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Química II - Grupo Tacaná - IGER - Segundo semestre
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Química II
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Grupo Tacaná - IGER Segundo semestre
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Química II Grupo Tacaná - IGER Segundo semestre
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Química II
Segundo semestre Grupo Tacaná 11
© Instituto Guatemalteco de Educación Radiofónica, iger. Es una obra producida por el Departamento de Redacción y Diseño, para el Instituto Guatemalteco de Educación Radiofónica, IGER. 11 avenida 18-45, Ciudad Nueva, zona 2 Ciudad de Guatemala. PBX: 2412 6666 Fax: 2412 6704 Correo electrónico:
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Código: 1111126202 ISBN 9789929804623
Reservados todos los derechos. Queda rigurosamente prohibida la reproducción total o parcial de este material educativo, por cualquier medio o procedimiento, sin la autorización del Instituto Guatemalteco de Educación Radiofónica, IGER. Según artículo 42 de la Constitución Política de Guatemala que se refiere a la autoría.
Índice Índice ................................................................................................................................................................ I
Semana 18
El enlace químico.................................................................................................................................... 1 ¡Para comenzar! La regla del octeto ..................................................................................................................... 3 El mundo de la química 1. ¿Qué es un enlace químico? ........................................................................................................................ 5 2. Tipos de enlace químico ............................................................................................................................... 6
2.1 Enlace iónico o electrovalente .......................................................................................................... 6
2.2 Enlace covalente .................................................................................................................................... 7
2.3 Enlace metálico ...................................................................................................................................... 8
Resumen ........................................................................................................................................................................... 9 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 10 ¡A la ciencia por la experiencia! ¡Se hizo la luz! ............................................................................................ 13
Semana 19
Fórmulas químicas................................................................................................................................ 15 ¡Para comenzar! El número de valencia. La carga eléctrica ......................................................................... 17 El mundo de la química 1. Fórmula química ............................................................................................................................................... 19 2. Clasificación de fórmulas químicas ........................................................................................................... 20
2.1 Fórmula empírica ................................................................................................................................... 20
2.2 Fórmula molecular ................................................................................................................................ 23
Resumen ........................................................................................................................................................................... 25 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 26 ¡A la ciencia por la experiencia! Elabore un desodorante casero ............................................................. 29
Semana 20
Función química........................................................................................................................................ 31 ¡Para comenzar! Compuestos binarios, ternarios y cuaternarios ¡De dos, de tres, de cuatro!.......... 33 El mundo de la química 1. Compuestos inorgánicos y sus funciones químicas ........................................................................... 35
1.1 Función óxido ......................................................................................................................................... 35
Química II − Índice
I
1.2 Función ácido ......................................................................................................................................... 37
1.3 Función base ........................................................................................................................................... 38
1.4 Función sal ............................................................................................................................................... 38
Resumen ........................................................................................................................................................................... 40 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 41 ¡A la ciencia por la experiencia! ¡Fabrique tinta invisible! ......................................................................... 43
Semana 21
Nomenclatura I
......................................................................................................................................... 45
¡Para comenzar! El lenguaje de la música........................................................................................................... 47 El mundo de la química 1. Nomenclatura química .................................................................................................................................. 48
1.1 Sistema estequiométrico .................................................................................................................... 49 a. Prefijos numéricos ........................................................................................................................ 49 b. Nombre genérico........................................................................................................................... 49 c. Nombre específico ....................................................................................................................... 49
1.2 Sistema Stock .......................................................................................................................................... 51
Resumen ........................................................................................................................................................................... 54 Investigue en la red .................................................................................................................................................... 54 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 55 ¡A la ciencia por la experiencia! Elabore una tabla de valencias mural ................................................ 59 Tabla de valencias .................................................................................................................................................... 61
Semana 22
Nomenclatura II: Óxidos
........................................................................................................... 63
¡Para comenzar! Oxígeno, componente esencial de nuestro planeta ....................................................... 65 El mundo de la química 1. Los óxidos ........................................................................................................................................................... 67
1.1 Nomenclatura de los óxidos ............................................................................................................. 69 a. Nomenclatura en el sistema estequiométrico ................................................................... 69 b. Nomenclatura en el sistema Stock ......................................................................................... 72
Resumen ........................................................................................................................................................................... 74 Investigue en la red .................................................................................................................................................... 74 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 75 ¡A la ciencia por la experiencia! ¡Una trampa ecológica! ...........................................................................
II
IGER − Tacaná
78
Semana 23
Repaso: semanas 18–22
........................................................................................................ 81
El mundo de la química 1. ¿Qué es un enlace químico? ........................................................................................................................ 83 2. Fórmula química ............................................................................................................................................... 85 3. Compuestos inorgánicos y sus funciones químicas ........................................................................... 88 4. Nomenclatura química .................................................................................................................................. 91 5. Los óxidos ........................................................................................................................................................... 93
Semana 24
Nomenclatura III: Ácidos
......................................................................................................... 97
¡Para comenzar! Hidrógeno, el combustible del futuro .................................................................................. 99 El mundo de la química 1. Los ácidos ........................................................................................................................................................... 101
1.1 Nomenclatura de los ácidos ............................................................................................................. 103 a. Nomenclatura de los hidrácidos en el sistema tradicional ........................................... 103 b. Nomenclatura de los ácidos oxácidos en el sistema tradicional ................................ 105
Investigue en la red .................................................................................................................................................... 108 Resumen ........................................................................................................................................................................... 110 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 111 ¡A la ciencia por la experiencia! Un limpiador ecológico............................................................................. 116 Investigue en la red .................................................................................................................................................... 117
Semana 25 Nomenclatura IV: Hidróxidos................................................................................... 119 ¡Para comenzar! El hidróxido de magnesio ........................................................................................................ 121 El mundo de la química 1. Los hidróxidos o bases ................................................................................................................................... 123
1.1 Nomenclatura de los hidróxidos ..................................................................................................... 124 a. Nomenclatura en el sistema Stock ......................................................................................... 124
Resumen ........................................................................................................................................................................... 126 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 127 ¡A la ciencia por la experiencia! ¿Ácido o base? Depende del color......................................................... 132 Investigue en la red .................................................................................................................................................... 133
Química II − Índice
III
Semana 26
Nomenclatura V: Sales
................................................................................................................ 135
¡Para comenzar! La sal... un bien muy preciado ............................................................................................... 137 El mundo de la química 1. Las sales ............................................................................................................................................................... 139
¡Antes de nombrar a las sales haloideas! ............................................................................................... 140
1.1 Nomenclatura de las sales haloideas ............................................................................................ 141 a. Nomenclatura en el sistema tradicional de sales haloideas formadas por
metales con valencia fija ............................................................................................................ 141
b. Nomenclatura en el sistema Stock de sales haloideas formadas por metales
con valencia variable .................................................................................................................... 142
Resumen ........................................................................................................................................................................... 144 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 145 ¡A la ciencia por la experiencia! Sal, agua y aceite........................................................................................ 147
Semana 27
El Mol........................................................................................................................................................................... 149 ¡Para comenzar! Amadeo Avogadro ..................................................................................................................... 151 El mundo de la química 1. Mol: la masa de las partículas ..................................................................................................................... 152
1.1 Masa molar .............................................................................................................................................. 152
2. Factores molares .............................................................................................................................................. 154
2.1 Conversiones de mol y masa ............................................................................................................ 154
2.2 Conversiones de mol y cantidad de partículas ......................................................................... 156
3. El volumen molar ............................................................................................................................................. 158 Resumen ........................................................................................................................................................................... 159 Investigue en la red .................................................................................................................................................... 159 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 160 ¡A la ciencia por la experiencia! Un gran número... el número de Avogadro ...................................... 163
Semana 28
Reacciones químicas........................................................................................................................ 165 ¡Para comenzar! La fotosíntesis, una reacción química indispensable para la vida ............................ 167 El mundo de la química 1. Reacciones químicas ....................................................................................................................................... 169 2. Ecuaciones químicas ....................................................................................................................................... 170 3. Clasificación de las reacciones químicas ............................................................................................... 173
IV
IGER − Tacaná
3.1 Reacciones de combinación o síntesis .......................................................................................... 173
3.2 Reacciones de descomposición ....................................................................................................... 174
3.3 Reacciones de sustitución .................................................................................................................. 174
Resumen ........................................................................................................................................................................... 176 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 177 ¡A la ciencia por la experiencia! Una candela que produce agua ........................................................... 181
Semana 29
Repaso: semanas 24–28.......................................................................................................... 183 El mundo de la química 1. Los ácidos ........................................................................................................................................................... 185 2. Los hidróxidos o bases ................................................................................................................................... 189 3. Las sales ............................................................................................................................................................... 192 4. Mol: la masa de las partículas ..................................................................................................................... 195 5. Reacciones químicas ....................................................................................................................................... 198
Semana 30
Balanceo de ecuaciones químicas
.......................................................................... 201
¡Para comenzar! La ley de conservación de la masa ....................................................................................... 203 El mundo de la química 1. Ecuaciones balanceadas ................................................................................................................................ 204 Resumen ........................................................................................................................................................................... 208 Investigue en la red .................................................................................................................................................... 208 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 209 ¡A la ciencia por la experiencia! Movimiento misterioso ............................................................................. 213
Semana 31
Estequiometría de las reacciones químicas
........................................... 215
¡Para comenzar! John Dalton: El científico que propuso “contar” los átomos ........................................ 217 El mundo de la química 1. Estequiometría .................................................................................................................................................. 218
1.1 Cálculos mol – mol ............................................................................................................................... 218
1.2 Cálculos masa – masa .......................................................................................................................... 222 Resumen ........................................................................................................................................................................... 229 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 230 ¡A la ciencia por la experiencia! Un gas que apaga el fuego .................................................................... 232 Investigue en la red .................................................................................................................................................... 233 Química II − Índice
V
Semana 32 Soluciones...................................................................................................................................................... 235 ¡Para comenzar! Las mezclas se pueden separar............................................................................................... 237 El mundo de la química 1. Soluciones............................................................................................................................................................ 239
1.1 Clasificación de las soluciones ......................................................................................................... 240 a. Por su estado de agregación .................................................................................................... 240 b. Por su concentración ................................................................................................................... 242
2. Concentración de una solución .................................................................................................................. 244 2.1 Porcentaje masa – masa (% m/m) .................................................................................................. 244 2.2 Porcentaje volumen – volumen (% v/v) ........................................................................................ 246 Resumen ........................................................................................................................................................................... 248 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 249 ¡A la ciencia por la experiencia! ¿Se mezclan o no se mezclan?............................................................... 253
Semana 33 Coloides ............................................................................................................................................................ 255 ¡Para comenzar! La mayonesa, un coloide muy sabroso................................................................................ 257 El mundo de la química 1. Coloides ............................................................................................................................................................... 258
1.1 Características de los coloides ......................................................................................................... 258
1.2 Composición de los coloides ............................................................................................................ 259
2. Clasificación de los coloides por su estado de agregación ............................................................ 260 Resumen ........................................................................................................................................................................... 261 Autocontrol .................................................................................................................................................................... 262 ¡A la ciencia por la experiencia! ¿Coloide o solución?................................................................................... 265 Investigue en la red .................................................................................................................................................... 265
Semana 34
Repaso: semanas 30–33
........................................................................................................ 267
El mundo de la química 1. Ecuaciones balanceadas ................................................................................................................................ 269 2. Estequiometría .................................................................................................................................................. 273 3. Soluciones ........................................................................................................................................................... 276 4. Coloides................................................................................................................................................................ 279
Claves ................................................................................................................................................................ 283 Bibliografía .................................................................................................................................................... 313
VI
IGER − Tacaná
18
El enlace químico
Química II − Semana 18
1
Los logros que conseguirá esta semana son: Explicar con sus palabras el concepto de enlace químico. Identificar cómo se forma un enlace iónico, covalente y metálico. Describir las propiedades que presentan los enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Reconocer los elementos que intervienen en la formación de enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Ejemplificar compuestos iónicos, covalentes y metálicos. Diferenciar entre enlace iónico y covalente. Experimentar con las características de un compuesto iónico.
¿Qué encontrará esta semana?
2
¡Para comenzar!
• La regla del octeto
El mundo de la química
• ¿Qué es un enlace químico? • Tipos de enlace químico
¡A la ciencia por la experiencia!
• ¡Se hizo la luz!
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! En nuestro curso de Química 1 aprendimos que el nivel de valencia es el nivel de energía donde se ubican los últimos electrones de un átomo. También estudiamos que los átomos se unen y forman moléculas o compuestos para ser neutros. Estos conceptos nos ayudarán a entender la regla del octeto. Veamos.
La regla del octeto En 1916, después de muchos años de investigación, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que los elementos químicos tienden a completar su último nivel de energía con ocho electrones. Esta tendencia busca alcanzar una estructura electrónica estable, similar a la de los gases nobles. Esta conclusión es mundialmente conocida como la regla del octeto y dice así: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
Walter Kossel (1888 - 1956) Físico alemán
Para recibir, ceder o compartir electrones los átomos de los elementos deben unirse con otros iguales o diferentes. Esas uniones producen las sustancias compuestas con las que nos relacionamos diariamente. Por ejemplo: Gilbert Lewis (1875 - 1946) Físico químico estadounidense
Una molécula de agua está compuesta por: Dos átomos de hidrógeno (H), y un átomo de oxígeno (O). El átomo de hidrógeno tiene un solo electrón en su último nivel de energía y el átomo de oxígeno, seis electrones.
H
O
H Para lograr el octeto, los dos átomos de hidrógeno se unen al oxígeno y aportan sus electrones. Así, en la molécula de agua, el oxígeno queda con ocho electrones en su último nivel de energía y logra una configuración electrónica similar a la del neón (Ne), el gas noble que le queda más cerca en la tabla periódica.
Los gases nobles son los elementos más estables porque tienen completo su último nivel de energía. Se ubican en la columna 18 de la tabla periódica.
Química II − Semana 18
3
—¿Y qué pasa con el hidrógeno? —El hidrógeno no consigue el octeto, pero sí consigue tener dos electrones en su capa exterior y alcanzar el nivel de valencia del helio (He), el gas noble más cercano a él. Las uniones que ocurren entre los átomos se conocen como enlaces químicos. El tema de esta semana.
¡A trabajar! Escriba sobre las líneas si el átomo cumple o no cumple con la regla del octeto y explique por qué. Tiene un ejemplo.
0)
1)
2)
3)
4
IGER − Tacaná
No cumple la regla del octeto porque tiene solo un electrón en su
Li
C
Ne
Ar
último nivel de energía.
El mundo de la química
1. ¿Qué es un enlace químico? La fuerza que los une…
Como recordará, en la Tierra hay noventa y dos elementos químicos naturales que componen todo lo que nos rodea. La mayor parte se presenta en forma de compuestos1, es decir, en sustancias formadas por dos o más elementos en proporciones fijas. Por ejemplo, como ha visto, el agua es un compuesto formado por átomos de hidrógeno y de oxígeno en proporción de 2 a 1.
Tenga a su alcance la tabla periódica. La necesitará.
Pero… ¿Cómo se unen los átomos de los elementos para formar compuestos? —Los átomos se unen por medio de enlaces químicos. Un enlace químico es la unión de átomos iguales o distintos para formar moléculas. Esa unión se logra por la transferencia total o parcial de electrones de un átomo a otro. Recuerde que los átomos se unen para lograr una configuración electrónica estable. Por ejemplo: El enlace entre dos átomos de hidrógeno (H) y un átomo de oxígeno (O) produce una molécula de agua (H2O).
El enlace entre dos átomos de oxígeno (O) produce una molécula de oxígeno (O2). El oxígeno que respiramos lo obtenemos del aire en forma de molécula.
H
Configuración electrónica estable: Configuración que logran los átomos cuando tienen todos los orbitales llenos.
O H
O
O
Ejercicio 1 Escriba con sus palabras qué es un enlace químico.
1 Repase
el tema ‟clasificación de la materia” de la semana 12 de la química 1. Química II − Semana 18
5
2. Tipos de enlace químico En la semana 14 estudiamos que, en forma general, los elementos se clasifican en metales y no metales. Vimos que los metales se caracterizan por ceder los electrones de su último nivel de energía durante las reacciones químicas y que los no metales se caracterizan por ganar electrones e incorporarlos a su nivel de valencia durante las reacciones químicas. Esta capacidad de ceder y ganar electrones da lugar a tres tipos diferentes de enlace químico: • Enlace iónico o electrovalente • Enlace covalente • Enlace metálico
2.1 Enlace iónico o electrovalente
Metal + no metal
¿Ha escuchado el dicho ‟los polos opuestos se atraen”? Pues es perfecto para explicar el enlace iónico, porque este tipo de enlace se da entre elementos con cargas eléctricas opuestas. Un átomo con carga eléctrica positiva (catión) se une a otro que tiene carga eléctrica negativa (anión). El enlace iónico ocurre, generalmente, entre un metal (con electronegatividad baja) y un no metal (con electronegatividad alta). El metal cede sus electrones al no metal y así los dos logran una configuración electrónica estable, con ocho electrones en el nivel de valencia. Enlace iónico = metal + no metal Ejemplo: La sal de mesa o cloruro de sodio (NaCl) se forma cuando el sodio (Na) entrega el electrón del último nivel de energía al cloro (Cl). Con esta entrega el átomo de sodio adquiere carga positiva y se convierte en el catión Na+ y el cloro adquiere carga negativa y se convierte en el anión Cl−. Cada uno queda con ocho electrones en su nivel de valencia y logran la estabilidad.
Na
6
IGER − Tacaná
+
Cl
Na+
Cl
–
Características de los compuestos con enlaces iónicos Los compuestos que se forman por enlaces iónicos presentan estas características: • Suelen ser sólidos cristalinos con formas regulares, como los cubos de la sal común, NaCl. • Tienen puntos de fusión y de ebullición elevados. • Son buenos conductores de la electricidad, cuando se disuelven en agua. • Son compuestos con enlaces iónicos: sal común (NaCl), bromuro de magnesio (MgBr2), sulfuro de potasio (K2S), yoduro de calcio (CaI2).
Punto de fusión: Temperatura a la cual los sólidos pasan a estado líquido. Punto de ebullición: Temperatura a la cual una sustancia cambia de estado líquido a estado gaseoso.
2.2 Enlace covalente
No metal + no metal o no metal + hidrógeno
En el enlace covalente, los átomos se unen y comparten sus electrones. Este tipo de enlace se da entre no metales y no metales e hidrógeno. Los electrones se comparten en parejas. Cada pareja representa un enlace. Enlace covalente
no metal + no metal no metal + hidrógeno
Por ejemplo: La formación de una molécula de hidrógeno (H2) a partir de dos átomos de hidrógeno es un ejemplo de enlace covalente.
H
+
H H2
1 electrón
1 electrón 1 molécula de H2
Cada átomo de hidrógeno tiene un electrón en su nivel de valencia y lo comparte para ser estable.
Características de los compuestos con enlaces covalentes Los compuestos con enlaces covalentes presentan estas características: • La mayoría son líquidos o gases; algunos son sólidos blandos. • Tienen bajos puntos de fusión y ebullición. • Son malos conductores de la electricidad y del calor. • Son compuestos con enlaces covalentes: el agua (H2O), la parafina (C25H52), el azúcar (C12H22O11) y el dióxido de carbono (CO2). Química II − Semana 18
7
2.3 Enlace metálico
Metal + Metal
El enlace metálico se da solo entre metales. Como recordará, los metales tienen electronegatividad baja y ceden sus electrones. Por lo tanto, al unirse dos metales, los átomos no tienen posibilidad de ganar electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es compartir electrones entre muchos átomos. En el enlace metálico se crea una nube de electrones que se mueve y es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. El enlace se mantiene por la fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de la nube de electrones.
nube de electrones
Este es un modelo de molécula de aluminio.
Características de los compuestos con enlaces metálicos Los compuestos con enlaces metálicos presentan las mismas características que los metales. Veamos: • Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que es líquido. • Tienen temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. • Son buenos conductores de la electricidad y del calor. • Ejemplos: moléculas de hierro, cinc, plomo, cobre y de todos los elementos metálicos y aleaciones entre metales: bronce, latón, etc.
Ejercicio 2 A.
Rellene el cuadro que corresponde a la respuesta correcta. Tiene un ejemplo. 0) 1)
8
El latón es una aleación de cobre (Cu) y cinc (Zn). ¿Qué tipo de enlace se establece entre los metales que lo forman? iónico
covalente
metálico
El metano (CH4) es un gas formado por carbono (C), un no metal, e hidrógeno (H). ¿Qué tipo de enlace lo forma? iónico
IGER − Tacaná
covalente
metálico
2)
3) B.
El fluoruro de sodio (NaF), que se utiliza en tabletas masticables para prevenir las caries, está formado por sodio (Na), un metal, y flúor (F), un no metal. ¿Qué tipo de enlace lo forma? iónico
covalente
metálico
El amoniaco (NH3) es un gas formado por nitrógeno (N), un no metal, e hidrógeno (H). ¿Qué tipo de enlace lo forma? iónico
covalente
metálico
Fíjese en las parejas de elementos y escriba sobre la línea si formarán un enlace iónico, covalente o metálico. Tiene un ejemplo. 0) cobre – hierro (Cu – Fe)
enlace metálico
1) cloro – cloro (Cl – Cl) 2) potasio – cloro (K – Cl)
Resumen 1.
¿Qué es un enlace químico?
Un enlace químico es la unión de átomos iguales o distintos que permite formar moléculas. Esa unión se logra por la transferencia total o parcial de electrones de un átomo a otro. Hay tres tipos de enlace:
1.1 Enlace iónico metal + no metal
El enlace iónico se produce cuando los electrones se transfieren de un átomo a otro. Este tipo de enlace suele darse entre metales y no metales.
1.2 Enlace covalente no metal + no metal no metal + hidrógeno
El enlace covalente ocurre cuando los átomos que se unen comparten los electrones. Cada par de electrones que comparten, forman un enlace. En general, este tipo de enlace se produce entre elementos no metálicos o entre un no metal y el hidrógeno.
1.3 Enlace metálico metal + metal
El enlace metálico se produce cuando los átomos enlazados son elementos metálicos. En el enlace metálico, los átomos comparten los electrones, pero éstos se mueven por toda la molécula o por todo el compuesto formando una nube de electrones.
Química II − Semana 18
9
Autocontrol Actividad 1. A.
Repase la teoría
Complete el mapa conceptual de los enlaces químicos.
enlace químico puede ser:
iónico los electrones:
los electrones:
los electrones:
se comparten se combinan:
se combinan:
se produce solo entre:
ejemplo:
ejemplo:
por ejemplo:
metales
B.
Considere las ideas relevantes relacionadas con los enlaces iónicos, covalentes y metálicos y complete los cuadros. Si necesita más espacio, puede hacerlo en su cuaderno. ¿Cómo se forma un enlace iónico?
Características de los compuestos con enlaces iónicos:
Tipos de elementos que suelen combinarse:
¿Cómo se forma un enlace covalente?
Características de los compuestos con enlaces covalentes:
Tipos de elementos Ejemplo de un que suelen combinarse: compuesto covalente:
10
IGER − Tacaná
Ejemplo de un compuesto iónico:
¿Cómo se forma un enlace metálico?
Actividad 2. A.
Características de los compuestos con enlaces metálicos:
Tipos de elementos que suelen combinarse:
Ejemplo de un compuesto metálico:
Practique los enlaces
Rellene el cuadro que completa correctamente los enunciados. 1)
2)
3)
Al combinarse los átomos de potasio (K), un metal, con los átomos de bromo (Br), un no metal, entre ellos se establece un enlace:
iónico
Al combinarse los átomos de oxígeno (O), un no metal, con los átomos de cloro (Cl), un no metal, entre ellos se establece un enlace:
iónico
Al hacer una aleación de cobre (Cu), metal, con oro (Au), metal, entre ellos se establece un enlace:
iónico
metálico covalente
metálico covalente
metálico covalente
B.
C.
¿Cuál será la clase de enlace químico más probable que puede establecerse entre los átomos de los siguientes elementos? Escríbalo. Tiene un ejemplo. 0)
Hierro – hierro (Fe - Fe)
1)
Cloro – magnesio (Cl - Mg)
2)
Carbono – oxígeno (C - O)
enlace metálico
Escriba cuáles de los siguientes compuestos tienen enlaces iónicos y cuáles enlaces covalentes. 1)
Óxido de calcio (CaO)
2)
Molécula de oxígeno (O2)
3)
Fluoruro de sodio (NaF) Química II − Semana 18
11
Actividad 3. A.
Para reflexionar
Rellene el cuadro de la opción correcta para cada planteamiento. 1)
2)
3)
¿Cuál es la característica que destaca en un enlace iónico? Se transfieren electrones
Se produce entre metales
Se comparten electrones
Se da entre no metales
El agua (H2O) está formada por enlaces covalentes. Por esta condición, ¿cuál de las siguientes características presenta? Buen conductor de la electricidad
Es un sólido blando
Mal conductor de la electricidad
Alto punto de fusión
¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta? En un átomo, los electrones que participan en un enlace son los electrones de valencia. Los compuestos formados por enlaces covalentes son buenos conductores de la electricidad. Los compuestos formados por enlaces covalentes tienen puntos de fusión más altos que los compuestos formados por enlaces iónicos. En un enlace covalente los átomos participantes ceden sus electrones.
B.
Lea las características de cada sustancia y responda a las preguntas.
Sustancia A Tiene una temperatura de fusión muy baja. No conduce la electricidad en estado sólido. Tampoco la conduce cuando se encuentra disuelta en agua. Sustancia B Tiene una temperatura de fusión elevada. Es soluble en agua. No conduce la electricidad en estado sólido, pero sí cuando se encuentra disuelta en agua.
Por sus características, ¿qué tipo de enlace presenta la sustancia A? ¿Iónico o covalente?
Por sus características, ¿qué tipo de enlace presenta la sustancia B? ¿Iónico o covalente?
12
IGER − Tacaná
¡A la ciencia por la experiencia!
¡Se hizo la luz! Esta semana aprendimos que los compuestos con enlaces iónicos son buenos conductores de la electricidad cuando se disuelven en agua. La sal es un compuesto iónico. ¿Conduce la electricidad? ¡Compruébelo!
¿Qué necesita? 6 cucharadas de sal Un frasco pequeño Una paleta o un palito de madera limpio (servirá como agitador) ½ litro de agua reposada o hervida (para usarla debe dejar que repose, al menos, una noche completa o hervirla)
A1
Un recipiente de vidrio con capacidad de al menos ½ litro El circuito que construyó la semana 14 de química 1
A2
B
lápiz libreta de campo
¿Qué debe hacer? Paso 1: 1. Coloque las 6 cucharadas de sal dentro del frasco. 2. Conecte los extremos A2 y B del circuito a la sal. 3. Anote en su libreta de campo: ¿Encendió el foco? ¿Sí o no? Justifique su respuesta tomando en cuenta las propiedades de los enlaces iónicos. Paso 2: 4. Tome el ½ litro de agua reposada y colóquelo en el recipiente grande de vidrio. 5. Añada las 6 cucharadas de sal y agite con la paleta. 6. Cuando la sal esté bien disuelta, tome los extremos A2 y B del circuito y conéctelos con el agua. No introduzca las manos en el agua. 7. Anote en su libreta de campo: ¿Encendió el foco? ¿Sí o no? Justifique su respuesta tomando en cuenta las propiedades de los enlaces iónicos. Química II − Semana 18
13
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Explico con mis palabras el concepto de enlace químico.
2.
Identifico cómo se forma un enlace iónico, covalente y metálico.
3.
Describo las propiedades que presentan los enlaces iónicos, covalentes y metálicos.
4.
Reconozco los elementos que intervienen en la formación de enlaces iónicos, covalentes y metálicos.
5.
Ejemplifico los compuestos iónicos, covalentes y metálicos.
6.
Diferencio entre enlace iónico y covalente.
7.
Experimento con las características de un compuesto iónico.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
14
IGER − Tacaná
19
Fórmulas químicas
Química II − Semana 19
15
Los logros que conseguirá esta semana son: Explicar con sus palabras qué es una fórmula química. Extraer información de una fórmula química. Reconocer los distintos tipos de fórmula química. Calcular fórmulas empíricas y fórmulas moleculares. Aplicar una fórmula química en la elaboración de desodorante.
¿Qué encontrará esta semana?
16
¡Para comenzar!
• El número de valencia
El mundo de la química
• Fórmula química • Clasificación de fórmulas químicas
¡A la ciencia por la experiencia!
• Desodorante casero
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! El número de valencia La carga eléctrica Aprendimos que los átomos de distintos elementos se unen para formar compuestos. Esa unión se da cuando ceden, aceptan o comparten sus electrones. Esta semana daremos un paso más aprendiendo el número de valencia. El número de valencia es un concepto que se relaciona con la cantidad de electrones que un átomo pone en juego a la hora de formar un compuesto. Se define así: El número de valencia es la carga eléctrica que tiene un átomo cuando forma parte de un compuesto. Depende de la cantidad de electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo. Se representa con números romanos, pero nosotros usaremos números arábigos para facilitar la comprensión. El número de valencia puede ser: • Número de valencia positivo El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que los acepte. Por ejemplo: El calcio (Ca) tiene dos electrones de valencia que tiende a ceder para completar su octeto, por eso en los compuestos actúa con número de valencia +2 (+II) 20 e
¿Cuántos electrones tiene en total?
¿Cuántos electrones de valencia tiene? 10 e ¿Le sobran o le faltan electrones para completar el octeto?
le sobran
2e
¿Cuántos electrones le sobran? ¿Cuál es su número de valencia?
Ca+2
+2
Química II − Semana 19
17
• Número de valencia negativo El número de valencia es negativo si el átomo gana electrones o los comparte con un átomo que los ceda. Por ejemplo: El cloro (Cl) tiene siete electrones de valencia y tiende a ganar un electrón para completar su octeto, por eso en los compuestos actúa con número de valencia −1 (−I)
Cl
17e
¿Cuántos electrones tiene en total?
¿Cuántos electrones de valencia tiene? 7e ¿Le sobran o la faltan electrones para
–
completar el octeto?
le faltan
¿Cuántos electrones le faltan?
1e
¿Cuál es su número de valencia?
−1
Los números de valencia están incluidos en las fórmulas químicas. Lo iremos aprendiendo poco a poco.
¡A trabajar! Averigüe el número de valencia del potasio (K). Potasio (K) Z = 19
K
18
IGER − Tacaná
a.
¿Cuántos electrones tiene en total?
b.
¿Cuántos electrones de valencia tiene?
c.
¿Le sobran o le faltan electrones para completar el octeto?
d.
¿Cuántos electrones le sobran?
e.
¿Cuál es su número de valencia?
El mundo de la química
1. Fórmula química Las fórmulas químicas nos indican los elementos y las cantidades que están presentes en un compuesto determinado. En general, la fórmula química se define como la representación escrita de la composición de una molécula o un compuesto mediante símbolos químicos. Una fórmula química tiene dos componentes básicos: 1.
Símbolos químicos de cada uno de los elementos que forman la molécula o el compuesto.
2.
Subíndices que indican el número de átomos de cada elemento. El subíndice 1 se sobreentiende y no se escribe. Así que cuando veamos una fórmula sin subíndices, interpretaremos que tiene un solo átomo del elemento que lo precede.
Por ejemplo: La fórmula del cloruro de sodio o sal común, NaCl, nos indica que ese compuesto está formado por: un átomo de sodio (Na)
NaCl
un átomo de cloro (Cl)
La fórmula del ácido nítrico, HNO3, nos indica que ese compuesto está formado por: un átomo de nitrógeno (N) un átomo de hidrógeno (H)
HNO3 tres átomos de oxígeno (O)
Ejercicio 1 Indique qué átomos y en qué número están presentes en cada fórmula química. Tiene un ejemplo. 0)
NH3, amoniaco, formado por: 1 átomo de nitrógeno (N), 3 átomos de hidrógeno (H).
1)
O3, ozono, formado por:
2)
Ag2O3, óxido de plata, formado por:
3)
CO2, dióxido de carbono, formado por:
4)
CuBr2, bromuro de cobre (II), formado por:
Química II − Semana 19
19
2. Clasificación de fórmulas químicas 2.1 Fórmula empírica
La más sencilla
La fórmula empírica es aquella que expresa la menor proporción, en números enteros, de los átomos que forman una molécula o un compuesto. Esta proporción se determina en forma experimental a través del análisis del compuesto en un laboratorio químico. Es así como nace su nombre: fórmula empírica, porque se determina mediante la experimentación. En este curso, aprenderemos cómo calcular la fórmula empírica con una proporción o un porcentaje dado. Debemos seguir estos pasos:
El número de masa atómica (A) es la masa de un elemento químico. Lo estudiamos en la semana 9.
1. Dividir la masa de cada elemento que nos dan entre la masa atómica (A) del elemento correspondiente. Las masas atómicas de los elementos se encuentran en la tabla periódica. 1
A
1.0
H
6
A
C
12.0
2. Reducir a números enteros los resultados de la división del paso 1. Esto se logra dividiendo los cocientes entre el menor de ellos. Lo entenderemos mejor con un ejemplo. ¿Qué es el propileno? El propileno es un gas muy reactivo e inflamable que se obtiene del petróleo. Se utiliza para la obtención de gasolina y en la síntesis de sus derivados: plásticos, disolventes, resinas, etc. El propileno es un compuesto formado por carbono e hidrógeno. Contiene 86% de carbono y 14% de hidrógeno. Estos porcentajes significan que por cada 100 g de compuesto, tendremos 86 g de carbono y 14 g de hidrógeno. La fórmula empírica será CxHy donde x e y son números enteros.
20
IGER − Tacaná
Fórmula empírica del propileno Para calcular la fórmula empírica: 1.
Dividimos la masa de cada elemento entre su masa atómica (A). La masa atómica del carbono es 12 g y la masa atómica del hidrógeno es 1 g. 86 g C = 7.2 átomos por gramo de carbono 12 g C/ 1 átomo 14 g H = 14 átomos por gramo de hidrógeno 1 g H/ 1 átomo
2.
Para reducir esta relación a números enteros, se dividen ambos valores por el valor menor, 7.2 7.2 átomos de C ÷ 7.2 = 1 14 átomos H ÷ 7.2 = 1.94 = 2 La fórmula empírica del propileno es CH2
Tenga en cuenta las reglas de aproximación que aprendió en la semana 1 del curso de Estadística.
Generalmente las fórmulas empíricas ya se conocen, pero es importante que usted aprenda a calcularlas. Veamos otro ejemplo: La glucosa es el compuesto orgánico más abundante de la naturaleza La glucosa es una forma de azúcar que se encuentra libre en las frutas y en la miel. El término "glucosa" viene del griego "glukus" que significa dulce y el sufijo "–osa" indica que se trata de un azúcar. Es la fuente primaria de energía de las células. Una muestra de glucosa tiene 40% de carbono (C), 7 % de hidrógeno (H) y 53 % de oxígeno (O). Si consideramos 100 g de compuesto, tendremos 40 g de C, 7 g de H y 53 g de O. Formula empírica de la glucosa Para calcular la fórmula empírica de la glucosa: 1.
Dividimos cada masa entre la masa atómica del elemento correspondiente. El valor de la masa atómica (A) está en su tabla periódica. 40 g C = 3.3 átomos por gramo de carbono 12 g C/ 1 átomo 7gH = 7 átomos por gramo de hidrógeno 1 g H/ 1 átomo 53 g O = 3.3 átomos por gramo de oxígeno 16 g O/ 1 átomo Química II − Semana 19
21
2.
Ahora dividimos cada resultado por el más pequeño, en este caso por 3.3.
Recuerde: El subíndice 1 no se escribe porque se sobreentiende.
3.3 átomos C ÷ 3.3 = 1 7 átomos de H ÷ 3.3 = 2.1 = 2 3.3 átomos de O ÷ 3.3 = 1
La fórmula empírica de la glucosa es CH2O
Ejercicio 2 A.
B.
22
Calcule la fórmula empírica de un compuesto que tiene 60% de carbono (C) y 40 % de hidrógeno. Considere 100 g de compuesto. 1)
Divida cada masa por la masa atómica del elemento correspondiente.
60 g C = 12 g C/ 1 átomo
40 g H = 1 g H/ 1 átomo
2)
Ahora divida cada uno de los resultados anteriores por el más pequeño de ellos.
5 átomos de C ÷
40 átomos de H ÷
La fórmula empírica del compuesto es:
átomos por g de C átomos por g de H
= =
Determine la fórmula empírica de un compuesto que contiene 32.4 % de sodio, 22.6 % de azufre y 45 % de oxígeno. 1)
Divida cada masa por la masa atómica del elemento correspondiente.
32.4 g Na = 23 g Na/ 1 átomo
átomos por g de Na
22.6 g S = 32.1 g S/ 1 átomo
átomos por g de S
45 g O = 16 g O/ 1 átomo
átomos por g de O
2)
Divida los resultados anteriores por el más pequeño de ellos.
1.4 átomos ÷
=
0.7 átomos ÷
=
2.8 átomos ÷
=
La fórmula empírica del compuesto es:
IGER − Tacaná
2.2 Fórmula molecular
Información exacta
La fórmula molecular, a diferencia de la fórmula empírica, indica la composición real de cada una de las moléculas que forman un compuesto. La fórmula molecular puede calcularse a partir de la formula empírica y de su peso molecular. Veamos cómo calcularla: 1. Calculamos la masa de la fórmula empírica. Para hacerlo, sumamos el número atómico (A) de sus elementos. 2. Dividimos la masa molecular real que nos han proporcionado, entre la masa calculada con la fórmula empírica. 3. Multiplicamos cada subíndice de la fórmula empírica por el cociente obtenido en el paso 2. Con estos datos escribimos la fórmula molecular.
Por ejemplo: El propileno de fórmula empírica CH2 tiene un peso molecular de 42 g. Hallar su fórmula molecular. Para calcular la fórmula molecular: 1. Calculamos la masa de la fórmula empírica:
CH2=12 g + 2(1 g) = 12 g + 2 g = 14 g 2. Dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica:
42 g ÷ 14 g = 3 3. Multiplicamos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido en la división:
C1 x 3H2 x 3 = C3H6
La fórmula molecular del propileno es C3H6
Química II − Semana 19
23
Otro ejemplo: La glucosa de fórmula empírica CH2O tiene una masa molecular de 180 g. Hallar su fórmula molecular. 1. Calculamos la masa de la fórmula empírica:
CH2O=12 g + 2(1g) + 16 g =30 g 2. Dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica: CH2O.
180 g ÷ 30 g = 6 3. Multiplicamos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división: C1 x 6 H2 x 6 O1 x 6 = C6H12O6
Por tanto, la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6
Ejercicio 3 A.
