Fundamentos de Quimica - Olga Gonzalez

Segunda edición – 2012 Derechos reservados. Prohibida su reproducción Impresión Serie Nuestros valores No. 35 IEPI: 030640 ISBN: 978-9942-02-270-7 Guayaquil-Ecuador

Autoridades de la ESPOL Rector Vicerrector General Director ICQA Sub-Director ICQA

Ph. D. Moisés Tacle Ing. Armando Altamirano Dr. David Matamoros, Ph. D Dr. Fernando Morante, Ph. D

COMITÉ EDITORIAL Autora: Ing. Olga González Sánchez; MSc. Ciencias de la Ingeniería Química Diseño Gráfico: Tcnlg. Martha Ortega Romero

Prólogo 2da Edición

La segunda edición de este libro mantiene el objetivo y su estructura no ha sufrido cambios, sólo correcciones para mejorar la calidad del mismo. Sobre temas relacionados con la transformación de la materia, formulación y nomenclatura de los compuestos y estequiometría se proponen nuevos ejercicios, cuyo tratamiento y solución demanda de los estudiantes mayor atención. La sugerencia de agregar más ejercicios a ciertos capítulos partió de los estudiantes que cursan estudios de química antes de ingresar a las universidades, para apuntalar los conocimientos que tienen sobre los principios que rigen la química y ensayar estrategias para la solución de problemas. Por otro lado, los contenidos tratados en esta obra forman parte de los requisitos exigidos en el pensum académico de las carreras de ingeniería y la aplicación práctica les ayudará a desarrollar una habilidad general para resolver problemas

Prólogo 1era Edición El conocimiento de la química requiere de conceptos fundamentales, así como de las leyes básicas que nos conduzcan al entendimiento de la materia en cuanto a su organización y a los cambios que en ella ocurren. La tierra es un mundo material, cuya dinámica se observa a diario en los procesos naturales que ocurren en el medio que nos rodea y en aquellos procesos industriales que producen la gran diversidad de sustancias, muchas de ellas causantes de un fuerte impacto en el medio ambiente. La comprensión de los fenómenos que ocurren en la interacción de las sustancias es posible si se dispone de un profundo conocimiento de las ciencias químicas. El presente libro ofrece a los estudiantes de los últimos años de educación secundaria y a los que inician sus estudios a nivel universitario una revisión de los aspectos fundamentales de la química. El  libro  está  estructurado  en  una  secuencia  de  capítulos  que  ordenan  las  definiciones  necesarias   para el estudio de esta asignatura, que permitirá al estudiante adquirir poco a poco los conceptos fundamentales y a entender en forma fácil el fascinante mundo de la química. El lenguaje sencillo que se ha utilizado en el libro hará que los estudiantes no tengan inconvenientes en avanzar en su estudio y se espera que lleguen a interesarse por esta ciencia. En cada capítulo existen preguntas y ejercicios resueltos para que el estudiante logre la práctica necesaria en la aplicación de los conceptos y leyes que se han estudiado previamente y que en lo sucesivo se utilicen estrategias para resolver ejercicios de mayor complejidad. En los primeros capítulos se tratan las relaciones de la química como ciencia y se exponen los conocimientos  básicos  de  la  asignatura:  definiendo  la  materia  y  sus  transformaciones  tanto  de   orden físico como químico, asociadas a los cambios energéticos que tienen lugar en dichos procesos. Este estudio se aborda empleando leyes tan fundamentales como: “Ley de la composición definida”,  “Ley  de  las  proporciones  múltiples”,  “Ley  de  la  conservación  de  la  materia”  y  “Ley  de   la  de  la  conservación  de  la  energía”. En el capítulo referente a la estructura de la materia se señalan las principales teorías y modelos atómicos que se plantearon en el intento de explicar la naturaleza de la materia, las que se exponen de  una  manera  clara  para  que  el  estudiante  se  apropie  de  la  información  científica  que  lo  guíe   en el entendimiento del camino recorrido por el hombre al tratar de descifrar la estructura de la materia. El estudio de la Tabla Periódica es primordial para poder predecir las propiedades físicas y químicas de los elementos y en esta edición se resalta la importancia del manejo de esta herramienta. La química es una ciencia que trata fundamentalmente de los cambios químicos en los cuales se involucran masas de sustancias; por ello, se brindan los conceptos de cantidad química de materia, volumen molar, número de Avogadro, entre otros que se aplican al realizar cálculos para determinar masas, número de moles, volúmenes de reactantes y productos que intervienen en una reacción química y que forman parte de lo que se denomina estequiometría. Con el estudio de los temas que se exponen en esta edición, el estudiante habrá adquirido los conocimientos fundamentales de química que le facilitará el estudio de otros ámbitos de esta ciencia.

Prefacio

A los estudiantes Siempre convendrá a los noveles estudiantes ingresar a sus estudios superiores con un nivel de  conocimientos  suficientes,  que  faciliten  una  satisfactoria  y  útil    continuidad  del  proceso  de   aprendizaje. Sin embargo no siempre es así. La obra que se ofrece ha sido ideada y elaborada precisamente para superar esta necesidad: contribuir  a  reducir  al  mínimo  o  a  disolver,  las  iniciales  dificultades  de  los  jóvenes  estudiantes.   Bienvenidos. La autora

Agradecimiento

Al Ing. Justo Huayamave N por su valiosa contribución en la realización de este libro y al Ing. Juan Peralta por haber proporcionado sus comentarios y sugerencias en cada uno de los capítulos.

Capítulo 1 Introducción a la química 1.1

¿Qué es la química?.......................................................................................................

2

1.2

¿Cuáles son las ramas de la química?............................................................................

2

1.3

¿Cómo se relaciona la química con otras ciencias?.......................................................

4

1.4

¿Qué relación guarda la química con las diferentes ramas de la producción?...............

6

1.5

Metodología   científica....................................................................................................

8

1.6

¿Qué y cómo medimos?..................................................................................................

9

1.6.1 Magnitudes físicas...............................................................................................

10

1.6.2 ¿Cuál es la diferencia entre peso y masa?..............................................................

11

1.6.3 Medición de volumen.........................................................................................

12

1.6.4 Medición de temperatura y calor..........................................................................

12

1.6.5 Medición de presión...........................................................................................

14

1.6.6 Conversiones de unidades...................................................................................

14

Aplicación práctica...................................................................................................................

17

1.7

17

Ejercicios de aplicación...................................................................................................

Capítulo 2 Materia y energía 2.1

¿Cómo  definimos  la  materia  y  la  energía?  .......................................................................

20

2.2

Estados físicos de la materia........................................................................................

21

2.3

Cambios físicos y cambios químicos.............................................................................

22

2.4

Cambios de estado de agregación................................................................................

22

2.5

Clasificación   de   la   materia.............................................................................................

23

2.6

Propiedades de la materia................................................................................................

26

2.7

Ley de la conservación de la materia...........................................................................

26

2.8

La energía en la química y la ley de la conservación de la energía.........................

27

2.9

Ejercicios de aplicación..................................................................................................

29

2.10 Ejercicios para resolver.................................................................................................

37

Capítulo 3 Elementos y compuestos 3.1

Nombres y símbolos de los elementos............................................................................

44

3.2

Tabla periódica y las propiedades físicas de los elementos.........................................

44

3.3

Ley   de   las   proporciones   definidas................................................................................

46

3.4

Ley de las proporciones múltiples.................................................................................

46

3.5

Ejercicios de aplicación...................................................................................................

47

3.6

Ejercicios para resolver..................................................................................................

55

Capítulo 4 Estructura electrónica de los átomos 4.1

Constitución del átomo: partículas subatómicas...........................................................

60

4.2

Número atómico y masas atómicas relativas.............................................................

62

4.3

Teorías sobre el desarrollo del conocimiento de la materia........................................

62

4.4

Teoría atómica de Niels Bohr........................................................................................

69

4.5

Modelo cuántico del átomo...........................................................................................

70

4.6

Configuraciones   electrónicas..........................................................................................

74

4.7

Ejercicios de aplicación.................................................................................................

75

4.8

Ejercicios para resolver..................................................................................................

83

Capítulo 5 La tabla y ley periódica 5.1

Grupos o familias y períodos.........................................................................................

88

5.2

Ley periódica y las bases del ordenamiento periódico...................................................

88

5.3

Elementos de transición.................................................................................................

91

5.4

Elementos de transición interna..................................................................................

91

5.5

Gases nobles...................................................................................................................

92

5.6

Ejercicios de aplicación.................................................................................................

92

5.7

Ejercicios para resolver...................................................................................................

101

Capítulo 6 Nomenclatura química 6.1

Reglas para determinar los números de oxidación........................................................

104

6.2

Compuestos binarios: óxidos, sales halógenas, hidruros metálicos y ácidos hidrácidos..

106

6.3

Compuestos ternarios: bases o hidróxidos, ácidos oxácidos y oxisales........................

109

6.4

Hidratos...........................................................................................................................

115

6.5

Ejercicios de aplicación..................................................................................................

115

6.6

Ejercicios para resolver...................................................................................................

122

Capítulo 7 Relaciones cuantitativas 7.1

El número de Avogadro................................................................................................

128

7.2

Masa molecular...............................................................................................................

129

7.3

Concepto de mol y masa molar.....................................................................................

130

7.4

Composición porcentual de los compuestos.................................................................

131

7.5

Fórmula empírica............................................................................................................

131

7.6

Fórmula molecular..........................................................................................................

132

7.7

Ejercicios de aplicación..................................................................................................

132

7.8

Ejercicios para resolver..................................................................................................

143

Capítulo 8 Ecuaciones químicas 8.1

Las reacciones químicas y su representación...............................................................

146

8.2

Símbolos de la ecuación química................................................................................

147

8.3

Escritura de las ecuaciones químicas...............................................................................

149

8.4

Tipos de ecuaciones químicas........................................................................................

150

8.5

Equilibrio de las ecuaciones químicas...........................................................................

151

8.6

Ejercicios de aplicación.................................................................................................

157

8.7

Ejercicios para resolver...................................................................................................

166

Capítulo 9 Estequiometría 9.1

Relaciones molares de ecuaciones químicas................................................................

169

9.2

Reactivo limitante...........................................................................................................

171

9.3

Porcentaje de rendimiento y pureza...............................................................................

171

9.4

Ejercicios de aplicación..................................................................................................

172

9.5

Ejercicios para resolver...................................................................................................

182

Capítulo 10 Gases 10.1 Propiedades de los gases................................................................................................

188

10.2 Unidades de medida de presión, temperatura y volumen...........................................

188

10.3 Condiciones de estado....................................................................................................

190

10.4 Leyes de los gases.........................................................................................................

192

10.5 Volumen molar................................................................................................................

196

10.6 Ecuación de estado de los gases ideales.......................................................................

197

10.7 Ejercicios de aplicación..................................................................................................

198

10.8 Ejercicios para resolver..................................................................................................

206

Respuestas

209

CAPÍTULO #

1

Introducción a la química

Sumario 1.1

¿Qué es la química?

1.2

¿Cuáles son las ramas de la química?

1.3

¿Cómo se relaciona la química con otras ciencias?

1.4

¿Qué relación guarda la química con las diferentes ramas de la producción?

1.5   Metodología  científica 1.6

¿Qué y cómo medimos?

1.7

Ejercicios de aplicación

La química como ciencia natural se encarga del estudio del mundo material que nos rodea, a ella le debemos gran cantidad de productos que se utilizan diariamente en el mundo moderno. También se ocupa del uso adecuado de las sustancias químicas y del desarrollo de nuevos materiales. La química contribuye con el bienestar del hombre, pero también su acción ocasiona algunos de los graves problemas que actualmente enfrenta la humanidad, como la contaminación ambiental, el uso indiscriminado de sustancias tóxicas, la elaboración de grandes cantidades de materiales no biodegradables y el calentamiento global. En general, la química interviene en todo lo que realizamos, nos permite entender mejor nuestro mundo y también nos ofrece alternativas de solución para contrarrestar los efectos causados por la elaboración de productos de naturaleza sintética, para controlar los contaminantes del medio ambiente, orientar en el uso adecuado de las sustancias químicas y además, para controlar la calidad de la materia prima y de los productos terminados. 1

1.1

¿Qué es la química? A  continuación  se  muestran  algunas  definiciones  de  la  química  que  frecuentemente  se  usan  y  todas  ellas   comparten el mismo fundamento que relaciona esta ciencia con la materia, la energía y los cambios químicos. La química puede describirse como el estudio de la composición de la materia y los cambios por los que atraviesa.

Química es la ciencia que estudia la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia.

Es la ciencia que se encarga del estudio de la materia, energía y sus transformaciones.

Es la rama de las ciencias naturales que trata de la descripción, clasificación,   de   los   cambios   que   la materia experimenta y de la energía asociada con cada uno de estos cambios.

1.2

¿Cuáles son las ramas de la química? Muchas profesiones exigen conocimientos en el campo de la química, indispensables para manejar problemas de todo tipo, ya sean éstos cotidianos, técnicos o de investigación, en los que se usa un enfoque  planificado  y  lógico  relacionado  con  la  química. Por   razones   didácticas   la   química   se   clasifica   en   distintas   ramas   y   cada   una   estudia   un   campo   en   particular.

2

Química General: Trata acerca de los principios fundamentales relativos a la estructura, composición y propiedades de la materia. Química Inorgánica: Se encarga del estudio de todos los elementos y compuestos que no son orgánicos, sus reacciones y propiedades. Química Orgánica: Estudia especialmente los compuestos del carbono, que están relacionados con las sustancias producidas por los seres vivos. Química Analítica: Estudia los métodos de reconocimiento y determinación de la composición de las sustancias, tanto en su naturaleza como en la cantidad de las mismas. Química Ambiental: Es la rama de la química que se encarga de estudiar las causas y efectos de la química sobre el medio ambiente y su remediación. Química Industrial: Comprende la producción de sustancias químicas básicas y materiales como plásticos, caucho, vidrio, cerámica, textiles, entre otros. Química Nuclear: Es la rama de la química que estudia las reacciones en las cuales intervienen los núcleos de los átomos, los procesos de radiación nuclear ya sean provocados o espontáneos y las grandes cantidades de energía involucradas en dichos procesos. Bioquímica: Estudia las reacciones químicas que intervienen en el metabolismo de los seres vivos. Química Médica: Es la química que a través de procesos químicos crea diferentes sustancias utilizadas en el campo de la medicina. Química Cosmética: Es el área de la química que participa en la elaboración y desarrollo de productos destinados al embellecimiento y protección de diversas partes del cuerpo humano. 3

1.3

¿Cómo se relaciona la química con otras ciencias? En la actualidad podríamos decir que todas las ciencias tienen que considerar los conceptos fundamentales de la química, ya que cualquiera de ellas utiliza sustancias que deben reconocerse y usarse adecuadamente. Entre las ciencias que están relacionadas con la química mencionamos: la física, la biología, las matemáticas, la medicina y otras que se exponen en el siguiente cuadro.

Cuadro Nº 1:

4

Relación de la química con otras ciencias

Física

La relación de la materia y la energía en los fenómenos químicos es una explicación sencilla que vincula la física con la química.

Biología

Los seres vivos están compuestos por una diversidad de sustancias químicas con diferente estructura, cuyas reacciones químicas de características muy variadas, promueven la actividad, el desarrollo y la adaptación al entorno.

Matemáticas

Las transformaciones que sufre la materia requieren de cálculos matemáticos para el manejo cuantitativo de las ecuaciones químicas para interrelacionar las propiedades de la materia y las condiciones de trabajo en las que ésta interactúa.

Medicina

Los productos naturales o los obtenidos por síntesis a partir de sustancias químicas son aprovechados en la práctica médica para suministrar al organismo sustancias específicas  que  ayudan  a  conseguir  el  alivio  o  curación   de enfermedades.

Genética

La genética trata acerca de la herencia biológica, la cual está ligada a los procesos que ocurren en la célula promoviendo su desarrollo mediante reacciones químicas que suministran materia y energía.

Botánica

La botánica se encarga de estudiar la anatomía, morfología,  fisiología  y  reproducción  de  las  plantas,  en   este estudio están involucradas las sustancias químicas necesarias para construir sus órganos y la energía para su funcionamiento. Ejemplo de ello es la fotosíntesis que permite sintetizar su propia materia orgánica.

Fisiología

La  fisiología  se  encarga  de  estudiar    las  funciones  y  los   fenómenos vitales de los seres organizados, en ellos ocurren fenómenos en los que la química también participa.

Geología

La geología trata sobre la formación de las rocas y los cambios que éstas han experimentado desde su origen hasta su estado actual. Aquí la química contribuye en el estudio de la composición de las rocas.

Arqueología

La arqueología se encarga de reconstruir culturas antiguas mediante el estudio de los restos de materiales, cuya composición química son típicas de ese tiempo, de esta manera se establecen las características de una cultura en particular.

Ecología

En razón de que la ecología estudia la relación de las plantas y animales con su ambiente físico y biológico, ésta se vincula con la química, puesto que los componentes del aire, suelo y agua son parte del entorno físico.

5

Toxicología

La química es un apoyo de la toxicología ya que estudia los mecanismos de acción de las sustancias químicas en los sistemas biológicos, los efectos que producen y la forma de curarlos.

Farmacología

La farmacología trata acerca de los medicamentos, que son   sustancias   químicas   dosificadas     que   se   aplican   a un organismo vivo para prevenir, aliviar o curar una enfermedad.

1.4

¿Qué relación guarda la química con las diferentes ramas de la producción? La química es una ciencia que está en constante desarrollo y su aplicación se extiende en muchos campos, debido a ello mencionaremos solo algunas actividades, en las que la química juega un papel muy importante: Cuadro Nº 2:

6

Relación de la química con ramas de la producción

Agricultura

La agricultura, con el propósito de mejorar la productividad y satisfacer las necesidades de alimentos, recurre al uso de gran cantidad de sustancias químicas como abonos y fertilizantes. Para el control de plagas utiliza otras sustancias como pesticidas, fungicidas y nematicidas.

Industria de alimentos

Para la conservación de productos alimenticios como enlatados, embutidos, bebidas alcohólicas se aplican sustancias químicas que ayudan a aumentar la vida útil de los alimentos, a regular los índices de acidez y para controlar la buena calidad de los mismos.

Industria petroquímica

La química guarda una relación muy estrecha con la elaboración de muchos productos que se derivan del petróleo, entre ellos tenemos: Fibras sintéticas: poliéster, nylon, rayón, dracón y poliamidas. Polímeros:  polietileno,  PVC,  teflón,  plásticos,  cauchos  y  resinas. Combustibles: gasolinas, diesel y fuel oil. Solventes para la industria: tolueno, hexano, metanol, acetona, entre otros. Materia prima para procesos industriales: etanol, ácido acético y gran variedad de aminas y ésteres.

Minería

La prospección geoquímica, el análisis químico de minerales, la determinación de la calidad del suelo y agua, el estudio del impacto ambiental son las principales actividades que relacionan esta industria con la química.

Farmacéutica

La formulación y elaboración de productos farmacéuticos es una actividad que requiere de amplio conocimiento de la química.

Metalurgia

La metalurgia se dedica a la extracción de los metales y su producción. La química estudia las reacciones y está presente en   los   procesos   de   obtención,   refinación   y   producción   de   aleaciones.

Electrónica

La electrónica estudia lo relacionado a la conducción de la electricidad a través de diversos materiales. La aplicación de dichos materiales químicos en el desarrollo de dispositivos electrónicos como circuitos integrados, microprocesadores, transistores y chips de memoria son un ejemplo de la relación directa con la química.

7

1.5

Metodología científica El  desarrollo  de  la  ciencia  se  sustenta  en  el  trabajo  de  los  científicos,  quienes  orientan  sus  esfuerzos   para   generar     nuevos   conocimientos   y     aprovecharlos   en   beneficio   de   la   sociedad.   Las   respuestas   a   diversos problemas nos permiten reconocer la realidad en que vivimos y para ello deben recurrir a un conjunto de procedimientos. Los  científicos  e  investigadores  no  solamente  observan  los  fenómenos  que  ocurren  y  tratan  de    explicar   las causas y los mecanismos que los originan, sino que también seleccionan, organizan, comparan y relacionan  los  datos  obtenidos  con  la  finalidad  de  describir  la  naturaleza  e  interpretarla.  Esta  secuencia   de procedimientos para buscar explicaciones o predecir sobre la naturaleza de un hecho, se conoce como método  científico  y    consta  de  algunas  etapas  que  están  resumidas  en  la  figura  1.1.  

Figura 1.1 Metodología  científica

Si la hipótesis no es consistente se regresa a la experimentación

A  través  del  uso  de  razonamientos  (métodos)  y  la  labor  científica,  la  ciencia    provee  de  nuevos    conocimientos     que  tienen  una  significación  especial  porque  permite  predecir  acontecimientos    futuros.    Durante  la  labor   científica,    se  preparan  experimentos,  se  realizan  observaciones  y  se  toman  datos,    que  finalmente  nos   llevan a formular hipótesis, leyes y teorías.

Observación:

Descripción  detallada  de  un  suceso.  En  este  caso  la  referencia  es  cualitativa. Muchas observaciones pueden ser descritas matemáticamente a través de mediciones precisas, en este caso hablamos de trabajo cuantitativo.

Experimento:

Es un diseño de situaciones controladas para someter a prueba las explicaciones sobre  fenómenos  naturales  con  el  fin  de  obtener    información  necesaria  para  formular   una hipótesis.

Teoría:

Es la comprobación fundamentada de una hipótesis para explicar y hacer predicciones sobre los fenómenos naturales.

8

Hipótesis:

Es un intento para explicar una ley natural. También se puede entender como la explicación tentativa de las observaciones que requieren de mayor número de experimentos para declarar su validez.

Leyes naturales: Son proposiciones concisas expresadas en forma matemática relacionadas con el comportamiento invariable de la naturaleza.

1.6

¿Qué y cómo medimos? En la historia de la humanidad, el hombre ha procurado medir y hacerlo con exactitud, en este afán ha utilizado diversas formas de medición acordes con el estado de desarrollo de los acontecimientos, es así que para medir se utilizaron referencias visibles y accesibles, como por ejemplo el uso de calendarios para medir el tiempo con ayuda de los movimientos del sol y la luna, para la medición de la longitud se usaron medidas relacionadas con las dimensiones del cuerpo humano, el codo, la braza, el pie, unidades que aún se utilizan. Con el tiempo se comenzaron a formalizar sistemas de medición que también han cambiado debido a la existencia de errores. Los fenómenos químicos se perciben mediante la observación de cambios físicos o se conciben por la interpretación de datos obtenidos de la medición de las transformaciones imperceptibles al ojo humano. En  el  campo  de  la  química  se  realizan  mediciones  para  identificar  sustancias,  para  determinar  la  pureza  de   las sustancias, la composición de la materia, la concentración de sustancias en soluciones, la calidad de la materia prima o de los productos elaborados. Por otro lado, existen parámetros importantes que deben medirse y calcularse porque tienen impacto en la economía de los procesos industriales como la velocidad de una reacción, el calor que ésta desprende o el que necesita para efectuarse.

Figura 1.1: Medición de pH

9

1.6.1

Magnitudes físicas Durante  los  procesos  en  donde  se  realizan  las  transformaciones  químicas,  los  profesionales  de  la  química   determinan  las  propiedades  específicas  de  las  sustancias  o  materiales  mediante  la  medición  de    magnitudes físicas, con el objeto de controlar y evaluar dichos procesos, tales como el progreso de una reacción o las  alteraciones    de  los  sistemas  químicos,  la  identificación  de  sustancias,  la  calidad  de  la  materia  prima  o   de  los  productos  finales,  entre  otros. La magnitud física es una propiedad a la que se le asigna un valor numérico como resultado de una comparación con un patrón.    Dicha  comparación  constituye  la  acción  de  medir    y  el  patrón  corresponde   a la unidad de medida. Existen magnitudes que se pueden medir directamente y se las conoce como medidas básicas o fundamentales como son la masa, temperatura, longitud, tiempo, cantidad de sustancia, corriente eléctrica e intensidad lumínica y otras magnitudes derivadas como volumen, densidad, velocidad, concentración, que por el contrario no se pueden medir directamente sino a través de la relación entre dos o más magnitudes básicas. Por ejemplo, si decidimos medir la temperatura de cierta masa de agua, introducimos un termómetro, realizamos la lectura y el resultado tendrá un valor numérico y la unidad de medida; por lo general también asociamos la incertidumbre o error que siempre acompaña a una medida.

Las   unidades   de   medida   de   los   patrones   básicos   tienen   su   simbología   que   los   identifica   con   la   magnitud.

UNIDADES BÁSICAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI) Magnitud Masa Temperatura Longitud Cantidad de sustancia Tiempo Intensidad de corriente eléctrica Intensidad lumínica

Nombre unidad

Símbolo unidad

Kilogramo Kelvin Metro Mol Segundo Amperio Candela

kg K m mol s A cd

UNIDADES DERIVADAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL (SI) Magnitud Superficie Volumen Energía Trabajo Potencia Aceleración Velocidad

10

Nombre Unidad Metro cuadrado Metro cúbico Joule Joule Vatio Metro por segundo cuadrado Metro por segundo

Símbolo Unidad 2

m 3 m J J W 2 m/s m/s

1.6.2

¿Cuál es la diferencia entre peso y masa? La masa es la cantidad de materia que hay en un cuerpo y es una característica propia relacionada con el número y clase de las partículas que lo forman; el peso es una medida de cuanta fuerza ejerce la gravedad sobre ese objeto. La masa de un cuerpo u objeto es la misma sin importar donde se encuentra ya sea en la tierra, en la luna, o en alguna parte del espacio; debido a que la cantidad de materia no cambia. La masa se mide en kilogramos (kg) y el peso en Newton (N), aunque también se utilizan otras unidades como gramos, libras, onzas para la masa y kg-fuerza, dinas o libras-fuerza para el caso del peso. En la vida cotidiana, la mayoría de las personas utilizan el término “peso” para referirse a la medición de la masa de los objetos.

600 N peso en tierra

600 N

100 N peso en luna

100 N

Una persona de 60 kg de masa pesa en la Tierra 600 N-fuerza. ¿Cómo explica que la misma persona pesa solo 100 N-fuerza en la luna?

11

1.6.3

Medición de volumen El volumen es una propiedad general de los cuerpos que no distingue los tipos de materia, debido a que todos poseen volumen. Los cuerpos poseen masa y se prolongan en el espacio; ocupan un volumen. El volumen de un cuerpo sólido representa la extensión espacial en la que cabe la materia y que no puede ser ocupada por otro cuerpo, ya que éstos son impenetrables. Para medir el volumen de un cuerpo sólido regular se realiza la medición de la longitud de todos sus lados. Para los cuerpos líquidos se usan probetas, buretas, matraces aforados, etc.

250 mL Figura 1.2: Materiales para medición del volumen

Sin importar la exactitud con la que deseamos medir el volumen de un líquido, éste se introduce en el recipiente y se realiza la lectura a la altura hasta donde llega el líquido.

1.6.4

Medición de temperatura y calor Aunque  todos  estamos  familiarizados  con  la  noción  de  temperatura,  resulta  difícil  definirla  claramente,   a menudo decimos que es el grado de calentamiento de un cuerpo o la sensación de frío o calor, así por ejemplo si un cuerpo se encuentra a 80 grados decimos que está caliente, o si está nevando decimos que hace frío. Para concretar, podemos decir que la temperatura determina la intensidad y la dirección del calor;;    de  esta  manera  dos  cuerpos  que  se  encuentran  juntos  pero  a  diferentes  temperaturas,  el  calor  fluirá   desde el cuerpo más caliente hacia el cuerpo más frío. Sin embargo, no debemos confundir calor con temperatura, ya que el calor representa una forma de energía y la medición de dicha energía implica temperatura. Para la medición de la temperatura se utilizan los termómetros; siendo los más comunes los de mercurio. La cualidad escogida para la construcción de los termómetros es la dilatación que se da en ciertas sustancias  por  efecto  del  calor.  Durante  mucho  tiempo,  el  mercurio  ha  sido  la  sustancia  más  empleada  

12

en los termómetros, pero debido a su alta toxicidad se utilizan otras sustancias, cuya dilatación cambie de manera predecible y sea lineal al cambiar la temperatura. Existen diferentes tipos de termómetros, cuyo uso depende del medio y la temperatura de medición, como las termocuplas y pirómetros. El termómetro de mercurio consiste en un tubo de vidrio con un bulbo que contiene mercurio del que se extiende un tubo capilar. El mercurio se dilata por el interior del capilar en forma directamente proporcional con el aumento de la temperatura. La altura hasta donde llega el mercurio en la escala graduada corresponde a la temperatura.

Escalas de medición Existen varias escalas para medir la temperatura: La escala Celsius (°C) o centígrada, llamada así en nombre al astrónomo sueco Anders Celsius. Esta escala utiliza el punto de fusión del agua 0°C y su punto de ebullición 100°C a la presión atmosférica. La escala Fahrenheit (°F) es muy utilizada en el sistema inglés; llamada así en nombre del físico alemán Gabriel Fahrenheit, en esta escala los puntos de fusión y de ebullición del agua son de 32°F y 212°F, respectivamente, la diferencia entre estos dos puntos es de 180°F. La escala Kelvin (K) es la escala de la temperatura absoluta; llamada así en nombre del físico - matemático Lord Kelvin. En esta escala el punto de fusión del agua es 273.15 K y el punto de ebullición en 373.15 K. En la siguiente tabla se observa algunas escalas para la medición de la temperatura. Escala

Cero absoluto

Fusión del hielo

Evaporación

Kelvin

0K

273.15 K

373.15 K

Rankine

0R

491.7 R

671.7 R

Reamur

-218.5 Re

0 Re

80.0 Re

Centígrada

-273.15°C

0°C

100.0°C

Fahrenheit

-459.7°F

32°F

212.0°F

Figura 1.3: Termómetro de mercurio

Figura 1.4: Termómetro de alcohol

13

Conversiones de las distintas escalas de temperatura. Grados Fahrenheit a grados Celsius ºC = 5/9(ºF - 32)

Grados Celsius a Kelvin K = 273 + ºC

1.6.5

Medición de presión El trabajo con gases exige el conocimiento y manejo de las unidades de temperatura y presión, puesto que la variación de una de ellas afecta el volumen. En el sistema internacional la unidad de la presión se la expresa en Newton por metro cuadrado N/m2, también llamada Pascal, aunque existen otras unidades como las indicadas en la siguiente tabla.

1 Pa (N/m2)

Pascal

bar

N/mm2

atm

torr

1

10-5

10-6

0.987×10-5

0.0075

20 10 0 Figura 1.5: Barómetro

30

40 50 60 Figura 1.6: Manómetro

1.6.6

Conversiones de unidades La conversión de unidades es la transformación de una unidad a otra, de un sistema de unidades a otro, para lo cual es muy útil aplicar los factores de conversión que son relaciones de equivalencia entre dos unidades de la misma magnitud y que están disponibles en las tablas de conversión.

14

Recuerda que en todas las cifras, el espacio entre números indica miles y el punto (.) separa los números enteros de los decimales.

Factores de conversión Longitud 1 kilómetro (km)

= 0.62137

millas terrestres (mt)

1 centímetro (cm)

= 0.3937

pulgadas (pulg)

1 metro (m)

= 1.0936

yardas (yd)

1 metro (m)

= 3.2808

pies (ft)

1 pie (ft)

= 30.48 = 10-10

centímetros (cm)

1 angstrom ( )

metros (m)

Masa 1 kilogramo (kg)

= 2.2046

libras (lb)

1 libra (lb)

= 453.59

gramos (g)

1 tonelada métrica

=1 000.00

kilogramos (kg)

Volumen 3

1 metro cúbico (m ) 1 galón americano (gal) 3

1 centímetro cúbico (cm ) 3

1 pie cúbico (ft )

= 1 000

litros (L)

= 3.7854

litros (L)

=1

mililitro (mL)

= 16.387

centímetros cúbicos (cm )

3

Energía 2

2

1 Joule (J)

= 1

kg m /s

1 caloría (cal)

= 4.184

Joules (J)

1 electrón–voltio (eV)

= 1.602 x 10-19

Joules (J)

15

Cuestiones y actividades para repasar Defina  y  establezca  las  diferencias  entre  los  siguientes  términos: •  Precisión  y  exactitud •  Cifras  significativas  y  redondeo •  Densidad  y  peso  específico •  Barómetro  y  manómetro ¿Cómo procederías para separar los componentes de las siguientes mezclas? •  Solución  azucarada •  Vinagre   •  Sal  húmeda •  Agua  y  arena Realice las siguientes conversiones: 0.57 atm

a

mmHg

3.45 kg

a

libras

632 mL

a

litros

180 ºF

a

ºC

5.20 L

a

galones

¿Cuál de las sustancias ocupa mayor volumen? •  60  g  de  acetona    

( (densidad) = 0.798 g/mL)

•  50  g  de  etilenglicol  

( (densidad) = 1.1116 g/mL)

•  40  g  de  aluminio  

( (densidad) = 2.698 g/mL)

•  30  g  de  agua  

 

( (densidad) = 1.00 g/mL)

•  20  g  de  plomo    

( (densidad) = 11.34 g/mL)

¿Están las siguientes actividades relacionadas con la química? •  La  identificación  de  elementos  químicos  en  muestras  de  minerales;; •  La  experimentación  para  la    búsqueda  de  nuevos  materiales;; •  El  mejoramiento  de  los  métodos  analíticos  para  el  control  de  la  contaminación  ambiental;; •  La  búsqueda  de  métodos  para  la  degradación  de  sustancias  tóxicas.

16

Aplicación práctica ¿Cómo construir un termómetro? Para la construcción se requiere un tubo de vidrio delgado (capilar), una cantidad de alcohol para llenar el tubo, colorante vegetal, plastilina, una tira de papel blanco y una tablita de madera (puede ser de aglomerado). Agregar un poquito de colorante al alcohol, agitar y llenar el tubo de vidrio con el alcohol. Tapar herméticamente los extremos con plastilina. El tubo sellado se introduce en hielo picado y luego el nivel inferior al que llega, marcarlo como cero grados en la tira de papel. Luego hervir agua y marcar en  la  tira  de  papel  el  nivel  superior  al  que  llega.  Dividir  los  dos  puntos  de  referencia  -­distancia  entre   el nivel inferior y el superior- en 100 partes. ¡Ahora tienes tu propio termómetro!

1.7

Ejercicios de aplicación

Una forma de realizar los ejercicios de conversión es colocar en el numerador la cantidad con la unidad con la que deseamos expresar el resultado y en el denominador aquella que deseamos eliminar.

Ejercicio Nº 1.1 Exprese 58 kilómetros en pies. Solución: 58 km x

1 000 m 1 km

x

3.2808 ft 1m

= 190 286.4 ft

17

Ejercicio Nº 1.2 Convierta 400 toneladas métricas a libras. Solución: 400 ton x

1 000 kg

x

1 ton

2.2046 lb

= 881 840 lb

1 kg

Ejercicio Nº 1.3 Exprese 5 angstrom ( ) en nanómetros (nm). Solución: 5

x

10-8 cm 1

x

1m 100 cm

x

1 nm 10-9

m

= 0.5 nm

Ejercicio Nº 1.4 Expresar 102 kPa en atmósferas (use 1.0 mmHg = 133 Pa). Solución: 102 kPa x

1 000 Pa 1.0 kPa

x

1 mmHg 133 Pa

x

1.0 atm 760 mmHg

= 1.009 atm

Ejercicio Nº 1.5 Convertir 80ºC en grados Farenheit (ºF) y grados Kelvin (K). Solución:

ºF = 1.8 x ºC + 32 = 1.8 x 80 + 32 = 176ºF K = 273.15 + ºC = 273.15 + 80 = 353.15 K 18

CAPÍTULO # Materia

y

2

energía

Sumario 2.1  

¿Cómo   definimos   la   materia   y   la   energía?

2.2  

Estados  físicos  de  la  materia

2.3  

Cambios   químicos

2.4  

Cambios  de  estado  de  agregación

2.5  

Clasificación  de  la  materia

2.6  

Propiedades  de  la  materia

2.7  

Ley   de   la   conservación   de   la   materia

2.8  

La  energía  en  la  química  y  la  ley  de   la  conservación  de  la  energía

2.9  

Ejercicios  de  aplicación

físicos  

y  

2.10   Ejercicios  para  resolver

cambios  

Si todos los cuerpos están constituidos por materia ¿porqué se diferencian?

Todo   lo   que   nos   rodea   está   formado   por   materia   sin   considerar   su   estado   físico   o   de   agregación,   sea  éste  sólido,  líquido  o  gaseoso.  También  posee   propiedades   que   nos   ayudan   a   describirla   y   a   diferenciar  unas  de  otras. Al   hablar   de   las   propiedades   de   las   sustancias   se   hace  distinción  entre  las  propiedades  físicas  y  las   químicas,   siendo   éstas   últimas   las   que   suscitan   mayor  interés,  debido  a  que  manifi  estan  la  acción   recíproca  entre  los  componentes,  dando  lugar  a  la   formación  de  nuevas  sustancias.  Todo  cambio,  sea   físico   o   químico,   conlleva   variaciones   de   energía   en  cualquiera  de  sus  formas  como  energía  calórica,   lumínica,  eléctrica,  entre  otras.

19

2.1

¿Cómo definimos la materia y la energía? Materia:  

Es  todo  aquello  que  ocupa  un  lugar  en  el  espacio  y  posee  masa,  de  tal  manera  que  todo  lo   que  nos  rodea  esta  constituido  por  materia,  como  por  ejemplo  el  aire  que  respiramos,  los   alimentos  que  ingerimos,  el  agua  que  bebemos,  los  materiales  que  usamos  y  en  general,  todo   lo  que  conforma  el  universo.

Ley de la conservación de la materia En  cualquier  proceso  químico  la  suma  de  las  masas  de  las  sustancias  que  intervienen  (reactivos)   es   idéntica   a   la   suma   de   las   masas   de   las   sustancias   que   se   originan   como   consecuencia   de   la   reacción  (productos).  Es  decir,  en  toda  reacción  química  la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma  de  unas  sustancias  a  otras,  por  lo  que  la  masa  en  total  se  mantiene  constante.. Energía:  

Se  define  como  la  capacidad  de  la  materia  para  ejecutar  un  trabajo.  Los  cambios  de  energía   que  acompañan  a  las  transformaciones  químicas  y  físicas  de  la  materia  se  ponen  de  manifi   esto  en  diferentes  formas  de  acuerdo  al  tipo  de  movimiento  y  se  pueden  convertir  en  otras   formas  de  energía,  pero  la  energía  en  total  se  mantiene  constante  y  se  expresa  en  la  ley  de  la   conservación  de  la  energía.

Ley de la conservación de la energía La   energía   puede   convertirse   de   una   forma   a   otra,   pero   la   cantidad   total   de   energía   permanece   constante. “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. En  el  siguiente  cuadro  se  indican  algunas  manifestaciones  de  diferentes  formas  de  energía.

20

El  movimiento  de  un  objeto  de  un  lugar  a  otro

Empleo  de  energía  cinética

Calentamiento  de  cierta  cantidad  de  agua

Aplicación  de  energía  calórica

Encender  una  linterna  de  mano

Conversión  de  energía  eléctrica  en  lumínica

Funcionamiento  de  una  pila

Transformación  de  energía  química  en   eléctrica

Movimiento  de  una  máquina

Conversión  de  la  energía  en  trabajo

El  movimiento  de  las  partículas  en  los  gases

Energía  cinética

La  formación  de  los  enlaces  en  los  compuestos

Energía  de  enlace

2.1

Estados físicos de la materia

¿Cuáles son las particularidades que influyen   en   el   estado   físico   de   la   materia?     ¿Existen  distintivos  en  las  partículas  que  la   conforman?

El   estado   físico   de   la   materia   se   lo   conoce   también   como   estado   de   agregación,   éste   depende   de   las   características  moleculares,  atómicas  e  iónicas  de  las  partículas  que  la  conforman.

¿Cuáles son las características de los 3 estados de agregación? Estado sólido:  un  sólido  es  una  sustancia  formada  por  partículas  que  se  encuentran  muy  unidas  entre   sí  por  una  fuerza  llamada  fuerza de cohesión.  Los  sólidos  son  duros  y  difíciles  de  comprimir,  debido   a  que  las  partículas  están  muy  unidas  y  prácticamente  no  dejan  espacio  entre  ellas.  Los  sólidos  están   constituidos  por  moléculas,  átomos  o  iones. Muchos  sólidos  poseen  forma  tridimensional  y  volumen  defi  nidos  que  obedecen  a  un  arreglo  regular  de   las  partículas  que  lo  componen,  dando  lugar  a  la  formación  de  un  sólido  cristalino.

Figura 2.1: Sólido

Estado  líquido:  un  líquido  es  una  sustancia  formada  por  moléculas,  átomos  o  iones  que  están  en  constante   desplazamiento,  y  que  se  mueven  unas  sobre  otras,  particularidad  que  le  permite  ser  trasvasado  de  un   recipiente  a  otro.  Los  líquidos  son  sustancias  que  no  tienen  forma  propia  y  toman  la  del  recipiente  que   los  contiene. Los  líquidos  al  igual  que  los  sólidos  mantienen  un  volumen  casi  constante  que  no  depende  de  la forma  del  recipiente.

Figura 2.2: Líquido

21

Estado gaseoso:   un   gas   es   una   sustancia   formada   por   partículas   que   se   encuentran   muy   separadas  entre  sí,  que  se  desplazan  en  varias  direcciones  y  a  gran  velocidad  para  ocupar  los   espacios  disponibles. Los  gases  no  tienen  forma  propia,  se  expanden  fácilmente  y  pueden  ser  comprimidos  en  recipientes   más  pequeños.

Figura 2.3: Gas

2.3

Cambios físicos y cambios químicos

¿Cómo  distinguimos  los  cambios  físicos  de   los  químicos?

Los  cambios físicos  son  los  que  se  presentan  en  la  materia  sin  alterar  su  composición  química;;  es  decir,   que  no  forman  nuevas  sustancias,  tales  como  cambios  de  volumen,  forma  o  estado  de  agregación. Los  cambios químicos  son  aquellos  que  presentan  las  sustancias  cuando  al  reaccionar  unas  con  otras,   pierden  sus  características  originales  y  dan  lugar  a  sustancias  nuevas  con  propiedades  diferentes.

2.4

Cambios de estado de agregación

¿Cómo  distinguimos  los  cambios  físicos  de   los  químicos?

Bajo  ciertas  condiciones  las  sustancias  pueden  pasar  de  un  estado  físico  a  otro  y  permanecer  en  él  mientras   éstas  se  mantengan.  Durante  los  cambios  entre  los  estados  de  agregación  hay  participación  de  energía. Así,  en  los  cambios  de  estado,  de  sólido  a  líquido  y  líquido  a  gas  se  requiere  de  calor,  mientras  que  en   los  cambios  de  agregación  de  gas  a  líquido  y  líquido  a  sólido  se  desprende  calor.

22

A  continuación  se  indican  los  posibles  cambios  de  estado  de  la  materia: SUBLIMACIÓN VAPORIZACIÓN

FUSIÓN SÓLIDO

GASEOSO

LÍQUIDO

SOLIDIFICACIÓN

CONDENSACIÓN Esquema 2.1: Cambios de Fase

2.5

Clasificación de la materia

¿Qué   debemos   hacer   para   distinguir   las   diferentes  clases  de  materia?

El  siguiente  esquema  nos  ayudará  a  comprender  mejor  la  clasifi  cación  de  la  materia  y  la  relación  entre   ellas.

MATERIA

SUSTANCIAS PURAS

ELEMENTOS

COMPUESTOS

MEZCLAS

MEZCLAS HOMOGÉNEAS

MEZCLAS HETEROGÉNEAS

Esquema 2.2: Clasificación de la materia

23

Sustancia pura:  

Es  una  clase  de  materia  que  mantiene  una  composición  y  propiedades   definidas.

Compuesto:  

Sustancia  formada  por  dos  o  más  elementos  que  puede  descomponerse  en  otras   más  sencillas  por  medios  químicos.

Elemento:  

Material   constituido   por   un   solo   tipo   de   átomo,   que   no   se   puede   separar   por   medios  químicos  ordinarios  en  dos  o  más  sustancias.

Mezcla:  

Materiales   combinados,   en   los   que   cada   componente   mantiene   su   identidad   química.

Mezcla homogénea:   Combinación  de  sustancias  que  forman  una  mezcla  completamente  uniforme. Mezcla heterogénea:   Una  clase  de  material  que  puede  ser  separada  en  sustancias  más  sencillas  por   procesos  físicos. Las  sustancias  sólidas,  líquidas  y  gaseosas  que  comúnmente  utilizamos  son  mezclas  y  muchas  veces   requerimos   utilizar   algunas   operaciones   físicas   para   separar   una   sustancia   de   otras,   entre   ellas   la   filtración, la  sedimentación,  decantación  y  centrifugación.  Algunas  operaciones  requieren  de  calentamiento  para   mejorar  la  separación  de  sustancias  como  la  destilación.

Filtración Consiste  en  separar  una  suspensión  en  sustancias  sólidas  y  en  líquidos.  Un  ejemplo  cotidiano  es  la   preparación  de  café  fi  ltrado  en  una  cafetera. Para  filtrar  se  requiere  de  papel  fi  ltro  con  una  porosidad  determinada.  El  tamaño  de  los  poros  depende   de  la  dimensión  de  las  partículas  de  los  precipitados.  Mientras  más  pequeña  es  la  porosidad  más  lento   transcurre  el  proceso  de  filtración,  pero  mejorará  el  filtrado  de  precipitados  muy  finos.

Figura 2.4: Filtración

24

Sedimentación y decantación Consiste  en  dejar  una  suspensión  durante  algún  tiempo  sin  movimiento.  De  esta  manera  se   separa  el  sólido  insoluble  del  líquido  y  se  asienta  en  el  fondo  del  recipiente.  La  separación   del  sobrenadante  se  denomina  decantación.

Figura 2.5: Decantación

Destilación Cuando  las  sustancias  que  componen  la  mezcla  son  líquidas  y  miscibles  se  aplica  calor  para  separarlas   y  favorecer  el  paso  a  la  fase  de  vapor  de  una  de  las  sustancias;;  mientras  la  otra  se  mantiene  líquida,   siempre  que  la  temperatura  permanezca  constante.

