientras que el magnesio burbujea. Una batería puede forzar una reacción que no ocurriría mezclando sola. Utilice la serie de reactividad, las partículas presentes y las condiciones de la reacción para explicar la diferencia. Las hojas 4.1–4.3 contienen práctica original y orientación de calificación elaborada; las exigencias del Nivel Superior (HT) están etiquetadas.

Los átomos metálicos forman iones positivos. Un metal más reactivo tiene mayor tendencia a hacerlo. Aprenda potasio, sodio, litio, calcio, magnesio, zinc, hierro y cobre en orden decreciente de reactividad. El carbono y el hidrógeno son puntos de referencia útiles; no son metales.

A temperatura ambiente, el potasio, el sodio y el litio reaccionan con el agua para formar un hidróxido soluble e hidrógeno. El sodio generalmente se derrite formando una bola; el litio flota y burbujea; el potasio puede arder con una llama lila. El calcio burbujea y forma hidróxido de calcio; la mezcla puede volverse turbia. El magnesio reacciona extremadamente lentamente con agua fría; el zinc, el hierro y el cobre no muestran reacción observable. Compare condiciones coincidentes y muestras limpias y de tamaño similar. Las reacciones con vapor de agua están fuera de esta sección.

Con ácido clorhídrico o sulfúrico diluido, el magnesio, el zinc y el hierro producen una sal e hidrógeno; el cobre no. Los metales más reactivos situados por encima del magnesio reaccionan demasiado vigorosamente para una comparación de ácido normal en el aula. Use protección ocular; mantenga el hidrógeno alejado de llamas durante la recolección. La química específica de ácido-metal especificada utiliza Mg, Zn y Fe con estos dos ácidos; no aplique su regla de hidrógeno al ácido nítrico.

Desplazamiento ocurre cuando un metal más reactivo reemplaza a un metal menos reactivo de un compuesto. Para el zinc en sulfato de cobre(II):

Se forma cobre y la solución azul se desvanece a medida que se eliminan los iones de cobre. Un resultado puede ubicar un metal entre dos metales conocidos; una sola prueba no puede determinar todo su rango.

Los metales ganan oxígeno para formar óxidos: $\mathrm{2Mg+O_2\rightarrow2MgO}$. Esto es oxidación. La pérdida de oxígeno es reducción. El oro puede aparecer como el metal mismo debido a su baja reactividad. La mayoría de los metales aparecen como compuestos. El carbono puede reducir los óxidos de los metales situados por debajo de él; un metal por encima del carbono necesita otro método como la electrólisis. Los procesos detallados de extracción industrial no son requeridos aquí; utilice cualquier información adicional sobre el proceso proporcionada en una pregunta.

Ejemplo resuelto de transferencia de oxígeno. En $\mathrm{2Fe_2O_3+3C\rightarrow4Fe+3CO_2}$, el óxido de hierro pierde oxígeno y es reducido. El carbono gana oxígeno y es oxidado. La ecuación conserva cuatro átomos de hierro, seis átomos de oxígeno y tres átomos de carbono.

HT: transferencia de electrones. La oxidación es pérdida de electrones; la reducción es ganancia. Para el desplazamiento de zinc/cobre, omita los iones sulfato que no cambian:

Los átomos de zinc se oxidan; los iones de cobre, no los átomos de cobre, se reducen. Para $\mathrm{Mg+2HCl\rightarrow MgCl_2+H_2}$, el Mg pierde dos electrones y dos iones H⁺ los ganan; el cloruro permanece inalterado.

Un ácido en agua produce iones H⁺. Una base fuerte es una base soluble cuya solución acuosa contiene iones OH⁻; no dona electrones para neutralizar un ácido. La neutralización entre ácido y base produce sal y agua. Los carbonatos también producen dióxido de carbono. En cambio, la reacción de un metal produce hidrógeno.