Calcule la fórmula molecular de los siguientes compuestos. Siga los pasos que aprendió en los ejemplos. 1)
Un compuesto de fórmula empírica C4H7 tiene un peso molecular de 110 g. Hallar su fórmula molecular. a. Calcule la masa de la fórmula empírica. C = 12 g, H = 1 g. C4H7 = 4(12 g) + 7(1 g) = b.
c.
24
IGER − Tacaná
Divida la masa molecular real que le han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica C4H7 110 g ÷
=
Para escribir la fórmula molecular, multiplique cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división:
La fórmula molecular es:
2)
La vitamina "C" de fórmula empírica C3H4O3 tiene un peso molecular real de 176 g. Averigüe cuál es su fórmula molecular. a. Calcule la masa de la fórmula empírica. C = 12 g, H = 1 g, O =16 C3H4O3 = 3(12 g) + 4(1 g)+3 (16g) = b.
Divida la masa molecular real que le han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica C3H4O3. 176 g ÷
=
c.
Para escribir la fórmula molecular, multiplique cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división:
La fórmula molecular es:
Resumen 1.
Una fórmula química es la representación escrita de la composición de una molécula o un compuesto mediante símbolos químicos.
Una fórmula química está formada por símbolos químicos y subíndices.
2.
Clasificación de fórmulas químicas
2.1 Fórmula empírica: se usa para indicar el tipo de elementos presentes en un compuesto en su proporción mínima. Para calcular una fórmula empírica: • Dividimos cada masa entre la masa atómica del elemento correspondiente. • Dividimos cada uno de los resultados anteriores, entre el más pequeño de ellos. 2.2 Fórmula molecular: indica la composición real de cada una de las moléculas que forman un compuesto. Para calcular la fórmula molecular: • Calculamos la masa de la fórmula empírica. • Dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica. • Multiplicamos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división.
Química II − Semana 19
25
Autocontrol Actividad 1.
Relacione conceptos
Rellene el cuadro que se relaciona con el concepto de la columna izquierda. 1)
Representación escrita de la composición de un compuesto químico.
molécula fórmula química símbolo químico
2)
Número que indica la cantidad de átomos de cada uno de los elementos que forman un compuesto.
molécula subíndice símbolo químico
3)
fórmula empírica
Fórmula química que indica la cantidad de elementos presentes en un compuesto en su proporción mínima.
fórmula molecular fórmula estructural
4)
fórmula empírica
Fórmula química que indica la composición real de un compuesto, tal y como se presenta en la naturaleza.
fórmula molecular fórmula estructural
Actividad 2.
Construya conceptos.
Lea el campo semántico del concepto ‟fórmula química” molécula compuesto
representación
fórmula química composición
símbolos químicos
Escriba con sus palabras una definición de fórmula química. Apóyese en las palabras del campo semántico.
26
IGER − Tacaná
Actividad 3.
Extraiga información de las fórmulas químicas
Escriba el tipo y número de átomos presentes en cada una de los siguientes compuestos. Recuerde que el subíndice uno se sobreentiende y no se escribe. Utilice la tabla periódica que recortó en la semana 13. Tiene un ejemplo. 0)
MgO (óxido de magnesio)
El compuesto está formado por:
1)
Ag(OH)3 (hiróxido de plata)
El compuesto está formado por:
Un átomo de magnesio Un átomo de oxígeno
2)
FeH2 (dihidruro de hierro)
El compuesto está formado por:
3)
SnH4 (tetrahidruro de estaño)
El compuesto está formado por:
4) NH3 (amoniaco)
El compuesto está formado por:
5)
PH3 (fosfina)
El compuesto está formado por:
6)
CH4 (metano)
El compuesto está formado por:
7)
HNO3 (ácido nítrico)
El compuesto está formado por:
Química II − Semana 19
27
Actividad 4.
Construya fórmulas empíricas y moleculares
Lea la información de cada numeral y realice los cálculos necesarios para hallar la fórmula empírica y/o molecular. Hágalo en su cuaderno. 1)
La putrescina se crea al pudrirse la carne, y es el compuesto que le da el olor característico. En 100 g de compuesto, contiene 54.5 % de carbono, 13.7 % de hidrógeno y 31.7% de nitrógeno. Averigüe su fórmula empírica y su fórmula molecular. El peso molecular real de la putrescina es 88 g.
2)
El medicamento L-dopamina se utiliza en el tratamiento de la enfermedad de Parkinson. Contiene 54.8 % de carbono, 5.6 % de hidrógeno, 7 % de nitrógeno y 32.5 % de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica?
3)
Calcule la fórmula empírica que tiene la siguiente composición en una muestra de 100 gramos: Na: 32.4 g, P: 21.8 g, H: 0.7 g, O: 45.0 g.
4)
La composición de un compuesto es: K, 26.5 %; Cr, 35.4 %; O, 38.1 %. Si tenemos una muestra de 100 gramos, determine la fórmula empírica.
5)
Un compuesto formado de Na, O y S tiene la siguiente composición en una muestra de 100 gramos: Na: 32.4 % O: 45.1 % S: 22.5 %. Calcular su fórmula empírica.
6)
100 gramos de un compuesto tiene 80 % de C y 20 % de H. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto si su peso molecular es 30 g?
Actividad 5. A.
Investigue en la red
Lea el texto. La química de los carbohidratos Los hidratos de carbono o carbohidratos representan más del 90% de la materia seca de las plantas. Son compuestos abundantes y disponibles en los alimentos. El almidón, la lactosa y la sacarosa (azúcar corriente) son carbohidratos digeribles por los humanos. Proporcionan casi el 70–80% de las calorías en la dieta humana. El término carbohidrato sugiere una composición del tipo Cx(H2O)y, lo que significa que las moléculas contienen carbono en la misma proporción que moléculas de agua. Texto adaptado de wikipedia
B.
Investigue en la red cuál es la fórmula del almidón y la lactosa. Compárela con la fórmula empírica que le da el texto Cx(H2O)y. ¿Se cumple esta proporción en los dos compuestos?
Por ejemplo: En el caso de la sacarosa la fórmula química es C12H22O11 y podemos escribirla así: C12(H2O)11. Cumple con la fórmula que nos proporciona el texto: C12H2 x 11O1 x 11 = C12H22O11
Puede consultar estas páginas: • es.wikipedia.org/wiki/Lactosa
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IGER − Tacaná
• www.biologia.edu.ar./macromoleculas/azucar.htm
¡A la ciencia por la experiencia!
Elabore un desodorante casero Esta semana le proponemos seguir una fórmula de laboratorio que sirve para fabricar desodorante.
¿Qué necesita? 2 cucharadas de vaselina sólida y sin olor 1 sobrecito de bicarbonato de sodio 2 cucharadas de polvo de talco sin olor (opcional) 1 sartén o una ollita limpia 1 paleta o algún utensilio de madera que sirva para revolver 1 estufa 1 bote pequeño de plástico o un frasco limpio y con tapadera. lápiz libreta de campo
¿Qué debe hacer? 1. Coloque las dos cucharadas de vaselina en el sartén y póngalas a calentar (a baja temperatura). 2. Cuando la vaselina se derrita, agregue el contenido del sobrecito de bicarbonato y mezcle bien. 3. Luego añada las dos cucharadas de polvo de talco (opcional) y siga revolviendo. 4. Quite la mezcla del fuego y déjela enfriar. 5. Cuando se enfríe guárdela en el botecito. Refrigérelo si es posible. 6. Úselo todas las mañanas para evitar el olor del sudor. Escriba en su libreta de campo sus observaciones y compártalas en el centro de orientación. Investigue en Internet cuáles son las fórmulas químicas de la vaselina, el bicarbonato y el talco. Luego compártalas en el centro de orientación.
Química II − Semana 19
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Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Explico con mis palabras qué es una fórmula química.
2.
Extraigo información de una fórmula química.
3.
Reconozco los distintos tipos de fórmula química.
4.
Calculo fórmulas empíricas y fórmulas moleculares.
5.
Apliqué una fórmula química en la elaboración de un desodorante casero.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
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IGER − Tacaná
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Función química
Química II − Semana 20
31
Los logros que conseguirá esta semana son: Reconocer compuestos binarios, ternarios y cuaternarios. Definir qué es función química. Identificar y clasificar las funciones químicas: óxido, ácido, base y sal. Reconocer las características principales de óxidos, ácidos, bases y sales. Experimentar con el ácido cítrico.
¿Qué encontrará esta semana?
32
¡Para comenzar!
• Compuestos binarios, ternarios y cuaternarios
El mundo de la química
• Función química: óxido, ácido, base, sal.
¡A la ciencia por la experiencia!
• ¡Fabrique tinta invisible!
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! Compuestos binarios, ternarios y cuaternarios ¡De dos, de tres, de cuatro! La mayor parte de las sustancias en la naturaleza se encuentran en forma de compuestos en los que se combinan dos, tres, cuatro o más elementos químicos. Según el número de elementos, los compuestos se clasifican en:
Compuestos binarios Dos elementos Los compuestos binarios están formados por dos elementos. Por ejemplo: •
El ácido clorhídrico o ácido muriático HCl está formado por hidrógeno (H) y cloro (Cl).
•
El óxido de dihidrógeno o agua H2O está formado por oxígeno (O) e hidrógeno (H).
•
El cloruro de sodio o sal común NaCl está formado por sodio (Na) y cloro (Cl).
Compuestos ternarios Tres elementos Los compuestos ternarios están formados por tres elementos. Por ejemplo: •
El hidróxido de sodio o soda cáustica NaOH está formado por sodio (Na), oxígeno (O) e hidrógeno (H).
•
El ácido sulfúrico o aceite de vitriolo H2SO4 es el compuesto más producido en el mundo y está formado por hidrógeno (H), azufre (S) y oxígeno (O).
•
El ácido nítrico o agua fuerte HNO3 es un ácido muy corrosivo y está formado por hidrógeno (H) nitrógeno (N) y oxígeno (O).
Química II − Semana 20
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Compuestos cuaternarios Cuatro elementos Los compuestos cuaternarios están formados por cuatro elementos. Por ejemplo: •
El bicarbonato de sodio NaHCO3 que se utiliza en panadería, está formado por sodio (Na), hidrógeno (H), carbono (C) y oxígeno (O).
•
El sulfito ácido de potasio KHSO3 es un conservante formado por potasio (K), hidrógeno (H), azufre (S) y oxígeno (O).
•
El carbonato de amonio (NH4)2CO3 se utiliza en la fabricación de sales aromáticas y está formado por nitrógeno (N), hidrógeno (H), carbono (C) y oxígeno (O).
•
El bicarbonato de potasio KHCO3 se utiliza, cuando está pulverizado, como extintor de incendios. Está formado por potasio (K), hidrógeno (H), carbono (C) y oxígeno (O).
Esta semana vamos a estudiar las características que permiten reconocer y nombrar a los distintos compuestos.
¡A trabajar! Cuente cuántos elementos distintos forman cada compuesto y escriba sobre la línea si es un compuesto binario, ternario o cuaternario. Tiene un ejemplo.
34
0)
CuO
1)
C2H5OH
2)
NaOH
3)
Be(OH)Cl
4)
NH4
5)
Na2Cr2O7
IGER − Tacaná
Compuesto binario
El mundo de la química
1. Compuestos inorgánicos y sus funciones químicas Los compuestos inorgánicos son aquellos que no tienen carbono en su composición. Se clasifican por el número de elementos químicos que los forman y según la función química que contengan. En la sección ¡Para comenzar! vimos que por su número de elementos pueden ser: binarios, ternarios o cuaternarios. Ahora aprenderemos cómo se clasifican según su función química. La función química es el conjunto de compuestos con propiedades químicas similares debido a que poseen un grupo de átomos característico. Los compuestos inorgánicos según su función química se clasifican en: • óxidos • ácidos
• bases y • sales.
1.1 Función óxido oxígeno + elemento Los óxidos son las combinaciones binarias entre el oxígeno, con valencia −2, y todos los demás elementos químicos, a excepción de los gases nobles y el flúor. Los óxidos se clasifican en: • Óxidos básicos: son compuestos binarios de oxígeno y un metal. Por ejemplo:
oxígeno + metal = óxido básico O
Ca
(calcio)
CaO
(óxido de calcio)
Veamos otros ejemplos de óxidos tomando el grupo 2 de los metales: oxígeno + berilio = óxido de berilio (BeO) oxígeno + magnesio = óxido de magnesio (MgO) oxígeno + estroncio = óxido de estroncio (SrO) oxígeno + bario = óxido de bario (BaO) oxígeno + radio = óxido de radio (RaO) Los óxidos básicos se caracterizan porque al combinarse con agua forman bases o hidróxidos. Química II − Semana 20
35
• Óxidos ácidos: son compuestos binarios de oxígeno y un no metal. Por ejemplo:
oxígeno + O
no metal Cl
(cloro)
=
óxido ácido Cl2O
(óxido de dicloro)
Veamos otros ejemplos de óxidos ácidos tomando el grupo 16 de los no metales:
16
oxígeno + azufre = óxido de azufre (SO3) oxígeno + selenio = óxido de selenio (SeO) oxígeno + telurio = óxido de telurio (TeO2)
Te
Los óxidos ácidos se caracterizan porque al combinarse con agua forman ácidos.
Ejercicio 1 Rellene el cuadro de la respuesta correcta a cada pregunta. Tiene un ejemplo. 0)
¿Qué compuesto se forma si se hace reaccionar un metal más oxígeno?
óxido básico óxido ácido agua
1)
¿Cuál es la valencia del oxígeno en la función óxido?
−2 2 −1
2)
¿Qué compuesto se forma si se hace reaccionar un no metal más oxígeno?
óxido básico óxido ácido agua
3)
¿Qué compuestos forman los óxidos básicos al reaccionar con agua?
hidróxidos hidruros ácidos
36
IGER − Tacaná
1.2 Función ácido iones hidrógeno + no metal (grupo 16 o 17)
iones hidrógeno + no metal + oxígeno
Los ácidos son compuestos que se caracterizan porque ceden iones hidrógeno (H+) cuando se disuelven en agua. Los ácidos tienen un sabor característico, muy familiar para nosotros: como el ácido acético, presente en el vinagre o el ácido cítrico del limón y la naranja. Los ácidos se clasifican en dos tipos, según el elemento al que se une el hidrógeno. Veamos: • Hidrácidos: son ácidos binarios formados por el hidrógeno con los no metales de los grupos 16 y 17 (exceptuando al oxígeno, que cuando se combina con hidrógeno forma agua). Por ejemplo:
no metal hidrógeno + grupo 16 o 17 = hidrácido H
HCl
Cl
(cloro)
(ácido clorhídrico)
Veamos otros ejemplos de hidrácidos tomando el grupo 17 de los no metales: hidrógeno + flúor = ácido fluorhídrico (HF) hidrogeno + bromo = ácido bromhídrico (HBr) hidrógeno + yodo = ácido yodhídrico (HI)
• Oxácidos: son ácidos ternarios (de tres elementos) formados por hidrógeno, oxígeno y un no metal. Por ejemplo:
hidrógeno + oxígeno + no metal = H
O
S
(azufre)
oxácido H2SO4
(ácido sulfúrico)
Otros ejemplos de oxácidos Hidrógeno + oxígeno + arsénico (no metal) = ácido arsénico (H3AsO4) Hidrógeno + oxígeno + cloro (no metal) = ácido cloroso (HClO2) Química II − Semana 20
37
1.3 Función base
metal + aniones hidroxilo (OH−)
Tal vez no las llamemos "bases" pero todos hemos estado en contacto con alguna de ellas. Las bases tienen un sabor amargo y si las tocamos, tenemos la sensación de tener "jabón entre las manos". La leche de magnesia que tomamos como laxante, es una base; así como la lejía, que usamos como blanqueador de ropa, también es una base. Las bases son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilo (OH−). Por ejemplo:
metal + hidroxilo (OH−) = base OH−
Ca Fíjese: el anión hidroxilo (OH –) está escrito a la derecha en las fórmulas de las bases.
Ca(OH)2
(hidróxido de calcio)
Veamos algunos ejemplos con los metales del grupo 1: litio + hidróxido = hidróxido de litio (LiOH) sodio + hidróxido= hidróxido de sodio (NaOH) potasio + hidróxido = hidróxido de potasio (KOH) rubidio + hidróxido = hidróxido de rubidio (ROH) cesio + hidróxido= hidróxido de cesio (CsOH) francio + hidróxido = hidróxido de francio (FrOH)
1.4 Función sal ácido + base Las sales son compuestos que resultan de la reacción entre un ácido y una base. Como su nombre lo indica, estos compuestos tienen sabor salado y en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica. Generalmente son sustancias cristalinas que pueden cambiar de estado por acción del calor. Según el ácido que interviene en la reacción, las sales se clasifican en: • Sales haloides o haloideas: cuando interviene un hidrácido. Por ejemplo: El cloruro de sodio NaCl se forma a partir de la reacción entre el hidrácido HCl y la base NaOH.
hidrácido HCl
+
base NaOH
=
(ácido clorhídrico) (hidróxido de sodio)
38
IGER − Tacaná
sal haloidea NaCl
(cloruro de sodio)
• Oxisales: son las sales que tienen oxígeno. Se forman cuando interviene un oxácido. Por ejemplo: El clorato de sodio NaClO3 se forma a partir de la reacción entre el oxácido HClO3 y la base NaOH.
oxácido + HClO3
(ácido clórico)
base NaOH (hidróxido de sodio)
oxisal NaClO3
(clorato de sodio)
El sulfato de cobre CuSO4 se forma a partir de la reacción entre el oxácido H2SO4 y la base Cu(OH)2.
oxácido + H2SO4
(ácido sulfúrico)
base Cu(OH)2
(hidróxido de cobre)
oxisal CuSO4
(sulfato de cobre)
Ejercicio 2 Escriba si el compuesto de la columna izquierda es un óxido, un ácido, una base o una sal. Para identificarlos, fíjese en la presencia de O–2, H+, OH– en las fórmulas. También tenga presentes las características de cada función. Tiene un ejemplo. compuesto
función química
LiOH
base
MgO HBr NaF CrO HI KCl Au2O Ca(OH)2
Química II − Semana 20
39
40
IGER − Tacaná
hidrácidos
hidrógeno + no metal grupo 16 o 17
formados por: oxígeno + no metal ejemplo:
Cl2O
formados por:
oxígeno + metal
ejemplo:
CaO HCl
ejemplo:
formados por:
óxidos ácidos
formados por:
oxácidos
H2SO4
ejemplo:
hidrógeno+ oxígeno + no metal
se dividen en:
óxidos básicos
se dividen en:
sales
sales haloideas
NaCl
ejemplo:
base + hidrácido
NaClO3
ejemplo:
base + oxácido
formadas por:
oxisales
ácido + base
formadas por:
formadas por:
no metal + aniones hidróxilo
oxígeno + elemento
bases (OH−) formadas por:
ácidos (H⁺)
formados por:
óxidos (O−2)
según su función se clasifican en:
conjunto de compuestos que tiene propiedades similares debido a que posee un grupo de átomos característicos.
se define como:
Función química
Resumen
Autocontrol Actividad 1. A.
Relacione conceptos
Rellene el cuadro del concepto que se relaciona con la definición de la izquierda. 1)
Compuestos que resultan de la reacción entre un ácido y una base.
sales bases ácidos
2)
Ión presente en la función ácido.
H+ H− OH−
3)
Valencia del oxígeno en la función óxido.
H+ O−2 HO−
4)
Compuestos que se caracterizan por la presencia de aniones hidroxilo (OH−).
sales bases ácidos
5)
Grupo de compuestos formado por oxígeno y un metal o no metal.
sales bases óxidos
6)
Conjunto de compuestos químicos que tienen propiedades similares debido a que poseen un grupo de átomos característico.
sal haloidea grupo funcional función química
7)
Sales que se forman con un oxácido.
oxisales óxidos básicos sales haloideas Química II − Semana 20
41
B.
Escriba qué compuesto se forma según su función química.
Óxidos:
oxígeno + metal =
oxígeno + no metal=
Ácidos:
hidrógeno + no metal (grupo 16 o 17) =
hidrógeno + oxígeno + no metal =
Bases:
metal + hidroxilo =
Sales:
hidrácido + base =
oxácido + base =
Actividad 2.
Complete información
Después de estudiar a profundidad el contenido, complete la tabla escribiendo la información que falta. Tiene un ejemplo. función química
formado por:
ejemplo
ácido
iones hidrógeno más no metal (grupo 16 o 17)
HCl CrO NaOH NaCl
Actividad 3.
Clasifique compuestos según su función química
Escriba si los compuestos de la izquierda son óxidos, ácidos, bases o sales. Para identificarlos fíjese en la presencia de O–2, H+, OH– en las fórmulas y tenga presente las características de cada función.
42
1)
HF
7) NaOH
2)
Mg(OH)2
8) H2S
3)
Ba(BrO2)2
9) Cr2O3
4)
Fe(OH)3
10)
AlOH3
5)
HCl
11)
HBr
6)
MnO
12)
NaBr
IGER − Tacaná
¡A la ciencia por la experiencia!
¡Fabrique tinta invisible! Esta semana le proponemos fabricar tinta invisible con jugo de limón, un ácido de uso común en nuestra vida diaria. Con esta tinta podrá escribir, intercambiar y descubrir mensajes secretos.
¿Qué necesita? Jugo de 1 a 3 limones (también puede usar vinagre) Dos recipientes pequeños Palillos o palitos limpios y delgados (que terminen en punta) Una hoja de papel bond o copia blanco Una lámpara con una bombilla de 100 wats o una candela lápiz libreta de campo
¿Qué debe hacer? 1. Coloque el jugo de limón en uno de los recipientes. 2. Moje la punta del palillo en el jugo de limón. 3. Utilice el palillo para escribir un mensaje secreto en la hoja de papel fino. Puede escribir a un compañero o compañera de clase o a algún familiar. 4. Deje secar. 5. Entregue el mensaje y hágalo reaparecer. ¿Cómo? Sostenga el papel cerca de la bombilla (o la candela) encendida. 6. Observe lo que ocurre y regístrelo en su libreta de campo.
Química II − Semana 20
43
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Reconozco compuestos binarios, ternarios y cuaternarios.
2.
Defino qué es función química.
3.
Identifico y clasifico las funciones químicas: óxido, ácido, base y sal.
4.
Reconozco las características principales de óxidos, ácidos, bases y sales.
5.
Experimento con el ácido cítrico.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
44
IGER − Tacaná
21
Nomenclatura I
Química II − Semana 21
45
Los logros que conseguirá esta semana son: Explicar con sus palabras qué es la nomenclatura química y su importancia para la química. Reconocer las características de los sistemas de nomenclatura estequiométrico y Stock. Distinguir entre nombre genérico y nombre específico. Elaborar en equipo una tabla de valencias mural.
¿Qué encontrará esta semana?
46
¡Para comenzar!
• El lenguaje de la música
El mundo de la química
• Nomenclatura química
¡A la ciencia por la experiencia!
• ¡Elabore una tabla de valencias mural!
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! El lenguaje de la música La música es un lenguaje universal. Su escritura cuenta con signos especializados que expresan los diferentes matices del sonido. ¿Los recuerda? Fíjese en la ilustración: clave de sol
pentagrama
tiempo
negras
blancas
redondas
Los músicos, no importa de qué país sean o cuál sea el idioma que hablen, entienden el lenguaje musical. Al igual que los músicos, las personas dedicadas a la química tienen un lenguaje propio: la nomenclatura. El inicio de la nomenclatura química es una contribución del científico francés Antoine de Lavoisier, considerado el padre de la química moderna. Entre sus contribuciones está la propuesta de crear una nomenclatura química que designara las sustancias según sus propiedades. Durante muchos años, los químicos daban nombre a los compuestos a voluntad. Por ejemplo, al mercurio (Hg) le llamaban azogue y al sulfuro de mercurio (HgS), cinabrio. Esta situación provocaba confusiones porque si dos químicos encontraban el mismo compuesto, le llamaban de forma distinta. Además la divulgación de los trabajos y avances científicos era muy lenta.
Antoine de Lavoisier (1743 - 1794) Científico francés
En 1921, la Comisión Internacional de Química Pura y Aplicada (Iupac) se reunió y estableció las reglas con las que se nombran a los compuestos químicos. No obstante, muchos nombres de sustancias ignoran las reglas y se identifican con los nombres comunes que se les han asignado a lo largo de la historia. Por ejemplo el agua (H2O) y el amoniaco (NH3). Esta semana iniciaremos el estudio de la nomenclatura. ¡Adelante!
Química II − Semana 21
47
El mundo de la química
1. Nomenclatura química Un lenguaje diferente
El lenguaje de la química es la nomenclatura química. La nomenclatura química es el conjunto de reglas que se han establecido para nombrar a los compuestos químicos. La nomenclatura permite que todos los que estudiamos química nos entendamos.
Los compuestos inorgánicos son aquellos que no contienen carbono.
Como vimos en la sección ¡Para comenzar!, las reglas de nomenclatura están dictadas por la Iupac. De acuerdo con estas normas, los nombres de los compuestos inorgánicos están construidos de tal forma que a cada uno le corresponde un nombre a partir de su fórmula. En general, el nombre de un compuesto debe incluir estos datos: • Nombres de los elementos que lo forman. • La manera en que están combinados esos elementos. • La función que cumple cada elemento en el compuesto, si es posible. En la actualidad se aceptan tres sistemas de nomenclatura: sistema estequiométrico, sistema Stock y sistema tradicional o clásico. Esta semana solo estudiará las características generales del sistema estequiométrico y del sistema Stock. De la semana 22 en adelante, aprenderá cómo usarlos para nombrar óxidos, ácidos, bases y sales.
Ejercicio 1 Complete el mapa conceptual. La nomenclatura química es
Hay tres sistemas:
48
IGER − Tacaná
1.1 Sistema estequiométrico El sistema estequiométrico nombra a las sustancias utilizando prefijos numéricos griegos (vea la tabla del inciso a) que indican el número de átomos de un mismo elemento en una molécula. Además utiliza un nombre genérico y un nombre específico.
a. Prefijos numéricos
La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones en las que se combinan las sustancias químicas.
Un prefijo es una partícula que se antepone a una palabra para cambiar su significado. Por ejemplo: el prefijo "anti" significa contra; antialérgico significa contra la alergia. En el sistema estequiométrico, los prefijos se emplean para especificar el número de átomos que forman un compuesto. Los más comunes se muestran en la tabla. prefijo
No átomos
prefijo
No átomos
mono
1
hexa
6
di o bi
2
hepta
7
tri
3
octa
8
tetra
4
nona
9
penta
5
deca
10
b. Nombre genérico El nombre genérico es el que indica la función química de un compuesto. Por ejemplo: óxido, ácido, base o sal.
c. Nombre específico El nombre específico es como el apellido de los compuestos. Indica la especie química a la que pertenece. El nombre de los compuestos en el sistema estequiométrico queda con la siguiente estructura. Vea el ejemplo: Prefijo (1) – nombre genérico + prefijo (2) – nombre específico tri
óxido
di
El prefijo mono no se utiliza para el nombre específico, solo se utiliza el nombre del elemento.
antimonio
trióxido de diantimonio (Sb2O3) Química II − Semana 21
49
Veamos otros ejemplos: Monocloruro de yodo (ICl) Prefijo (1): Nombre genérico: Prefijo (2): Nombre específico:
mono cloruro no tiene yodo
Dióxido de carbono (CO2) Prefijo (1): Nombre genérico: Prefijo (2): Nombre específico:
di óxido no tiene carbono
Monóxido de dicobre (Cu2O) Prefijo (1): Nombre genérico: Prefijo (2): Nombre específico:
Monosulfuro de mercurio (HgS) Prefijo (1): Nombre genérico: Prefijo (2): Nombre específico:
Ejercicio 2 Escriba las partes del nombre de los siguientes compuestos. Tiene un ejemplo. 0)
Prefijo (1):
tri
Nombre genérico:
bromuro
Prefijo (2):
no tiene
Nombre específico:
cromo
1)
Heptaóxido de dicloro (Cl2O7)
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
2)
50
Tribromuro de cromo (CrBr3)
Monóxido de dipotasio (K2O)
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
IGER − Tacaná
mono óxido di cobre
mono sulfuro no tiene mercurio
1.2 Sistema Stock El sistema Stock nombra a los compuestos químicos escribiendo con números romanos la valencia atómica del elemento con nombre específico. Como sabe, el número de valencia o número de oxidación es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico. El número de valencia es positivo cuando el elemento tiende a ceder los electrones y es negativo, cuando el elemento tiende a ganar electrones. Los elementos de los grupos 1, 2, 3, 4 y 5, tienen un número de valencia igual al número del grupo al que pertenecen. Los demás elementos tienen valencias variables. La valencia más estable está escrita en negrita. Tiene una tabla de valencias en la página 61. Valencia 1 1 Z
H
Hidrógeno
A
1.0
1 1
1
2
H
1
Li Litio
1
3
4
5 Recuerde: Si los elementos tienen más de una valencia, la más estable y por lo tanto la más empleada, está escrita en negrita.
Hidrógeno 1.0
3
2 6.9
1
39.1
Rb Rubidio
1
85.5
7
Ca Calcio
2
23
Cs Cesio
2
Sr Estroncio
Fr
Francio 223
Ba Bario
88
3
39
Y Itrio
2
57
La Lantano
2
89
Ac
22
4,3
Ti itanio
23
47.9 3
40
5,4,3,2
50.9
50.9 4
41
5,3
Zr Nb Circonio Niobio
91.2 3
5,4,3,2
V Vanadio
V Vanadio
T
138.9
Ra Radio
226
Sc Escandio
88.9
56
137.3 1
21
45.0
38
87.6 1
132.9
87
20
40.1
37
6
2
Magnesio
K Potasio
55
2
24.3
19
5
12
Mg Na Sodio 1
23.0
4
Be Berilio
9.0
11
3
4
72
Hf Hafnio
178.5
92.9 4
73
Ta Tántalo
5
180.9
3
Actinio 227
En el sistema Stock, la estructura del nombre de los compuestos queda así: Nombre genérico + de + nombre del elemento + No de valencia óxido
de
antimonio
III
óxido de antimonio (III) Sb2O3 Química II − Semana 21
51
Vea los ejemplos:
Cloruro de hierro (III) FeCl3 Nombre genérico: Nombre del elemento: Número de oxidación del elemento:
Hidróxido de litio (I) LiOH cloruro hierro 3
Óxido de cobre (I) Cu2O Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: cobre Número de oxidación del elemento: 1
Nombre genérico: hidróxido Nombre del elemento: litio Número de oxidación del elemento: 1
Óxido de estaño (IV) SnO2 Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: estaño Número de oxidación del elemento: 4
Normalmente, la valencia de un elemento puede verse en el subíndice del otro átomo (en compuestos binarios y ternarios). Por ejemplo: en el óxido de hierro (III) Fe2O3, la valencia del Fe (III) la vemos como subíndice del oxígeno:
O−2
Fe+3
Fe2O3
A veces, como en el óxido de estaño (IV) SnO2, la fórmula se ha simplificado, el oxígeno tiene valencia –2 y el estaño 4, pero al escribirla se simplifica:
Otro ejemplo de simplificación es el óxido de cobre (II) CuO:
O−2
Sn+4 SnO2
O−2
Cu+2 CuO
Cuando la valencia del compuesto es 1, no se escribe. Por ejemplo en el óxido de potasio K2O:
O−2
K+1 K 2O
52
IGER − Tacaná
Ejercicio 3 Escriba las partes del nombre de los siguientes compuestos. Para comprobar el número de oxidación consulte la tabla de valencias. 1)
Bromuro de cromo (III) (CrBr3)
Nombre genérico: Nombre del elemento: 2)
Número de valencia del elemento:
Óxido de cloro (VII) (Cl2O7)
Nombre genérico: Nombre del elemento: 3)
Número de valencia del elemento:
Óxido de potasio (I) (K2O)
Nombre genérico: Nombre del elemento: 4)
Número de valencia del elemento:
Óxido de titanio (IV) (TiO2)
Nombre genérico: Nombre del elemento: 5)
Número de valencia del elemento:
Hidróxido de cromo (III) Cr(OH)3
Nombre genérico: Nombre del elemento: 6)
Número de valencia del elemento:
Óxido de cobre (II) (CuO)
Nombre genérico: Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
Química II − Semana 21
53
Resumen Esta semana estudió que: 1.
La nomenclatura química es el conjunto de reglas que se han establecido para nombrar a los compuestos químicos. Las reglas de nomenclatura están dictadas por la Unidad Internacional de Química Pura y Aplicada (Iupac) En general, el nombre de un compuesto debe incluir estos datos: •
nombre de los elementos que lo forman,
•
la manera en que están combinados esos elementos,
•
si es posible, la función que cumple cada elemento en el compuesto.
Los sistemas de nomenclatura que aprendimos son:
1.1 El sistema estequiométrico trata de nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican el número de átomos de un mismo elemento en una molécula. Además, usa un nombre genérico y un nombre específico. •
El nombre genérico es el que indica la función química de un compuesto. Por ejemplo: óxido, ácido, base o sal.
•
El nombre específico indica la especie química a la que corresponde. Por ejemplo: óxido de calcio, hidróxido de aluminio, entre otros.
1.2 En el sistema Stock se nombra a los compuestos químicos escribiendo con números romanos la valencia atómica del elemento con nombre específico.
Investigue en la red... Ingrese a esta dirección: http://educacion.practicopedia.com/como-entender-la-nomenclatura-2440 Allí encontrará un video que le ayudará a comprender la nomenclatura química. Véalo y coméntelo en el centro de orientación.
54
IGER − Tacaná
Autocontrol Actividad 1 Rellene el cuadro del concepto que se relaciona con el texto de la izquierda. 1)
Conjunto de reglas establecidas para nombrar compuestos químicos.
Iupac prefijos griegos nomenclatura química
2)
3)
Sistema de nomenclatura que nombra a los compuestos utilizando prefijos para indicar el número de átomos que forman la molécula.
Stock
Nombre que indica la función química de un compuesto.
nombre genérico
Clásico Estequiométrico
nombre común nombre específico
4)
Sistema de nomenclatura que usa números romanos para indicar la valencia del elemento con nombre específico.
Stock Clásico Tradicional
5)
Nombre que indica la especie química de un compuesto.
prefijo nombre genérico nombre específico
6)
Sistema de nomenclatura en el que está nombrado el óxido de plomo (II).
Stock Clásico Estequiométrico Química II − Semana 21
55
Actividad 2 Lea las ideas sobre “nomenclatura química” que se presentan en el siguiente mapa mental.
nombrar
reglas
nomenclatura química compuestos
químicos Iupac
Escriba con sus palabras una definición de nomenclatura química. Puede ayudarse con las ideas del mapa mental.
Actividad 3 Escriba la forma general de nombrar los compuestos en los sistemas de nomenclatura que aprendió. 1)
Sistema estequiométrico
2)
Sistema Stock
56
IGER − Tacaná
Actividad 4 Escriba las partes del nombre de los siguientes compuestos. 1)
Trióxido de dihierro Fe2O3
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
2)
Monóxido de cobre CuO
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
3)
Monóxido de dipotasio K2O
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
4)
Óxido de cobre (I) Cu2O
Nombre genérico: Nombre del elemento: 5)
Número de valencia del elemento:
Óxido de cloro (III) Cl2O3
Nombre genérico: Nombre del elemento: 6)
Número de valencia del elemento:
Óxido de manganeso (III) Mn2O3
Nombre genérico: Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento: Química II − Semana 21
57
Actividad 5 Lea las partes del nombre de cada compuesto y escríbalo completo. Tiene un ejemplo.
58
0)
FeCl3
•
Nombre genérico:
cloruro
•
Nombre del elemento:
hierro
•
Número de valencia del elemento:
•
Nombre en el sistema Stock:
3 cloruro de hierro (III)
1)
N2O4
•
Prefijo 1:
tetra
•
Nombre genérico:
óxido
•
Prefijo 2:
di
•
Nombre específico:
nitrógeno
•
Nombre en el sistema estequiométrico:
2)
P4O6
•
Prefijo 1:
hexa
•
Nombre genérico:
óxido
•
Prefijo 2:
tetra
•
Nombre específico:
fósforo
•
Nombre en el sistema estequiométrico:
3)
I2O5
•
Prefijo 1:
penta
•
Nombre genérico:
óxido
•
Prefijo 2:
di
•
Nombre específico:
yodo
•
Nombre en el sistema estequiométrico:
4)
Pb (OH)2
•
Nombre genérico:
hidróxido
•
Nombre del elemento:
plomo
•
Número de valencia del elemento:
2
•
Nombre en el sistema Stock:
5)
Cu3(AsO4)2
•
Nombre genérico:
arseniato
•
Nombre del elemento:
cobre
•
Número de valencia del elemento:
2
•
Nombre en el sistema Stock:
IGER − Tacaná
¡A la ciencia por la experiencia!
Elabore una tabla de valencias mural Esta semana le proponemos elaborar una tabla de valencias para el centro de orientación. Trate de trabajar en equipo con sus compañeros y compañeras.
¿Qué necesita? 111 cuadros de cartón o cartulina de 10 cm de largo x 10 cm de ancho. Los cuadros deben ser de tres colores distintos, para representar los metales, los no metales y los metaloides. Lápiz Regla Sacapuntas Borrador Crayones Marcador negro Goma Tijeras La tabla de valencias recortable del libro.
¿Qué debe hacer? Esta actividad puede realizarla de manera individual, pero lo mejor es hacerla en grupo. 1. Distribuyan el trabajo entre los compañeros de clase. Por ejemplo, uno puede tomar los elementos del 1 al 30, otro del 31 al 60, etc. Así será más fácil. 2. En cada cuadro de cartulina escriban el número atómico, el símbolo y el nombre de uno de los elementos químicos. 3. El día de la orientación, armen la tabla en una de las paredes del salón donde se reúnen.
¡Apúntese al reto de la semana! •
¿Qué le parece si organiza un reto químico en el centro de orientación? El desafío consiste en aprender, al menos, 30 nombres y símbolos de elementos químicos por semana (puede aprender 6 por día).
•
Quien más elementos aprenda será el ganador.
¿Quién aprende más de aquí a la semana 34? ¡Anímese!
Química II − Semana 21
59
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar 1. 2. Después de estudiar...
Explico con mis palabras qué es la nomenclatura química y su importancia para la química. Reconozco las características de los sistemas de nomenclatura estequiométrico, stock y tradicional.
3.
Distingo entre nombre genérico y nombre específico.
4.