Figura 2.6: Destilación

Un  equipo  sencillo  para  destilar  se  compone  de  un  balón  para  la  mezcla,  un  condensador  y  otro  balón   para  recibir  el  componente  de  mayor  volatilidad. 25

2.6

Propiedades de la materia

¿Cómo  podemos  percibir  las  transformaciones   químicas  de  la  materia?

Toda   sustancia   posee   ciertas   características   que   la   identifican   y   que   no   dependen   de   su   masa.   Estas   características  específi  cas  se  conocen  como  propiedades  y  pueden  ser:

Propiedades físicas:  

Son  aquellas  que  identifican  una  sustancia  sin  provocar  transformación  alguna.   Ej.:  color,  olor,  punto  de  ebullición,  viscosidad,  brillo,  etc.

Propiedades químicas:   Son   aquellas   que   se   relacionan   con   el   cambio   en   la   composición   de   las   sustancias  o  cómo  interactúa  con  otras  sustancias.  Ej.:  la  corrosión  de  un   clavo,  la  combustión  de  hidrocarburos,  la  descomposición  de  sustancias  por   electricidad,  el  efecto  tóxico,  etc. Existen  propiedades  físicas  que  no  dependen  de  la  cantidad  de  materia;;  conocidas  como  propiedades intensivas,   como   maleabilidad,   dureza,   densidad,   ductilidad,   tenacidad,   etc.   Las propiedades extensivas  son  aquellas  que  dependen  de  la  cantidad  de  materia  como  la  masa,  volumen  y  longitud,   como  también  la  inercia  y  la  porosidad.

2.7

Ley de la conservación de la materia

¿Cómo  se  aplica  la  ley  de  la  conservación   de  la  materia  en  las  reacciones  químicas?

Todo  cambio  químico  establece  una  relación  cualitativa  entre  las  sustancias  iniciales  y  los  productos   que  se  obtienen  y  determina  las  cantidades  de  las  sustancias  que  intervienen  durante  una  reacción.  Este   principio  fue  establecido  en  la  última  mitad  del  siglo  XVIII  por  el  químico  francés  Antoine  Laurent   Lavoisier  (1743-­1794),  lo  que  constituyó  un  gran  aporte  al  desarrollo  y  consolidación  de  la  química   como  ciencia. La  aplicación  de  la  balanza  y  de  la  medición  de  masas  permitió  descubrir  que  en  cualquier  proceso   químico  la  suma  de  las  masas  de  las  sustancias  que  intervienen  reactante  es  idéntica  a  la  de  las  sustancias   que  se  forman  como  consecuencia  de  la  reacción.  La  cantidad  de  materia  se  mide  por  su  masa;;  dado   que,  éste,  permanece  constante  durante  la  reacción  química,  entonces  la  materia  también  se  mantiene   constante.  Cuando  se  expone  el  hierro  al  medio  ambiente,  éste  se  oxida  formando  la  herrumbre.  Un   análisis  de  la  masa  de  las  sustancias  iniciales  y  del  producto  final  nos  indica  que  en  ambos  casos  la   masa  es  igual.

26

Hierro

+

oxígeno

+

agua

4 Fe

+ 3 O2

+ 2 H2O

224 g

+ 96 g

+ 36 g

mreactivos

Óxido  de  hierro  (herrumbre) 2 Fe2O3· H2O =

356 g

mproductos

mreactivos = mproductos

2.8

La energía en la química y la ley de la conservación de la energía

¿Cómo   se   aplica   la   energía   en   las   ciencias  químicas?

La  energía  es  inherente  a  los  cuerpos  y  está  presente  en  diversas  formas  debido  a  su  movimiento,  a  su   posición,  a  la  relación  entre  las  partículas  que  la  forman,  a  la  temperatura,  entre  otras.  En  las  diversas   áreas  de  la  ciencia  y  la  tecnología  se  dan  diversas  defi  niciones  de  energía,  todas  ellas  relacionadas   entre  sí  y  con  el  concepto  de  trabajo. La   energía   que   involucra   movimiento   se   la   denomina   energía   cinética   y   la   que   se   refi   ere   al   reposo   se  llama  energía  potencial.  El  calor,  las  radiaciones  y  la  electricidad  son  otras  formas  específi  cas  de   energía. Una  forma  de  energía  puede  transformarse  en  otra  dentro  de  un  sistema,  pero  la  cantidad  total  de  energía   es  invariable,  ésta  es  una  afi  rmación  de  la  ley  de  la  conservación  de  la  energía  desde  la  perspectiva  de   la  mecánica  clásica  y  que  debe  ser  considerada  para  todo  los  sistemas  químicos  en  los  cuales  se  manifi   estan  cambios  de  energía  generalmente  en  forma  de  calor.

27

Cuando  ciertos  fenómenos  requieren  energía,  ésta  se  toma  del  medio  circundante,  en  este  caso  llamamos   proceso  endotérmico,  así  sucede  con  la  disolución  de  ciertas  sales;;  otros  liberan  energía  al  entorno  durante   su  acción  y  se  conoce  como  proceso  exotérmico,  como  por  ejemplo  cuando  se  diluye  ácido  sulfúrico  en   agua. Muchas  reacciones  químicas  pueden  requerir  energía  para  que  se  efectúen,  pero  también  hay  otras  que   liberan  energía  química,  como  la  que  es  producida  por  una  pila  o  batería. Dentro  del  mismo  campo  de  la  energía  química  existen  otras  denominaciones  que  dependen  del  tipo  de   reacción  en  particular  como  el  calor  de  combustión,  que  se  aplica  para  referirse  al  calor  que  se  desprende   durante  la  combustión  de  sustancias  orgánicas. Existen   además   otros   tipos   de   energía   que   se   relacionan   con   los   procesos   que   se   realizan,   así   conocemos:

Energía hidráulica:

Energía nuclear:

28

Es  l a que  s e obtiene del   aprovechamiento   de  l a energía cinética  y  potencial  de  la  corriente  de  agua.

Es  aquella  que es  liberada  como  resultado de una reacción que  se produce en los  núcleos de los  átomos, ya sea  por combinación  de  núcleos  livianos  (fusión  nuclear).

Energía geotérmica:

Es  aquella  que  se obtiene por el  aprovechamiento  del  calor del  interior  de  la  tierra.

Energía eólica:

Se obtiene del  viento y por utilización de la  energía  cinética   generada  por  las  corrientes  de  aire.

Energía solar:

Es  l a energía que  s e obtiene d irectamente   del   sol,   cuya   capacidad   puede aprovecharse e n forma   directa   o por acumulación e n un d ispositivo. E s   un tipo de energía limpia  y  renovable.

2.9

Ejercicios de aplicación Ejercicio  Nº  2.1 Los  siguientes  enunciados  corresponden  a  características  de  los  estados  de  la  materia.  Decida   cuáles  son  los  correctos.   a)   Los  gases  se  difunden  con  rapidez;;   b)   Los  gases  son  incompresibles;;   c)   Los  sólidos  tienen  forma  y  volumen  defi  nido;;   d)   Los  sólidos  cristalinos  poseen  forma  tridimensional  defi  nida;;   e)   Los  líquidos  adoptan  la  forma  del  recipiente  que  los  contiene;;   f)   En  un  líquido  los  átomos  o  moléculas  están  separados  por  distancias  menores  que  en  un   sólido. Análisis:

Este  ejercicio  se  resuelve  con  la  revisión  sobre  las  características  particulares  que  diferencian   cada  uno  de  los  estados  físicos  de  la  materia. Un   sólido   es   una   sustancia   formada   por   átomos,   moléculas   o   iones,   que   se   encuentran   muy   unidos  entre  sí,  que  los  hace  duros,  difíciles  de  comprimir  y  poseen  un  arreglo  tridimensional   con  volumen  definido  formando  una  red  cristalina. Un  líquido  es  una  sustancia  formada  por  partículas  que  se  desplazan  constantemente,  no  tienen   forma  propia  y  adoptan  la  forma  del  recipiente  que  los  contiene. Un  gas  es  una  sustancia  formada  por  partículas  separadas  entre  sí,  que  se  desplazan  en  todas  las   direcciones  y  ocupan  los  espacios  disponibles.  Los  gases  no  tienen  forma  propia,  se  expanden   fácilmente  y  también  pueden  ser  comprimidos  en  recipientes  más  pequeños.

Solución: De  acuerdo  a  lo  expuesto  sobre  el  tema  concluimos  que  los  enunciados  a,  c,  d,  y  e  son  correctos  y los  enunciados  b  y  f  son  incorrectos.

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Ejercicio  Nº  2.2 ¿Cuál  de  los  siguientes  procesos  corresponde  a  un  cambio  físico?   a)   La  combustión  de  la  gasolina;;   b)   La  putrefacción  de  la  madera;;   c)   La  oxidación  de  un  clavo;;   d)   La  evaporación  de  la  acetona;;   e)   El  funcionamiento  de  una  pila  en  un  radio  transistor. Análisis: Los  cambios  físicos  son  aquellos  que  ocurren  sin  alterar  la  composición  materia  y  cambian  de   forma  o  de  estado  de  agregación. Solución: De  lo  expuesto  el  literal  d  representa  un  cambio  físico,  puesto  que  la  acetona  cambia  su  estado  de   agregación  más  no  su  composición  química.  El  resto  de  los  procesos  indican  cambio  de  composición   de  la  materia.

Ejercicio  Nº  2.3 ¿Cuál  de  los  siguientes  procesos  es  un  cambio  químico?   a)   La  oxidación  de  un  clavo;;   b)   El  calentamiento  de  un  cubo  de  hielo;;   c)   La  separación  de  la  sal  del  agua  de  mar;;   d)   La   formación   de   vapor   color   violeta   cuando   los   cristales   de   yodo   se   someten   a   calentamiento;;   e)   La  infl  amación  de  alcohol. Análisis: Cuando   una   sustancia   reacciona   con   otra   se   producen   cambios   y   pierde   sus   características   originales,  dando  lugar  a  otra  sustancia  con  propiedades  diferentes,  lo  que  constituye  un  cambio   químico.   Las  sustancias  químicas  detalladas  en  los  literales  del  b  al  e  no  cambian  su  composición  química,   simplemente  cambia  su  estado  físico  (b,  c,  d  y  e)  por  efecto  de  la  temperatura. Solución: El  literal  a  es  la  respuesta  correcta,  en  razón  de  que  el  clavo  contiene  hierro,  el  cual  al  oxidarse  se   transforma  en  herrumbre  que  es  una  sustancia,  cuya  base  es  el  óxido  de  hierro  III.

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Ejercicio  Nº  2.4 Identifique  las  fases  de  transición  por  las  que  pasan  los  siguientes  procesos  descritos  en  cada  uno   de  los  literales.   a)   Un  pedazo  de  hielo  seco  que  se  evapora;;   b)   Cierta  cantidad  de  acetona  que  se  volatiliza;;   c)   La  cera  de  una  vela  que  se  funde;;   d)   El  gas  de  cocina  que  se  comprime  para  envasarlo;;   e)   La  formación  de  escarcha  en  la  nevera. Análisis: Con  ayuda  del  esquema  2.1  y  de  la  descripción  de  cada  una  de  las  fases  de  transición,  se  identifican   los  cambios  de  fase  que  experimenta  cada  sustancia. Sublimación:  es  el  proceso  en  el  cual  la  materia  pasa  del  estado  sólido  al  estado  gaseoso. Fusión:  es  el  proceso  en  el  cual  la  materia  pasa  del  estado  sólido  al  estado  líquido. Vaporización:  es  el  proceso  en  el  cual  la  materia  pasa  del  estado  líquido  al  estado  gaseoso. Solidificación:  es  el  proceso  en  el  cual  la  materia  pasa  del  estado  líquido  al  estado  sólido. Licuefacción:  es  el  proceso  en  el  cual  la  materia  pasa  del  estado  gaseoso  al  estado  líquido. De  acuerdo  a  lo  indicado,  se  identifica  el  cambio  de  estado  que  experimenta  la  sustancia  descrita   en  cada  proceso.  Así: El  hielo  seco  es  un  sólido  que  pasa  al  estado  gaseoso. La  acetona  es  una  sustancia  líquida  que  pasa  al  estado  gaseoso. La  cera  es  un  sólido  que  por  acción  de  la  temperatura  pasa  a  estado  líquido. El  gas  de  cocina  al  envasarlo  se  aplica  presión  para  lograr  el  estado  líquido. Cuando  el  agua  se  congela  se  solidifica  formando  hielo. Solución: Un  pedazo  de  hielo  seco  que  se  evapora:  

Hielo  seco  (CO2)  sólido  a  gas  →  sublimación

Cierta  cantidad  de  acetona  que  se  volatiliza:   Líquido  a  gas  →  vaporización La  cera  de  una  vela  que  se  funde:  

Sólido  a  líquido  →  fusión

El  gas  de  cocina  que  comprime  para   envasarlo:

Gas  a  líquido  →  licuefacción

Un  poco  de  agua  que  se  convierte  en  hielo:   Líquido  a  sólido  →  solidifi  cación

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Ejercicio  Nº  2.5 Clasifique  cada  una  de  las  siguientes  sustancias  de  acuerdo  a  la  clase  de  materia:  acero,  agua,   aire,   gasolina,   bismuto,   agua   mineral,   mercurio,   hielo   seco,   vinagre,   yeso,   bronce,   cal,   cloro,   torta  de  manzana. Análisis: Para  responder  correctamente,  es  necesario  conocer  primero  la  composición  de  las  sustancias  y   a  partir  de  ello  lograr  la  clasificación.  Para  la  mejor  comprensión  usaremos  una  tabla:

Solución: De  acuerdo  a  la  tabla,  la  respuesta  de  este  ejercicio  es  la  siguiente: 3  elementos,  4  compuestos,  6  mezclas  homogéneas,  2  mezclas  heterogéneas.

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Ejercicio  Nº  2.6 Identifique  la  cantidad  total  de  propiedades  físicas  y  químicas  en  el  siguiente  listado: El   potasio   es   una   sustancia   que   se   encuentra   combinada   con   otros   elementos   en   la   corteza   terrestre  como  en  el  agua  de  mar  y  en  organismos  vivos.   a)   El  potasio  es  un  metal  suave;;   b)   El  color  característico  es  plateado;;   c)   Reacciona  vigorosamente  con  agua;;   d)   El  potasio  funde  a  64ºC;;   e)   Es  fácilmente  adsorbido  por  el  suelo;;   f)   Es  soluble  en  amoniaco  líquido;;   g)   Tiene  una  densidad  de  0.86  g/cm3;;   h)   Forma  una  sal,  cuando  se  lo  combina  con  cloro;;   i)   En  presencia  de  aire  forma  rápidamente  una  sustancia  de  color  anaranjado;;   j)   Se  obtiene  por  calentamiento  del  fl  uoruro  de  potasio  con  carburo  de  calcio. Análisis: La  suavidad,  el  color,  la  temperatura  de  fusión  de  este  metal,  la  absorción,  la  solubilidad  y  la   densidad  son  características  relacionadas  con  el  comportamiento  físico. La  reacción  vigorosa  del  potasio  con  el  agua,  la  combinación  del  potasio  con  cloro  para  formar   una  sal  (cloruro  de  potasio),  la  formación  de  una  sustancia  al  combinarse  con  el  oxígeno  del   aire  y  la  obtención  del  potasio  al  calentar  fluoruro  de  potasio  y  carburo  de  calcio  son  claramente   expresiones  que  involucran  la  formación  de  nuevas  sustancias: Solución: De  las  alternativas  citadas,  los  literales  a,  b,  d,  e,  f  y  g  corresponden  a  propiedades  físicas  y  las   propiedades  químicas  corresponden  a  los  literales  c,  h,  i,  j;;  por  lo  tanto  existen  6  propiedades   físicas  y  4  propiedades  químicas.

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Ejercicio  Nº  2.7 Indique  el  número  de  las  propiedades  químicas  y  físicas  expresadas  en  el  siguiente  enunciado: El  aluminio  es  un  metal  blando,  que  reacciona  con  el  oxígeno  del  aire  para  formar  una  capa  de   óxido  que  lo  protege  de  la  corrosión  posterior,  es  dúctil,  maleable,  que  funde  a  una  temperatura   de   660ºC,   liviano,   buen   conductor   de   calor   y   la   electricidad,   se   obtiene   a   partir   del   mineral   de   bauxita   fundido   (Al2O3 . H2O)   por   medio   de   electrólisis,   reacciona   con   ácido   clorhídrico   formando  hidrógeno  y  cloruro  de  aluminio. Análisis: Para   distinguir   las   propiedades   físicas   y   químicas   de   la   materia   debemos   considerar   su   significado. Propiedad   física:   es   una   cualidad   que   permite   cambios   en   la   materia   sin   que   se   altere   su   composición.: Propiedad  química:  aquella  que  permite  el  cambio  alterando  su  composición  de  la  materia.  Con   base  a  las  definiciones  de  propiedades  físicas  y  químicas,  las  siguientes  características:  blando,   dúctil,  maleable,  la  fusión  del  metal  por  acción  de  la  temperatura,  liviano,  buen  conductor  del   calor   y   la   electricidad   son   propiedades   físicas,   ya   que   no   cambian   la   naturaleza   química   del   aluminio,   pero   son   propiedades   químicas   la   oxidación   que   produce   óxido,   su   obtención   por   medio   de   la   electrólisis   y   su   comportamiento   con   el   ácido   clorhídrico,   formando   cloruro   de   aluminio  e  hidrógeno. Solución: De  acuerdo  a  los  términos  indicados,  el  número  de  propiedades  físicas  y  químicas  que  constan   en  el  enunciado  anterior  son:  7  propiedades  físicas  y  3  propiedades  químicas.

Ejercicio  Nº  2.8 Una   muestra   de   1.205   g   de   potasio   reacciona   con   6.815   g   de   cloro,   obteniéndose   cloruro   de   potasio  como  único  producto.  Después  de  la  reacción  quedan  3.3  g  de  cloro  sin  reaccionar.  ¿Qué   masa  de  cloruro  se  formó?. Análisis: Al  aplicar  la  ley  de  la  conservación  de  la  materia,  es  conveniente  escribir  los  datos  en  forma  de   ecuación. Potasio  +  Cloro  →  Cloruro  de  potasio 1.205  g  +  6.815  g  →  x  +  3.3  g  de  cloro  que  no  reacciona

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Si  quedan  3.3  g  de  cloro  como  único  elemento  sin  reaccionar,  esto  significa  que  en  realidad  han   reaccionado  1.205  g  de  potasio  y  3.515  g  de  cloro,  que  es  la  diferencia  entre  6.815  g  y  3.3  g   de  cloro.  Tal  como  indica  la  ley  de  la  conservación  de  la  materia,  la  suma  de  las  masas  de  los   reactivos  que  intervienen: 1.205  g  de  potasio  +  3.515  g  de  cloro  =  4.72  g  de  reactivos debe  ser  igual  a  la  suma  de  las  masa  de  los  productos  después  de  la  reacción. Solución: La  cantidad  de  4.72  g  es  la  masa  resultante  del  cloruro  de  potasio  (producto)  y  la  diferencia  de   3.3  g  de  cloro  se  quedará  junto  con  el  producto  sin  que  participe  en  la  reacción  porque  no  existe   la  cantidad  correspondiente  de  potasio  para  que  el  cloro  reaccione  completamente.

Ejercicio  Nº  2.9 Una  muestra  de  0.320  g  de  magnesio  reacciona  con  0.933  g  de  cloro  para  formar  1.257  g  de   cloruro  de  magnesio.  En  una  segunda  muestra  se  utilizan  0.474  g  de  magnesio.  ¿Cuánto  producto   se  forma?. Análisis: Comencemos  escribiendo  los  datos  en  forma  de  ecuación:

Muestra  Nº  1: Muestra  Nº  2:

Magnesio + Cloro 0.320 g + 0.933 g 0.474 g + x  g

→ Cloruro  de  magnesio → 1.253 g → x  g

Al  igual  que  el  ejercicio  anterior,  también  aplicaremos  la  ley  de  la  conservación  de  la  materia,   relacionando  la  cantidad  en  gramos  de  reactante  y  la  cantidad  en  gramos  del  producto. Solución: Si   en   la   muestra   Nº   1   se   requiere   0.320   g   de   magnesio   para   producir   1.253   g   de   cloruro   de   magnesio.  ¿Cuánto  se  produce  por  0.474  g  de  magnesio  de  la  muestra  Nº  2? Calculamos: 0.474  g  magnesio  x  

1.253  g  de  cloruro  de  magnesio    =  1.856  g  de  cloruro  de  magnesio 0.32  g  de  magnesio

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La  cantidad  de  producto  que  se  forma  es  1.856  g.  Este  dato  nos  permite  determinar  al  mismo   tiempo  la  cantidad  de  cloro  requerida  para  la  muestra  Nº  2.  

Muestra  Nº  1: Muestra  Nº  2:

Magnesio + Cloro 0.320 g + 0.933 g 0.474 g + 1.382 g

→ Cloruro  de  magnesio → 1.253 g → 1.856 g

Ejercicio  Nº  2.10 El   hidróxido   de   calcio   o   cal   apagada   Ca(OH)2   se   usa   para   eliminar   el   exceso   de   dióxido   de   carbono  (CO2)  en  las  cámaras  de  conservación    de  frutas  y  verduras  y  se  obtiene  por  la  reacción   de  óxido  de  calcio  (CaO)  y  agua  (H2O). 220  g  de  óxido  de  calcio  se  necesitan  para  producir  290.7  g  de  cal  apagada.  ¿Qué  cantidad  de   óxido  de  calcio  y  agua  se  requiere  para  obtener  350  g  de  cal? Análisis  y  Solución: Conviene     primero   plantear   la   ecuación   y   situar   las   cantidades   que   corresponden   a   cada   componente. CaO

+

H2O

→ Ca(OH)2

220 g X  g

+ 70.7 g → 290.7 g + Yg → 350.0 g

De  acuerdo  a  la  ley  de  la  conservación  de  la  materia,  la  masa  total  de  los  reactantes,  debe  ser   igual  a  la  masa  total  del  producto,  por  lo  tanto  la  diferencia  entre  la  masa  de  la  cal  apagada  y  del   óxido  de  calcio  será  la  masa  utilizada  de  agua. Dado   que   conocemos   la   relación   de   masas   se   puede   calcular   la   cantidad   requerida   de   los   reactantes  para  formar  los  350  g  de  cal: CaO = 264.9g

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H2O=

85.1g

2.10

Ejercicios para resolver 1.  

La  materia  y  ¿qué  hay  de  la  energía? •   ¿Puede  destruirse  la  materia? •   ¿Es  constante  la  materia  y  la  energía  del  universo? •   ¿Es  cierto  que  todo  cuerpo  posee  una  determinada  cantidad  de  energía? •   ¿Los  cambios  químicos  y  físicos  implican  variaciones  de  energía? •   ¿Es  necesaria  la  energía  para  realizar  un  trabajo  químico? •   ¿Son  todas  las  formas  de  energía  equivalentes?

2.  

Mezclas  y  reacciones •   ¿Cuál  es  la  diferencia  entre  una  mezcla  homogénea  y  un  compuesto? •   ¿Es  el  agua  de  mar  una  solución  o  una  mezcla? •   ¿Se  efectúan  reacciones  químicas  en  el  cuerpo  humano? •   ¿Cuáles  procedimientos  se  usan  para  separar  los  componentes  de  una  mezcla? •   ¿Se  evidencia  que  ocurre  una  reacción  química  cuándo  se  prepara  una  mezcla?  Explique.

3.  

Sobre  los  cambios •   Investiga  sobre  el  fenómeno  de  la  fotosíntesis  y  luego  explica  los  cambios  físicos  y  químicos  que   se  producen. •   Al   cortar   una   fruta,   la   superfi   cie   del   corte   empieza   a   oscurecerse.   ¿Es   éste   un   cambio   físico   o   químico? •   ¿Cómo  separarías  las  siguientes  sustancias  de  sus  componentes?   Agua  de  una  mezcla  de  agua  y  aceite.   Sal  de  agua  de  mar.   Aceite  de  los  granos  de  maní  o  de  las  semillas  de  girasol.

4.  

Algo  sobre  los  productos  elaborados •   ¿Qué  productos  se  pueden  elaborar  a  partir  de  agua? •   ¿Cómo  se  obtiene  el  papel? •   ¿Existe  alguna  diferencia  entre  el  alcohol  antiséptico  y  el  alcohol  que  se  utiliza  en  las  bebidas? •   Tanto  el  vinagre  como  el  agua  mineral  son  elaborados  con  agua  y  ambos  tienen  adicionalmente  otro   compuesto  formado  por  carbono,  oxígeno  e  hidrógeno,  entonces,  ¿a  qué  se  debe  la  diferencia?

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5.  

Clasifique  los  siguientes  productos  por  el  tipo  de  sustancia.. Sustancia

Elemento

Compuesto

Mezcla   homogénea

Mezcla   heterogénea

Pizza Leche Agua Neón   Bronce   6.

Identifique  las  siguientes  manifestaciones  como  cambios  químicos  o  físicos:

 

•   La  descomposición  de  las  frutas. •   La  deformación  del  vidrio  por  calentamiento. •   La  atracción  de  un  pedazo  de  metal  por  un  imán. •   La  revelación  de  una  cinta  fotográfica. •   La  fermentación  de  la  cebada  para  la  elaboración  de  la  cerveza. •   La  evaporación  del  metanol. •   La  combustión  de  la  acetona •   La  mezcla  del  vinagre  con  agua.

7.  

En  cada  texto  identifique  las  propiedades  físicas  y  químicas. El  zinc  es  un  elemento  conocido  desde  la  edad  media  que  se  obtiene  por  tostación  de  la  esfalerita   (ZnS)  en  presencia  de  ácido  sulfúrico.  En  pequeñas  cantidades  el  zinc  es  importante  para  la  vida  de   animales  y  plantas.  Este  elemento  es  de  color  blanco  azulado  y  se  funde  fácilmente.  En  presencia   de  aire  se  forma  carbonato  básico  de  zinc  que  a  su  vez  protege  el  metal  cubierto  por  esta  capa.  En   presencia  de  aire,  el  zinc  se  quema  con  una  llama  de  color  verde  formando  óxido  de  zinc.  El  zinc   reacciona  con  ácidos  y  también  lo  hace  lentamente  en  presencia  de  hidróxidos  generando  hidrógeno   gaseoso,  es  ampliamente  utilizado  para  galvanizar  hierro.        

 

El  paladio  se  encuentra  en  la  corteza  terrestre  acompañado  de  elementos  como  oro  y  platino,  es  de   color  blanco  grisáceo,  refleja  fuertemente  la  luz,  maleable,  es  más  duro  y  menos  denso  que  el  platino.   Absorbe  mucho  hidrógeno  molecular  en  su  red  cristalina  y  se  torna    quebradizo,  es  resistente  al  aire,     reacciona  con  el  ácido  nítrico  formando  cristales  de    nitrato  de  paladio  que  absorben  moléculas  de   agua  formando  un  hidrato.

 

El  magnesio  se  encuentra  en  la  naturaleza  formando  óxidos  y  sales;;  como  elemento  es  un  metal   liviano  de  color  blanco  plateado  con  una  densidad  de  1738  kg/m3.

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A  temperatura  ambiente  el  magnesio  reacciona  con  agua  formando    pequeñas  burbujas  de  hidrógeno.   Con  ácido  clorhídrico  (HCl)  produce  calor  e  hidrógeno  y  en  presencia  de  aire  arde  con  una    llama   blanca  intensa  formando  óxido  de  magnesio.   El   uso   principal   del   metal   está     en   la   elaboración   de     aleaciones   de   aluminio   y   magnesio   para   envases   de   bebidas   y   componentes   de   automóviles.     El   polvo   de   magnesio   aún     se   utiliza   en   la   fabricación  de  fuegos  artificiales  y  en  bengalas.   El  titanio  es  un  elemento  abundante  en  la  naturaleza,    de  color  gris  plata,  maleable,  dúctil,  duro,   ligero,  con  un    punto  de    ebullición  de    3533  K.    Es  muy  utilizado  en  la  industria  aeronáutica  por   su  resistencia  tanto  mecánica  como  a  la  corrosión.    En  la  industria  química    es  utilizado  por  su   resistencia  al  ataque  de  los  ácidos  diluidos. En   caliente   el   titanio   arde   con   aire   para   obtener   el   dióxido   de   titanio,   reduce   el   vapor   de   agua     formando   dióxido   de   titanio     e   hidrógeno;;   cuando   se   combina   con     ácido   clorhídrico   forma   el   tricloruro  de  titanio.  A  temperaturas  elevadas  reacciona  fácilmente  con  el  hidrógeno  y  nitrógeno   dando  lugar  al  hidruro  y    nitruro  de  titanio  respectivamente. El  titanio  tiene  también  propiedades  biocompatibles    debido  a  que    es  tolerado  por  los  tejidos  del   organismo,  lo  que    permite  la  aplicación  de    prótesis  e  implantes.

 

El  azúcar  es  una  sustancia  de  uso  muy  común,  que  se  presenta  como  un  sólido  blanco,  cristalino,  de   sabor  dulce.  Debido  a    su  estructura  molecular  es  fácilmente  soluble  en  agua  y  cuando  se  somete  a   calentamiento  severo  se  descompone  principalmente  en  carbono  y  agua.  

   

El  cobre  es  un  metal  de  color  rojizo,  con  brillo  metálico,  buen  conductor  de  electricidad,  dúctil,  y   maleable,  razón  por  la  cual  se  lo  usa  para  fabricar  cables  eléctricos.    En  presencia  de  aire,  el  color   característico  del  cobre  se  torna    rojo  purpura  por  la  formación  de  óxido  de  cobre  (I)  (Cu2O.)   Con  vinagre  forma  una  mezcla  venenosa  de  acetato  de  cobre  de  color  verde.    Los  halógenos  como  el   cloro  y  el  bromo    atacan  con  facilidad  al  cobre  formando  cloruros  y  bromuros.    Con  ácido  sulfúrico   reacciona  formando  sales  de  sulfato  de  cobre    de  coloración  verde  a  azul,  que  suele  aparecer  en  los   ánodos  de  los  acumuladores  de  plomo  usados  en  los  automotores.

8.  

Cuál  de  las  características    del    benceno  (C6H6)    representa  una  propiedad  química?   •  Tiene  una  viscosidad    de    6.73  x  10-­4    kg/m.s;;

 

•  Forma  dióxido  de  carbono  y  agua  al  ponerse  en  contacto  con  la  llama;;

 

•  Se  torna  líquido  a    278.6  K;;

 

•  Hierve  a  353.2  K;;

 

•  Tiene  una  masa  molar  de  78.11  g/mol

9.  

Una  muestra  de  sal  que  procede  de    una  salina  tiene    el  15.6  %  de      impurezas.  ¿Cuál  es  la  masa  de   la  sal  pura    de  una  muestra  que  contiene  180  g?

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10.   El   cloro   se   utiliza   comúnmente   en   el   proceso   de   desinfección   del   agua   potable,   cuando   se   lo   combina  con  agua  se  forma  ácido  clorhídrico  y  ácido  hipocloroso1,  éste  último  es  el  causante  de  la   destrucción  de  las  bacterias.  La  reacción  se  representa  como  sigue: Cl2(g)        +      H2O(l)      →      HCl(ac)      +      HClO(ac)S  

5  g  de  cloro  son  suficientes  para  reaccionar  completamente  con  1.27  g  de  agua  y  producir  2.57  g  de   HCl.  ¿Qué  cantidad  de  cloro  necesitamos  para  producir  20  g  de  ácido  hipocloroso?

11.  

Un  asistente  de  laboratorio  tomó  65.4  g  de  zinc  metálico  y  32.1  g  cristales  de  azufre  originando  una   reacción  violenta  cuyo  producto  es  sulfuro  de  zinc  ¿Cuántos  gramos  del  referido  producto  deben   formarse  si  el  asistente  utiliza  solamente  20  g  de  zinc?

12.   En  un  experimento  similar  al  anterior,  se  obtienen  20.25  g  de  agua  cuando  reaccionan  2.25  g  de   hidrógeno  molecular.  En  otro  experimento  se  utilizan  36.20  g  de  oxígeno.  ¿Qué  cantidad  de  agua  se   obtuvo  en  el  segundo  experimento?

13.   El   carbonato   de   calcio   (CaCO3)   se   descompone   completamente   a   altas   temperaturas   formando   óxido  de  calcio  (CaO)  y  dióxido  de  carbono  (CO2).  Si  20  g  del  carbonato  producen  11.2  g  de  óxido   de  calcio.  ¿Qué  cantidad  de  dióxido  de  carbono  se  forma  cuando  se  utilizan  79.55  g  de  carbonato?.   Escriba  además  la  reacción  de  descomposición.

14.   Asigne  el  significado  para  las  siguientes  expresiones:  propiedad  química,  propiedad  de  la  materia,   propiedad  física,  composición  de  la  materia.

 

•  Cualidad  de  una  sustancia  que  no  experimenta  cambios  en  la    composición;;

 

•  Atributos  que  se  utilizan  para  distinguir  una  sustancia  de  otra;;

 

•  Relativo  a  las  partes  constituyentes  de  una  muestra;;

 

•  Capacidad  de  la  materia  para  experimentar  una  transformación.

1

Nomenclatura  tradicional

40

CAPÍTULO #

3

Elementos y compuestos Sumario 3.1

Nombres y símbolos de los elementos

3.2

Tabla periódica y las propiedades físicas de los elementos

3.3  

Ley  de  las  proporciones  definidas

3.4

Ley de las proporciones múltiples

3.5

Ejercicios de aplicación

3.6

Ejercicios para resolver

Aceptando el hecho de que la materia existe en todas las sustancias, es deseable desarrollar categorías en las que se puedan ubicar las diferentes muestras de materia para así facilitar su descripción. Comenzamos describiendo una clase de sustancia que no es susceptible de ser reducida a materiales más simples por cambios químicos ni por físicos, éstos son los elementos químicos, que al momento son 118, los cuales varían ampliamente en su abundancia, algunos de ellos son de reciente creación y de los cuales no se conocen todas sus propiedades químicas y físicas. Alrededor de 90 elementos químicos existen en la naturaleza en diferentes estados de agregación, la mayoría de ellos en estado sólido, algunos en forma gaseosa y unos pocos en estado líquido.

41

El nombre de los elementos tiene distinto origen, algunos de ellos llevan el nombre de renombrados científicos.   A  los  elementos  químicos  se  les  ha  asignado  un  símbolo  para  poder  reconocerlos  y  simplificar  el  lenguaje   de la química. Fue el químico Sueco J. Berzelius quien inventó un sistema sencillo de notación química utilizando símbolos que eran letras tomadas del elemento. En la actualidad estos símbolos se utilizan en todo el mundo. Por acuerdo internacional se le asignan a cada elemento una o dos letras como símbolo químico, que siempre se mantiene, mientras que el nombre de un elemento puede diferir de un idioma a otro. Una segunda clase de sustancia comprende los compuestos químicos que son combinaciones de dos o más elementos diferentes. El número de compuestos químicos que se conocen es de varios millones, cuya complejidad abarca desde el agua ordinaria hasta moléculas como el ácido desoxirribonucleico; conocido como ADN y considerado como portador de la información genética necesaria para el desarrollo y funcionamiento de los seres vivos. Así como los elementos químicos se describen por símbolos, los compuestos químicos utilizan las fórmulas para representar la combinación de los elementos. Figura 3.1: Cadena ADN

Los elementos que integran las combinaciones deben guardar una relación constante. Esta relación se describe  en    el  enunciado  de  la  ley  de  las  proporciones  definidas    o  ley  de  la  composición  constante,  que   dice: “Cuando dos o más elementos químicos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación constante entre sus masas”.

42

Esto  significa  que    la  relación  de  masas  de  cada  elemento  que  forma  un  mismo  compuesto  siempre  es   igual, sin importar la cantidad en masa total del compuesto, por ejemplo por cada 56 g de óxido de calcio (CaO) habrá 40 g de calcio y 16 g de oxígeno y si tenemos 112 g de CaO tendremos 80 g de calcio y 32 g de oxígeno, es decir en cada caso la relación será:

40 g de calcio 16 g de oxígeno

=

80 g de calcio 32 g de oxígeno

= 2.5

La  ley  de   las   proporciones  definidas     demostrada  por   Proust   no  impide  que  los   mismos  elementos  se   combinen para formar diferentes compuestos. A este reconocimiento llegó Dalton al formular la ley de las proporciones múltiples:

“Los pesos de uno de los elementos de un compuesto combinados con un mismo peso del otro guardarán entre sí una relación de números enteros sencillos”. Esto  significa  que  cuando  dos  elementos  A  y  B  forman  más  de  un  compuesto,  las  cantidades  de  A  que   se  combinan  en  estos  compuestos,  con  una  cantidad  fija  de  B,  están  en  relación  de  números  pequeños   enteros. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno pueden formar dos compuestos; el monóxido de carbono con la fórmula CO y también el dióxido de carbono, cuya fórmula es CO2. El cálculo de la relación de masas de los elementos de ambos compuestos; tomadas de la tabla periódica, nos permite apreciar lo indicado en el enunciado de Dalton:

Relación de masa para el CO = Relación de masa para el CO2 = Relación de números enteros =

Masa del oxígeno Masa  fija  del  carbono Masa del oxígeno Masa  fija  del  carbono 2.666 1.333

=

= =

16 uma 12 uma

= 1.333

2 x 16 uma 12 uma

=

32 uma 12 uma

= 2.666

2 1 43

3.1

Nombres y símbolos de los elementos Los símbolos de los elementos son parte del lenguaje químico y nos ayuda a representar las diferentes clases de materia. Los símbolos químicos de los elementos son una representación de los átomos de los elementos. Un símbolo está formado por una letra mayúscula o dos letras del nombre del elemento en latín o griego. Los símbolos de los elementos, cuyos nombres empiezan con la misma letra, son los que constan de dos letras, una mayúscula y otra minúscula.

C

Ca

Cd

Carbono

Calcio

Cadmio

3.2

Tabla periódica y las propiedades físicas de los elementos La tabla periódica es una herramienta de información química organizada para describir las propiedades físicas de los elementos.

44

La tabla periódica nació de la necesidad de tener un ordenamiento de los elementos químicos que facilitara su  estudio  de  manera  sencilla.  El  científico  ruso  Dimitri  Mendeléyev    propuso  este  ordenamiento  con  base   al  peso  atómico,  lo  cual  fue  rectificado  cuando  se  determinó  la  existencia  de  las  cargas  positivas  en  el  núcleo   del átomo. En la moderna tabla periódica, los elementos están ordenados de acuerdo al número atómico, pero ésta es una de las formas del ordenamiento, ya que los elementos también están agrupados de acuerdo a la similitud de las propiedades físicas y químicas, es así que con la ayuda de la tabla periódica se pueden determinar muchas propiedades como por ejemplo el carácter metálico, el estado físico, la tendencia a la oxidación, la facilidad para conducir la corriente eléctrica, la densidad, entre otras.

18 VIII A

1 IA 1

H

1.00794 3

2 II A

13 III A

4

Li

14 IV A

5

Be

15 VA 7

6

B

16 VI A

C

O

10

F

6.941

9.0121

26.9815

12.011

14.0067

15.9994

18.9984

11

12

13

14

15

16

17

26.9815

28.0855

30.9738

32.065

35.4527

31

32

33

34

35

Na

Mg

22.9898

24.305

19

20

K

Ca

3 III B

4 IV B

5 VB

6 VI B

7 VII B

21

22

23

24

25

Sc

Ti

V

Cr

8

9 VIII B 27

26

Mn

10

Fe

28

Co

Ni

11 IB

12 II B

29

30

Cu

Al

Zn

Si

Ga

Ge

P

S

As

Se

18

44.9559

47.88

50.9415

51.9961

54.9381

55.847

58.9332

58.693

63.546

65.39

69.723

72.59

74.9216

78.96

79.904

38

39

40

41

42

43

44

45

46

47

48

49

50

51

52

53

85.4678

87.62

88.9059

55

56

Cs

132.905 87

Fr

(223)

Ba

137.327 88

Ra

226.025

57


La

138.906 89
Ac


227.028

Serie de lantánidos

Serie de actínidos


Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

92.9064

95.94

(98)

101.07

102.9055

106.42

107.8681

112.411

114.82

118.69

121.75

118.69

126.904

72

73

74

75

76

77

78

79

80

81

82

83

84

85

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

Kr

83.80 54

l

91.22

Hf

39.948 36

40.078

Y

Ar

Br

37

Sr

Ne

20.1797

Cl

39.0983

Rb

He

4.0026

9

8

N

2

17 VII A

Xe

131.30 86

At

Rn

178.49

180.948

183.85

186.207

190.23

192.22

195.08

196.967

200.59

204.383

207.2

208.9804

(209)

(210)

(222)

104

105

106

107

108

109

(261)

(262)

(263)

(262)

(265)

(268)

110 Ds (281)

111 Rg (280)

112 Cn (285)

113 Uut (284)

114 Fl (289)

115 Uup (288)

116 Lv (293)

117 Uus (294)

118 Uuo (294)

Rf

Db

58

Ce

140.115 90

Th

232.038

Sg

59

Pr

Bh

60

Nd

140.908

144.24

91

92

231.038

238.029

Pa

U

Hs

61

Pm

(145) 93

Np

237.048

Mt

62

Sm

150.36 94

Pu

(244)

63

Eu

151.965 95

Am

(243)

64

Gd

157.25 96

Cm

(247)

65

Tb

158.925 97

Bk

(247)

66

Dy

162.50 98

Cf

(251)

67

Ho

164.930 99

Es

(252) (257)

68

Er

167.26 100

Fm

(257)

69

Tm

70

Yb

71

Lu

168.934

173.04

174.967

101

102

103

(258)

(259)

(260)

Md

No

Lr

Figura 3.2: Tabla periódica de los elementos

Para distinguir mejor las diferentes características de los elementos, los casilleros de la tabla se presentan en diferentes colores. Así, los elementos en los casilleros de color rosa tienen características no metálicas, aquellos que están en los casilleros de color café son metaloides, es decir se comportan como metales y como no metales y el resto de elementos que están en los casilleros de color amarillo claro son elementos metálicos. Los elementos en los campos celestes son los llamados gases nobles y los que están en los casilleros  de  las  dos  filas  inferiores  son  los  lantánidos    y  actínidos.  Los  elementos  que  pertenecen  a  los   grupos 3 al 12 se conocen como metales de transición.

45

3.3

Ley de las proporciones definidas ¿Es el mismo compuesto o es otro diferente? Para resolver esta interrogante hay que calcular la relación de las masas de los elementos que forman el compuesto. Joseph Louis Proust demostró que un compuesto está constituido por los mismos elementos y en iguales proporciones de masa independientemente de su origen, sea éste obtenido en un laboratorio o de fuentes naturales.  Estas  observaciones  contribuyeron  a  formular  la  ley  de  las  proporciones  definidas:

“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una relación de masa invariable”.

3.4

Ley de las proporciones múltiples Investiga: ¿Pueden existir dos compuestos que tengan los mismos elementos? Más  tarde,  John  Dalton  formularía  la  primera  ley  confirmando  la  conclusión  de  Proust. “En los compuestos químicos los elementos se combinan siempre en la misma proporción”. Esta ley implica que los compuestos están formados por moléculas y éstas están formadas por un número definido  de  átomos. En 1804 Dalton explica los datos experimentales obtenidos con relación a la naturaleza de la materia en la segunda ley, según la cual ciertos elementos se pueden cambiar en más de un conjunto de proporciones para formar compuestos diferentes y que se conoce como la ley de las proporciones múltiples:

“Si dos elementos forman más de un compuesto, las diferentes masas de uno de los elementos que se combinan con una masa fija del segundo elemento guardan entre sí una proporción sencilla en números enteros”. 46

3.5

Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 3.1 Clasifique  las  siguientes  muestras  de  materia  como:  elementos,  compuestos  y  mezclas. Alambre de cobre Pieza de bronce Aluminio Hielo seco

Herrumbre Azufre Aire Nitrógeno líquido

Sal común Etanol Nieve Mercurio de un termómetro

Análisis: Para  clasificar  las  muestras  de  materia  descritas  en  el  ejercicio  se  debe  hacer  la  distinción  entre   los  conceptos  de  elemento,  compuesto  y  mezclas,  cuyas  definiciones  se  encuentran  en  el    subtema     2.5  sobre  clasificación  de  la  materia. Solución: Elementos: alambre de cobre, aluminio, azufre, nitrógeno líquido, mercurio del termómetro. Compuestos: hielo seco, herrumbre, sal común, etanol, nieve. Mezclas: pieza de bronce, aire.

Ejercicio Nº 3.2 Utilice una línea para establecer la correspondencia entre el nombre y el símbolo del elemento. Cl Cobalto Ca Cromo Cs Californio Cr Calcio Cd Cesio C Cerio Cf Cobre Cu Cloro Co Cadmio Ce Carbono 47

Análisis: Para relacionar los nombres y símbolos es conveniente recurrir a la lista de los elementos con sus respectivos símbolos que se encuentra en la contraportada del libro y recordar que los símbolos de los elementos se forman con una letra mayúscula o la primera letra mayúscula y la segunda minúscula del nombre del elemento. Para los elementos cuyos nombres empiezan con la misma letra se aplica la segunda o la tercera del nombre. Ej.: boro (B), berilio (Be) y bario (Ba). Solución: Elemento Cloro Calcio Cesio Cromo Cadmio

Símbolo  del  elemento Cl Ca Cs Cr Cd

Elemento Carbono Californio Cobre Cobalto Cerio

Símbolo  del  elemento C Cf Cu Co Ce

Ejercicio Nº 3.3 De  la  siguiente  lista,  identifique  los  elementos  que  en  condiciones  normales  se  encuentran  en   estado sólido, líquido o gaseoso. Sodio, aluminio, neón, carbono, mercurio, bromo, yodo, nitrógeno, hierro, boro. Análisis: Para conocer el estado físico de los elementos, debemos hacer uso de la tabla periódica que se encuentra  en  la  figura  3.2,  en  ella  reconoceremos  que    existen    2  elementos  en  estado  líquido:   el bromo y el mercurio, 11 elementos en estado gaseoso: hidrógeno, helio, nitrógeno, oxígeno, fluor,  neón,  cloro,  argón,  criptón,    xenón  y  radón;;  y  el  resto  son  elementos  en  estado  sólido.       Solución: De los elementos que constan en la lista concluiremos que hay 6 elementos sólidos, 2 gases y 2 líquidos. Sólidos: sodio, aluminio, carbono, yodo, hierro, boro. Líquidos: mercurio, bromo. Gases: neón, nitrógeno.