• El ácido clorhídrico produce cloruros; el ácido nítrico produce nitratos; el ácido sulfúrico produce sulfatos.
• El ion positivo proviene del metal, la base o el carbonato. Equilibre las cargas antes de equilibrar la ecuación.
• Ejemplo: Ca²⁺ y NO₃⁻ forman Ca(NO₃)₂, no CaNO₃.

• $\mathrm{H^+(aq)+OH^-(aq)\rightarrow H_2O(l)}$ es la ecuación de neutralización iónica.

Práctica requerida 1: cristales puros y secos de sulfato de cobre(II). Calienta suavemente el ácido sulfúrico diluido, añade óxido de cobre(II) en pequeñas porciones con agitación hasta que quede algo de sólido negro, y filtra. El exceso de sólido insoluble indica que el ácido ha reaccionado; filtrar elimina ese exceso. Calienta el filtrado azul suavemente en un baño maría o con un calentador eléctrico para concentrarlo, sin secarlo por completo. Déjalo enfriar y cristalizar. Filtra los cristales, lava con un poco de agua destilada fría y sécalos entre papel de filtro. El lavado elimina solución de la superficie; usa poca agua fría para limitar la pérdida de cristales. Usa protección ocular y manipula el material caliente con cuidado. Este método escrito no sustituye al trabajo práctico supervisado.

Escala de pH. En este nivel, el pH va de 0 a 14: por debajo de 7 es ácido, 7 neutro, por encima de 7 alcalino. Usa un indicador universal con su tabla de colores para un pH aproximado, o un medidor de pH adecuado para una lectura. Añade el indicador a una pequeña muestra, no a la botella de reserva. Un único indicador de rango estrecho detecta un punto final de valoración adecuado, pero no mide todo el rango de pH. Diluir un ácido disminuye la concentración de H⁺ y acerca el pH a 7; no convierte al ácido en una base.

Práctica requerida 2, solo química: valoración. Enjuaga una pipeta con la base, usa un aspirador de pipetas para transferir un volumen fijo a un matraz cónico, y añade unas gotas de un indicador adecuado. Enjuaga la bureta con el ácido; llénala y elimina la burbuja de aire del extremo. Lee la parte inferior del menisco a la altura de los ojos y registra las lecturas inicial y final. Agita el matraz y añade el ácido lentamente, gota a gota cerca del punto final, sobre una baldosa blanca. El título es la lectura final menos la inicial. Haz una prueba preliminar, luego repite ensayos precisos y promedia los títulos concordantes usando la tolerancia indicada; excluye el resultado preliminar. Añadir agua destilada al matraz lava las salpicaduras sin cambiar la cantidad de base. Se requiere trabajo práctico real.

Cálculo worked HT. 20.0 cm³ de 0.100 mol/dm³ NaOH reacciona con 25.0 cm³ de ácido sulfúrico. Encuentra la concentración del ácido y su concentración másica; $M(\mathrm{H_2SO_4})=98$ g/mol.

HT: ácidos fuertes y débiles. Un ácido fuerte está completamente ionizado en agua; ejemplos especificados son el ácido clorhídrico, nítrico y sulfúrico. Un ácido débil está parcialmente ionizado; ejemplos son el ácido etanoico, cítrico y carbónico. A una concentración dada, un ácido más fuerte tiene menor pH. Concentrado/diluido describe la cantidad de ácido por volumen de solución, mientras que fuerte/débil describe el grado de ionización. Diluir un ácido fuerte no lo convierte en un ácido débil. Una caída de una unidad entera en el pH significa diez veces la concentración de H⁺; el pH 2 tiene 1000 veces la concentración de H⁺ que el pH 5. La neutralidad se refiere al equilibrio de H⁺ y OH⁻, no a la ausencia de iones.