Elaboro una tabla periódica de valencias mural en equipo.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
60
IGER − Tacaná
7
6
5
4
3
2
1
H
Be Berilio
2
Sc Escandio
21
3
22
Ti itanio
4,3
5,4,3,2
V Vanadio
23
5
6,3,2
25 7,6,4,2,3 26
7
Cr Mn Cromo
24
6
Fe Hierro
8
2,3
2,3
Co Cobalto
27
9
28 2,3
Ni Niquel
10
2,1
Cu Cobre
29
11
Zn Zinc
30
12
2
5
B Boro
13
3
6
C Carbono
+ - 4,2
14
+ - 3,5,4,2
N Nitrógeno
7
15
8
-2
O Oxígeno
16
9
F Flúor
17
-1
2
12
2
223
Francio
226
Ra Radio
88
Fr
137.3
87
1
132.9
Ba Bario
56
55
1
87.6
85.5
Cs Cesio
2
2
2
2
Sr Estroncio
38
Rb Rubidio
40.1
37
1
39.1
Ca Calcio
20
K Potasio
24.3
19
1
23.0
Na Mg Sodio Magnesio
9.0
11
1
6.9
Li Litio
Y Itrio
Ac
227
Actinio
89
138.9
La Lantano
57
88.9
39
45.0
3
3
3
4
Hf Hafnio Rf
4
261
Rutherfordio
104
178.5
72
91.2
5,3
5
52.0
54.9 7
Sg
232.0
5,4
231.0
Pa Protactinio
91
90
Th Torio
140.9
140.1 4
3,4
Praseodimio
Pr
59
58
Ce Cerio
266
Seaborgio
106
183.9
3
Hs
6,5,4,3
238.0
U Uranio
92
144.3
3
2,3,4,6
Mt
6,5,4,3
237
214
94
150.4
62
268
3,4
Meitnerio
109
192.2
Ir Iridio
102.9
6,5,4,3
2,4
2,4
Ds
3,2
243
95
152.0 6,5,4,3
Eu Europio
63
271
Darmstadtio
110
195.1
Pt Platino
78
106.4
Pd Paladio
46
58.7
Rg
3
65
200.6
247
96
157.3 3
3,4
4,3
247
Bk Berkelio
97
158.9
2
2,1
Hg Mercurio
80
112.4
Cd Cadmio
48
65.4
Gd Tb Gadolinio Terbio
64
272
Roentgenio
111
197.0
1
3,1
Au Oro
79
107.9
Ag Plata
63.5
47
Np Plutonio Pu Americio Am Cm Neptunio Curio
93
145
61
277
Hassio
108
190.2
Os Osmio
101.1
Nd Pm Samario Sm Neodimio Prometio
60
264
Bh Bohrio
107
186.2
W Re Volframio Renio
98
2,3,4
Rh Rodio
58.9
44 2,3,4,6,8 45
55.8
74 6,5,4,3,2 75 7,6,4,2,-1 76 2,3,4,6,8 77
95.9
42 6,5,4,3,2 43
262
3,4
Db Dubnio
105
180.9
Ta Tantalio
73
92.9
41
50.9
Manganeso
Zr Nb Mo Tc Rutenio Ru Circonio Niobio Molibdeno Tecnecio
40
47.9
T
In Indio Tl Talio
3
3,1
3
3
3
Si Silicio
251
Cf Californio
98
162.5 3
4
4
+ - 3,5,4
4,2
+ - 3,5
--
+ - 3,5
252
-2,4,6
52
79.0 -2,4,6
Se Selenio
34
+ - 2,4,6
S Azufre 32.1
16
16.0
Er Erbio 257
100
167.3
68
209.0
--
3
3,5
Bi Bismuto
83
121.8
2,4
+ - 1,5
+ - 1,5,7
I Yodo
At
258
259
102
173.0 --
3,2
Yb Iterbio
70
210
Astato
Ar
Argón
Kr
Xe Xenón
--
3
262
Lr Laurencio
103
175.0
Lu Lutecio
71
222
Rn Radón
131.3
54
83.8
Kriptón
36
39.9
85 +-1,3,5,7 86
126.9
53
79.9
Br Bromo
35
35.5
Cloro
Cl
Ne Neón 20.1
17 +-1,3,5,7 18
19.0
Md No Mendelevio Nobelio
168.9
101
--
3,2
Tm Tulio
69
209
Po Polonio
84
127.6
Sb Telurio Te Antimonio
51
74.9
Es Fm Einstenio Fermio
99
164.9
67
207.2
3
4,2
Pb Plomo
82
118.7
Sn Estaño
50
72.6
33
31.0
P Fósforo
15
14.0
Ge Arsénico As Germanio
32
28.1
14
12.0
Dy Ho Disprosio Holmio
66
204.4
81
114.8
49
69.7
Ga Galio
31
27.0
Al Aluminio
13
10.8
18
He Helio 10
4
4
Valencia La más estable está escrita en negritas
4.0
1
3
1
3
Hidrógeno
1
2
1.0
A
H
Hidrógeno
1
Z
1.0
1
1
Tabla de valencias
Química II − Semana 21
61
22
Nomenclatura II Óxidos
Química II − Semana 22
63
Los logros que conseguirá esta semana son: Identificar y memorizar componentes de la fórmula general de los óxidos metálicos y no metálicos. Identificar cada elemento en las fórmulas de distintos óxidos básicos y óxidos ácidos. Clasificar óxidos en básicos o ácidos según el elemento que acompaña al oxígeno. Nombrar óxidos en el sistema estequiométrico y Stock. Experimentar con la producción de CO2 y aprovecharla para elaborar una trampa ecológica.
¿Qué encontrará esta semana?
64
¡Para comenzar!
• Oxígeno, componente esencial de nuestro planeta
El mundo de la química
• Los óxidos • Nomenclatura de los óxidos
¡A la ciencia por la experiencia!
• ¡Una trampa ecológica!
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! Oxígeno, componente esencial de nuestro planeta sol
atmósfera
litosfera hidrosfera
El oxígeno hace posible la vida en el planeta. Este elemento químico está presente en las tres capas de la Tierra: atmósfera, litosfera e hidrosfera. Oxígeno en el aire El oxígeno se presenta en la atmósfera de distintas maneras: •
Como oxígeno molecular (O2) que es el gas que respiramos los seres humanos.
•
Como ozono (O3), cuya presencia en la atmósfera protege a la Tierra contra la radiación ultravioleta (UV) que proviene del Sol.
•
Como compuesto binario unido a otros elementos como carbono (C), Nitrógeno (N) y azufre (S). Por ejemplo: dióxido de carbono(CO2), monóxido de carbono (CO), dióxido de nitrógeno (NO2), monóxido de nitrógeno (NO) y dióxido de azufre (SO2).
Química II − Semana 22
65
Oxígeno en la tierra El oxígeno se encuentra en la litosfera, principalmente, unido al silicio formando los compuestos que se llaman silicatos. Por ejemplo: dióxido de silicio (SiO2).
Oxígeno en el agua El oxígeno se encuentra en la hidrosfera formando parte de las moléculas de agua (H2O).
Los compuestos formados por oxígeno y otro elemento se llaman óxidos. Esta semana aprenderemos cómo nombrarlos en los sistemas de nomenclatura estequiométrico y Stock.
¡A trabajar! 1)
¿Qué tipo de oxígeno respiramos los humanos?
2)
¿Qué tipo de compuestos forma el oxígeno en la litosfera y la hidrosfera?
66
3)
Escriba el nombre y la fórmula de cinco compuestos binarios del oxígeno que se mencionan en la lectura.
•
•
•
•
•
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. Los óxidos
Compuestos del oxígeno Los óxidos son compuestos conocidos para nosotros: la cal viva, el aire que exhalamos y el agua oxigenada que utilizamos como desinfectante, son ejemplos de este grupo de compuestos. En la semana 20 aprendimos que los óxidos son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno (con valencia −2) con otro elemento. Se pueden formar dos tipos de óxidos según la naturaleza del elemento con el que se combine el oxígeno. • Óxido básico: combinación de oxígeno con un metal.
oxígeno +
metal
=
óxido básico
Los óxidos básicos se representan con la fórmula general.
MxOy
metal
valencia −2 del oxígeno
oxígeno valencia del metal
Ejemplos: aluminio (metal)
Al2O3 valencia −2 del oxígeno
oxígeno valencia +3 del aluminio
sodio (metal)
Na2O
oxígeno
valencia −2 valencia +1 del oxígeno del sodio
Recuerde que cuando la valencia del compuesto es 1, no se escribe.
Ejercicio 1 Identifique cada elemento de la fórmula del óxido básico siguiente. Tiene un ejemplo. 0)
cobre (metal)
Cu2O
valencia −2 del oxígeno
oxígeno
1)
Mn2O3
valencia +1 del cobre
Química II − Semana 22
67
• Óxido ácido: combinación de oxígeno con un no metal.
no metal
oxígeno +
óxido ácido
=
Los óxidos ácidos se representan con esta fórmula general:
NxOy
no metal
valencia −2 del oxígeno
oxígeno valencia del no metal
Ejemplos:
CO
carbono (no metal) Recuerde que las fórmulas se pueden simplificar. En la fórmula CO, al tener los dos elementos (C y O) valencia 2, se han simplificado a 1 y este no se escribe.
valencia del oxígeno
nitrógeno (no metal)
oxígeno valencia del carbono
N2O3
valencia −2 del oxígeno
yodo (no metal)
I 2O 5
valencia −2 del oxígeno
oxígeno
valencia +3 del nitrógeno
oxígeno
valencia +5 del yodo
Ejercicio 2 A.
Identifique cada elemento del óxido ácido siguiente. Tiene un ejemplo. 0)
azufre (no metal)
valencia −2 del oxígeno 1)
B.
valencia +4 del azufre
Se2O3
Determine si el elemento que acompaña al oxígeno es un metal o un no metal y según esta información, clasifique los óxidos en óxidos básicos u óxidos ácidos. Tiene un ejemplo. 0)
SiO2 Si:
1)
Co2O3 Co:
68
oxígeno
SO2
IGER − Tacaná
no metal
óxido ácido
2)
3)
Cl2O3
Cl:
Fe2O3 Fe:
1.1 Nomenclatura de los óxidos Como estudió la semana anterior, los compuestos pueden nombrarse según las reglas establecidas por tres sistemas de nomenclatura distintos: estequiométrico, Stock y tradicional. Nosotros aprenderemos cómo nombrar a los óxidos solo en los dos primeros: estequiométrico y Stock.
a.
Nomenclatura en el sistema estequiométrico
Antes de comenzar recordemos que este sistema usa los prefijos numéricos griegos mono, di, tri, tetra, etc., para indicar la cantidad de átomos de cada elemento presentes en una molécula. Puede repasarlos en la tabla del apartado 1.1.1 de la semana 21. Como sabe, el nombre de los compuestos en el sistema estequiométrico responde a esta estructura: Prefijo (1) – nombre genérico + de + prefijo (2) – nombre específico El nombre genérico de los óxidos es óxido. El nombre específico es el del metal o no metal que lo acompaña. Por ejemplo: La combinación de oxígeno (O2−) con plata (Ag+) da como resultado Ag2O. Para nombrarlo:
Ag+
O−2
Ag2O
1. Establecemos el prefijo (1) y el nombre genérico del compuesto.
La fórmula nos indica que solo hay un átomo de oxígeno, por lo tanto empleamos el prefijo mono y el nombre genérico óxido. Prefijo (1): mono Nombre genérico: óxido
monóxido
El prefijo mono solo se emplea para el nombre genérico no para el nombre específico.
2. Establecemos el prefijo (2) y el nombre específico del compuesto.
El oxígeno está acompañado por dos átomos de plata. Así que usaremos el nombre específico plata acompañado por el prefijo di. Prefijo (2): di Nombre específico: plata
diplata
3. Escribimos el nombre según la estructura: Prefijo (1) + nombre genérico + de + prefijo (2) – nombre específico mono
óxido
di
plata
Monóxido de diplata (Ag2O) Química II − Semana 22
69
Leamos otros ejemplos: Nombremos el compuesto con fórmula Bi2O3 1. Establecemos el prefijo (1) y el nombre genérico del compuesto.
La fórmula nos indica que hay tres átomos de oxígeno. Usaremos el prefijo tri y el nombre genérico óxido. Prefijo (1): tri
trióxido
Nombre genérico: óxido
2. Establecemos el prefijo (2) y el nombre específico del compuesto.
Vemos que el oxígeno está acompañado por dos átomos de bismuto. Así que usaremos el nombre específico bismuto acompañado por el prefijo di. Prefijo (2): di Nombre específico: bismuto
dibismuto
3. Escribimos el nombre según la estructura: Prefijo (1) + nombre genérico + de + prefijo (2) – nombre específico tri
óxido
di
bismuto
Trióxido de dibismuto (Bi2O3) Nombremos el compuesto con fórmula N2O3 1. Establecemos el prefijo (1) y el nombre genérico del compuesto.
La fórmula nos indica que hay tres átomos de oxígeno. Entonces usaremos el prefijo tri y el nombre genérico óxido. Prefijo (1): tri Nombre genérico: óxido
trióxido
2. Establecemos el prefijo (2) y el nombre específico del compuesto.
El oxígeno está acompañado por dos átomos del no metal nitrógeno. Así que el nombre específico es nitrógeno acompañado por el prefijo di. Prefijo (2): di Nombre específico: nitrógeno
dinitrógeno
3. Escribimos el nombre según la estructura: Prefijo (1) + nombre genérico + de + prefijo (2) – nombre específico tri
óxido
di
Trióxido de dinitrógeno (N2O3)
70
IGER − Tacaná
nitrógeno
Ejercicio 3 Escriba el nombre de los siguientes óxidos según el sistema estequiométrico. Recuerde que el prefijo mono solo se emplea para el nombre genérico. 1)
ZnO
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto:
2)
K 2O
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto:
3)
CO2
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto:
4)
N2O3
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto:
Química II − Semana 22
71
b.
Nomenclatura en el sistema Stock
La estructura para nombrar óxidos en el sistema Stock es la siguiente: Nombre genérico + de + nombre del elemento + número de valencia Recuerde que en el sistema Stock la valencia se escribe con números romanos.
Para aprender a escribir el nombre de los óxidos en este sistema, usaremos los mismos ejemplos del apartado anterior. Escribamos el nombre del compuesto Ag2O 1. Establecemos el nombre genérico del compuesto.
La fórmula nos indica que se trata de un óxido. Nombre genérico: óxido 2. Establecemos el nombre del elemento que acompaña al oxígeno.
En este caso el oxígeno está acompañado por el elemento plata. Nombre del elemento: plata 3. Establecemos el número de valencia del metal. La plata tiene valencia (+1). Número de valencia del elemento que acompaña al oxígeno: 1 4. Escribimos el nombre según la estructura:
Recuerde que el número de valencia o número de oxidación es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico.
Nombre genérico + de + nombre del elemento + número de valencia óxido de plata
I
Óxido de plata (I) Ag2O Ahora nombremos el compuesto del segundo ejemplo: Bi2O3 1. Establecemos el nombre genérico del compuesto.
Nombre genérico: óxido 2. Establecemos el nombre del elemento que acompaña al oxígeno. Nombre del elemento: bismuto 3. Establecemos el número de valencia del metal
72
IGER − Tacaná
El bismuto tiene las valencias: −3, +3 o +5. En este compuesto se presenta con valencia (+3). Lo puede ver en la fórmula. Recuerde la estructura general MxOy.
Número de valencia del elemento que acompaña al oxígeno: 3
4. Escribimos el nombre según la estructura: Nombre genérico + de + nombre del elemento + número de valencia óxido
de
bismuto
III
Óxido de bismuto (III) Bi2O3
Ejercicio 4 Escriba el nombre de los siguientes óxidos según el sistema Stock. 1)
Hg2O
Nombre genérico:
Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
Nombre del compuesto:
2)
Cl2O7
Nombre genérico:
Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
Nombre del compuesto:
3)
Ag2O3
Nombre genérico:
Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
Nombre del compuesto:
4)
N2O4
Nombre genérico:
Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
Nombre del compuesto:
Química II − Semana 22
73
Resumen Esta semana estudió que: 1.
Los óxidos son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno (con valencia –2) con otro elemento.
Los óxidos pueden ser de dos tipos: • Óxidos básicos, cuando el oxígeno se une a un metal. Fórmula general:
MxOy
metal
valencia −2 del oxígeno
oxígeno valencia del metal
• Óxidos ácidos, cuando el oxígeno se une a un no metal. Fórmula general:
no metal
NxOy
valencia −2 del oxígeno
oxígeno valencia del no metal
1.1 Para nombrar estos compuestos se puede utilizar el método estequiométrico y el método Stock. a.
En el sistema estequiométrico el nombre de los óxidos queda con esta estructura: Prefijo (1) – nombre genérico + de + prefijo (2) – nombre específico
b.
En el sistema Stock el nombre de los óxidos queda con esta estructura: Nombre genérico + de + nombre del elemento + número de valencia
Investigue en la red... Si quiere practicar en la red cómo nombrar óxidos, le recomendamos estas direcciones: http://www.quimicaweb.net/.../paginas/oxidos.htm http://www.alonsoformula.com/inorganica/oaformulas_1.htm
74
IGER − Tacaná
Autocontrol Actividad 1. A.
Identificar y memorizar los componentes de la fórmula general de los óxidos metálicos y no metálicos
Explique qué representa cada componente de la fórmula general de los óxidos metálicos.
MxOy M: O: x: y: B.
Explique qué representa cada componente de la fórmula general de los óxidos no metálicos.
NxOy N: O: x: y:
Actividad 2.
Identificar y memorizar la estructura general de los óxidos en el sistema estequiométrico y Stock
A.
Escriba la estructura general del nombre de los óxidos en el sistema estequiométrico.
B.
Escriba la estructura general del nombre de los óxidos en el sistema Stock.
Actividad 3.
Clasificar óxidos
Determine si el elemento que acompaña al oxígeno es un metal o un no metal y clasifique los siguientes óxidos en óxidos básicos u óxidos ácidos. 1)
PbO2 Pb:
2) N2O5 N: Química II − Semana 22
75
3)
Li2O
Li:
7) BeO Be:
4)
8) CrO Cr:
Cl2O7 Cl:
5)
9) SiO2 Si:
Br2O5 Br:
6)
B2O3 B:
Actividad 4.
10)
SO2 S:
Nombrar óxidos en el sistema estequiométrico
Escriba el nombre de los siguientes óxidos según las normas del sistema estequiométrico.
76
1)
PbO2
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto:
2)
Li2O
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto:
3)
CrO
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto: IGER − Tacaná
4)
SO2
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto:
5)
BeO
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Nombre del compuesto:
Actividad 5.
Nombrar óxidos en el sistema Stock
Escriba el nombre de los siguientes óxidos según las normas del sistema Stock. 1)
B2O3
Nombre genérico:
Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
Nombre del compuesto:
2)
Br2O5
Nombre genérico:
Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
Nombre del compuesto:
3)
Cl2O7
Nombre genérico:
Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
Nombre del compuesto: Química II − Semana 22
77
¡A la ciencia por la experiencia!
¡Una trampa ecológica! El dióxido de carbono y los zancudos El óxido de carbono (IV), también llamado dióxido de carbono, es un gas cuyas moléculas están compuestas por dos átomos de oxígeno y uno de carbono. Su fórmula química es CO2. El dióxido de carbono se produce a través de la respiración animal y vegetal y por medio de procesos de fermentación. Los zancudos nos pican porque perciben el dióxido de carbono CO2 que exhalamos al respirar. Con esta trampa ecológica los zancudos se guiarán hacia el interior del envase atraídos por el CO2 que produce la fermentación de la levadura. Luego de percatarse que no se trata de un cuerpo humano, quedarán atrapados, incapaces de encontrar la salida.
¿Qué necesita? 1 vaso de agua caliente
una bolsa plástica negra
50 gramos de azúcar negra
1 marcador
1 gramo de levadura
libreta de campo
una botella de plástico de 2 litros limpia y seca
1 cuchillo afilado lapicero
¿Cómo elaborar la trampa?
1.
78
Corte una botella de plástico en dos partes como se muestra en la ilustración.
IGER − Tacaná
2.
Mezcle con agua caliente el azúcar negra y deje que la mezcla se enfríe.
3.
Añada la levadura y eche la mezcla en la base de la botella. No hace falta mezclarlo. Se irá creando dióxido de carbono.
5.
Forre la botella con una bolsa plástica negra y colóquela en una esquina de su casa. En dos semanas podrá ver la cantidad de mosquitos que murieron en la botella. Registre sus resultados en la libreta de campo.
Este método casero, sencillo y ecológico es de gran utilidad en las escuelas, jardines infantiles, hospitales y casas de familia. Es bueno para todos y no daña el ambiente.
4.
Tape la base de la botella con la parte superior, pero colóquela al revés, formando un embudo. Vea la ilustración.
Este experimento nos puede ayudar a prevenir el dengue. ¿Qué es el dengue? El dengue es una enfermedad infecciosa causada por un virus. Se transmite a través de la picadura de la hembra del zancudo Aedes aegypti. Las personas infectadas presentan fiebre, dolor de cabeza, muscular y de las articulaciones. El dengue es un problema creciente de salud pública que afecta a más de 100 países en el mundo, con más de 50 millones de casos informados cada año, incluidos 500,000 hospitalizaciones y alrededor de 20,000 muertes. La única forma de prevenir la enfermedad es mediante el control del mosquito y sus criaderos y la detección rápida y temprana de los casos. El control del zancudo requiere del apoyo de la comunidad. Así, en las zonas con presencia del virus, todos podemos colaborar para que se eliminen los criaderos realizando estas actividades: • No acumular basura. • Mantener tapados los depósitos de almacenamiento de agua. • Vaciar los envases de agua, las llantas viejas y otros recipientes que pueden contener aguas estancadas. • Construir trampas ecológicas para eliminar el zancudo del dengue. Estas acciones son simples, no implican gastos y pueden ayudar al control del dengue sin utilizar productos químicos. Química II − Semana 22
79
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Identifico y memorizo componentes de la fórmula general de los óxidos metálicos y no metálicos.
2.
Identifico cada elemento en las fórmulas de distintos óxidos básicos y óxidos ácidos.
3.
Clasifico óxidos en básicos o ácidos según el elemento que acompaña al oxígeno.
4.
Nombro óxidos en el sistema estequiométrico y Stock.
5.
Elaboro una trampa ecológica que funciona con la producción de CO2.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
80
IGER − Tacaná
23
Repaso Semanas 18-22
Química II − Semana 23
81
Los logros que conseguirá esta semana son: Repasar los contenidos de la semana 18 a la 22. Prepararse para la primera prueba parcial.
Estimada y estimado estudiante: Se aproxima la primera evaluación. Con el objetivo de que usted se prepare bien, vamos a repasar los contenidos de las semanas 18 a la 22. Esta semana tiene los resúmenes de los temas que hemos visto y ejercicios para que vaya estudiando. Para aprovechar mejor este repaso le recomendamos: • Leer con atención cada resumen. • Resolver los ejercicios durante la clase radial y después de ella. • Repasar las semanas anteriores, en ellas tiene más explicaciones y ejemplos. • Estudiar un poquito todos los días y resolver sus dudas. Pida ayuda a sus maestros orientadores o algún miembro de la comunidad que conozca la materia.
82
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. ¿Qué es un enlace químico? Un enlace químico es la unión de átomos iguales o distintos que permite formar moléculas. Esa unión se logra por la transferencia total o parcial de electrones de un átomo a otro. Hay tres tipos de enlace: 1.1 Enlace iónico metal + no metal El enlace iónico se produce cuando los electrones se transfieren de un átomo a otro. Este tipo de enlace suele darse entre metales y no metales. 1.2 Enlace covalente no metal + no metal no metal + hidrógeno El enlace covalente ocurre cuando los átomos que se unen comparten los electrones. Cada par de electrones que comparten, forman un enlace. En general, este tipo de enlace se produce entre elementos no metálicos o entre un no metal y el hidrógeno. 1.3 Enlace metálico metal + metal El enlace metálico se produce cuando los átomos enlazados son elementos metálicos. En el enlace metálico, los átomos comparten los electrones, pero éstos se mueven por toda la aleación formando una nube de electrones.
Ejercicio 1. Escriba las características del enlace que ejemplifican los
1)
siguientes compuestos
La aleación entre el Cu, metal y el Zn, metal, produce un enlace metálico. ¿Qué características presenta este tipo de enlace?
2)
El azida de sodio (NaN3) está formado por el Na que es un metal y el N que es un no metal, formando un enlace iónico. Este tipo de enlace ¿qué características presenta?
3)
El dióxido de carbono (CO2) está formado por el C que es un no metal y el O que es un no metal, por lo que forman un enlace covalente. ¿Qué características presenta un enlace de este tipo?
Química II − Semana 23
83
Ejercicio 2. Reconozca el tipo de enlace que se da entre los
siguientes elementos
Rellene el cuadro de la respuesta correcta. 1)
2)
3)
4)
5)
El butano (C4H10) está formado por carbono (C), un no metal, y por hidrógeno (H). ¿Qué tipo de enlace forma?
covalente
El bromuro de fósforo (PBr3), está formado por el fósforo (P) que es un no metal y el bromo (Br) que es un no metal. ¿Qué tipo de enlace forma?
covalente
El cloruro de estroncio (SrCl2), está formado por el estroncio (Sr) que es un metal y por el cloro (Cl) que es un no metal. ¿Qué tipo de enlace forma?
covalente
La cementita (Fe3C) está formada por hierro (Fe), un metal, y por carbono (C), un no metal. ¿Qué tipo de enlace forma?
covalente
La aleación entre magnesio (Mg), un metal, y cinc (Zn), un metal, ¿qué tipo de enlace forma?
covalente
iónico metálico
iónico metálico
iónico metálico
iónico metálico
iónico metálico
6)
84
El etano (C2H6) está formado por carbono (C), un no metal, e hidrógeno (H), un no metal. ¿Qué tipo de enlace forma?
IGER − Tacaná
covalente iónico metálico
2. Fórmula química 1.
Una fórmula química es la representación escrita de la composición de una molécula o un compuesto mediante símbolos químicos.
Una fórmula química está formada por símbolos químicos y subíndices.
2.
Clasificación de fórmulas químicas
2.1 Fórmula empírica: se usa para indicar el tipo de elementos presentes en un compuesto en su proporción mínima. Para calcular una fórmula empírica: • Dividimos cada masa entre la masa atómica del elemento correspondiente. • Dividimos cada uno de los resultados anteriores, entre el más pequeño de ellos. 2.2 Fórmula molecular: indica la composición real de cada una de las moléculas que forman un compuesto. Para calcular la fórmula molecular: • Calculamos la masa de la fórmula empírica. • Dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica. • Multiplicamos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división.
Ejercicio 3. Encuentre la fórmula empírica de los siguientes compuestos 1)
Calcule la fórmula empírica de un compuesto que tiene 88.89% de oxígeno (O) y 11.11% de hidrógeno (H).
a. Divida cada masa entre la masa atómica del elemento correspondiente. Aproxime sus resultados a un número entero.
88.89 g O = 16 g O / 1 átomo
átomos por g de O
11.11 g H = 1 g H / 1 átomo
átomos por g de H
b.
Divida los resultados anteriores por el más pequeño de ellos.
átomos ÷
=
átomos ÷
=
c.
La fórmula empírica del compuesto es:
Química II − Semana 23
85
2)
Calcule la fórmula empírica de un compuesto que tiene 66.6% de titanio (Ti) y 33.4% de oxígeno (O) a.
Divida cada masa por la masa atómica del elemento correspondiente.
66.6 g Ti = 47.9 g Ti / 1 átomo
átomos por g de Ti
33.4 g O = 16 g O / 1 átomo
átomos por g de O
b.
Divida los resultados anteriores por el más pequeño de ellos.
átomos ÷
=
átomos ÷
=
c. La fórmula empírica del compuesto es:
Ejercicio 4. Relacione conceptos Rellene el cuadro que corresponde a la definición de la izquierda. 1)
Representación escrita de la composición de un compuesto químico.
molécula fórmula química símbolo químico
2)
Número que indica la cantidad de átomos de cada uno de los elementos que forman un compuesto.
molécula subíndice símbolo químico
3)
Fórmula química que indica el tipo de elementos presentes en un compuesto en su proporción mínima.
fórmula empírica fórmula molecular fórmula estructural
4)
Fórmula química que indica la composición real de un compuesto, tal y como se presenta en la naturaleza.
fórmula empírica fórmula molecular fórmula estructural
5)
86
Resultado de dividir la masa de cada elemento que forma el compuesto dentro de la masa atómica correspondiente y luego dividir cada uno de los resultados anteriores, entre el más pequeño de ellos.
IGER − Tacaná
fórmula empírica fórmula molecular fórmula estructural
Ejercicio 5. Extraiga información de las fórmulas químicas Escriba el tipo y número de átomos presentes en cada uno de los siguientes compuestos. 1)
K 2O El compuesto está formado por:
2)
CuOH El compuesto está formado por:
3)
Ni2O3 El compuesto está formado por:
4)
HgOH El compuesto está formado por:
5)
AgCl El compuesto está formado por:
Ejercicio 6. Calcular la fórmula molecular 1)
Un compuesto de fórmula empírica C2H5 tiene un peso molecular de 58.2 gramos. Calcule su fórmula molecular. Aproxime sus resultados a números enteros.
a.
Calcule la masa de la fórmula empírica.
C2H5: 2 (12 g) + 5 (1 g) =
b.
Divida la masa molecular real que le han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica. =
aproximadamente
58.2 g ÷
Para escribir la fórmula molecular, multiplique cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división:
c.
C2 x 2H5 x 2
La fórmula molecular es: Química II − Semana 23
87
88
IGER − Tacaná
hidrácidos
hidrógeno + no metal grupo 16 o 17
formados por: oxígeno + no metal ejemplo:
Cl2O
formados por:
oxígeno + metal
ejemplo:
CaO
HCl
ejemplo:
formados por:
óxidos ácidos
formados por:
oxácidos
H2SO4
ejemplo:
hidrógeno+ oxígeno + no metal
se dividen en:
óxidos básicos
se dividen en:
metal + aniones hidróxilo
oxígeno + elemento
bases (OH−) formadas por:
ácidos (H⁺)
formados por:
óxidos (O−2)
en
Los compuestos inorgánicos se clasifican según su función química
NaCl
ejemplo:
base + hidrácido
formadas por:
sales haloideas
NaClO3
ejemplo:
base + oxácido
formadas por:
oxisales
ácido + base
formadas por:
sales
3. Compuestos inorgánicos y sus funciones químicas
Ejercicio 7. Relacione conceptos Escriba sobre la línea el concepto que corresponde a cada definición de la izquierda. 1)
Conjunto de propiedades semejantes entre compuestos químicos similares.
2)
Compuesto que tiene en su fórmula el elemento H+.
3)
Compuesto formado por un metal más OH–.
4)
Compuesto formado por el anión O–2 con un metal o un no metal.
5)
Compuesto que resulta de la reacción entre un ácido y una base.
Ejercicio 8. Reconozca funciones químicas Complete la tabla escribiendo si el compuesto dado es un óxido, un ácido, una base o una sal. Tiene dos ejemplos. compuesto
función química
compuesto
Fe(OH)3
base
HI
Au2O
KCl
HCl
Bi2O5
NaF
Cr(OH)2
K 2O
H2SO4
función química
sal
Ejercicio 9. Complete información Complete la tabla escribiendo un ejemplo de la función química que se le da o identificando a qué función química corresponde el ejemplo dado. función química
ejemplo
ácido Cr2O3 sal LiOH
Química II − Semana 23
89
Ejercicio 10. Clasifique compuestos Indique si los siguientes compuestos son binarios, ternarios o cuaternarios. Si no recuerda los conceptos, consulte las páginas 33 y 34 de su libro. 1)
KClO3
2)
PCl3
3)
NaClO3
4)
SnCl2
5)
SiO2
6)
KHCO3
7)
C7H16
8)
NaHCO3
Ejercicio 11 Complete la tabla. Escriba la función química, qué elementos forman, qué compuesto se forma y un ejemplo de cada uno, según sea el caso. función química
formado por
compuesto formado
ejemplo
base
metal + hidroxilo
base
Ca(OH)2
ácido
hidrácido hidrógeno + no metal + oxígeno
sal
hidrácido + base oxisal
óxido
oxido básico oxígeno + no metal AgNO3 KBr H3PO4 HF CO2 MgO
90
IGER − Tacaná
4. Nomenclatura química 1.
La nomenclatura química es el conjunto de reglas que se han establecido para nombrar a los compuestos químicos. Las reglas de nomenclatura están dictadas por la Unidad Internacional de Química Pura y Aplicada (Iupac) En general, el nombre de un compuesto debe incluir estos datos: • nombre de los elementos que lo forman, • la manera en que están combinados esos elementos, • si es posible, la función que cumple cada elemento en el compuesto.
Los sistemas de nomenclatura que aprendimos son:
1.1 El sistema estequiométrico nombra a las sustancias usando prefijos numéricos que indican el número de átomos de un mismo elemento en una molécula. Además, usa un nombre genérico y un nombre específico. • El nombre genérico es el que indica la función química de un compuesto. Por ejemplo: óxido, ácido, base o sal. • El nombre específico indica la especie química a la que corresponde. Por ejemplo: óxido de calcio, hidróxido de aluminio, entre otros. 1.2 En el sistema Stock los compuestos químicos se nombran escribiendo con números romanos la valencia atómica del elemento con nombre específico.
Ejercicio 12. Reconozca las partes del nombre de los compuestos Escriba las partes del nombre de los siguientes compuestos. Fe2S3 Sistema estequiométrico
Sistema Stock
trisulfuro de dihierro
sulfuro de hierro (III)
prefijo (1):
nombre genérico:
nombre genérico:
nombre del elemento:
prefijo (2):
número de valencia del elemento:
nombre específico:
Química II − Semana 23
91
Ejercicio 13. Relacione conceptos Rellene el cuadro del concepto que corresponde a cada definición. 1)
Reglas establecidas por la Iupac para nombrar compuestos químicos.
atomicidad sufijos griegos nomenclatura química
2)
3)
Sistema de nomenclatura que nombra a los compuestos utilizando prefijos numéricos para indicar la cantidad de átomos presentes en la molécula.
Stock
Nombre que indica la función química de un compuesto.
nombre común
clásico estequiométrico
nombre genérico nombre específico
4)
5)
Sistema de nomenclatura que emplea números romanos para indicar la valencia del elemento con nombre específico.
Stock
Nombre que indica la especie química de un compuesto.
prefijo
clásico tradicional
nombre genérico nombre específico
6)
Sistema en el que está nombrado el compuesto óxido de cobalto (III).
Stock estequiométrico clásico
Ejercicio 14 Escriba la forma general del nombre de los compuestos en cada sistema de nomenclatura. 1)
Sistema estequiométrico
2)
Sistema Stock
92
IGER − Tacaná
5. Los óxidos Esta semana estudió que: 1.
Los óxidos son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno (con valencia –2) con otro elemento.
Los óxidos pueden ser de dos tipos: • Óxidos básicos, cuando el oxígeno se une a un metal. Fórmula general:
MxOy
metal
valencia −2 del oxígeno
oxígeno valencia del metal
• Óxidos ácidos, cuando el oxígeno se une a un no metal. Fórmula general:
NxOy
no metal
valencia −2 del oxígeno
oxígeno valencia del no metal
1.1 Para nombrar estos compuestos se puede utilizar el sistema estequiométrico o el sistema Stock. a.
En el sistema estequiométrico el nombre de los óxidos queda con esta estructura: Prefijo (1) – nombre genérico + de + prefijo (2) – nombre específico
b.
En el sistema Stock el nombre de los óxidos queda con esta estructura: Nombre genérico + de + nombre del elemento + número de valencia
Ejercicio 15. Identifique elementos de un óxido básico en la fórmula Identifique cada elemento de la fórmula del siguiente óxido básico. Tiene un ejemplo. 0)
hierro (metal) valencia −2 del oxígeno
1)
Fe2O3
oxígeno
valencia +3 del hierro
Ni2O3
Química II − Semana 23
93
Ejercicio 16. Reconozca las partes del nombre de los compuestos Escriba las partes del nombre de los siguientes compuestos. 1)
Trióxido de dinitrógeno N2O3
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico: 2)
Monóxido de magnesio MgO
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico: 3)
Óxido de plata (I) Ag2O
Nombre genérico: Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
4)
Hidróxido de cobre (I) CuOH
Nombre genérico: Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
5)
Óxido de vanadio (V) V2O5
Nombre genérico: Nombre del elemento:
Número de valencia del elemento:
6)
Óxido de silicio (IV) SiO2
Nombre genérico: Nombre del elemento:
94
Número de valencia del elemento:
IGER − Tacaná
Ejercicio 17. Reconozca las partes del nombre de los óxidos Complete el cuadro escribiendo las partes del nombre del siguiente óxido. Tiene un ejemplo. Na2O Sistema estequiométrico
Sistema Stock
Monóxido de disodio
Óxido de sodio (I)
Prefijo (1):
mono–
Nombre genérico:
óxido
Nombre genérico:
óxido
Nombre del elemento: sodio
Prefijo (2):
di–
Nombre específico:
sodio
Número de valencia del elemento:
1
MnO3 Sistema estequiométrico
Sistema Stock
Trióxido de manganeso
Óxido de manganeso (VI)
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Nombre genérico:
Nombre del elemento:
Prefijo (2):
Número de valencia del elemento:
Nombre específico:
Ejercicio 18. Escriba el nombre de distintos óxidos Escriba el nombre de los siguientes óxidos según las reglas de los sistemas estequiométrico y Stock. 1)
SO2
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Número de valencia del elemento:
El nombre del compuesto es:
Sistema estequiométrico: Sistema Stock:
Química II − Semana 23
95
2)
NO
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Número de valencia del elemento:
El nombre del compuesto es:
Sistema estequiométrico: Sistema Stock: 3)
CO2
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Número de valencia del elemento:
El nombre del compuesto es:
Sistema estequiométrico: Sistema Stock: 4)
P2O5
Prefijo (1):
Nombre genérico:
Prefijo (2):
Nombre específico:
Número de valencia del elemento:
El nombre del compuesto es:
Sistema estequiométrico: Sistema Stock:
96
IGER − Tacaná
24
Nomenclatura III Ácidos
Química II − Semana 24
97
Los logros que conseguirá esta semana son: Conocer los beneficios que aportaría al ambiente el uso del hidrógeno como fuente de energía. Identificar y memorizar componentes de la fórmula general de los ácidos. Identificar cada elemento en las fórmulas de distintos hidrácidos y oxácidos. Clasificar ácidos en hidrácidos u oxácidos. Nombrar prefijos y sufijos que emplean los no metales en la formación de ácidos oxácidos. Determinar la valencia de un no metal en un ácido oxácido. Nombrar ácidos en el sistema tradicional. Experimentar con el ácido del vinagre.