48

Ejercicio Nº 3.4 Algunos elementos tienen la tendencia a presentarse en forma diatómica. ¿Cuál de los siguientes gases son diatómicos? Hidrógeno,  oxígeno,  helio,  xenón,  argón,  flúor,  cloro,  radón,  nitrógeno,  neón. Análisis: La tabla periódica es una fuente importante de información, que será de mucha ayuda para comprender los temas que se presentan. De todos los elementos que constan en la tabla periódica, 7 de ellos se presentan en forma diatómica, es decir formando una molécula y otros 6 son los llamados gases nobles, que son monoatómicos y se encuentran en la columna del extremo derecho de la tabla.

N2: Nitrógeno; O2: Oxígeno; H2: Hidrógeno; F2: Flúor; Cl2: Cloro; I2: Yodo; Br2: Bromo Solución: Los  gases  diatómicos  que  están  en  la  lista  son  los  siguientes:  hidrógeno,  oxígeno,  flúor,  cloro  y   nitrógeno.

Ejercicio Nº 3.5 En  la  siguiente  lista  constan  algunos  símbolos  de  elementos.  Identifica  entre  ellos  los    elementos   que presentan características metálicas: S, Mn, N, Pb, Sn, Sb, Ni, F, Ag, P. Análisis: Recurriremos nuevamente a la tabla periódica, en donde los elementos se encuentran agrupados de acuerdo a sus propiedades. Las diferentes características de los elementos se distinguen en la tabla por los colores de los casilleros. Así, los elementos no metálicos están en los casilleros de color rosa, los metaloides en los casilleros de color café y el resto de elementos que están en los casilleros de color amarillo claro son elementos metálicos. Aquellos elementos que se encuentran en el último grupo de la derecha (campos celestes) son los gases nobles. Solución: De  los  elementos  de  la  lista    tenemos  cinco  metales:  manganeso,  plomo,  estaño,  níquel  y  plata. También  podemos  identificar  las  características  del  resto  de  elementos,  cuatro  no  metales:  azufre,   nitrógeno,  flúor  y  fósforo;;  y  un  metaloide:  antimonio.

49

Ejercicio Nº 3.6 ¿Cuál  de  las  siguientes  opciones  corresponde  a  la  ley  de  las  proporciones  definidas? a) Al formarse un compuesto los elementos se combinan en cualquier proporción; b) Para formar un compuesto, los elementos se unen siempre en la misma proporción de masas; c) Al combinarse dos elementos la masa de uno de ellos permanece constante y la del otro varía en proporción de números enteros sencillos; d) Al unirse los elementos para formar un compuesto existe una relación geométrica de sus masas; e) La masa total de las sustancias presentes antes de una reacción es invariablemente igual a la masa total de los productos después de la reacción. Análisis: La  ley  de  las  proporciones  definidas  se  aplica  a  los  compuestos  químicos  y  establece  que  cuando   dos o más elementos forman un compuesto, cada uno de estos elementos se mantiene en la misma proporción de masas, también se puede decir que cada elemento está presente en el compuesto en el mismo porcentaje. Solución: La  opción  b    interpreta  correctamente  el  significado  de  la  ley  de  las  proporciones  definidas,   llamada también ley de la composición constante.

Ejercicio Nº 3.7 En una muestra de 120 g que solo contiene hierro y oxígeno se determinó que había 93.28 g de hierro y el resto de oxígeno. ¿Cuántos gramos de oxígeno habría en 150 g? Análisis: Para resolver este ejercicio debemos recordar la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones  definidas. Masa de la muestra que contiene hierro y oxígeno = masa de hierro + masa de oxígeno Solución: Masa de oxígeno = 120 g hierro y oxígeno - 93.28 g de hierro = 26.72 g de oxígeno 26.72 g Porcentaje de Oxígeno = x 100% = 22.27 120 g Luego calcularemos cuantos gramos representan el 22.27% en la muestra de 150 g. 22.27 Masa de oxígeno presente en los 150 g de la muestra: 150 g x = 33.41 g 100 En los 150 g de la muestra que contiene hierro y oxígeno hay 33.41 g de oxígeno y la diferencia, es decir 116.59 g son de hierro.

50

Ejercicio Nº 3.8 El resultado de un análisis de tres muestras se encuentra indicado en la siguiente tabla. ¿Cuáles muestras corresponden al mismo compuesto y cuál es diferente?

Compuestos Hidrógeno Oxígeno

Muestra A 2.82 g 22.58 g

Muestra B 4.09 g 32.71 g

Muestra C 1.68 g 26.92 g

Análisis: Para resolver este ejercicio se debe entender que los datos proporcionados representan la relación exacta de los elementos en cada uno de los compuestos de las respectivas muestras, es decir que  en  cada  muestra  se  cumple  la  ley  de  las  proporciones  definidas,  llamada  también  ley  de  la   composición constante. Solución: En este caso, es conveniente calcular la relación hidrógeno/oxígeno en cada muestra: Muestra A:

masa de hidrógeno

masa de oxígeno

=

2.82 g 22.58 g

= 0.125

Muestra B:

masa de hidrógeno 4.09 g = = 0.125 masa de oxígeno 32.71 g

Muestra C:

masa de hidrógeno 1.68 g = = 0.062 masa de oxígeno 26.92 g

Los resultados revelan que la relación de los elementos de las muestras A y B son iguales y corresponden al mismo compuesto y la de ambas muestras con respecto a la C son diferentes.

Ejercicio Nº 3.9 Tres muestras de carbono se quemaron completamente en presencia de oxígeno y se obtuvo un solo producto en cada caso. Las masas se detallan en la siguiente tabla Muestras A B C

Masa de la muestra de carbono [ g ] 2.05 3.60 4.20

Masa del producto [ g ] 4.78 13.2 15.4

Descubra entre las siguientes alternativas el enunciado incorrecto: a) La muestra B reacciona con exactamente 9.6 g de oxígeno; b)   El  carbono  y  el  oxígeno  se  encuentran  en  la  misma  composición  fija  en  el  producto  A  y  B;;  

51

c) El producto que se obtiene de la muestra B y C es el mismo compuesto; d) Los datos de las muestras A y C establecen que los productos A y C tienen una proporción diferente; e) Un gramo de carbono de la muestra C reacciona con 2.66 g de oxígeno para formar 3.66 g de producto C. Análisis: En  este  espacio  analizaremos  cada  alternativa  utilizando  para  ello  el  significado  de  la  ley  de   las  proporciones  definidas  y  de  la  conservación  de  la  materia.   A partir de la lectura se desprende que cada muestra de carbono reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono como único producto. Solución: Alternativa a: según la ley de la conservación de la materia la suma de las masas de los reactantes es igual a la masa de los productos. Por lo tanto si hay 13.2 g de producto y 3.6 g de reactante la diferencia será la masa del oxígeno que reaccionó, esto es 9.6 g. Alternativa  b:  se  procede  al  cálculo  aplicando  la  ley  de  las  proporciones  definidas.   Muestra A: Muestra B:

masa de carbono masa de oxígeno masa de carbono masa de oxígeno

= =

2.05 g 2.73 g 2.6 g 9.6 g

= 0.75 = 0.375

Alternativa c: cuando se quema el carbono y el oxígeno se obtiene siempre dióxido de carbono, mientras  la  oxidación  sea  completa  y  no  se  especifique  en  el  ejercicio  lo  contrario. Alternativa d: aquí se deben realizar los cálculos para establecer la relación de masas para la muestra A y la muestra C. Dado que la relación para la muestra A ya ha sido calculada, solo lo haremos para la muestra C. masa de carbono 4.2 g Muestra C: = = 0.375 masa de oxígeno 11.2 g Entonces, la muestra A y la C son compuestos diferentes. Alternativa e: aquí se aplica la ley de la conservación de la materia. 1  g  de  carbono    +    2.66  g  de  oxígeno  →  3.66  g  de  dióxido  de  carbono  (producto) Después de los cálculos correspondientes se concluye que la alternativa b es incorrecta, puesto que la relación carbono/oxígeno en las muestras A y B son diferentes.

52

Ejercicio Nº 3.10 Dos muestras A y B que contienen sólo cobre y bromo fueron analizados y presentaron los siguientes resultados en su composición. Compuestos Cobre Bromo

Muestra A 31.75 g 40.0 g

Muestra B 12.7 g 32 g

¿Son estas muestras el mismo compuesto o compuestos distintos? ¿Apoyan   estos   datos   la   ley   de   las   proporciones   definidas   o   la   ley   de   las   proporciones   múltiples? Análisis: En este ejercicio se presentan 2 muestras que están formadas por dos elementos y se debe demostrar mediante cálculos, si las dos muestras corresponden a los mismos compuestos o   son   diferentes,   en   cuyo   caso   se   emplean   las   definiciones   de   la   ley   de   las   proporciones   definidas  y    la  ley  de  proporciones    múltiples. Solución: Para determinar si son o no el mismo compuesto hay que calcular el porcentaje en el que uno de los elementos está representado en el compuesto. (Como en los casos anteriores también podemos calcular cuanta masa de un elemento se requiere para cada gramo del otro elemento). Muestra A:

% cobre

Muestra B:

% cobre

masa de cobre masa de muestra A masa de cobre

masa de muestra B

= =

31.75 g 71.75 g

x 100 = 44.25%

12.7 g x 100 = 28.41% 44.7 g

El porcentaje diferente en que el cobre está representado en las distintas muestras puntualiza que los compuestos son diferentes y que se cumple la ley de las proporciones múltiples. Podemos confirmar  lo  indicado,  calculando  la  relación  de  números  enteros  pequeños  entre  un  compuesto   y otro. El primer paso es encontrar la relación de masa del bromo con respecto al cobre: 40.0 g de bromo 31.75 de g cobre

= 1.26 g de Br/g Cu;

32 g de bromo 12.7 g de cobre

= 2.52 g de Br/g Cu

La proporción de la masa de bromo en la muestra B con respecto a la muestra A es: Muestra B Muestra A

=

2.52 g de Br 1.26 g de Br

=

2 1

La  masa  de  bromo  en  la  muestra  B  es  dos  veces  mayor  que  la  muestra  A,  para  una  masa  fija  de   cobre, estos datos apoyan la ley de las proporciones múltiples.

53

Ejercicio Nº 3.11 El nitrógeno y el oxígeno se combinan para formar dos óxidos diferentes. La muestra A contiene 46.7% de nitrógeno y la muestra B contiene 36.4% de oxígeno. Determine la masa del nitrógeno por 1.0 g de oxígeno para los dos compuestos y luego compruebe si los datos apoyan la ley de las proporciones múltiples. Análisis: Los datos en el presente ejercicio se indican en porcentajes para los dos elementos y se debe demostrar mediante cálculos, si las dos muestras corresponden a los mismos compuestos o son diferentes,   en   cuyo   caso   se   emplean   los   conceptos   de   la   ley   de   las   proporciones   definidas   y     múltiples. Solución: En este ejercicio se requiere convertir los porcentajes a masas tomando como punto de partida 100 g y luego determinaremos la relación de masas. Muestra A:

46.7 g de nitrógeno y 53.3 g de oxígeno

masa de nitrógeno 46.7 g de nitrógeno = = 0.876 g de nitrógeno/1 g de oxígeno; masa de oxígeno 53.3 g de oxígeno Muestra B:

63.6 g de nitrógeno y 36.4 g de oxígeno

masa de nitrógeno 63.3 g de nitrógeno = = 1.747 g de nitrógeno/1 g de oxígeno; masa de oxígeno 36.4 g de oxígeno Paso seguido se establece la relación de las masas del nitrógeno del compuesto de la muestra B con respecto a la muestra A.

Relación de masas muestra B 1.747 = Relación de masas muestra A 0.876

=

2 1

La distinta relación de masas de los elementos en cada muestra nos indica que se trata de dos compuestos  diferentes  y  la  relación  de  masas  es  de  2  a  1  lo  que  significa  que  la  muestra  A  es   monóxido de nitrógeno (NO) y la muestra B es dióxido de nitrógeno (NO2).

54

3.6

Ejercicios para resolver 1.

Preguntas de repaso.

 

•   ¿Cuál  es  la  diferencia  entre  un  elemento  y  un  compuesto?

 

•   ¿Cuántos  elementos  están  representados  por  símbolos  compuestos  por  dos  letras  del  alfabeto?

 

•   ¿Son  todos  los  elementos  monoatómicos?

 

•   ¿Existen  más  elementos  metálicos  que  no  metálicos?   •   ¿Se   puede   conocer   la   composición   de   las   sustancias   mediante   la   ley   de   las   proporciones   definidas?  

 

•   ¿Son  los  compuestos  en  la  naturaleza  más  abundantes  que  los  elementos?

 

•   ¿Es  aplicable  la  ley  de  las  proporciones  múltiples  en  cualquier  tipo  de  compuesto?

2.

De acuerdo a la clase de materia determine la cantidad de elementos, compuestos, mezcla homogénea y  heterogénea    que  se  señalan  en  la  siguiente  lista:  un  pedazo  de  hielo,  1  hoja  de  papel  bond,  un   trozo de amalgama, un litro de agua de mar, el alcohol de un termómetro, 100 mL de vino tinto, 1 gramo de oro de 24 quilates, una ensalada de frutas.

3.

Investigue e indique cuales son los 10 primeros elementos más abundantes en la corteza terrestre.

4.

Con ayuda de la tabla periódica indique el período que posee más elementos no metálicos y el que tiene más elementos metálicos.

5.

Investigue la cantidad de elementos lantánidos y actínidos presentes en la tabla periódica.

6.

El nitrógeno y el oxígeno forman los siguientes compuestos: N2O, NO, N2O3, N2O4, N2O5 y N2O7. ¿Cuál es la relación de masas del nitrógeno y el oxígeno en cada uno de los compuestos?

7.

Cite 10 elementos que comúnmente se usa en la vida diaria.

8.

Cuando 3.02 g de hidrógeno reaccionan con un exceso de oxígeno, se forman 27.18 g de agua. En un experimento adicional se descompone una muestra de agua por medios electrolíticos y produce 1.41 g de hidrógeno y 11.25 g de oxígeno. ¿Cumplen estos resultados con la ley de las proporciones  definidas?

9.

Después del análisis de tres muestras se determinó que contenía carbono e hidrógeno en las siguientes cantidades en gramos.

55

Elemento

Muestra A

Muestra B

Muestra C

Carbono

81.82

228.15

35.64

Hidrógeno

18.18

25.35

7.92

a) ¿Corresponden las muestras A, B y C al mismo compuesto? b) ¿Cuál de las muestras cumple con la ley de las proporciones múltiples? 10.

Durante la reacción completa del metal aluminio con el oxígeno se forma un óxido. Un análisis de tres muestras determinó que contenían oxígeno y aluminio en las siguientes cantidades: Elemento

Muestra A

Muestra B

Muestra C

Oxígeno

20.8 g

28.8 g

25.6 g

Aluminio

23.38 g

32.38 g

28.78 g

 

a)   ¿Cuál    de  las  muestras  cumplen  con  la  ley  de  las  proporciones  definidas?  

11.  

A   inicios   del   siglo   XIX   tanto   Proust   como   Dalton   formularon   las   leyes   ponderales,   identifique   entre  los  dos  enunciados  el  que  corresponda  a    la  ley  de  las  proporciones  definidas  y  la  ley  de  las   proporciones múltiples “En un compuesto dado, los elementos que lo forman se combinan siempre en las mismas proporciones, sin importar el origen y del modo de la preparación del compuesto”. “Si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con  el  mismo  peso  del  otro,  están  en  una  razón  de  números  enteros  pequeños”.

12.

56

Busque los nombres de elementos que se encuentran en forma vertical en la siguiente sopa de letras. U

R

A

N

I

O

L

P

F

V

O

A

I

L

R

I

L

M

N

A

A

N

I

O

D

T

N

A

T

N

I

I

C

G

I

I

O

N

I

R

O

O

N

O

O

E

I

O

13.

De acuerdo a la posición de los elementos en la tabla periódica, escriba en la columna de la derecha si  el  enunciado  de  cada  fila  es  verdadero  o  falso. Enunciado

VoF

El boro es un metaloide El bromo es un sólido y el yodo es un líquido La plata es mejor conductora de electricidad que el cobre El rubidio es más metálico que el potasio Tanto el hidrógeno como el cloro son gases El azufre conduce la electricidad. El arsénico tiene características tanto metálicas como no metálicas El nitrógeno es más liviano que el bismuto

14.   Identifique  y  señale  los  elementos,  cuyos  símbolos  se  encuentran  en  la  siguiente  lista Pt

15.

B

Te

Sc

F

As

Plomo

Boro

Terbio

Escandio

Fósforo

Astato

Platino

Bario

Teluro

Erbio

Francio

Arsénico

Plata

Berilio

Torio

Estroncio

Flúor

Americio

Paladio

Bromo

Tecnecio

Estaño

Fermio

Actinio

En el siguiente grupo de elementos: hierro, fósforo, vanadio, xenón, boro, nitrógeno tenemos 3 metales, 2 metales de transición, 2 metaloides, 2 no metales ¿Cuál de las aseveraciones es la correcta?

16.   Identifique  el  grupo  y  el  periodo  en  el  que  se  encuentra  cada  uno  de  los  siguientes  elementos  dentro   de la tabla periódica: Osmio, germanio, estroncio, níquel y radón. 17.   De  la  siguiente  lista  de  elementos,  clasifique  aquellos  que  normalmente  se  encuentran  en  estado   sólido,     líquido   o   gaseoso:   Berilio,   bromo,   calcio,   carbono,   criptón,   estaño,   mercurio,   oxígeno,   silicio y titanio.

57

18.

Algunos elementos tienen la tendencia a presentarse en forma diatómica. ¿Cuál de los siguientes gases   son   diatómicos?:   Hidrógeno,   oxígeno,   helio,   xenón,   argón,   flúor,   cloro,   radón,   nitrógeno,   neón.

19.

Tres muestras de nitrógeno combustionaron a altas temperaturas en presencia de oxígeno y se obtuvo un solo producto en cada caso. A partir de los datos de la tabla determine la cantidad de oxígeno utilizado y compruebe si los productos que se obtuvieron de cada muestra corresponden al mismo producto o son diferentes.

Muestras

Masa de la muestrade nitrógeno [ g ]

Masa del oxígeno utilizado [ g ]

Masa del producto [ g ]

Muestra A

5.2

11.14

Muestra B

7.8

12.26

Muestra C

6.5

21.36

20.

Dos muestras que tienen en su composición hierro y cloro fueron sometidas a un análisis y dieron los siguientes resultados: Muestra

Fe

Cl

Muestra A

111.7 g

141.8 g

Muestra B

167.6 g

319.1 g

¿Se trata del mismo compuesto o son diferentes?

58

CAPÍTULO #

4

Estructura electrónica de los átomos Sumario 4.1

Constitución del átomo: partículas subatómicas

4.2

Número atómico y masas atómicas relativas

4.3 Teorías sobre el desarrollo conocimiento de la materia 4.4

Teoría atómica de Niels Bohr

4.5

Modelo cuántico del átomo

4.6   Configuraciones  electrónicas 4.7

Ejercicios de aplicación

4.8

Ejercicios para resolver

del

El átomo: ¿Qué  tan  pequeño  es?       ¿Cómo  se  conforma?     ¿Son los protones y los neutrones las únicas partículas  del  átomo?       ¿Qué  tan  distantes  están  las  partículas  unas  de   otras?   La   pregunta   acerca   de   cómo   está   constituida   la   materia,   es   algo   que   el   hombre   siempre   se   ha   cuestionado   y   que   perdura   desde   hace   muchos   siglos,   así   los   griegos   nos   legaron   la   palabra   átomo   (sin   división),   pensando   que   éste   era   la   partícula   más   pequeña   de   la   materia,   hasta   que   posteriormente,   en   el   siglo   XIX;;   se   comprobó   la   existencia de partículas subatómicas.

59

En el transcurso del desarrollo del conocimiento de la estructura de la materia, se formularon algunas   teorías   atómicas   en   las   que   intervinieron   destacados   científicos   como     Dalton,   Thomson,    Rutherford,  Bohr,  entre  otros.  Todas  estas  teorías  tienen  sus  limitaciones  ya  que  no   explican satisfactoriamente la naturaleza de la materia. Los   aportes   realizados   en   el   siglo   XX   por   Max   Planck,   Niels   Bohr,  Arnold   Sommerfeld,   Louis   de   Broglie,   Werner   Heisenberg     enriquecieron   el   conocimiento   sobre   el   comportamiento   del   electrón,   que  dio  lugar  al  desarrollo  de    la  teoría  de  la  mecánica  cuántica,  según  la  cual  el  electrón  posee  una   propiedad  dual  de  materia  y  energía;;  es  decir  tiene  características  de  onda  y  de  partícula.  A  partir  de  esta   teoría,  Erwin  Schrödinger  y  Max  Born,  desarrollaron  el    nuevo  modelo  mecánico  cuántico  del  átomo,   cuyo  estado  electrónico  se  describe  mediante  la  ecuación  de  ondas  de  Schrödinger  que  involucra  los   llamados  números  cuánticos,  que  sirven  para  construir  la  configuración  electrónica  de  los  elementos.

4.1

Constitución del átomo: partículas subatómicas En  la  actualidad  se  considera  al  átomo  como  la  parte  material  más  pequeña  de  un  elemento  que     contiene en su interior partículas subatómicas denominadas electrones, protones y neutrones. Adicionalmente,   existen   más   partículas   subatómicas   como   los   quarks   y   los   gluones,   pero   nos   dedicaremos a las partículas más conocidas. El núcleo contiene protones y neutrones   llamados   también   nucleones   y   los electrones   que   se   encuentran en movimiento rodeando al núcleo. Los   electrones   son   partículas   sumamente   pequeñas   cargadas   negativamente,   los   protones   son   partículas   con   carga   positiva   con   una   masa   relativa   mayor   a   la   del   electrón   y     los   neutrones   no   tienen  carga    pero  su  masa  es  muy  similar  a  la  del  protón.  (Tabla  4.1)

Partícula

Abreviación

Masa (kg)

Masa (uma)

Carga relativa

Descubridor

Electrón

e-

9.10 x 10-31

0.0005486

-1

Thomson (1896)

Protón

p

1.67262 x 10-27

1.00728

+1

Rutherford (1920)

Neutrón

n

1.67493 x 10-27

1.00867

0

Chadwick  (1932)

Tabla 4.1: Características de las partículas subatómicas

60

Las  partículas  subatómicas;;  protones,  neutrones  y  electrones  en  cualquier  elemento  se  las   representa  de  la  siguiente  manera: A Z

X

De  donde  A  es  el  número  de  masa  que  es  igual    a  la  suma  de  protones  (Z)  y  neutrones  (n)  y  siempre  es  un   número entero. A=n+Z Z  es  el  número  atómico  que  representa  la  cantidad  de  protones  en  el  núcleo  del  átomo  e  identifica  a  cada   elemento,  es  decir  no  hay  elementos  diferentes  con  igual  número  de  protones. Z = protones Un  átomo  es  eléctricamente  neutro  lo  que  significa  que  el  número  de  cargas  negativas  y  positivas  son   iguales.  Existen  diferentes  tipos  de  átomos  con  igual  número  de  masa  y  se  llaman  isóbaros,  como  también   diferentes  tipos  de  átomos  que  tienen  igual  número  de  neutrones  y  se  denominan  isótonos  y  los  isótopos   que  son  átomos  de  un  mismo  elemento  con  diferente  número  de  neutrones  y  por  lo  tanto  diferente  número   de masa. (Tabla 4.2)

Isótopo

Protones (p+)

Electrones (e-)

Neutrones (n)

Número de masa (A)

C

6

6

6

12

C

6

6

8

14

O

8

8

8

16

O

8

8

9

17

O

8

8

10

18

B

5

5

5

10

B

5

5

6

11

Tabla 4.2: Algunos ejemplos de isótopos

Los  átomos  pueden  ganar    o  perder  electrones;;  en    estas  circunstancias    pierden  la  neutralidad,  presentan     cargas    y  reciben  el  nombre  de  iones.  Si  los  iones  son  negativos  se  denominan  aniones y si son positivos cationes.

61

4.2

Número atómico y masas atómicas relativas Los  átomos  poseen  un  determinado  número  de    protones  (carga  positiva  en  su  núcleo),  que  como  se   indicó  anteriormente  identifican  al  elemento  y  constituye  la  base  del  ordenamiento  periódico  actual.   Los  átomos  a  pesar  de  ser  tan  diminutos  tienen  masa,  pero  la  misma  es  tan  pequeña  que  no  se  la  puede   determinar  de  manera  absoluta  y  hacemos  uso  de  masas  atómicas  relativas  que  son  el  promedio  de  las   masas  de  todos  los  isótopos  naturales  que  tiene  un  elemento,  las  mismas  que  han  sido  determinadas  con   relación al isótopo 12C,    al  cual  se  le  han  asignado  12  unidades  de  masa  atómica  (uma),  y  por  lo  tanto   1 uma corresponde a 1/12 del 12C, por esta razón las masas atómicas de los elementos se expresan en  uma.  De  tal  manera  que  la  masa  atómica  nos  indica  que  tan    pesado  es  el  átomo  de  un  elemento  en   relación a la unidad de masa atómica (uma).

Masa atómica promedio =

% % % m1 + m2 + m + ... 100 100 100 3

Donde  m1, m2, m3,... son las masas atómicas de los isótopos de un elemento.

4.3

Teorías sobre el desarrollo del conocimiento de la materia En  este  apartado  citaremos  las  principales  teorías  y  modelos  atómicos  que  aportaron  al  desarrollo  del   conocimiento de la estructura de la materia, entre ellas conviene comenzar por la teoría atómica de Dalton,  que  fue  propuesta  hace  casi  2  siglos  y  sin  embargo  es  considerada    como  el  inicio  de  la  química   moderna,  ésta  la  podemos  enunciar    con    base  a  sus  postulados:

Postulados de la teoría atómica de Dalton 1   Toda  la  materia  está  constituida  por  pequeñas  partículas  llamadas  átomos. 2   Todos  los  átomos  de  un  determinado  elemento  son  iguales,  pero  diferentes  a  los  átomos  de  otros   elementos. 3 En la formación de compuestos los átomos de diferentes elementos están unidos entre sí en una relación  numérica  pequeña.   4   Durante  las  reacciones  químicas,  los  átomos  no  se  crean  ni  se  destruyen,  solo  se  reordenan.

62

¿Cuál  es  la  validez  actual  de  los  postulados  de  Dalton? •   El   primer   postulado   de   la   teoría   de   Dalton   ha   dejado   de   ser   una   realidad   por   cuanto   ahora   conocemos  que  el  átomo  contiene  en  su  interior  partículas  más  pequeñas. •   El  conocimiento  y  tecnología  actual    ha  hecho  posible  que  los  átomos  puedan  convertirse  en  otros   átomos por transmutación. •   En  la  actualidad  en  cuanto  al  segundo  postulado  Dalton  no  conocía  la  existencia  de  átomos  de  un   elemento con diferente número de neutrones. •   El  tercero  y  cuarto  postulado  se  cumplen  en  su  totalidad  dentro  de  las  reacciones  ordinarias  de  la   química.

•   Un átomo  es  la  partícula  más  pequeña  de  un  elemento  que  conserva  sus  propiedades.   •   Un elemento  es  una  sustancia  que  está  formada  por  átomos  iguales.   •   Un compuesto  es  una  sustancia  fija  que  está  formada  por  átomos  distintos  combinados  en   proporciones  fijas.

Descubrimiento del electrón A   inicios     del   siglo   XIX,   algunos   científicos   realizaron   experimentos   para   descomponer   sustancias   utilizando  la  energía  eléctrica,  entre  ellos:  Humphrey Davy,    quien  logró  determinar  la  existencia  de     cinco  elementos  químicos  hasta  ese  momento  desconocidos,    sugirió  que  los  elementos  se    encuentran   unidos  por  fuerzas  de  naturaleza  eléctrica.  Posteriormente,  Michael Faraday estudió la relación entre la cantidad  de  electricidad  y  la  masa  de  la  sustancia  descompuesta  y  formuló  las  leyes  que  llevan  su  nombre.   Adicionalmente,  realizó  los  primeros  estudios  sobre  la  descarga  eléctrica  en  gases  dentro  de  tubos,    los   cuales   tenían   sellados   en   sus   extremos   placas   metálicas   llamadas   electrodos,   encontró   que   si   el   tubo   estaba  lleno  de  gases  no  se  producía    flujo  de  corriente  eléctrica,  puesto  que  el  aire  es  un  mal  conductor,   pero si se evacuaba el aire se producía una incandescencia en el ánodo. En  los  años  siguientes,  investigadores  como  Plücker  y  Crookes    establecieron  algunas  propiedades  de   estos  rayos,  a  los  que  llamaron  catódicos  por  emerger  del  cátodo  y  dirigirse  hacia  el  ánodo  (figura  4.1),   entre  éstas  citamos  las  siguientes: 1. Los rayos catódicos son emitidos desde el cátodo al ánodo. 2.   Los  rayos  se  propagan  en  línea  recta. 3.   Los  campos  eléctricos  y  magnéticos  desvían  los  rayos  catódicos,  del  mismo  modo  como  lo  haría   con  partículas  negativas.

63

4. La naturaleza de los electrones es siempre la misma independientemente del material del cátodo,    tipo  de  gas  residual  que  se  encuentre  presente  en  el  tubo  y  del  tipo  de  conductores   metálicos  para  conducir  la  energía  eléctrica  al  cátodo.

Para el vacío

Rayos catódicos

Ánodos (+)

Cátodos (–) Iones positivos

Figura 4.1: Tubo de Crookes

George   Stoney   al   estudiar   estos   rayos   catódicos   sugirió   que   a   estas   unidades   de   carga   eléctrica   que   están   relacionadas   con   los   átomos   se   las   llamara     electrones,   nombre   que     utilizamos   hasta   hoy   para   citar  a  estas  partículas.  Estas  partículas  fueron  estudiadas  en  detalle  por  muchos  científicos  entre  ellos J.  Thomsom,  quien  logró  determinar  la  relación  carga/masa  del  electrón,  una  particularidad  independiente   de la naturaleza de los electrodos y de los materiales restantes del tubo. Placas con carga eléctrica Trayectoria de electrones

Pantalla fluorescente

Figura 4.2: Tubo de Crookes en campo magnético

La  relación  que  existe  entre  la  carga  eléctrica  y  la  masa  de  un  electrón  es  de  -­1,76  x  108  Coulombs/gramo.

Experimento de Goldstein En  1886,  antes  de  determinarse  la  existencia  del  electrón,    Goldstein  observó  la  aparición  de  fluorescencia   en  la  superficie  interna  del  tubo  de  rayos  catódicos,  situada  detrás  de  un  cátodo  agujereado  (figura  4.3),   lo  cual  indicaba  que  había  rayos  positivos  que  se  movían  dentro  del  tubo  y  algunos  de  ellos  atravesaban   los  agujeros  del  cátodo  y  chocaban  contra  el  fondo  del  tubo.  Esto  permitió  determinar  la  existencia  de   partículas  positivas  que  se  llaman  protones,  pero  a  diferencia  de  los  electrones  la  carga    variaba  de  acuerdo   al  tipo  de  gas  que  se  tuviera  dentro  del  tubo.

64

+

Figura 4.3: Tubo modificado de Crookes

Modelo atómico de Thomson Con el conocimiento sobre la existencia de las partículas subatómicas dentro del átomo, Thomson elaboró un   modelo   atómico   que   consideraba   al   átomo   como   una   esfera   de   carga   positiva   dentro   de   la   que   se   encontraban  incrustados  los  electrones  (cargas  negativas),  finalmente  este  modelo  no  fue  aceptado  por  la   comunidad  científica.

Figura 4.4: Modelo de Thomson

Modelo atómico de Rutherford Rutherford  propuso  un  modelo  similar  al  sistema  planetario,  que  consta  de  un  núcleo  en  la    zona  central   del  átomo,  en  donde  reside  casi  la  totalidad  de  la  masa  del  átomo  y  contiene  las  cargas  positivas.  Alrededor   del  núcleo  situó  los  electrones  cuyo    número  debe  ser  igual  al  de  los  protones.  Este  modelo  supone  que  los   electrones se encuentran en movimiento alrededor del núcleo. Evidentemente   este   modelo   fue   propuesto   después   de   que   Rutherford   realizara   el   experimento   de   demostración de la existencia del núcleo del átomo.

Figura 4.5: Modelo de Rutherford

65

Experimento de Rutherford Para  demostrar  que  el  átomo  poseía  un  núcleo,  Rutherford  bombardeó  una  fina  lámina  de  oro   con   partículas   alfa   de   carga   +2,     observando   que   casi   todas   las   partículas   alfa   atravesaban   la   lámina, unas pocas se desviaban de su trayectoria y otras rebotaban. Este reconocimiento lo llevó a  proponer  que: •   El  núcleo  del  átomo  es  sumamente  pequeño  con  respecto  al  tamaño  del  átomo,  razón  por  la  cual  las   partículas alfa fácilmente atravesaban la lámina de oro. •   El  núcleo  era  positivo,  razón  por  la  que  algunas  partículas  alfa  al  pasar  cerca  de  él  eran  repelidas  y   se desviaban de su trayectoria. •   En  el  núcleo  radica  prácticamente  la  totalidad  de  la  masa  del  átomo.

Figura 4.6: Experimento de Rutherford

Espectro electromagnético (radiación electromagnética) La   radiación   electromagnética   es   una   forma   de   transferencia   de   energía   que   está   asociada   a   campos   eléctricos  y  magnéticos,  que  se  propagan  en  el  espacio  por  medio  de  ondas. Las  ondas  de  luz  tienen  un  carácter  electromagnético,  es  decir  asociadas  con  energía  y  no  con  materia   en   movimiento,   de   tal   manera   que   podemos   interpretar   las   propiedades   de   la   luz   mediante   la   teoría   ondulatoria. Cada  onda  se  caracteriza  por  su  longitud,  amplitud  y  velocidad  con  que  se  propaga,  la  longitud    de  onda   corresponde  a  la  distancia  existente  entre  dos  máximos  o  dos  mínimos  (figura  4.7),  y  se  puede  expresar   en   cualquier   unidad   de   longitud,   pero   dado   que   éstas   son   pequeñas,   se   utiliza   con   más   frecuencia   el   Angstrom  (Å)  que  corresponde  a  1  x  10-8 cm, la amplitud determina su intensidad, es decir su brillantez. Todas las formas de radiación viajan a la velocidad de la luz (3 x 108 m/s), otra propiedad es la frecuencia v  que  se  define  como  el  número  de  ondas  que  pasan  por  un  punto  dado  en  un  segundo  y  es  una  función  de   la  longitud  de  onda  y  de  la  velocidad. c v= L

66

De   donde,   la   frecuencia   v     es   directamente   proporcional   a   la   velocidad   de   la   luz     c     e   inversamente   proporcional  a  la    longitud  de  onda  L.

A = amplitud de onda L

L Figura 4.7: Longitud de onda

Espectro de luz visible La   luz   ordinaria   o   luz   blanca   es   una   forma   de   radiación   electromagnética,   que   se   percibe   por   nuestro   sentido  de  la  vista,  por  lo  que  generalmente  se  la  denomina  luz  visible  y  corresponde  a  un  número  muy   reducido  de  longitudes  de  ondas. Cuando  la  luz  visible  se  la  hace  pasar    a  través  de  un  prisma,  los  diversos  colores  se  separan  en  un  espectro   (figura  4.8)  a  causa  de  la  refracción,  que  produce  un  cambio  en  la  dirección  de  un  rayo  de  luz,  cuando  éste   pasa de un medio a otro. El   espectro   electromagnético   completo   está   constituido   por   diferentes   tipos   de   radiaciones:   los   rayos   gamma,  los  rayos  X,    ultravioleta,  visible,  infrarrojo,  microondas  y  ondas  de  radio.

Película

Colimador Luz Blanca

Prisma

Figura 4.8: Espectro visible

67

Rayos gamma G

Figura 4.9: Espectro electromagnético

Espectros de emisión Cuando  una  sustancia  gaseosa  se  calienta  o  se  excita  por  medio  de  una  chispa  eléctrica,  sus  átomos  emiten   luz  de  una  determinada  longitud  de  onda,  que  produce  un  espectro  de  emisión  o  de  rayas.  La  información   actual acerca de los estructura de los átomos se la obtiene a partir del espectro de líneas característico de cada elemento.

Teoría cuántica de la radiación En   el   año   1900,   Max   Planck   fundamentándose   en   los   resultados   de   la   luz   emitida   por   sólidos   a   altas   temperaturas,  formuló  una  teoría  que  suponía  que  un  cuerpo  incandescente,  no  emite    ni  absorbe  luz  de   una  determinada  longitud  de  onda,  sino  que  lo  hacen  en  cantidades  definidas  de  energía  llamadas  cuantos,   de  tal  manera  que  la  energía  de  un  fotón  es  directamente  proporcional  a  la  frecuencia. E=hv E  =  

Cuanto  de  energía  

h  =  

Constante  de  Planck,  6.26  x  10 –34 J.s

ν  =  

Frecuencia

Posteriormente  Einstein,  propuso  que  la  radiación  electromagnética  posee  características  de    partículas,     llamadas  fotones  y  que  su  energía  está  dada  por  la  ecuación  de  Planck.

68

4.4

Teoría atómica de Niels Bohr En  1913  Niels  Bohr  propuso  su  teoría  con  base  a  un  modelo  atómico  para  el  hidrógeno  considerando  los   modelos  anteriores,  las  investigaciones  que  relacionan  la  materia  y  la  energía,  así  como  las    concepciones   de  la  teoría  cuántica.  Para  establecer  este  modelo,  Bohr  introdujo  los  siguientes  postulados. 1.   El  electrón  gira  alrededor  del  núcleo  solo  en  ciertas  posibles  orbitas  (niveles  de  energía)  perfectamente   determinadas. 2.   El   electrón   posee   energía   definida   (cuantificada)   que   es   correspondiente   al   nivel   donde   se   encuentra. 3.   El  nivel  de  energía  más  cercano  al  núcleo  corresponde  al  estado  más  estable  del  átomo  y  de  menor   energía. 4.   La  absorción  o  emisión  de  energía  se  produce  cuando  un  electrón  salta  de  un  nivel  de  energía  a  otro,   esta  energía  se  absorbe  o  se  emite  en  forma  de  un  cuanto  de  energía  radiante  (fotón). Bohr   asignó   a   cada   nivel   permitido   un   número   cuántico   n,   que   debe   ser   un   número   entero.   Cuando   el   electrón   se   encuentra   en   el   nivel   de   menor   energía   (n   =   1),   el   electrón   se   encuentra   en   su   estado   fundamental  y  cuando  el  electrón  transita  a    un  nivel  más  alto,  tendrá  mayor  energía  y  se  encontrará  en   estado excitado. M L K

Figura 4.10: Modelo atómico de Bohr

La  teoría  original  de  Bohr,  tal  como  se  aplica  al  átomo  de  hidrógeno,  fue  elaborada  con  un  gran  detalle   matemático  y  no  es  posible  aplicarla  para  átomos  más  complejos  y  por  analogía  se  aplica  a  los  demás   átomos.  Por  otra  parte  Heisenberg,  puntualizó,  que  es  imposible  predecir  al  mismo  tiempo  con  certeza   absoluta  la  posición  y  velocidad  del  electrón,  lo  que  hizo  que  se  abandonara  el  modelo  que  representa  al   átomo  como  un  pequeño  sistema  solar.

69

4.5

Modelo cuántico del átomo Teoría mecánica cuántica de la estructura atómica En los alrededores de 1930, se realizaron importantes contribuciones a las teorías del conocimiento de la naturaleza de la materia. Entre ellas la determinación del carácter ondulatorio del electrón, el descubrimiento de la existencia del espín del electrón y el desarrollo de la nueva teoría de la mecánica cuántica. Hacia  el  año  1924  Louis  De  Broglie  propuso  que  el  electrón  en  movimiento  puede  tener  propiedades  de   ondas de modo similar a los cuantos de luz, de esta manera el electrón puede considerarse como partícula y    como  onda,  cuya  dualidad  se  establece  de  acuerdo  a  la  siguiente  relación: λ  = h  =  constante  de  Planck

h mv

m = masa del electrón λ  =  longitud  de  onda  del  electrón v = velocidad del electrón En  1926    se  desarrolló    la  teoría  de  la  mecánica  cuántica  ondulatoria    con  el  aporte  de  Erwin  Schrödinger   que   consistió   en     el   planteamiento   de   la   ecuación   diferencial,   que   relaciona   la   energía   asociada   a   una   partícula microscópica (electrón) con la función de onda de dicha partícula. Las funciones de onda son funciones  matemáticas  que  describen  la  posición  del  electrón  que  gira  alrededor  del  núcleo.  Cuando  se   resuelve   la   ecuación   para   el   electrón   en   el   átomo   de   hidrógeno   se   obtienen   una   serie   de   funciones   de   onda;;  llamadas  orbitales,  donde  cada  uno  de  ellos  corresponde  a  un  estado  definido  para  el  electrón  y  está   relacionado  con  una  región  donde  existe  una  gran  probabilidad  de  hallar  el  electrón.     En    el  año  1927,  el  físico  Werner  Heisenberg,    plantea  la  imposibilidad  de  conocer  con  exactitud  la  ubicación   de  un  electrón  en  un  momento  dado.    Este  postulado  se  lo  conoce  como  el  Principio  de  Incertidumbre  o   de  Indeterminación.

Números cuánticos La   mecánica   ondulatoria   indica   la   existencia   de   niveles   de   energía   que   contienen   regiones   llamadas   subniveles   de   energía,   los   que   a   su   vez   comprenden   zonas   de   energía   denominadas   orbitales,   donde   existe  la  mayor  probabilidad  de  localizar  un  electrón.  Dichas  zonas  de  mayor  probabilidad    se  describen   mediante ecuaciones, cuyas soluciones son los números cuánticos: n, l, m, s. La zona de mayor probabilidad en donde se encuentra un electrón se describe mediante tres números cuánticos: n, l,  m.      El  cuarto  número  cuántico;;  el  espín,  describe  la  orientación  del  electrón  en  el  espacio.

70

Número cuántico principal n Indica  el  nivel  de  energía  donde  se  encuentra  el  electrón  y  su  valor  es  un  número  entero  positivo. n = 1,2,3,4,5,6............. En  niveles  de  energía  n  >  1  el  electrón  tiene  mayor  energía,  es  decir  que  su  energía  se  incrementa  a  medida   que  se  aleja  del  núcleo.  En  cada  nivel  de  energía  el  número  máximo  de  electrones  es  igual  a  2n2.

Número cuántico azimutal l Describe  la  forma  de  los  orbitales  de  los  diferentes  subniveles  de  energía    y  se  le  asigna  números  enteros   positivos, cuyo valor depende de n. l = 0,1,2,3,4,5,.......(n-1)

Nivel  de  energía Número cuántico azimutal

n=1

n=2

n=3

l=0

l=1

l=2

z

z y

y x

x

z

z

y

x

d z2

x

z

dxy

Py

Orbital s

x y

y x

Forma  del  orbital

y

dxy

Px z

z

y

z

z

x y

y x

dx2 – y2

x dxz

Pz

Orbitales p

Orbitales d

Tabla 4.3: Niveles de energía y números cuánticos

71

El  primer  nivel  de  energía  tiene  un  solo  subnivel  denominado  1s,  el  segundo  nivel  dos  subniveles,   llamados 2s y 2p, el tercero tres subniveles llamados 3s, 3p y 3d y así de manera sucesiva. Esto significa  también  que  un  elemento  que  tiene  electrones  en  el  tercer  nivel  energía,  también  posee   electrones  en  los  niveles  y  subniveles  que  están  más  cerca  del  núcleo. Tipos de orbitales

Nivel  de  energía

Cantidad de subniveles

1

1

1s

2

2

2s, 2p

3

3

3s, 3p, 3d

4

4

4s, 4p, 4d, 4f Tabla 4.4: Distribución de orbitales por nivel de energía

Número cuántico magnético ml El  número  cuántico  magnético  relaciona  la  orientación  del  orbital  en  el  espacio  tridimensional.  En  cada   subnivel  existen  los  orbitales  que  representan  las  regiones  de  mayor  probabilidad  de  encontrar  el  electrón.   El número de orbitales dentro de un subnivel está dado por la relación 2l +1, así cuando l = 0 existe un solo orbital, si l =1 se tienen tres orbitales, si l  =  2    el  número  de  orbitales  es  5  y  así  sucesivamente.  Dentro   de cada orbital pueden existir la cantidad máxima de dos electrones. Los  valores  que  ml puede tomar el valor de l  en  cualquier  subnivel  y  van  desde    –  l, pasando por cero hasta + l. ml = – l.....0..... + l De  esta  manera  si    l = 0, se tiene un solo orbital cuyo valor es ml = 0 Cuando l = 1, el número de orbitales es de tres y los valores son: ml = -1, 0, +1 Para  el  caso  en  que  l = 2, el número de orbitales es de cinco y los valores son: ml = -2, -1, 0, +1, +2 En  el  siguiente  cuadro  se  indica  el  tipo  de  orbital  y  el  número  de  electrones  que  puede  contener  como   máximo. Valor del subnivel l=0 l=1 l=2 l=3

Tipo de orbital s p d f

Número máximo de electrones 2 6 10 14 Tabla 4.5: Número de electrones por subnivel

72

Número cuántico espín (giro) ms Este   número   cuántico   fue   introducido   en   razón   de   que   los   tres   números   cuánticos   no   explican   el   1 1 comportamiento  del  electrón  en  un  campo  magnético.  El  valor  que  puede  asumir    es:  +   ó – . 2

1

2

1

ms = + , – 2 2 Para  poder  determinar  los  cuatro  números  cuánticos  para  un  electrón  debemos  considerar  los  siguientes   principios.

Principio de exclusión de Pauli, este  principio  establece  que  dentro  de  un  átomo,  dos  electrones  no   pueden  tener  sus  cuatro  números  cuánticos  iguales.

Principio de máxima multiplicidad – Regla de Hund, establece  que  para  que  exista  un  par  de  electrones   dentro de un orbital múltiple, todos los orbitales de ese mismo tipo deben tener al menos un electrón.

Diagrama de orbitales atómicos, son   formas  gráficas  para   representar     los   electrones    mediante   flechas  dentro  de  un  cuadro  o  casillero,  con  dirección  hacia  arriba  ↑  o  hacia  abajo  ↓,  indicando  el  giro   contrario de uno de los electrones con respecto al otro.