Un electrolito conduce cuando sus iones pueden moverse: un compuesto iónico puede estar fundido o disuelto en agua. Los iones no pueden transportar carga a través de una red sólida porque no pueden moverse de un lugar a otro. La electrolisis usa una corriente para descargar iones en los electrodos y producir elementos. Los cationes se mueven hacia el cátodo negativo y ganan electrones; los aniones se mueven hacia el ánodo positivo y pierden electrones. Los iones transportan carga en el líquido; los electrones transportan carga a través del circuito metálico externo.

Compuestos binarios fundidos, electrodos inertes. El bromuro de plomo produce plomo en el cátodo y bromo en el ánodo. El cloruro de zinc fundido produce zinc y cloro. No hay agua que compita en una sal fundida.

Extracción de aluminio. El aluminio está por encima del carbono. La electrolisis consume mucha energía eléctrica para la corriente y el calentamiento. El óxido de aluminio se disuelve en criolita fundida; la mezcla tiene un punto de fusión más bajo que el óxido de aluminio puro, reduciendo la demanda de calentamiento. El oxígeno formado en el electrodo de carbono positivo reacciona con él para formar dióxido de carbono, por lo que este electrodo debe reemplazarse. El diagrama aplica a esta mezcla fundida, no a una sal acuosa de aluminio.

Soluciones acuosas con electrodos inertes. El agua proporciona H⁺ y OH⁻ como posibilidades adicionales. Según la regla GCSE especificada, un metal por debajo del hidrógeno se deposita en el cátodo; si el metal está por encima del hidrógeno, se forma hidrógeno. En el ánodo, un halógeno da su halógeno; de lo contrario, se forma oxígeno. La concentración y el material del electrodo pueden ser relevantes en sistemas reales; usa las condiciones proporcionadas y no transfieras una predicción de electrodo inerte a electrodos de cobre reactivos sin información adicional.

Práctica requerida 3. Desarrolle una hipótesis para cada solución antes de probarla con electrodos inertes. Utilice muestras etiquetadas por separado, el mismo material y separación de electrodos, corriente continua de bajo voltaje adecuada y tiempo de prueba correspondiente. Observe cada electrodo por separado. Pruebe el hidrógeno con un palillo encendido en una pequeña muestra recogida (chisporroteo; el oxígeno aviva un palillo incandescente; el cloro decolora papel de tornasol húmedo. Un depósito de cobre es rosa-marrón. Use protección ocular, evite el contacto con la piel y utilice solo pequeñas cantidades de gas con buena ventilación y supervisión del profesor; no olfatee nunca el cloro. Lave los electrodos entre soluciones para reducir la contaminación. Compare la evidencia real con la hipótesis; la ausencia de gas visible no es prueba de que no haya reacción. La predicción escrita no reemplaza a la práctica.

HT: ecuación semirreacción. Primero equilibre los átomos, luego la carga usando electrones; los electrones están a la izquierda para la reducción y a la derecha para la oxidación.

En la ecuación del óxido, el reactivo son dos iones óxido, no peróxido ni una molécula de oxígeno con carga. Verifique ambos átomos de oxígeno y la carga total −4. En la ecuación del hidróxido hay cuatro átomos de oxígeno y cuatro de hidrógeno en cada lado, con carga total −4 en cada lado.

• Utilice las reacciones observadas para ordenar metales desconocidos; distinga entre redox de transferencia de oxígeno y redox de transferencia de electrones HT.
• Elija reactivos y un método de separación para una sal pura seca nombrada; deduzca su fórmula a partir de las cargas.
• Explique la medición del pH, dilución, fuerza y concentración; lleve a cabo métodos de titulación química y cálculos HT con la proporción equilibrada.
• Prediga productos fundidos/acuosos, explique la extracción del aluminio y pruebe una hipótesis RP3; los estudiantes HT equilibran ambas ecuaciones semirreacción.
• Intente tareas unfamiliar en hojas 4.1–4.3 antes de ver la guía de corrección. La participación práctica y la integración de fuentes auténticas son verificaciones separadas.