¿Qué encontrará esta semana?
98
¡Para comenzar!
• Hidrógeno, el combustible del futuro
El mundo de la química
• Los ácidos • Nomenclatura de los hidrácidos • Nomenclatura de los ácidos oxácidos
¡A la ciencia por la experiencia!
• Un limpiador ecológico
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! Hidrógeno, el combustible del futuro Hoy día el uso de combustibles fósiles, como el petróleo, supone agotar los recursos naturales y producir contaminación atmosférica. Muchos científicos en todo el mundo trabajan para aumentar las fuentes de energías renovables e impulsar el hidrógeno como sistema energético del futuro.
1
H
1
1 electrón
Hidrógeno 1.0
1 protón
Configuración electrónica del hidrógeno
El hidrógeno es el átomo más ligero y simple de todos los elementos del sistema periódico. Su número atómico es 1. Fue descubierto en 1776 por el químico y físico inglés Henry Cavendish quien lo bautizó como “aire inflamable”. El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo. No produce energía directamente, pero sí se puede obtener energía de él. Emplear el hidrógeno como combustible aportaría:
Henry Cavendish (1731 – 1810) Químico y físico inglés
• Suministro de energía a bajo costo. • Un sistema de producción de energía limpio y silencioso. • Su combustión solamente produce calor y vapor de agua. • Prevención del aumento del calentamiento global. • Energía al alcance de todos. El hidrógeno se obtiene principalmente del agua. Esta es muy abundante y puede ser utilizada tanto en países energéticamente pobres como en los ricos. • Mayor rendimiento. • Almacenamiento y transporte seguros sin riesgos de daño ambiental.
Química II − Semana 24
99
En la actualidad el hidrógeno se utiliza como combustible de cohetes espaciales y en “pilas de combustible”, una especie de baterías para carro que se emplean para generar electricidad. El hidrógeno forma parte de un número muy grande de compuestos. Esos compuestos incluyen el agua, los ácidos, las bases, la mayor parte de los compuestos orgánicos y muchos minerales. Texto tomado y adaptado de www.tecnociencia.es
Recuerde que en la semana 20 aprendimos que los ácidos son compuestos que se forman cuando se une el hidrógeno con no metales. Esta semana los estudiaremos y aprenderemos a nombrarlos correctamente.
¡A trabajar! 1)
¿Cuál es el número atómico del hidrógeno?
2)
Consulte en la tabla periódica y responda: ¿en qué periodo y en qué familia de la tabla periódica se encuentra el hidrógeno?
3)
¿Qué compuestos forma el hidrógeno cuando se une con los no metales?
4)
¿Qué beneficios aportaría al ambiente el uso de hidrógeno como fuente de energía?
100
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. Los ácidos
Compuestos del hidrógeno La palabra ácido proviene del latín acidus que significa agrio. Los ácidos se caracterizan por tener este sabor. Por ejemplo el vinagre o el limón. Como aprendimos en la semana 20, los ácidos son sustancias que en solución acuosa liberan iones hidrógeno. En general, son compuestos binarios o ternarios formados por la combinación del hidrógeno (con valencia +1) con otro elemento.
¡Mucho cuidado! La mayoría de compuestos ácidos son tóxicos. No los pruebe.
Se pueden formar dos tipos de ácido, según la naturaleza del elemento con el que se combine el hidrógeno. • Hidrácido: compuesto binario formado por la unión de hidrógeno con un no metal de los grupos 16 o 17 (a excepción del oxígeno con el que forma agua).
no metal
hidrógeno +
(grupo 16 o 17)
= hidrácido
Los hidrácidos se representan con la fórmula general: hidrógeno con valencia +1
HxN
no metal grupo 16 o 17
La valencia del hidrógeno siempre es +1 por eso no se escribe.
valencia del no metal grupo 16 o 17
Ejemplos:
HCl
hidrógeno con valencia +1
cloro
hidrógeno con valencia +1
valencia –1
H2Se
selenio
valencia −2 del selenio
del cloro
Ejercicio 1 Identifique cada elemento de la fórmula del hidrácido siguiente. Tiene un ejemplo. 0)
hidrógeno con valencia +1
H2S
azufre
1)
HBr
valencia –2 del azufre
Química II − Semana 24
101
• Ácido oxácido: compuesto ternario que se forma de la unión del hidrógeno, un no metal y oxígeno.
hidrógeno +
+
no metal
oxígeno
=
oxácido
Los ácidos oxácidos se presentan con la fórmula general:
HNO
hidrógeno con valencia +1
oxígeno con valencia –2
no metal, distinto al oxígeno
La valencia del oxígeno siempre es –2.
Ejemplos:
H2SO4
hidrógeno con valencia +1
oxígeno con valencia –2
azufre
H2SeO4
hidrógeno con valencia +1
oxígeno con valencia –2
selenio
Ejercicio 2 A.
Identifique cada elemento del siguiente ácido oxácido. Tiene un ejemplo. 0)
hidrógeno con valencia +1
HClO3
oxígeno con valencia –2
cloro
1)
B.
102
H3PO4
Determine si los siguientes ácidos son binarios o ternarios. Según esta información clasifíquelos en hidrácidos u oxácidos. Tiene un ejemplo. 0)
H 2S
3)
HCl
1)
HNO3
4)
HI
2)
HMnO4
5)
H2CO3
IGER − Tacaná
hidrácido
1.1 Nomenclatura de los ácidos En la semana 21 aprendimos que hay tres sistemas de nomenclatura: estequiométrico, Stock y tradicional. Los hidrácidos y los oxácidos se nombran con el sistema tradicional.
a.
Nomenclatura de los hidrácidos en el sistema tradicional
El sistema tradicional de nomenclatura es el más antiguo. Lo utilizaba la escuela francesa encabezada por Lavoisier quien lo concibió en 1787. La I.U.P.A.C desaconseja su uso porque resultan nombres muy largos para muchos compuestos. Sin embargo, este sistema se sigue utilizando para nombrar a los ácidos. La estructura para nombrar a los hidrácidos es: Nombre genérico + no metal + sufijo −hídrico El nombre genérico de los hidrácidos es ácido. Por ejemplo:
Cl−
H+
La combinación de hidrógeno (H ) con cloro (Cl ) +1
−1
da como resultado ácido clorhídrico (HCl).
HCl
Veamos cómo se obtiene este nombre: 1. Escribimos el nombre genérico: ácido. Este paso es general para todos los ácidos. ácido 2. Luego escribimos el nombre nombre del no metal y agregamos el sufijo −hídrico. No metal: cloro Sufijo: −hídrico
clorhídrico
3. Escribimos el nombre según la estructura:
Si el no metal de los grupos 16 o 17 termina en vocal, esta se omite. Esta regla se cumple para el cloro, el bromo, el yodo y el selenio.
Nombre genérico + no metal + sufijo −hídrico ácido
cloro
hídrico
ácido clorhídirco (HCl) Química II − Semana 24
103
¡Veamos un caso especial! Nombremos el compuesto con fórmula H2S 1. Escribimos el nombre genérico: ácido. ácido 2. Escribimos el nombre del no metal. El sistema tradicional utiliza el nombre sulfuro para nombrar al azufre. Tomamos solo las letras "sulf" y agregamos el sufijo −hídrico. Debe memorizarlo. No metal: sulfuro Sufijo: −hídrico
sulfhídrico
3. Escribimos el nombre según la estructura: Nombre genérico + no metal + sufijo −hídrico ácido
sulfuro
hídrico
ácido sulfhídirco (H2S)
Ejercicio 3 Escriba el nombre de los siguientes hidrácidos. Tiene un ejemplo.
104
0)
HF
Nombre genérico:
ácido
Nombre del no metal:
flúor
Sufijo:
–hídrico
Nombre del compuesto:
ácido fluorhídrico
Observe que el flúor no termina en vocal, por lo tanto para formar el nombre del ácido se le añade directamente el sufijo −hídrico.
1)
HBr
Nombre genérico:
Nombre del no metal:
Sufijo:
Nombre del compuesto:
IGER − Tacaná
b. Nomenclatura de los ácidos oxácidos en el sistema tradicional Así como un carpintero necesita serrucho, madera y clavos para construir una mesa, nosotros necesitaremos algunas herramientas para nombrar a los ácidos oxácidos. Veamos.
1. Cómo nombrar la valencia de no metales en el sistema tradicional El sistema tradicional emplea una serie de prefijos y sufijos, según el número de valencia de cada elemento. Observe la tabla. Debe aprenderla de memoria. número de valencia que utiliza el no metal
prefijo–
–sufijo
1o2
hipo–
–oso
3o4
–
–oso
5o6
–
–ico
7
per–
–ico
Por ejemplo el nitrógeno tiene las valencias 3, 4, 5, 2. Si actúa con la valencia 3, la más común, no utilizará prefijo y el sufijo será –oso (nitroso). Si actúa con la valencia 5, no utilizará prefijo y el sufijo será –ico (nítrico).
2.
3, 4, 5, 2
N
Información que nos proporciona una fórmula química
Recuerde que en una fórmula química, los subíndices indican el número de átomos de cada elemento. Así cuando vemos una fórmula sin subíndices, interpretaremos que tiene un solo átomo del elemento que lo precede. Por ejemplo: La fórmula del ácido nítrico, HNO3, nos indica que ese compuesto está formado por: un átomo de hidrógeno (H)
Cuando el no metal termina en vocal, esta se omite y se agrega el sufijo –oso (valencia menor) o –ico (valencia mayor). Esta regla se cumple para el cloro, el bromo, el yodo, el fósforo, el selenio y el carbono. Las excepciones son el nitrógeno y el azufre. nitr –
sulfur–
oso (nitroso) ico (nítrico)
oso (sulfuroso) ico (sulfúrico)
HNO3
un átomo de nitrógeno (N)
tres átomos de oxígeno (O)
Química II − Semana 24
105
3. Número de valencia de los elementos que forman un ácido oxácido Un ácido oxácido está formado por hidrógeno, un no metal y oxígeno. El hidrógeno siempre tiene valencia +1 y el oxígeno siempre tiene valencia –2. hidrógeno con valencia +1
HNO
oxígeno con valencia –2
no metal, distinto del oxígeno
Para nombrar un ácido oxácido, debemos calcular la valencia del no metal. Un dato que nos ayuda es saber que la suma de todas las valencias de una molécula siempre es cero. ¿Cómo calculamos la valencia del no metal? Sigamos los pasos del ejemplo. Calculemos cuál es la valencia del carbono en el ácido carbónico: H2CO3 a. Escribimos los números de valencia: hidrógeno +1 y oxígeno –2. Identificamos con una x la valencia del no metal, carbono.
H CxO b. Multiplicamos los subíndices, que indican el número de átomos de cada elemento, por el número de valencia de los mismos.
H(1) (2)CxO(–2)(3) H+2CxO–6
Fíjese: Si un átomo de hidrógeno tiene valencia +1, dos átomos de hidrógeno tendrán valencia +2.
Si un átomo de oxígeno tiene valencia −2, tres átomos de oxígeno tendrán valencia −6
c. Planteamos una ecuación para encontrar el valor de x. H+2CxO–6 2+x– 6=0 x=6– 2 x=4
El carbono, en el ácido carbónico, actúa con una valencia de +4. H+2C+4O–6
106
IGER − Tacaná
¡Ahora sí! con las herramientas que hemos aprendido vamos a conocer y practicar cómo se nombran los ácidos oxácidos en el sistema tradicional. La estructura para nombrar a un ácido oxácido es: Nombre genérico + prefijo + no metal + sufijo El nombre genérico de los ácidos oxácidos es ácido. Por ejemplo: Determinemos el nombre de HClO 1. Escribimos el nombre genérico: ácido. 2. Para escribir el prefijo y el sufijo debemos determinar la valencia del no metal. Seguimos los pasos que aprendimos para hacerlo: a. Escribimos los números de valencia del hidrógeno y del oxígeno porque siempre son los mismos. El hidrógeno tiene valencia +1 y el oxígeno, –2. Identificamos con una x la valencia del no metal. hidrógeno con valencia +1
H+1ClxO–2
HNO
no metal, distinto al oxígeno
oxígeno con valencia –2
b. Multiplicamos los subíndices, número de átomos de cada elemento en la fórmula, por el número de valencia. En este caso todos los subíndices son igual a 1, así que el valor de las valencias no varía.
H+1ClxO–2 c. Planteamos una ecuación para averiguar el valor de x.
H+1ClxO–2 1+x– 2=0 x=2– 1 x=1
El cloro actúa con una valencia de +1.
Como la valencia es uno, el prefijo es hipo– y el sufijo es –oso. 3. Escribimos el nombre según la estructura:
nº. de valencia
1o2
pref–
–suf
hipo– –oso
nombre genérico + prefijo + no metal + sufijo ácido
hipo
cloro
oso
ácido hipocloroso (HClO) Química II − Semana 24
107
Nombremos al HClO4 1. Escribimos el nombre genérico: ácido 2. Determinamos la valencia del no metal: a. El hidrógeno tiene valencia +1 y el oxígeno, –2. Identificamos con una x la valencia del no metal.
H+1ClxO b. Multiplicamos los subíndices. El hidrógeno actúa con un átomo así que lo multiplicamos por 1 y el oxígeno, como tiene cuatro átomos, lo multiplicamos por 4.
H(+1)(1)ClxO(–2)(4) H1ClxO–8 c. Planteamos una ecuación para calcular el valor x.
H+1ClxO–8 1+x– 8=0 x=8– 1 x=7 nº. de valencia
7
pref–
–suf
per– –ico
El cloro tiene valencia +7. Como la valencia es siete, el prefijo es per– y el sufijo es –ico. 3. Escribimos el nombre según la estructura: nombre genérico + prefijo + no metal + sufijo ácido per cloro ácido perclórico (HClO4)
ico
Investigue en la red... ¿Quiere practicar en línea cómo nombrar ácidos oxácidos? Visite esta dirección www.alonsoformula.com/inorganica/oxacidos.htm Cuando haya entrado a la página, vaya al final y dé un clic en las casillas Nombres 1 y Nombres 2
108
IGER − Tacaná
Ejercicio 4 Escriba el nombre de los siguientes ácidos oxácidos. Tiene un ejemplo. 0)
HNO 1. Escribimos el nombre genérico:
ácido
2. Determinamos la valencia del no metal. Recuerde todos los pasos necesarios para encontrarla: a. Escribimos los números de valencia conocidos e identificamos con una x la valencia del no metal.
H+1NxO–2
b. Multiplicamos los subíndices. En este caso los subíndices son 1. El valor de las valencias no varía.
H+1NxO–2
c. Planteamos una ecuación para calcular el valor de x.
1+x– 2=0 x=2– 1 x=1
La valencia del nitrógeno es +1. Prefijo:
hipo–
Sufijo:
–oso
3. Escribimos el nombre del compuesto: 1)
ácido hiponitroso
HNO3 1. Escribimos el nombre genérico: 2. Determinamos la valencia del no metal. a. Escribimos los números de valencia conocidos. Identificamos con una x la valencia del no metal. b. Multiplicamos los subíndices. c. Planteamos una ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del nitrógeno es: Prefijo: Sufijo: 3. Escribimos el nombre del compuesto:
Química II − Semana 24
109
Resumen Esta semana estudió: 1. Los ácidos se definen como sustancias que en solución acuosa liberan iones de hidrógeno. Son compuestos binarios o ternarios formados por la combinación del hidrógeno (con valencia +1) con otro elemento. 1.1. Nomenclatura de los ácidos a. Ácidos hidrácidos se representan con la fórmula general:
HxN
hidrógeno con valencia +1
no metal grupo 16 o 17
valencia del no metal grupo 16 o 17
La estructura para nombrar hidrácidos es: Nombre genérico + nombre del no metal + sufijo –hídrico b. Ácidos oxácidos se representan con la fórmula: hidrógeno con valencia +1
HNO
oxígeno con valencia –2
no metal, distinto al oxígeno
Prefijos y sufijos para nombrar ácidos oxácidos: número de valencia que utiliza el no metal
prefijo–
–sufijo
1o2
hipo–
–oso
3o4
–
–oso
5o6
–
–ico
7
per–
–ico
La estructura para nombrar ácidos oxácidos es: ácido + prefijo + nombre del no metal + sufijo
Para escribir el prefijo y el sufijo debemos determinar la valencia del no metal. Seguimos estos pasos: • Escribimos los números de valencia conocidos (hidrógeno(+1) y oxígeno(–2)). • Multiplicamos los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían. • Planteamos una ecuación para calcular el valor de la valencia del no metal.
110
IGER − Tacaná
Autocontrol Actividad 1. 1)
Relacione conceptos
Compuestos que liberan iones H+ en solución acuosa.
óxidos ácidos bases
2)
Tipo de ácidos formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno.
hidrácidos no metálicos oxácidos
3)
Ácidos que resultan de la unión del hidrógeno con un no metal de los grupos 16 o 17.
hidrácidos halógenos oxácidos
4)
Valencia con la que siempre actúa el hidrógeno en un ácido.
0 –1 +1
5)
Valencia con la que siempre actúa el oxígeno en un ácido.
–1 –2 +2
6)
Prefijo que utiliza el sistema tradicional cuando el no metal de un ácido actúa con la valencia 7.
hipo– per– nano–
7)
Sufijo que utiliza el sistema tradicional cuando el no metal de un ácido actúa con la valencia 3 o 4.
hipo– –oso –ico Química II − Semana 24
111
8)
Suma de todas las valencias de una molécula.
1 2 0
9)
Fórmula general de los ácidos oxácidos.
HxN MxOy
Actividad 2.
HNO
Identifique hidrácidos y oxácidos
Clasifique los siguientes compuestos en hidrácidos u oxácidos. Recuerde que los hidrácidos son compuestos binarios y los oxácidos compuestos ternarios. Tiene un ejemplo. 1)
H2S
2) 3)
hidrácido
4)
HNO2
H3AsO3
5)
H2SeO4
HI
6)
HF
Actividad 3 Escriba el nombre de los siguientes hidrácidos.
112
1)
HCl
Nombre genérico:
Nombre del no metal:
Sufijo:
Nombre del compuesto:
2)
HF
Nombre genérico:
Nombre del no metal:
Sufijo:
Nombre del compuesto:
3)
HI
Nombre genérico:
Nombre del no metal:
Sufijo:
Nombre del compuesto:
IGER − Tacaná
4)
HBr
Nombre genérico:
Nombre del no metal:
Sufijo:
Nombre del compuesto:
5)
H2Te
Nombre genérico:
Nombre del no metal:
Sufijo:
Nombre del compuesto:
Actividad 4 Escriba el nombre de los siguientes ácidos oxácidos. 1)
HBrO3 1. Escribimos el nombre genérico: 2. Determinamos la valencia del no metal. a. Escribimos los números de valencia conocidos. Identificamos con una x la valencia del no metal.
b. Multiplicamos los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían.
c. Planteamos una ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del bromo es: Prefijo: Sufijo: 3. Escribimos el nombre del compuesto: Química II − Semana 24
113
2)
H2SO4 1. Escribimos el nombre genérico: 2. Determinamos la valencia del no metal. a. Escribimos los números de valencia conocidos. Identificamos con una x la valencia del no metal. b. Multiplicamos los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían. c. Planteamos una ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del manganeso es: Prefijo: Sufijo: 3. Escribimos el nombre del compuesto: 3)
H3PO4 1. Escribimos el nombre genérico: 2. Determinamos la valencia del no metal. a. Escribimos los números de valencia conocidos. Identificamos con una x la valencia del no metal. b. Multiplicamos los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían. c. Planteamos una ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del fósforo es: Prefijo: Sufijo: 3. Escribimos el nombre del compuesto:
114
IGER − Tacaná
4)
HIO 1. Escribimos el nombre genérico: 2. Determinamos la valencia del no metal. a. Escribimos los números de valencia conocidos. Identificamos con una x la valencia del no metal. b. Multiplicamos los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían. c. Planteamos una ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del yodo es: Prefijo: Sufijo: 3. Escribimos el nombre del compuesto: 5)
HBrO 1. Escribimos el nombre genérico: 2. Determinamos la valencia del no metal. a. Escribimos los números de valencia conocidos. Identificamos con una x la valencia del no metal. b. Multiplicamos los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían. c. Planteamos una ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del bromo es: Prefijo: Sufijo: 3. Escribimos el nombre del compuesto: Química II − Semana 24
115
¡A la ciencia por la experiencia!
Un limpiador ecológico Esta semana podrá ver la reacción química de los ácidos con otros compuestos. La suciedad que se acumula en los sanitarios, lavamanos, lavatrastos, llaves de regaderas, duchas y otros utensilios que permanecen en constante contacto con el agua, es resistente y difícil de quitar. Esta suciedad que conocemos como sarro se debe, principalmente, a que las sales de carbonato del agua se pegan en la losa y la manchan. Si la suciedad no se limpia regularmente, la mancha se hace cada vez más grande y más difícil de remover. Para quitar este tipo de manchas se emplean limpiadores que contienen ácidos, como el ácido clorhídrico y el ácido fosfórico. Estos limpiadores son muy efectivos, pero dañinos para el medio ambiente. Una alternativa es usar un ácido biodegradable, el ácido acético. El ácido acético lo encontramos en el vinagre blanco.
¿Qué necesita? 1 botella de vinagre blanco Suficiente agua, dependiendo del tamaño del utensilio que vaya a limpiar Cualquiera de los siguientes utensilios que se encuentre manchado con sarro: lavamanos lavatrastos la llave de la ducha azulejo en la regadera el inodoro una mesa de fórmica Un cepillo de dientes viejo Una esponja o toalla para limpiar y secar Un cepillo para limpiar el inodoro lápiz libreta de campo
116
IGER − Tacaná
¿Qué debe hacer? Si limpia el lavamanos o el lavatrastos: 1) Observe cuidadosamente el estado en el que se encuentra el utensilio. Anote en su libreta de campo el tamaño de la mancha, el color y la ubicación. 2) Tape el desagüe con un trapo para que el vinagre no se escape por él. 3) Eche una taza de vinagre en el utensilio a limpiar y déjelo reposar durante 5 minutos. 4) Mientras espera, moje la toalla o la esponja con un poco de vinagre y frote aquellos lugares que no tienen contacto con el vinagre. Puede usar un cepillo de dientes viejo para restregar los lugares de difícil acceso.
2) Frote con el cepillo de dientes los sitios en dónde se encuentre más sucio. Repita la operación dos veces. 3) Enjuague con abundante agua hasta que ya no perciba el olor del vinagre. 4) Seque la superficie, examínela cuidadosamente y anote sus observaciones. Si limpia el inodoro: 1) Vacíe la botella de vinagre en la taza del inodoro, déjelo reposar por 5 minutos y luego frótelo con un cepillo para lavar baños. 2) Deje ir el agua del tanque, vuelva a restregar con el cepillo y vuelva a echar agua.
5) Destape el desagüe y enjuague la pieza con abundante agua, hasta que ya no perciba el olor del vinagre.
3) Examine cuidadosamente el inodoro y anote sus observaciones.
6) Seque el utensilio, examínelo cuidadosamente y anote sus observaciones.
1) Humedezca una toalla seca con vinagre y restriegue la mesa para que quede húmeda. Espere 3 minutos.
Si limpia la llave de la ducha o el azulejo de la regadera: 1) Rocíe abundantemente con vinagre el azulejo o la llave y deje reposar por 3 minutos.
Si limpia la mesa de fórmica:
2) Enjuague con agua la mesa y séquela. 3) Examine cuidadosamente la superficie y anote sus observaciones.
Investigue en la red... Necesitamos algunos ácidos para que nuestro organismo funcione adecuadamente. Busque la definición de: • ácido ascórbico
• ácido oléico
• ácido fólico
• ácido pantoténico
Puede hacerlo en estas direcciones:
olmo.pntic.mec.es/~rjid0000/dic.htm y
themedicalbiochemistrypage.org/.../vitamins-sp.html Química II − Semana 24
117
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar 1.
Conozco los beneficios que aportaría al ambiente el uso del hidrógeno como fuente de energía.
2.
Identifico y memorizo componentes de la fórmula general de los ácidos. Identifico cada elemento en las fórmulas de distintos hidrácidos y oxácidos.
3.
Después de estudiar...
4.
Clasifico ácidos en hidrácidos u oxácidos.
5.
Nombro prefijos y sufijos que emplean los no metales en la formación de ácidos oxácidos.
6.
Determino la valencia de un no metal en un ácido oxácido.
7.
Nombro ácidos en el sistema tradicional.
8.
Experimento con el ácido del vinagre.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
118
IGER − Tacaná
25
Nomenclatura IV Hidróxidos
Química II − Semana 25
119
Los logros que conseguirá esta semana son: Identificar los elementos en la fórmula de un hidróxido. Nombrar hidróxidos en el sistema Stock. Escribir la fórmula de distintos hidróxidos leyendo su nombre en el sistema Stock. Repasar la nomenclatura de los compuestos vistos: óxidos, ácidos e hidróxidos. Fabricar un indicador ácido–base casero. Identificar sustancias ácidas y básicas empleando un indicador casero.
¿Qué encontrará esta semana?
120
¡Para comenzar!
• El hidróxido de magnesio
El mundo de la química
• Hidróxidos o bases
¡A la ciencia por la experiencia!
• ¿Ácido o base?
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! El hidróxido de magnesio Un compuesto multiusos El hidróxido de magnesio Mg(OH)2 es una base sólida blanca, sin sabor, sin olor y no es tóxica. Aunque es un sólido, es muy blando y puede molerse hasta convertirse en polvo muy fino. Conozcamos algunas aplicaciones del hidróxido de magnesio: •
La mezcla de polvo fino de Mg(OH)2 con agua la conocemos como leche de magnesia. La leche de magnesia se utiliza como antiácido para neutralizar la acidez estomacal. También se puede emplear como laxante porque provoca diarrea. Aunque es un medicamento de venta libre, no debe consumirse en exceso porque baja los niveles de potasio en el cuerpo y también impide que el organismo absorba el ácido fólico que se encuentra en los frijoles, los vegetales de hoja verde y el hígado.
• Muchos desodorantes corporales se preparan añadiendo a un gel o a talco, hidróxido de magnesio. El hidróxido de magnesio neutraliza el olor del sudor pero no impide que se produzca. De acuerdo con varias investigaciones, el uso de antitranspirantes puede tapar los poros de las axilas generando procesos degenerativos en las células. ¡No use antitranspirantes! • El hidróxido de magnesio se añade a los componentes de plásticos, techos, sábanas y chumpas para evitar que estos prendan fuego. El hidróxido de magnesio tiene la propiedad de soportar temperaturas elevadas. Se puede calentar hasta 332 ºC antes de que se destruya. Adaptado de: http://www.worldlingo.com/ma/enwiki/es/Magnesium_hydroxide
El hidróxido de magnesio Mg(OH)2 es un compuesto básico de los que estudiaremos esta semana.
Química II − Semana 25
121
¡A trabajar! 1)
Recuerde que una propiedad física es aquella que se observa en la sustancia, sin que provoque un cambio en su composición. Son propiedades físicas el color, olor, sabor, etc. Rellene el cuadro de la descripción de las propiedades físicas del hidróxido de magnesio que se mencionan en la lectura. Propiedades
Descripción
color olor sabor dureza 2)
¿Con qué nombre se conoce el hidróxido de magnesio molido en polvo fino y mezclado con agua?
3)
El hidróxido de magnesio, en forma de leche de magnesia, se emplea como medicamento. ¿Qué padecimientos alivia?
4)
¿Por qué hay que ser precavidos al tomar leche de magnesia y no tomar más de la necesaria?
5)
¿Qué otros productos se fabrican con hidróxido de magnesio?
122
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. Los hidróxidos o bases Una base se define como un compuesto químico capaz de dar iones hidroxilo (OH–) en una reacción química. Son bases los carbonatos, los oxalatos, los hidróxidos y el amonio. Dentro de este grupo los hidróxidos son los compuestos más comunes, por eso se les llama indistintamente hidróxidos o bases. Nosotros nos centraremos en ellos. Seguro usted conoce algunos hidróxidos aunque no les llame así. Por ejemplo el hidróxido de sodio o soda cáustica (NaOH) que se utiliza para destapar cañerías o el hidróxido de calcio o cal apagada Ca(OH)2 que se usa como material de construcción. Los hidróxidos son compuestos ternarios formados por un metal, oxígeno e hidrógeno.
metal
+
oxígeno
+ hidrógeno =
hidróxido
Los hidróxidos resultan de la combinación de un óxido metálico y agua (de allí el prefijo hidro–). Se diferencian de otros compuestos por la presencia del ión hidroxilo (OH–). Siempre que lo vea en una fórmula, puede saber que esta corresponde a un hidróxido. Se representan con la fórmula general: metal
NaOH
hierro
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +1 del sodio y número de iones hidroxilo (1)
ión hidroxilo con valencia –1
valencia del metal y cantidad de iones (OH –1)
Ejemplos: sodio
M(OH)x
Fe(OH)2
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +2 del hierro y número de iones hidroxilo (2)
Ejercicio 1 Identifique cada elemento de la fórmula del siguiente hidróxido. Tiene un ejemplo. 0)
cromo
Cr(OH)3
valencia +3 del cromo y 3 iones (OH–1)
1) ión hidroxilo con valencia –1
Ca(OH)2
Química II − Semana 25
123
1.1. Nomenclatura de los hidróxidos Los hidróxidos se pueden nombrar en los sistemas estequiométrico, Stock y clásico. Nosotros aprenderemos a nombrarlos solo en el sistema Stock.
a.
Nomenclatura en el sistema Stock
En el sistema Stock los hidróxidos se nombran según esta estructura: Nombre genérico + de + metal + número de valencia del metal El nombre genérico es hidróxido. Por ejemplo: La combinación del óxido metálico (BaO) con agua (H2O) da como resultado Ba(OH)2 hidróxido de Bario (II)
BaO
H2O
Ba(OH)2
Veamos cómo se llega a este nombre: 1. Escribimos el nombre genérico: hidróxido 2. Escribimos el nombre del metal: bario 3. Determinamos el número de valencia del metal. El bario tiene valencia +2 (II) como nos indica el subíndice del ión hidroxilo. 4. Escribimos el nombre según la estructura: Nombre genérico + de + metal + número de valencia del metal hidróxido
de
bario
(II)
hidróxido de bario (II) Ba(OH)2 Otro ejemplo: Escribamos el nombre del compuesto: Ni(OH)3 1. Escribimos el nombre genérico: hidróxido 2. Escribimos el nombre del metal: niquel 3. Determinamos el número de valencia del metal. El niquel tiene valencia +3 (III) como nos indica el subíndice del ión hidroxilo. 4. Escribimos el nombre según la estructura: Nombre genérico + de + metal + número de valencia del metal hidróxido
de
niquel
hidróxido de niquel (III) Ni(OH)3
124
IGER − Tacaná
(III)
Ejercicio 2 Escriba el nombre de cada hidróxido según el sistema Stock. Observe el subíndice del ión hidroxilo para saber cuál es la valencia de cada metal. Tiene un ejemplo. 0)
CuOH
Nombre genérico:
hidróxido
Nombre del metal:
cobre
Valencia del metal en números romanos:
I
Nombre del compuesto:
hidróxido de cobre (I )
1)
LiOH
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
2)
Zn(OH)2
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
3)
Al(OH)3
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
4)
Fe(OH)2
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
Química II − Semana 25
125
Ejercicio 3 Escriba la fórmula química de los siguientes hidróxidos. Tiene un ejemplo. 0)
Hidróxido de litio (I)
1)
LiOH
5)
Hidróxido de cromo (VI)
Hidróxido de oro (III)
6)
Hidróxido de lantano (III)
2)
Hidróxido de bismuto (II)
7)
Hidróxido de estaño (IV)
3)
Hidróxido de plomo (IV)
8)
Hidróxido de volframio (VI)
4)
Hidróxido de níquel (II)
9)
Hidróxido de paladio (II)
Ejercicio 4 Escriba el nombre de los siguientes compuestos en el sistema Stock. Tiene un ejemplo. hidróxido de rodio (IV) 3)
Cd(OH)2
4)
Zr(OH)4
0)
Rh(OH)4
1)
La(OH)2
2)
Ir(OH)4
5)
Mn(OH)7
Resumen 1. Hidróxidos
Los hidróxidos o bases son compuestos ternarios formados por un metal, oxígeno e hidrógeno. Se forman a partir de un óxido básico y agua. Los caracteriza en su estructura química la presencia del ión hidroxilo (OH–). Se presentan con la fórmula general: metal
M(OH)x
ión hidroxilo con valencia –1
valencia del metal y cantidad de iones (OH)
1.1 Nomenclatura de los hidróxidos a.
En el sistema Stock se nombran con esta estructura: Nombre genérico + de + metal + número de valencia del metal hidróxido
de
bario
hidróxido de bario (II) Ba(OH)2
126
IGER − Tacaná
II
Autocontrol Actividad 1.
Relacione conceptos
Rellene el cuadro que corresponda a la respuesta de cada pregunta. 1)
¿Cuál es el ión característico que forma parte de los hidróxidos?
sulfuro arseniato hidroxilo
2)
3)
En el sistema Stock, ¿cómo se llaman los compuestos que se nombran siguiendo esta estructura: hidróxido de + nombre del metal + número de valencia del metal en números romanos?
hidróxidos
¿Con cuáles de los siguientes elementos o compuestos se forma un hidróxido?
metal + agua
ácidos sales
óxido básico + agua oxácido + agua
4)
¿Cuál es la fórmula general de los hidróxidos?
MOn MNO M(OH)n
5)
¿Cómo se llama el compuesto químico que es capaz de dar iones hidroxilo en una reacción química?
sal base ácido
Actividad 2 Identifique cada elemento de la fórmula de los siguientes hidróxidos. Tiene un ejemplo. 0)
calcio
Ca(OH)2
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +2 del calcio y 2 iones OH–1
Química II − Semana 25
127
1)
Fe(OH)3
2)
Ni(OH)2
3)
Zr(OH)4
4)
Mg(OH)2
5)
Hg(OH)2
Actividad 3.
Nomenclatura de hidróxidos
Escriba el nombre de los siguientes compuestos en el sistema Stock.
128
1)
NaOH
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto: IGER − Tacaná
2)
KOH
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
3)
Ca(OH)2
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
4)
Ba(OH)2
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
5)
Cu(OH)
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
6)
Hg(OH)2
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto: Química II − Semana 25
129
Actividad 4.
Nomenclatura de hidróxidos
Complete la tabla escribiendo los datos que hacen falta. fórmula
nombre genérico
valencia del metal en números romanos
plomo
Pb(OH)4 Ni(OH)2
nombre del metal
nombre del compuesto hidróxido de plomo (IV)
hidróxido
Pt(OH)4 RbOH
hidróxido de rubidio (I)
Ca(OH)2 hidróxido hidróxido
II cobre
Mg(OH)2 Zr(OH)4
Actividad 5.
II circonio
Nombrar hidróxidos
Escriba el nombre de los hidróxidos en el sistema Stock. 1) Cu(OH)2 2) Fe(OH)2 3) Fe(OH)3 4) LiOH 5) Al(OH)3 6) Sb(OH)3 7) Zn(OH)2 8) Mg(OH)2 9) Ni(OH)2 10) Au(OH)3
130
IGER − Tacaná
II
hidróxido de estroncio (II)
Actividad 6.
Escribir fórmulas químicas de hidróxidos
Según el nombre del compuesto que se le da en el sistema Stock, escriba la fórmula química que le corresponde. 1)
Hidróxido de itrio (III)
2)
Hidróxido de rodio (III)
3)
Hidróxido de tantalio (V)
4)
Hidróxido de osmio (IV)
5)
Hidróxido de volframio (VI)
6)
Hidróxido de galio (III)
Actividad 7.
Repaso de nomenclatura
Complete la tabla escribiendo los datos que hacen faltan. Le damos la fórmula, usted debe escribir el compuesto formado, la nomenclatura en la que aprendió a nombrarlo y el nombre del compuesto. Le damos algunos ejemplos. fórmula CO2
compuesto formado
Sistema de nomenclatura
nombre del compuesto
óxido ácido
estequiométrico
dióxido de carbono
oxácido
tradicional
ácido carbónico
hidróxido
Stock
hidróxido de manganeso (VII)
HF K2O H2CO3 Fe(OH)2 Sr(OH)2 Ag2O NO2 HI H2SO4 Mn(OH)7 H2NO3 HgO Química II − Semana 25
131
¡A la ciencia por la experiencia!
¿Ácido o base? Depende del color
Esta semana le proponemos fabricar un líquido indicador. Un indicador es una sustancia que tiene la propiedad de adquirir un color diferente según entre en contacto con un ácido o con una base.
¿Qué necesita? Para el indicador un cuarto de repollo morado una olla para cocerlo estufa o fuego para cocinar un cuchillo un colador un vaso o frasco de vidrio
Sustancias ácidas un limón una cucharada de vinagre una naranja tres vasos o frascos de vidrio
Sustancias básicas una cucharada de bicarbonato de sodio una cucharada de líquido limpia vidrios una cucharada de líquido limpia pisos tres vasos o frascos de vidrio
132
IGER − Tacaná
¿Qué debe hacer? 1. Corte el repollo en rodajas finas. 2. Coloque las rodajas en la olla, cúbralas con agua y cuézalo. 3. Cuando empiece a hervir el agua, retire la olla del fuego y deje enfriar. 4. Recoja el agua de la cocción en un vaso, filtrándola con un colador. Ya tiene listo el líquido indicador. Sustancias ácidas 5. Tome los 3 frascos y vierta una sustancia ácida (limón, vinagre y naranja) en cada uno. 6. Añada una cucharada del líquido indicador en cada vaso. Observe lo que ocurre y anótelo en el cuadro de registro. Sustancias básicas 7. Tome los 3 frascos y vierta una sustancia básica (bicarbonato, limpia vidrios y limpia pisos) en cada uno. 8. Añada una cucharada del líquido indicador. Observe lo que ocurre y anótelo en el cuadro de registro. Cuadro de registro Sustancia
¿La sustancia es ácida o básica?
Color inicial
Color luego de agregar el indicador
vinagre limón naranja bicarbonato de sodio líquido limpia vidrios líquido limpia pisos Este procedimiento se realiza en los laboratorios químicos para determinar la naturaleza ácida o básica de distintas sustancias. Si la sustancia es ácida, la solución se torna roja al añadir el líquido indicador, y si es básica, se torna verde o azul.
Investigue en la red... ¿Quiere saber más acerca de los indicadores ácido–base? le invitamos a visitar estas direcciones: http://www.cienciafacil.com/ph.html http://www.heurema.com/QG7.htm Química II − Semana 25
133
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Identifico los elementos en la fórmula de un hidróxido.