ENERGÍA

Aplicando  los  conceptos  anteriores,  si  queremos  alojar  por  ejemplo  21  electrones  en    un  diagrama  de   orbitales;;  los  2  primeros  electrones,  corresponden  al  orbital  s  del  primer  nivel  de  energía.    Luego  sigue   el  llenado  de  los  diagramas  para  el  segundo  nivel,  al  que  corresponden  2  electrones  en  el    orbital  s  y  6   electrones en los orbitales p (px, py, pz). Los 11 restantes electrones llenarán los orbitales s, p y d del tercer nivel.    Para    el  caso  del  ejemplo,  el  llenado  de  los  11  electrones  restantes,  se  empezará  con  la    flecha   hacia  arriba  y  luego  se  completa  el  orbital  s  con  la  segunda  flecha  hacia  abajo,  representando  al  electrón   con  el  espín  –  ½.    Los  6  electrones  de  los  orbitales  p,  se  llenarán    uno  a  uno  en  cada  casillero  y  luego  se   completa    casillero  por  casillero  con  la  segunda  flecha  hacia  abajo.    Después  se  continúa  con  el  llenado   de  los    electrones  (flechas)  en  los  orbitales  d  observando  siempre  el  principio  de  exclusión  de  Pauli  y  la   regla  de  Hund.      

ln ln ln ln

px

py

l

l

l

dxy

dyz

dxz

dz2 dx2–y2

pz

Tabla 4.6: Llenado de los diagramas de orbitales para 11 electrones en el tercer nivel

73

4.6

Configuraciones electrónicas Las  propiedades  químicas  de  los  elementos  dependen  del  número  de  electrones,  puesto  que  son  dichas   partículas    las  que  participan  en  los  enlaces  químicos  formando  el  gran  número  de    compuestos  químicos   conocidos  al  momento,  de  ahí  que  resulta  muy  importante  conocer  la  configuración  electrónica  de  los   elementos,  lo  cual  no  es  otra  cosa  que  la  distribución  de  los  electrones  en  los  diferentes  niveles,  subniveles   y  orbitales,  considerando  los  valores  de  energía  en  orden  creciente. Un  método  muy  aplicado  para  este  fin  es    el  principio  de  construcción  (Aufbau),    mediante  el  cual  se   disponen  los  electrones  por  orden  de    energía  creciente  aplicando  esquemas  que  facilitan  la  comprensión   (ver  esquema).  La  configuración  electrónica  efectuada  sobre  este  principio  no  siempre  es  exactamente  la   configuración  real  para  un  elemento,  pues  a  veces  existen  desviaciones  debido  a  la  pequeña  diferencia  de   energía    que  promueve  el  salto  entre  subniveles  de  energía. Para  establecer  el  orden  se  trazan  líneas  transversales  desde  los  orbitales  de  menor  a  mayor  energía,  así   se  tendrá  la  siguiente  secuencia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p Si  se  considera  el  número  máximo  de  electrones  que  puede  haber  en  cada  tipo  de  orbital,    podremos  escribir   la  configuración  electrónica  de  cualquier  elemento,  siguiendo  el  orden  que  se  indica  a  continuación:     1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6 La  configuración  electrónica  de  un  elemento  en  particular,  se  puede  abreviar  utilizando  como  punto  de   partida  la  configuración  del  gas  noble  del  período  anterior;;  poniendo  el  símbolo  del  gas  en  un  corchete [      ],  para  luego    seguir  con  el  orden  previsto  hasta  tener    la  configuración  electrónica  del  elemento.   Ejemplos  de  configuración  electrónica  de  elementos: Silicio (14 electrones) = [Ne] 3s2 3p2 Níquel  (28  electrones)  =          [Ar]    4s2 3d10 Osmio  (76  electrones)  =          [Xe]    6s2 4f14 5d6

Recuerde   que   cada   período   de   la   tabla   periódica   de   los  elementos  termina  con  un  gas  noble.

74

4.7

Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 4.1 Seleccione  la  alternativa  correcta    que  indica    el  orden  de  los  elementos  establecidos  en  la   tabla periódica moderna. (a)  

Según  el  número  de  neutrones  de  los  átomos;;

(b)  

De  acuerdo  al  peso  atómico  de  los  elementos;;

(c)  

Según  el  número    de  oxidación  de  sus  elementos;;

(d)  

De  acuerdo  al  número  atómico  de  los  elementos;;

(e)  

De  acuerdo  al  número  de  neutrones  y  protones  dentro  del  núcleo  de  los  elementos.

Análisis: Las  alternativas  a,  b  y  c  se  refieren    al      número  de    otras  partículas  que  pueden  repetirse  en   más  de  un  elemento  de  la  tabla  periódica  y  que  no  corresponden  a  la  identificación  única  que   establece el ordenamiento secuencial de los elementos. La alternativa e nos indica el número de  masa,  que  es  la  suma  de  protones  y  neutrones  presentes  en  el  núcleo  del  átomo.

Solución: El  número  atómico  indica  la  cantidad  de  protones  que  se  encuentran  dentro  del  núcleo  del   átomo de un elemento determinado, cuya cantidad es irrepetible. El ordenamiento periódico está dado por dicho número, entonces la alternativa d es la correcta.

Ejercicio Nº 4.2 Dadas  las  siguientes    alternativas  indique  la  incorrecta: (a)  

El  elemento  sodio  tiene  12  neutrones  en  el  núcleo;;

(b)  

El  elemento  boro  tiene  5  electrones;;

(c)  

El  mercurio  tiene  80  electrones  y  90  protones;;

(d)  

La  masa  atómica  del  azufre  es  32.07  uma  y  tiene  16  neutrones;;

(e)

El elemento zinc tiene 30 protones. 75

Análisis: Para  resolver  este  ejercicio  se  requiere  hacer  uso  de  la  tabla  periódica. 23 El sodio se puede representar como 11Na;;  entonces  el  número  de  neutrones  se  puede  determinar   como n = A-Z de donde n = 23-11 = 12, por lo tanto la alternativa a   es   correcta;;   en   la   alternativa b  el  boro  tiene  5  protones,  y  dado  que  se  trata  de  un  átomo  neutro  también  tiene  5   electrones  por  lo  tanto  es  correcta;;  la  alternativa  d, para conocer el peso atómico, recurrimos a la  tabla  periódica,  efectivamente  la  masa  del  azufre  es  32.07  uma;;  alternativa  e, si el zinc tiene número atómico 30 posee 30 protones. Solución: En  la  tabla  periódica  se  lee  que    el  número  atómico  del  mercurio  es  80;;    entonces,  el  elemento   también  posee  80    protones    y  no  90  como  se  indica,  por  lo  que  la  alternativa  c  es  incorrecta.

Ejercicio Nº 4.3 El elemento boro está constituido por isótopos 10B, cuya abundancia natural es de 19.6% y la masa atómica es 10.01294 uma e isótopos 11B, cuya abundancia natural es de 80.4% y la masa atómica es de 11.00931 uma. Determine  la  masa  atómica  promedio  del  elemento. Análisis: Para  esto  utilizamos  la  siguiente  fórmula  y  sustituimos  con  los  datos  correspondientes. Masa atómica promedio =

% % % m1 + m2 + m +... 100 100 100 3

Solución: Sea: m1 = 10.01294

m2 = 11.00931 19.6 80.4 Masa atómica promedio = x 10.01294 + x 11.00931 = 10.8009 uma 100 100 Ejercicio Nº 4.4 El cobre natural está formado por los isótopos 63Cu y 65Cu. Las masas nuclídicas de las dos   especies   son   62.929   y   64.928   uma,   respectivamente.   Determinar   los   porcentajes   de   abundancia de cada isótopo, si la masa atómica promedio es 63.546 uma. 76

Análisis: En este ejercicio no se han dado los porcentajes de los isótopos en forma directa, pero conocemos  que  ambos  representan  el  100%,  entonces  asignamos  a    63Cu    =  X    y    al  isótopo     65 Cu = Y. X    +      Y      =      100;;    de  donde        Y    =    100  –  X Luego  se  reemplazan  los  valores  en  la  fórmula  conocida  y  se  procede  al  cálculo  de  X  y  por   diferencia  se  obtiene  el  valor  de  Y,  que  corresponde  al  porcentaje  de  65Cu. Solución: Si

63

Cu  =  X    y      65Cu  =  Y,        entonces  X  +  Y  =  100 (100 – X) X + 64.928 uma 100 100 =  62.929  X  +  6  492.8  –  64.928  X

63.546 uma = 62.929 uma

=  6  492.8  –  1.999  X Despejamos  el  valor  de  X 6 492.8 – 6 354.6 X  =    69.13;;  (porcentaje  de  63Cu) 1.999 La diferencia de 100 corresponde al 65Cu;;    esto  es  30.87% Ejercicio Nº 4.5 Los  descubrimientos  obtenidos  por  científicos  como:    Thomson,  Goldstein,  Rutherford,  Bohr,   Schrödinger,  entre  otros,  contribuyeron  al  establecimiento  del  modelo  atómico  actual.  Entre   las  alternativas  expuestas  se  encuentran  algunas  de  sus  conclusiones.  Señale  la    conclusión   incorrecta. La  relación  que  existe  entre  la  carga  eléctrica  y  la  masa  de  un  electrón  es  de  -­1.76  x  108 Coulombs/gramo;; (b) Cada subnivel por donde transitan los electrones contiene uno o más orbitales y cada orbital  tiene  máximo  un  electrón;; (c)   Las  investigaciones  de  Rutherford  concluyen  que  la  carga  positiva  y  casi  toda  la    masa   del  átomo  se  concentran  en  el  núcleo;; (d)   Niels  Bohr  concluye  que  los  electrones  de  los  átomos  existen  en  niveles  específicos  de   energía;; (e)   Las  radiaciones  electromagnéticas    exhiben  características  de  onda  y  de    partícula. (a)  

77

Análisis: Para poder resolver este ejercicio es necesario, revisar la parte concerniente a las teorías atómicas. Puesto  que  efectivamente  la  relación  carga/masa  es  la  indicada  en  la  alternativa  a  ésta  es  válida;;   el  experimento  de  Rutherford  demostró  que  el  núcleo  contiene  cargas  positivas  y  en  él  radica   casi  la  totalidad  de  la  masa  del  átomo  con  lo  que  la  alternativa  c es correcta, la alternativa d claramente   indica   uno   de   los   postulados   de   Bohr   y   esta   afirmación   también   es   correcta   y   en   cuanto a la e, también  es  correcta,  ya  que  Einstein  propuso    que  las  radiaciones  electromagnéticas   tienen la particularidad de comportarse como onda y partícula.

Solución: La alternativa b  es  la  incorrecta  ya  que  en  los  orbitales  el  número  máximo  de  electrones  es   dos.

Ejercicio Nº 4.6 ¿Cuál  es  la  configuración  electrónica  del  cloro? Análisis: Para resolver el ejercicio recordemos el orden de construcción y utilicemos la tabla periódica para ubicar el elemento cloro. El cloro ocupa el casillero 17 y por lo tanto tiene 17 protones y 17 electrones. Solución: 17Cl

= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Ejercicio Nº 4.7 ¿Cuál  es  la  configuración  abreviada  para  estroncio? Análisis: En   primer   lugar   ubicamos   el   elemento   estroncio   en   la   tabla   periódica:   el   estroncio   ocupa   el   casillero  38,  por  lo  tanto  posee  38  electrones.  La  configuración  abreviada  nos  pide  utilizar  la   configuración  del  gas  noble  anterior  al  estroncio  que  corresponde  al  criptón  con  36  electrones,   después  se  continúa  la  configuración  hasta  completar  38  electrones.

Solución: 78

38Sr

= [ Kr ]5s2

Ejercicio Nº 4.8 ¿Cuál  de  las  siguientes  notaciones  de  los  diagramas  orbitales  coincide  con  la  configuración  del   elemento  molibdeno  en  su  estado  fundamental? 5s

4d

(a)

[Ne]

ln

l

l

l

l

(b)

[Kr]

l

l

l

l

l

(c)

[Kr]

ln

l

l

l

l

(d)

[Kr]

ln

ln

ln

(e)

[Xe]

ln

l

l

l

l

Análisis: En  este  ejercicio  conviene  escribir  primero  la  configuración  del  elemento  molibdeno  en  su  estado   fundamental  y  luego  graficar  los  electrones  (flechas)  en  el  diagrama  de  orbitales  del  último  nivel   de  energía,  aplicando  el  principio  de  exclusión  de  Pauli  y  la  regla  de  Hund. El número atómico del molibdeno es 42, por lo tanto tiene en su núcleo 42 protones y por lo tanto también  42  electrones  en  su  estado  fundamental,  de    tal  forma  que  su  configuración  electrónica     se  describe  como  sigue:  

Configuración  electrónica  Mo:            1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d4

 

Configuración  abreviada:  

         [Kr]  5s2 4d4

Solución: El   diagrama   de   orbitales   para   el   último   nivel     debe   llenarse   con     los   electrones   (flechas)   en  orden  de  energía  creciente;;  es  decir  primero  el  electrón  del  orbital  s  del  quinto  nivel  de   energía  con  espín  +   1  (flecha  hacia  arriba)  y  luego  el  segundo  electrón  con  espín  – 1  (flecha   2 2 hacia  abajo).  Después  se  continúa  con  los  orbitales  d,  agregando  uno  a  uno  los    electrones   con espín + 1 , hasta llenar el cuarto casillero. 2

79

Energía

5s2

ln

4d4

l

l

l

l

De  acuerdo  a  lo  expuesto,  la  alternativa  c  corresponde  a  la  configuración  electrónica  teórica  del   molibdeno.

Energía

Expresamente  agregamos  la  palabra  teórica,  dado  que  las  energías  de  los  subniveles  5s  y  4d  son   muy  cercanas,  que  se  producen  alteraciones  dando  lugar    a  excepciones;;  como  en  este  caso,  que   la  configuración  del  molibdeno  es  [Kr]  5s1 4d5. 5s2

l

4d4

l

l

l

l

Ejercicio Nº 4.9 Si  el  antepenúltimo  electrón  de  un  átomo  presenta  los  siguientes  valores  de  sus  números  cuánticos,   ¿Cuántos  electrones  tendrá  este  átomo?

 

n  =  5;;  l =  1;;   ml = –1;;    ms= – 1 2

Análisis: De  acuerdo  a  los  datos  de  los  números  cuánticos  dados,  tenemos:  n  =  5;;  esto  significa  que  el   electrón  se  encuentra  en  el  quinto  nivel;; l = 1 y se ubica en un orbital p. Para determinar el tercer y  cuarto  número  cuántico  hacemos  uso  de  los  diagramas;;  para  ello  pondremos  en  el  casillero   correspondiente a ml = –1  (casillero  izquierdo)  la  flecha  que  corresponde  al  espín – 1  (flecha   2 roja   hacia   abajo),   finalmente   observaremos   la   regla   de   Hund,   esto   significa   que   si   la   última   flecha  está  en  el  primer  casillero  hacia  abajo,  le  anteceden  el  resto  de  flechas  que  llenan  uno  a   uno  los  casilleros  con  las  flechas  hacia  arriba.  (Entiéndase  las  flechas  como  representación  de   los electrones).

80

–1

0

+1

ln

l

l

px

py

pz

Tendremos entonces 4 electrones en el orbital p ( l   =   1)   del   quinto   nivel,     el   término   de   la   configuración  es  entonces,  5p4;;    pero como se trata de los números cuánticos del antepenúltimo electrón, para el último será 5p6. Para  saber  el  número  de  electrones  escribiremos  la  configuración   electrónica  de  acuerdo  al  orden  de  construcción  hasta  llegar  a  la  notación  5p6.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 Solución: Si   sumamos   el   número   de   electrones   presentes   en   esta   configuración   electrónica,   tendremos   como  número  total  54  electrones,  que  corresponden  al  elemento  Xenón.

Ejercicio Nº 4.10 Con  ayuda  de  la  tabla  periódica,  precise  el  número  correcto  de  partículas  de  cada  ion  y  luego   elija  la  opción  que  no  corresponde. a)

El 35Cl1-  tiene  17  protones  y  18  electrones;;

b)

El 14N  tiene  8  neutrones  y  8  electrones;;

c)

El 126Te  tiene  52  protones    y  74  neutrones;;

d)

El 27Al3+  tiene  10  electrones  y  14  neutrones;;

e)

El 40Ca2+ tiene 20 neutrones y 20 electrones.

Análisis: Con  la  ayuda  de  la  tabla  periódica,  se  debe  considerar  el  número  atómico  de  cada  elemento,  que   a su vez corresponde al número de protones y además anotar el número de masa, pues representa la  suma  de  la  cantidad  de  protones  y  de  neutrones  en  el  núcleo,  finalmente  solo  queda  efectuar   el cálculo correspondiente.

81

Solución: El átomo de cloro tiene el número atómico 17, por lo tanto tiene 17 protones, 17 electrones y 18  neutrones,  dado  que  el  número  de  masa  es  35. El  átomo  de  nitrógeno  tiene  el  número  atómico  7,  por  lo  tanto  tiene  7  protones,  7  electrones  y   7  neutrones,  debido  a  que  el  número  de  masa  es  14. El átomo de telurio tiene el número atómico 52, por lo tanto tiene 52 protones, 52 electrones y 74  neutrones,  ya    que  el  número  de  masa  es  126. El  átomo  de  aluminio  tiene  el  número  atómico  13  y  el  número  de  masa  27;;  por  lo  que  el  ion     Al3+ posee 13 protones, 10 electrones y 14 neutrones. El átomo de aluminio tiene el número atómico 10, por lo tanto tiene 10 protones, 10 electrones y 17 neutrones. El átomo de calcio tiene el número atómico 20, por lo tanto tiene 20 protones, 20 electrones y 20 neutrones. De  acuerdo  a  los  datos  expuestos,  estos  no  corresponden  para  el  átomo  de  nitrógeno.

82

4.8

Ejercicios para resolver 1.  

Preguntas  sobre  aspectos  claves  del  átomo  y  su  estructura.

a)  

¿Cuáles  son  los  electrones  de  valencia  de  un  átomo?  

b)  

¿Qué  es  un  nivel  de  energía?

c)  

¿Cuál  es  el  número  máximo  de  electrones  permitidos  por  nivel  de    energía?  

d)  

¿Qué  relación  guarda  el  último  nivel  de  energía  con  los  electrones  de  valencia  de  un  átomo?  

e)  

¿Qué  es  un  subnivel  de  energía?  

f)  

¿Cuántos  subniveles  de  energía  le  corresponden  a  cada  nivel  principal?  

g)  

¿Qué  son  números  cuánticos?  

h)  

¿Cuántos  números  cuánticos  existen  y  cuál  es  su  significado?  

i)  

¿Qué  es  un  orbital  y  qué  es  un  diagrama  de  orbital?  

j)  

¿Cuál  es  la  relación  entre  el  subnivel  de  energía  y  un  orbital?  

k)  

¿Cuáles  son  los  tipos  de  orbitales?  

l)  

¿Cuál  es  el  significado  del  principio  de  exclusión  de  Pauli?  

m)  

¿Cómo  se  aplica  la  regla  de  Hund?  

n)  

¿Cómo  se  relaciona  la  configuración  electrónica  de  un  elemento  con  su  ubicación  en  la  tabla   periódica?  

o)  

¿Cuál  es  el  orden  de  llenado  de  los  orbitales?  

p)  

¿Es  cierto  que  los  orbitales  4s  se  llenan  primero  que  los  3d?    Explique.

q)  

¿Puede  afirmar  que  el  último  electrón  de  un  átomo  de  potasio  está  ubicado  en  el  orbital  4s?  

r)  

¿Es   cierto   que   los   últimos   6   electrones   del   elemento   neón   completan   el   segundo   nivel   de   energía?  

83

2.  

s)  

¿Confirma  Ud.  que  el  electrón  que  está  en  el  orbital  3p  es  más  energético  que  un  electrón  que   está  en  el  orbital  3s?

t)  

¿Podría  Ud.  asegurar  que  el  último  electrón  del  elemento  carbono  está  en  el  subnivel  2p?

Lea    detenidamente  las  siguientes    aseveraciones    y    seleccione  las  correctas:

3.  

a)  

La    energía  total  de  un  electrón  no  cambia  cuando    se  mueve  de  un  nivel  a  otro;;

b)

La mecánica de ondas proporciona tres números cuánticos para describir los orbitales electrónicos;;

c)  

La  subcapa  4s  posee  una  energía  ligeramente  más  baja  que  la  3d;;

d)  

Si  dos  electrones  ocupan  el  mismo  orbital,  éstos  deben  tener  espines  opuestos;;

e)  

El   método   Aufbau   consiste   en   la   construcción   progresiva   para   asignar   la   configuración   electrónica  en  orden  de  número  atómico  creciente;;  

f)  

Los  electrones  en  los  átomos  se  encuentran  en  niveles  de  energía  específicos;;

g)  

Los  electrones    que  se  encuentran  en  el  nivel  de  energía  externo  se  conocen  como  electrones   de  valencia;;

h)  

Cuando  existen  orbitales  disponibles  de  idéntica  energía,  los  electrones  ocupan  inicialmente   cada  orbital  en  forma  de  pares;;

i)  

La  mecánica  cuántica  postula  que  no  es    posible  determinar  exactamente  la  posición  de  un   electrón  dentro  de  un  átomo;;

j)  

De  Broglie  determinó  que  los  electrones  exhiben  características  de  onda  así  como  propiedades   de masa.

Entre  los  siguientes  enunciados,  ¿hay  alguno  incorrecto?

4.  

a)  

El  átomo  es  una  partícula  que  mantiene  su  identidad  durante  reacciones  químicas;;

b)  

Un  compuesto  es  una  sustancia  formada  por  átomos  de  dos  o  más  elementos;;

c)

En un elemento todos los átomos son de una misma clase.

Los  átomos  de  una  misma  clase  tienen  las  mismas  propiedades.  Un  átomo  de  un  elemento  X    tiene   18  electrones  y  el  número  de  masa  40  y  una  carga  de  +  2.  ¿Cuál  es  el  elemento? Nota: La  carga    corresponde  al  número  de  oxidación  del  átomo  del  elemento.

84

5.  

Determine  la  masa  atómica  promedio  del  elemento  A.  A  a  partir  de  los  datos  de  la  tabla  compare   las  masas  atómicas  en  una  tabla  periódica  e  indique  de  que  elemento  se  trata.   Isótopo

6.  

7.  

8.  

Masa (uma)

Abundancia %

24A

23.9850

78.99

25A

24.9858

10.00

26A

25.9826

11.01

¿Cuál  de  los  siguientes  enunciados  no  es  correcto? a)  

Un  campo  eléctrico  es  capaz  de  desviar  los  rayos  que  se  originan  en  el  cátodo;;

b)  

Los  rayos  catódicos  se  desvían  al  colocar  un  imán  cerca  del  tubo;;

c)  

Las  partículas  emitidas  por  el  cátodo  tienen  diferente  masa  y  carga;;

d)  

Los  rayos  catódicos  son  partículas  fundamentales  de  la  materia  con  carga  negativa.

Revise  el  tema  sobre  las  radiaciones  electromagnéticas,  lea  cada  una  de  las  opciones  y  encuentre     aquella  que  no  es  verdadera. a)  

La  luz  blanca  es  una  mezcla  de  radiaciones  de  todas  las  longitudes  de  onda  de  la  luz  visible;;  

b)  

El   espectro   electromagnético   continuo   está   constituido   por   energías   radiantes   que   se   manifiestan  a  través  de  diferentes  colores;;

c)  

La   frecuencia   de   onda   es   el   número   de   veces   que   ondas   completas   pasan     por   un   punto   determinado  en  un  segundo;;

d)  

La  radiación  infrarroja  viaja  a  través  del  vacío  a  una  velocidad  de  3.00  x  108  m/s;;

e)  

Los  rayos  gamma  son  radiaciones  de  menor  energía  que  los  rayos  X;;

f)

Las partículas A  llevan  dos  unidades  de  carga  positiva  y  tienen  la  misma  masa  que  un  átomo   de  helio;;

g)  

Las   partículas   B   son   partículas   de   carga   negativa   y   tienen   las   mismas   propiedades   de   los   electrones.

¿Cuál  es  la  configuración    electrónica  de  los  siguientes  iones:   Co2+;;  Ni2+;;  Fe3+;;  Cu1+;;  Cr3+.

85

9.  

Seleccione  el  elemento  cuya  configuración  electrónica  es  incorrecta: Fósforo:    1s2 2s2 2p6 3s2 3p3;; Flúor:    

[He] 2s2 2p3;;  

Galio:

[Ar] 4s2 3d10 4p1;;  

Potasio: [Ar] 4s1;; Radio:

[Rn] 7s2.

10.   ¿Cuál  de  los  siguientes  elementos  tiene  el  mayor  número  de  electrones  no  apareados?     Cobre,  manganeso,  zinc,  vanadio,  arsénico.  

11.  

De  acuerdo  a  los  datos  de  la  siguiente  tabla  identifique  los  elementos  que  corresponden  a  los  átomos   A, B y C.

Átomos

Número de protones

Número de neutrones

Átomo A

16

16

Átomo B

11

Número de electrones

Número de masa

Carga  total   del átomo 0

23

Átomo C

18

35

–1

12.   Complete  la  tabla  e    identifique  el  nombre  del    elemento  que  corresponde  a  cada  átomo  utilizando   los  siguientes  datos:

Átomos

Numero de masa

A

197

B C D

86

Número de protones

Número de electrones

Número de neutrones

79

118

28 66

31 30

37

48

Carga  total   del átomo

CAPÍTULO #

5

La tabla y ley periódica Sumario 5.1

Grupos o familias y períodos

5.2

Ley periódica y las bases del ordenamiento periódico

5.3

Elementos de transición

5.4

Elementos de transición interna

5.5

Gases nobles

5.6

Ejercicios de aplicación

5.7

Ejercicios para resolver

La tabla periódica ofrece una gran ventaja porque nos permite predecir las propiedades de los elementos con sólo conocer su posición dentro de ella, además de facilitar la comparación. El tamaño atómico, el potencial de ionización, la afinidad   electrónica,   la   electronegatividad,   el   punto de fusión y el de ebullición, son algunas de las propiedades que se conocen como PROPIEDADES PERIÓDICAS. A partir de las repeticiones periódicas de las propiedades químicas de los elementos, Mendeleyev propuso su tabla en orden de la masa atómica. Actualmente los elementos se encuentran en la tabla periódica ordenados por su número atómico en un esquema compuesto por 7 períodos horizontales y 18 grupos verticales y 1 grupo adicional constituidos por 2 series de elementos: los lantánidos y los actínidos. 87

5.1

Grupos o familias y períodos En la tabla periódica de los elementos las columnas verticales se las llama grupos o familias químicas. Los elementos de una misma familia presentan similitud en sus propiedades químicas y desde el punto de vista electrónico, presentan la  misma  secuencia  de  sus  orbitales  y  difieren  en  el  número  de  capas   o niveles de energía. En la tabla existen 18 grupos, del 1 al 18, pero también se acostumbra a designar a las familias de los elementos representativos con números romanos seguidos de la letra A. (Las dos primeras columnas y las últimas seis). Los  metales  de  transición    se  los  identifica  por  el  número  romano   seguidos por la letra B. Los períodos (hileras horizontales) indican las órbitas o niveles de energía donde se distribuyen los electrones que se mueven en torno del núcleo de los átomos. Un período presenta una variación en cuanto a propiedades físicas y químicas y cada uno incluye un gas noble incoloro y no reactivo. La tendencia en un período va desde el carácter metálico hacia el carácter no metálico considerando un recorrido de izquierda a derecha.

5.2

Ley periódica y las bases del ordenamiento periódico

La tabla periódica moderna permite reconocer con facilidad las propiedades similares de algunos elementos y establecer las diferencias entre ellos.

Las propiedades que se pueden distinguir mediante la tabla periódica son muchas, pero en esta unidad solo trataremos las siguientes:

88

Tamaño atómico

Aumento

Disminución Aumento

Dentro de un mismo PERÍODO, el tamaño atómico tiende a disminuir conforme aumenta el número atómico, debido a que cada elemento de un período tiene un protón más que el elemento que lo antecede. El aumento del número de cargas positivas en el núcleo produce mayor atracción de los electrones hacia él, disminuyendo el volumen del átomo. Dentro de un mismo GRUPO, el tamaño atómico aumenta conforme lo hace el número atómico, debido a que con cada período se agrega un nivel de energía ocupado por más electrones.

Tamaño iónico Para determinar el radio o el tamaño de un ion recordaremos primero que es un ion. El ion es una partícula cargada eléctricamente obtenida de un átomo o de un grupo de átomos enlazados químicamente por adición o remoción de electrones. Cuando un átomo de sodio pierde un electrón se convierte en un ion cargado positivamente, dado que posee un electrón menos que el número de cargas positivas (protones9).

Na Átomo de sodio 11 protones 11 electrones 186 pm de radio

Na+ Ion de sodio 11 protones 10 electrones 95 pm de radio

Cuando un átomo de cloro gana un electrón se convierte en un ion cargado negativamente, dado que posee un electrón más que el número de protones.

Cl Átomo de cloro 17 protones 17 electrones 99 pm de radio

ClIon de cloro 17 protones 18 electrones 181 pm de radio

Un átomo que pierde un electrón se convierte en un ion cargado positivamente, llamado catión. Los átomos metálicos se caracterizan por la tendencia a ceder electrones de valencia y formar cationes. Un átomo que toma un electrón extra se convierte en un ion cargado negativamente, llamado anión. Los átomos no metálicos son los que tienden a ganar electrones para formar aniones. El tamaño iónico depende si el átomo gana o pierde uno o más electrones. En el caso de que un átomo pierda un electrón, el mayor número de protones ejercen una fuerza mayor de atracción haciendo que el radio se contraiga.

89

Por el contrario, si un átomo gana un electrón, la menor cantidad de protones no atrae en forma suficiente  a  la  mayor  cantidad  de  electrones  haciendo  que  el  tamaño  aumente;;  además  de  que   la mayor cantidad de cargas negativas (electrones) en la capa electrónica incrementan las fuerzas de repulsión con el correspondiente aumento del tamaño del anión. En  el  siguiente  gráfico  observamos  los  tamaños  atómicos  e  iónicos  que  nos  facilitan  la  comparación  entre   ellos: 1

2

3

4

5

6

8

7

9

10

11

12

13

14

15

16

17

H

He

128

78 0,00066

Li

Be

152

58 112

Na

Mg

K

Ca

191

235

102 160

138 197

Rb

250

272

149 215

Cs

170

18

27

Sr

Ti

83 147

Y

Zr

La

Hf

Ac

Rf

182 103 160

116 188 122 159

Ba

224

Sc

72 184

100

B

88

136 188 118 150

69 135

V

Nb

87 147

Ta

84 147

Db

67 138

Cr

Mn

59 129

Mo

69 140

W

64 141

Sg

18 132

56 137

Tc

62 135

Re

62 137

Ru

56 134

Os

60 135

Bh

86 128

Fe

54 128

Hs

83 126

Co

57 125

Rh

54 134

Ir

67 136

Ni

64 125

Pd

67 137

66 139

Pt

Cu

62 128

Ag

64 144

Au

70 144

Zn

72 137

Al

83 143

Cd

Ga

Hg

In

89 152 103 153

90 155 110 167

Tl

80

171

12 77

C

N

Si

P

Ge

As

Sn

Sb

Pb

Bi

260 74

171 66

O

F

S

Cl

Ar

Se

Br

Kr

Te

I

Xe

140 64

53 118 271 110 212 104 184 99

62 122 272 121

72 158 294 141

88 175 132 182

133 ---

181 174

222 119 198 114 196 ---

245 137 221 133

Po

96 167 320

Ne

At

---

---

---

---

220 218

--- ---

----

Rn

---

---

Gráfico 5.1: Datos de los radios atómicos e iónicos de los elementos

Energía o potencial de ionización Es la energía mínima que se necesita para remover un electrón de mayor energía de un átomo neutro en el estado gaseoso.

+

Energía

m

K+

+

e-

Disminución

K

Aumento

Dentro de cada PERÍODO, la energía de ionización de los elementos aumenta conforme lo hace el número atómico. Dentro de un mismo GRUPO, la energía de ionización de los elementos disminuye conforme aumenta el número atómico.

Afinidad electrónica

Cl (g)

+

e-

m

Cl- + Energía

En casi todos los casos se libera energía cuando se agrega un electrón.

90

Disminución

Es el cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a  un  átomo  gaseoso  y  mide  la  atracción    o  afinidad    del  átomo  por   el electrón añadido.

Aumento de la liberación de energía

Las  afinidades  electrónicas  se  hacen  más  negativas  de  izquierda  a  derecha  a  lo  largo  de  un   período    en  la  tabla  periódica  (excluyendo  a  los  gases  nobles).  Esto  significa  que  los  elementos   representativos de los grupos IA a VIIA (grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17) muestran mayor atracción para un electrón  adicional  conforme  avanzan    de  izquierda  a  derecha.  Los  halógenos  que  tienen  la  configuración   electrónica externa ns2np5,  tienen  afinidades  electrónicas  de  tipo  más  negativo,  forman  aniones  estables   con  la  configuración  de  un    gas  noble.

5.3

Elementos de transición Se ubican en la parte central de la tabla periódica, en los grupos identificados  con  un  número  romano  y    la  letra  “B”  o  grupos  3   al   12.   La   expresión   general   de   su   configuración   electrónica   es

ns2 np6(n-1)d10. La densidad, el punto de fusión y el punto de ebullición aumentan primero y disminuyen dentro de cada período conforme aumenta el número atómico. Son menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos y más quebradizos. Los metales de transición pueden perder dos electrones de valencia del subnivel s, más externo, además de electrones d retenidos con poca fuerza en el siguiente nivel energético más bajo. El cobre, la plata y el oro son buenos conductores de electricidad y calor, y se utilizan como metales de acuñación. Otros metales de transición como el cromo, hierro, cobalto, níquel y zinc son empleados en diversas herramientas y como recubrimiento metálico.

5.4

Elementos de transición interna Estos   elementos   forman   dos   filas   en   la   parte   inferior   de   la   tabla   periódica  y  su    configuración  electrónica  correspondiente  es:

ns2 np6(n-1)d10 (n-2)f14 Después del lantano (57), la serie de elementos que lo siguen se denominan lantánidos (número atómico 58 al 71).

91

De igual manera, después del actinio (89), la serie de elementos que lo siguen se denominan actínidos (número atómico 90 al 103). Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados, sus propiedades similares impide su fácil separación, son blandos y maleables.

5.5

Gases nobles Son gases monoatómicos que a excepción del helio presentan la configuración  electrónica ns2np6. Todos poseen un nivel energético externo lleno de electrones (2 en el helio y 8 en los demás), lo que explica su naturaleza no reactiva que los hace muy valiosos. Cerca del 1% de la atmósfera de la tierra es argón y los otros gases se encuentran en cantidades muy pequeñas.

5.6

Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 5.1 ¿Es cierto que los elementos se encuentran ordenados en la tabla periódica en forma creciente de acuerdo a sus masas atómicas? Análisis: Inicialmente Mendeleyev ordenó los elementos en la tabla de acuerdo a sus masas atómicas, pero en el ordenamiento actual, los elementos de la tabla periódica se organizan en forma creciente de sus números atómicos, que corresponde al número de protones que cada elemento conserva en el núcleo. Solución: Por lo tanto, la respuesta a la interrogante es negativa.

92

Ejercicio Nº 5.2 ¿Es cierto que los elementos hierro, níquel y cobalto según su ordenamiento periódico son representantes de los metales alcalinotérreos? Análisis: Los elementos de la tabla periódica se encuentran agrupados de acuerdo a la similitud de sus características físicas y químicas en 18 grupos o familias: Grupo 1 (I A): Elementos alcalinos. Grupo 2 (II A): Elementos alcalinotérreos. Grupo 3 al 12 (III B al VIII B, I B, II B) Metales de transición. Grupo 13 (III A): Elementos térreos o grupo del boro. Grupo 14 (IV A): Elementos carbonoides o grupo del carbono. Grupo 15 (V A): Elementos nitrogenoides o grupo del nitrógeno. Grupo 16 (VI A): Elementos calcógenos o anfígenos. Grupo 17 (VII A): Elementos halógenos. Grupo 18 (VIII A): Gases nobles. Grupo adicional: Tierras raras: lantánidos y actínidos.

Solución: Los elementos hierro, níquel y cobalto se encuentran en la tabla periódica en el grupo VIII B, por lo tanto  pertenecen  al  grupo  de  los  metales  de  transición  y    no  al  grupo  de  los  metales  alcalinotérreos;;     entonces el enunciado es falso.

Ejercicio Nº 5.3 Clasifique  de  acuerdo  a  las  propiedades  físicas  los  elementos  de  la  siguiente  lista:  europio,  terbio,   silicio, oxígeno, azufre, cloro, bromo, yodo, cromo, cobalto, arsénico, cobre. Análisis: Utilizando la tabla periódica podemos ubicar los elementos de la lista y agruparlos por categorías de acuerdo a sus características físicas y químicas. Solución: Según  la  clasificación    descrita  en  la  lista  se  encuentran  dos  lantánidos,  tres  halógenos,  tres    metales   de transición, cinco no metales y un metaloide: Metales: cromo, cobalto y cobre. No metales: silicio, oxígeno y azufre. Halógenos: cloro, bromo y yodo. Lantánidos: europio y terbio Metaloides: arsénico.

93

Ejercicio Nº 5.4 Entre las siguientes alternativas, escoja aquella(s) que detalla(n) una propiedad no aplicable a los metales. a)   Son  maleables  y  dúctiles;; b)  Todos  son  sólidos    a  temperatura  ambiente;; c)   Poseen  elevada  conductividad  eléctrica;; d)  La  superficie  de  los  metales  posee  un  lustre  brillante;; e)   No  son  elementos  diatómicos;; f)   Se  combinan  entre  ellos  para  formar  compuestos;; g) Son buenos conductores del calor. Análisis: En  función  de  las  propiedades  físicas  los  elementos  se  clasifican  en  metales,  no  metales  y  metaloides,   los cuales presentan algunas características físicas típicas: Metales: la mayoría de los metales son buenos conductores de calor y electricidad, son maleables y  dúctiles,  la  superficie  posee  un  lustre  brillante,  los  metales  son  sólidos  a  temperatura  ambiente  a   excepción del mercurio, tienen densidad y punto de fusión alto. No metales: estos elementos se encuentran hacia la parte derecha de la tabla, no conducen el calor ni la electricidad, no son sólidos maleables, algunos son gases a temperatura ambiente y un elemento, el bromo es líquido. Los metaloides: son elementos que se encuentran en la tabla en una franja diagonal escalonada entre los metales y no metales, tienen apariencia metálica y se comportan como ellos, pero también tienen propiedades no metálicas. Solución: De acuerdo a lo descrito, los metales presentan las siguientes características: son maleables, dúctiles,  de  superficie  brillante,  tienen  elevada  conductividad  eléctrica,  son  buenos  conductores   del calor, no son elementos diatómicos y entre ellos no se combinan para formar compuestos. Entre los metales, el mercurio se presenta en estado líquido, por lo que la opción b no aplica.

94

Ejercicio Nº 5.5 Con ayuda de la tabla periódica y las tendencias en el tamaño de los átomos señaladas en este capítulo analice las siguientes opciones y encuentre aquella que es incorrecta: a)   El  radio  de  un  átomo  de  calcio  es  mayor  que  un  átomo  de  bromo;; b)   El  tamaño  de  un  átomo  de  flúor  es  menor  que  un  átomo  de  litio;; c)   El  tamaño  de  un  átomo  de  boro  es  menor  que  un  átomo  de  oxígeno;; d)   El  tamaño  de  un  átomo  de  potasio  es  menor  que  un  átomo  de  rubidio;; e)   El  tamaño  de  un  átomo  de  flúor  es  menor  que  un  átomo  de  cloro;; f)   El  tamaño  de  un  átomo  de  boro  es  mayor  que  un  átomo  de  flúor. Análisis: Las  opciones  se  refieren  a  las    tendencias  del  tamaño  atómico  de  los  elementos    a  lo  largo  de  la   tabla periódica. Inicialmente hay que ubicar los elementos de la tabla periódica y luego establecer la tendencia de acuerdo a la cantidad de electrones que posee, según la posición en el grupo y en el período  o  usar  directamente  la  tendencia  descrita  en  el  gráfico  5.1. En forma general el tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha dentro de un período y aumenta conforme se avanza en un grupo. Solución: Luego del análisis conviene elaborar una tabla y buscar la opción incorrecta, que en este caso es la c, ya que el tamaño del átomo de oxígeno es menor que el átomo de boro.

Elemento

Grupo

Tendencia

Elemento

Grupo

Ca

II A

>

Br

VII A

F

VII A

<

Li

IA

B

III A

>

O

VI A

K

IA

<

Rb

IA

F

VII A

<

Cl

VII A

B

III A

>

F

VII A

95

Ejercicio Nº 5.6 Elija la opción incorrecta: a)   El  radio  de  un  ion  de  magnesio  es  menor  que  el  radio  de  un  átomo  de  magnesio;; b)   El  radio  iónico  del  sodio  es  menor  que  el  del  ion  de  magnesio;; c) El radio iónico del Cl- es menor que el del ion de P3-;; d)   El  radio  de  un  ion  de  flúor  es  mayor  que  un  ion  de  sodio;; e) El tamaño de un ion de Mg2+ es menor que un ion de Al3+.

Análisis: Para determinar el radio o el tamaño iónico recordemos primero que es un ion monoatómico. Un ion monoatómico es un átomo con carga positiva o negativa a causa de la pérdida o ganancia de uno o varios electrones. Todo átomo es una partícula neutra, con igual número de cargas positivas y negativas y cuando pierde o acepta uno o más electrones se altera el equilibrio de las cargas dando lugar a la mayor o menor atracción de las partículas positivas del núcleo con las negativas que se encuentran al exterior del núcleo. Si el núcleo posee mayor número de protones que de electrones situados en la capa electrónica, la atracción será mayor y por lo tanto la partícula contrae. Si por el contrario los electrones están en mayor cantidad, la atracción es menor y el tamaño aumenta. Hay que considerar  además  que    la  mayor  cantidad  de  electrones  produce  mayor  repulsión;;  ya  que  se  trata   de partículas de igual carga, por lo tanto se produce un aumento en el tamaño de la partícula. Solución: Luego del análisis se establece que las opciones b y e son incorrectas, ya que el radio iónico del sodio es mayor que el del ion de magnesio y el tamaño de un ion de Mg2+ es mayor que un ion de Al3+, tal como se indica en la siguiente tabla.

96

Iones

Grupo

Tendencia

Átomo  ⁄∕  Iones

Grupo

Mg2+

II A

<

Mg

II A

Na+ Cl-

IA

>

II A

VII A

<

Mg2+ P3-

VA

F-

VII A

>

Na+

IA

Mg2+

II A

>

Al3+

III A

Ejercicio Nº 5.7 Realice la lectura de los siguientes enunciados, elabore una tabla y luego decida si éstos son verdaderos (V) o falsos (F). a)   Los  grupos  de  la  tabla  periódica  reúnen  elementos  que  poseen  propiedades  semejantes;; b)

A lo largo de un grupo la energía de ionización disminuyen cuando los radios atómicos aumentan;;

c)

La energía de ionización es una medida de la variación de la energía cuando un átomo en estado  gaseoso  pierde  un  electrón;;

d)   Los  metales  alcalinos  al  perder  un  electrón  presentan  la  configuración  electrónica  del  gas   noble  que  lo  antecede;; e)

Cuanto mayor es el número cuántico principal de una capa electrónica, el radio atómico disminuye;;

f)   Conforme  se  avanza  de  izquierda  a  derecha  en  un  mismo  período,  la  afinidad  electrónica   disminuye;; g)

Conforme aumenta el nivel de energía, aumenta el potencial de ionización.

Análisis: Además  de  las  definiciones  de  los  tipos  de  energía,  es  necesario  recordar  tanto  el  significado  de   la ubicación de los datos de la energía como el de los signos cuando acompañan dichos datos. Cuando una ecuación incluye datos de energía, éstos han de leerse de la siguiente manera: si están  antes  de  la  flecha  significa  que  es  la  cantidad  de  energía  que  se  requiere  para  que  la  reacción   se  efectúe,  pero  si  aparece  después  de  la  flecha  significa  que  es  la  cantidad  de  energía  que  se   desprende (o se libera) durante la reacción. Generalmente  los  datos  de  energía  como  calor  de  combustión,  entalpía  de  reacción,    afinidad   electrónica, etc., se acostumbra a escribirlos fuera de la ecuación, pero se añade el signo + (positivo) o – (negativo) para indicar en el primer caso que la energía es requerida (reacción endotérmica) y en el segundo caso que se libera (reacción exotérmica). Para  resolver  este  ejercicio  conviene  revisar  las  definiciones  de    reacción,  analizar  el  significado   de los valores de la energía, que vienen dados con signo positivo o negativo. Para  realizar  el  análisis  de  los  enunciados  es  necesario  complementar  la  definición  de  la  energía   (energía  o  potencial  de  ionización  y  afinidad  electrónica)    con    la  tabla  periódica  a  la  mano. a)

La tabla periódica es una buena herramienta que nos permite predecir las propiedades generales de acuerdo al grupo, esto se debe a que todos los elementos presentan la misma cantidad  de  electrones  de  valencia  aunque  difieren  en  el  nivel  de  energía.

97

b)

Mientras los átomos más grandes son, mayor es la distancia entre el núcleo (cargas positivas) y los electrones de valencia, por lo que la energía que se requiere para remover uno o más electrones es menor.

c)   Aquí  se  trata  de  la  definición  correcta  de  la  energía  de  ionización. d)

Los elementos del grupo 1 solo tienen un electrón en su último nivel, que deben perderlo para  lograr  la  configuración  electrónica  del  gas  noble  del  período  anterior.  

e)

Mientras mayor es el número cuántico principal más alto es el nivel de energía, esto significa  avanzar  en  períodos,  lo  que  a  su  vez  equivale  al  aumento  del  radio.  

f)   Avanzar   de   izquierda   a   derecha   significa   observar   que   los   elementos   van   perdiendo   la   facilidad  para  ceder  electrones  y  más  bien  presentan  la  tendencia  para  aceptar  electrones;;   para lo cual se requiere menor cantidad de energía. Si expresamos esta tendencia en términos de datos negativos, éstos serán numéricamente mayores.  g)   Este  enunciado  manifiesta  lo  contrario  a  lo  indicado  en  el  literal  b. Solución: Conforme lo indicado en el análisis se agrega en una tabla las correspondientes soluciones: Los grupos de la tabla periódica reúnen elementos que poseen propiedades semejantes;; A lo largo de un grupo la energía de ionización disminuye cuando el radio atómico aumenta;; La energía de ionización es una medida de la variación de la energía cuando un átomo  en  estado  gaseoso  pierde  un  electrón;; Los  metales  alcalinos  al  perder  un  electrón  presentan  la  configuración  electrónica   del  gas  noble  que  lo  antecede;; Cuanto mayor es el número cuántico principal de una capa electrónica, el radio atómico  disminuye;; Conforme   se   avanza   de   izquierda   a   derecha   en   un   mismo   período,   la   afinidad   electrónica  disminuye;; Conforme aumenta el nivel de energía, aumenta el potencial de ionización.

Ejercicio Nº 5.8 ¿Es cierto que cuanto mayor es el número cuántico principal de una capa electrónica, el radio atómico aumenta?

98

V V V V F V F

Análisis: Los  elementos  de  la  tabla  periódica  tienen  una  configuración  electrónica  que  depende  del  número   de electrones que posee, éstos van llenando los orbitales de cada subnivel de energía (s, p, d y f), que a su vez conforman un nivel determinado de energía coincidente con cada período de la tabla periódica. Mientras se avanza en un grupo de tabla periódica -de arriba hacia abajo- se van agregando electrones que se ubican en nuevos niveles de energía en el átomo, por lo que el átomo gana en volumen. Solución: De acuerdo a la descripción del número cuántico principal, éste número es mayor, mientras se agregan niveles de energía y como consecuencia de ello, el radio atómico aumenta.

Ejercicio Nº 5.9 Con los datos del punto de fusión de algunos elementos compruebe que esta característica es una propiedad periódica. Grupo

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

Elemento

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Punto de fusión

179

1278

2300

3350

–210

–218

–220

–249

Elemento

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Punto de fusión

98

651

660

1410

590

119

–101

–189

Análisis: Antes de analizar los datos es conveniente asegurarse que los elementos sigan el ordenamiento de la tabla periódica por grupo o período. Los datos de temperatura del punto de fusión de los elementos están ordenados por período de izquierda a derecha y por grupo. Esta observación nos permite relacionar los datos: a)   Por  período  (fila),  aquí  se  establece  que    los  datos  muestran  un  incremento  del  punto   de fusión desde el primer al cuarto elemento y luego decrece del quinto al octavo elemento. Este comportamiento se mantiene haciendo la misma comparación con el siguiente período.

99

b)

Por grupo (columna). Aquí se observa que el punto de fusión de los elementos decrece de arriba hacia abajo en todos los grupos.

Solución: De acuerdo a las comparaciones, podemos concluir que los datos del punto de fusión de los elementos explican la periodicidad de la indicada propiedad física con respecto al orden de los elementos en la tabla periódica.

Ejercicio Nº 5.10 Las  siguientes  partículas  son  isoelectrónicas,  es  decir  tienen  la  misma  configuración  electrónica,   ordénelas según su radio decreciente: F-, Na+, Mg2+, O2-. Análisis: El tamaño iónico depende de la carga nuclear de las partículas, del número de electrones y de los  orbitales  en  los  que  residen  los  electrones  de  la  capa  exterior.  Los  radios  iónicos;;  en  general,   aumentan al avanzar por un grupo y disminuyen a lo largo de un período. Iniciaremos  revisando  la  configuración  electrónica  de  las  partículas  indicadas:   F- : [He] 2s22p6;;    

Na+: [He] 2s22p6;;        

Mg2+: [He] 2s22p6;;      

O2-: [He] 2s22p6

Dado que todas las partículas tienen el mismo número de electrones, la carga juega un papel importante. Para iones con diferente carga hay que establecer la relación entre la carga positiva del núcleo y la carga negativa de los electrones. Para iones con menor número de electrones, el tamaño de los iones disminuye. Para mayor número de electrones, el radio de los iones aumenta debido al mayor volumen resultante de la repulsión de las cargas negativas. Solución: De acuerdo a lo descrito el radio iónico disminuye en el siguiente orden: O2-, F-, Na+, Mg2+. En forma general, podemos concluir que los cationes son más pequeños y los aniones son más grandes que los respectivos átomos neutros.

100

5.7

Ejercicios para resolver 1.

2.

Prepare un resumen que incluya los siguientes temas y sus relaciones:

a)  

Tabla  periódica;;  

b)  

Ley  periódica;;  

c)  

Energía  o  potencial  de  ionización;;

d)  

Afinidad  electrónica;;  

e)  

Radio  atómico;;  

f)

Radio iónico.

Explique las diferencias entre los siguientes términos:

a)  

Elementos  metálicos  y  no  metálicos;;

b)  

Elementos  metálicos  y  metaloides;;

c)  

Elementos  lantánidos  y  actínidos;;

d)  

Radio  atómico  y  radio  iónico;;

e)

Catión y anión.

3.

Investigue las tendencias que sigue la energía de ionización de los elementos de la tabla periódica, luego  reflexione  si  ésta  disminuye  cuando  los  radios  atómicos  de  los  elementos  aumentan.

4.

Entre los siguientes elementos, indique aquellos que presentan carácter metálico: azufre, antimonio, selenio, estaño y estroncio.

5.

En la siguiente lista de elementos, determine la cantidad de elementos que corresponden a los lantánidos, metales de transición, metaloides: cerio, titanio, terbio, tecnecio, paladio, polonio, cadmio, tungsteno, germanio, neodimio.

6.  

¿Cuál  es  el  estado  de  agregación  del  elemento  que  presenta  la  siguiente  configuración  electrónica?   1s22s22p63s23p6.

101

7.

Entre las siguientes opciones, ¿cuál es la incorrecta?

8.

a)  

El  tamaño  de  un  átomo  de  potasio  es  menor  que  un  átomo  de  rubidio;;

b)  

El  tamaño  de  un  átomo  de  flúor  es  menor  que  un  átomo  de  litio;;

c)

El tamaño de un átomo de aluminio es menor que un átomo de carbono.

Analice las siguientes opciones. ¿Cuál es la incorrecta?

9.

a)  

El  radio  de  un  ion  de  magnesio  es  menor  que  el  radio  de  un  átomo  de  magnesio;;

b)  

El  radio  iónico  del  sodio  es  menor  que  el  del  ion  de  magnesio;;

c)

El radio iónico del cloro es menor que el del ion de fósforo.

¿Cuáles son los elementos ubicados en el mismo grupo de la tabla periódica de acuerdo al siguiente listado? 4Be, 19K, 20Ca, 8O, 22Ti, 30Zn, 28Ni, 34Se, 25Mn, 18Ar, 35Br, 16S, 53I.

10.   ¿Cuál  de  estos  elementos  tiene  la  afinidad  electrónica  mas  negativa?:  B,  N,  S,  K,  Rb.

11.  

Especifique    cada  uno  de  los  siguientes  enunciados    como  verdadero  (V)  o  falso  (F)  y  compruebe  la   asignación mediante el uso de la tabla periódica.

Enunciado Los lantánidos y actínidos son parte de los períodos 6 y 7 de la tabla periódica El níquel, hierro, cromo y silicio, como todos los metales, son buenos conductores del calor y la electricidad El oxígeno, nitrógeno, hidrógeno y helio son elementos diatómicos La tabla periódica consta de 7 períodos y 18 columnas o grupos Los gases nobles son estables porque tienen 8 electrones en su último nivel de energía El mercurio y bromo son elementos que normalmente se encuentran en estado líquido a temperatura ambiente.

102

VóF

CAPÍTULO #

6

Nomenclatura química Sumario 6.1

Reglas para determinar los números de oxidación

6.2

Compuestos binarios: óxidos, sales halógenas, hidruros metálicos y ácidos hidrácidos

6.3

Compuestos ternarios: bases hidróxidos, ácidos oxácidos oxisales

6.4

Hidratos

6.5

Ejercicios de aplicación

6.6

Ejercicios para resolver

o y

El conocimiento de las fórmulas y los nombres de los compuestos nos provee de algunas ventajas: ▪   Facilita  la  lectura  de  textos  relacionados  con   la química. ▪ Nos ayuda a reconocer en forma inmediata las propiedades relevantes de los materiales. ▪ Nos da información especializada, ya que en una fórmula converge el conocimiento sobre la estructura molecular, tipos de enlace, propiedades físicas y químicas de las  sustancias,    la  influencia  sobre  el  medio   ambiente e incluso sobre la importancia económica de su aplicación.

103

La formulación de un compuesto, al igual que su nomenclatura constituye un lenguaje químico sencillo que necesita del conocimiento de los símbolos de los diferentes elementos químicos. Cada compuesto químico  tiene  un  nombre  y  una  estructura  única  que  los  distingue  de  los  demás,  los  identifica  y  evita   ambigüedades. La Unión Internacional de Química Pura y Química Aplicada, IUPAC (International Union of Pure and Applied  Chemistry),  ha  establecido  un  sistema  para  nombrar  y  formular  las  sustancias  químicas,  aunque   existen otros sistemas que todavía se usan.

Cargas de distinto signo se atraen

Cargas del mismo signo se repelen Figura 6.1: Comportamiento de las cargas

La combinación de elementos se representa en una fórmula química que además de indicar los elementos que la forman, proporciona la relación numérica en la que intervienen sus respectivos átomos mediante el uso de subíndices ubicados a la derecha del símbolo químico del átomo o iones. Fundamentalmente  existen  dos  tipos  de  compuestos  químicos,  los  compuestos  orgánicos  y  los  inorgánicos,   de los últimos nos ocuparemos en este capítulo.

6.1

Reglas para determinar los números de oxidación De forma general a cada elemento dentro de un compuesto se le asigna un número positivo o negativo denominado número o grado de oxidación, el mismo que representa el número de electrones con los que un átomo participa en la formación de un compuesto. El número de oxidación del elemento guarda relación con su posición dentro de la tabla periódica, lo que facilita la deducción de las fórmulas químicas. Para asignar los números de oxidación de los elementos existen algunas reglas, las cuales se indican a continuación: Reglas para asignar números de oxidación. ▪     Los  elementos  metálicos  tienen  números  de  oxidación  positivos.  

104

▪     Los  elementos  no  metálicos  pueden  tener  números    de  oxidación  tanto  positivos  como  negativos.   ▪     El  número    de  oxidación  de  un  elemento  sin  combinar  es  cero. ▪     El  número    de  oxidación  del  oxígeno  es  –2,  excepto  en  los  peróxidos  que  es  –1. ▪     El  número    de  oxidación  del  hidrógeno  es  +  1,    excepto  en  los  hidruros  que  es  –1. ▪     El   número     de   oxidación   positivo   de   un   elemento   alcanza   como   máximo   el   valor   del   grupo   (columna)  al  que  pertenece  en  la  tabla  periódica.  En  el  caso  de  que  tome  otros  valores,  éstos  serán   más pequeños. ▪     El  número    de  oxidación  negativo  de  los  elementos  del  grupo  15  (V  A),16  (VI  A)  y  17  (VII  A)  es   –3,  –2  y  –1  respectivamente. ▪     El  número    de  oxidación  de  un  ion  poliatómico  es  igual  a  su  carga. ▪     La  suma  de  los  números  de  oxidación  de  una  fórmula    es  igual  a  cero.

1

2

3

4

H, Na, K, Li, Rb

Be, Ca, Mg, Sr, Ba

B, Al

Si

5

6

1, 3 2, 4

2, 3 3, 5 4, 6

Sn, Pb

2, 3, 2, 3, 4, 6, 4, 6, 7 8

Bi

Elemento de transición Ag

Zn, Cd

Sc, Y, La

Au

Pd, Pt

Rh, Ir

Mn

Ru, Os

Cu, Hg Fe,  Co,  Ni Ti, Zr, Hf V,  Nb,  Ta Cr, Mo, W Tabla 6.1: Números de oxidación de algunos cationes

–  4 C

–  3 N, P, As, Sb

–  2 O, S, Se, Te

–  1 F,  Cl,  Br,  I  

Tabla 6.2: Números de oxidación de aniones

105

6.2 Compuestos binarios: óxidos, sales halógenas, hidruros metálicos y ácidos hidrácidos Los compuestos binarios resultan de la combinación de dos elementos, por esta razón en sus fórmulas intervienen sólo dos símbolos. Para establecer el orden en el que éstos deben escribirse y leerse, la IUPAC ha tomado como base la siguiente secuencia de los diferentes elementos: Metales,  B,  Si,  C,  Sb,  As,  P,  N,  H,  Te,  Se,  S,  I,  Br,  Cl,    O,  F La combinación de los compuestos binarios puede ser entre un metal y un no metal y entre dos no metales. Para mejor compresión se presenta un esquema sobre los tipos de compuestos binarios.

Compuestos Binarios Oxigenados

Óxidos

Metálicos

No Metálicos

No Oxigenados

Sales Binarias

Hidruros

Ácidos Hidrácidos

Esquema 6.1: Tipos de compuestos binarios

Formulación Para formular un compuesto binario se escribe en primer lugar el símbolo del elemento que se encuentra a la izquierda de la secuencia IUPAC y a continuación el símbolo que se ubica hacia la derecha. La fórmula lleva también los números de oxidación de los elementos; que se escriben como subíndices sin considerar el signo. El número de oxidación del primer elemento se utiliza como subíndice del segundo elemento y viceversa. Si uno de ellos o ambos coinciden con la unidad se omiten. Si uno es múltiplo del otro  se  dividen  ambos  por  el  menor  y  el  resultado  queda  como  fórmula  química  definitiva.   Fórmula química

Ax By x : número de oxidación de B y : número de oxidación de A

106

Nomenclatura

Óxidos

Para nombrar los compuestos binarios se puede hacer uso de la nomenclatura sistemática, la Stock y la tradicional. Las dos primeras son recomendadas por la IUPAC, sin embargo, por costumbre se usan todas sin distinción alguna. Para evitar confusiones indicaremos las reglas más utilizadas y fáciles de recordar. Nomenclatura Stock:

Nomenclatura sistemática:

Se nombra en primer lugar la palabra óxido seguido del nombre del metal, en el caso de los metales que solamente tienen un solo número de oxidación (metales  de  los  grupos  I  A,  II  A,    III  A).

En  este  caso  se  antepone  los  prefijos  mono, di, tri, tetra, penta, etc., antes de cada elemento para indicar el número de átomos involucrados en la fórmula.

Ej.: óxido de calcio CaO, óxido de aluminio Al2O3.

Ej.: monóxido de calcio CaO, trióxido de dialuminio Al2O3, tetróxido de dinitrógeno N2O4, pentóxido de difósforo P2O5.

Para nombrar los óxidos de metales que tienen algunos números de oxidación se utiliza la palabra óxido seguido del metal y después en número romano se indica el número de oxidación. También se les llama óxidos a la combinación entre no metales y oxígeno.

Si el segundo elemento tiene como subíndice la unidad,  no  se  aplica  el  prefijo. Ej.: monóxido de carbono CO, trióxido de azufre SO3.

Si  los  subíndices  son  múltiplos,  éstos  se  simplifican.

Compuestos binarios metal – no metal

Ej.:   óxido  de  cobre(I)  Cu2O,  óxido  de  estaño(IV)   SnO2,   óxido   de   cloro(I)   Cl2O, óxido de fósforo(III)  P2O3. Se nombran citando en primer lugar el elemento situado a la derecha en la fórmula seguido de la terminación -uro, luego la preposición de y finalmente   el   elemento   de   la   izquierda.  Al   igual   que en los casos anteriores cuando el elemento tiene un número de oxidación único no es necesario indicarlo, pero si el elemento actúa con distintos números de oxidación, éste se escribirá a continuación en números romanos y entre paréntesis.

Siguiendo las mismas reglas, se antepone los prefijos  mono, di, tri, tetra, penta, etc., antes de cada elemento para indicar el número de átomos involucrados en la fórmula. No es necesario anteponer   el   prefijo,   cuando   el   metal   tiene   un   solo número de oxidación o el subíndice del metal es uno.

Ej.: monosulfuro de cobre CuS, tricloruro de   hierro   FeCl3, ioduro de potasio KI, dinitruro de trimagnesio Mg3N2, disulfuro Ej.:   sulfuro   de   cobre(II)   CuS,   cloruro   de   hierro   de carbono CS2, tribromuro de fósforo (III)  FeCl3, ioduro de potasio KI, nitruro de PBr3. magnesio Mg3N2,   sulfuro   de   carbono(IV)   CS2,  bromuro  de  fósforo(III)  PBr3.

107

Hidruros metálicos

Para nombrar el compuesto se antepone la palabra hidruro, la preposición de y luego el metal. Si el metal actúa con distintos números de oxidación, éste  se  escribe  al  final  en  números  romanos  y  entre   paréntesis. Ej.:     hidruro   de   litio   LiH,   hidruro   de   hierro(II)   FeH2.

Aquí  se  antepone  los  prefijos  mono, di, tri, tetra, penta, etc., antes de cada elemento para indicar el número de átomos involucrados en la fórmula. Ej.: trihidruro de cromo CrH3, monohidruro de cobre CuH, dihidruro de calcio CaH2.

Hidruros no metálicos

Para los compuestos formados por hidrógeno y un no metal de los grupos 13, 14 y 15, llevan un nombre especial: Borano BH3, metano CH4, silano SiH4, amoniaco NH3,   fosfina   PH3, arsina AsH3, estibina SbH3.

108

Para los compuestos formados por hidrógeno y un no metal de los grupos 16 y 17, se nombra la raíz del  elemento  no  metálico  con  la  terminación  –uro y luego de hidrógeno.

Se nombran agregando a la raíz del elemento la terminación -uro de y después la palabra hidrógeno,   precedida   por   el   prefijo   que   corresponda.

Ej.:   fluoruro   de   hidrógeno   HF,   yoduro   de   Ej.: sulfuro de dihidrógeno H2S, bromuro de hidrógeno HBr, hidrógeno HI, seleniuro de hidrógeno H2Se. telururo de dihidrógeno H2Te. Cuando los hidruros no metálicos de los grupos 16 y 17 se encuentran disueltos en agua (disolución acuosa),   se   los   nombra   anteponiendo   la   palabra   ácido seguido de la raíz del compuesto con la terminación  –hídrico.  Estas  combinaciones  binarias  del  hidrógeno  con  los  elementos  F,  Cl,  Br,  I,  S,   Se, Te se los conoce también como ácidos hidrácidos. Los referidos elementos actúan con número de oxidación  -­1  para  el  F,  Cl,  Br,  I  y  -­2  para  el  S,  Se,  Te. Ej.:  cloruro  de  hidrógeno  HCl,  ácido  clorhídrico  HCl(ac);;  yoduro  de  hidrógeno    HI,  ácido  yodhídrico   HI(ac).

Número 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 12 14

Prefijo monoditritetrapentahexaheptaoctanonadecadodecatetradeca-

Tabla 6.3: Prefijos utilizados en la formulación

6.3

Compuestos ternarios: bases o hidróxidos, ácidos oxácidos y oxisales Los compuestos ternarios están formados por la combinación de tres elementos diferentes que se los conoce como: oxácidos, oxisales e hidróxidos.

Formulación de compuestos ternarios Para formular es conveniente aplicar la mismas reglas utilizadas con los compuestos binarios; pero para  ello,  se  puede  considerar  el  anión  poliatómico  como  un  grupo  fijo  con  carga  negativa,  el  metal  o  el   hidrógeno con carga positiva y luego proceder de igual manera: escribir en primer lugar el elemento de carga  positiva  (metal  o  hidrógeno)  y  a  la  derecha  colocar  el  anión  poliatómico.  El  número  de  oxidación   del primer elemento, sin considerar el signo, se escribe como subíndice del símbolo del anión poliatómico y viceversa. Si uno de ellos o ambos coinciden con la unidad se omiten. Si uno es múltiplo del otro se dividen  ambos  por  el  menor  y  el  resultado  queda  como  fórmula  química  definitiva.  Cuando  el  subíndice   de anión poliatómico es mayor a uno se encierra el anión entre paréntesis.

109

Fórmula química catión

anión poliatómico

Ax +    

B : metal o no metal A : metal o hidrógeno

y

BOz ‾

y

Ax +      BOz ‾

Ay ( BOz)x

x :  carga  del  catión  (número  de  oxidación) y : carga del anión poliatómico z : número de átomos del oxígeno

Iones poliatómicos Carga -1 AlO2Aluminato BrOHipobromito BrO2 Bromito BrO3 Bromato BrO4 Perbromato CN Cianuro CNO Cianato CNSTiocianato ClOHipoclorito ClO2Clorito ClO3Clorato ClO4 Perclorato C2H3O2 Acetato IO Hipoyodito IO2 Yodito IO3 Yodato IO4Peryodato MnO4Permanganato NO2Nitrito NO3Nitrato OHHidróxido Tabla 6.4: Iones poliatómicos y sus cargas

110

B4O72-

Carga -2 Tetraborato

CO32-

Carbonato

C2O42-

Oxalato

CrO42-

Cromato

Cr2O72-

Dicromato

MnO4-

Permanganato

MoO42-

Molibdato

SO32-

Sulfito

SO42-

Sulfato

S2 O3 2 -

Tiosulfato

S2 O6 2 -

Ditionato

S2 O7 2 -

Pirosulfato

SeO42-

Selenato

SnO32-

Estanato

WO42-

Wolframato Carga -3

AsO33-

Arsenito

AsO43-

Arsenato

PO33-

Fosfito  

PO43-

Fosfato

Tabla 6.4: Iones poliatómicos y sus cargas

111

Carga -4 SiO44-

Silicato

Fe(CN)64-

Ferrocianuro Tabla 6.4: Iones poliatómicos y sus cargas

Hidróxidos Un hidróxido está formado por la combinación del grupo hidroxilo OH- con un metal o con el grupo amonio NH4+. El grupo OH- es un caso típico de ion poliatómico negativo; con respecto a la nomenclatura se trata como si fuera un solo elemento con grado de oxidación -1. Los hidróxidos se comportan químicamente como bases. Ej.:  hidróxido  de  calcio  Ca(OH)2,  hidróxido  de  hierro(II)  Fe(OH)2, hidróxido de amonio NH4OH.

Oxácidos Son ácidos formados por la combinación de hidrógeno H, oxígeno O y otro elemento, metálico o no metálico. Su fórmula típica es HaXbOc. En ellos el oxígeno actúa con número de oxidación -2 y el hidrógeno con +1.   Cuando se conoce la fórmula y se considera que la carga total de la molécula es cero, resulta fácil determinar el número de oxidación correspondiente al elemento central, que como sabemos es positivo. Ej.: ácido clórico HClO3, ácido crómico H2CrO4.

Oxisales Son compuestos formados por un metal y un ion poliatómico, cuyo elemento central, al igual que los ácidos puede ser un metal o un no metal. La carga total de la molécula es cero y el número de oxidación del elemento central es positivo. Ej.: carbonato de sodio Na2CO3, permanganato de potasio KMnO4.

112

Nomenclatura de compuestos ternarios

Hidróxidos

Para nombrar los compuestos ternarios se acostumbra actualmente la nomenclatura tradicional, pero la IUPAC recomienda igualmente la nomenclatura Stock y la sistemática, porque facilita la deducción de la fórmula y los nombres. A continuación se exponen los dos tipos de nomenclatura de acuerdo al tipo de compuesto:

Nomenclatura Stock:

Nomenclatura sistemática:

Los hidróxidos se nombran anteponiendo la palabra hidróxido al nombre del metal que irá precedido de la preposición de. En el caso de que el metal actúe con más de un número de oxidación, éste se hará constar con un número romano dentro de un paréntesis. Cuando el metal tiene solo un número de oxidación, éste se omite. Ej.:  hidróxido  de  cobre(II)  Cu(OH)2, hidróxido de potasio KOH.

Al emplear esta nomenclatura se antepone a la palabra hidróxido  los  prefijos  mono, di, tri, etc. Cuando los metales poseen un solo número de oxidación  se  omite  el  prefijo  mono. Ej.:  dihidróxido  de  cobre  Cu(OH)2, hidróxido de potasio KOH.

Nomenclatura tradicional:

Nomenclatura sistemática:

Oxácidos

En este espacio revisaremos las reglas tradicionales para nombrar los oxácidos, en vista de que aún sus nombres nos resultan familiares. Estas reglas consisten básicamente en lo siguiente:

La segunda forma de nomenclatura especialmente recomendada por la IUPAC por su carácter sistemático, consiste en nombrar la palabra oxo precedida  de  los  prefijos  di-, tri-, tetra-, etc., en el caso de que el subíndice del oxígeno en la fórmula Se antepone la palabra ácido al nombre abreviado del del ácido sea 2, 3, 4, etc. A continuación se escribe elemento central X  y  se  finaliza  con  la  terminación   el nombre del elemento central en forma abreviada -oso o -ico, según el número de oxidación del unido a la terminación -ato y tras indicar entre elemento, si éste es el menor se aplica la terminación paréntesis el grado de oxidación con el que actúa oso y si es mayor ico. Esta regla se extiende cuando dicho elemento, se añade la palabra hidrógeno el elemento posee cuatro números de oxidación, precedida de la preposición de. combinando  con  los  prefijos  hipo- y per-­  y  los  sufijos   -oso e -ico de la siguiente manera: Ej.: ácido hipo

......... oso

para el número oxidación más bajo

ácido

.......... oso

para el superior

de

H2SO4:  tetraoxosulfato(VI)  de  dihidrógeno HClO:  monoxoclorato(I)  de  hidrógeno

inmediato

113

ácido

.......... ico

para el siguiente

ácido per

.......... ico

para el grado de oxidación más alto

H2SO4: ácido sulfúrico

Oxisales

HClO4: ácido perclórico

Nomenclatura Stock

Según esta nomenclatura los oxácidos se nombran anteponiendo la palabra ácido  seguido  del  prefijo   mono, di, tri, de acuerdo al número de átomos de oxígeno que contiene la fórmula, luego la palabra oxo,  finalmente  el  nombre  abreviado  del  elemento   central  con  la  terminación  –ico y adicionalmente el número de oxidación en número romano encerrado en un paréntesis. Ej.:  ácido  trioxocarbónico(IV)  H2CO3.

Nomenclatura Stock:

Nomenclatura sistemática:

El nombre de las oxisales se forma anteponiendo el nombre del anión poliatómico correspondiente y luego el elemento metálico, precedido de la preposición de y seguido del número de oxidación en números romanos y paréntesis, en el caso de que el metal actúe con más de uno.

Para  nombrar  las  oxisales  se  antepone  los  prefijos   mono, di, tri, tetra, etc., según el número de átomos de oxígeno del anión, a la palabra oxo, luego se escribe el nombre del elemento central en forma abreviada unido a la terminación -ato y después se indica entre paréntesis el número de oxidación con el que actúa dicho elemento, se añade el nombre del metal precedida de la preposición de y el número de oxidación del metal, en el caso de que éste tenga más de uno.

Ej.: clorato de potasio KClO3,              sulfato  de  hierro(III)  Fe2(SO4)3,              carbonato  de  manganeso(II)  MnCO3.

Ej.:  trioxoclorato(V)  de  potasio  KClO3,  

tetraoxosulfato(VI)  de  hierro(III)    Fe2(SO4)3,

 

trioxocarbonato(IV)    de  manganeso(II)    MnCO3,

 

hidrógeno  trioxocarbonato(IV)  de  sodio NaHCO3.

114

6.4

Hidratos Los hidratos son compuestos químicos, que llevan unidas cierto número de moléculas de agua por unidad de fórmula y que forman parte de la estructura sólida del compuesto. Para  nombrar  los  hidratos  se  agrega  al  nombre  del  compuesto  el  prefijo  mono,  di,  tri,  tetra,  penta,  hexa,   hepta, etc., de acuerdo al número de moléculas de agua que lo acompañan. Ej.: CuSO4 . 5 H2O: sulfato de cobre pentahidratado; MgSO4 . 7 H2O: sulfato de magnesio heptahidratado.

6.5

Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 6.1 Determine los números de oxidación del nitrógeno presente en cada una de las siguientes especies químicas: N2O; NO; N2O3; NO2; N2O5. Análisis: En primer término hay que observar que los compuestos indicados son óxidos formados por la combinación  entre  dos  no  metales,  que  el  número  de  oxidación  del  oxígeno  es  –  2  y  que  las  cargas   de los elementos que forman la molécula deben sumar cero. De acuerdo a ello resumiremos que para los compuestos binarios el número de oxidación se calcula como sigue: Número de átomos del elemento 1 x número de oxidación del elemento 1 + número de átomos de elemento 2 x número de oxidación del elemento 2 = cero Compuesto

Cálculos

Número de oxidación

N2 O

2  x  (  número  de  oxidación)    +    1  x  (  -­2)    =    0

+1

NO

1  x  (  número  de  oxidación)    +    1  x  (  -­2)    =    0

+2

N2 O3

2  x  (  número  de  oxidación)    +    3  x  (  -­2)    =    0

+3

NO2

1  x  (  número  de  oxidación)    +    2  x  (  -­2)    =    0

+4

N2 O5

2  x  (  número  de  oxidación)    +    5  x  (  -­2)    =    0

+5

115

Solución: Los números de oxidación del nitrógeno en los compuestos: N2O; NO; N2O3; NO2; N2O5  son  +1,   +2,  +3,  +4,  +5  respectivamente.

Ejercicio Nº 6.2 Determine el número de oxidación de los átomos de fósforo, cloro, nitrógeno, manganeso y oxígeno: P, Cl, N, Mn y O en los siguientes iones poliatómicos: PO33-, NH4+, MnO4−, OH− Análisis: Para determinar el número de oxidación se debe recordar que en un ion poliatómico la suma de los números de oxidación de los átomos es igual a la carga del ion. Los números de oxidación se pueden deducir conociendo la ubicación del elemento en la tabla. Así, los elementos que se ubican en el grupo I A, II A y III A pueden ceder 1, 2 y 3 electrones respectivamente, en consecuencia la carga  será  +1,  +2  y  +3    en  su  orden.    En  el  caso  del  nitrógeno  y  del  oxígeno  que  se  ubican  en  el   grupo  VA  y  VIA  pueden  aceptar  3  y  2  electrones  respectivamente  para  completar  la  configuración   del  gas  noble  del  segundo  período,  de  manera  que  la  carga  es  –3  y  –2. Para el cálculo del número de oxidación del elemento central se procede como sigue: Número de átomos del elemento 1 x número de oxidación del elemento 1 + número de átomos del elemento 2 x número de oxidación del elemento 2 = cero Ion poliatómico

Cálculos

Número de oxidación

PO33-

1  x  (número  de  oxidación)    +    3  x  (  -­2)    =    -­3

+3

ClO2-

1  x  (número  de  oxidación)    +    2  x  (  -­2)    =    -­1

+3

NH4+

1  x  (número  de  oxidación)    +    4  x  (+1)    =    +1

-3

MnO4-

1  x  (número  de  oxidación)    +    4  x  (  -­2)    =    -­1

+7

OH-

1  x  (número  de  oxidación)    +    1  x  (  +1)    =    -­1

-2

Solución: Los  números  de  oxidación  del  fósforo  (P),  cloro  (Cl),  nitrógeno  (N),  manganeso  (Mn)  y  oxígeno  (O)   en los compuestos: PO33-, ClO2-, NH4+, MnO4-, OH-  son:  +3,  +3,  -­3,  +7,  -­2  respectivamente.

116

Ejercicio Nº 6.3 Determine el número de oxidación del elemento central de los siguientes compuestos: dicromato de   potasio,   yodato   de   sodio,   fosfato   de   calcio,   carbonato   de   hierro(II),   permanganato   de   potasio. Análisis: Antes de la determinación de los números de oxidación hay que formular los compuestos, recordando  que  el  número  de  oxidación  del  oxígeno  es  –2  y  el  de  los  elementos,  según  su  ubicación   en la tabla o tomar la referencia de los números romanos e intercambiar las cargas sin considerar el signo  colocándolas  como  subíndices  a  la  derecha  del  elemento  o  del  ion  poliatómico.  Finalmente   proceder de forma habitual de manera que la suma de los números de oxidación sea cero. Número de átomos del elemento 1 x número de oxidación del elemento 1 + número de átomos del elemento central x número de oxidación del elemento central + número de átomos de oxígeno x (-2) = cero Compuesto

Cálculos

Número de oxidación

K2Cr2O7

2  x  (+1)    +    2  x  (número  de  oxidación)  +  7  x  (-­2)  =    0

+6

NaIO3

1  x  (+1)    +    1  x  (número  de  oxidación)  +  3  x  (-­2)  =    0

+5

Ca3(PO3)2

3  x  (+2)    +    2  x  (número  de  oxidación)  +  6  x  (-­2)  =    0

+3

FeCO3

1  x  (+2)    +    1  x  (número  de  oxidación)  +  3  x  (-­2)  =    0

+4

KMnO4

1  x  (+1)    +    1  x  (número  de  oxidación)  +  4  x  (-­2)  =    0

+7

Solución: Los números de oxidación de los átomos centrales de los compuestos: K2Cr2O7, NaIO3, Ca3(PO3)2, FeCO3, KMnO4  son:  +6,  +5,  +3,  +4,  +7  respectivamente.

Ejercicio Nº 6.4 ¿Cuáles son los números de oxidación del nitrógeno en el nitrato de amonio? Análisis: Empezar con la escritura de la fórmula correcta y luego calcular partiendo de que la carga del ion amonio  es  +1  y  la  del  oxígeno  es  –2.

117

Número de iones de amonio x número de oxidación + número de átomos de nitrógeno x número de oxidación del nitrógeno + número de átomos de oxígeno x (-2) = cero Compuesto

Cálculos

Número de oxidación

NH4+

1  x  (número  de  oxidación)    +    4  x  (+1)  =    +1

-3

NH4NO3

1  x  (+1)  +    1  x  (número  de  oxidación)    +    3  x  (-­2)  =  0

+5

Solución: Los  números  de  oxidación  del  nitrógeno  en  el  nitrato  de  amonio  son:  -­3  y  +5.

Ejercicio Nº 6.5 Utilizar la nomenclatura aceptada por la IUPAC para nombrar los siguientes compuestos: CrP, CaC; K2S; Na3N; CaCl2 Análisis: Para indicar los nombres de los compuestos, es conveniente decidir sobre la nomenclatura que se va a aplicar. En este ejercicio utilizaremos la nomenclatura Stock y la sistemática. Los compuestos binarios se nombran como sigue: Nomenclatura Stock: Nombre  abreviado  del  no  metal  +  uro    +    de  +  metal  ó  no  metal  +  Nº  oxidación Observar  que  al  final  se  agrega  el  número  de  oxidación  solamente  de  los  metales  que  tienen  número   de oxidación variable. Nomenclatura sistemática: Prefijo  +  nombre  abreviado  del  no  metal  +  de  +  prefijo  +  metal Solución: Compuesto

118

Nomenclatura Stock

Nomenclatura sistemática

CrP

Fosfuro  de  cromo(III)  

Monofosfuro de cromo

CaC2

Carburo de calcio

Dicarburo de calcio

K2 S

Sulfuro de potasio

Monosulfuro de dipotasio

Na3N

Nitruro de sodio

Mononitruro de trisodio

CaCl2

Cloruro de calcio

Dicloruro de calcio

Ejercicio Nº 6.6 Escribir las fórmulas químicas de las siguientes sales binarias: bromuro de aluminio, fluoruro  de  calcio,  teluriuro  de  oro(I),  ioduro  de  cobre(II),  arseniuro  de  estaño(IV). Análisis: Para escribir las fórmulas químicas debemos observar las reglas que se indican en la sección 6.3. De acuerdo a ello, escribiremos cada ion con su correspondiente carga, intercambiamos las cargas y las colocamos al lado derecho de cada uno de los elementos como subíndice. Nomenclatura del compuesto

Carga del catión

Carga del anión

Fórmula química

Bromuro de aluminio

Al3+

Br-

AlBr3

Fluoruro  de  calcio

Ca2+

F-

CaF2

Ioduro  de  cobre(II)

Cu2+

I-

CuI2

Teluriuro  de  oro(I)

Au+

Te2-

Au2Te

Arseniuro  de  estaño(IV)

Sn4+

As3-

Sn3As4

Solución: En vista de que los subíndices de los elementos no son múltiplos del otro, las fórmulas quedan como sigue: AlBr3, CaF2, CuI2, Au2Te y Sn3As4.

Ejercicio Nº 6.7 Observando  las  reglas  de  la  nomenclatura  química,  identifique  en  la  siguiente  lista  de  compuestos,   las sustancias que pueden formar ácidos en solución acuosa: C2H2; HCl; H2SO4;;    Mg(OH)2; NH4Cl; SiH4; CH4; HNO2; HI; H2S Análisis: Según Arrehnius, un ácido es una sustancia que en solución acuosa se disocia y libera iones de hidrógeno. De acuerdo a la nomenclatura química, para escribir la fórmula de un ácido debe indicarse primero el  hidrógeno  (catión)  y  luego  anión.     Solución: Según  lo  indicado,  las  fórmulas  HCl(ac),  H2SO4(ac),  HNO2(ac),  HI(ac)  y    H2S(ac)    corresponden   a sustancias que en solución acuosa actúan como ácidos. Sus nombres químicos son: ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido nitroso, ácido yodhídrico y ácido sulfhídrico. Nótese  que  se  ha  agregado  (ac),  abreviatura  que  se  utiliza  para  indicar  que  las  sustancias  están   en solución acuosa.

119

Ejercicio Nº 6.8 Entre los siguientes nombres de compuestos, escoja la alternativa que contiene los nombres correctos de las siguientes fórmulas químicas: K2Cr2O7, Na2C2O4, NaHCO3. a)   Cromato  de  potasio,  acetato  de  sodio,  carbonato  de  sodio  e  hidrógeno;; b)   Bicarbonato  de  potasio,  bicarbonato  de  sodio,  carbonato  de  sodio;; c)   Dicromato  de  potasio,  oxalato  de  sodio,  bicarbonato  de  sodio;; d)   Perclorato  de  potasio,  oxalato  de  sodio,  carbonato  de  calcio;; e)   Dicromato  de  potasio,  acetato  de  sodio,  carbonato  ácido  de  sodio. Análisis: Las fórmulas químicas corresponden a compuestos ternarios formados por cationes y aniones poliatómicos. En cada alternativa se observa que los nombres están escritos utilizando la nomenclatura tradicional, por lo que la aplicaremos para formular los compuestos. En primer término  se  identifica  los  aniones  y  luego  los  cationes  y  finalmente  se  observa  si  los  cationes  poseen   algunos  números  de  oxidación  para  especificarlos  en  la  fórmula  y  dado  que  éste  no  es  el  caso,  los   nombres quedan como sigue: Compuesto K2Cr2O7

Nomenclatura tradicional Dicromato de potasio

Na2C2O4

Oxalato de sodio

NaHCO3

Bicarbonato de sodio

Solución: Los nombres correctos de los compuestos de acuerdo a la nomenclatura tradicional son: dicromato de potasio, oxalato de sodio, bicarbonato de sodio, por lo tanto la alternativa correcta es la c.

Ejercicio Nº 6.9 En la siguiente tabla se detallan algunos nombres de compuestos y en el lado opuesto se incluyen algunas  fórmulas  químicas.  Identifique  en  las  columnas  los  nombres  y  fórmulas  que  correspondan   y agregue la letra en el casillero respectivo.

120

a

Nombre del compuesto Fluoruro  de  silicio

Fórmula química Mn(C2O4)2

b

Óxido  de  cromo(III)

CaS

c

Sulfuro de calcio

SiF4

d

Fosfuro  de  sodio

Na3PO4

e

Acetato de magnesio

Fe(OH)2

f

Oxalato  de  manganeso(IV)

CaSO3

g

Fosfato  de  sodio

Cr2O3

h

Yodato de potasio

Na3P

i

Hidróxido  de  hierro(II)

j

Sulfito  de  calcio

Mg(CH3COO)2 KIO3

Análisis: Las reglas de la nomenclatura química establecen que al nombrar los compuestos, se lo hace indicando primero el elemento o grupo de carga negativa y luego el de carga positiva. La escritura de las fórmulas químicas se procede en forma contraria; primero se escribe el catión y luego el anión. Con la ayuda de la tabla 6.2 y 6.4 podemos combinar los cationes y aniones para escribir las fórmulas correctas: Fluoruro  de  silicio  SiF4,  óxido  de  cromo(III)  Cr2O3, sulfuro de calcio CaS, fosfuro de sodio Na3P, acetato de magnesio Mg(CH3COO)2,   oxalato   de   manganeso(IV)   Mn(C2O4)2, fosfato de sodio Na3PO4, yodato de potasio KIO3,  hidróxido  de  hierro(II)  Fe(OH)2,  sulfito  de  calcio  CaSO3. Solución: La secuencia de las letras que relacionan el nombre del compuesto con su fórmula química es: f, c, a, g, i, j, b, d, e, h.

Ejercicio Nº 6.10 Escriba las fórmulas de los siguientes hidratos: oxalato de litio dihidratado, sulfato de sodio decahidratado,   cloruro   de   magnesio   hexahidratado,   sulfato   de   cromo(III)   octadecahidratado,   tetraborato  de  sodio  decahidratado,  nitrato  de  níquel(II)  hexahidratado. Análisis: Los  hidratos  son  sustancias  químicas  que  están  acompañadas  por  un  número  específico  de  moléculas   de  agua  y  se  nombran  agregando  los  prefijos  mono, di, tri, tetra, etc., dependiendo del número de moléculas de agua. Al escribir los hidratos ponemos la fórmula y separamos con un punto las moléculas de agua. Solución: Oxalato de litio dihidratado: Sulfato de sodio decahidratado: Cloruro de magnesio hexahidratado: Sulfato  de  cromo(III)  octadecahidratado: Tetraborato de sodio decahidratado: Nitrato  de  níquel(II)  hexahidratado:

LiC2O4H . 2 H2O; Na2SO4 . 10 H2O; MgCl2 . 6 H2O; Cr2(SO4)3 . 18 H2O; Na2B4O7 . 10 H2O; Ni(NO3)2 . 6 H2O.

121

6.6

Ejercicios para resolver 1.

Términos e interrogantes de repaso.

•   Describa   en   forma   general   los   siguientes   términos:   sales   binarias,   hidruros   metálicos,   ácidos   hidrácidos, oxisales, oxácidos e hidratos. •   ¿Cómo  se  determina  el  número  de  oxidación  del  átomo  central  de  los  iones  poliatómicos? •   ¿Cuál  es  la  relación  entre  el  número  de  oxidación  de  un  ion  metálico  y  su  posición  en  la  tabla   periódica? •   ¿Cuál  es  el  orden  para  escribir  una  fórmula  química? •   ¿Cuál  es  la  diferencia  entre  los  halogenuros  de  hidrógeno  y  los  hidruros? •   Asigne  otra  nominación  al  compuesto  trioxocarbonato(VI)  de  sodio  e  hidrógeno. •   ¿Cómo   explica   usted   que   los   metales   de   transición   pueden   tener   números   de   oxidación   variable? •   ¿Cambia  la  fórmula  del  cloruro  de  hidrógeno  gaseoso  si  lo  disolvemos  en  un  poco  de    agua? •   Si  un  compuesto  cambia  de  estado  físico,  ¿cambia  también  la  fórmula? •   ¿Cuáles  números  de  oxidación  espera  usted  para  los  metales  de  transición?

2.

Con ayuda de la tabla periódica establezca el número de oxidación que le corresponden a los elementos: magnesio en el óxido de magnesio, carbono en carbonato de calcio, sodio en hidruro de sodio, fósforo en fosfato de potasio, azufre en tiosulfato de sodio y yodo en ácido yódico.

3.  

Escriba  la  fórmula  química  para  los  siguientes  compuestos:  dióxido  de  selenio,  clorato  de  cobre(I),   sulfuro de litio, cloruro de zinc, óxido de lantano.

4.

¿Cuáles son los números de oxidación para los metales de transición: vanadio, manganeso, cromo, plata, oro, wolframio, osmio, platino, níquel y mercurio?

122

5.

¿En cuál de los compuestos el elemento yodo tiene el mayor número de oxidación: ioduro de potasio,  peryodato  de  cobre(I),  yodito  de  calcio,  yodato  de  hierro(II)  o  yodo  molecular?

6.

¿Cuáles son las fórmulas químicas de los siguientes compuestos indicados en nomenclatura IUPAC: tetraoxosulfato(VI)  de  cobre(II),  monoxoyodato(I)  de  calcio,  trioxocarbonato(IV)  monohidrógeno   de  sodio  y    tetraoxofosfato(V)  de  amonio?

7.  

¿En  cuál  de  los  compuestos  el  hidrógeno  tiene  el  número  de  oxidación  –  1:  fluoruro  de  hidrógeno,   amoniaco, hidruro de calcio, ácido sulfúrico o agua?

8.

Complete la siguiente tabla con la fórmula y el nombre según la nomenclatura Stock.

S2–

Cl–

NO3–

O2–

Al3+ Fe2+ Hg2+ Na+ K+

9.

Complete la siguiente tabla con la fórmula y el nombre según la nomenclatura Stock.

NO3–

CrO42–

SO42–

PO43–

Sn4+ Pb2+ Cu+ W3+ V5+

123

10.

En la tabla constan nombres de compuestos en distintas nomenclaturas, escriba las fórmulas correspondientes. Compuestos

Fórmulas

Fluoruro  de  estaño(II) Carbonato de calcio Nitrato ferroso Sulfato  de  cromo(III) Bicarbonato de calcio Hipoclorito de sodio Oxalato de amonio Acetato de potasio Permanganato  de  cobre(II) Carbonato de sodio decahidratado

11.

Utiliza la tabla para ordenar las fórmulas químicas de los siguientes compuestos de acuerdo al número de oxidación positivo: dióxido de titanio, trióxido de wolframio, pentóxido de vanadio, tetracloruro   de   estaño,   pentasulfuro   de   diarsenio,     hexafluoruro   de   selenio,   carburo   de   silicio,   pentafluoruro  de  fósforo,  trióxido  de  dicromo. +  4

+5

+6

12.

Escriba las posibles fórmulas químicas para las combinaciones entre plata y oxígeno; mercurio y cloro; hierro y bromo; cobre y oxígeno; manganeso y oxígeno.

13.