2.
Nombro hidróxidos en el sistema Stock.
3.
Escribo la fórmula de distintos hidróxidos leyendo su nombre en el sistema Stock.
4.
Repaso la nomenclatura de los compuestos vistos: óxidos, ácidos e hidróxidos.
5.
Fabrico un indicador ácido–base casero.
6.
Identifico sustancias ácidas y básicas empleando un indicador casero.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
134
IGER − Tacaná
26
Nomenclatura V Sales
Química II − Semana 26
135
Los logros que conseguirá esta semana son: Conocer algunos usos de la sal de mesa a lo largo de la historia de la humanidad. Identificar los elementos que forman las sales haloideas. Escribir fórmulas químicas simplificadas. Nombrar sales haloideas en los sistemas tradicional y Stock. Identificar el número de valencia de los metales en una sal. Experimentar con la solubilidad de la sal de mesa.
¿Qué encontrará esta semana?
136
¡Para comenzar!
• La sal... un bien muy preciado
El mundo de la química
• Simplificación de valencias en la escritura de fórmulas químicas • Nomenclatura de las sales haloideas
¡A la ciencia por la experiencia!
• Sal, agua y aceite
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! La sal… un bien muy preciado
La sal fue el primer condimento utilizado en la historia de la humanidad. Durante siglos fue un bien muy preciado. Ha formado parte de la cultura de las antiguas civilizaciones que la usaban como elemento ritual, regalo, amuleto y como conservante. Por ejemplo: Los griegos ofrecían sal a sus visitas como símbolo de amistad, hospitalidad y fraternidad. Los romanos colocaban sal en los labios de los niños lactantes como amuleto de protección. Además, los soldados romanos cobraban parte de su sueldo en granos de sal. De ahí deriva la palabra “salario”. Los egipcios la usaban para conservar alimentos y era uno de los elementos que empleaban para la momificación de sus muertos. Los chinos conservaron pescados, raíces y verduras en sal desde la antigüedad. El uso de la sal como condimento está documentado desde la época del emperador chino Huangdi y se remonta a 2670 a.C.
Química II − Semana 26
137
Hoy día, la sal se obtiene de forma natural secando el agua de mar o raspando las rocas que están en su orilla. También se fabrica de forma artificial en laboratorios químicos. Ahí se le añade yodo (I) para evitar el bocio, enfermedades relacionadas con el crecimiento y con el desarrollo normal de la inteligencia. La sal que usamos en la mesa está compuesta principalmente por sodio (Na+) y cloro (Cl–) que al unirse forman cloruro de sodio (NaCl). La sal de mesa es solo uno de los tipos de sal que existen. Esta semana aprenderemos a reconocerlas y a nombrarlas.
¡A trabajar! 1.
¿Qué significaba para los griegos ofrecer sal a sus visitas?
2.
¿De qué hecho deriva la palabra ‟salario“?
3.
¿Para qué utilizan la sal en su casa y en su comunidad?
4.
¿Qué padecimientos evita la sal yodada?
Un catión o ión positivo es un átomo que pierde o le faltan electrones.
5.
¿Cuál de los componentes de la sal de mesa es un catión?
Un anión o ión negativo es un átomo que gana o le sobran electrones.
6.
¿Cuál de los componentes de la sal de mesa es un anión?
138
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. Las sales
ácido + base
Cuando escuchamos la palabra sal, pensamos en la sal de mesa (NaCl), pero hay un gran número de compuestos que se agrupan como sales. Como aprendimos en la semana 20, una sal es el resultado de la reacción química entre un ácido y una base. Según el ácido que interviene en la reacción, las sales se clasifican en sales haloideas y oxisales. Nosotros estudiaremos solo las sales haloideas. • Sales haloideas: compuestos binarios que se forman de la unión de un hidrácido con una base. Están compuestas por un metal y un no metal.
hidrácido
+
= sal haloidea
base
Las sales haloideas tienen la fórmula general:
MxNy
metal
valencia del anión no metal
no metal valencia del catión metal
Ejemplos: magnesio
MgCl2
valencia –1 del cloro
cloro
plata
valencia +2 del magnesio
AgCl
valencia –1 del cloro
cloro
valencia +1 de la plata
Ejercicio 1 Identifique cada elemento de la fórmula de la siguiente sal haloidea. Tiene un ejemplo. 0)
cobre valencia −1 del cloro
1)
CuCl
cloro
valencia +1 del cobre
MgF2
Química II − Semana 26
139
¡Antes de nombrar a las sales haloideas! En la semana 21 aprendimos que, normalmente, la valencia de un elemento puede verse en el subíndice del otro átomo (en compuestos binarios y ternarios). Por ejemplo: en el bromuro de bario (BaBr2), la valencia del bario (Ba+2) la vemos como subíndice del bromo. La valencia del bromo (Br–1) acompaña al bario. A veces, como en el nitruro de plomo (IV) PbN, la fórmula se ha simplificado. El plomo tiene valencia +4 y el nitrógeno –4, pero al escribirla se simplifica. Para hacerlo dividimos ambas valencias entre 4.
Br−1
Ba+2
Ba Br2 N−4
Pb+4 –4 ÷ 4 = –1
+4 ÷ 4 = 1
PbN
Al observar la fórmula, ¿cómo sabemos que se ha simplificado? —Lo sabemos porque el nombre del compuesto es nitruro de plomo (IV), nos está indicando que el plomo actúa con valencia +4. Si revisamos la tabla de valencias, vemos que el plomo puede actuar con dos valencias: +4 y +2.
82 4,2
Pb Plomo
207.2
¿Cómo se escribe la fórmula del nitruro de plomo (II)? Veamos: La fórmula Pb2N también está simplificada, pero en este caso lo hemos hecho dividiendo ambas valencias entre 2.
Pb+2 –4 ÷ 2 = –2
N−4 +2 ÷ 2 = 1
Pb2N
Ejercicio 2 Escriba las fórmulas que se le indican. Simplifíquelas cuando sea posible. Tiene un ejemplo. nombre de la sal haloidea
sulfuro de cobre (II)
valencias de los elementos
Cu+2 S–2
bromuro de aluminio (III) Al+3
140
Br–1
sulfuro de cobalto (II)
Co+2 S–2
arseniuro de hierro (III)
Fe+3
IGER − Tacaná
As–3
fórmula
Cu2S2 = CuS
1.1 Nomenclatura de las sales haloideas Las sales se pueden nombrar en los tres sistemas de nomenclatura: estequiométrico, Stock y tradicional. Nosotros vamos a estudiar la nomenclatura en los sistemas tradicional y Stock. Las sales haloideas se pueden clasificar en dos tipos: • Sales haloideas que tienen metales con valencia fija. • Sales haloideas que tienen metales con valencia variable.
a. Nomenclatura en el sistema tradicional de sales haloideas formadas por metales con valencia fija Los metales que existen como cationes con número de valencia fija son: 1
2
H
1
Li
1
Na
1
K
1
Rb
1
Cs
1
Fr
1
11
12
13
Hidrógeno
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Be
2
Mg
2
Ca
2
Sr
2
Ba
2
Ra
2
Berilio
Al
Magnesio
Calcio
Estroncio
Zn
2
Cd
2
3
Aluminio
¡Memorícelos!
Cinc
Ag Plata
1
Cadmio
Bario
Radio
El nombre de las sales haloideas que tienen metales con valencia fija se nombran según esta estructura: Nombre del no metal + sufijo –uro + de + nombre del metal Ejemplos: Nombremos el KCl en el sistema tradicional: 1. Escribimos el nombre del no metal, quitando la última vocal y agregando el sufijo −uro. No metal: cloro Sufijo: −uro
cloruro
2. Escribimos el nombre del metal: potasio 3. Según la estructura el nombre queda así: Nombre del no metal + sufijo –uro + de + nombre del metal cloro
–uro
de
potasio
cloruro de potasio (KCl) Química II − Semana 26
141
Nombremos el Na2S en el sistema tradicional: Recuerde que el sistema tradicional utiliza el nombre sulfuro para el azufre.
1. Escribimos el nombre del no metal y agregamos el sufijo −uro. No metal: sulfuro Sufijo: −uro
sulfuro
2. Escribimos el nombre del metal: sodio 3. Según la estructura el nombre queda así: Nombre del no metal + sufijo–uro + de + nombre del metal sulfuro
–uro
de
sodio
sulfuro de sodio (Na2S)
b. Nomenclatura en el sistema Stock de sales haloideas formadas por metales con valencia variable Para nombrar sales haloideas que están formadas por un metal con valencia variable, se puede utilizar cualquiera de los tres sistemas de nomenclatura conocidos. Nosotros emplearemos el sistema Stock. Se nombran con esta estructura: nombre del + sufijo–uro + de + nombre del metal + valencia del metal en número romanos no metal Ejemplos: Nombremos al BCl3: 1. Escribimos el nombre del no metal y agregamos el sufijo −uro. No metal: cloro Sufijo: −uro
cloruro
2. Escribimos el nombre del metal: boro y como nos indica la fórmula sabemos que tiene número de valencia +3. 3. Según la estructura el nombre queda así: nombre del + sufijo –uro + de + nombre del metal + valencia del metal en número romanos no metal cloro
–uro
de
boro
cloruro de boro (III) BCl3
142
IGER − Tacaná
III
Nombremos al CuF2: 1. Escribimos el nombre del no metal y agregamos el sufijo −uro. No metal: flúor Sufijo: −uro
fluoruro
2. Escribimos el nombre del metal: cobre y como nos indica la fórmula sabemos que actúa con valencia +2. 3. Según la estructura el nombre queda así: nombre del + sufijo –uro + de + nombre del metal + valencia del metal en número romanos no metal flúor
–uro
de
cobre
II
fluoruro de cobre (II) CuF2
Ejercicio 3 Escriba el nombre de las siguientes sales haloideas que tienen metales con valencia fija. Utilice el sistema tradicional. Tiene un ejemplo. 0)
BaBr2
1)
AlCl3
2)
LiBr
3)
CaH2
4)
CdI2
bromuro de bario
Ejercicio 4 Complete la tabla de la estructura del nombre de sales haloideas formadas por metales con valencia variable. Utilice el sistema Stock. Tiene un ejemplo. fórmula
AuP3
nombre del no metal + sufijo –uro
nombre del metal
valencia del metal en número romanos
nombre de la sal haloidea formada por metales con valencia variable
fosfuro
oro
(III)
fosfuro de oro (III)
estaño
Sn3P2 Sn3P4
fosfuro
HgF2
Química II − Semana 26
143
Resumen Esta semana aprendió que: 1.
Las sales son el resultado de la reacción química entre un ácido y una base. • Sales haloideas resultan de la combinación de un hidrácido con una base. Tienen la fórmula general:
MxNy
metal
valencia del anión no metal
no metal valencia del catión metal
1.1 Nomenclatura de las sales haloideas a. Nomenclatura en el sistema tradicional de sales haloideas formadas por metales con valencia fija Los metales que tienen valencia fija son: 1
2
H
1
Li
1
Na
1
K
1
Rb
1
Cs
1
Fr
1
11
12
13
Hidrógeno
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Be
2
Mg
2
Ca
2
Sr
2
Ba
2
Ra
2
Berilio
Al
Magnesio
Calcio
Estroncio
Zn
2
Cd
2
3
Aluminio
Cinc
Ag Plata
1
Cadmio
Bario
Radio
Se nombran con esta estructura: Nombre del no metal + sufijo –uro + de + nombre del metal cloro
–uro
de
potasio
cloruro de potasio (KCl) b. Nomenclatura en el sistema Stock de sales haloideas formadas por metales con valencia variable Se nombran con esta estructura: nombre del + sufijo –uro + de + nombre del metal + valencia del metal en número romanos no metal cloro
–uro
de
boro
BCl3 cloruro de boro (III)
144
IGER − Tacaná
III
Autocontrol Actividad 1.
Relacione conceptos
Rellene el cuadro del concepto que se relaciona con la definición de la izquierda. 1)
Compuesto formado por la reacción química entre una base y un ácido.
base sal ácido
2)
Sal que se obtiene de la combinación de un hidrácido con un metal o de un hidrácido con una base.
sal disuelta sal haloidea oxisal
3)
sal disuelta
Sal formada por un metal y un no metal que tiene la fórmula general MxNy.
sal haloidea oxisal
4)
Valencia de los metales del grupo I.
+1 +2 +3
5)
+1
Valencia de los metales del grupo II
+2 +3
Actividad 2 Escriba las fórmulas de sales haloideas que se le indican. Simplifique cuando sea posible. Tiene un ejemplo. nombre de la sal haloidea
valencias de los elementos
bromuro de calcio (II)
Ca+2
Br –1
sulfuro de plomo (II)
Pb+2 S–2
sulfuro de mercurio (I)
Hg+1 S–2
cloruro de platino (IV)
Pt+4 Cl–1
fórmula
CaBr2
Química II − Semana 26
145
Actividad 3.
Nombre sales haloideas formadas por metales con valencia fija
Escriba el nombre de las siguientes sales haloideas utilizando el sistema tradicional. 1) AgI 2) CaBr2 3) Li3P 4) ZnSe 5) NaBr 6) K2S
7) AlF3 8) Na4C 9) Mg3P2 10) LiF
Actividad 4. Nombre sales haloideas formadas por metales con valencia variable Complete la tabla con las partes de los nombres que hacen falta y al final escriba el nombre de la sal haloidea. Tiene un ejemplo. fórmula
Cr3P2
nombre del no metal + sufijo –uro
nombre del valencia del metal en metal número romanos
fosfuro
(II)
cromo
nombre del compuesto
fosfuro de cromo II
Hgl2 Sn3P4 FeCl2 Bil3
Actividad 5.
Escriba fórmulas moleculares.
Escriba la fórmula molecular de los compuestos que se nombran a continuación. Tiene un ejemplo. nombre de la sal haloidea
146
valencias de los elementos
cloruro de sodio
Na+1 Cl–1
fluoruro de litio
Li+1
F–1
fosfuro de circonio (IV)
Zr+4
P–3
bromuro de hierro (II)
Fe+2
Br –1
cloruro de potasio
K+1
Cl–1
IGER − Tacaná
fórmula
NaCl
¡A la ciencia por la experiencia!
Sal, agua y aceite Las sales son compuestos iónicos que se disuelven en el agua. Cuando una sal se disuelve en agua se separan los iones que la forman temporalmente. Esta semana usted experimentará con la capacidad de la sal común para disolverse en el agua.
¿Qué necesita? 1 vaso de vidrio transparente 3 cm de agua 3 cm de aceite de cocina colorante vegetal sal lápiz libreta de campo
¿Qué debe hacer? 1. Eche agua en un vaso hasta una altura de 3 centímetros aproximadamente. 2. Luego agregue la misma cantidad de aceite. Anote sus observaciones. 3. Agregue el colorante vegetal y anote qué sucede. 4. Deje caer cuidadosamente un poco de sal sobre toda la superficie y anote sus observaciones. Para realizar sus observaciones, ayúdese con estas preguntas. • ¿El agua y el aceite se mezclan o forman dos fases distintas? • Si su respuesta anterior es: forman dos fases distintas, ¿qué líquido está en el fondo del vaso y qué líquido está en la superficie? • ¿El colorante tiñe el agua o el aceite? • Al agregar la sal, ¿qué sucede? ¿La sal se disuelve en el aceite o en el agua? • ¿Observó algún fenómeno en los líquidos como formación de burbujas, cambio de aspecto o de color? Explíquelo.
Química II − Semana 26
147
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Conozco algunos usos de la sal de mesa a lo largo de la historia de la humanidad.
2.
Identifico los elementos que forman las sales haloideas.
3.
Escribo fórmulas químicas simplificadas.
4.
Nombro las sales haloideas en los sistemas tradicional y Stock.
5.
Identifico el número de valencia de los metales en una sal.
6.
Experimento con la solubilidad de la sal de mesa.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
148
IGER − Tacaná
27
El Mol
Química II − Semana 27
149
Los logros que conseguirá esta semana son: Definir mol, masa molar y volumen molar. Identificar la masa molar y la cantidad de partículas de distintos elementos. Calcular la masa molar de distintos compuestos. Identificar la masa molar y el volumen molar de algunos gases a temperatura y presión normales (TPN). Resolver conversiones de mol y masa y viceversa. Resolver conversiones de mol y cantidad de partículas. Tener una idea más concreta del tamaño del número de Avogadro a través de un experimento.
¿Qué encontrará esta semana?
150
¡Para comenzar!
• Amadeo Avogadro
El mundo de la química
• Mol • Masa molar • Volumen molar • Factores molares
¡A la ciencia por la experiencia!
• Un gran número... El número de Avogadro
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! Amadeo Avogadro Amadeo Avogadro nació el 9 de agosto de 1776 y murió el 9 de julio de 1856 en Turín, Italia. Aunque era abogado, sus grandes pasiones fueron la matemática, la física y la química. Se dedicó a estudiar las ciencias exactas y fue profesor de Física en la universidad de Turín. Realizó investigaciones sobre electricidad y las propiedades físicas de los líquidos, aunque fue más conocido por su trabajo acerca de los gases. Avogadro se apoyó en la teoría atómica de John Dalton y la Ley de Gay–Lussac sobre el movimiento de las moléculas y descubrió que:
Amadeo Avogadro (1776 - 1856) Científico italiano
“Dos volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”. Este descubrimiento se transformó en la “Ley de Avogadro”. Esta Ley permitió que se avanzara en el estudio y desarrollo de la teoría atómica. En su honor, el número de moléculas, átomos o iones contenidos en un mol se conoce como número de Avogadro. El número de Avogadro es 6.022 x 1023 unidades. Esta semana aprenderemos qué es mol y algunas de sus aplicaciones.
¡A trabajar! 1)
¿Qué dice la Ley de Avogadro? Cópiela.
2)
¿En el trabajo de qué científicos se apoyó Avogadro para construir su Ley?
3)
¿Cuál es el valor del número de avogadro?
Química II − Semana 27
151
El mundo de la química
1. Mol: la masa de las partículas La masa de los átomos es muy pequeña, invisible a nuestros ojos. Es imposible pesar los átomos de forma individual, por eso es necesaria una medida estándar. El mol es la unidad del Sistema Internacional con la que se mide la cantidad de sustancia. Se define así: Mol es la cantidad de materia que contienen 6.022 x 1023 partículas elementales. Las partículas elementales pueden ser átomos, moléculas o iones. Como vimos en la sección ¡Para comenzar! la cantidad 6.022 x 1023 se llama número de Avogadro. Veamos algunos ejemplos de cómo se emplea:
1 mol de He = 6.022 x 1023 átomos de He
1 mol de H2 = 6.022 x 1023 moléculas de H2
1 mol de H2O = 6.022 x 1023 moléculas de H2O
1 mol de Cl– = 6.022 x 1023 iones de Cl–
1.1 Masa molar Todos los átomos y moléculas tienen una masa característica y definida. Nosotros conocimos el número de masa atómica (A) de cada elemento en la semana 9 y calculamos la masa de distintas moléculas en la semana 19. Veamos: Un mol de cualquier elemento tiene una masa molar que es igual a su masa atómica y todas tienen el mismo número de átomos 6.022 x 1023. Si consultamos la tabla periódica, podemos observar que: 19
A
152
Cl
35.5 g
40
A
La masa de 1 mol de sodio (Na) es 23.0 gramos. 6.022 x 1023 átomos de sodio tienen una masa de 23.0 g.
23.0 g
17
A
Na
Zr
91.2 g
IGER − Tacaná
1 mol de cloro (Cl) tiene una masa de 35.5 gramos. Esto es igual a decir que 6.022 x 1023 átomos de cloro tienen una masa de 35.5 gramos.
1 mol de circonio (Zr) tiene una masa de 91.2 gramos, por lo tanto 6.022 x 1023 átomos de circonio tienen una masa de 91.2 gramos.
Un mol de cualquier molécula es igual a la suma de las masas atómicas de los elementos que forman el compuesto en las proporciones que indica su fórmula. Ejemplo 1 ¿Cuál es la masa molar del dióxido de carbono (CO2)? Con apoyo de la tabla periódica, podemos calcular la suma de las masas molares. 1 átomo de carbono x 12.0 g/mol =
12.0 g/mol
2 átomos de oxígeno x 16.0 g/mol = + 32.0 g/mol Masa molar del CO2:
44.0 g/mol
Un mol de CO2 tiene una masa de 44.0 gramos. Esta cantidad es la masa molar del dióxido de carbono y 6.022 x 1023 moléculas de CO2 tienen una masa de 44.0 gramos. Ejemplo 2 ¿Cuál es la masa molar del ácido brómico (HBrO3). 1 átomo de hidrógeno x 1.0 g/mol = 1.0 g/mol 1 átomo de bromo x 79.9 g/mol
= 79.9 g/mol
3 átomos de oxígeno x 16.0 g/mol = + 48.0 g/mol Masa molar del HBrO3: 128.9 g/mol
Ejercicio 1 A.
Consulte la tabla periódica y complete el cuadro con las masas molares que hay en un mol de los elementos dados. Tiene un ejemplo. elemento
Magnesio (Mg)
masa molar (masa atómica A)
24.3 g
cantidad de partículas
elemento
6.022 x 1023
Silicio (Si)
Nitrógeno (N)
masa molar (masa atómica A)
Uranio (U)
B.
Calcule la masa molar del amoniaco (NH3).
1 átomo de N x 14.0 g/mol =
g/mol
3 átomos de H x 1.0 g/mol = +
g/mol
Masa molar del NH3:
cantidad de partículas
g/mol
Química II − Semana 27
153
2. Factores molares
Factores de conversión
Un factor de conversión se obtiene de una equivalencia y nos permite transformar una unidad de medida en otra. Veamos un ejemplo: ¿Cuántos kilómetros corresponden a 5800 metros? 1. Planteamos la equivalencia: 1 kilómetro
1000 metros.
Esta equivalencia la podemos expresar como un factor de conversión así: 1 kilómetro 1000 metros o 1000 metros 1 kilómetro 2. Elegimos el factor de conversión que nos permita eliminar metros y expresar la respuesta en kilómetros.
1 kilómetro 1000 metros
3. Aplicamos el factor de conversión:
5800 metros x
1 kilómetro = 5.8 kilómetros 1000 metros
4. Escribimos la respuesta: 5800 metros corresponden a 5.8 kilómetros El factor molar es un factor de conversión que permite transformar moles, número de partículas, masa y volumen. Veamos.
2.1 Conversiones de mol y masa Para realizar conversiones entre mol y masa y viceversa, necesitamos conocer la masa molar. Veamos un ejemplo: 29
A
¿Cuántos moles de cobre habrá en un alambre que tiene 125 gramos de masa?
Cu
63.5 g
1. Planteamos la equivalencia. Sabemos que 1 mol de cualquier elemento tiene una masa que es igual a su masa atómica (A). Por lo tanto: 1 mol de Cu
63.5 g de Cu
2. Elegimos el factor de conversión que nos permita eliminar gramos. Exprese los resultados con dos cifras decimales. Revise la semana 3 de Estadística para recordar las reglas de aproximación.
154
IGER − Tacaná
63.5 g de Cu 1 mol de Cu o 1 mol de Cu 63.5 g de Cu 3. Aplicamos el factor de conversión:
125 g de Cu x
1 mol de Cu = 1.97 moles de Cu 63.5 g de Cu
4. Escribimos la respuesta: 125 g de Cu equivalen a 1.97 moles de ese metal.
¡Otro ejemplo! La fórmula del gas propano es C3H8. Si un cilindro contiene 15.5 moles de ese gas, ¿cuántos gramos de gas tiene? 1. Calculamos la masa molar del gas propano (C3H8): 3 átomos de C x 12.0 g/mol = 36.0 g/mol 8 átomos de H x 1.0 g/mol = + 8.0 g/mol Masa molar del C3H8: 44.0 g/mol Planteamos la equivalencia: 1 mol de C3H8 2. Escogemos el factor de conversión:
44.0 g/mol
44.0 g de C3H8 o 1 mol de C3H8 1 mol de C3H8 44.0 g de C3H8
3. Aplicamos el factor de conversión: 15.5 moles de C3H8 x
44.0 g de C3H8 = 682 gramos de C3H8 1 mol de C3H8
4. Escribimos la respuesta: Un cilindro que contiene 15.5 moles de C3H8 tiene una masa de 682 gramos de C3H8.
Ejercicio 2 Resuelva la siguiente conversión de mol y masa. Tiene un ejemplo. Exprese su resultado con 2 cifras decimales. 0)
¿Cuántos gramos de hierro (Fe) hay en 3.12 moles de ese elemento? 1. Buscamos la masa atómica del Fe en la tabla periódica, planteamos la equivalencia y escogemos el factor de conversión:
1 mol de Fe
55.8 g de Fe
1 mol de Fe 55.8 g de Fe o 55.8 g de Fe 1 mol de Fe
2. Aplicamos el factor de conversión: 3.12 moles de Fe x
55.8 g de Fe = 174.1 g de Fe 1 mol de Fe
3. Escribimos la respuesta: En 3.12 moles de hierro hay 174.1 gramos de hierro. 1)
¿Cuántos moles de calcio (Ca) equivalen a 100 g de ese elemento? 1. Buscamos la masa atómica del Ca en la tabla periódica, planteamos la equivalencia y escogemos el factor de conversión: 1 mol de Ca
g de Ca
2. Aplicamos el factor de conversión:
3. Escribimos la respuesta:
Química II − Semana 27
155
2.2 Conversiones de mol y cantidad de partículas Para realizar conversiones entre cantidad partículas y moles y viceversa, aplicamos el número de Avogadro: 1 mol 6.022 x 1023 o 1 mol 6.022 x 1023
Por ejemplo:
El ozono es un gas de la atmósfera que nos protege de la radiación solar. La molécula de ozono está formada por tres átomos de oxígeno (O3). Calcule cuántas moléculas de ozono hay en 5.50 moles de ozono. Expresamos los resultados con dos cifras decimales.
1. Sabemos que en 6.022 x 1023 moléculas de cualquier sustancia hay 1 mol de esa sustancia. Planteamos la equivalencia. 6.022 x 1023 moléculas de O3
1 mol O3
2. Escogemos el factor de conversión: 6.022 x 1023 moléculas de O3 1 mol o 23 1 mol 6.022 x 10 moléculas de O3 3. Aplicamos el factor de conversión: 5.50 moles de O3 x
6.022 x 1023 moléc. de O3 1 mol de O3
= 3.31 x 1024 moléculas de O3
4. Escribimos la respuesta: En 5.50 moles de O3 hay 3.31 x 1024 moléculas de O3. Un ejemplo más: Cuántos moles de plata (Ag) hay en 13.25 x 1023 átomo de plata (Ag). 1. Planteamos la equivalencia.
1 mol Ag
6.022 x 1023 átomos de Ag
2. Escogemos el factor de conversión: 6.022 x 1023 átomos de Ag 1 mol de Ag o 1 mol de Ag 6.022 x 1023 átomos de Ag 3. Aplicamos el factor de conversión:
13.25 x 1023 átomos de Ag x
1 mol de Ag 6.022 x 1023 átomos de Ag
= 2.20 moles de Ag
4. Escribimos la respuesta: En 13.25 x 1023 átomos de Ag hay 2.20 moles de Ag.
156
IGER − Tacaná
Ejercicio 3 Resuelva las siguientes conversiones. Tiene un ejemplo. Exprese sus resultados con 2 cifras decimales. 0)
¿Cuántos átomos de sodio hay en 0.3 moles de átomos de sodio? 1. Planteamos la equivalencia y escogemos el factor de conversión: 1 mol de Na = 6.022 x 1023 átomos de Na
1 mol de Na 6.022 x 1023 o 23 1 mol de Na 6.022 x 10
2. Aplicamos el factor de conversión: 0.3 moles de Na x
6.022 x 10 23 átomos de Na = 1.81 x 10 23 átomos de Na 1 mol de Na
3. Escribimos la respuesta: En 0.3 moles de sodio hay 1.81 x 10 23 átomos de Na.
1)
¿Cuántos moles de cloro hay en una muestra de 7 átomos de cloro? 1. Plantee la equivalencia y escoja el factor de conversión:
2. Aplique el factor de conversión:
3. Escriba la respuesta: 2)
¿Cuántas moléculas hay en 1 gramo de glucosa C6H12O6? 1. Calcule la masa molar de la glucosa (C6H12O6), plantee la igualdad y escoja los factores de conversión:
1 mol de C6H12O6 =
2. Aplique los factores de conversión:
3. Escriba la respuesta:
Química II − Semana 27
157
3. El volumen molar El volumen molar es el espacio que ocupa un mol de sustancia gaseosa. Así como la masa molar se mide en gramos, el volumen molar se mide en litros. Para calcular el volumen molar de un gas, este debe tener una temperatura de 0 ºC y estar sometido a 1 atmósfera de presión. Estas dos condiciones se conocen como temperatura y presión normales (TPN). El volumen molar a TPN, tiene un valor de 22.4 litros. Por ejemplo: Cuando un mol de dióxido de carbono (CO2) está a TPN ocupa un volumen de 22.4 L y cuando un mol de amoníaco (NH3) está a TPN también ocupa un volumen de 22.4 L. Como un mol de gas CO2 tiene el mismo número de partículas (6.022 x 1023) que un mol de gas NH3 a TPN, se cumple la Ley de Avogadro que dice: "Dos volúmenes iguales de cualquier gas, a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de partículas". Veamos:
CO2
Ne
O2
Volumen:
22.4 L
22.4 L
22.4 L
Número de moles:
1
1
1
Masa:
44.0 g/mol
20.1 g/mol
Temperatura:
0 °C
0 °C
0 °C
Presión:
1 atm
1 atm
1 atm
Cantidad de partículas:
6.022 x 1023
6.022 x 1023
6.022 x 1023
Partículas:
moléculas
átomos
32.0 g/mol
moléculas
Ejercicio 4 Consulte su tabla periódica, realice las sumas necesarias y complete la tabla. Tiene un ejemplo. sustancia
cantidad de partículas
masa molar
volumen molar
He
6.022 x 10 átomos
4.0 g/mol
22.4 L
CO N2
158
IGER − Tacaná
23
Resumen Esta semana aprendimos que: 1.
Mol es la cantidad de materia que contienen 6.022 x 1023 partículas elementales. Las partículas elementales pueden ser átomos, moléculas, o iones.
1.1 Un mol de átomos de cualquier elemento es igual a su masa atómica (A) y todos tienen el mismo número de átomos 6.022 x 1023.
Un mol de cualquier molécula es igual a la suma de las masas atómicas de los elementos que forman el compuesto en las proporciones que indica su fórmula.
2.
El factor molar es un factor de conversión que nos permite realizar conversiones entre moles, número de partículas, masa y volumen.
Aprendimos a realizar dos tipos de conversiones: 2.1 Conversiones de mol y masa. masa atómica del elemento o compuesto 1 mol o 1 mol masa atómica del elemento o compuesto 2.2 Conversiones de mol y número de partículas. 1 mol 6.022 x 1023 partículas o 23 1 mol 6.022 x 10 partículas Para realizar las conversiones necesita: 1. Plantear la equivalencia y escoger el factor de conversión. Si necesita calcular el número de gramos, debe buscar la masa molar en la tabla periódica o calcular la masa molar del compuesto. 2. Aplicar el factor de conversión. 3. Escribir la respuesta. 3.
El volumen molar es el espacio que ocupa un mol de sustancia gaseosa. Para calcular el volumen molar de un gas, este debe tener una temperatura de 0 ºC y estar sometido a 1 atmósfera de presión. Estas dos condiciones se conocen como temperatura y presión normales (TPN). El volumen molar a TPN, tiene un valor de 22.4 litros.
Investigue en la red... Para afianzar o ampliar sus conocimientos sobre mol y número de Avogadro, puede consultar el sitio: • http://encina.pntic.mec.es/~jsaf0002/p42.htm Química II − Semana 27
159
Autocontrol Actividad 1.
Relacione conceptos
Rellene el cuadro de la respuesta correcta. 1)
2)
¿A qué concepto corresponde la definición "Cantidad de materia que contienen 6.022 x 1023 partículas elementales?
mol
¿Cuál es el valor del número de Avogadro?
6.022 x 1023
masa molar número de Avogadro
1 gramo/mol El número de masa
3)
4)
¿A qué concepto corresponde la definición "suma de las masas atómicas de los elementos que forman un compuesto en las proporciones que indica la fórmula"?
mol
¿A qué concepto corresponde la definición "espacio que ocupa un mol de sustancia gaseosa"?
masa molar
masa molar número de Avogadro
volumen molar ninguna de las anteriores
Actividad 2. 1)
Identifique la masa molar de elementos y compuestos
Complete la tabla con las masas atómicas que tiene un mol de los siguientes elementos. Tiene un ejemplo.
elemento Actinio (Ac)
masa molar cantidad de (masa atómica A) partículas 227.0 g/mol
6.022 x 1023
elemento Neón (Ne)
Potasio (K)
Platino (Pt)
Flúor (F)
Circonio (Zr)
Magnesio (Mg)
Litio (Li)
160
IGER − Tacaná
masa molar (masa atómica)
cantidad de partículas
2)
Calcule la masa molar de los siguientes compuestos: pigmento clorofila C55H72O5N4Mg
Masa molar de la C55H72O5N4Mg:
3)
óxido de aluminio Al2O3
Masa molar del Al2O3:
Complete la tabla con la cantidad de partículas, la masa molar y el volumen molar de los siguientes gases. Tiene un ejemplo. sustancia
cantidad de partículas
masa molar
volumen molar
Ar
6.022 x 1023 átomos
39.9 g/mol
22.4 L
CO2 H2 He Cl2 Xe
Actividad 3.
Resuelva conversiones
Realice las conversiones en su cuaderno. Siga los pasos que aprendió en la semana. Dé sus respuestas con 2 cifras decimales. 1)
¿Cuántas moléculas de agua hay en 7 gramos de H2O? 1. Calcule la masa molar del agua y escoja los factor de conversión: •
moles gramos
•
moléculas moles
2. Aplique los factores de conversión:
3. Escriba la respuesta: Química II − Semana 27
161
2)
El ácido sulfhídrico (H2S) es el responsable del olor desagradable de los huevos podridos. ¿A cuántos moles equivalen 10.1 g de ese ácido? 1. Calcule la masa molar y escoja el factor de conversión:
2. Aplique el factor de conversión:
3. Escriba la respuesta: 3)
El sulfato ferroso (FeSO4) es una fuente de hierro para evitar la anemia. ¿Cuántos moles hay en 50.8 gramos de sulfato ferroso? 1. Calcule la masa molar y escoja el factor de conversión:
2. Aplique el factor de conversión:
3. Escriba la respuesta: 4)
¿Cuántas moléculas de agua hay en 10.0 moles de ese compuesto? 1. Escoja el factor de conversión:
2. Aplique el factor de conversión:
3. Escriba la respuesta: 5)
Un globo aerostático contiene 20.8 moles de helio (He). ¿Cuántos átomos de He contiene? 1. Escoja el factor de conversión:
2. Aplique el factor de conversión:
3. Escriba la respuesta:
162
IGER − Tacaná
¡A la ciencia por la experiencia!
Un gran número... el número de Avogadro Para que se haga una idea más concreta del tamaño del número de Avogadro, le proponemos realizar este experimento.
¿Qué necesita? 1 calculadora datos de la población mundial en 2010. un lápiz libreta de campo
¿Qué debe hacer? Responda al planteamiento hipotético siguiente: Si usted tuviera un mol de quetzales y lo repartiera entre los habitantes del mundo, ¿cuántos años le duraría el dinero a cada habitante si gastara Q100.00 diarios? Para resolverlo tome en cuenta los siguientes enunciados e indicaciones. 1. "Se estima que la población aproximada del mundo, en 2010, era de siete mil millones de personas, esto es 7.00 x 109 personas". Divida el número de Avogadro 6.022 x 1023, que es el mol de quetzales, entre los habitantes del mundo. Exprese su resultado con 2 decimales. 2. Divida su resultado entre cien, que es la cantidad que se gastarían cada día y obtendrá el tiempo, en días, que les duraría el dinero. ¿Cuánto es? 3. Si asume que cada año tiene 365 días, divida el dato que obtuvo en el paso 2 entre 365. ¿Para cuántos años alcanzará? Discutan y compartan sus resultados en el centro de orientación. ¿El número de Avogadro representa una cantidad pequeña o grande?
Química II − Semana 27
163
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Defino mol, masa molar y volumen molar.
2.
Identifico la masa molar y la cantidad de partículas de distintos elementos.
3.
Calculo la masa molar de distintos compuestos.
4.
Identifico la masa molar y el volumen molar de algunos gases a temperatura y presión normales (TPN).
5.
Resuelvo conversiones de mol y masa y viceversa.
6.
Resuelvo conversiones de mol y cantidad de partículas.
7.
Tengo una idea más concreta del tamaño del número de Avogadro, realizando el experimento propuesto.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
164
IGER − Tacaná
28
Reacciones químicas
Química II − Semana 28
165
Los logros que conseguirá esta semana son: Reconocer la fotosíntesis como reacción química indispensable para la vida. Definir reacción química y ecuación química. Identificar las partes y símbolos de una ecuación química. Representar las reacciones de síntesis, descomposición y sustitución por medio de fórmulas generales. Clasificar las reacciones químicas en reacciones de adición, sustitución y descomposición. Reconocer los reactivos y los productos en las reacciones químicas que provocan la lluvia ácida. Identificar actitudes que evitan que se produzca la lluvia ácida. Observar una reacción química.
¿Qué encontrará esta semana?
166
¡Para comenzar!
• La fotosíntesis, una reacción química indispensable para la vida
El mundo de la química
• Reacciones químicas • Ecuaciones químicas • Clasificación de las reacciones químicas
¡A la ciencia por la experiencia!
• Una candela que produce agua
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! La fotosíntesis, una reacción química indispensable para la vida La vida depende de distintas reacciones químicas. Una de las más importantes es la fotosíntesis. Como sabe, las plantas son los únicos seres vivos capaces de fabricar su alimento. Lo hacen a través de la fotosíntesis. La fotosíntesis es el proceso por el que las plantas toman sustancias del aire, el agua, la tierra y la luz del Sol y las transforman en energía para vivir. La fotosíntesis es una suma de cambios químicos que pueden resumirse en estos pasos: 1. Las plantas absorben agua y otros materiales de la tierra por la raíz.
2. Esos materiales suben por el tallo hasta las hojas.
3. En las hojas se mezclan con el dióxido de carbono (CO2) del aire y la energía del Sol. Las hojas absorben la energía del Sol en forma de luz, gracias al pigmento clorofila (C55H72O5N4Mg) que le da el color verde a las plantas.
energía lumínica
moléculas de clorofila moléculas de agua
4. La energía del Sol, el dióxido de carbono (CO2) y el agua (H2O) producen azúcar (C6H12O6) y liberan oxígeno (O2) en la atmósfera.