Ordene en forma ascendente las fórmulas de los compuestos químicos de acuerdo al número de oxidación del átomo central: K2CO3, KMnO4, K3PO4, K2CrO4, K2C2O4.

14.

Complete la tabla con las fórmulas de los compuestos binarios a partir de la nomenclatura Stock (IUPAC)  

124

Fórmula química

Nomenclatura Stock Fluoruro  de  estaño  (II) Cloruro  de  níquel  (III) Sulfuro  de  hierro  (III) Nitruro  de  cobre  (II) Sulfuro de amonio Hidruro de aluminio

15.

Complete la tabla con las fórmulas de los compuestos ternarios a partir de la nomenclatura Stock (IUPAC) Fórmula química

Nomenclatura Stock Clorato  (V)  de  Litio Nitrato(III)  de  magnesio Yodato(I)  de  potasio Clorato  (V)  de  plata(II) Sulfato(IV)  de    manganeso  (IV) Sulfato(IV)  de    titanio  (IV)

16.

Complete la tabla con los nombres de compuestos binarios de acuerdo a la nomenclatura sistemática y escriba adicionalmente las fórmulas que faltan. Fórmula

Nomenclatura sistemática o estequiométrica Dicloruro de dimercurio

SnCl2 Trisulfuro de diarsénico BaBr2

125

17.

Use la nomenclatura sistemática aceptada por la IUPAC para nombrar los siguientes compuestos ternarios: Fórmula

Nomenclatura sistemática

Pb(CrO4)2 Ca3(AsO4)2 Co(ClO4)2 Na HSO4 Ca(C2H3O2)2 K2HPO4

Acetato de calcio*

*nomenclatura tradicional o funcional 18.

Completar en corresponda:

la tabla

Fórmula química

las fórmulas de los compuestos binarios o la nomenclatura Nomenclatura sistemática

Cu2C AgCl FeO H2 O SO3

19.

que

Nomenclatura Stcok Carburo de cobre II

Cloruro de plata Óxido  de  cloro(III) Óxido  de  hierro(II) Óxido de dihidrógeno Trióxido de azufre

Complete la tabla con los nombres de compuestos ternarios usando la nomenclatura sistemática (IUPAC) Fórmula

Nomenclatura sistemática

CaCO3 Fe(NO3)2 Cr2(SO4)3 Ca(HCO3)2 HClO2 NaIO3 20.

Escriba las fórmulas de 3 ácidos hidrácidos y de 3 oxácidos de uso frecuente y complemente con la nomenclatura tradicional, Stock y sistemática de cada uno de los ácidos seleccionados.

126

CAPÍTULO #

7

Relaciones cuantitativas Sumario 7.1

El número de Avogadro

7.2

Masa molecular

7.3

Concepto de mol y masa molar

7.4

Composición porcentual de los compuestos

7.5

Fórmula empírica

7.6

Fórmula molecular

7.7

Ejercicios de aplicación

7.8

Ejercicios para resolver

¿Cuántos átomos de carbono hay en una molécula de azúcar? ¿Cuántas moléculas de H2O hay en 1 litro de agua? ¿Cómo medimos las cantidades de sustancias antes de realizar una reacción?

Diariamente utilizamos diferentes medidas y escalas para contar, dependiendo de cada aplicación o de profesión. La química también cuenta con sus propias unidades que le son necesarias para medir y realizar cálculos.

127

Para representar fenómenos y procesos químicos, se lo hace en términos de átomos y moléculas, pero en la práctica se usan cantidades mayores para medir masas y volúmenes de materia prima y productos. La unidad que frecuentemente usamos es el mol, con las correspondientes conversiones en gramos, que nos resulta útil para determinar las cantidades de sustancias que participan en una reacción, su composición molecular, así como para deducir las fórmulas empíricas y moleculares a partir de un análisis entre los elementos.

La reacción química, en la que intervienen partículas; sean éstas átomos o moléculas, llevan asociada la masa, a partir de la cual se puede deducir las relaciones de masa y de volumen que entran en combinación para formar productos. Las relaciones cuantitativas en una reacción presentan dos apreciaciones: Microscópica:  la  combinación  de  las  partículas  guarda  una  relación  numérica  definida    que  se  conserva     después de una reacción. Macroscópica: la medición de cantidades de partículas que participan en una reacción se la efectúa en relación de masa (mol).

7.1

El número de Avogadro Las  leyes  de  la  química:  la  conservación  de  la  masa  (Lavoisier),    las  proporciones  definidas  (Proust),  las   proporciones múltiples (Dalton) se sustentaron en la medición de la masa y el volumen, hasta que en 1811 Amedeo Avogadro introdujo el término molécula para respaldar la ley de volúmenes de Gay Lussac, dando inicio a las interpretaciones de las relaciones cuantitativas en términos de átomos y moléculas. Ley de Avogadro, establece que “volúmenes iguales de gases, a temperatura y presión equivalentes, contienen un mismo número de moléculas”.

128

En 1860 Cannizzaro aplicó la hipótesis de Avogadro para determinar las fórmulas moleculares de gases y las masas atómicas relativas de sus elementos, lo que dio lugar a plantear la siguiente pregunta: ¿Cuántos átomos o moléculas están involucrados en las masas utilizadas? El  cálculo  de  dicho  número  de  partículas  fue  objeto  de  experimentación  y    ha  sido  modificado  con  el   transcurso  del  tiempo  como  resultado  del  trabajo  de  científicos  como  Loschmidt,  Kelvin,  Perrin,  Roys,   Rutherford,   Millikan   Birge,   hasta   que   en   1986   la   comunidad   científica   aceptó   oficialmente   la   cifra     6.0221367 x 1023 mol-1 como el número de Avogadro (NA)1. Número de Avogadro NA = 6.0221367 x 1023 mol-1 De esta manera, queda asociado el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones etc.) con la cantidad de sustancia.

7.2

Masa molecular Los elementos están representados en un compuesto en una cantidad determinada y éstos se los puede medir por su masa. Una sustancia puede ser pesada fácilmente, pero el número de átomos o de moléculas en ellas son también importantes en el momento de hacer cálculos. Recordemos que en la tabla periódica los elementos están ordenados de acuerdo al número atómico, pero también en ella se encuentran las masas atómicas relativas de los elementos que se pueden expresar en unidades de masa atómica (uma). Uno de los cálculos más sencillos es la determinación de la masa de la fórmula, llamada también masa fórmula de los compuestos en general y masa o peso molecular para compuestos no iónicos. La masa fórmula de una sustancia es la suma de las masas atómicas de todos los átomos que constan en una unidad de fórmula del compuesto, sea molecular o iónico y se expresa en unidades de masa atómica. La masa molecular de una sustancia es la suma de las masas atómicas de todos los átomos en una molécula de la sustancia expresados en unidades de masa atómica.

CODATA, Boletín No. 63, nov. 1986.

1

129

7.3

Concepto de mol y masa molar En la práctica cuando se requiere medir cantidades de sustancias se utilizan proporciones mayores a la consideración de solamente átomos o moléculas, para este propósito fue necesario recurrir a una unidad de medida relacionada con la cantidad de sustancia, que pasó a denominarse mol. En el año 1957, la Unión Internacional de Física Pura y Aplicada (IUPAP) y en 1967 la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) resolvieron tomar como referencia al 12C (isótopo de masa atómica 12    uma)  para  definir  el  mol:   “La cantidad de sustancia de un sistema material que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kg de 12C”. Cuando  se  usa  el  mol  las  entidades  elementales  deben  ser  especificadas,  pudiendo  ser  átomos,  moléculas,   iones,  electrones  u  otras  partículas  o  agrupaciones  específicas  de  tales  partículas. Finalmente  en  1971  esta  definición  fue  adoptada  por  la  XIV  Conferencia  General  de  Pesas  y  Medidas  y  el   mol pasó a formar parte del Sistema Internacional (SI) como la séptima unidad básica y llamó Cantidad de Sustancia o Cantidad Química n a la magnitud cuya unidad es el mol. La masa de un mol de cualquier sustancia se denomina masa molar y se expresa en kilogramos por mol (kg/mol), aunque se acostumbra a usar (g/mol). La misma cantidad también se la llama en forma frecuente y equivocada peso molecular2. La masa molar M es la relación entre la masa y la cantidad de sustancia para una sustancia química m determinada M = n . A  partir  de  la  definición  de  mol  se  deduce  el  vínculo  con  el  número  de  Avogadro.  Para  ilustrar  la  relación   entre los conceptos, revisaremos el siguiente ejemplo: Fe

3 Cl

FeCl3

Composición

1 átomo de Fe

3 átomos de Cl

1 molécula de FeCl3

Masa atómica o molecular

55.85 uma

3 x 35.45 uma

162.2 uma

Número de partículas

1 x 6.022 x 1023 átomos de Fe

Mol

55.85 g

106.35 g

162.2 g

Masa molar

55.85 g/mol

106.35 g/mol

162.2 g/mol

Peso molecular2

55.85 g

106.35 g

162.2 g

+

3 x 6.022 x 1023 átomos de Cl

→

1 x 6.02 x 1023 moléculas de FeCl3

Una cantidad de sustancia que tenga el número de Avogadro en partículas unitarias es un mol. Recordemos que el término peso se diferencia de la masa porque involucra la gravedad.

2

130

7.4

Composición porcentual de los compuestos Con frecuencia resulta importante analizar un compuesto y determinar el porcentaje de cada uno de los elementos  presentes  en  él.  Así  por  ejemplo,  para  identificar  los  compuestos  responsables  de  los  efectos   curativos de muchas plantas, el químico debe separar los compuestos que se encuentran en la planta e identificar  los  más  activos  y  luego  determinar  el  porcentaje  de  cada  uno. El porcentaje en peso de un elemento que se encuentra presente en un compuesto, equivale al número de gramos  del  elemento  presente  en  100  g  del  compuesto.  Ej.:  el  cloruro  de  potasio,  cuya  fórmula  es  KCl  y   la masa molar es 74.54 g contiene el 52.44% de potasio. Porcentaje en masa de potasio =

masa de potasio x 100 masa de cloruro de potasio

¿Cómo se establece la composición porcentual? •  

Confirmar  que  la  fórmula  química  esté  correcta.  

•  

Determinar  la  masa  de  un  mol  de  sustancia.  

•  

Dividir   la   masa   de   cada   elemento   de   la   fórmula   para   la   masa   molar   y   multiplicar   cada   fracción decimal obtenida por 100%.

7.5

Fórmula empírica Cada compuesto tiene una fórmula que representa la relación más sencilla en números enteros de átomos de cada elemento presente en una molécula y que se llama fórmula empírica, conocida también como fórmula más simple. Cada elemento de la fórmula empírica está representado con un determinado porcentaje, sin embargo una misma relación porcentual puede constituir diferentes moléculas con propiedades distintas, como es el caso del acetileno y el benceno. Ambos compuestos tienen la misma composición porcentual; 92.3% de carbono, 7.7% de hidrógeno y una relación de C: H de 1: 1, por consiguiente la fórmula empírica del acetileno y del benceno es CH.

131

¿Cómo se determina la fórmula empírica? •  

Establecer   la   masa   de   los   elementos   del   compuesto,   si   la   masa   está   dada   en   porcentaje   asumir el dato sobre la base de 100 g.

•  

Convertir  la  masa  en  moles.

•  

Calcular  la  relación  entre  las  cantidades  de  moles  de  cada  elemento  dividiendo  para  el  valor   más pequeño.

7.6

Fórmula molecular Cuando se conoce la fórmula empírica y la masa molar se puede determinar la fórmula molecular, que es aquella que proporciona el número real de átomos de elementos presentes en una molécula. La fórmula molecular se obtiene a través del cálculo de la relación r, entre la masa molecular y la masa de la fórmula empírica, que luego se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica.

¿Cómo se determina la fórmula molecular? •  

Calcule  la  relación  de  masas  r, dividiendo la masa molecular del compuesto para la masa de la fórmula empírica. masa molecular Relación r = masa de la fórmula empírica

•  

Multiplique  la  relación  r por cada elemento de la fórmula empírica. Fórmula molecular = r x fórmula empírica

7.7 Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 7.1 Calcule la masa molar de las siguientes sustancias: NaCl, CH4, Mg3(PO4)2, CH3COOH, Na2B4O7.

132

Análisis: La  masa  molar  solicitada  se  refiere  a  la  masa  requerida  en  gramos  de  cada  sustancia  para  obtener   un mol. Para hacerlo basta con recurrir a la tabla periódica y sumar las masas atómicas de cada elemento, sin olvidar multiplicar las masas por el número de elementos representados en la fórmula y  finalmente  añadir  la  unidad  g/mol.    El  cálculo  resulta  sencillo;;  sin  embargo,  conviene  preguntarse   como hemos podido pasar las unidades de masa atómica (masa atómica) a gramos/mol (masa molar). Tomemos de la tabla los datos para el metano: 12 uma 6.022 x 1023 átomos 1.661 x 10-27 kg Masa molar CH4 = x x x 1 átomo de C 1 mol 1 uma 4x

1.008 uma 6.022 x 1023 átomos 1.661 x 10-27 kg x x x 1 átomo de H 1 mol 1 uma

1000 g 1 kg

1000 g 1 kg

+

= 16.032 g/mol

Como se aprecia en el cálculo se ha considerado: a) El número de átomos presentes en la molécula; b) La masa atómica de cada elemento en unidades de masa atómica; c) La cantidad de partículas que conforman un mol (número de Avogadro); d) La constante de conversión de uma a kg. El resultado del cálculo representa el mismo valor que si tomásemos los datos directamente de la tabla periódica como indicamos al inicio de este ejercicio. Fórmula molecular

Cálculo de la masa molecular

NaCl

1 x masa atómica de Na + 1 x masa atómica Cl = 22.9 uma + 35.45 uma = 58.35 uma

CH4

1 x masa atómica de C + 4 x masa atómica H = 12 uma + 4.032 uma = 16.032 uma

Mg3(PO4)2

3 x masa atómica de Mg + 2 x masa atómica P + 8 x masa atómica de O = 3 x 24.31 + 2 x 30.97 uma + 8 x 16 uma = 262.87 uma

CH3COOH

2 x masa atómica de C + 4 x masa atómica H + 2 x masa atómica de O = 24 uma + 4.032 uma + 32 uma = 60.032 uma

Na2B4O7

2 x masa atómica de Na + 4 x masa atómica B + 7 x masa atómica de O = 45.8 uma + 43.24 uma + 112 uma = 201.04 uma

Solución: Para cada sustancia la masa molar expreasada en g/mol será: NaCl: 58.35; CH4: 16.032; Mg3(PO4)2: 262.87; CH3COOH: 60.032; Na2B4O7: 201.04.

133

Ejercicio Nº 7.2 Si una muestra de bromuro de magnesio contiene 1.62 x 1024 átomos de bromo. ¿Cuál es la masa de la muestra? Análisis: Cuando preguntamos sobre la masa de la muestra, nos referimos a la masa de una sustancia pura, representada en una fórmula química, esto quiere decir que primero debemos escribir la fórmula química del bromuro de magnesio, que es MgBr2, a partir de ella nos damos cuenta que está formada por un átomo de magnesio y 2 átomos de bromo y por lo tanto, un mol de bromuro de magnesio contiene un mol de magnesio y dos moles de bromo. Dado que 1 mol corresponde a 6.02 x 1023 de entidades elementales (número de Avogadro), deducimos que un mol de bromuro de magnesio contiene 6.02 x 1023 átomos de magnesio y 2 x 6.02 x 1023 átomos de bromo. Para calcular la masa del bromuro de magnesio, recurriremos a las masas atómicas que están en la tabla periódica y luego se convierte las unidades de masa atómica en gramos. Nombre químico

Bromuro de magnesio

Fórmula química

MgBr2

Átomos en la fórmula

1 átomo de magnesio

2 átomos de bromo

Masa atómica

24.31 uma

2 x 79.9 uma

1 mol de MgBr2

1 mol de Mg

2 moles de Br

6.02 x 1023 moléculas de MgBr2

6.02 x 1023 átomos de Mg

2 x 6.02 x 1023 átomos de Br

Masa molar

24.31 g/mol

2 x 79.9 g/mol

Cálculo de la masa molar MgBr2 = 1 x masa atómica Mg + 2 x masa atómica Br 1 mol de MgBr2 = 24.31 g + 2 x 79.9 g = 184.11 g Masa de la muestra MgBr2 = =

1.62 x 1024 átomos de Br 1 mol de MgBr2 2 moles de Br

1 mol de Br 6.02 x 1023 átomos de Br

184.11g de MgBr2 1 mol de MgBr2

= 247.72 g de MgBr2

Solución: Para  resolver  los  ejercicios  debe  buscarse  las  conversiones,  cuyas  unidades  puedan  simplificarse,   de manera que quede en el numerador la unidad que se requiere, que en este caso es gramos de bromuro de magnesio o simplemente gramos de muestra. La respuesta es 247.72 g de MgBr2.

134

Ejercicio Nº 7.3 En forma analítica se encontró que un compuesto químico contenía 26.97 g de plata y 8.86 g de cloro. Indique el porcentaje en masa de plata presente en el compuesto. Análisis: Cuando se pregunta por el porcentaje en masa de un elemento, se desea conocer la cantidad en gramos de dicho elemento presente por cada 100 g de sustancia. En cada caso se presume que la cantidad indicada en gramos corresponde a la composición real del compuesto. Para el cálculo del porcentaje de plata en el elemento tenemos: Masa de compuesto = 26.97 g de plata + 8.86 g de cloro = 35.83 g Porcentaje en masa =

26.97 g de plata 35.83 g de sustancia

x 100 = 75.27%

Solución: La plata está presente en el compuesto en un 75.27%. También podemos decir que por cada 100 g de compuesto hay 75.27 g de plata.

Ejercicio Nº 7.4 Entre las cinco opciones determine el compuesto, cuya cantidad en gramos representa el mayor número de moles. a) 20 g de óxido de magnesio; b) 30 g de óxido de níquel(II); c)   40  g  de  óxido  de  estaño(IV);; d) 50 g de óxido de berilio; e) 60 g de óxido de calcio. Análisis: Para obtener el número de moles de cada compuesto tenemos que conocer la masa de un mol del compuesto (masa molar o peso molecular3 expresado en gramos) y realizar la conversión correspondiente. 1 mol de compuesto Número de moles = masa en gramos del compuesto x masa molar en gramos del compuesto El peso atómico, peso molecular o peso fórmula es un término utilizado para referirse a la masa atómica, masa molecular, masa fórmula o masa molar relativa, como expresión de la relación entre cualquiera de las masas y la doceava parte de la masa del 12C. Mr = m/mu mu = constante de masa atómica = 1.667 x 10-27  Kg De lo indicado se deduce que las magnitudes indicadas son adimensionales (sin unidad de medida). 3

135

Compuesto

Óxido de magnesio

Óxido de níquel(II)

Óxido  de  estaño(IV)

Óxido de berilio

Óxido de calcio

Fórmula

MgO

NiO

Masa molar

Cálculos

40.31 g/mol

20 g de MgO x

74.69 g/mol

30 g de NiO x

SnO2

150.71 g/mol

BeO

25.01 g/mol

CaO

56.08 g/mol

40 g de SnO2 x

50 g de BeO x

60 g de CaO x

1mol de MgO 40.31g de MgO 1mol de NiO 74.69 g de NiO

= 0.496 mol de MgO

= 0.401 mol de NiO

1mol de SnO2 150.71g de SnO2 1mol de BeO 25.01g de BeO 1mol de CaO 56.08 g de CaO

= 0.265 mol de SnO2

= 1.99 moles de BeO

= 1.07 moles de CaO

Solución: De acuerdo a los datos de la tabla, el óxido de berilio es el compuesto, cuya cantidad en gramos representa el mayor número de moles.

Ejercicio Nº 7.5 ¿Cuál de las siguientes sustancias contiene el menor porcentaje de hidrógeno? Hidróxido de hierro(III); hidruro de litio; cloruro de hidrógeno; fosfuro de trihidrógeno; cianuro de hidrógeno. Análisis: El porcentaje de hidrógeno presente en cada uno de los compuestos, se determina calculando la relación de  la  masa  molar  del  hidrógeno  en  total  y  la  masa  molar  del  compuesto;;  finalmente  multiplicar  por  100. Porcentaje de hidrógeno =

136

masa molar de hidrógeno masa molar del compuesto

x 100%

Compuesto Hidróxido de hierro(III) Hidruro de litio

Fórmula

Masa molar (g/mol)

Fe(OH)3

106.85

LiH

7.94

Cálculos 3.00 g de H 106.85 g de Fe(OH)3 1.00 g de H 7.94 g de LiH

Cloruro de hidrógeno

HCl

36.45

1.00 g de H 36.45 g de HCl

Fosfuro de trihidrógeno

PH3

Cianuro de hidrógeno

HCN

33.97

3.00 g de H 33.97 g de PH3

27.0

x 100% = 2.81%

x 100% = 12.59%

x 100% = 2.74%

x 100% = 8.8%

1.00 g de H 27.00 g de HCN

x 100% = 3.7%

Solución: En el cloruro de hidrógeno se encuentra el menor porcentaje de hidrógeno presente.

Ejercicio Nº 7.6 ¿Cuál es la composición porcentual de los elementos que forman el cromato de plata? Análisis: Para calcular el porcentaje de los elementos que están presentes en el compuesto se requiere escribir correctamente la fórmula, calcular la masa total del elemento multiplicando la masa atómica (o masa molar total) por el número de veces que el elemento está representado en la fórmula y luego dividirla  para  la  masa  molecular  (o  masa  molar)  del  compuesto  y  finalmente  multiplicar  por  100.

Porcentaje del elemento =

Nº de átomos x masa molar del elemento masa del compuesto

x 100%

137

Ag2CrO4

Nº de átomos

Masa molar del elemento

Ag

2

107.87 g/mol

Cr

1

51.99 g/mol

O

4

16.00 g/mol

Masa molar del compuesto

Cálculos 2 x 107.87 g de Ag x 100% = 65.03% 331.73 g de Ag2CrO4

331.73 g/mol

1 x 51.99 g de Cr x 100% = 15.67% 331.73 g de Ag2CrO4 4 x 16.00 g de O x 100% = 19.30% 331.73 g de Ag2CrO4

Solución: El cromato de plata tiene la siguiente composición porcentual: 65.03% de plata, 15.67% de cromo y 19.30% de oxígeno.

Ejercicio Nº 7.7 Un compuesto contiene 42.11% de carbono, 51.46% de oxígeno y 6.43% de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula empírica? Análisis: La fórmula empírica de un compuesto es la relación más sencilla en números enteros de átomos de cada elemento presente en una molécula. La fórmula se determina calculando el número de moles de  cada  elemento  y    relacionándolos  con  el  menor  número  de  moles  con  el  fin  de  obtener  números   enteros. Los datos indicados en el ejercicio corresponden a la composición porcentual del compuesto, por lo que podemos aceptar que por cada 100 g de compuesto hay 42.1 g de carbono, 51.46 g de oxígeno y 6.43 g de hidrógeno. Moles de carbono = 42.11 g de carbono x

1 mol de carbono 12.0 g de carbono

= 3.51 moles de carbono

1 mol de oxígeno

Moles de oxígeno = 51.46 g de oxígeno x 16.0 g de oxígeno = 3.21 moles de oxígeno Moles de hidrógeno = 6.43 g de hidrógeno x

138

1 mol de hidrógeno 1.0 g de hidrógeno

= 6.43 moles de hidrógeno

La relación más sencilla en números enteros de átomos de cada elemento se obtiene dividiendo para la cantidad menor en moles y en razón de que no se obtiene todavía números enteros se multiplica por un número hasta obtener el número entero, que en este caso es 11. 3.51 = 1.09 x 11 = 12 3.21 3.21 El número de átomos de oxígeno = = 1.00 x 11 = 11 3.21 6.43 El número de átomos de hidrógeno = = 2.00 x 11 = 22 3.21 El número de átomos de carbono

=

Solución: Los cálculos establecen que la fórmula empírica del compuesto es: C12H22O11.

Ejercicio Nº 7.8 Determine la fórmula molecular del dioxano, cuya composición porcentual es: 54.54% de carbono, 9.15% de hidrógeno y 36.3% de oxígeno. La masa molecular de esta sustancia es de 88 uma. Análisis: A partir del cálculo de la composición porcentual se consigue la fórmula empírica: Moles de carbono = 54.54 g de carbono x

Moles de hidrógeno = 9.15 g de hidrógeno x

Moles de oxígeno = 36.3 g de oxígeno x

1 mol de carbono

= 4.54 moles de carbono

12.0 g de carbono 1 mol de hidrógeno 1.0 g de hidrógeno 1 mol de oxígeno 16.0 g de oxígeno

= 9.15 moles de hidrógeno

= 2.27 moles de oxígeno

=

4.54 =2 2.27

El número de átomos de hidrógeno =

9.15 =4 2.27

El número de átomos de oxígeno

2.27 =1 2.27

El número de átomos de carbono

=

139

Solución: De acuerdo a los números de átomos, la fórmula empírica es C2H4O y su masa molecular es 44 g. masa molecular de la fórmula molecular

Relación de número de átomos =

masa de la fórmula empírica

=

88 uma 44 uma

=2

Fórmula molecular = 2 x fórmula empírica = 2 x C2H4O = C2H8O2

Ejercicio Nº 7.9 ¿Cuántos gramos de acetona (C3H6O) deben tomarse para obtener 3.01 x 1024 átomos en total? Análisis: Un mol de acetona (58 g) contiene 6.02 x 1023 moléculas y cada molécula está formada por 10 átomos en total. Con estos datos realizamos las conversiones y así obtendremos la masa requerida.

3.01 x 1024 átomos x

1 molécula de C3H6O 10 átomos

x

1 mol de C3H6O 6.02 x 1023 moléculas de C3H6O

x

58 g de C3H6O 1 mol de C3H6O

= 29.00 g de C3H6O

Solución: En 29 g de acetona están presentes 3.01 x 1024 átomos en total.

Ejercicio Nº 7.10 El tiofeno es un solvente orgánico que está formado por carbono, hidrógeno y azufre. Una muestra de 1.086 g de tiofeno se quema completamente y produce 2.272 g de dióxido de carbono, 0.465 g de agua y 0.827 g de dióxido de azufre. ¿Cuál es la fórmula molecular del tiofeno? Un mol tiofeno contiene 84 g. Análisis: Para determinar la fórmula molecular del tiofeno, es necesario conocer primero la fórmula empírica, para lo cual se aplica el procedimiento similar al ejercicio 7.7.

140

En el ejercicio se dan las cantidades en gramos que se obtienen de los productos de la combustión del tiofeno, a partir de los cuales se calcula los moles de carbono, hidrógeno y azufre presentes en la muestra. Hay que recordar que la combustión de todo compuesto orgánico, que contiene carbono, hidrógeno y azufre, produce dióxido de carbono, agua y dióxido de azufre y que de acuerdo a la ley de la conservación de la materia, la masa de los elementos presentes antes y después de la combustión se mantiene igual. 1 mol de CO2

1 mol de C 1 mol de CO2

Moles de carbono = 2.272 g de CO2 x 44.0 g de CO x 2 1 mol de H2O

= 0.0516 mol de C

Moles de hidrógeno = 0.465 g de H2O x 18.0 g de H O 2

x

2 mol de H 1 mol de H2O

= 0.0516 mol de H

1 mol de SO2 64.0 g de SO2

x

1 mol de S 1 mol de SO2

= 0.01292 mol S

Moles de azufre

= 0.827 g de SO2 x

Luego se divide el número de moles de cada elemento para el número menor de moles que se ha calculado. =

0.0516 =4 0.01292

El número de átomos de hidrógeno =

0.0516 =4 0.01292

El número de átomos de azufre

0.01292 =1 0.01292

El número de átomos de carbono

=

Solución: La fórmula empírica que resulta del ejercicio es C4H4S, cuyo peso fórmula es 84 g y dado que la masa molar del tiofeno es igualmente 84 g/mol, entonces la fórmula molecular del tiofeno es la misma.

141

Ejercicio Nº 7.11 El hidrato del carbonato de sodio, es utilizado como suavizante en los detergentes, libera agua bajo calentamiento moderado. 16 g del hidrato desprenden 10.06 g de agua. Realice los cálculos pertinentes para determinar la fórmula del hidrato. Análisis: Los hidratos son sustancias formadas por el compuesto anhidro y una cantidad determinada de moles de agua. Para conocer su fórmula hay que encontrar la relación moles de agua/moles de la sustancia anhidra a partir de las masas conocidas. masa

Moles de la sustancia anhidra = masa molar = masa

Moles de agua = masa molar = Relación molar =

10.6 g de H2O 18.0 g/mol

moles de agua moles de carbonato de sodio

5.4 g de Na2CO3 105.8 g/mol

= 0.05104 mol de Na2CO3

= 0.589 mol de H2O 0.589 mol de H2O

= 0.05104 mol de Na CO = 0.0589 mol de Na2CO3 = 10 2

3

Solución: La fórmula del hidrato es Na2CO3 . 10 H2O.

Ejercicio Nº 7.12 El sulfato de cobre anhidro se utiliza para extraer agua de ciertos solventes orgánicos, durante esta operación se forma sulfato de cobre pentahidratado. ¿Qué cantidad de sulfato de cobre se requiere para extraer 5.3 g de agua? Análisis: En el sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4 . 5 H2O, la relación moles de agua/moles de sulfato de cobre anhidro es de 5:1. A partir de la masa de agua se realiza el cálculo de la cantidad de moles de agua y la conversión correspondiente a moles y a gramos de sulfato de cobre. Masa de CuSO4 = 5.3 g de H2O x

1 mol de H2O 1 mol de CuSO4 159.55 g de CuSO4 x x = 9.39 g de CuSO4 18 g de H2O 5 moles de H2O 1 mol de CuSO4

Solución: Se requieren 9.39 g de sulfato de cobre para extraer 5.3 g de agua.

142

7.8

Ejercicios para resolver 1.

Una muestra de 0.50 g de un compuesto que contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno se quemó completamente produciendo 0.6871 g de dióxido de carbono y 0.1874 g de agua. Realice los cálculos pertinentes para determinar la fórmula molecular del compuesto, cuya masa molar es 192 g.

2.

¿Cuál es el compuesto con mayor porcentaje de azufre?: SO2; S2Cl2; Na2S; Na2SO4; SF6.

3.

Una sustancia formada por cromo y oxígeno tiene el 68.48% y 31.58% respectivamente. ¿Cuál es la fórmula empírica del óxido?

4.

¿Cuándo se evaporan 2.93 g de un compuesto que contienen cloro y mercurio, en una ampolla de 1  L  a  680  K,  la  presión  resultante  es  458  torr.  ¿Cuál  es  la  fórmula  molecular  del  vapor  del  referido   compuesto?

5.

Una muestra de 11.89 g del hidrato de cloruro de cobalto II se somete a calentamiento, posteriormente solo se recuperan 6.49 g de muestra. ¿Cuál es la fórmula correcta del hidrato?

6.

¿Cuál es el porcentaje de cobre en el mineral turquesa: CuAl6 (PO4)4 (OH)8. 4H2O?

7.

Una muestra de 0.622 g de un óxido metálico en la fórmula M2O3 se transforma en 0.685 g de sulfuro MS. ¿Cuál es la masa atómica del metal?

8.

Cuántos átomos de hierro hay en 4.5 kilos de un mineral que contiene 70.5% de Fe3O4?

9.

El resultado de un análisis reporta que un compuesto químico contiene 76.45 g de plomo, 19.93 g de cromo y 23.63 g de oxígeno. Indique el porcentaje en masa de plomo en el compuesto.

10.

Una muestra de nitrato de hierro (II) contiene 4.82 x 1024 átomos de hierro, ¿cuál es la masa de la muestra?

11.

¿Cuántos átomos de calcio hay en una muestra de 200 g de cromato de calcio?

12.

Una muestra de un compuesto que contiene solo carbono, hidrógeno y azufre fue quemada en oxígeno y se obtuvo 169.22 g de dióxido de carbono, 88.47 g de agua y 49.22 g de dióxido de azufre. ¿Cuál es la masa de la muestra?

143

13.

Realice las conversiones siguientes: Sustancia

Cantidad en moles

Dióxido de azufre

Cantidad en gramos

Cantidad en partículas

0.4

Titanio

8.17 x 1023

Cloruro de litio Silicio

40.32 4.6

14.

La cafeína es un alcaloide que forma parte del café, té y el mate, cuya composición porcentual de los elementos que la forman es 49.48% de carbono, 5.15% de hidrógeno, 28.87% de nitrógeno y 16.49% de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula molecular de la cafeína? (peso molecular: 194,14 g/mol)

15.

Complete los datos que faltan en la siguiente tabla:

Nombre

C6H8O6

C5H9NO4

C9H8O4

Ácido ascórbico

Acido glutámico

Ácido acetilsalicílico

Peso molecular Masa molar %C %H %O %N

16.

La fórmula molecular de la cisteína es C3H7NO2S. ¿Compruebe si la composición porcentual de dicha fórmula es 40,26 % C; 7,38 % H; 9,40 % N; 21,48 % O y 21,48% de S?

144

CAPÍTULO #

8

Ecuaciones químicas Sumario 8.1

Las reacciones químicas y su representación

8.2

Símbolos de la ecuación química

8.3

Escritura de las ecuaciones químicas

8.4

Tipos de ecuaciones químicas

8.5

Equilibrio de las ecuaciones químicas

8.6

Ejercicios de aplicación

8.7

Ejercicios para resolver

¿Una mezcla inicia una reacción o una reacción se inicia con una mezcla? ¿En qué circunstancias se produce una reacción?

La comodidad de la vida moderna nos expone a gran cantidad de productos que se obtienen mediante reacciones químicas, las cuales se desarrollan de acuerdo a las condiciones presentes durante la reacción, que pueden ser cambios de presión, temperatura de trabajo, cantidad de los reactivos, presencia de solventes e incluso sustancias que aceleran o retardan la reacción. La interacción entre las sustancias descrita mediante una ecuación ofrece información muy útil y variada para establecer los productos que se obtienen y la base del cálculo de las cantidades de reactantes y productos que participan en una reacción y que se tratará en el capítulo siguiente.

145

8.1

Las reacciones químicas y su representación Las reacciones son cambios químicos que ocurren cuando se combinan sustancias bajo condiciones específicas   que   pueden   ser   naturales   del   entorno   o   provocadas,   bajo   cuyo   efecto   resultan   sustancias   diferentes a las originales. En la naturaleza ocurren innumerables cambios químicos que deben ser descritos para entenderlos y exponer las causas por las que ocurren e incluso para poder reproducirlos en el laboratorio.

Las  reacciones  químicas  se  describen  mediante  ecuaciones  químicas,  las  cuales  nos  ayudan  a  identificar   las sustancias que intervienen en la reacción, nos permite conocer su estado físico y las relaciones de masa de cada sustancia que sirven para efectuar el cálculo de las cantidades de compuestos involucrados en la reacción. Una  ecuación  química    es    una  representación  gráfica  abreviada  de  una  reacción    química. Para la representación de las reacciones se emplean símbolos que en su conjunto constituyen las ecuaciones químicas, en ellas se describen las sustancias que participan al inicio de la reacción y se las denomina reactantes y las que se forman se llaman productos. NA A(s)

+ NB B(l) m

Reactantes

146

NC C(g)

+

ND D(g)

Productos

Tal como se aprecia en la ecuación, se indica el estado de agregación de cada una de las sustancias; sea  éste,  sólido,  líquido  o  gaseoso;;  además,  del  coeficiente  estequiométrico  (N), que se ubica delante de cada de ellas y que corresponde a la cantidad de átomos o moléculas que componen los reactantes y los productos. La cantidad de átomos presentes antes de la reacción deben corresponder exactamente a la cantidad de átomos presentes después de la reacción, con lo que se cumple la ley de la conservación de la masa. Las diferentes sustancias que participan en una reacción química tienen cada una sus propiedades específicas  y  al  combinarse  entre  sí    forman  nuevas  sustancias  con  otras  propiedades,    este  es  el  caso  de  la   formación del cloruro de sodio, cuyas propiedades son distintas a las del cloro y el sodio.

Metal de sodio

Gas de cloro

Sal de mesa

En  las  ecuaciones  no  se  especifican  las  características  particulares  de  las  sustancias,  ni  tampoco  los  pasos   o  etapas  por  las  que  éstas  atraviesan  antes  de  que  se  forme  el  producto  final.  Las  condiciones  especiales  y   necesarias para que las reacciones se lleven a cabo y la velocidad con que éstas se realizan, tampoco se detallan en las ecuaciones.

8.2

Símbolos de la ecuación química Los símbolos utilizados en las ecuaciones químicas tienen su interpretación particular. •   Las  fórmulas  de  los  compuestos  que  intervienen  en  la  reacción  corresponden  a  las  sustancias  que   se combinan y que se transformarán durante la reacción, éstas se escriben a la izquierda de la ecuación. Hacia el lado derecho de la ecuación se escriben las fórmulas de las sustancias que son productos de la reacción.

147

•   Para  separar  las  sustancias  participantes    se  emplea    el  signo    “+”    (más). •   La  dirección  de  la  reacción    se  indica  mediante  una  flecha. •   Si  la  flecha  está  dirigida  hacia  la  derecha,  m tiene un sentido directo en la formación de productos, por lo tanto la reacción es irreversible. Algunas reacciones tienen características reversibles, en cuyo   caso   también   se   dibuja   una   flecha   en   sentido   inverso   k . La reversibilidad se pone de manifiesto  cuando  los  reactantes    están    formando  productos  y  éstos  a  su  vez  reaccionan  para   volver a ser reactantes, dando lugar a un circuito que puede cambiar cuando se alteran una o varias de las condiciones de reacción. •   El  estado  físico  de  las  sustancias,  se  indica  con  letras  encerrada  en  un  paréntesis:

Letras

Estado físico de la sustancia

s

Sólido

l

Líquido

g

Gaseoso

ac

Solución acuosa

•   Las   relaciones   cuantitativas   entre   las   sustancias   que   sustentan   las   reacciones   se   indican   por   números  y  se  los  denomina  coeficientes  estequiométricos  y  van  colocados  antes  de  cada  sustancia.     Los  coeficientes  son  una  expresión  de  la  relación  de  átomos  que  existen  en  los  compuestos  que   actúan como reactantes y que se mantiene en los compuestos que se obtienen como productos de la reacciones.

A nivel macroscópico, la relación de átomos se traduce en una relación de masas que guarda la misma proporción, tal como se aprecia en el siguiente ejemplo:

148

A nivel molecular:

Un átomo de C (12 uma)

Una molécula de O2 (32 uma)

Una molécula de CO2 (44 uma)

A nivel macroscópico:

12 g de carbono en un vidrio de reloj (1 mol)

32 g de oxígeno en un globo (1 mol)

44 g de dióxido de carbono en un globo (1 mol)

8.3 Escritura de las ecuaciones químicas Para escribir las ecuaciones químicas se deben realizar los siguientes pasos: 1.

Escribir correctamente las fórmulas de cada una de las sustancias que intervienen.

2.  

Balancear   correctamente   la   ecuación   química,   lo   que   significa   que   tanto   en   reactantes   como   en   productos se debe tener el mismo número y tipo de átomos, es decir que hay que poner especial atención para cumplir la ley de la conservación de la materia.

149

Cantidad de tipo de átomos presente como reactantes

Cantidad de tipo de átomos presente como productos

3.

Agregar el estado físico de cada una de las sustancias.

4.  

Orientar  la(s)    flecha(s)  correctamente.

En una ecuación química se asientan conocimientos que nos facilitan la comprensión y exponen algunas causas que promueven las reacciones químicas.

8.4

Tipos de ecuaciones químicas Existen millones de compuestos inorgánicos y orgánicos conocidos, los cuales pueden ocasionar gran número  de  reacciones  químicas,  las  mismas  que  deben  clasificarse  para  facilitar  su  estudio. Las      reacciones  químicas    se  clasifican  en  los  siguientes  tipos:

Reacción de composición o de combinación. Estas reacciones son aquellas en las cuales dos o más sustancias reaccionan para formar un solo producto, como ejemplo podemos citar la reacción de los metales con el oxígeno para formar los óxidos metálicos, la combinación de un metal y un no metal; en especial con los halógenos para formar sales, la de un no metal con el oxígeno para formar óxidos no metálicos y la reacción de un óxido metálico con agua para formar un hidróxido. Todas siguen el siguiente esquema general: A B mAB 150

Reacción de descomposición. Es aquella en la cual un compuesto se puede descomponer en dos o más sustancias. La descomposición de sustancias se la hace generalmente con ayuda de energía exterior, que puede ser por calor o aplicación de energía eléctrica; tal como ocurre en la electrólisis. Ejemplos de este tipo de reacción son la descomposición de óxidos, sulfuros, carbonatos por medio de calentamiento y la descomposición electrolítica del óxido de aluminio o de las sales como el cloruro de magnesio y cloruro de sodio. AB mA B

Reacción de desplazamiento o de simple sustitución. En este tipo de reacciones, un elemento desplaza a otro que se encuentra presente en un compuesto debido a una mayor actividad química que el elemento desplazado; ejemplo de esto, son las reacciones de los metales con ácidos fuertes y el desplazamiento de un ion metálico por un metal de mayor actividad. A BC mAC B

Reacción de doble desplazamiento o de doble sustitución. Este tipo de reacciones ocurren cuando dos compuestos originan dos nuevas sustancias. Este es el caso de muchas reacciones que se llevan a cabo en soluciones acuosas por intercambio de los iones, tanto positivos como negativos. Muchas de ellas producen precipitados. Estas reacciones también se las conoce como reacciones de intercambio. AB CD mAC BD

8.5 Equilibrio de las ecuaciones químicas Toda ecuación química requiere cumplir con la ley de la conservación de la materia, para considerársela válida y representativa de una reacción en particular, por lo que debe organizarse un ajuste  o  balance  entre  reactivos  y  productos    que  refleje    el  equilibrio  a  nivel  microscópico,  esto  es   en cantidad y tipos de átomos, como podemos observar en este ejemplo.

151

2H

O

2

2 x 2.02 g

2

32.00 g

2HO 2

2 x 18.02 g

Para igualar o balancear las ecuaciones existen métodos que consisten en el uso adecuado de coeficientes,    sobre  los  que  ya  nos  hemos    referido  en  este  capítulo.

Método por tanteo o inspección Es una forma de ajuste o igualación, utilizada para ecuaciones sencillas y consiste en probar o tantear  los  coeficientes  (números)  de  cada  una  de  las  sustancias  presentes  como  reactantes  con  las  de   los productos hasta que coincidan, para ello es recomendable empezar por los elementos que tienen el mayor número de átomos y luego igualar los restantes elementos. Ejemplo: C6H12O6 O2 mCO2 H2O Primero es necesario hacer el reconocimiento de la cantidad de cada átomo presente. En el ejemplo se encuentran 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrógeno y 8 átomos de oxígeno en total, del lado de los reactantes. Por el lado de los productos existe un átomo de carbono, 2 átomos de hidrógeno y 3 átomos de oxígeno. Para balancear la ecuación se va probando con números en forma aleatoria, tratando de empezar con el ajuste de átomos que forman parte de compuestos y dejando para después a los átomos de elementos,  ya  que  los  coeficientes  de  éstos    no  dan  lugar  a  la  alteración  de  otros  átomos,  como  es  el  caso   de los compuestos. De acuerdo a lo indicado ajustamos los átomos de carbono, tanto en el lado de los reactantes como en el de los productos, que en este caso es 6. C6H12O6 + O2      →      6  CO2 + H2O

152

Seguimos con el hidrógeno, aquí observamos que hay 12 átomos de hidrógeno al lado izquierdo de la reacción, por lo que corresponde poner 6 delante de la molécula de agua para igualar el número de átomos. C6H12O6 + O2      →      6  CO2 + 6 H2O Como  apreciamos,  en  la  ecuación  se  ha  alterado  el  número  de  átomos  de  oxígeno  al  colocar  los  coeficientes   a cada producto, luego procedemos a contarlos; en este caso suman en total 18. Dado que en el lado de los reactantes ya hay 6 átomos de oxígeno solo hay que completar los 12 átomos faltantes, por lo que se añade  el  coeficiente  estequiométrico  6  delante  del  oxígeno,  en  razón  de  que  el  elemento  está  presente  en   forma molecular.

Método algebraico Para balancear las ecuaciones que no son tan sencillas se requieren de métodos que hacen uso de artificios  matemáticos.    Existen  algunas  condiciones  que  deben  tomarse  en  cuenta:   1. Escribir la ecuación de forma correcta. 2. Si existen paréntesis, éstos deben ser eliminados considerando en la fórmula la cantidad de átomos presentes. 3.   Asignar   un   coeficiente   cualquiera   a   cada   una   de   las   fórmulas,   pueden   usarse   letras   del   alfabeto. 4. Plantear una ecuación por cada uno de los elementos presentes indicando la cantidad de átomos existentes. 5. Establecer una igualdad matemática por cada elemento presente antes y después de la ecuación. 6.   Asignar  un  valor    a  un  coeficiente,  de  preferencia  al  que  se  presente  en  mayor  cantidad. 7.   Resolver  cada  una  de  las  ecuaciones  utilizando  el  valor    propuesto  para  el  primer  coeficiente   y  determinar  los  datos  de  los  coeficientes  que  faltan. 8. Tomar todos los datos y sustituirlos en las fórmulas. 9.   Simplificar   si   es   preciso   y   adecuar   nuevamente   las   fórmulas   en   caso   de   que   usen   paréntesis.

153

Ejemplo: Cu + H2SO4      →      Cu2S + CuSO4 + H2O Primero  es  necesario  verificar  que  la  ecuación  esté  escrita  correctamente  y  asignar  las  variables  a   cada componente. a Cu + b H2SO4      →      c Cu2S + d CuSO4 + e H2O Luego se establece una ecuación para cada elemento haciendo uso de las variables. Empezando por el hidrógeno; que está presente en el H2SO4, se le asigna el valor de 2b, debido a que la molécula tiene 2 hidrógenos y 2e por los 2 átomos de hidrógeno presentes en la molécula de H2O. La igualdad queda expresada así: 2b = 2e Del mismo modo se establecen las ecuaciones para los demás elementos: Hidrógeno: Cobre: Azufre: Oxígeno:

2b a b 4b

= = = =

2e 2c + d c+d 4d + e

Luego   se   da   un   valor   arbitrario   a   un   coeficiente,   cuyo   valor   permita   encontrar   los   demás   de   una   manera  sencilla  en  este  caso  se  asignaría  al  coeficiente  b el valor 1. Luego se resuelven las ecuaciones: Para encontrar el valor de e: b= 2b = 2(1) = e=

1 2e 2e 1

Luego, usamos los valores encontrados para solucionar las otras ecuaciones. A partir del valor de b = 1 y e = 1, se busca el valor de d: 4b = 4d + e 4(1) = 4d + 1 3 d= 4

154

Con el valor de d =

3 calculamos c: 4

b=c+d 3 1=c+ 4 1 4

c= Finalmente se calcula a:

a = 2c + d a=2 a=

1 3 + 4 4

5 4

Se   reemplazan   los   valores   encontrados   en   los   respectivos   coeficientes   y   la   ecuación   queda   de   la   siguiente manera: 5 1 3 Cu + H2SO4 →       Cu2S + CuSO4 + H2O 4 4 4 Como  no  es  aconsejable  dejar  los  coeficientes  como  fracciones  se  los  elimina  multiplicando  por  el   denominador, que en este caso es 4. 5 Cu + H2SO4 →    Cu2S + 3 CuSO4 + H2O

Método de óxido reducción o redox Muchas reacciones se realizan produciendo una alteración en el número de oxidación, por eso resulta importante recordar las reglas para el cálculo del número de oxidación de los elementos tanto en especies químicas neutras como iónicas y que constan en el capítulo 6. En las reacciones, en las que ocurre el fenómeno de óxido-reducción, las sustancias experimentan un cambio perdiendo electrones, en este caso se dice que se oxidan y el número de oxidación aumenta, mientras que durante la reducción, el número de oxidación disminuye. La oxidación es un cambio químico en el que las sustancias pierden electrones al contrario de la reducción en el que las sustancias ganan electrones. Los pasos a seguir para igualar una ecuación química mediante este método se indica a continuación. •   Determinar  los  números  de  oxidación  de  los  elementos  presentes  en  la  ecuación.

155

•   Establecer  los  elementos  que  se  oxidan  y  los  que  se  reducen,  así  como  el  número  de  electrones   que participan en dichos cambios. •   Asignar  el  número  de  electrones  de  oxidación  como  coeficiente    de    la  especie  química  que   se redujo y viceversa, de esta manera, el número de electrones de reducción y oxidación queda igual a causa del intercambio. •   Ajustar  el  número  de  átomos  de  cada  uno  de  los  elementos.  

Método del ion-electrón El método del ion-electrón es utilizado para reacciones que ocurren en disoluciones acuosas y que involucran iones. Estas reacciones pueden ocurrir tanto en medio ácido como en básico. A continuación se detallan los pasos a seguir parar realizar los ajustes de las ecuaciones.

Medio ácido •   Separar  la  ecuación  inicial  en  dos  semi-­ecuaciones  o  media  ecuación;;  la  de  oxidación  y  la  de   reducción. •   Cada  semi-­ecuación  debe  ser  ajustada  con  respecto  a  los  números  de  oxidación  de  cada  uno   de los elementos, agregando la cantidad de electrones que falten en el lado adecuado. Los electrones  que  se  pierden  durante  la  oxidación  al  lado  derecho  de  la  flecha  y    los  que  se  ganan   en el lado izquierdo. •   Donde  falte  oxígeno  agregar  moléculas  de  H2O. •   La  falta  de  hidrógeno  se  ajustará  como  hidrógeno  en  forma  iónica  (H+). •   Sumar  las  semi-­ecuaciones  de  tal  manera  que  el  número  de  electrones  cedidos  (oxidación)    sea   igual al número de electrones ganados (reducción). •   En  caso  necesario  ajustar  también  el  número  de  átomos  de  cada  semi-­reacción,  preferiblemente   antes del ajuste de electrones.

Medio básico Este método complementa el anterior en que, en el lado que falte oxígeno agrega iones oxidrilos OHy donde falta hidrógeno se agrega moléculas de H2O.

156

8.6

Ejercicios de aplicación Ejercicio Nº 8.1 Determinar los números de oxidación de los elementos indicados en la tabla. Sustancia A B C D E

HNO3 K2CrO4 Al2(SO4)3 H3PO4 NH4NO3

Elemento

Número de oxidación del elemento

N Cr S P N

Análisis: Aplicar las reglas para la determinación de los números de oxidación indicadas en el capítulo 6. Es importante recordar que la suma de los números de oxidación de los elementos que conforman la molécula debe ser igual a cero y que se debe observar la regla matemática de los signos (+) y (-). • A:

HNO3; si 1+ x + 3(-2) = 0; entonces x = 5

• B:

K2CrO4; si 2(1)+ x + 4(-2) = 0; entonces x = 6

• C:

Al2(SO4)3; si 3(2)+ 3x + 12(-2) = 0; entonces x = 6

• D:

H3PO4; si 1(3) + x + 4(-2) = 0; entonces x = 5

• E:

NH4NO3; el ion amonio (NH4+) en conjunto tiene como número de oxidación +1. A partir del cálculo x + 4 (+1) = +1 resulta que el número de oxidación del nitrógeno en el ion amonio es -3. Si el número de oxidación del ion amonio es +1; entonces el número de oxidación del ion nitrato (NO3-) es -1; de esta manera se conserva la neutralidad de la molécula nitrato de amonio. Este dato se aplica para el cálculo del número de oxidación del nitrógeno en el NO3-: x + 3(-2) = -1; de aquí resulta que x es igual a +5.

Solución: Con los datos calculados completamos la tabla. Sustancia A B C D E

HNO3 K2CrO4 Al2(SO4)3 H3PO4 NH4NO3

Elemento

Número de oxidación del elemento

N Cr S P N

+5 +6 +6 +5 -3 y +5

157

Ejercicio Nº 8.2 Clasifique  las  siguientes  ecuaciones  químicas  de  acuerdo  al  tipo  de  reacción  química. a) b) c) e) f)

2 KClO3 TiCl4 P4O10 CuSO4 AgNO3

→ + + + +

KCl 2 Mg 6 H2O Zn NaCl

+ → → → →

3 O2 2 MgCl2 + Ti 4 H3PO4 ZnSO4 + Cu AgCl + NaNO3

Análisis: Para resolver este ejercicio recurriremos a los esquemas conocidos de las ecuaciones químicas y  que  se  especifican  a  continuación: Ecuación  a:      

AB  →  A  +  B;;

Ecuación  b:      

AB  +  C  →  AC  +B;;  

Ecuación  c:  

 

A  +  B        →    AB;;

Ecuación  d:  

 

AB  +  C  →  AC  +  B;;  

Ecuación  e:  

 

AB  +  CD  →  AC  +  BD.

Solución: Ecuación a:

reacción de descomposición;

Ecuación b:

reacción de sustitución simple;

Ecuación c:

reacción de composición o de combinación;

Ecuación d:

reacción de sustitución simple;

Ecuación e:

reacción de doble sustitución o de intercambio.

Ejercicio Nº 8.3 Balancear la siguiente ecuación química: N2 + H2      →      NH3 Análisis: 1. Para este caso hacemos la observación de que la reacción se forma por la combinación de 2 gases que están presentes en forma diatómica. El nitrógeno está presente como reactante con 2 átomos y  en  el  producto  con  solo  1,  por  lo  que  debe  ajustarse  colocando  el  coeficiente  2  en  el  producto   (NH3). N2 + H2      →     2 NH3

158

2. Equilibrar los átomos de hidrógeno, dado que en el producto tenemos 6 átomos y en los reactivos 2  se  antepone  el  coeficiente  3  en  el  hidrógeno  molecular,  con  lo  cual  la  cantidad  de  cada  uno  de  los   elementos participantes en la ecuación química, tanto en los reactantes como en los productos es igual. N2 + 3 H2    →      2  NH3 Solución: N2(g) + 3 H2(g)    →      2  NH3(g)

Ejercicio Nº 8.4 Igualar la siguiente ecuación química: C4H10 + O2      →      CO2 + H2O Análisis: 1. Al igual que el ejercicio anterior se contabiliza el número total de átomos de cada sustancia de reactantes y productos. En esta ecuación se observa que el carbono está presente con 4 átomos, el oxígeno  con  2  y  el  hidrógeno  con  10.  Iniciamos  con  el  ajuste  del  carbono,  colocando  el    coeficiente   4 en el dióxido de carbono. C4H10 + O2      →     4 CO2 + H2O 2.   Igualar  los  átomos  de  hidrógeno,  lo  cual  se  lleva  a  cabo,  poniendo  el  coeficiente  5  en  la  molécula   de agua. C4H10 + O2      →      4  CO2 +

5 H2O

3. Con los dos ajustes se altera el número de átomos de oxígeno, con un total de 13. Es de anotar que el oxígeno está presente en fórmula molecular, por lo que el número debe ser dividido para 2 con el objeto de mantener el mismo número de átomos. C4H10 +

13 O    →      4  CO2 + 5 H2O 2 2

4. Aunque el equilibrio en átomos se conserva, no hay 13 y media moléculas de oxígeno, de manera que para mantener la congruencia teórica, se multiplica toda la ecuación por el denominador de la fracción para dejar números enteros. Solución: La  ecuación  final  queda  así: 2 C4H10 + 13 O2      →      8  CO2 + 10 H2O

159

Ejercicio Nº 8.5 Ajustar la siguiente ecuación por el método de oxidación reducción (REDOX). H2S + HNO3      →      NO      +      S      +      H2O Análisis: 1. Determinar los números de oxidación.- Para esto se recurre a las reglas anteriormente indicadas, el oxígeno en todos los compuestos del ejemplo tiene número de oxidación de –2 y el hidrógeno de +1, por lo tanto éstos permanecen sin variación, pero serán los otros elementos como azufre y nitrógeno los que presenten cambios. -2 +5 +2 0 H2S + HNO3      →      NO      +      S      +      H2O 2. Determinar la sustancia que se oxida y la que se reduce.- De lo anterior queda establecido que el azufre de –2 cambia a 0 y experimenta la oxidación cediendo dos electrones, por su parte el nitrógeno de +5 cambia a +2, reduciéndose y aceptando 3 electrones. Oxidación 2e-

-2 +5 +2 0 H2S + HNO3      →      NO      +      S      +      H2O Reducción 3e-

3. Utilizar  el  número  de  electrones  como  coeficientes.- En este ejemplo, la cantidad de electrones que  participa  en  el  balance    se  utiliza  como  coeficiente,  de  manera  que  el    2    de  la  oxidación  del   reductor (elemento que se oxida) se intercambia con el 3 de la reducción del oxidante (elemento que se reduce). 3 H2S +

2 HNO3      →      NO      +      S      +      H2O

4. Igualar la ecuación.-­   Finalmente   se   ajustan   los   demás   elementos   utilizando   los   coeficientes   adecuados. Solución: La  ecuación  final  queda  como  sigue: 3 H2S + 2 HNO3      →      2  NO      +      3  S      +      4  H2O

160

Ejercicio Nº 8.6 Equilibrar  la  siguiente  ecuación  por  el  método  Redox  o  de  intercambio  de  coeficientes. KMnO4    +      HCl      →      MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O Análisis: 1. Determinar los números de oxidación de los elementos. 0 +7 +2 -1 -1 KMnO4    +      HCl      →      MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

2. Determinar la sustancia que se oxida y la que se reduce.- El manganeso se reduce de +7 a +2, liberando 5 electrones (5e-) y el cloro se oxida de –1 a 0 y gana 1 electrón, pero como el cloro está presente en forma molecular tenemos que multiplicar por 2; se escribirá en total 2 electrones. 5e0 +7 +2 -1 -1 -1 KMnO4    +      HCl      →      MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

2e-

3. Utilizar  el  número  de  electrones  como  coeficientes.- Para intercambiar los números 5 de la semireacción de reducción y 2 de la oxidación, es preferible hacerlo en los productos debido a que resulta más fácil ajustar aquellos elementos que se encuentran en mayor cantidad, en este caso la referencia es el cloro. KMnO4    +      HCl      →     2 MnCl2 + KCl + 5 Cl2 + H2O 4. Igualar la ecuación.- Finalmente se continúa con el ajuste de los demás elementos probando preferiblemente  con  aquellos  que  forman  parte  de    compuestos  (coeficiente  2    del  MnCl2 pasarlo al KMnO4) y continuar hasta que la ecuación quede totalmente equilibrada.

Solución: La  ecuación  final  queda: 2 KMnO4 + 16 HCl      →    2 MnCl2 + 2 KCl + 5 Cl2 + 8 H2O

161

Ejercicio Nº 8.7 Balancear la siguiente ecuación por el método Redox: As2S3 + HNO3 + H2O      →      H3AsO4 + H2SO4 + NO Análisis: 1. Determinar los números de oxidación de los elementos. -2 +5 +5 +6 +2 As2S3 + HNO3 + H2O      →      H3AsO4 + H2SO4 + NO

+3

2. Determinar la sustancia que se oxida y la que se reduce.- El azufre de –2 se oxida a +6, cediendo 8 electrones, pero dado que son 3 los átomos de azufre que se oxidan, participan en total 24 electrones. En el caso del antimonio, la oxidación ocurre de +3 a +5; los 2 electrones que participan se los multiplica por 2 , porque se reducen 2 átomos de antimonio (total 4e-). Puesto que dos elementos se oxidan en una misma sustancia se suman los electrones de estas dos oxidaciones y dan total de 28 electrones. En el caso del nitrógeno, éste se reduce de +5 a +2 participando con 3 electrones. Reducción 3eOxidación 2e- x 2 = 4e+3 -2

+5

+5

+6

+2

As2S3 + HNO3 + H2O      →      H3AsO4 + H2SO4 + NO Oxidación 8e- x 3 = 24e-

3. Utilizar  el  número  de  electrones  como  coeficientes.- Los números de electrones pasan como coeficientes    delante  del    reductor  y  del  oxidante  en  forma  intercambiada;;    el  28  que    corresponde    a   la oxidación del azufre y del antimonio se lo usa delante del compuesto nitrogenado y viceversa. 3 As2S3 + 28 HNO3 + H2O      →      H3AsO4 + H2SO4 + NO 4. Igualar la ecuación, ajustando los componentes restantes. Solución: La  ecuación  final  queda  como  sigue: 3 As2S3 + 28 HNO3 + 4 H2O      →    6  H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28 NO

162

Ejercicio Nº 8.8 Equilibrar la siguiente ecuación en medio ácido por el método el ion-electrón. 3 ClO3-      +      P      →      Cl- + PO 4 +

Análisis: Para ajustar las ecuaciones mediante el método ion electrón, ya sea en medio ácido o básico es recomendable separar la ecuación para describir los dos procesos: el de oxidación y el de reducción. 1. Formar las semi-ecuaciones. Oxidación:

P

Reducción:

ClO3- →  

PO 4 Cl3

→  

2. Escribir la cantidad de electrones para la semi-ecuación de oxidación y la de reducción. ClO - + 6e-      →      Cl3

3  P      →      PO 4 - + 5e-

3. Ajustar las ecuaciones con respecto al número de átomos de cada uno de los elementos. Para el caso de oxígeno, agregar tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno, en el lado que falten y luego se debe compensar el exceso de hidrógeno en forma de ion en el lado que falte. ClO - + 6 H+ + 6 e-        →        Cl- + 3 H O 3

P +

3 4 H2O    →      PO 4 -

2

+ 8 H+ + 5e-

4. Igualar las cargas de electrones multiplicando cada semi-ecuación por 5 y por 6. ClO3- + 6 H+ + 6 e-        →        Cl- + 3 H2O 3 P + 4 H2O        →      PO 4 - + 8 H+ + 5 e-

x5 x6

5.    Sumar  las  dos  semi-­ecuaciones  y  simplificar  las  moléculas  de  H2O y los iones H+. 5 ClO - + 30 H+ + 30 e-        →    5  Cl- + 15 H O 3

6P +

3 24 H2O        →    6  PO 4 -

2

+ 48 H+ + 30 e-

3 5 ClO3- + 6 P + 30 H+ + 24 H2O + 30 e-  →    5  Cl- + 6 PO 4 - + 48 H+ + 15 H2O + 30 e-

Solución: La  ecuación  final  queda  como  sigue: 3 5 ClO3- + 6 P + 9 H2O    →      5  Cl- + 6 PO 4 - + 18 H+

163

Ejercicio Nº 8.9 Equilibrar la siguiente ecuación en medio básico. 2 ClO3- + Cr3+        →      CrO 4 - + Cl-

Análisis: 1. Formar las semi-ecuaciones. Oxidación:

Cr3+

Reducción:

ClO3- →  

2

CrO 4 Cl-

→  

2. Escribir la cantidad de electrones cedidos y ganados para la semi-ecuación de oxidación y la de reducción1. 2 Cr3+ →      CrO - + 3e4

ClO3- + 6 e-    →      +      Cl3. Ajustar las ecuaciones de cada uno de los átomos de los elementos, compensar cada átomo de oxígeno con 2 iones OH- donde haga falta y el hidrógeno con la cantidad adecuada de moléculas de agua. 2 Cr3 + 8 OH-    →        CrO 4 - + 4 H2O + 3 eClO - + 3 H O + 6 e-    →        Cl- + 6 OH3

2

4. Igualar las cargas de electrones multiplicando la primera ecuación por 2 y la segunda por 1. 2Cr3 + 8 OH-        →        CrO 4 + 4 H2O + 3 eClO3- + 3 H2O + 6 e-    →        Cl- + 60 H-

x2 x1

5.    Sumar  las  dos  semi-­ecuaciones  y  simplificar  las  moléculas  de  agua  y  los  iones  OH-. 22 Cr3+ + 16 OH-        →    2  CrO 4 + 8 H2O + 6 eClO - + 3 H O + 6 e-    →        Cl- + 60 H3

2

22 Cr3+ + ClO3- + 3 H2O + 16 OH- + 6 e-  →  2  CrO 4 + Cl- + 8 H2O + 6 OH- + 6 e-

1

+3

-6

+5

-1

Tomar en cuenta que el Cr se oxida a Cr y el Cl se reduce a Cl .

164

Solución: La  ecuación  final  queda: 2 2 Cr3 + ClO3- + 10 OH- →  2  CrO 4 - + Cl- + 5 H2O

Ejercicio Nº 8.10 Equilibrar la siguiente ecuación química: Al + H2SO4        →      Al2(SO4)3 + H2 Análisis: La ecuación es sencilla y fácilmente se puede balancear si empezamos con los átomos que forman parte de  los  compuestos  y  dejamos  para  el  final  los  elementos. 2 Al + 3 H2SO4        →      Al2(SO4)3 + H2 En la misma molécula hay 12 átomos de oxígeno, los cuales se mantienen en ambos lados de la ecuación, la  cantidad  de  átomos  de  hidrógeno  se  altera,  por  lo  que  hay  que  compensar  anteponiendo  el  coeficiente  3   al hidrógeno, el aluminio se presenta con dos átomos en el sulfato de aluminio; entonces se debe añadir el  coeficiente  2    en  el  elemento  aluminio. Solución: 2 Al + 3 H2SO4        →      Al2(SO4)3 + 3 H2

165

8.7

Ejercicios para resolver 1.

¿Por qué es importante efectuar el ajuste de las ecuaciones químicas?

2.  

¿Qué  significa  perder  y  ganar  electrones?

3.  

¿Cuál  es  el  significado   al  igualar  las  cargas  o  cantidad  de  electrones    entre  la  semi-­ecuación  de     oxidación y la de reducción?

4.

¿Es lo mismo realizar el balanceo de una ecuación por el método redox o ion electrón?

Balancear las siguientes ecuaciones:

1.

CO2 + H2O      →      C6H12O6 + O2

2.

H3PO4 + Ca(OH)2      →      Ca3(PO4)2 + H2O

3.

Fe2O3      +      C      →      Fe      +      CO

4.

FeS2 + H2O + O2      →      Fe2(SO4)3 + H2SO4

5.

NaNO3 + Al + NaOH + H2O      →      NH3 + NaAlO2

6.

HBr + H2SO4      →      Br2 + SO2 + H2O

7.

MnO2 + I2      +      KOH      →      KMnO4 + KI + H2O (medio acalino)

8.

SbCl3 + HCl + NaBrO3      →      SbCl5 + NaBr + H2O (medio ácido)

9.

Ca3(PO4)2 + SiO2      +      C      →      CaSiO3 + P4 + CO

166

CAPÍTULO #

9

Estequiometría

Sumario 9.1

Relaciones molares de ecuaciones químicas

9.2

Reactivo limitante

9.3

Porcentaje de rendimiento y pureza

9.4

Ejercicios de aplicación

9.5

Ejercicios para resolver

¿Por qué es importante conocer la relación de masa de las sustancias que participan en una reacción? ¿Cuáles son las consecuencias de los errores en el cálculo de la estequiometría de la reacción? ¿Cuál es la estrategia para calcular cantidades requeridas de reactantes y de productos que se obtienen?

En la actualidad el hombre ejerce control sobre las reacciones químicas, para ello hace uso del conocimiento sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias que intervienen en ellas. La industria debe prestar especial atención a los procesos químicos, ya que de su buen manejo depende la obtención de productos de buena calidad y en cantidad rentable. Los procesos químicos están conformados por un grupo de operaciones físicas que se llevan a cabo en equipos diseñados y dimensionados de acuerdo al cálculo de la cantidad requerida de la materia prima, del rendimiento de la reacción y de los niveles de producción. La selección acertada de las condiciones de la reacción como temperatura, presión y concentración aporta a la optimización de los procesos productivos, de aquí su importancia económica.

167

Figura 9.1: Operaciones unitarias

Lo indicado podemos ilustrarlo con un sencillo ejemplo: antes de consumir una botella de gaseosa, fue necesario calcular primero la cantidad de agua, azúcar, saborizante, colorante, gas (CO2) que se requiere para  la  elaboración  de  un  volumen  grande  de  producto,  que  al  final  resulta  en  miles  de  botellas  de    diferentes   volúmenes ó de latas de 200 mL selladas para evitar la salida del gas.

+

+

= Figura 9.2: Envases de bebidas

La estequiometría es una herramienta importante para el cálculo de las relaciones ponderales (masas) de reactantes y productos, pero no solamente en la fabricación de productos, también lo es en otros ámbitos como la determinación de contaminantes en la atmósfera, del contenido residual de pesticidas en frutas comestibles, el contenido de colesterol en la sangre, el porcentaje de alcohol en las bebidas alcohólicas, la cantidad de calcio en la leche y muchas más.

Figura 9.3: Productos

Además del cálculo de la cantidad de materia prima (reactantes) que se requiere y del producto que se va a obtener, también es interesante conocer el grado de pureza de la materia prima, la evolución de una reacción y las medidas que se pueden tomar para mejorar el rendimiento de una reacción. Esta información la obtenemos de las ecuaciones químicas, en la que se indican los reactantes, los productos, el estado de agregación de las sustancias y principalmente las cantidades que participan en la reacción, representadas por  los  coeficientes  estequiométricos.

168

¿Qué se entiende por estequiometría? Es el estudio de la relación cuantitativa de los elementos en las fórmulas y ecuaciones químicas.

9.1

Relaciones molares de ecuaciones químicas En  una    reacción  química  balanceada,  los  coeficientes  estequiométricos  se  interpretan  como  el  número   relativo de moles de reactantes y productos que participan en dicha reacción. En la ecuación balanceada que representa la descomposición del clorato de potasio en cloruro de potasio  y  oxígeno,  los  coeficientes  estequiométricos  indican  que  para  producir  dos  moles  de  cloruro   de potasio y 3 moles de oxígeno gaseoso se requieren de 2 moles de clorato de potasio. 2 KClO3(s)

m 2 KCl(s) + 3 O2(g)

Con  los  coeficientes  estequiométricos  se  puede  establecer  la  relación  molar,   que es la relación del número de moles entre reactantes, entre reactantes y productos y entre productos.

De acuerdo a la ecuación descrita se puede escribir la relación molar para cada par de sustancias como sigue: 2 moles de KCl 3 moles de O2 2 moles de KClO3 2 moles de KClO3 2 moles de KCl 3 moles de O2 ; 2 moles de KClO3 2 moles de KClO3; 2 moles de KCl ; 3 moles de O2 ; 3 moles de O2 ; 2 moles de KCl

Las relaciones molares se aplican para determinar: a)

Las cantidades esperadas de productos a partir de una cantidad inicial determinada de reactantes.

b)

La cantidad de reactantes que se requiere para producir cierta cantidad de producto.

c)

El rendimiento real y porcentual de una reacción.

d)

La pureza de los reactantes que debe ser considerada en los cálculos de masa de los productos. 169

Para cualquier cálculo de masas de reactantes y productos podemos seguir los siguientes pasos: Paso  1:  Verificar  que  la  ecuación  esté  correctamente  balanceada. Paso 2: Anotar la cantidad conocida en moles de la sustancia química que puede ser reactante o producto. Moles de la sustancia, cuyo resultado se desea

Paso 3: Aplicar la relación molar apropiada:

Moles de la sustancia de partida

Paso 4: Realizar la operación matemática para obtener el número de moles de la sustancia requerida. Los cálculos estequiométricos se pueden efectuar en términos de moles, pero generalmente las cantidades de sustancias químicas se expresan en masas. Para realizar dichos cálculos se aplican las conversiones de masas a moles de reactantes y de moles a masas de productos. Ruta para conversiones de masas y moles para la reacción de reactante A para obtener producto B A m B Gramos de A

Moles de A

Cantidad en gramos de A x

moles de A masa molar de A

Relación molar x

moles de B moles de A

x

Moles de B gramos de B

masa molar de B

Gramos de B

= Cantidad en gramos de B

Los datos para el cálculo de la masa molar se los obtiene utilizando la tabla periódica.

170

9.2

Reactivo limitante Las  reacciones  químicas  se  efectúan  en  cantidades  proporcionales  a  sus    coeficientes  estequiométricos.   Cuando uno de los reactantes que interviene en la reacción se encuentra en una cantidad molar menor a la estequiométrica, ésta reacciona completamente; mientras que la cantidad del otro reactante queda en exceso después de que la reacción ha concluido. Muchos procesos químicos aplican reactivos que limitan la reacción para favorecer un mejor rendimiento. Se denomina reactivo limitante al reactante que se consume por completo durante una reacción, se lo llama así porque la cantidad de este reactivo limita la cantidad de los nuevos compuestos que se forman. El reactante sobrante se llama reactivo en exceso.

C(s) 1 mol 12 g

2 moles 24 g

+

+

+

H2O(l) 1 mol 18 g

1 mol 18 g

→

→

→

CO(g) 1 mol 22.4 L

1 mol 22.4 L

+

+

+

H2O(g) 1 mol 22.4 L

1 mol 22.4 L

+

1 mol 12 g

Figura 9.4: Reactivo limitante

9.3

Porcentaje de rendimiento y pureza La cantidad de producto que se forma cuando se consume todo el reactante, sea limitante o no, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. En la práctica no se cumple el rendimiento de 100% y generalmente el rendimiento real de la reacción es menor que el rendimiento teórico por diversas razones:

171

•  

No  todos  los  reactantes  reaccionan,  esto  se  debe  a  la  presencia  de  impurezas,  pérdida  de  material  y   fallas en el proceso de elaboración de los productos.

•  

A  la  par  de  la  reacción  que  se  promueve,  pueden  haber  reacciones  paralelas  o  consecutivas.

Una cantidad que relaciona el rendimiento real de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento.

Porcentaje de rendimiento =

rendimiento real de la reacción rendimiento teórico

x 100

Cuando los reactantes no son puros, es necesario involucrar el porcentaje de pureza de los reactantes en los cálculos.

9.4

Ejercicios de aplicación El cálculo estequiométrico relaciona las masas entre dos sustancias, que pueden ser reactantes o productos, con el propósito de conocer con exactitud las cantidades requeridas de reactantes para obtener cantidades precisas  de  producto.  Esto,  con  el  fin  de  evitar  el  desperdicio  de  materia  prima  que  no  va  a  reaccionar,   debido a que no se encuentra en cantidades molares equivalentes como se describe en la ecuación. Pese a todo, ni el buen cálculo, ni la observación prolija de las condiciones, mediante las cuales se efectúa una reacción, garantiza que toda la materia prima disponible reaccione en su totalidad. Sin embargo, los cálculos teóricos son una ayuda muy valiosa para la economía de los procesos químicos. La conversión de masas en moles y viceversa pasa por el uso de la relación molar o factor estequiométrico y debe aplicarse como estrategia para resolver los ejercicios, tal como se indica en el subtema 9.1. Los ejercicios que se presentan hacen uso de la secuencia de pasos expuesta en este capítulo.

172

Ejercicio  Nº  9.1 La reacción de combustión del acetileno se realiza mediante la siguiente ecuación: C2H2(g) + O2(g) m CO2(g) + H2O(g) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono resultan al quemar 500 g de acetileno? Análisis: Paso 1: Balancear la ecuación: 2 C2H2(g) + 5 O2(g) m 4 CO2(g) + 2 H2O(g) Paso 2: Aplicar las conversiones y la relación molar para obtener la masa del producto (CO2); a partir de la masa del reactante (C2H2). 500 g de C2H2 x

1 mol de C2H2 26 g de C2H2

x

4 moles de CO2 2 moles de C2H2

x

44 g de CO2 1 mol de CO2

= 1 692.31 g de CO2

Solución: La cantidad de dióxido de carbono que se forma a partir del acetileno es 1 692.31 g. Nótese   que   al   aplicar   correctamente   las   conversiones   y   la   relación   molar   el   único   dato   que   cambia es el que corresponde a las masas de reactantes.

Ejercicio  Nº  9.2 Análisis: El amoniaco, el cloro y el hidróxido de sodio se combinan para formar hidracina. ¿Cuántos gramos de cloro se requieren para hacer reaccionar 265 g de amoniaco? NH3(g) + Cl2(g)      +      NaOH(ac)        m    N2H4(ac)    +  NaCl(ac)      +      H2O(g) Paso 1: Balancear la ecuación: 2  NH3(g) + Cl2(g)      +      2  NaOH(ac)        m      N2H4(ac)    +  2  NaCl(ac)      +    2  H2O(g) Paso 2: Convertir la masa a moles de amoniaco, aplicar la relación molar: por cada 2 moles de amoniaco   se   requiere   también   1   mol   de   cloro   gaseoso,   finalmente   convertir   a   masa   de   cloro. 1 mol de NH3 1 mol de Cl2 70.9 g de Cl2 265  g  de  NH3 x x x = 552.60 g de Cl2 17 g de NH3 2 moles de NH3 1 mol de Cl2 Solución: La cantidad de cloro gaseoso que se forma a partir del amoniaco es 552.60 g.

173

Ejercicio  Nº  9.3 El sulfuro de carbono reacciona con hidróxido de sodio de acuerdo a la siguiente ecuación: 3 CS2        +    6  NaOH    m    2  Na2CS3        +        Na2CO3 + 3 H2O ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio se obtienen cuando se combinan 92.5 mL de CS2 (densidad = 1.26 g/mL) y 0.562 moles de hidróxido de sodio? Análisis: Cuando en un ejercicio se dan todas las cantidades de los reactantes que participan en una reacción, es recomendable asegurarse que los reactantes se encuentren en cantidades estequiométricas proporcionales o si alguno de ellos constituye un reactivo limitante. En el presente ejercicio la ecuación ya está balanceada, por lo que solo resta convertir a moles las cantidades indicadas. Paso 1: Convertir el volumen del disulfuro de carbono a masa utilizando la fórmula de la densidad. =

masa ; masa = volumen

x volumen = 1.26 g ⁄∕  mL x 9.25 mL = 11.655 g

Paso 2: Convertir la masa de disulfuro de carbono en moles. Moles de CS2 = 11.655 g de CS2 x

1 mol de CS2 76 g de CS2

= 0.1534 moles de CS2

Paso 3: Relacionar la cantidad de moles entre reactantes de acuerdo a la proporcionalidad estequiométrica de la ecuación. Moles de NaOH = 0.1534 moles de CS2 x

6  moles  de  NaOH 3 moles de CS2

 =  0.3068  moles  de  NaOH

La  relación  molar  de  los  reactantes  NaOH:  CS2 es de 6 a 3; por lo tanto, 0.1534 moles de CS2 reaccionarán  con  0.3068  moles  de  NaOH;;  esto  significa  que  la  cantidad  en  moles  disponible  de   NaOH  (0.562  moles)    está  en  exceso,  por  lo  que  quedará  sin  reaccionar  0.2552  moles  de  NaOH. Paso 4: A partir de los moles del reactivo limitante (CS2) se debe calcular la cantidad en gramos del  Na2CO3 que se obtienen. Dado que el CS2  es  el  reactivo  limitante,  se  calcula  la  masa  del  producto  solicitado  (Na2CO3) sobre la cantidad en moles de CS2. Moles de Na2CO3 = 0.1534 moles de CS2 x

1 mol de Na2CO3 3 moles de CS2

x

106 g de Na2CO3 1 mol de Na2CO3

 =  5.42  g  de  Na2CO3

Solución: La cantidad de carbonato de sodio que se forma a partir del sulfuro de carbono e hidróxido de sodio es 5.42 g.

174

Ejercicio  Nº  9.4 Una  reacción  típica  para  identificar  cloruros  es  la  reacción  con  nitrato  de  plata.  En  la  reacción  del     cloruro de sodio con el nitrato de plata se obtiene cloruro de plata y nitrato de sodio. ¿Cuántos gramos de cloruro de plata se forman, cuando reaccionan 20 g de cloruro de sodio al 85% de pureza con 24.5 g de nitrato de plata al 90% de pureza? Análisis: Este ejercicio combina algunos procedimientos como el planteo y ajuste de ecuaciones, la determinación de la cantidad real de reactante y el reactivo limitante. Paso 1: Planteo y ajuste de la reacción: la ecuación de la reacción que se indica en el ejercicio es de  doble  sustitución,  cuyos  coeficientes  estequiométricos  para  todos  los  compuestos  es  1. NaCl + AgNO3 m AgCl + NaNO3 Paso 2: Cálculo de la cantidad real de los reactantes mediante la aplicación del porcentaje de pureza. Masa de NaCl = 20  g  x  (0.85)  =  17  g  de  NaCl Masa de AgNO3 = 24.5 g x (0.90) = 22.05 g de AgNO3 Paso 3: Determinación del reactivo limitante. Moles de NaCl = 17  g  de  NaCl  x Moles de AgNO3 = 22.05  g  de  AgNO3 x

1  mol  de  NaCl = 0.29 moles de NaCl 58.45  g  de  NaCl 1  mol  de  AgNO3  =  0.130  moles  de  AgNO3 169.87  g  de  AgNO3

Paso 4: Determinación de la masa del cloruro de plata: los resultados anteriores indican que el nitrato de plata constituye el reactivo limitante y se usa como base para el cálculo de la masa del cloruro de plata. Masa de AgCl = 0.13  mol  de  AgNO3 x

1 mol de AgCl 1 mol de AgNO3

x

143.31 g de AgCl 1 mol de AgCl

= 18.63 g de AgCl

175

Solución: La cantidad de cloruro de plata que se forma es 18.63 g.

Ejercicio  Nº  9.5 La urea es un fertilizante utilizado en forma pura o en mezcla y se obtiene a partir del amoniaco mediante la siguiente reacción: NH3(g) + CO2(g) m CO(NH2)2(s) + H2O(g) Determine el rendimiento porcentual de la reacción si se obtienen 25.5 gramos de urea por cada mol de amoniaco. Considérese que existe dióxido de carbono en exceso. Análisis: En el enunciado se indica que existe dióxido de carbono en exceso, esto garantiza que todo el amoniaco disponible para la reacción se consume completamente. Después de balancear la ecuación, se procede a calcular los moles de urea que se obtienen utilizando el factor o relación molar. Paso 1: Balancear la ecuación: 2 NH3(g) + CO2(g) m CO(NH2)2(s) + H2O(g) Paso 2:  Mediante  la  ecuación    reconocemos  que  2  moles  de  amoniaco  NH3 produce 1 mol de urea CO(NH2)2, a partir de ello se calcula la masa de urea que se obtiene. Masa de urea = 1  mol  de  NH3 x

1  mol  de  CO(NH2)2 60  g  de  CO(NH2)2 x = 30 g de urea 2  moles  de  NH3 1  mol  de  CO(NH2)2

Paso 3: Determinar el rendimiento porcentual. Rendimiento porcentual =

25.5 g de urea 30 g de urea

Solución: El rendimiento porcentual de la reacción es 85% de urea.

176

x 100% = 85%

Ejercicio  Nº  9.6 El ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es el componente activo de la aspirina y se prepara por calentamiento del ácido salicílico C7H6O3 y anhídrido acético C4H6O3. El otro producto de la reacción es el ácido acético. Una muestra de 120 g, que contiene ácido salicílico se la hace reaccionar con anhídrido acético C4H6O3 en exceso. Después de la reacción se pesa el ácido acetilsalicílico, dando como resultado 136.5 g. ¿Cuál es la pureza de la muestra? Análisis: Paso 1: En este ejercicio conviene escribir la ecuación química y comprobar si la ecuación está balanceada. C7H6O3

+ C4H6O3 m C9H8O4 + C2H4O2

Paso 2: Luego de la comprobación, se convierte la masa del ácido acetilsalicílico a moles y aplicando la relación molar apropiada se calcula la masa del ácido salicílico. Masa de C7H6O3 = 136.5 g C9H8O4 x

1 mol de C9H8O4 180 g de C9H8O4

x

1mol de C7H6O3 1mol de C9H8O4

x

138 g de C7H6O3 1mol de C7H6O3

=

Masa de C7H6O3 = 104.65 g de C7H6O3 Paso 3: Cálculo de la pureza. Pureza de la muestra =

104.65 g 120 g

x 100% = 87.21%

Solución: De los 120 g de muestra el 87.21% corresponde a ácido salicílico y la diferencia es material inerte a la reacción.

177

Ejercicio  Nº  9.7 El silicio es un elemento semiconductor ampliamente utilizado para fabricar dispositivos electrónicos  para  lo  cual  es  necesario  conseguir  el  silicio  muy  puro.  Para  este  fin,  el  silicio   se obtiene por reducción del dióxido de silicio con carbono y luego es calentado en presencia de  cloro  para  formar  tetracloruro  de  silicio,  el  mismo  que  luego  de  la  purificación  se  reduce   en presencia de hidrógeno en un tubo caliente, donde cristaliza el silicio puro. Las reacciones que se realizan son: SiO2(l) + C(s) m Si(s) SiCl4(l)

+

Si(l) + 2 CO(g)

Cl2(g) m

+ 2 H2(g)

m

SiCl4(g) Si(s) + 4 HCl(g)

Balancee las ecuaciones y determine la cantidad de silicio puro que se obtiene a partir de 32 kilogramos de dióxido de silicio que tiene una pureza del 65%, la pureza del tetracloruro de silicio  que  se  forma  es  del  90%  y  la  eficiencia  de  la  reacción  de  hidrogenación  es  del  100%.   Análisis: Antes de realizar los cálculos conviene realizar el ajuste de las ecuaciones poniendo atención en los coeficientes    en  vista  de  que    éstos  influyen  en  los  cálculos  de  los  siguientes  productos  contemplados   en las ecuaciones que siguen. Paso 1: Ajuste de las ecuaciones. SiO2(l) + 2 C(s) m Si(l) + 2 CO(g) Si(s) + 2 Cl2(g) m SiCl4(g) SiCl4(l)

+ 2 H2(g) m Si(s) + 4 HCl(g)

Paso 2: Dado que se requiere el dato de un producto que se obtiene después de una secuencia de reacciones,  es  necesario  considerar  la  pureza  y  eficiencia  en  cada    etapa. Masa de silicio = 32 kg de SiO2 x 90 100

178

x

1 kmol de SiO2 1 kmol de SiCl4 1 kmol de Si 65 x x x x 60.09 kg de SiO2 1 kmol de SiO2 1 kmol de SiCl4 100

28.08 kg de Si 1 kmol de Si

= 8.75 kg de Si

Solución: La masa de silicio puro que se obtiene es 8.75 kg.

Ejercicio  Nº  9.8 El titanio es un metal liviano y resistente a la corrosión que se utiliza en la fabricación de estructuras para sondas espaciales y se obtiene a partir del óxido de titanio después de pasar por la siguiente reacción: TiO2(s) + C(s) + Cl2(g) m TiCl4(g) + CO2(g) + CO(g) Un reactor pequeño contiene 9.30 g de óxido de titanio, 11.34 g de carbono y 13.56 g de cloro. Balancee la ecuación, calcule la cantidad en gramos que se producen de tetracloruro de titanio considerando que la reacción se realiza en forma completa. Análisis: De la lectura del enunciado se extrae que el rendimiento de la reacción es del 100%, sin embargo se debe considerar si alguno de los reactantes actúa como reactivo limitante, para lo cual se debe realizar los cálculos correspondientes. Antes de efectuar los cálculos se debe ajustar la ecuación. Paso 1: Ajuste de la ecuación: 2 TiO2(s) + 3 C(s) + 4 Cl2(g) m 2 TiCl4(g) + CO2(g) + 2 CO(g) Paso 2: Cálculo para la determinación del reactivo limitante: cada una de las masas de los reactantes se pueden utilizar para calcular la cantidad proporcional en moles necesaria del otro reactante que acompañará en la reacción. Masa de carbono = 9.30 g de TiO2 x

Masa de cloro = 9.30 g de TiO2 x

1 mol de TiO2 79.9 g de TiO2

1 mol de TiO2 79.9 g de TiO2

x

x

3 moles de C 2 moles de TiO2

4 moles de Cl2 2 moles de TiO2

x

x

12 g de C 1 mol de C

70.9 g de Cl2 1 mol de Cl2

= 2.095 g de C

= 16.51 g de Cl2

179

A partir de los datos se desprende que la cantidad de 9.3 g de TiO2 requieren de 2.095 g de carbono y 16.51 g de cloro gaseoso para reaccionar en cantidades estequiométricas. Sin embargo no  hay    la  cantidad  suficiente  de  cloro    para  reaccionar  con  el  TiO2, por lo que se debe considerar el cloro como reactivo limitante y proceder a calcular el TiCl4 de acuerdo a la cantidad existente de cloro (13.56 g). El carbono se encuentra en exceso y solo interviene en la reacción 2.095 g y la diferencia de 9.245 g queda sin reaccionar. Masa de TiCl4 = 13.56 g de Cl2 x

1mol de Cl2 70.9 g de Cl2

x

2 moles de TiCl4 4 moles de Cl2

x

189 g de TiCl4 1mol de TiCl4

= 18.07 g de TiCl4

Solución: La cantidad en gramos que se produce de TiCl4 es de 18.07 g.

Ejercicio  Nº  9.9 El butano, cuya fórmula resumida es C4H10, es uno de los componentes del gas de cocina, éste al reaccionar con oxígeno forma dióxido de carbono y agua, balancee la ecuación y luego establezca las relaciones molares entre cada uno de los componentes que forman parte de la ecuación. Análisis: Para establecer las relaciones molares se debe en primer lugar escribir ecuación y realizar el ajuste necesario. Con relación a la reacción, es menester recordar que todos los hidrocarburos durante la combustión generan CO2 y H2O. C4H10 + O2 m CO2 + H2O Para  efectuar  el  ajuste  de  la  ecuación  hay  que  tantear  hasta  que  los  coeficientes  estequiométricos   tanto de los reactantes como los de los productos hagan coincidir el número exacto de cada uno de los átomos. 13 C4H10 + O m 4 CO2 + 5 H2O 2 2 Sin embargo, en este caso el oxígeno quedaría con 13 y media moléculas, lo cual es incorrecto. Para  este  caso  es  necesario  duplicar  todos  los  coeficientes. 2 C4H10 + 13 O2 m 8 CO2 + 10 H2O

180

La relación molar se aplica para realizar cálculos de acuerdo al planteamiento del problema, para lo cual se debe usar la relación apropiada. Comúnmente la relación molar se conoce también como factor molar. Solución: Las relaciones molares para cada par de componentes son: 2 moles de C4H10 13 moles de O2 13 moles de O2 2 moles de C4H10

; ;

2 moles de C4H10 2 moles de C4H10 8 moles de CO2

;

8 moles de CO2 2 moles de C4H10

10 moles de H2O

;

;

10 moles de H2O 2 moles de C4H10

13 moles de O2

;

10 moles de H2O

10 moles de H2O 8 moles de CO2

;

8 moles de CO2 13 moles de O2

;

;

13 moles de O2 8 moles de CO2

;

10 moles de H2O 13 moles de O2

Ejercicio  Nº  9.10 Una varilla de hierro, cuya masa es de 3.78 Kg, estuvo expuesta a la intemperie ocasionando la  corrosión  del  5%  de  su  masa  total.  Sobre  la  superficie  de  la  varilla  se  forma  la  herrumbre   (Fe2O3 . H2O), producto de la corrosión, que se expresa mediante la siguiente ecuación: Fe(s) +

O2(g) + H2O(l) m Fe2O3 . H2O(s)

¿Cuál es la nueva masa de la varilla? Análisis: Como en todos los casos, hay que iniciar balanceando la ecuación para luego realizar los cálculos. Los  coeficientes  estequiométricos  en  la  ecuación  quedan  indicados  como  sigue: 4 Fe(s) + 3 O2(g) + 2 H2O(l) m 2 Fe2O3 . H2O(s) La varilla inicialmente está formada por 3 780 g de hierro, la que por acción del oxígeno del aire y moléculas de agua forman la nueva masa de la varilla. 3.78 kg de Fe x

1000 g 1 kg

x

1 mol de Fe 55.85 g de Fe

x

2 moles de Fe2O3. H2O 4 moles de Fe

177.7 g de Fe2O3 . H2O x 1 mol de Fe O . H O 2 3

2

= 6.01 kg de Fe2O3 . H2O Solución: La nueva masa de la varilla oxidada es de 6.01 kg.

181

9.5 Ejercicios para resolver 1.

¿Cuál es la utilidad del factor o relación molar?

2.  

¿Cómo  se  relacionan  los  coeficientes  estequiométricos  con  la  masa  molar?

3.

¿Cuál es la diferencia entre el rendimiento real y el porcentual?

4.  

¿Influye    la  pureza  de  los  reactantes  en  el  rendimiento  de  la  reacción?

5.

¿Qué sucede cuando uno de los reactantes se encuentra en mayor cantidad?

6.

Detalle una propuesta para lograr un rendimiento alto de una reacción.

7.  

Indique  algunos  factores  que  influyen  en  el  rendimiento  de  la  reacción.

8.

Elabore un resumen sobre la importancia económica de los cálculos estequiométricos.