H2O
CO2
O
C6H12O6 azúcar
Química II − Semana 28
167
En forma general, la fotosíntesis se representa con esta ecuación química: 6CO2 + 12H2O
dióxido de agua carbono
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
azúcar
oxígeno
agua
El proceso de la fotosíntesis es muy valioso para todos los seres vivos. —¿Sabe por qué? —Porque produce el oxígeno necesario para que los animales y los humanos podamos vivir. Por eso debemos cuidar los árboles y conservar nuestros bosques. Las plantas son amigas que nos dan vida. ¡Protejámoslas! Esta semana estudiará las reacciones químicas, cómo se representan y cómo se clasifican.
¡A trabajar! A.
B.
Escriba el nombre de los compuestos que intervienen en la fotosíntesis. Tiene un ejemplo. dióxido de carbono
0)
CO2
1)
H2O
2)
C6H12O6
3)
C55H72O5N4Mg
Escriba el nombre y el número de átomos de los elementos químicos que forman cada uno de estos compuestos. Tiene un ejemplo. 0)
CO2
1)
H 2O
2)
C6H12O6
1 átomo de carbono (C), 2 átomos de oxígeno (O)
3)
C55H72O5N4 Mg
168
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. Reacciones químicas A lo largo de este curso hemos estudiado que los elementos se unen para formar compuestos. Está unión se da por medio de enlaces químicos. ¿Lo recuerda? Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen los átomos unidos y permiten formar moléculas o compuestos. El proceso que ocurre para que se dé esa unión se llama reacción química y se define así: La reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias (elementos o compuestos) se transforman y forman sustancias diferentes. Las sustancias iniciales que participan en la reacción se llaman reactivos y las sustancias resultantes de la reacción, productos.
Durante una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, solo se reorganizan.
Por ejemplo: El catión del sodio (Na+) se une al anión del cloro (Cl−), para formar la molécula de cloruro de sodio (NaCl). En ella, el sodio y el cloro dejan de serlo para formar una sustancia distinta, la sal. En este caso, el sodio (Na+) y el cloro (Cl−) son los reactivos y el cloruro de sodio (NaCl) es el producto.
Na+ + Cl–
NaCl
reactivo reactivo
producto
Ejercicio 1 A.
B.
Rellene el cuadro del texto que define mejor el concepto de reacción química.
Una reacción química es la interacción entre unas sustancias para formar otras con propiedades distintas.
Una reacción química es la unión de dos o más elementos para formar compuestos.
Responda a las preguntas. 1)
¿Cómo se llaman las sustancias iniciales que participan en la reacción?
2)
¿Cómo se llaman las sustancias resultantes de la reacción?
Química II − Semana 28
169
2. Ecuaciones químicas La receta de una reacción Atol de elote Ingredientes: • 2 rajas de canela • 1/2 libra de masa de maíz tierno • 1 litro de leche
• 2 tazas de agua • 1 taza de azúcar • 1 pizca de sal
Preparación: Hierva el agua con la canela. Bata la masa de maíz con la leche. Añada azúcar y una pizca de sal. Hierva por 20 minutos a fuego lento y moviendo el atol constantemente para que no se pegue. Una ecuación química es como una receta de cocina en la que se especifican ingredientes (elementos y compuestos) y sus cantidades (números de moléculas). Una ecuación química es la representación gráfica y simbólica de una reacción química. Por ejemplo: En la sección ¡Para comenzar! conocimos la ecuación química de la fotosíntesis: 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 +6H2O
Esta ecuación nos indica que para realizar la fotosíntesis, las plantas utilizan seis moléculas de dióxido de carbono CO2 con doce moléculas de agua H2O, para producir una molécula de azúcar C6H12O6, seis moléculas de oxígeno O2 y seis moléculas de agua H2O. Cada ecuación química está formada por estos elementos: 1. Reactivos: son las sustancias que van a reaccionar entre sí. Se escriben por medio de fórmulas en la parte izquierda de la ecuación. 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
2. Productos: son las sustancias que se obtienen en una reacción química. Se escriben por medio de fórmulas en la parte derecha de la ecuación. 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
Los reactivos y los productos se escriben separados por una flecha. Esta flecha es el equivalente al signo = (igual) de una ecuación matemática. 6CO2 + 12H2O
170
IGER − Tacaná
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
3. Coeficientes: son los números que se escriben antes de cada fórmula y afectan a toda la molécula. Indican el número de átomos o moléculas de cada reactivo o producto. 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
4. Subíndices: son los números pequeños que se escriben después del símbolo del elemento que los precede. Los subíndices indican la cantidad de átomos de cada elemento presentes en la molécula del compuesto. 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 +6H2O
Veamos otro ejemplo: La reacción del hierro (Fe) con el oxígeno (O) para formar óxido de hierro (II) FeO se representa con esta ecuación química: 2Fe + O2
2FeO
hierro
óxido de hierro (II)
oxígeno
1. Los reactivos son: El hierro (Fe) y el oxígeno (O) 2Fe + O2
2FeO
2. El producto es: El óxido de hierro (II) (FeO) 2Fe + O2
2FeO
3. Los coeficientes son: El número 2 que antecede al hierro (2Fe) y el número 2 que antecede al óxido de hierro (II) (2FeO) 2Fe + O2
2FeO
4. El subíndice es: El número 2 que acompaña al oxígeno de los reactivos (O2) 2Fe + O2
2FeO
Algunas ecuaciones químicas pueden tener otros símbolos: La doble flecha indica que la reacción puede ocurrir en ambas direcciones.
La flecha hacia arriba indica que en la reacción se desprende un gas. Un triángulo o la palabra ‟calor” indica que la reacción requiere energía térmica para llevarse a cabo o que se produce calor como producto de la reacción. Química II − Semana 28
171
Ejercicio 2 1)
Observe la ecuación química que representa la reacción entre el carbonato de calcio (CaCO3) en presencia de calor para formar óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO2). Luego complete la información que se le pide en cada inciso. CaCO3 carbonato de calcio
a.
CaO + CO2 óxido de dióxido de calcio carbono
El reactivo es:
b.
Los productos son:
c.
Los coeficientes son:
d.
Los subíndices son:
2)
Observe la ecuación química que representa la reacción entre el aluminio (Al) y el oxígeno (O2) para formar óxido de aluminio (Al2O3). Luego complete la información que se le pide en cada inciso. 4Al + 3O2 alumino
a.
Los reactivos son:
b.
El producto es:
c.
Los coeficientes son:
d.
Los subíndices son:
172
IGER − Tacaná
oxígeno
2Al2O3 dióxido de alumino
3. Clasificación de las reacciones químicas A nuestro alrededor se producen muchas reacciones químicas y todas son diferentes. Para comprender cómo y por qué se forman los distintos productos, los químicos han clasificado las reacciones químicas de varias formas. Nosotros vamos a estudiar la clasificación de las reacciones según el proceso que sufren los reactivos.
3.1 Reacciones de combinación o síntesis Las reacciones de combinación o síntesis se producen cuando dos o más reactivos, ya sean elementos o compuestos, reaccionan y forman un producto que siempre es un compuesto. Se representan con la fórmula general: AB
A+B
A y B pueden ser elementos o compuestos, pero AB es siempre un compuesto. Por ejemplo: nitrógeno
2NH3
N2 + 3H2
amoniaco
hidrógeno
Una molécula de nitrógeno se combina con tres moléculas de hidrógeno para formar amoniaco. Otros ejemplos de reacciones de combinación son: Cl2 + H2 cloro
hidrógeno
2HCl formación de ácido clorhídrico
C + O2 carbono oxígeno
CO2
formación de dióxido de carbono
2H2 + O2
H2O
hidrógeno oxígeno formación de agua
Química II − Semana 28
173
3.2 Reacciones de descomposición Las reacciones de descomposición son aquellas en las que el reactivo es un compuesto que por la acción de algún tipo de energía (generalmente calor o electricidad) se descompone y da como producto dos o más elementos o compuestos. Se representan con la fórmula general: AB
A+B
AB es siempre un compuesto, pero A y B pueden ser elementos o compuestos. Por ejemplo: cloruro de sodio
NaCl
Na + Cl2
electricidad
cloro
sodio
El cloruro de sodio se descompone, por acción de la electricidad, en cada uno de sus componentes: sodio y cloro. Otros ejemplos de reacciones de descomposición son: 1)
H 2O
H2 + O2
electricidad
2)
2NaHCO3
calor
El agua se separa en dos moléculas: una de hidrógeno y otra de oxígeno. Este proceso se llama electrólisis.
Na2CO3 + CO2 + H2O
Esta reacción corresponde al polvo de hornear o bicarbonato de sodio (NaHCO3). Al calentarlo en el horno, produce carbonato de sodio (Na2CO3), el gas dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).
3.3 Reacciones de sustitución Las reacciones de sustitución o sustitución simple son aquellas en las que uno de los elementos que forma parte de los reactivos reemplaza a otro elemento y da como producto un compuesto nuevo. Se representan con la fórmula general: A + BC
174
IGER − Tacaná
AC + B
Por ejemplo: hierro
Fe + 2HCl ácido clorhídrico
FeCl2 + H2
hidrógeno
cloruro de hierro (II)
El hierro (Fe) desplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico y se une con el cloro para formar el cloruro de hierro (II). Otros ejemplos de reacciones de sustitución son: níquel
Ni + H2SO4
NiSO4 + H2
hidrógeno
ácido sulfúrico
magnesio
sulfato de níquel
MgCl2 + H2
Mg + 2HCl
hidrógeno
ácido clorhídrico
cloruro de magnesio
Ejercicio 3 A.
B.
Observe la fórmula general de las reacciones y escriba de qué tipo de reacción se trata. Tiene un ejemplo. 0)
AB +
A + B
1)
A+B
AB
2)
A + BC
reacción de descomposición
AC + B
Observe con atención cada reacción química y escriba si se trata de una reacción de combinación o síntesis, descomposición o sustitución. Tiene un ejemplo. reacción de descomposición
0)
KClO3 +
KCl + O2
1)
Ba + Br2
BaBr2
2)
Cu + HNO3
3)
2K + S
4)
4Fe + 302
5)
H2SO3
6)
Zn + 2HCl
Cu(NO3)2 + H2 K2S
2Fe2O3
H2O + SO2
ZnCl2 + H2
Química II − Semana 28
175
Ejercicio 4 Observe la reacción. Luego rellene el cuadro de la respuesta correcta. Tiene un ejemplo. 2Cr(NO3)3 + 3H2
2Cr + 6HNO3 0) 1) 2)
¿Qué tipo de reacción se presenta? síntesis
sustitución
descomposición
¿Cuáles son los reactivos? 2Cr + 6HNO3
2Cr(NO3) + 3H2
6HNO3 y 2Cr(NO3)3
¿Con qué símbolo se representa la formación de un gas?
Resumen Esta semana aprendió que: 1.
Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias (elementos o compuestos) se transforman y forman sustancias diferentes.
2.
Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas que son representaciones, gráficas y simbólicas, de las reacciones químicas. Cada ecuación química consta de estos elementos: a.
reactivos 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
b. productos 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
d. subíndices 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
c. coeficientes
3.
Las reacciones químicas se pueden clasificar en:
3.1 Reacciones de síntesis
A+B
3.2 Reacciones de descomposición AB 3.3 Reacciones de sustitución
176
IGER − Tacaná
A + BC
AB A+B AC + B
Autocontrol Actividad 1.
Relacione información
Rellene el cuadro de la opción que corresponde a cada enunciado. 1)
Proceso en el que una sustancia química se transforma en otra distinta.
ecuación química reacción química producto químico
2)
Representación escrita de una reacción química.
reactivo químico ecuación química producto químico
3)
Parte izquierda de la ecuación química en la que se escriben las sustancias que van a reaccionar entre sí.
reactivos moléculas productos
4)
Símbolo que indica que en la reacción se desprende un gas.
5)
Símbolo que indica que la reacción requiere energía térmica.
6)
Tipo de reacciones químicas en las que un compuesto se rompe para formar dos o más elementos y/o compuestos.
síntesis sustitución descomposición
7)
Tipo de reacción química en la que dos elementos se unen para formar un compuesto.
síntesis sustitución descomposición
8)
Reacción química en la que un elemento puede desplazar a otro y tomar su lugar para formar un nuevo compuesto.
síntesis sustitución descomposición Química II − Semana 28
177
Actividad 2.
Construya conceptos
Escriba con sus palabras una definición de reacción química.
Actividad 3.
Represente información en forma escrita
Represente las reacciones de síntesis, descomposición y sustitución por medio de su fórmula general y explique el proceso que ocurre en cada una. 1)
Síntesis
2)
Descomposición
3)
Sustitución
Actividad 4.
Reconozca los tipos de reacción química
Escriba sobre la línea el tipo de reacción química que representa cada numeral. Tiene un ejemplo.
178
2H2O
0)
2H + O2
1)
Ni + H2SO4
2)
2Mg +O2
3)
CaCO3
4)
Ag + HNO3
IGER − Tacaná
NiSO4 + H2 2MgO CaO + CO2 AgNO3
reacción de combinación o síntesis
Actividad 5. 1)
Identifique las partes de una ecuación química
Observe la ecuación química que representa la reacción entre nitrógeno molecular (N2) e hidrógeno molecular (H2) para formar amoniaco (NH3). Luego complete la información que se le pide en cada inciso. N2 + 3H2
2NH3
nitrógeno hidrógeno amoniaco molecular molecular
a.
Los reactivos son:
b.
El producto es:
c.
Los coeficientes son:
d.
Es una reacción de:
2)
Observe la ecuación química que representa la reacción entre óxido de sodio (Na2O) y agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH). Luego complete la información que se le pide en cada inciso. Na2O + H2O óxido de sodio
a.
agua
2NaOH hidróxido de sodio
Los reactivos son:
b.
El producto es:
c.
Los coeficientes son:
d.
Es una reacción de:
Química II − Semana 28
179
Actividad 6.
Reconozca los reactivos y productos de la lluvia ácida
Lea el texto y responda a las preguntas en su cuaderno. ¿Qué es la lluvia ácida? La lluvia ácida es cualquier forma de precipitación que tiene una concentración de acidez mayor que la del agua de lluvia no contaminada. Es un problema ambiental que sufre todo el mundo, especialmente las zonas urbanas o muy industrializadas. ¿Cómo se produce? Los combustibles fósiles, petróleo, carbono y gas natural, contienen azufre (S) y nitrógeno (N) en su composición. Cuando los combustibles fósiles se queman, producen óxido de azufre (SO3) y óxido de nitrógeno (NO2) que escapan a la atmósfera. Allí entran en contacto con el agua H2O y producen pequeñas cantidades de ácido sulfúrico (H2SO4) y ácido nítrico (HNO3) responsables de la acidez de la lluvia. SO3 + H2O
H2SO4
NO2 + H2O
HNO3
¿Qué efectos produce? La lluvia ácida perjudica el suelo, el crecimiento de las plantas, y es capaz de destruir la vida acuática. Además, produce importantes daños en las cosechas, acelera el deterioro de los edificios y monumentos ocasionando el llamado “mal de piedra”. ¡Colaboremos! Todos podemos contribuir con acciones concretas para evitar la lluvia ácida: • Utilice bombillas ahorradoras de energía. • Emplee la menor cantidad posible de productos químicos (desinfectantes, detergentes, ambientadores, etc) y de bolsas o empaques plásticos. • Desconecte los aparatos eléctricos cuando no los esté utilizando. • Utilice la menor cantidad posible de papel. • Siembre y cuide las plantas. Todos podemos tener plantas en casa. • Si está a su alcance, compre productos orgánicos, libres de químicos dañinos para el ambiente.
180
1)
¿Cuáles son los reactivos en las reacciones que provocan la lluvia ácida?
2)
¿Cuáles son los productos en las reacciones que provocan la lluvia ácida?
3)
¿Qué tipo de reacción se produce?
4)
Cite al menos dos acciones que evitan que se produzca la lluvia ácida.
IGER − Tacaná
¡A la ciencia por la experiencia!
Una candela que produce agua Esta semana le proponemos observar con los efectos de una reacción química en un espacio cerrado.
¿Qué necesita? un plato hondo agua una vela un vaso estrecho de vidrio colorante vegetal (opcional) lápiz libreta de campo
¿Qué debe hacer? 1. Llene el plato hondo con agua. (Calcule unos dos centímetros de profundidad.) 2. Añada el colorante al agua. 3. Encienda la candela y colóquela en el centro del plato de manera que el agua no toque la llama. 4. Coloque el vaso de vidrio encima de la vela. Espere unos segundos y vea qué ocurre. 5. Anote sus observaciones en la libreta de campo y compártalas en el centro de orientación.
¿Qué ocurrió? Durante el experimento se produjo una reacción que se representa con esta ecuación química: C25H52 + 38O2
25CO2 + 26H2O
La parafina (C25H52) de la vela reacciona con el oxígeno del aire (O2) y produce dióxido de carbono (CO2) y vapor de agua (H2O). Si se fijó, en el interior del vaso aparecían unas gotitas de agua. Esas gotas se formaron por el vapor de agua producido en la combustión de la vela que se condensó en las paredes del vaso.
Química II − Semana 28
181
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Reconozco la fotosíntesis como reacción química indispensable para la vida.
2.
Defino reacción química y ecuación química.
3.
Identifico las partes y símbolos de una ecuación química.
4.
Represento las reacciones de síntesis, descomposición y sustitución por medio de fórmulas generales.
5.
Clasifico las reacciones químicas en reacciones de adición, sustitución y descomposición.
6.
Reconozco los reactivos y los productos en las reacciones químicas que provocan la lluvia ácida.
7.
Identifico actitudes que evitan que se produzca la lluvia ácida.
8.
Observo una reacción química y comparto mis conclusiones en el centro de orientación.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
182
IGER − Tacaná
29
Repaso Semanas 24-28
Química II − Semana 29
183
Los logros que conseguirá esta semana son: Repasar los contenidos de la semana 24 a la 28. Prepararse para la segunda prueba parcial.
Estimada y estimado estudiante: Se aproxima la segunda evaluación. Con el objetivo de que usted se prepare bien, vamos a repasar los contenidos de las semanas 24 a la 28. Esta semana tiene los resúmenes de los temas que hemos visto y ejercicios para que vaya estudiando. Para aprovechar mejor este repaso le recomendamos: • Leer con atención cada resumen. • Resolver los ejercicios durante la clase radial y después de ella. • Repasar las semanas anteriores, en ellas tiene más explicaciones y ejemplos. • Estudiar un poquito todos los días y resolver sus dudas. Pida ayuda a sus maestros orientadores o algún miembro de la comunidad que conozca la materia.
184
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. Los ácidos 1. Los ácidos se definen como sustancias que en solución acuosa liberan iones de hidrógeno. Son compuestos binarios o ternarios formados por la combinación del hidrógeno (con valencia +1) con otro elemento. 1.1. Nomenclatura de los ácidos a. Ácidos hidrácidos se representan con la fórmula general:
HxN
hidrógeno con valencia +1
no metal grupo 16 o 17
valencia del no metal grupo 16 o 17
La estructura para nombrar hidrácidos es: Nombre genérico + nombre del no metal + sufijo –hídrico b. Ácidos oxácidos se representan con la fórmula: hidrógeno con valencia +1
HNO
oxígeno con valencia –2
no metal, distinto al oxígeno
Prefijos y sufijos para nombrar ácidos oxácidos: número de valencia que utiliza el no metal
prefijo–
–sufijo
1o2
hipo–
–oso
3o4
–
–oso
5o6
–
–ico
7
per–
–ico
La estructura para nombrar ácidos oxácidos es: ácido + prefijo + nombre del no metal + sufijo
Para escribir el prefijo y el sufijo debemos determinar la valencia del no metal. Seguimos estos pasos: • Escribimos los números de valencia conocidos (hidrógeno(+1) y oxígeno(–2)). • Multiplicamos los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían. • Planteamos una ecuación para calcular el valor de la valencia del no metal.
Química II − Semana 29
185
Ejercicio 1. Relacione conceptos Rellene el cuadro que corresponda a cada concepto. 1)
Sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógeno.
ácido base sal
2)
Compuesto binario formado por la unión de hidrógeno con un no metal de los grupos 16 o 17.
sal haloidea oxácido hidrácido
3)
Compuesto ternario que se forma de la unión del hidrógeno, un no metal y oxígeno.
sal haloidea oxácido hidrácido
Ejercicio 2. Nomenclatura de ácidos hidrácidos Nombre los hidrácidos. Siga la estructura que aprendió. Tiene un ejemplo.
186
0)
HF
Nombre genérico:
ácido
Nombre del no metal:
flúor
Sufijo:
–hídrico
Nombre del compuesto:
ácido fluorhídrico
1)
HCl
Nombre genérico:
Nombre del no metal:
Sufijo:
Nombre del compuesto:
2)
HBr
Nombre genérico:
Nombre del no metal:
Sufijo:
Nombre del compuesto:
IGER − Tacaná
Ejercicio 3. Nomenclatura de ácidos oxácidos Escriba el nombre de los siguientes ácidos oxácidos. Tiene un ejemplo. 0)
H3PO4 1. Nombre genérico: ácido 2. Valencia del no metal. a. Valencia de los compuestos conocidos: x –2 H+1 3 P O4
b. Multiplicación de los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían: H+3PxO–8 c. Ecuación para calcular el valor de x. 3+x– 8=0 x = 8 – 3 x = 5 La valencia del fósforo es:
5
Prefijo: no tiene Sufijo:
–ico
3. Nombre del compuesto: ácido fosfórico 1)
HNO3 1. Nombre genérico: 2. Valencia del no metal. a. Valencia de los compuestos conocidos: b. Multiplicación de los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían: c. Ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del nitrógeno es: Prefijo: Sufijo: 3. Nombre del compuesto:
Química II − Semana 29
187
2)
H2SO3 1. Nombre genérico: 2. Valencia del no metal. a. Valencia de los compuestos conocidos:
b. Multiplicación de los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían:
c. Ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del azufre es: Prefijo: Sufijo: 3. Nombre del compuesto: 3)
HBrO4 1. Nombre genérico: 2. Valencia del no metal. a. Valencia de los compuestos conocidos:
b. Multiplicación de los subíndices por el número de valencia de los elementos que no varían:
c. Ecuación para calcular el valor de x.
La valencia del bromo es: Prefijo: Sufijo: 3. Nombre del compuesto:
188
IGER − Tacaná
2. Los hidróxidos o bases 1. Hidróxidos
Los hidróxidos o bases son compuestos ternarios formados por un metal, oxígeno e hidrógeno. Se forman a partir de un óxido básico y agua. Los caracteriza en su estructura química la presencia del ión hidroxilo (OH–). Se presentan con la fórmula general: metal
M(OH)x
ión hidroxilo con valencia –1
valencia del metal y cantidad de iones (OH –1)
1.1 Nomenclatura de los hidróxidos a.
En el sistema Stock se nombran con esta estructura: Nombre genérico + de + metal + número de valencia del metal hidróxido
de
bario
II
hidróxido de bario (II) Ba(OH)2
Ejercicio 4. Relacione conceptos Rellene el cuadro que corresponda a cada concepto. 1)
Compuestos que presentan el ión hidroxilo en su fórmula química.
agua sales hidróxidos
2)
Anión formado por oxígeno e hidrógeno, propio de los hidróxidos, que tiene valencia –1 (OH–1).
hidronio hidroxilo hidruro
3)
Compuestos que resultan de la combinación de un óxido metálico y agua.
hidrácidos hidróxidos oxácido
Química II − Semana 29
189
Ejercicio 5. Nomenclatura de hidróxidos Identifique cada elemento de la fórmula de los siguientes hidróxidos. Tiene un ejemplo. 0)
calcio
Ca(OH)2
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +2 del calcio y 2 iones OH–1
190
1)
Ti(OH)3
2)
Pb(OH)2
3)
Ge(OH)4
4)
Y(OH)3
5)
Ba(OH)2
IGER − Tacaná
Ejercicio 6. Nomenclatura de hidróxidos Nombre los siguientes hidróxidos en el sistema Stock. Tiene un ejemplo. 0)
W(OH)6
Nombre genérico:
hidróxido
Nombre del metal:
volframio
Valencia del metal en números romanos:
VI
Nombre del compuesto:
hidróxido de volframio (VI)
1)
Au(OH)3
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
2)
Pb(OH)4
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
3)
Cr(OH)3
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
4)
Ti(OH)4
Nombre genérico:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
Química II − Semana 29
191
3. Las sales 1.
Las sales son el resultado de la reacción química entre un ácido y una base. • Sales haloideas resultan de la combi-
MxNy
metal
no metal
nación de un hidrácido con una base. valencia del anión no metal
Tienen la fórmula general:
valencia del catión metal
1.1 Nomenclatura de las sales haloideas a. Nomenclatura en el sistema tradicional de sales haloideas formadas por metales con valencia fija Los metales que tienen valencia fija son: 1
2
H
1
Li
1
Na
1
K
1
Rb
1
Cs
1
Fr
1
11
12
13
Hidrógeno
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Be
2
Mg
2
Ca
2
Sr
2
Ba
2
Ra
2
Berilio
Al
Magnesio
Calcio
Estroncio
Cesio
Zn
2
Cd
2
3
Aluminio
Cinc
Ag Plata
1
Cadmio
Bario
Francio
Radio
Se nombran con esta estructura: Nombre del no metal + sufijo –uro + de + nombre del metal cloro
–uro
de
potasio
cloruro de potasio (KCl) b. Nomenclatura en el sistema Stock de sales haloideas formadas por metales con valencia variable Se nombran con esta estructura: nombre del + sufijo –uro + de + nombre del metal + valencia del metal en número romanos no metal cloro
–uro
de
boro
cloruro de boro (III) (BCl3)
192
IGER − Tacaná
III
Ejercicio 7. Relacione conceptos Rellene el cuadro que corresponde a cada concepto. 1)
Compuesto que se forma en la reacción química de un ácido con una base.
oxácido hidróxido sal
2)
Compuesto binario que se forma cuando un hidrácido reacciona con una base.
oxisal hidrógeno sal haloidea
3)
Compuesto ternario formado por un catión metálico y un oxianión.
hidróxido oxácido oxisal
4)
Compuesto ternario que se forma de la reacción química de un oxácido con una base o metal.
hidróxido oxácido oxisal
5)
Metal con valencia fija + 2.
sodio (Na) potasio (K) calcio (Ca)
6)
Metal con valencia fija + 3.
aluminio (Al) cinc (Zn) litio (Li)
Ejercicio 8. Nomenclatura de sales haloideas formadas por metales de valencia fija
Escriba el nombre de las siguientes sales haloideas. Tiene un ejemplo. 0)
CsCl
1)
BeS
2)
AlF3
3)
Zn3P2
4)
AgI
cloruro de cesio
Química II − Semana 29
193
Ejercicio 9. Nomenclatura de sales haloideas formadas por metales de valencia variable
Escriba el nombre de las siguientes sales haloideas en el sistema Stock. Tiene un ejemplo.
194
0)
Mn3P7
Nombre del no metal + sufijo –uro:
fosfuro
Nombre del metal:
manganeso
Valencia del metal en números romanos:
VII
Nombre del compuesto:
fosfuro de manganeso (VII)
1)
RuCl3
Nombre del no metal + sufijo –uro:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
2)
TiF2
Nombre del no metal + sufijo –uro:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
3)
Cr3N2
Nombre del no metal + sufijo –uro:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
4)
V 4C 5
Nombre del no metal + sufijo –uro:
Nombre del metal:
Valencia del metal en números romanos:
Nombre del compuesto:
IGER − Tacaná
4. Mol: la masa de las partículas 1.
Mol es la cantidad de materia que contienen 6.022 x 1023 partículas elementales. Las partículas elementales pueden ser átomos, moléculas o iones.
1.1 Un mol de átomos de cualquier elemento es igual a su masa atómica (A) y todos tienen el mismo número de átomos 6.022 x 1023.
Un mol de cualquier molécula es igual a la suma de las masas atómicas de los elementos que forman el compuesto en las proporciones que indica su fórmula.
2.
El factor molar es un factor de conversión que permite realizar conversiones entre moles, número de partículas, masa y volumen. Pueden ser de las siguientes formas:
2.1 Conversiones de mol y masa. 1 mol masa atómica del elemento o compuesto o
masa atómica del elemento o compuesto 1 mol
2.2 Conversiones de mol y número de partículas. 1 mol 6.022 x 1023 partículas
o
6.022 x 1023 partículas 1 mol
Para realizar las conversiones necesita: 1. Escoger el factor de conversión. Si necesita calcular el número de gramos, debe buscar la masa molar en la tabla periódica o calcular la masa molar del compuesto. 2. Aplicar el factor de conversión. 3. Escribir la respuesta. 3.
El volumen molar es el espacio que ocupa un mol de sustancia gaseosa. Para calcular el volumen molar de un gas, este debe tener una temperatura de 0 ºC y estar sometido a 1 atmósfera de presión. Estas dos condiciones se conocen como temperatura y presión normales (TPN). El volumen molar a TPN, tiene un valor de 22.4 litros. Química II − Semana 29
195
Ejercicio 10. Relacione conceptos Rellene el cuadro que corresponde a cada concepto. Tiene un ejemplo. 0)
Cantidad de materia que contienen 6.022 x 1023 partículas elementales.
número de Avogadro gramo mol
1)
2)
Masa de 6.022 x 1023 de cualquier elemento que es igual a su masa atómica.
masa molar
Equivalencia que permite transformar una unidad de medida en otra.
factor molar
masa nuclear masa estequiométrica
factor de conversión factor de transformación
3)
Masa que tiene un mol de moléculas de un compuesto.
masa molar masa molecular masa atómica
4)
Espacio que ocupa un mol de sustancia gaseosa.
cilindro molar gas molar volumen molar
5)
Temperatura y presión normales para un gas.
temperatura y presión al nivel del mar 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión temperatura ambiente y presión diaria
6)
Volumen molar de un gas a TPN.
224 L 22.4 L 22.4 mL
196
IGER − Tacaná
Ejercicio 11. Conversiones de mol y masa Realice en su cuaderno las siguientes conversiones. Exprese sus resultados con una cifra decimal. 1)
Calcule la cantidad de moles de átomos de oxígeno que hay en 24.0 g de oxígeno.
2)
Calcule la cantidad de moles de moléculas de oxígeno que hay en 24.0 g de oxígeno gaseoso (O2).
3)
Encuentre el número de moles de dióxido de azufre (SO2) que hay en 24.5 g de dióxido de azufre.
4)
Calcule la masa en gramos de carbonato de bario (BaCO3) que hay en 0.4 moles de carbonato de bario.
5)
Calcule la masa en gramos de fosfato de sodio (Na3PO4) en 1.5 moles de fosfato de sodio.
Ejercicio 12. Conversiones de mol y cantidad de partículas Realice en su cuaderno las siguientes conversiones. Exprese sus resultados con una cifra decimal. 1)
Calcule el número de moléculas en 3.1 moles de hidrógeno gaseoso (H2).
2)
Calcule el número de átomos en 0.6 moles de átomos de carbono (C).
3)
Calcule el número de moléculas en 7.8 moles de metano (CH4).
4)
Calcule los moles de titanio en 3.2 x 1024 átomos de titanio (Ti).
5)
Calcule los moles de glucosa en 1.2 x 1021 moléculas de glucosa (C6H12O6).
Ejercicio 13. Conversiones de mol, masa, cantidad de partículas y volumen molar
Realice en su cuaderno las siguientes conversiones. Exprese su resultado con una cifra decimal. 1)
Calcule el número de moles de gas helio en 15.0 L de helio (He) a TPN.
2)
Calcule el número de gramos de dióxido de carbono gaseoso en 14.0 L de dióxido de carbono (CO2) a TPN.
3)
Calcule el número de moléculas de nitrógeno gaseoso en 48.0 L de nitrógeno (N2) a TPN.
4)
Calcule el volumen de 4.6 g de cloro gaseoso (Cl2) a TPN.
5)
Calcule el volumen de 6.3 moles de monóxido de dinitrógeno (N2O) a TPN.
Química II − Semana 29
197
5. Reacciones químicas 1.
Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias (elementos o compuestos) se transforman y forman sustancias diferentes.
2.
Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas que son representaciones, gráficas y simbólicas, de las reacciones químicas. Cada ecuación química consta de estos elementos: a.
3.
reactivos 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
b. productos 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
c. coeficientes
6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
d. subíndices 6CO2 + 12H2O
C6H12O6 + 6O2 + 6H2O
Las reacciones químicas se pueden clasificar en:
3.1 Reacciones de síntesis
A+B
3.2 Reacciones de descomposición AB 3.3 Reacciones de sustitución
AB A+B
A + BC
AC + B
Ejercicio 14. Relacione conceptos Rellene el cuadro que corresponda a cada concepto. 1)
Proceso por el cual una o más sustancias se transforman y forman sustancias diferentes.
función química reacción química cambio químico
2)
Sustancias iniciales que participan en una reacción química.
reactivos productos químicos
3)
Sustancias resultantes de una reacción química.
reactivos productos químicos
198
IGER − Tacaná
4)
Representación gráfica y simbólica de una reacción química.
fórmula química ecuación química fórmula molecular
5)
6)
7)
8)
9)
Sustancias que se escriben por medio de fórmulas en la parte izquierda de la ecuación química.
reactivos
Sustancias que se escriben por medio de fórmulas en la parte derecha de la ecuación química.
reactivos
Reacciones químicas que se producen cuando dos o más reactivos reaccionan y forman un producto que siempre es un compuesto.
reacciones de sustitución
Reacciones químicas en las que uno de los elementos de un reactivo reemplaza a otro elemento de otro reactivo y da como producto un compuesto nuevo.
reacciones de sustitución
Reacciones químicas en las que el reactivo es un compuesto y por acción de algún tipo de energía se descompone y da como producto dos o más elementos o compuestos.
reacciones de sustitución
productos calor y energía
productos calor y energía
reacciones de descomposición reacciones de combinación o síntesis
reacciones de descomposición reacciones de combinación o síntesis
reacciones de descomposición reacciones de combinación o síntesis
Ejercicio 15. Identificar las partes de una ecuación química Observe las siguientes ecuaciones químicas. Luego complete la información que se le pide en cada inciso. Tiene un ejemplo. 2MgO
0)
2Mg + O2
Los reactivos son:
Mg + O2
El producto es:
MgO
Los coeficientes son:
2 del Mg y 2 del MgO
Química II − Semana 29
199
1)
2NaCl + Pb(NO3)2
Los reactivos son:
Los productos son:
Los coeficientes son:
2)
Ba + H2O
Los reactivos son:
Los productos son:
Los coeficientes son:
3)
Mg + 2HCl
Los reactivos son:
Los productos son:
Los coeficientes son:
4)
H2O + SO3
Los reactivos son:
El producto es:
Los coeficientes son:
PbCl2 + 2NaNO3
Ba(OH)2 + H2
MgCl2 + H2
H2SO4
Ejercicio 16. Reconocer los tipos de reacción química Escriba sobre la línea el tipo de reacción química que representa cada numeral de la izquierda. Tiene un ejemplo.
200
Al2O3
0)
Al + O2
1)
Ba + HCl
2)
N2O5 + H2O
3)
KNO3
4)
Cl2 + CaI2
CaCl2 + I2
5)
BaO + SO3
BaSO4
6)
NaNO3
7)
Pb + HgBr2
8)
C12H22O11
9)
Na + O2
IGER − Tacaná
BaCl2 + H2 HNO3
KNO2 + O2
NaNO2 + O2 PbBr2 + Hg C + H2O Na2O
Reacción de combinación o síntesis
30
Balanceo de ecuaciones químicas
Química II − Semana 30
201
Los logros que conseguirá esta semana son: Comprobar que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos en una ecuación balanceada. Balancear ecuaciones químicas con el método de tanteo o de ensayo y error. Experimentar la formación del gas dióxido de carbono como producto de una reacción química.
¿Qué encontrará esta semana?
202
¡Para comenzar!
• Ley de la conservación de la masa
El mundo de la química
• Balanceo de ecuaciones
¡A la ciencia por la experiencia!
• Movimiento misterioso
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! La Ley de conservación de la masa Antoine de Lavoisier, científico francés, formuló junto al académico ruso Mijaíl Lomonósov una de las leyes fundamentales de las ciencias naturales, la Ley de la conservación de la masa que dice: “En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa consumida en los reactivos es igual a la masa obtenida en los productos”. Esta ley explica que si en una ecuación química hay un determinado número de átomos de un elemento en el lado izquierdo, tendrá que haber el mismo número de atómos de ese mismo elemento en el lado derecho. Por lo tanto, ambos lados de la ecuación tendrán la misma masa.
Antoine de Lavoisier (1743 – 1794) Científico francés
Veamos como ejemplo la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno para formar agua: 2H2
+
O2
2H2O
+ 4 x 1 g/mol
+ 2 x 16 g/mol 36 g/mol
4 x 1 g/mol + 2 x 16 g/mol
Mijaíl Lomonósov (1711 – 1765) Académico ruso
36 g/mol
La masa total de los reactivos, 36 gramos, es exactamente igual a la masa total del producto, 36 gramos. Todas las ecuaciones químicas balanceadas tienen el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
¡A trabajar! Compruebe que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos en esta ecuación balanceada. C
+
O2
CO2
Química II − Semana 30
203
El mundo de la química
1. Ecuaciones balanceadas Para pesar 1 libra de tomate en el mercado, se coloca en un lado de la balanza un peso de 1 libra y en el otro lado, los tomates hasta que ambos platos estén balanceados. Del mismo modo, una ecuación química está balanceada cuando ambos lados de la ecuación tienen el mismo número de átomos. Balancear una ecuación consiste en buscar coeficientes numéricos que hagan que el número de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo en los reactivos que en los productos. ¿Cómo obtenemos una ecuación balanceada?
¡Muy importante! Los subíndices nunca se cambian porque si lo hacemos escribimos la fórmula de otro compuesto.