9.

¿Qué haría para convertir la cantidad en gramos de una sustancia que reacciona o de un producto que se genera en moles?

10.

¿Cómo transforma la masa de reactantes o productos en cantidad de átomos, moléculas o iones.

11.

Según la siguiente ecuación : P4(s) + 6 Cl2(g)

m

4 PCl3(g)

Se requieren 6 moles de cloro gaseoso para producir 549.28 g de PCl3, ¿cuánta cantidad de cloro gaseoso se requiere para producir 4 moles de PCl3? 12.

Para la reacción de formación de agua. 2 H2

+ O2

2 H2 O

¿Cuál es el reactivo limitante si se dispone de 8 g de hidrógeno y 12 g de oxígeno? 13.   El  cloro  y  el  flúor  reaccionan  para  dar  trifluoruro  de  cloro  gaseoso,  ClF3. Si reaccionan 3.40 moles de  cloro  gaseoso    y  7.16  moles  de  flúor  gaseoso  ¿Cuál  es  el  reactivo  limitante?   ¿Cuál es la cantidad en gramos que se obtiene de ClF3? ¿Cuál  es  el  rendimiento  porcentual,  si  al  final  se  obtiene  4.5  moles  de  producto?   Utilice siempre la reacción ajustada.

182

14.   Para  cierta  producción  de  amoniaco  se    propone  utilizar  3.25  moles  de  N2, ¿cuántos gramos de nitrógeno gaseoso representan? ¿A cuántos átomos corresponden?

15.

860 g de acetileno se queman y producen 2 910.77 g de dióxido de carbono. ¿Cuántos átomos de carbono participan en la reacción?

16.

De acuerdo a la siguiente ecuación descrita: Ácido nítrico + ácido sulfhídrico m monóxido de nitrógeno + azufre + agua ¿Cuántos gramos de azufre se obtienen por cada mol de ácido nítrico?

17.

La combinación del óxido de silicio y el hidróxido de sodio forma silicato de sodio y agua. Escriba y ajuste la reacción, luego calcule cuantos gramos de óxido de silicio son necesarios para obtener 125 gramos del silicato si la pureza del óxido es del 85%.

18.   La  combinación  de  sodio  y  nitrato  de  potasio  produce  nitrógeno,  un  gas  que  se  utiliza  para  inflar   las bolsas de aire en los automóviles. ¿Cuánta cantidad de nitrato de potasio se requiere para hacer reaccionar 10 g de sodio? Ajuste la ecuación. Na    +      KNO3 m K2O    +      Na2O    +      N2 19.   El   ácido   nítrico   HNO3, se produce a partir del amoniaco, mediante un proceso en tres etapas conocido bajo el nombre de proceso de Ostwald de acuerdo a las siguientes reacciones en estado gaseoso.

4  NH3(g) + 5 O2(g)

m 4  NO(g)

2  NO(g)

m 2  NO2(g)

+ O2(g)

3  NO2(g) + H2O(g)

+ 6 H2O(g)

m 2  HNO3(ac) + NO(g)

Suponiendo que el rendimiento sea del 82% en cada una de las etapas. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico se pueden obtener a partir de 10 kg de amoniaco?

183

20.

Para la combustión del metanol, CH3OH según la siguiente ecuación: 2 CH3OH + 3 O2 m 2 CO2 + 4 H2O Se requiere calcular lo siguiente: a) La cantidad de moles de oxígeno necesarios para quemar 50 g de metanol. b) La masa en gramos de oxígeno necesarios para quemar 50 g de metanol. c) la cantidad en moles de metanol quemados para producir 45 g de vapor de agua. d) La masa en gramos de metanol quemados para producir la misma masa de vapor de agua.

21.

El acetaminofén C8H9NO2 es un analgésico que se obtiene a partir de p-aminofenol (C6H7  NO)  y   el anhídrido acético (C4H6O3) de acuerdo a la siguiente ecuación: H2N-­C6H4-OH (s)

+ C4H6O3 (l)

m C8H9NO2 (s)

+

CH3-COOH (l)

¿Cuántos gramos de p-aminofenol se requieren para producir 80000 tabletas de 500 mg del analgésico si el rendimiento de la reacción es del 90%. 22.

El benzoato de sodio se utiliza como conservante en la industria alimenticia y se obtiene por neutralización entre el ácido benzoico e hidróxido de sodio de acuerdo a la siguiente ecuación: C6H5-­COOH          +          NaOH(ac)      m C6H5-­COONa      +      H2O El inventario indica que existe en bodega 10 kilos de ácido benzoico y 40 litros de una solución acuosa  que  contiene  el  50%  en  masa  de  NaOH  y  una  densidad  de  1.410  g/mL.  ¿Cuál  es  la  cantidad   máxima de benzoato de sodio que se puede sintetizar, si la reacción se efectúa en forma completa? ¿Cuál es el reactivo limitante?

23.

En la producción del ácido sulfúrico se utiliza el pentóxido de vanadio como catalizador, dando lugar a la formación del trióxido de azufre, mientras el vanadio se reduce. En la última fase el catalizador se recupera conforme se describe en las siguientes ecuaciones: S(s)

+ O2(g)

m

SO2(g)

V2O5 (s)

+ SO2 (g)

m

V2O3 (s)

SO3 (g)

+ H2O (l)

m

H2SO4 (l)

(3)

V2O3(s)

+ O2(g)

m

V2O5(s)

(4)

(1) + SO3 (g)

Realice el ajuste de las ecuaciones y luego calcule lo siguiente:

184

(2)

 

•   ¿Qué  cantidad  de  azufre  se  requiere  para  formar  400  litros  de  ácido  sulfúrico  con  un  rendimiento   del 98%? (densidad: 1,8 g/cm3).

 

•   ¿Qué  cantidad  de  oxígeno  gaseoso  se  requiere  para  todo  el  proceso?

24.

El ácido acético es una sustancia que se utiliza como materia prima para la elaboración de la celulosa y se obtiene a partir del metanol en un proceso de varias etapas: CH3OH

+

HI

m

CH3I

CH3I

+

CO

m

CH3COI

CH3COI

+

H2 O

m CH3COOH + HI

+ H2 O

Determine la cantidad de ácido acético que se puede obtener a partir de 150 litros de metanol, si la producción tiene un rendimiento del 95% y la pureza del metanol es del 99%. (Densidad del ácido acético= 1,049 g/cm3, densidad del metanol = 0,792 g/cm3) 25.

Una muestra contiene 25 g de una mezcla de KClO3 y KClO4 y fue sometida a calentamiento formando 15 g de cloruro de potasio y la correspondiente cantidad de oxígeno. Formule la reacción de descomposición y luego determine la composición de la muestra inicial?

26.

Cuando se somete el metano a una atmósfera de cloro gaseoso en presencia de luz se forma clorometano. Si se utiliza un exceso de cloro, la reacción no es selectiva y continúa formando otros compuestos clorados: m

CH3Cl(g)

+ Cl2(g)

m

CH2Cl2(g)

CH2Cl2 (g)

+ Cl2(g)

m

CHCl3(g)

CHCl3(g)

+ Cl2(g)

m

CCl4(g)

CH4(g)

+

CH3Cl (g)

Cl2(g)

¿Cuántos moles de cloro son necesarios para formar un mol del CCl4? 27.

La efervescencia de las tabletas antiácidas se debe a la reacción entre el ácido cítrico y el bicarbonato de sodio en agua. C6H8O7(ac)        +        NaHCO3(ac)    →    CO2(g)    +    Na3C6H5O7(ac) + H2O(l) Ajuste la ecuación y luego determine la cantidad en gramos que se libera de CO2 por cada tableta de 2.0 gramos que solo contiene los dos referidos componentes.

185

28.

El ácido adípico (ácido hexanodioico), es una de las materias primas que se usan en la fabricación del nylon, se obtiene por oxidación del ciclohexano con oxígeno, formándose también agua. Cuánta cantidad del ácido se obtiene si se utilizan 57,5 g de ciclohexano y cuál es el rendimiento cuando solo se obtienen 80 g del ácido? C6H12(l) +

O2(g)    →    C6H10O4 (s) + H2O(l)

29.

El sulfuro de plomo se presenta en la naturaleza junto con el metal plata formando el mineral galena. A partir de este mineral se obtiene el plomo calentando el sulfuro en presencia de aire que se oxida a dióxido de azufre, mientras el plomo se convierte en óxido de plomo. El óxido que se produce puede combinarse con el sulfuro de plomo y lograr la reducción a plomo metálico

 

•   Formule  las  ecuaciones  y  ajústelas.

 

•   Si  las  reacciones  se  realizan  con  un  rendimiento  del  100  %,  calcule  la  cantidad  en  kg  que  se   requieren de galena para producir 1 kg de metal, conociendo que el mineral tiene 32% de impurezas.

30.

La benzocaína es un compuesto orgánico que se utiliza en un 2% en peso como ingrediente activo en ungüentos utilizados en intervenciones odontológicas. La composición porcentual de la benzocaína es 65.4% de carbono, 19.4% de oxígeno, 6.7% de hidrógeno y 8.5% de nitrógeno y el peso molecular es 165 g/mol. Este anestésico local de uso externo se puede producir a partir del ácido p-aminobenzoico (H2N-­C6H5-COOH) y el etanol (C2H5-OH).

H2N-­C6H5-COOH(s) + C2H5-­OH(l)      →                    ?                +          H2O (l) ¿Cuál es la fórmula molecular de la benzocaína y cuántos gramos de ácido p-aminobenzoico se requieren para producir 10 kilos de ungüento odontológico?

186

CAPÍTULO #

10

Gases

Sumario 10.1 Propiedades de los gases 10.2 Unidades de medida de presión, temperatura y volumen 10.3 Condiciones de estado 10.4 Leyes de los gases 10.5 Volumen molar 10.6 Ecuación de estado de los gases ideales 10.7 Ejercicios de aplicación 10.8 Ejercicios para resolver

Se reconocen tres estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso que están perfectamente diferenciados; así, en el estado sólido, los átomos o moléculas que lo constituyen prácticamente no tienen libertad de movimiento y su  distribución  es  definida.   Los  líquidos  son  sustancias  que  pueden  fluir  porque   sus átomos o moléculas tienen cierta libertad de movimiento, pero se mantienen muy cerca debido a la existencia de fuerzas que las agrupa. Es considerado como un estado intermedio de la materia. En los gases, los átomos o moléculas están separadas por grandes distancias y en constante movimiento, por lo que puede considerarse que todo el gas es un conjunto de partículas separadas entre sí por distancias mayores que su propio tamaño y que se mueven en desorden recorriendo libremente los espacios entre ellas. Este estado de agregación es el más simple y conocido de los estados. Los gases están conformados por moléculas como el oxígeno, el nitrógeno y el metano o por átomos como los gases nobles.

187

10.1

Propiedades de los gases Debido a que las partículas de los gases se encuentran separadas y; en constante y caótico movimiento presentan cualidades diferentes a los otros estados de la materia. Entre  estas  propiedades  se  cuenta  que  no  tienen  forma  ni  volumen  definido,  ya  que  las  partículas  tratan  de   ocupar el mayor volumen posible en el lugar donde se encuentran. Se difunden y se mezclan con rapidez a causa del movimiento de sus moléculas. Son compresibles dada la posibilidad de disminuir la distancia entre sus átomos o moléculas y su densidad es muy pequeña comparada con los líquidos y sólidos debido a los grandes espacios existentes.

10.2

Unidades de medida de presión, temperatura y volumen Presión Puesto que las moléculas de un gas se mueven libremente y en forma desordenada, éstas chocan contra las paredes del recipiente en el que se encuentran ejerciendo presión. Esta propiedad es ampliamente utilizada para determinar el comportamiento del gas. La  presión  es  la  relación  que  existe  entre  una  fuerza  que  se  aplica  sobre  una  superficie:   Presión =

fuerza área

El  Sistema  Internacional  establece  como  la  unidad  de  fuerza;;  el  newton  (N)  y  la  de  superficie,  el  metro   cuadrado (m2). La unidad derivada para la presión es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa). Pa =

1N m2

Otras unidades que se utilizan para expresar la presión de un gas son la atmósfera, el milímetro de mercurio (1mm de Hg), el torr, cuya equivalencia se indica a continuación. 1 atmósfera (atm) = 760 mmHg = 760 torr = 1.01325 x 105 Pa Una   atmósfera   se   define   como   la   presión   que   ejerce   una   columna   de   mercurio   de   760   mm   de   altura     determinada al nivel del mar.

188

760 mm

En el año 1643, el físico italiano Evangelista Torricelli inventó el barómetro, dispositivo que mide la presión atmosférica y que consiste en un tubo de vidrio de 850 mm de altura lleno con mercurio, cerrado en el extremo superior y abierto por el otro extremo que se comunica con una cubeta llena con el mismo fluido  (figura  10.1).

Figura 10.1: Barómetro de mercurio

En la actualidad existen en el mercado dispositivos de manejo muy práctico que facilitan la medición de la  presión  como  los  que  se  presentan  en  las  figuras  10.2  y  10.3  

Figura 10.2: Barómetro

Figura 10.3: Manómetro

Temperatura La temperatura es otro de los parámetros importantes que se debe considerar en los gases, puesto que el calentamiento  o  enfriamiento  de  los  cuerpos  influyen  en  casi  todas  sus  propiedades  físicas.   La temperatura representa la medida del calentamiento de un cuerpo y se la puede medir de varias formas, una de ellas es la determinación de los cambios de volumen que acompañan a los cambios de temperatura. La temperatura se puede expresar en diferentes unidades: grados Celsius (ºC) o centígrados, grados Fahrenheit (ºF), grados Rankine (R) y los grados Kelvin (K) que se emplean para expresar la temperatura absoluta.

189

Conversión entre diferentes escalas de temperatura Grados Celsius

ºC =

Grados Celsius ºF =

Grados Kelvin

K = ºC + 273.15 R=

5 (ºF - 32) 9

9 ºC + 32 5

Grados Fahrenheit

Grados Rankine

Grados Fahrenheit

9 (ºC + 273.15) 5

Grados Kelvin ºC = K - 273.15 ºF =

K=

9 K - 459.67 5

5 (ºF + 459.67) 9

R = ºF + 459.67

Grados Rankine ºC =

5 (R - 491.67) 9

ºF = R - 459.67 K=

R=

5 R 9

9 K 5

Volumen Los gases se difunden y ocupan todo el espacio disponible del recipiente donde se encuentran, éste corresponde al volumen de un gas que puede ser medido en diferentes unidades. Las unidades de medida más usadas son: el litro (L), el mililitro (mL), el centímetro cúbico (cm3) y el decímetro cúbico (dm3). 1L = 1000 mL = 1000 cm3 =1 dm3

La temperatura es una medida de la energía cinética de los átomos y moléculas que forman un sistema. La presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente.

10.3

Condiciones de estado La  materia  en  general  conserva  un  estado  físico  específico,  mientras  se  mantengan  las  condiciones  de   presión y temperatura; por ejemplo, el agua es líquida, mientras la presión sea de una atmósfera y la temperatura del líquido mayor a 0ºC; y es un gas (vapor) si la temperatura se mantiene a 100ºC.

190

En otro caso, el gas de cocina se mantiene como tal a temperatura ambiente y a 1 atmósfera de presión, pero  si  está  confinado  en  el  cilindro  a    mayor  presión    y  a  la  misma  temperatura,  es  un  líquido.

ºC

ºF

100

212

0

32

K

Figura 10.4: Efectos de la temperatura sobre el estado físico

Para la elaboración de productos químicos se requiere de todo un proceso que pasa por la manipulación y transporte de la materia prima, la conducción de las reacciones químicas a través del control de las propiedades  físicas,  el  uso  adecuado  de  los  equipos,  el  control  de  la  calidad  del  producto  final,  etc.  Cada   paso hace uso de las condiciones de presión y temperatura en las que se desenvuelve el proceso, los datos tomados durante el control de las condiciones de trabajo, no pueden ser arbitrarios por lo que se hace necesario establecer referencias, a las que llamamos condiciones normales y condiciones estándar, éstas a veces se presumen, pero para efectos de cálculo es conveniente indicarlas de manera expresa. Las condiciones normales y estándar son expresiones cualitativas que implican valores representativos de presión,  temperatura  y  volumen  que  se  emplean  para  trabajos  en  el  laboratorio,  para  cálculos  específicos   en ingeniería, para referencias en informes, etc. Condiciones normales:

273,15 K de temperatura, 1 atmósfera de presión 101.3 kPa y 22.4 L (volumen molar de un gas).

Condiciones estándar:

298,15 K 1 atmósfera de presión (101.3 kPa)

191

10.4

Leyes de los gases Los parámetros que determinan el estado de un gas son: presión, temperatura, volumen y masa, cada uno de ellos depende del comportamiento del otro; así, el volumen de una muestra cualquiera de un gas viene determinado por las tres magnitudes restantes: presión, temperatura y número de partículas presentes en el gas que aportan a la masa del mismo. De manera experimental se ha determinado que todos los gases tienen un comportamiento casi idéntico.

Ley de Boyle-Mariotte Cuando una determinada masa de un gas se somete a cambios de presión a temperatura constante, el volumen cambia en forma inversamente proporcional. •   Cuando  el  volumen  aumenta,  la  presión  disminuye. •   Cuando  el  volumen  disminuye,  la  presión  aumenta. Esto se explica, porque a medida que aumenta el volumen, las partículas del gas deben recorrer mayor distancia y demoran en llegar a las paredes del recipiente, por lo que la frecuencia de los choques es menor (presión). En  la  figura  10.5  se  representa  la  relación  entre  el  volumen  y  la  presión,  en  ella  se  observa  que  un  volumen   V1 de un gas a una presión p1, experimenta una disminución de su volumen V2 a medida que se incrementa la presión p2. Este comportamiento se expresa de la siguiente manera: V A 1 , (cuando la masa y la temperatura son constantes) p 4.0 atm

Presión, atm

2.0 atm 1.0 atm 4.0

2.0 1.0 V

2V

Volumen

192

4V

Figura 10.5: Ley de Boyle-Mariotte

Introduciendo una constante de proporcionalidad tendremos: V= k x 1 , donde V x p = constante k p

La expresión nos indica que cuando un gas experimenta variaciones de presión y volumen sin que cambie la masa, el resultado del producto de los dos parámetros será un valor constante, siempre que la temperatura permanezca inalterable. De esta manera, para un gas que se encuentra en condiciones de volumen y presión inicial y que luego se lleva  a  condiciones  de  volumen  y  presión  final,  tendremos: Condición inicial:

V1p1= k

Condición  final:

V2p2 = k

Dado que k tiene el mismo valor, podemos igualar las dos ecuaciones y mostrar otra expresión para la ley de Boyle. V1p1= V2p2

Ley de Charles El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta siempre que la presión se mantenga constante. •   Cuando    la  temperatura  aumenta,  el  volumen  del  gas  aumenta. •   Cuando  la  temperatura  disminuye,  el  volumen  del  gas  disminuye.

Cuando el gas experimenta un aumento de la temperatura, las partículas se mueven con mayor rapidez y tardan menos tiempo en chocar con las paredes del recipiente. Esto quiere decir, que el número de choques por unidad de tiempo será mayor, produciendo un aumento instantáneo de la presión en el interior del recipiente, que provoca el incremento del volumen hasta que la presión interna se iguale con la exterior. Jack Charles descubrió que para una masa de gas en condiciones de presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta, esto quiere decir que si incrementamos la temperatura de una muestra gaseosa, el volumen también aumenta de modo que la presión se mantenga constante.

193

100

Volumen, mL

90 80 70 60 50 40 30 20 10 -250

-150

-50

0

50

150

Temperatura, °C

250

Figura 10.6: Ley de Charles

La expresión matemática de esta ley es la siguiente: V  α  T;;        (cuando  la  masa  y  la  presión    son  constantes) Al introducir una constante de proporcionalidad resulta: V = k T Para  condiciones  iniciales  y  finales  de  volumen  y  temperatura    tendremos: V= k x T

V1 T1

=k

ó

ó

V2 T2

=k

Igualando ambas ecuaciones se obtiene otra expresión para la ley de Charles. V1 T1

=

V2 T2

ó

V1T2 = V2T1

Ley de Gay-Lussac La presión ejercida por una determinada cantidad de muestra de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta, cuando el volumen permanece constante. •   Cuanto  se  aumenta  la  temperatura,  también  aumenta  la  presión. •   Si  la  temperatura  disminuye,  también  lo  hace  la  presión. La  ley  de  Gay-­Lussac  expresa  que  si  tenemos  un  gas  confinado  en  un  volumen  determinado  y  aumentamos   su temperatura, la presión se incrementa a causa del aumento de la energía cinética de las moléculas que provoca el mayor número de colisiones contra las paredes del recipiente que las contiene.

194

Joseph Louis Gay-Lussac descubrió que el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: p  α  T;;        (masa    y  volumen    son  constantes) Al introducir una constante de proporcionalidad tendremos: p=kxT ó

1.0 atm

1.3 atm

10 5

15 0

p =k T

20

10 5

15 0

1L

20

1L

Figura 10.7: Ley de Gay Lussac

Haciendo  uso  de  la  representación  de  la  figura  10.7,  podemos  observar  que  el  volumen  de  1  litro  de  un  gas   se encuentra inicialmente a una presión p1 de una atmósfera y a una temperatura T1 de 0ºC (273.15 K). Después de variar la temperatura T2 hasta llegar a 100ºC (373.15 K), la presión p2 aumenta a 1.366 atm. Este   comportamiento   de   los   gases   en   condiciones   iniciales   y   finales   diferentes,   se   lo   puede   calcular   mediante la ley de Gay Lussac: p1 T1

=

p2 T2

ó

p1T2 = p2T1

La ley de Gay Lussac y la de Charles se formulan en función de la temperatura absoluta, por lo tanto debe estar expresada en Kelvin.

195

Ley combinada de los gases Dado que no siempre es posible mantener constante la presión, el volumen o la temperatura, las leyes de Boyle,  Charles  y  Gay-­Lusacc  se  pueden  combinar  y  relacionar  las  condiciones  iniciales  y  finales  de  los   parámetros indicados, mediante la siguiente ecuación: V1p1 T1

=

V2p2 T2

10.5

Volumen molar Otro de los aportes de Gay-Lussac fue demostrar que los gases reaccionan unos con otros según proporciones volumétricas sencillas, cuando éstos se encuentran a las mismas condiciones de temperatura y presión. A partir de este enunciado Amadeo Avogadro propuso que: El volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presentes a una presión y temperatura  fija. n=kV Esto se explica porque al aumentar la cantidad de gas, habrá mayor número de partículas (átomos o moléculas) que chocan con más frecuencia contra las paredes del recipiente ocasionando mayor presión en el interior que en el exterior; esto provoca el aumento del volumen. Por otro lado, la extensión del volumen disminuye el choque de las partículas, de manera que la presión recupera el valor inicial. El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:   •     •  

A  mayor  cantidad  de  gas,  el  volumen  aumenta. A  menor  cantidad  de  gas,  el  volumen  disminuye.

Si una cantidad n1 de un gas se encuentra en una condición inicial de volumen V1 y luego se agrega una nueva cantidad de gas n2, entonces el volumen cambiará a V2, así se cumple la siguiente relación: V1 n1

196

=

V2 n2

La ley de Avogadro expresa que en volúmenes iguales de diferentes gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, existen igual número de moléculas. En condiciones normales de presión y temperatura un mol de gas corresponde a 22.414 litros y se lo denomina volumen molar. Un mol de gas = 22.414 litros = 6.02 x 1023 moléculas

10.6

Ecuación de estado de los gases ideales Haciendo la consideración de que los gases ideales son los que se aproximan al cumplimiento de las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro, éstas se pueden resumir en una sola ecuación que relaciona la temperatura, el volumen, el número de moles y la presión de un gas, mediante la siguiente ecuación:

V=

nRT p

ó pV = nRT

Donde n: número de moles R: constante universal de los gases ideales p: presión T: temperatura absoluta R = 0.082 atm-L/mol K, siempre y cuando el volumen esté dado en litros y la presión en atmósferas. El número de moles se calculan a partir de la relación entre la masa del gas y la masa molar. n= m: masa del gas

m M

M: masa molar del gas

197

10.7

Ejercicios de aplicación Muchas reacciones químicas involucran gases, cuya cantidad se la expresa generalmente en términos de volumen, éste depende de la masa del gas, de la presión y la temperatura, factores que deben considerarse haciendo uso de las leyes previamente descritas.

Ejercicio Nº 10.1 Si el volumen de 5 litros de gas se encuentra dentro de un cilindro a una presión de 10 atmósferas y 18ºC de temperatura. ¿Cuál es la presión, si la temperatura se incrementa a 52ºC? Análisis: Visto que el gas se encuentra dentro de un cilindro, su volumen permanece constante. Por lo tanto aplicamos la ley de Gay-Lussac que establece, que la presión es directamente proporcional a la temperatura, a volumen constante, por lo que el incremento de la temperatura producirá un incremento de la presión. Solución: T1 = 18ºC + 273.15 = 291.15 K temperatura absoluta p1 = 10 atm T2 = 52ºC + 273.15 = 325.15 K temperatura absoluta p2 = ? Ecuación de Gay-Lussac p1T2 = p2T1 Despejando p2 tendremos: p2 = p2 =

p1T2 T1 10 atm x 325.15 K 291.15 K

= 11.17 atm

Ejercicio Nº 10.2 ¿Cuál es la densidad

del oxígeno, a 25ºC de temperatura y 1 atmósfera de presión?

Análisis: Las densidades de los gases es muy pequeña en comparación con la de los líquidos y sólidos; g y generalmente se la expresa en . En vista de que las condiciones indicadas no son L normales, hay que relacionar la ecuación de los gases ideales con el concepto de densidad para la resolución de este ejercicio.

198

Solución: Si V =

nRT

ó

p

V=

mRT Mp

y

=

m V

ó

V=

m

Combinando las dos ecuaciones: m

mRT

=

Mp

 ;;  simplificando  la  masa  y  despejando  la  densidad   tendremos: g mol

32 =

x 1atm

atm L

0.082 mol K x 298.15 K

= 1.3

=

Mp RT

g L

Ejercicio Nº 10.3 El hidróxido de litio, LiOH, se emplea en aeronaves espaciales para reacondicionar el aire por absorción del dióxido de carbono exhalado por los astronautas. La reacción es: LiOH(s) + CO2(g) m Li2CO3(s) + H2O(g) ¿Qué volumen de dióxido de carbono a 21ºC y 781 mmHg se podrían absorber por 348 g de hidróxido de litio? Análisis: En este ejercicio se aplican las relaciones cuantitativas de los gases, el procedimiento es similar a lo indicado en el capítulo 9, que consiste en realizar primero el ajuste de la ecuación, ya que se debe cumplir con la ley de la conservación de la materia; en segundo lugar determinar con cuantos moles de CO2 reaccionarán los 348 gramos de LiOH y luego convertirlos a litros con ayuda de la ecuación de estado de los gases ideales. Solución: 1. 2 LiOH(s) + CO2(g) m Li2CO3(s) + H2O(g) 2. 348 g de LiOH x 3. V =

1 mol de LiOH 23.94 g de LiOH

x

1 mol de CO2 2 moles de LiOH

= 7.26 moles de CO2

nRT p

199

4. Considerando los valores de temperatura, presión y número de moles: T = 21ºC + 273 = 294 K p = 781 mmHg x

1 atm 760 mmHg

= 1.027 atm

Reemplazando dichos valores tendremos:

V=

nRT p

7.26 moles de CO2 x 0.082

atm L mol K

x 294 K

=

= 170.42 L de CO2

1.027 atm

Ejercicio Nº 10.4 Si reaccionan completamente 10 litros de nitrógeno con 30 litros de hidrógeno en las mismas condiciones de temperatura y presión. ¿Cuál será el volumen de amoniaco que se obtiene? N 2 (g)  3 H 2 (g) m 2 NH 3 (g) Análisis: De acuerdo con el principio de Gay-Lussac, los gases reaccionan en relación volumétrica sencilla cuando éstos se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura, tal cual se indica en el presente ejercicio, de esta manera, sin necesidad de cálculos podemos predecir que se producirán 20 litros de amoniaco, ya que la cantidad de 10 moles de nitrógeno y 30 moles de hidrógeno son múltiplos de 1 mol de nitrógeno y 3 moles de hidrógeno presentes en la ecuación ajustada. Por otra parte si consideramos el concepto de volumen molar y lo aplicamos encontraremos que el resultado será como ya se ha indicado. N 2 (g)  3 H 2 (g) m 2 NH 3 (g) 1 volumen 10 litros

200

3 volúmenes 30 litros

2 volúmenes 20 litros

Ejercicio Nº 10.5 ¿Cuál de estos gases tiene mayor densidad en condiciones normales? Cl2, SO3, NO2, CH4, PF3? Análisis: En condiciones normales (CN), 1 mol de cualquier gas tiene un volumen correspondiente a 22.414 litros. Tal como se indica en el ejercicio, todos los gases se encuentran en las mismas condiciones, entonces el gas que tenga mayor masa molecular será el que tenga mayor densidad, puesto ésta es igual a la masa dividida para el volumen. Solución: 1 mol de cualquier gas a CN = 22.414 litros Densidad

=

m V

Sustancia

Cl2

SO3

NO2

CH4

PF3

Masa molecular [g/mol] Volumen [L] Densidad [g/L]

70.90 22.414 3.16

80.06 22.414 3.57

46.00 22.414 2.05

16.00 22.414 0.71

87.97 22.414 3.92

El gas PF3 es el gas de mayor densidad.

Ejercicio Nº 10.6 Un cilindro de gas de 34.0 L contiene 305 g de O2 a 22ºC. ¿Cuántos gramos de oxígeno deben abandonar el cilindro para que la presión se reduzca a 1.15 atm? Análisis: Dado que en el problema se plantea las condiciones constantes de volumen y temperatura; y el  cambio  de  presión  por  disminución  de  masa  de  oxígeno,  es  suficiente  si  calculamos  la  masa   de oxígeno a presión reducida utilizando la ecuación de estado de los gases ideales, ya que disponemos de todos los datos. La masa obtenida de oxígeno debe restarse del valor inicial para conocer la cantidad de gramos que se deben evacuar. Solución: pV = nRT ó pV =

m pVM RT de donde m = M RT

1.15 atm x 34 L x 32 m=

atm L

g mol

0.082 mol K x 293 K

= 52.07 g de oxígeno

Los 52.07 g de oxígeno se restan de la masa inicial de oxígeno para determinar la cantidad que debe evacuarse. 305 g de O2 iniciales – 57.07 de O2 calculados = 252.93 g deben desalojarse.

201

Ejercicio Nº 10.7 Para disminuir la contaminación ocasionada por los automotores se utilizan convertidores catalíticos, cuya función es oxidar el CO a CO2 y reducir el NO a N2: 2 CO(g) +

2 NO(g)

m 2 CO2(g)

+

N2(g)

De acuerdo a la ecuación descrita ¿qué volumen de monóxido de nitrógeno debe ingresar al convertidor catalítico para producir 120 litros de nitrógeno gaseoso? Análisis: Dado que se trata de volúmenes y es de suponer que las condiciones de presión y temperatura son iguales para todos los gases, la mejor manera de resolver este ejercicio es establecer la relación volumétrica de acuerdo a la ecuación. Solución: De acuerdo a la ecuación: 2 CO(g)

+ 2 NO(g)

m

2L

2 CO2(g)

+

N2(g) 1L

Tenemos que por cada 2 litros de NO se produce 1 litro de N2, esta relación se aplica para calcular la cantidad de NO necesaria para obtener 120 litros de N2. 120 litros de N2 x

2 litros NO 1 litro N2

= 240 litros de NO

Ejercicio Nº 10.8 En un matraz de 250 mL se encuentra 0.411 g de cierto gas que ejerce una presión de 0.983 atm a  18.2ºC.  Determine  la  masa  molecular  y  a  partir  de  ello  identifique  el  elemento  del  que  se   trata. Análisis: En vista de que se conocen los datos de temperatura, presión, volumen y masa, se recurre a la ecuación de estado, que relaciona los cuatro parámetros indicados, para poder determinar la masa molecular  del  gas,  finalmente  se  consulta  la  tabla  periódica  para  determinar  el  elemento,  cuya  masa   molecular se busca calcular.

202

Solución: m , se logra M la expresión que vincula todos los datos, que nos llevan a determinar la masa molecular: A partir de la ecuación de estado de los gases ideales pV = nRT y la relación n =

M= Datos:

mRT pV

V = 250 mL = 0.250 L p = 0.983 atm T = 18.2ºC + 273 = 291.2 K atm L

M=

mRT = pV

0.411g x 0.082 mol K x 291.2 K 0.983 atm x 0.25 L

= 39.93

g mol

Con la ayuda de la tabla periódica, se determina que el elemento, cuya masa molecular es 39.9; es el argón.

Ejercicio Nº 10.9 Cuando se calienta 1.2 g de una mezcla de KClO3 y KCl, ésta se descompone y se obtiene 119 mL de O2(g), medidos a 22.4ºC y 738 mmHg. ¿Cuál es el porcentaje de KClO3 en la mezcla? Análisis: De las dos sustancias presentes en la mezcla, la única que se descompone para producir oxígeno es el KClO3, por lo tanto los 119 mL de oxígeno provienen del KClO3, los cuales los convertimos a moles a las condiciones de presión y temperatura indicadas; utilizando la ecuación de estado de los gases. Con ayuda de la ecuación química balanceada se calcula la cantidad de clorato de potasio necesaria para obtener los 119 mL de oxígeno. Finalmente se relaciona dicha cantidad con la masa inicial de la muestra y se determina el porcentaje. Solución: Escribimos la reacción de descomposición del KClO3. 2 KClO3 m 2 KCl + 3 O2 Datos: 1L VO = 119 mL x = 0.119 mL de O2 1000 mL 2

203

1atm

p = 738 mmHg x

= 0.971 atm

760 mmHg

T = 22.4ºC + 273 = 295.4 K n=

pV RT

=

0.971 atm x 0.119 L 0.082

atm L mol K

x 295.4 K

= 4.7 x 10–3 moles de O2

De acuerdo a la relación estequiométrica, se calcula la cantidad en gramos de KClO3. Moles de KClO3 = 4.7 x 10–3 moles de O2 x Porcentaje de KClO3 en la muestra =

2 moles de KClO3 3 moles de O2

masa de KClO3 masa de la muestra

x

x 100 =

122.55 g de KClO3 1 mol de KClO3 0.384 g 2.65 g

= 0.384 g de KClO3

= 14.49%

Ejercicio Nº 10.10 Una muestra de 2.65 g de un compuesto gaseoso ocupa un volumen de 428 mL a 24.3ºC y 743 mm de Hg. La composición porcentual en masa del compuesto es 15.5% de carbono, 23%  de  cloro  y  61.5%  de  flúor.  ¿Cuál  es  la  fórmula  molecular? Análisis: La  muestra  gaseosa  contiene  los  elementos  carbono,  cloro  y  flúor  en  los  diferentes  porcentajes  que   se indican; por lo tanto, estos elementos serán los que deben estar presentes en la fórmula molecular. Previamente se requiere conocer la fórmula empírica, cuyo procedimiento para el cálculo ya se ha indicado en el capítulo 7; y la masa molecular del gas, que se la obtiene aplicando la ecuación de estado  de  los  gases  ideales  para  finalmente  determinar  la  fórmula  molecular  del  gas.   Solución: El primer paso es determinar la cantidad en gramos de cada uno de los elementos presentes en la muestra considerando el porcentaje y luego se debe convertir la masa a moles: masa del elemento x 100; masa total Porcentaje en masa x masa total Masa del elemento = 100 Porcentaje en masa =

204

Masa de carbono =

1 mol de C 15.5 x 2.65 g = 0.411g; Moles de C = 0.411 g de C x = 0.0342 12.011 g de C 100

Masa de cloro =

23 x 2.65 g = 0.610 g; 100

Moles de cloro = 0.610 g de Cl x

Masa  de  flúor  =  

61.5 x 2.65 g = 1.629 g; 100

Moles  de  flúor  =  1.629  g  de  F  x  

1 mol de Cl = 0.0172 35.45 g de Cl 1 mol de F = 0.0857 18.99 g de F

Para   encontrar   la   relación   de   los   átomos   de   carbono,   cloro   y   flúor   en   la   fórmula   empírica   se   divide la cantidad en moles de cada elemento para el número más pequeño de moles: 0.0342 moles de C 0.0172 moles de Cl

= 1.988

0.0857 moles de F 0.0172 moles de Cl

= 4.98

0.0172 moles de Cl 0.0172 moles de Cl

= 1.00

La formula empírica es: C2ClF5, cuya masa molecular es de 154.47 uma. Para determinar la fórmula molecular hay que calcular la masa molar utilizando la ecuación de estado. atm L

Masa molar =

mRT = pV

2.65 g x 0.082 mol K x (24.5 + 273.15K) 743 mmHg x

1 atm 760 mmHg

x 0.428 L

= 154.47

g mol

Dado que la masa calculada de un mol del gas y la masa molecular de la fórmula empírica coinciden, podemos concluir que la fórmula molecular es la misma fórmula empírica.

205

10.8

Ejercicios para resolver 1.

Un gas ideal se comprime desde 2.5 L a 1.5 L y se calienta desde 25ºC hasta 50ºC. Si su presión inicial  es  de  1.10  atm,  ¿cuál  será  su  presión  final?

2.

Si una muestra de un gas ideal que está a 750 torr y 10ºC cambia su temperatura a -30ºC. ¿Cuál será la  presión  final  en  atmósferas?  Suponga  que  el  volumen  no  cambia.

3.

Una cierta masa de gas ocupa 10 litros en condiciones normales de presión y temperatura. ¿Qué volumen ocupará cuando se enfríe a -30ºC a presión normal?

4.

¿Qué volumen de aire medido a 22ºC y 745 mmHg se requiere para la combustión completa de 1 litro de metano CH4, comprimido a 22ºC y 3.55 atm?. El aire contiene 21% en volumen de oxígeno. Escriba y ajuste primero la ecuación.

5.

En un recipiente se guardan 12 litros de un gas a 2.5 atm. ¿Cuál sería el nuevo volumen si la presión fuese de 3800 torr y la temperatura se mantiene constante?

6.

Una reacción para obtener amoniaco a nivel de laboratorio se plantea mediante la siguiente ecuación escrita: Nitruro de magnesio(s)

+ agua(l) m hidróxido de magnesio(s)

+ amoniaco(g)

Escriba y ajuste la ecuación y luego determine la masa de nitruro de magnesio necesaria para obtener 22.4 L de amoniaco a 25ºC y 760 mmHg. 7.

Un globo con un volumen de 2.5 L contiene gas helio a 25ºC y 792 mmHg. ¿Cuál será el volumen si la presión cambia a 620 mmHg y la temperatura a 30ºC?

8.

¿Cuántos litros de H2(g) en condiciones estándar se obtienen por gramo de aluminio consumido según la siguiente reacción?

 

   

 

 

Al(s)        +        HCl(ac)      →          AlCl3(s)

+ H2(g)

No olvide ajustar la ecuación. 9.

El formaldehído CH2O se prepara a partir del metanol CH3OH sobre un catalizador de cobre, según la siguiente reacción:

206

CH3OH(g)

→   CH2O(g) + H2(g)

Mediante la reacción indicada, se obtuvo 2.50 litros de formaldehído a 25ºC y 689 torr. ¿Cuánta cantidad en gramos de metanol se consumió? 10.

Una muestra de 1.28 g de un líquido incoloro se vaporizó en un recipiente de 250 mL a 121ºC y 786 mmHg. ¿Cuál es la masa molecular de la muestra?

11.

El clorometano (CH3Cl) es un gas incoloro de olor agradable que se descompone sobre los 48°C, por cuya razón se mantiene una muestra de 40 g en un recipiente cerrado de 4 litros. ¿Cuál es la presión que debe mantenerse en el recipiente para impedir la descomposición?

12.

El metanol- CH3OH; conocido también como alcohol de madera, se quema formando dióxido de carbono en forma de gas y vapor de agua. Plantee la ecuación, realice el ajuste y los cálculos necesarios para resolver las siguientes interrogantes: (R = 0.082 atm L/ mol K). ¿Cuantos moles de CO2 se forman a partir de 40 L de metanol en condiciones normales? ¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso se requieren para formar 80 L de vapor de agua en condiciones de laboratorio (298K)? ¿Cuántos litros de vapor de agua se producen cuando reaccionan 120 g de metanol?

13.

¿Cuál es la densidad expresada en gramos por litro de CO2 (g) a 45 °C y 730 mmHg?

14.

¿Cuál de los siguientes gases tiene mayor densidad en condiciones estándar? NO2

PF3

Cl2

CH4

SO3

15.

Un cilindro de gas de 50.0 L contiene 275 g de O2 (g) a 30°C . ¿Cuántos gramos de oxígeno deben abandonar el cilindro para que la presión se reduzca a 1.50 atm a la misma temperatura?

16.

Cuando se calienta 1.0 g de una mezcla de clorato de potasio y cloruro de potasio, ésta se descompone produciendo 120 mL de oxígeno gaseoso medidos a 20.0 °C y 700 mm Hg. ¿Cuál es el porcentaje de clorato de potasio en la mezcla inicial?

207

17.

18.

Complete los datos que faltan en la siguiente tabla para cada una de las muestras de gases Parámetro

Unidades

Gas 1

Gas 2

Presión

atm

2.1

Volumen

L

3.0

2.0

Temperatura

K

273

300

Masa

g

Masa molecular

uma

28

Nro de moles

mol

0.286

Densidad

g/L

Gas 3 5.47 1.5

4.0 32

40 0.25

2.13

Un volumen de 12 litros de butano se queman con oxígeno y se produce dióxido de carbono y agua. Calcular el volumen en condiciones normales y la masa de dióxido de carbono que se desprende. Determinar además, el volumen de aire que se requiere en condiciones estándar para la combustión de completa de 15 kg de butano C4H10. La composición del aire es 78,08 % de N2 y 20,94% de O2 y 0,98% de otros gases.

19.

El triyoduro de hierro se obtiene a partir de la reacción del trioxocarbonato (IV) de hierro (III) con yoduro de hidrógeno. Plantee la ecuación y ajústela, luego calcule la cantidad de trioxocarbonato (IV) de hierro (III) y yoduro de hidrógeno que se requieren para formar 100 g de triyoduro de hierro, si la reacción se realiza en forma completa. ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtiene en condiciones estándar cuando se usa 350 g de Fe2(CO3)3?

20.

Cuando el carburo de aluminio se pone en contacto con el agua, éste se descompone en hidróxido de aluminio y gas metano. Plantee y ajuste la ecuación, luego calcule la cantidad de carburo de aluminio que se necesita para obtener 50 litros de metano medidos a 20ºC y a una presión de 600 mm de mercurio.

208

RESPUESTAS Capítulo 2 5) 1 mezcla heterogénea; 2 mezclas homogéneas; un compuesto; un elemento. 6) 4 cambios químicos y 4 cambios físicos; 7) 5 propiedades químicas, 3 propiedades físicas; 10) 27.03 g de cloro; 11) 29.81 g ZnS; 12) 41.72 g; 13) 35.00 g de CO2.

Capítulo 3 2) 1 elemento, 2 compuestos, 4 mezclas homogéneas y 1 mezcla heterogénea; 6) 1:1, 1:2, 1:3, 1:4, 1:5 y 1:7; 8) sí cumple ; 9) a) A y C son los mismos compuestos, b) A y B, B y C; 10) todas.

Capítulo 4 2) a y h son incorrectos; 3) todos son correctos; 4) calcio; 5) magnesio con una masa atómica promedio de 24.31 uma; 6) c; 7) e; 8) Co2+ = [Ar] 4s2 3d5, Ni2+ = [Ar] 4s23d6, Fe3+ = [Ar] 4s23d3, Cu1+ = [Ar] 4s23d8, Cr3+ = [Ar] 4s23d1; 9)  flúor;;  10) manganeso; 11) A corresponde al elemento azufre, B al sodio y C al cloro.

Capítulo 5 4) Estaño y estroncio; 5) Tres lantánidos, cinco metales de transición y dos metaloides; 6) estado gaseoso; 7) opción c; 8) opción b; 9) oxígeno, azufre y selenio; 10) azufre.

Capítulo 6 2) +2, +4, +1, +5, +2, +5; 3) SeO2, CuClO3, Li2S, ZnCl2, La2O3; 5) peryodato de cobre(I); 6) CuSO4, Ca(IO)2, NaHCO3, (NH4)3PO4; 7) hidruro de calcio; 10) SnF2, CaCO3, Fe(NO3)2, Cr2(SO4)3, Ca(HCO3)2, HClO, HOOC-COONH4, CH3-COOK, Cu(MnO4)2, Na2CO3 . 10 H2O.

209

Capítulo 7 1) C6H8O7; 2) SO2; 3) Cr2O3; 4) HgCl2; 5) CoCl2, 6H2O; 6) 7.81% de cobre; 7) 55 uma; 8) 2.47x1025 átomos; 9) 63.71%; 10) 1440.0 g; 11) 7.72 x 1023 átomos de calcio; 12) 80.50 g.

Capítulo 8 1)   2-­3   →   1-­6;;   2)1-­3   →   2-­3;;   3) 4-­2-­15   →   2-­2;;   4)   3-­8-­5-­2   →   3-­8;;   5)   2-­1   →   1-­1-­2;;   6)1-­1-­4   →   1-­2-­2;; 7) 3-­6-­1  →  3-­1-­3.

Capítulo 9 11) 425.4 g de cloro gaseoso; 12) el reactivo limitante es el oxígeno; 13) el reactivo limitante es el F2, el rendimiento teórico es 4.77 moles de ClF3 y el rendimiento porcentual es 94%; 14) 91 g de N2 y 3.91 x 1024 átomos de nitrógeno; 15) 3.98 x 1025 átomos de carbono; 16) 48 g de azufre; 17) 72.39 g de SiO2; 18) 8.79 g de KNO3; 19) 13 622 g de HNO3; 20) a) 2.34 moles de O2, b) 74.88 g de O2, c) 1.25 moles de metanol, d) 40 g de metanol.

Capítulo 10 1) 1.99 atm; 2) 0.847 atm; 3) 8.9 L; 4) 34.49 L de aire; 5) 6.0 L; 6) 46.24 g de Mg3N2; 7) 3.14 L; 8) 1.3575 L de H2; 9) 2.97 g de metanol; 10) 160 g/mol.

210