Hay varios métodos, nosotros practicaremos el método de tanteo o método de ensayo y error. Para hacerlo, determinamos los coeficientes que nos den números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la reacción. Como su nombre lo indica, se trata de probar y balancear por ensayo y error. Los coeficientes son, generalmente, números enteros. Por ejemplo: Balancear al tanteo: H2 + O2
H2O
1. Escribimos el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la reacción, así sabremos qué elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
H = 2 (H2) O = 2 (O2)
número de átomos en productos
H = 2 (H2O) O = 1 (H2O)
2. El elemento que no está balanceado es el oxígeno (O). Lo igualamos escribiendo un 2 del lado de los productos en la molécula de agua. H2 + O2
2H2O
• Ahora tenemos 2 átomos de oxígeno en los reactivos y productos, pero el hidrógeno se ha desbalanceado. Para balancearlo, escribimos un 2 del lado de los reactivos. 2H2 + O2
2H2O
3. Comprobamos con ayuda de la tabla que los átomos están balanceados. número de átomos en reactivos
H = 4 (2H2) O = 2 (O2)
204
IGER − Tacaná
número de átomos en productos
H = 4 (2H2O)
O = 2 (2H2O)
Otro ejemplo: Balancear al tanteo:
H2SO4 + BaCl2
BaSO4 + HCl
1. Escribimos el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la reacción, así sabremos qué elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
S=1
(H2SO4)
número de átomos en productos
S=1
(BaSO4)
Ba = 1 (BaCl2)
Ba = 1 (BaSO4)
Cl = 2 (BaCl2)
Cl = 1 (HCl)
O=4
(H2SO4)
O=4
(BaSO4)
H=2
(H2SO4)
H=1
(HCl)
2. Los elementos que no están balanceados son el hidrógeno (H) y el cloro (Cl). Igualamos primero el cloro. Del lado de los reactivos hay 2 átomos y del lado de los productos hay 1. H2SO4 + BaCl2
BaSO4 + HCl
• Escribimos el coeficiente 2 en el HCl, en la parte de los productos para balancear los átomos de cloro. H2SO4 + BaCl2
BaSO4 + 2HCl
• Luego verificamos que los átomos de hidrógeno estén igualados en ambos lados de la ecuación. Como sí están balanceados, con esto terminamos el procedimiento. H2SO4 + BaCl2
Generalmente el H y el O se balancean de último.
BaSO4 + 2HCl
3. Comprobamos con ayuda de la tabla que los átomos están balanceados. número de átomos en reactivos
S=1
(H2SO4)
número de átomos en productos
S=1
(BaSO4)
Ba = 1 (BaCl2)
Ba = 1 (BaSO4)
Cl = 2 (BaCl2)
Cl = 2 (2HCl)
O=4
(H2SO4)
O=4
(BaSO4)
H=2
(H2SO4)
H=2
(2HCl) Química II − Semana 30
205
¡Un ejemplo más! Balancear la reacción:
C3H8 + O2
CO2 + H2O
1. Escribimos el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la ecuación: número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
C = 3 (C3H8)
C = 1 (CO2)
H = 8 (C3H8)
H = 2 (H2O)
O = 2 (O2)
O = 3 (CO2 + H2O)
2+1
2. Tenemos que balancear todos los elementos. Empecemos con el carbono (C). Escribimos un 3 en el CO2 de los productos. 3CO2 + H2O
C 3H 8 + O 2
De esta forma tenemos 3 átomos de carbono en los reactivos y 3 átomos de carbono en los productos. • Balanceamos los hidrógenos. Del lado izquierdo tenemos 8 hidrógenos y del lado derecho, 2. Escribimos un 4 en la molécula de agua para poder igualar el número de hidrógenos porque 4 x 2 = 8. C 3H 8 + O 2
3CO2 + 4H2O
• Veamos cuántos oxígenos tenemos: C 3H 8 + O 2
3CO2 + 4H2O
2
6 + 4
Del lado izquierdo tenemos 2 oxígenos y del lado derecho, 10. Para igualarlos escribimos un 5 antes de la molécula de O2 porque 5 x 2 = 10. C3H8 + 5O2
3CO2 + 4H2O
3. Con este paso tenemos la ecuación balanceada. Lo podemos verificar en la tabla: número de átomos en reactivos
206
IGER − Tacaná
número de átomos en productos
C=3
(C3H8)
C=3
(3CO2)
H=8
(C3H8)
H=8
(4H2O)
O = 10 (5O2)
O = 10 (3CO2 + 4H2O)
10
6 + 4
Ejercicio 1 Balancee la siguiente ecuación. Siga los pasos que se indican. Balancee:
Fe2O3 + H2
Fe + H2O
1. Escriba el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la reacción, así sabrá qué elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
Fe =
Fe =
O=
O=
H=
H=
2. Escriba el número
en el átomo de hierro (Fe), del lado de los reactivos, para
balancearlo. Fe2O3 + H2
Fe + H2O Escriba el número
en la molécula de agua (H2O), del lado de los
reactivos, para balancear los oxígenos. 2Fe +
H2O
Por último, escriba el número
Fe2O3 + H2 en la molécula de hidrógeno (H2), del lado de
los productos, para balancear los hidrógenos. 2Fe + 3H2O
Fe2O3 +
H2
3. Compruebe en la tabla que la ecuación está balanceada: número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
Fe =
Fe =
O=
O=
H=
H=
Química II − Semana 30
207
Resumen Esta semana aprendió que: 1.
Balancear una ecuación consiste en buscar coeficientes numéricos que hagan que el número de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo en los reactivos que en los productos.
¿Cómo obtenemos una ecuación balanceada?
Practicamos el método de tanteo o método de ensayo y error. Para obtener una ecuación balanceada, determinamos los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la reacción. Los coeficientes son, generalmente, números enteros.
Seguimos estos pasos: 1. Determinamos qué elementos no están balanceados. Lo podemos hacer por simple inspección o con la ayuda de una tabla. 2. Balanceamos uno por uno los elementos, escribiendo un número entero que nos permita obtener el mismo número de átomos en ambas partes de la ecuación. La siguiente ecuación está balanceada, según lo indican los coeficientes de cada sustancia: 3NaOH + H3PO4 número de átomos en reactivos
Na3PO4 + 3H2O número de átomos en productos
Na = 3 (3NaOH)
Na = 3 (Na3PO4)
O=7
(3NaOH + H3PO4)
O=7
(Na3PO4 + 3H2O)
H=6
3 + 4 (3NaOH + H3PO4)
H=6
4 + 3 (3H2O)
P=1
3
(H3PO4)
+ 3
6 P=1
(Na3PO4)
Investigue en la red... Para practicar el balanceo de ecuaciones y conocer más sobre la Ley de Lavoisier, puede consultar los sitios: http://www.eis.uva.es/~qgintro/genera.php?tema=4&ejer=2 http://www.fisicanet.com.ar/quimica/gravimetria/ap01_gravimetria.php
208
IGER − Tacaná
Autocontrol Actividad 1.
Relacione información
Rellene el cuadro que completa correctamente cada inciso. Si necesita hacer cálculos, hágalo en su cuaderno. 1)
En la ecuación 2H2 + O2
2H2O, es correcto afirmar que:
La ecuación está balanceada.
Hay que balancear los moles de hidrógeno molecular.
Hay que balancear los moles de oxígeno molecular.
2)
Para que una ecuación química esté balanceada, es necesario que:
La cantidad de átomos de cada elemento sea mayor en los reactivos.
La cantidad de átomos de cada elemento sea mayor en los productos.
La cantidad de átomos de cada elemento sea igual en reactivos y productos.
3)
HCl ZnCl2 + H2 el coeficiente que acompaña al HCl y que En la ecuación Zn + permite balancear la ecuación es:
1
2
3
4)
NaHCO3 2Na2CO3 + 2H2O + 2CO2 el coeficiente que acompaña a En la ecuación NaHCO3 y que permite balancear la ecuación es:
2
3
4
Actividad 2 Balancee por el método de tanteo las siguientes ecuaciones. Siga los pasos que aprendió en la semana. 1)
Balancee: HgO
Hg + O2
1. Escriba el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la reacción, así sabrá qué elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
Hg =
Hg =
O=
O= Química II − Semana 30
209
2. Escriba el número balancearlo.
en el átomo de Oxígeno (O), del lado de los reactivos, para HgO
Hg + O2
Ahora tiene que reacomodar el número de átomos de mercurio (Hg). Escriba el número en la molécula de mercurio (Hg), del lado de los productos, para balancearlo. Hg + O2
2HgO
3. Compruebe en la tabla que la ecuación está balanceada: número de átomos en reactivos
2)
Balancee:
número de átomos en productos
Hg =
Hg =
O=
O=
Br2 + HI
I2 + HBr
1. Escriba el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la reacción, así sabrá qué elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos Br =
Br =
H=
H=
I=
I=
2. Escriba el número cear el bromo.
en la molécula de HBr, del lado de los productos, para balanBr2 + HI
número de átomos en productos
Escriba el número el yodo.
I2 +
HBr
en la molécula de HI, del lado de los reactivos, para balancear Br2 +
HI
I2 + 2HBr
3. Compruebe que todos los átomos están balanceados: número de átomos en reactivos
210
IGER − Tacaná
número de átomos en productos
Br =
Br =
H=
H=
I=
I=
3)
Balancee: Ba(OH)2 + H2SO4
BaSO4 + H2O
1. Escriba el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la reacción, así sabrá qué elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
Ba =
Ba =
S=
S=
O=
O=
H=
H=
2. Escriba el número balancear el hidrógeno.
en la molécula de agua (H2O), del lado de los productos, para
Ba(OH)2 + H2SO4
BaSO4 +
H2O
3. Compruebe que todos los átomos están balanceados: número de átomos en reactivos
4)
número de átomos en productos
Ba =
Ba =
S=
S=
O=
O=
H=
H=
Balancee: CS2 + Cl2
CCl4 + S2Cl2
1. Escriba el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la reacción, así sabrá qué elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
C=
C=
S=
S=
Cl =
Cl = Química II − Semana 30
211
2. Escriba el número
en la molécula de cloro (Cl2) para balancear la ecuación. CS2 +
Cl2
CCl4 + S2Cl2
3. Compruebe en la tabla que la ecuación está balanceada: número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
C = 1 CS2
C = 1 CCl4
S = 2 (CS2)
S = 2 (S2Cl2)
Cl =
Cl =
Actividad 3 Balancee las ecuaciones y reescríbalas a la par. Tiene un ejemplo. 0)
Cu + AgNO3
1)
CH4 + O2
2)
CaCO3
3)
Fe2O3 + CO
4)
NH3 + O2
Cu(NO3)2 + Ag
Cu + 2AgNO3
Cu(NO3)2 + 2Ag
CO2 + H2O CO2 + CaO FeO + CO2 NO + H2O
Actividad 4 Subraye la ecuación química que se encuentra balanceada correctamente. Tiene un ejemplo. 0)
6I2O5 + 20BrF3
12IF5 + 15O2 + 10Br2
3I2O5 + 10BrF3
5IF5 + 7O2 + 5Br2
1)
NaNO3 + AgCl
AgNO3 + NaCl
AgNO3 + 3NaCl 2)
NaNO3 + 3AgCl
Fe2(SO4)3 + KSCN
K3Fe(SCN)6 + K2SO4
Fe2(SO4)3 + 12KSCN 3)
(NH4)2CO3
4(NH4)2CO3
4)
CaSiO3 + 8HF
2NH3 + CO2 + H2O 2NH3 + 3CO2 + 2H2O
CaSiO3 + HF 5)
H2SiF6 + CaF2 + 3H2O H2SiF6 + CaF2 + H2O
P4O10 + Mg(OH)2
P4O10 + 6Mg(OH)2
212
IGER − Tacaná
2K3Fe(SCN)6 + 3K2SO4
Mg3(PO4)2 + H2O 2Mg3(PO4)2 + 6H2O
¡A la ciencia por la experiencia!
Movimiento misterioso Con este experimento podrá observar que la reacción entre el bicarbonato de sodio y el ácido acético produce el gas dióxido de carbono, entre otros productos.
¿Qué necesita? Un frasco de vidrio de boca ancha u otro recipiente grande de vidrio. Puede ser una pecera o un florero. Un pedazo de lija Una paleta Una cucharita plástica Cinco bolitas de naftalina 2 tazas de vinagre (ácido acético) 5 onzas de bicarbonato de sodio 2 tazas de agua reposada. Debe dejarla reposar una noche antes de usarla.
¿Qué debe hacer? 1. Examine las bolas de naftalina. Si éstas fueran demasiado lisas al tacto, líjelas un poco para que se vuelvan ásperas. 2. En el frasco, prepare una mezcla de 2 tazas de agua y 2 tazas de vinagre. Añada 10 cucharaditas de bicarbonato de sodio. Agite bien la mezcla y eche las bolitas de naftalina. Anote sus observaciones. Guíese con estas preguntas: a. ¿Cuál es el aspecto del líquido? ¿tiene burbujas? ¿hace efervescencia? b. ¿Cuál es el comportamiento de las bolitas de naftalina? ¿se mueven? ¿en qué dirección? La ecuación química de esta reacción es: NaHCO3 + H4C2O2 bicarbonato de sodio
ácido acético
CO2 + NaC2H3O2 + H2O dióxido de carbono
acetato de sodio
agua
Los productos que se obtienen son una sal (NaC2H3O2) que queda disuelta en el agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2) que es un gas. Responda: De estos tres productos (sal, agua y dióxido de carbono), ¿cuál cree que produce las burbujas en el líquido? Química II − Semana 30
213
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Compruebo que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos en una ecuación balanceada.
2.
Balanceo las ecuaciones químicas con el método de tanteo o de ensayo y error.
3.
Experimento la formación del gas dióxido de carbono como producto de una reacción química.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
214
IGER − Tacaná
31
Estequiometría de las reacciones químicas
Química II − Semana 31
215
Los logros que conseguirá esta semana son: Conocer los postulados de la teoría atómica de Dalton y relacionarlos con la estequiometría. Construir una definición de estequiometría. Reconocer ecuaciones balanceadas y extraer información de ellas. Resolver problemas estequiométricos mol – mol y masa – masa. Experimentar con el gas dióxido de carbono (CO2).
¿Qué encontrará esta semana?
216
¡Para comenzar!
• John Dalton: El científico que propuso "contar" los átomos
El mundo de la química
• Estequiometría: • mol – mol • masa – masa
¡A la ciencia por la experiencia!
• Un gas que apaga el fuego
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! John Dalton El científico que propuso “contar” los átomos John Dalton fue un naturalista, matemático y meteorólogo británico. Entre 1803 y 1808 desarrolló una teoría atómica cuantitativa, es decir, una teoría que dio los fundamentos para expresar numéricamente una cantidad de átomos. Los principales postulados de la teoría de Dalton fueron: • Los elementos están compuestos por átomos.
John Dalton (1766–1844) Científico británico
• La separación y la unión de átomos se realiza durante las reacciones químicas. En estas, ningún átomo se crea o se destruye. • Un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple. Con esta teoría, se pudo determinar que un compuesto puro siempre contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones de masa y que los átomos de un compuesto se combinan en proporciones fijas. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno forman dos compuestos: Monóxido de carbono: 1O + 1C
Dióxido de carbono:
CO
2O + 1C
1 átomo de oxígeno se combina siempre con 1 átomo de carbono para formar 1 molécula de monóxido de carbono.
CO2
2 átomos de oxígeno se combinan siempre con 1 átomo de carbono para formar 1 molécula de dióxido de carbono.
Gracias a que estas proporciones se cumplen siempre para todos los compuestos, podemos calcular el número de masa, el número de átomos, el número de moles, etc. de reactivos y productos. Texto tomado y adaptado de Mortimer, C. Química.
La rama de la química que se encarga de estudiar las proporciones en las cuales los elementos forman compuestos se llama estequiometría, nuestro tema de esta semana.
Química II − Semana 31
217
El mundo de la química
1. Estequiometría La estequiometría es el cálculo cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Es decir que la estequiometría se encarga de determinar la cantidad de cada elemento o molécula que participa en una reacción. Estudiaremos los cálculos mol – mol y masa – masa.
1.1 Cálculos mol – mol Las relaciones estequiométricas mol – mol se establecen tomando en cuenta los coeficientes de la ecuación química balanceada. Esta nos indica las proporciones en moles en las que determinadas sustancias reaccionan y se producen. Por ejemplo: Determinemos cuántos moles de oxígeno molecular (O2) son necesarios para producir 14 moles de agua (H2O), según la ecuación balanceada: 2H2 + O2
Recuerde: Los coeficientes indican el número de átomos o moléculas de cada reactivo o producto en una ecuación química. 2H2 + O2 2H2O
2H2O
La ecuación indica que 2 moles de hidrógeno molecular (H2) con 1 mol de oxígeno molecular (O2) producen 2 moles de agua (H2O). 1. Establecemos el factor de conversión:
1 mol de O2 2 moles de H2O
o
2 moles de H2O 1 mol de O2
2. Escogemos el factor de conversión que nos permita obtener como respuesta moles de O2: 1 mol de O2 2 moles de H2O 3. Aplicamos el factor de conversión: 14 moles de H2O x
1 mol de O2 = 7 moles de O2 2 moles de H2O
4. Escribimos la respuesta: Se necesitan 7 moles de O2 para producir 14 moles de H2O.
218
IGER − Tacaná
Ejercicio 1 A.
Escriba con sus palabras una definición de estequiometría. Para hacerlo puede apoyarse en las palabras del campo semántico.
medición
cálculo
estequiometría
reacción química productos
B.
cantidad reactivos
Determine cuántos moles de ácido clorhídrico (HCl) son necesarios para producir 17 moles de cloruro de magnesio (MgCl2), según esta ecuación química balanceada: Mg + 2HCl
MgCl2 + H2
La ecuación indica que 1 mol de magnesio (Mg) reacciona con 2 moles de ácido clorhídrico (HCl) para producir 1 mol de cloruro de magnesio (MgCl2) y 1 mol de hidrógeno molecular (H2). 1. Establezca los factores de conversión: o 2. Escoja el factor de conversión que le permita obtener como respuesta moles de HCl: 2 moles de HCl 1 mol de MgCl2 3. Aplique el factor de conversión: 17 moles de MgCl2 x
2 moles de HCl = 1 mol de MgCl2
moles de HCl
4. Escriba la respuesta: Se necesitan
moles de HCl para producir 17 moles de MgCl2.
Química II − Semana 31
219
¡Otro ejemplo! Determinemos el número de moles de etano (C2H6) que son necesarios para reaccionar con 17.5 moles de oxígeno molecular (O2), de acuerdo a la ecuación balanceada: 4CO2 + 6H2O
2C2H6 + 7O2
1. Establecemos los factores de conversión entre el número de moles de etano y el número de moles de oxígeno molecular: 2 moles de C2H6 7 moles de O2 o 2 moles de C2H6 7 moles de O2
2. Escogemos el factor de conversión que nos permita obtener como respuesta moles de C2H6: 2 moles de C2H6 7 moles de O2 3. Aplicamos el factor de conversión: 17.5 moles de O2 x
2 moles de C2H6 = 5 moles de C2H6 7 moles de O2
4. Escribimos la respuesta: Son necesarios 5 moles de C2 H6 para reaccionar con 17.5 moles de O2. ¡Un ejemplo más! Calcule cuántos moles de amoniaco (NH3) se obtienen al reaccionar 12 moles de hidrógeno molecular (H2), según la ecuación balanceada: N2 + 3H2
2NH3
Esta ecuación muestra que: • 1 mol de N2 + 3 moles de H2 producen 2 moles de NH3 1. Establecemos los factores de conversión entre el número de moles de hidrógeno molecular (H2) y el número de moles de amoniaco (NH3): 3 moles de H2 2 moles de NH3
220
IGER − Tacaná
o
2 moles de NH3 3 moles de H2
2. Escogemos el factor de conversión que nos permita obtener como respuesta moles de NH3: 2 moles de NH3 3 moles de H2 3. Aplicamos el factor de conversión: 12 moles de H2 x
2 moles de NH3 = 8 moles de NH3 3 moles de H2
4. Escribimos la respuesta: 12 moles de hidrógeno molecular (H2) producen 8 moles de amoniaco (NH3).
Ejercicio 2 Resuelva el problema estequiométrico mol – mol. Siga los pasos que aprendió. ¿Cuántos moles de óxido de aluminio (Al2O3) se forman al reaccionar 6 moles de aluminio (Al), según la siguiente ecuación balanceada? 4Al + 3O2
2Al2O3
La ecuación muestra que: • 4 moles de Al + 3 moles de O2 producen 2 moles de Al2O3 1. Establezca los factores de conversión entre el número de moles de aluminio (Al) y el número de moles de óxido de aluminio (Al2O3):
4 moles de Al 2 moles de Al2O3 o 4 moles de Al 2 moles de Al2O3
2. Escoja el factor de conversión que le permita obtener como respuesta moles de Al2O3:
3. Aplique el factor de conversión:
4. Escriba la respuesta:
Química II − Semana 31
221
1.2 Cálculos masa – masa La relación entre la masa de un reactivo y la masa correspondiente de un producto es frecuente en química. En la práctica, en laboratorios e industrias, miden las sustancias en gramos en lugar de hacerlo en moles. Los cálculos del apartado 1.1 y todo lo que aprendimos de mol, masas molares y ecuaciones químicas en las semanas 27, 28 y 30 nos permitirán realizar cálculos de masa. Por ejemplo: ¿Cuántos gramos de cloruro de calcio (CaCl2) se obtienen cuando reaccionan 25 gramos de calcio (Ca) con ácido clorhídrico (HCl)? La ecuación balanceada de esta reacción es: CaCl 2 + H2
Ca + 2HCl
Por el enunciado sabemos que reaccionaron 25 gramos de Ca y necesitamos saber cuántos gramos de CaCl2 se obtienen. ¿Cómo lo averiguamos? La ecuación nos indica que: • 1 mol de Ca + 2 moles de HCl producen 1 mol de CaCl2 + 1 mol de H2 Primero debemos transformar a moles los gramos de calcio (Ca) que nos da el problema. Veamos: 20
A
Ca
40.1 g
1. Revisamos en la tabla periódica la masa atómica del Ca: 40.1 g/mol. • Establecemos los factores de conversión: 1 mol de Ca 40.1 g de Ca
o
40.1 g de Ca 1 mol de Ca
• Luego establecemos el factor de conversión para calcular cuántos moles de cloruro calcio (CaCl2) se obtienen a partir de los moles de Ca. 1 mol de Ca 1 mol de CaCl2 o 1 mol de Ca 1 mol de CaCl2
• Finalmente, como nos piden gramos, debemos calcular la masa molar del CaCl2 y establecer los factores de conversión. 1 átomo de calcio x 40.1 g/mol
=
2 átomos de cloro x 35.5 g/mol
= + 71.0 g/mol
40.1 g/mol
Masa molar del CaCl2: 111.1 g/mol 1 mol de CaCl2 111.1 g de CaCl2 o 111.1 g de CaCl2 1 mol de CaCl2
222
IGER − Tacaná
2. El problema nos da gramos de Ca, por lo tanto escogemos el factor de conversión que nos permita obtener como respuesta moles de Ca: 1 mol de Ca 40.1 g de Ca Luego debemos obtener moles de CaCl2, que es la sustancia buscada. Escogemos el factor de conversión que nos permita obtener moles de CaCl2. 1 mol de CaCl2 1 mol de Ca Finalmente, como nos piden gramos de CaCl2, buscamos el factor de conversión que nos permita convertir moles en gramos: 111.1 g de CaCl2 1 mol de CaCl2 3. Aplicamos los factores de conversión que escogimos para obtener gramos de CaCl2:
25 g de Ca
1 mol Ca ( 40.1 g de Ca ) (
eliminamos g de Ca y nos queda moles de Ca
1 mol CaCl2 1 mol Ca
g CaCl = 69.3 g CaCl ) ( 111.1 1 mol CaCl ) 2
2
2
eliminamos moles eliminamos moles de de Ca y nos quedan CaCl2 y nos quedan moles de CaCl2 gramos de CaCl2
4. Escribimos la respuesta: Se obtienen 69.3 g CaCl2 cuando reaccionan 25 gramos de Ca.
Ejercicio 3 Rellene el cuadro que corresponde a la respuesta correcta. 1) 2)
Si quiere convertir 10.0 g de estaño (Sn) a moles, ¿qué factor molar debe usar? 118.7 g de Sn 1 mol de Sn
1 mol de Sn 118.7 g de Sn
1 mol de Sn 2 mol de H2
Si quiere convertir 5.45 moles de polonio (Po) a gramos, ¿qué factor molar debe usar? 209.0 g de Po 1 mol de Po
1 mol de Po 209.0 g de Po
1 mol de Po 5 mol de U
Química II − Semana 31
223
Veamos otro ejemplo: Calcule la masa de hidrógeno molecular (H2) que reacciona con 10 gramos de oxígeno molecular (O2) para obtener agua (H2O). La ecuación balanceada de esta reacción es: 2H2 + O2
2H2O
10 gramos de oxígeno molecular (O2) reaccionan con una cantidad desconocida de gramos de hidrógeno molecular (H2). ¿Cómo averiguamos el valor de la cantidad desconocida de gramos de hidrógeno molecular? La ecuación nos indica que: • 1 mol de H2 reacciona con 1 mol de O2 para producir 2 moles de H2O. 1. Establecemos los factores de conversión entre la cantidad de moles de hidrógeno (H2) y oxígeno (O2) que reaccionan:
2 moles de H2 o 1 mol de O2 1 mol de O2 2 moles de H2
• Como nos piden gramos, también necesitamos calcular la masa molar de H2 y la masa molar de O2. Iniciamos con la masa molar de H2. 2 átomos de hidrógeno x 1.0 g/mol = 2.0 g/mol Masa molar del H2: 2.0 g/mol Establecemos los factores de conversión: 2.0 g de H2 1 mol de H2 o 2.0 g de H2 1 mol de H2 • Ahora calculamos la masa molar de O2: 2 átomos de oxígeno x 16.0 g/mol = 32.0 g/mol Masa molar del O2: 32.0 g/mol Establecemos los factores de conversión: 1 mol de O2 32.0 g de O2 o 32.0 g de O2 1 mol de O2
224
IGER − Tacaná
2. El problema nos da gramos de O2, así que escogemos el factor de conversión que nos permita obtener como respuesta moles de O2: 1 mol de O2 32.0 g de O2 Luego debemos obtener moles de H2, que es la sustancia buscada. Escogemos el factor de conversión que nos permita obtener moles de H2. 2 moles de H2 1 mol de O2 Finalmente, como nos piden gramos de H2, buscamos el factor de conversión que nos permita convertir moles en gramos: 2.0 g de H2 1 mol de H2 3. Aplicamos los factores de conversión que escogimos para obtener gramos de H2:
10 g de O2
1 mol de O 2 moles de H 2.0 g de H = 1.25 g H ( 32.0 ) ( ) ( g de O 1 mol de O 1 mol de H ) 2
2
2
eliminamos g de O2 y nos quedan moles de O2
2
2
2
2
eliminamos moles eliminamos moles de O2 y nos quedan de H2 y nos quedan moles de H2 gramos de H2
4. Escribimos la respuesta: 10 gramos de O2 reaccionan con 1.25 gramos de H2 para producir agua.
Ejercicio 4 Rellene el cuadro que corresponde a la respuesta correcta. 1)
2)
2NaCl, ¿qué factor molar debe usar para convertir moles En la reacción 2Na + Cl2 de NaCl a partir de moles de Cl2? 2 moles de Na 1 mol de Cl2
1 mol de Cl2 2 moles de NaCl
2 moles de NaCl 1 mol de Cl2
Si quiere convertir 1.425 moles de arsénico (As) a gramos, ¿qué factor molar debe usar? 74.9 g de As 1 mol de As
1 mol de As 74.9 g de As
7 mol de As 8 mol de Ac
Química II − Semana 31
225
¡Un ejemplo más! ¿Cuántos gramos de carburo de calcio (CaC2) son necesarios para obtener 7 gramos de acetileno (C2H2)? La ecuación balanceada de esta reacción es: CaC2 + 2H2O
Ca(OH)2 +C2H2
Una cantidad desconocida de gramos de carburo de calcio (CaC2) reaccionan para producir 7 gramos de acetileno (C2H2). ¿Cómo averiguamos el valor de la cantidad desconocida de gramos de (CaC2)? Esta ecuación nos indica que: • 1 mol de CaC2 reacciona para producir 1 mol de C2H2 1. Establecemos los factores de conversión entre la cantidad de moles de carburo de calcio que reaccionan y la cantidad de moles de acetileno producido:
1 mol de CaC2 o 1 mol de C2H2 1 mol de C2H2 1 mol de CaC2
• Como nos piden gramos, necesitamos calcular la masa molar de CaC2 y la masa molar de C2H2. Masa molar de CaC2: 1 átomo de calcio x 40.1 g/mol = 40.1 g/mol 2 átomos de carbono x 12.0 g/mol = + 24.0 g/mol Masa molar del CaC2: 64.1 g/mol Establecemos los factores de conversión:
64.1 g de CaC2 1 mol de CaC2 o 64.1 g de CaC2 1 mol de CaC2
• Calculamos la masa molar de C2H2: 2 átomos de carbono x 12.0 g/mol = 24.0 g/mol 2 átomos de hidrógeno x 1.0 g/mol = + 2.0 g/mol Masa molar del C2H2: 26.0 g/mol Establecemos los factores de conversión:
26.0 g de C2H2 1 mol de C2H2 o 26.0 g de C2H2 1 mol de C2H2
2. El problema nos da gramos de C2H2. Escogemos el factor de conversión que nos permita obtener como respuesta moles C2H2: 1 mol de C2H2 26.0 g de C2H2
226
IGER − Tacaná
Luego debemos obtener moles de CaC2, que es la sustancia buscada. Escogemos el factor de conversión que nos permita obtener moles de CaC2. 1 mol de CaC2 1 mol de C2H2
Finalmente, como lo que nos preguntan es gramos de CaC2, buscamos el factor de conversión que nos permita convertir moles en gramos. 64.1 g de CaC2 1 mol de CaC2 3. Aplicamos los factores de conversión que escogimos para obtener gramos de CaC2:
7 g de C2H2
1 mol de C H 64.1 g de CaC 1 mol de CaC = 17.26 g CaC ( 26.0 g de C H )( 1 mol de C H )( 1 mol de CaC ) 2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
4. Escribimos la respuesta: Se necesitan 17.26 gramos de carburo de calcio (CaC2) para obtener 7 gramos de acetileno (C2H2).
Ejercicio 5 Resuelva el problema estequiométrico masa – masa. Siga los pasos que aprendió. ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 10 g de nitrógeno? La ecuación balanceada de esta reacción es: Mg3N2
3Mg + N2
Una cantidad desconocida de gramos de magnesio (Mg) reaccionan con 10 gramos de nitrógeno molecular (N2). ¿Cómo averigua el valor de la cantidad de gramos de magnesio? Esta ecuación indica que: • 3 moles de Mg reaccionan con 1 mol de N2 1. Establezca los factores de conversión entre la cantidad de moles de magnesio y moles de nitrógeno molecular: o
Química II − Semana 31
227
Como lo que piden es gramos, también necesita calcular la masa molar de Mg y la masa molar de N2: Masa molar de Mg: Establezca los factores de conversión: o Masa molar de N2: Establezca los factores de conversión: o 2. El problema da gramos de N2. Escoja el factor de conversión que le permita obtener como respuesta moles de N2:
Luego debe obtener moles de Mg, que es la sustancia buscada. Escoja el factor de conversión que le permita obtener moles de Mg:
Finalmente, como lo que preguntan es gramos de Mg, busque el factor de conversión que le permita convertir moles en gramos:
3. Aplique los factores de conversión que escogió para obtener gramos de Mg: 10.0 g de N2 x
1 mol de N2 3 moles de Mg 24.3 g de Mg x x = 1 mol de N2 1 mol de Mg 28.0 g de N2
4. Escriba la respuesta:
228
IGER − Tacaná
g Mg
Resumen 1.
La estequiometría es el cálculo cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
1.1 Cálculos mol – mol
Para realizar cálculos estequiométricos mol – mol se necesita: • Observar la ecuación química balanceada. Si no estuviera balanceada, hay que hacerlo. • Usar los coeficientes de la ecuación balanceada. Estos indican las proporciones en moles en las que las sustancias reaccionan y se producen. • Escoger un factor de conversión que permita obtener el número de moles que nos preguntan. • Aplicar el factor de conversión para obtener la respuesta. • Escribir la respuesta.
1.2 Cálculos masa – masa
Para realizar cálculos estequiométricos masa – masa se necesita: • Observar la ecuación química balanceada. Si no estuviera balanceada, hay que hacerlo. • Usar los coeficientes de la ecuación balanceada para determinar los factores de conversión en moles de los reactivos y de los productos que nos interesan. Para esto necesitaremos: • Establecer factores de conversión y escoger uno que permita convertir a moles la masa que dan. • Establecer factores de conversión moles – moles y escoger el que permita convertir la sustancia que nos dan en la sustancia buscada. • Reconvertir los valores anteriores en masa y para eso hay que establecer otro factor de conversión moles – masa molar y escoger uno que permita obtener el número de gramos que preguntan. • Aplicar los factores de conversión para obtener la respuesta. • Escribir la respuesta.
Química II − Semana 31
229
Autocontrol Actividad 1.
Relacione información
Rellene el cuadro de la opción correcta para cada planteamiento. 1)
¿Cuál de las siguientes ecuaciones está balanceada?
Mg + O2
N2 + H2
Ca(OH)2 + CO2
2)
MgO NH3 CaCO3 + H2O
¿Cuál afirmación es válida respecto de la ecuación: 4Al + 3I2
Reaccionan igual cantidad de moles de aluminio y yodo
En total, hay igual cantidad de átomos en los reactivos que en los productos
No está balanceada
3)
Según la ecuación balanceada, ¿cuántos moles de hidrógeno molecular se forman?
6HCl + 2Al
Dos
Tres
Seis
4)
luz solar
6CO2 + 6H2O
Uno
Dos
Seis
5)
2AlCl3 + 3H2
Según la ecuación balanceada, ¿cuántos moles de oxígeno molecular (O2) se forman?
C6H12O6 + 6O2
¿Cuál afirmación es válida respecto de la siguiente ecuación?
230
2Al2I3 ?
2HCl + Ca
CaCl2 + H2
Reaccionan igual cantidad de moles de ácido clorhídrico y calcio
Está balanceada
No está balanceada IGER − Tacaná
Actividad 2.
Resuelva problemas estequiométricos
Resuelva en su cuaderno los siguientes problemas estequiométricos. Cuando sea posible, dé su respuesta con 1 cifra decimal. 1)
¿Cuántos moles de H2 se obtienen al descomponer 0.75 moles de agua, según la ecuación: H 2O H2 + O2? La ecuación no está balanceada. Tiene que balancearla.
2)
El hidróxido de sodio (NaOH) se usa para fabricar jabones. Este hidróxido se puede obtener según lo indica la ecuación: Ca(OH)2 + Na2CO3 NaOH + CaCO3
Calcule cuántos gramos de NaOH pueden obtenerse a partir de 500 g de Ca(OH)2 y suficiente carbonato de sodio (Na2CO3). La ecuación no está balanceada. Tiene que balancearla.
3)
El mercurio metálico a temperatura ambiente es líquido, como en los termómetros clínicos, y puede obtenerse a partir del óxido mercúrico, según la ecuación balanceada: 2HgO
2Hg + O2
¿Cuántos gramos de mercurio (Hg) se pueden obtener si se descomponen 2.0 gramos de óxido mercúrico (HgO)?
4)
Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente azida de sodio, (NaN3), en los elementos que la componen. La reacción balanceada es: 2NaN3
2Na + 3N2
¿Cuántos gramos de azida de sodio (NaN3) se necesitan para formar 5.0 g de nitrógeno gaseoso (N2)?
5)
El CO2 que los astronautas exhalan se extrae de la atmósfera de la nave espacial por medio de una reacción con KOH. La ecuación balanceada es: CO2 + 2KOH
K2CO3 + H2O
¿Cuántos g de CO2 se pueden extraer con 1000 g de KOH?
6)
El octano (C8H18) se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: 2C8H18 + 25O2
16CO2 + 18H2O
¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5.0 g de C8H18?
7)
El sodio (Na) es un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil. El sodio reacciona con nitrato de potasio (KNO3) que se agrega al contenido de la bolsa, según la ecuación balanceada: 10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2
¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.0 g de Na?
8)
¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.0 g de O2 en presencia de H2, según la ecuación 2H2 + O2 2H2O? Química II − Semana 31
231
¡A la ciencia por la experiencia!
Un gas que apaga el fuego No todos los gases tienen la misma densidad, es decir que no todos tienen la misma masa con respecto a su volumen. Este es el caso del dióxido de carbono (CO2), el gas que producirá en este experimento.
¿Qué necesita? una bolsita de bicarbonato de sodio tapón de corcho de tamaño adecuado para tapar una botella plástica de 500 ml una pajilla de plástico duro servilletas de papel una botella plástica de 500 ml limpia y seca media taza de vinagre un pedazo de hilo una candela fósforos un desarmador o un cuchillo filoso de punta fina. lápiz libreta de campo
¿Qué debe hacer? • Tome una servilleta de papel y ábrala del todo de forma que quede cuadrada. Eche en el centro de la servilleta 4 cucharaditas de bicarbonato. Ciérrela por los extremos para formar una bolsita. Luego amarre los extremos con el hilo y asegúrese que quede muy bien cerrada. • Después vierta en la botella 5 cucharadas de vinagre. • Tome el corcho y haga un agujero pequeño por el que entre la pajilla sin que se doble. Para abrir el agujero utilice un destornillador o el cuchillo de punta fina. El agujero debe traspasar todo el corcho para que pueda entrar la pajilla.
232
IGER − Tacaná
• Tome la bolsita de bicarbonato e introdúzcala en la botella de forma que cuelgue (con una parte del hilo fuera) y que no toque el vinagre. Luego introduzca la pajilla en el corcho y tape la botella. Observe el dibujo. Debe quedar así: pajilla corcho bolsa con bicarbonato
vinagre
• Por último para saber si el experimento funciona, encienda una candela. • Tape con el dedo la pajilla sujetando la botella al mismo tiempo. Mezcle el bicarbonato con el vinagre y agite, sin destapar la pajilla. • Luego quite el dedo y proyecte el gas que sale de la botella sobre la vela encendida. Escriba sus observaciones en la libreta de campo.
¿Qué sucede? La reacción química entre el bicarbonato (una base) y el vinagre (ácido) forma dióxido de carbono que llena el recipiente y sale por la pajilla. El dióxido de carbono ‟ocupa” el lugar del oxígeno. Como el oxígeno permite que se produzca el fuego, sin oxígeno la llama se apaga. Los gases que actúan como el dióxido de carbono y apagan el fuego son los que se utilizan en los extinguidores industriales.
Investigue en la red... En estas dos direcciones de internet podrá aprender más sobre el contenido de esta semana. Estequiometría de reacciones químicas: http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/primero_bach/estequiometria/reacciones.htm Extintores de emergencia: http://es.wikipedia.org/wiki/Agente_extintor_de_incendios
Química II − Semana 31
233
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Conozco los postulados de la teoría atómica de Dalton y los relaciono con la estequiometría.
2.
Construyo una definición de estequiometría.
3.
Reconozco ecuaciones balanceadas y extraigo información de ellas.
4.
Resuelvo problemas estequiométricos mol – mol y masa – masa.
5.
Experimento con el gas dióxido de carbono.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
234
IGER − Tacaná
32
Soluciones
Química II − Semana 32
235
Los logros que conseguirá esta semana son: Conocer algunos métodos físicos para la separación de mezclas. Identificar sustancias homogéneas. Reconocer las características de una solución. Identificar soluto y solvente en una solución. Clasificar soluciones por su estado de agregación y por su concentración. Calcular la concentración de una solución en porcentaje masa – masa y volumen – volumen. Experimentar para determinar qué mezclas forman soluciones.
¿Qué encontrará esta semana?
236
¡Para comenzar!
• Las mezclas se pueden separar
El mundo de la química
Soluciones: • Clasificación de las soluciones • Concentración de una solución • Porcentaje masa – masa (%m/m) • Porcentaje volumen – volumen (%v/v)
¡A la ciencia por la experiencia!
• ¿Se mezclan o no se mezclan?
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! Las mezclas se pueden separar En la semana 3 aprendimos que todo lo que existe a nuestro alrededor se manifiesta en forma de sustancias. El agua, la sangre, los metales… todas son sustancias distintas. Para estudiarlas, las clasificamos en: • Sustancias puras: materiales de composición química definida, como el hierro (Fe), el agua (H2O), la glucosa (C6H12O6 ), etc. • Mezclas: combinación de dos o más sustancias puras que no reaccionan químicamente entre sí. Las mezclas pueden ser:
Heterogéneas: mezclas que presentan dos o más fases y una distribución irregular de sus propiedades. Son mezclas heterogéneas: azufre con agua, almidón con alcohol, aceite con agua, etc.
Homogéneas: mezclas que presentan una sola fase y una distribución regular de sus propiedades físicas y químicas. Son mezclas homogéneas: agua con azúcar, cloroformo con éter, sal en la sangre, glóbulos blancos en linfa, etc. La fase de una mezcla es la porción homogénea que puede separarse mecánicamente, es decir, mediante el uso de alguna técnica. Conozcamos las más comunes: Destilación: consiste en separar una sustancia de otra por medio del calor, en recipientes especiales. Las sustancias pueden ser líquidos, sólidos disueltos en líquido o gases licuados de una mezcla. Las distintas sustancias se separan por su punto de ebullición (temperatura a la que hierve). Por ejemplo, se puede destilar alcohol de una mezcla de alcohol y agua.
mezcla de alcohol y agua
alcohol
Evaporación: consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea cuando no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase. Química II − Semana 32
237
Un ejemplo de técnica de evaporación se da en las salinas: se llenan enormes embalses con agua de mar, y se dejan por meses, hasta que se evapora el agua. El material sólido contiene numerosas sales: cloruro de sodio, de potasio, etc. Tamizado: consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su tamaño. Para hacerlo se emplean coladores de diferentes tamaños, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. Los coladores reciben el nombre de tamices y están elaborados con telas metálicas. Filtración: es un tipo de separación mecánica que sirve para retirar sólidos insolubles de grano fino de un líquido en el cual se encuentran mezclados. Este método consiste en verter la mezcla a través de un medio poroso que deja pasar el líquido y retiene el sólido. En el laboratorio se usa el papel filtro, que se coloca en forma de cono en un embudo de vidrio, a través del cual se hace pasar la mezcla, reteniendo el filtro la parte sólida y dejando pasar el líquido. Filtración en caliente papel de filtro
Filtración al vacío papel
embudo
embudo
Estas técnicas se utilizan sobre todo para separar soluciones. Nuestro tema de esta semana.
¡A trabajar! Escoja una o varias técnicas para separar la siguiente mezcla y explique el porqué de su elección. Una mezcla de agua, sal y arena.
238
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. Soluciones Si usted prepara una taza de café y la endulza con una cucharadita de azúcar, ¿puede distinguir cuáles son las partículas de café, agua y azúcar? ¡Claro que no! Porque todos estos componentes han formado una solución. Una solución o disolución es una mezcla homogénea de un soluto (sustancia que se disuelve) distribuida de manera uniforme en un solvente (sustancia donde se disuelve el soluto). Las soluciones se caracterizan porque: • A simple vista son mezclas homogéneas, no podemos distinguir sus componentes. • La composición varía dentro de ciertos límites. Retomando el ejemplo inicial, una solución de café puede tener más o menos cantidad de café y de azúcar y seguirá siendo una solución.
Recuerde: una mezcla homogénea es aquella que presenta una sola fase.
• Sus componentes se pueden separar por métodos físicos, como vimos en la sección ¡Para comenzar! Por ejemplo, si ponemos a hervir la taza de café hasta que el agua se evapore, nos quedará un soluto formado por azúcar y café. Hervir el café, sin azúcar, es el método que utiliza la industria para fabricar el café instantáneo. • Siempre están formadas por dos componentes: soluto y solvente. Generalmente el soluto está presente en menor cantidad que el solvente.
Ejercicio 1 A.
B.
Rellene el cuadro de las sustancias homogéneas. Tiene un ejemplo.
cristal de ventana
infusión de té
agua en aceite
gasolina
agua con hielo
harina en agua
Rellene el cuadro de la respuesta correcta. Tiene un ejemplo. 0) 1)
¿Cuál de las siguientes sustancias no es una solución? aire
chirmol
vinagre
¿Qué tipo de sustancia participa en menor proporción en una solución? soluto
solvente
solución
Química II − Semana 32
239
1.1 Clasificación de las soluciones Las soluciones se clasifican por su estado de agregación y por su concentración. Veamos:
a. Por su estado de agregación Las soluciones se presentan en tres estados:
Soluciones líquidas sólidos en líquidos: el soluto es sólido y el solvente, líquido. • Por ejemplo: azúcar disuelta en agua, infusión de té, sal disuelta en la sopa, etc. gases en líquidos: el soluto es un gas y el solvente, líquido. • Por ejemplo: oxígeno en agua, bebidas carbonatadas (aguas gaseosas), oxígeno en sangre, etc. líquidos en líquidos: el soluto y el solvente son líquidos. • Por ejemplo: diferentes mezclas de alcohol en agua, agua y etilenglicol (anticongelante), vinagre con agua, etc.
Soluciones sólidas sólido en sólido: tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. • Las aleaciones son ejemplos de este tipo de solución. El bronce es una aleación de cobre disuelto en estaño, el acero es una aleación de carbono en hierro, etc. gas en sólido: el soluto es un gas y el solvente, sólido. • Por ejemplo: hidrógeno en paladio. líquido en sólido: el soluto es líquido y el solvente, sólido. • Por ejemplo: las amalgamas dentales se fabrican con mercurio líquido mezclado con plata sólida.
Soluciones gaseosas Las soluciones gaseosas solo pueden ser gases en gases. En ellas tanto el soluto como el solvente son gaseosos. Por ejemplo: oxígeno en nitrógeno (aire), dióxido de carbono en oxígeno (aire).
240
IGER − Tacaná
Ejercicio 2 A.
B.
Complete el cuadro. Escriba el estado de cada solución que se presenta. Tiene un ejemplo. solución
soluto
solvente
ejemplo
líquida
sólido
líquido
agua de mar
gas
líquido
oxígeno en agua
sólido
líquido
azúcar en la sangre
Rellene el cuadro de la respuesta correcta. Tiene un ejemplo. 0)
En el agua de mar, ¿cuál es el soluto?
sal
agua
arena
1)
¿Cuál de las siguientes soluciones está en estado gaseoso?
aire sin humo
agua carbonatada (agua gaseosa)
oxígeno en la savia de las plantas
2)
El oro blanco es una aleación de platino en oro. ¿Qué tipo de solución es?
sólido en líquido
líquido en sólido
sólido en sólido
3)
El gas natural es una solución de gas dióxido de carbono y de nitrógeno gaseoso en gas metano. Aunque su composición varía en función del yacimiento del que se saca, el metano es el 90% o 95% de la solución. ¿Qué gas es el solvente?
metano
nitrógeno
dióxido de carbono
Química II − Semana 32
241
b.
Por su concentración
La composición de una solución varía según la cantidad de soluto o solvente. Fíjese:
Solución saturada Es aquella que contiene tanto soluto como puede disolverse en una cantidad determinada de solvente a temperatura ambiente. Esta solución es estable. Ejemplo:
Saturar significa combinar dos o más cuerpos en las proporciones máximas en que pueden unirse.
Si tomamos 10 onzas de agua a temperatura ambiente, podemos disolver, aproximadamente, hasta 25 cucharadas de azúcar. Con esta cantidad de agua y azúcar tendremos una solución saturada. Con cada cucharada de azúcar que disolvamos, la solución se irá tornando más amarilla. Esta solución tendrá un aspecto transparente aunque sea de color amarillo.
Solución insaturada o diluida Es aquella en la que la concentración del soluto es menor que la concentración de una solución saturada a temperatura ambiente. Ejemplo: Si tomamos 10 onzas de agua a temperatura ambiente y disolvemos menos de 25 cucharadas de azúcar (puede ser 1,2 3… hasta 24) tendremos una solución insaturada. La solución, dependiendo de las cucharadas de azúcar que agreguemos, será transparente e incolora o transparente de color amarillo.
Solución sobresaturada Es aquella en la que la concentración de soluto es mayor que la de una solución saturada. Es inestable porque depende de la temperatura. Para lograr que el soluto se disuelva, hay que calentar la solución. Ejemplo: Si tomamos 10 onzas de agua a temperatura ambiente y disolvemos más de 25 cucharadas de azúcar (pueden ser 26,27…) ésta no se disolverá en el agua. La solución será de color amarillo, pero tendrá un aspecto turbio. Los granos de azúcar flotarán por la solución y se depositarán en el fondo del recipiente. Si calentáramos el agua con el azúcar y agitáramos para que se disolviera, conseguiríamos una solución sobresaturada, porque “a fuerza” de calentarla lograríamos que admitiera más soluto, en este caso azúcar, del que podría disolver a temperatura ambiente.
242
IGER − Tacaná
Ejercicio 3 Rellene el cuadro de la respuesta correcta. Tenemos tres vasos con la misma cantidad de agua. En el vaso A hemos disuelto una cucharada de azúcar. En el vaso B hemos disuelto dos cucharadas de azúcar. En el vaso C hemos disuelto tres cucharadas de azúcar. 1)
La solución A, ¿cómo es con respecto a la B?
más diluida
más concentrada
2)
La solución C, ¿cómo es con respecto a la A?
más diluida
más concentrada
3)
ninguna de las anteriores
ninguna de las anteriores
De las tres soluciones, ¿cuál es la más concentrada?
solución A
solución B
solución C
4)
Si quisiéramos preparar una solución más concentrada que las solución C, ¿qué podríamos hacer?
agregar más azúcar
agregar la misma cantidad de azúcar, pero menos cantidad de agua
5)
las dos anteriores son correctas
Si preparamos un caldo que ha quedado salado y queremos disminuir la sal, ¿qué debemos hacer?
agregar más sal
agregar más agua
hervirlo para que el agua se evapore
Química II − Semana 32
243
2. Concentración de una solución La concentración de una solución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente. Cuando se trabaja en la industria o la ciencia, la concentración debe expresarse de manera cuantitativa. Nosotros aprenderemos a expresar las concentraciones en porcentaje masamasa (% m/m) y en porcentaje volumen – volumen (% v/v).
2.1 Porcentaje masa – masa (% m/m) El porcentaje masa – masa se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la solución: % m/m =
masa de soluto (g) x 100 masa de solución (g)
Para realizar cálculos con los porcentajes masa – masa, debemos saber que la suma de la masa del soluto más la masa del solvente es igual a la masa de la solución. solución = soluto + solvente Podemos despejar esta ecuación y encontrar los otros componentes:
• soluto = solución – solvente
• solvente = solución – soluto
Por ejemplo: Se disuelven 23 gramos de cloruro de sodio (NaCl) en 110 gramos de agua (H2O). Calcule el porcentaje masa – masa. 1. Calculamos la masa de la solución:
solución = soluto + solvente
solución = 23 g + 110 g
solución = 133 g 2. Aplicamos la fórmula para calcular el % m/m: % m/m =
masa de soluto x 100 masa de solución
% m/m =
23 g x 100 = 17.3 133 g
3. Escribimos la respuesta: El porcentaje masa – masa de la solución 17.3%.
244
IGER − Tacaná
¡Otro ejemplo! ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio (NaCl) se necesitan para preparar 150 gramos de solución al 4% m/m? Como lo que necesitamos es la masa del soluto utilizamos la fórmula:
% masa =
masa de soluto x 100 masa de solución
Sustituimos los datos que nos dan y despejamos: masa de soluto x 100 150 g
4 % masa =
150 g x 4% = masa de soluto x 100 150 g x 4 = masa de soluto 100
Al dividir entre 100, eliminamos el porcentaje.
6 g = masa del soluto
Escribimos la respuesta: Se necesitan 6 gramos de cloruro de sodio (NaCl).
Ejercicio 4 Resuelva el problema de porcentaje masa – masa. Siga los pasos y exprese su resultado con una cifra decimal.
Se prepara una solución agregando 7 gramos de bicarbonato de sodio (NaHCO3) a 100 gramos de agua (H2O). Calcular el porcentaje m/m de esta solución. 1.
Calcule la masa de la solución:
solución = soluto + solvente
solución =
g+
solución =
g
2.
Aplique la fórmula para calcular el % m/m
% masa =
% masa =
3.
g
masa de soluto x 100 masa de solución x 100 =
Escriba la respuesta:
Química II − Semana 32
245
2.2 Porcentaje volumen – volumen (% v/v) El porcentaje volumen – volumen se define como el volumen de soluto (sustancia que se disuelve), expresado en mililitros, que hay en 100 mL de solución. % v/v =
volumen de soluto x 100 volumen de la solución
La suma del volumen del soluto más el volumen del solvente es igual al volumen de la solución. solución = soluto + solvente Al igual que en el % m/m, podemos despejar esta ecuación y encontrar los otros componentes:
• soluto = solución – solvente
• solvente = solución – soluto
Por ejemplo: Si se disuelven 20 mL de alcohol en 80 mL de agua, ¿Cuál es el % v/v de alcohol en la solución? 1. Calculamos el volumen de la solución:
solución = soluto + solvente
solución = 20 mL + 80 mL
solución = 100 mL 2. Aplicamos la fórmula para calcular el % v/v % volumen =
volumen de soluto x 100 volumen de la solución
% volumen =
20 mL x 100 = 20 100 mL
3. Escribimos la respuesta: El porcentaje volumen – volumen de la solución es 20 % de alcohol.
246
IGER − Tacaná
¡Otro ejemplo! ¿Qué volumen de jugo de limón se necesita para preparar una solución de 2000 mL al 15 %? Como lo que necesitamos es el volumen del soluto, utilizamos la fórmula y despejamos: % volumen =
15 % =
volumen de soluto x 100 volumen de la solución volumen de soluto x 100 2000 mL
2000 mL x 15% = volumen de soluto x 100 2000 mL x 15 = volumen de soluto x 100 100 300 mL = volumen del soluto Escribimos la respuesta: Se necesitan 300 mililitros de jugo de limón para preparar una solución al 15% v/v.
Recuerde: Al dividir entre cien, eliminamos el porcentaje.
Ejercicio 5 Resuelva el problema de porcentaje volumen – volumen. Siga los pasos.
Una solución de vitamina C tiene 25 mL de la vitamina disueltos en 250 mL de agua. ¿Cuál es el porcentaje volumen – volumen de vitamina C en la solución? 1.
Calcule el volumen de la solución:
solución = soluto + solvente
solución =
mL +
solución =
mL
2.
mL
Aplique la fórmula para calcular el % v/v
% volumen =
volumen de soluto x 100 volumen de la solución
% volumen =
25 mL x 100 = 275 mL
3.
Escriba la respuesta:
Química II − Semana 32
247
Resumen 1.
Una solución o disolución es una mezcla homogénea de un soluto (sustancia que se disuelve) distribuida de manera uniforme en un solvente (sustancia donde se disuelve el soluto).
1.1 Clasificación de las soluciones a. Por su estado de agregación pueden ser: Soluciones líquidas: sólidos en líquidos, gases en líquidos y líquidos en líquidos. Soluciones sólidas: sólido en sólido, gas en sólido y líquido en sólido. Soluciones gaseosa: gases en gases. b. Por su concentración pueden ser: Solución saturada: es aquella que contiene tanto soluto como puede disolverse en una cantidad determinada de solvente a temperatura ambiente. Esta solución es estable. Solución insaturada o diluida: es aquella en la que la concentración del soluto es menor que la concentración de una solución saturada a temperatura ambiente. Solución sobresaturada: es aquella en la que la concentración de soluto es mayor que la de una solución saturada. Es inestable porque depende de la temperatura. Para lograr que el soluto se disuelva, hay que calentar la solución. 2.
Concentración de una solución
La concentración de una solución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente. 2.1 Porcentaje masa – masa (% m/m)
El porcentaje masa – masa se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución: % masa =
masa de soluto (g) x 100 masa de solución (g)
solución = soluto + solvente
2.2 Porcentaje volumen – volumen (% v/v)
El porcentaje volumen – volumen se define como el volumen de soluto (sustancia que se disuelve), expresado en mililitros, que hay en 100 ml de solución. % volumen =
248
IGER − Tacaná
volumen de soluto x 100 volumen de la solución
solución = soluto + solvente
Autocontrol Actividad 1.
Relacione información
Rellene el cuadro de la respuesta correcta. 1)
¿Cuál de las siguientes no es una solución gaseosa?
solución de alcohol aire sin contaminación gas refrigerante gas amonio
2)
De los siguientes, ¿cuál es un ejemplo de gas mezclado en líquido?
limonada agua de río aire con humo (smog) agua carbonatada (agua gaseosa)
3)
¿Cuál de las siguientes es una solución sólido en líquido?
agua mineral arena en agua agua azucarada agua gaseosa
4)
¿Cómo se llama la solución que está diluida y que admitiría más soluto?
insaturada saturada acuosa sobresaturada
5)
¿Cómo se llama la solución en la que el soluto y el solvente están en equilibrio?
saturada insaturada sobresaturada acuosa
Actividad 2 Rellene el cuadro que corresponde a soluciones de gases en líquidos.
agua de mar
agua de río
agua gaseosa
aire
bebida efervescente
agua pura Química II − Semana 32
249
Actividad 3 Subraye el inciso correcto. Tiene un ejemplo. 0)
Indique cual de las siguientes afirmaciones es cierta:
A.
Todas las soluciones saturadas son soluciones concentradas.
B.
No hay soluciones gas-líquido saturadas.
C.
En todas las soluciones hay varios solutos y un solvente
D. Las tres afirmaciones anteriores son falsas. 1)
Acerca de una solución podemos afirmar que:
A.
La composición varía dentro de ciertos límites.
B.
Sus componentes no se pueden separar por métodos físicos.
C.
El solvente nunca está presente en mayor cantidad que el soluto.
D.
El soluto está distribuido de forma heterogénea en el solvente.
2)
Una solución es un sistema:
A.
Heterogéneo constituido por más de un componente.
B.
Homogéneo separable en sus componentes por medios físicos.
C.
Homogéneo constituido por más de un componente y separable en sus componente solamente por medios químicos.
D.
Homogéneo constituido por un solo componente.
3)
Una solución sobresaturada es:
A.
Inestable porque el soluto nunca se disuelve.
B.
Estable porque contiene mayor cantidad de soluto.
C.
Estable porque contiene mayor cantidad de solvente.
D.
Inestable porque el soluto se disuelve solo si se calienta la solución.
Actividad 4 Complete el mapa conceptual con las características de una solución. Una solución se caracteriza por:
250
IGER − Tacaná
Actividad 5 Indique a la derecha de cada solución el estado de agregación en el que se encuentra el soluto, el solvente y la solución. Tiene un ejemplo. Ejemplos: amalgama dental (mercurio en plata)
soluto
solvente
solución
sólido
líquido
sólida
agua azucarada bebida de café agua mineral (soda)
Actividad 6 1)
Calcule en su cuaderno la concentración de las soluciones que se han preparado disolviendo: a.
20 gramos de azúcar en 300 gramos de agua.
b. 6 gramos de sal en 80 gramos de agua. c.
50 gramos de naftaleno en 500 gramos de benceno.
Exprese sus resultados con 2 cifras decimales. 2)
Determine el volumen de soluto en 45 mL de solución al 7% v/v
3)
Determine el volumen del solvente en 800 mL de solución al 14% v/v
4)
Si se mezclan 15 mL de alcohol con 350 mL de agua, ¿cuál es el % v/v de la solución?
Actividad 7 A.
Determine el porcentaje m/m o v/v, según corresponda para cada una de las siguientes soluciones. 1)
7 gramos de hidróxido de sodio (NaOH) disueltos en suficiente agua para obtener 200 gramos de solución.
2)
3 gramos de cloruro de potasio (KCl) en 80 gramos de agua.
3)
2.5 mL del indicador fenolftaleína (C20H14O4) en suficiente alcohol para obtener 50 mL de solución.
4)
80 mL de alcohol en suficiente agua para obtener 1000 mL de solución. Química II − Semana 32
251
B.
En los siguientes enunciados escriba una F si la oración es falsa y una V si es verdadera. Justifique su respuesta con los cálculos necesarios. Hágalos en su cuaderno. 1)
Si se tiene una solución con una concentración 25% m/m, quiere decir que se tuvo que disolver una masa de 25 g del soluto en 100 mL de agua (solvente).
2)
Si se pesaron 0.7 g de cloruro de sodio (NaCl) y se disolvieron en 100 gramos de agua, la concentración de la solución es de 0.7% m/m.
3)
15 mL de acetato de sodio se disolvieron en 125 mL de agua. Por lo tanto tenemos una solución con una concentración de 10.71% v/v.
Actividad 8 Resuelva los siguientes problemas de concentración. Hágalo en su cuaderno. Exprese sus resultados con 2 cifras decimales. 1)
Para sazonar un caldo de pescado hay que añadir 16 gramos de sal por 2000 gramos de caldo. ¿Cuál es el % m/m de la solución?
2)
En un vaso de colocan 200 gramos de alcohol con 2 gramos de yodo que se disuelven totalmente. ¿Cuál es el % m/m de la solución?
3)
Es obligatorio que en las etiquetas de agua mineral aparezca el porcentaje de las diferentes sales que tiene disueltas. Por cada 2500 gramos de agua hay disueltos: 2.1 gramos de sodio; 3.2 gramos de magnesio; 6.4 gramos de potasio y 22.5 gramos de bicarbonato.
¿Qué porcentajes escribiría si tuviera que elaborar la etiqueta? Realice los cálculos y escriba los resultados en el recuadro. sal
concentración % m/m
sodio magnesio potasio bicarbonato
252
4)
¿Qué volumen de solución debemos preparar con 500 mL de alcohol para que la solución resultante tenga un 40% v/v?
5)
Un suero de 750 mL tiene una concentración de 60% v/v de dextrosa (un azúcar). ¿Cuántos mL de dextrosa están disueltos?
6)
Al hacer un análisis de glucosa en sangre, se encuentra que una muestra de 5 gramos de sangre contiene 0.00812 g de glucosa. Calcular el porcentaje m/m de la glucosa en la muestra de sangre.
IGER − Tacaná
¡A la ciencia por la experiencia!
¿Se mezclan o no se mezclan? Esta semana le proponemos experimentar con soluciones (mezclas homogéneas) y mezclas heterogéneas.
¿Qué necesita? 5 frascos de vidrio agua 1 sobre o un frasquito de color vegetal 3 cucharadas de aceite de cocina 3 cucharadas de azúcar 3 cucharadas de harina 5 ml de alcohol 1 gotero
¿Qué debe hacer? 1. Numere y etiquete los cinco frascos de vidrio con los letreros: color vegetal, aceite, azúcar, harina y alcohol. 2. Agregue a todos agua hasta la mitad del frasco 3. Al frasco número 1 agregue con cuidado 2 cucharadas de color vegetal y observe. Si el colorante es líquido, agregue 2 goteros. 4. En el frasco número 2 eche 2 cucharadas de aceite y observe. Mezcla
5. Al frasco 3 agregue poco a poco dos cucharadas de azúcar y observe. 6. Al frasco 4 agregue 2 cucharadas de harina y observe. 7. Al frasco 5 agregue 2 goteros de alcohol y observe. 8. Deje reposar unos 5 minutos 9. Agite con cuidado el contenido de cada uno de los frascos. Anote sus observaciones en un cuadro como este:
Observaciones
¿Es una solución?
color vegetal + agua aceite + agua azúcar + agua harina + agua alcohol + agua
Química II − Semana 32
253
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Conozco algunos métodos físicos para la separación de mezclas.
2.
Identifico sustancias homogéneas.
3.
Reconozco las características de una solución.
4.
Identifico soluto y solvente en una solución.
5.
Clasifico soluciones por su estado de agregación y por su concentración.
6.
Calculo la concentración de una solución en porcentaje masa – masa y volumen – volumen.
7.
Determino a través de un experimento qué mezclas forman soluciones.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
254
IGER − Tacaná
33
Coloides
Química II − Semana 33
255
Los logros que conseguirá esta semana son: Definir qué es un coloide. Identificar las fases que forman un coloide. Reconocer las características de un coloide. Nombrar y ejemplificar distintos tipos de coloide. Conocer algunos coloides que forma la gelatina y los usos que se le da. Experimentar con el efecto Tyndall.
¿Qué encontrará esta semana?
256
¡Para comenzar!
• La mayonesa, un coloide muy sabroso
El mundo de la química
Coloides: • Características de los coloides • Composición de los coloides • Clasificación de los coloides por su estado de agregación
¡A la ciencia por la experiencia!
• ¿Coloide o solución?
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! La mayonesa, un coloide muy sabroso Receta de mayonesa básica Ingredientes: • 2 yemas de huevo
• 1 taza de aceite de oliva
• 1 cucharadita de mostaza
• sal y pimienta al gusto
• 1 cucharadita de jugo de limón Preparación: Batir las yemas con la mostaza y el jugo de limón. Cuando estén espumosos, ir añadiendo el aceite gota a gota. Una vez que vea que ha “ligado”, puede añadir el aceite en un chorrito muy fino hasta terminar de incorporarlo todo. Salpimentar y ¡a disfrutar! La mayonesa es una mezcla de dos líquidos en el que uno forma pequeñas partículas que se dispersan uniformemente en el otro. El nombre químico para las combinaciones de este tipo es coloide. La mayonesa no es el único coloide utilizado en la cocina, también son coloides la leche, la crema y la mantequilla. En el caso de los coloides culinarios, uno de los líquidos suele ser grasa y el otro agua. Los líquidos se pueden combinar de dos maneras: • El aceite puede formar gotas suspendidas en el agua, o • el agua formar gotas suspendidas en el aceite. La leche es un ejemplo de aceite en agua porque una cantidad pequeña de grasa semisólida se dispersa en una cantidad mayor de agua. La crema es un ejemplo similar, pero con mucha más grasa. Esta semana estudiaremos los coloides y sus características. ¡A trabajar! Busque en el diccionario la definición de coloide y cópiela.
Química II − Semana 33
257
El mundo de la química
1. Coloides Como vimos en la sección ¡Para comenzar!, la leche, la crema y la mayonesa son algunos coloides conocidos. El nombre coloide viene de la palabra griega kolla que significa goma o cola y de la partícula eidos que significa forma. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: la tendencia a que sus elementos ‟se peguen” y formen coágulos o grumos. Un coloide es una mezcla en la que una sustancia compuesta por partículas se dispersa de manera uniforme en un solvente. Debido a esta dispersión, algunos coloides tienen el aspecto de soluciones.
1.1 Características de los coloides • Presentan una apariencia viscosa. Esta característica la podemos observar con facilidad en la clara de huevo. • Sus componentes no se sedimentan, es decir no se depositan en forma de sólido en el fondo de los recipientes. Tampoco se pueden filtrar.
Robert Brown (1773–1858) Científico británico que investigó el efecto Browniano
• Las partículas de un coloide muestran un movimiento rápido, irregular y vigoroso que se llama movimiento Browniano. Este nombre se dió en honor del botánico inglés Robert Brown, el primer científico que investigó este fenómeno en las células del polen. El movimiento Browniano solo se puede observar a través de un microscopio. Este movimiento permite que las partículas se mantengan en suspensión y no se sedimenten. En la gráfica de la izquierda se observa a través de un microscopio el movimiento Browniano de partículas coloidales de la sangre. Si trazáramos una gráfica del movimiento, veríamos una imagen como la de la derecha.
John Tyndall (1820–1893) Científico británico que investigó el efecto Tyndall
258
IGER − Tacaná
• Cuando los coloides son atravesados por un rayo de luz, este se dispersa. Este fenómeno se llama efecto Tyndall en honor al científico británico John Tyndall quien lo investigó. Por ejemplo: Cuando un rayo de sol entra por una rendija en una habitación oscura, podemos observar partículas de polvo que parecen manchitas de luz. Este es el efecto Tyndall.
1.2 Composición de los coloides La diferencia entre solución y coloide es el tamaño de las partículas en solución. Si las partículas tienen un diámetro entre 1,000 a 200,000 picómetros se trata de un coloide y si es menor, se trata de una solución. En el caso de los coloides se habla de fase dispersa y de medio de dispersión, conceptos equivalentes a los del soluto y solvente usados en las soluciones. Un coloide está formado por dos fases separadas: • La fase dispersa: son las partículas que se caracterizan, como ya vimos, por su tamaño. Estas partículas se llaman micelas. Aunque a simple vista no pueden observarse, son más grandes que cualquier molécula. La fase dispersa se encuentran en menor proporción en el coloide.
El picómetro es una unidad de longitud que equivale a una billonésima (1,000,000,000,000) parte de un metro. Se abrevia pm. 1 pm = 1 x 10−12 m
• Medio de dispersión: es la fase en la que se encuentran distribuidas las micelas. Por ejemplo en la leche, la grasa forma la fase dispersa y el agua es el medio de dispersión.
Ejercicio 1 Rellene el cuadro de la respuesta correcta. Tiene un ejemplo. 0)
¿Cómo se llaman las partículas dispersas en un coloide?
átomos cristales micelas
1)
¿Cuál es la apariencia de los coloides?
viscosa líquida gaseosa
2)
¿Cuál es el medio de dispersión en la mayonesa?
sal limón aceite
3)
¿Con qué aparato se puede observar el movimiento Browniano?
lupa microscopio termómetro
Química II − Semana 33
259
2. Clasificación de los coloides por su estado de agregación Aunque el coloide típico es aquel en el que la fase dispersa se compone de micelas sólidas y el medio de dispersión es un líquido, pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación y tienen nombres especiales. Veamos: nombre
medio de dispersión
fase dispersa
ejemplos
aerosol líquido
líquido
gas
niebla, nubes
aerosol sólido
sólido
gas
polvo, humo
espuma
gas
líquido
espumas (de jabón, de mar, etc), crema de afeitar, crema batida
emulsión
líquido
líquido
leche, mayonesa, crema cosmética
sol
sólido
líquido
pinturas, tinta china, goma arábiga, jaleas
espuma sólida
gas
sólido
piedra pómez, esponja
sólido
mantequilla, queso
sólido
gelatina, gomitas (dulces), medicamentos en forma de geles, pasta de dientes
emulsión sólida líquido gel
líquido
Ejercicio 2 Rellene el cuadro de la respuesta correcta. Tiene un ejemplo. 0)
De los siguientes, ¿cuál es un ejemplo de emulsión sólida?
esponja leche mantequilla
1)
La crema de afeitar es un coloide. ¿Con qué nombre se clasifica?
espuma sol emulsión
2)
De los siguientes, ¿cuál es un ejemplo de sol?
queso jalea mayonesa
260
IGER − Tacaná
Resumen 1.
Coloides
Un coloide es una mezcla en la que una sustancia compuesta por partículas se dispersa de manera uniforme en un solvente.
1.1 Características de los coloides • Presentan una apariencia viscosa. • Sus componentes no se sedimentan, ni se filtran. • Las partículas presentan movimiento Browniano. • Presentan el efecto Tyndall. 1.2 La diferencia entre solución y coloide es el tamaño de las partículas en solución. En el caso de los coloides se habla de fase dispersa y de medio de dispersión, conceptos equivalentes a los del soluto y solvente usados en el caso de las soluciones. Un coloide está formado por dos fases separadas: • La fase dispersa: está formada por partículas o micelas. • Medio de dispersión: es la fase en la que se encuentran distribuidas las micelas. 2.
Clasificación de los coloides por su estado de agregación nombre
fase dispersa
medio de dispersión
ejemplos
aerosol líquido
líquido
gas
niebla, nubes
aerosol sólido
sólido
gas
polvo, humo
espuma
gas
líquido
espumas (de jabón, de mar, etc), crema de afeitar, crema batida
emulsión
líquido
líquido
leche, mayonesa, crema cosmética
sol
sólido
líquido
pinturas, tinta china, goma arábiga, jaleas
espuma sólida
gas
sólido
piedra pómez, esponja
emulsión sólida líquido
sólido
mantequilla, queso
gel
sólido
gelatina, gomitas (dulces), medicamentos en forma de geles, pasta de dientes
líquido
Química II − Semana 33
261
Autocontrol Actividad 1.
Construya una definición
Escriba con sus palabras qué es un coloide. Ayúdese con las palabras del mapa conceptual.
mezcla homogénea
micelas
coloide fase dispersa
fases medio dispersante
Actividad 2.
Identifique las características de los coloides
Complete el mapa conceptual con las características de los coloides.
Coloides se caracterizan por:
262
IGER − Tacaná
Actividad 3.
Relacione información
Rellene el cuadro de la respuesta correcta. 1)
2)
¿A qué concepto corresponde la definición ‟mezcla en la que una sustancia compuesta por partículas se dispersa de manera uniforme en un solvente”?
solución
¿Qué nombre reciben las partículas que forman la fase dispersa en un coloide?
moléculas
coloide efecto Tyndall
espumas micelas
3)
¿Qué tipo de coloide ejemplifica la leche?
sol aerosol emulsión
4)
¿Qué tipo de coloide ejemplifica la niebla?
sol aerosol emulsión
5)
En el humo, ¿en qué estado se encuentra la fase dispersa?
gas sólido líquido
6)
En la crema de rasurar, ¿en qué estado se encuentra el medio dispersante?
gas sólido líquido
7)
De las siguientes mezclas, ¿cuál presenta el efecto Tyndall?
agua de mar agua carbonatada (gaseosa) mayonesa Química II − Semana 33
263
Actividad 4 Complete el cuadro de los coloides. Tiene un ejemplo. nombre
fase dispersa
medio de dispersión
ejemplo
emulsión sólida
líquido
sólido
mantequilla
espuma emulsión sol
Actividad 5 A.
Lea el texto. Un coloide de colores La gelatina es una sustancia de origen animal formada por proteínas. Se extrae de pieles, huesos y otros tejidos animales. La gelatina es un alimento muy fácil de digerir. Aporta proteínas de bajo valor nutritivo, pero es una buena opción para personas enfermas o recién operadas. La gelatina se vende en sobres que contienen polvos secos o láminas secas transparentes o con colorantes. Al poner la gelatina seca en contacto con un líquido, lo absorbe y se hincha. Generalmente la gelatina se prepara con agua caliente y se forma un sol. En este caso el agua es el medio dispersante. Cuando la gelatina se enfría, aumenta su viscosidad, se solidifica y forma un gel. El estado de gel es reversible al estado de sol si se calienta. Con la gelatina se puede formar una espuma. Esta forma se usa en alimentos preparados como sopas, caramelos, mermeladas y algunos postres. También se emplea en la industria farmacéutica y cosmética para recubrir las cápsulas.
B.
Responda a las preguntas. 1)
¿De qué está formada la gelatina?
2)
¿De dónde se extrae la gelatina?
3)
La gelatina forma un sol al mezclarse con agua caliente. ¿Cuál es la fase dispersa y cuál el medio dispersante?
4)
¿Qué coloides forma la gelatina?
5)
¿Qué utilidades tiene la gelatina? Escriba al menos tres.
264
IGER − Tacaná
¡A la ciencia por la experiencia!
¿Coloide o solución? Con este sencillo experimento podrá comprobar que los coloides sufren el efecto Tyndall.
¿Qué necesita? 2 vasos de vidrio transparente 3 cucharadas de gelatina de sabor 3 cucharadas de sal de mesa 1 linterna de mano 1 paleta agua caliente un cuarto oscuro lápiz libreta de campo
¿Qué debe hacer? 1. En uno de los vasos de vidrio, disuelva las 3 cucharadas de gelatina de sabor en agua caliente. 2. En el otro vaso disuelva las 3 cucharadas de sal en agua caliente. 3. Coloque los vasos uno junto al otro en un cuarto oscuro. 4. Encienda la linterna y pase el haz de luz a través de los dos vasos. Anote sus observaciones en su libreta de campo. Responda en su libreta de campo. ¿Cuál de las sustancias en un coloide? Justifique su respuesta.
Investigue en la red... Lo invitamos a realizar otros experimentos con coloides. Encuéntrelos en esta dirección: redescolar.ilce.edu.mx/redescolar/.../suspcolo.htm Química II − Semana 33
265
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar
Después de estudiar...
1.
Defino qué es un coloide.
2.
Identifico las fases que forman un coloide.
3.
Reconozco las características de un coloide.
4.
Nombro y ejemplifico distintos tipos de coloide.
5.
Conozco algunos coloides que forma la gelatina y los usos que se le da.
6.
Experimento con el efecto Tyndall.
Notas: Escriba aquí sus inquietudes, descubrimientos o dudas para compartir en el centro de orientación.
266
IGER − Tacaná
34
Repaso Semanas 30-33
Química II − Semana 34
267
Los logros que conseguirá esta semana son: Repasar los contenidos de las semanas 30 a 33. Prepararse para la prueba final.
Amiga y amigo estudiante: Es el momento de repasar los temas de la semana treinta a la treinta y tres que se evaluarán en la prueba final. Le sugerimos: • Busque un lugar tranquilo para estudiar, evite interrupciones para que pueda concentrarse. • Lea los resúmenes de cada semana. Subraye o anote las ideas más importantes. • Escuche la clase radial y resuelva los ejercicios que le proponen sus maestros locutores. • Compruebe que ha realizado correctamente los autocontroles de cada semana. Si tiene dudas, anótelas. • Estudie un poquito cada día. Haga un plan de los días que le quedan hasta el día de la prueba y dosifique los contenidos. Al realizar su plan, recuerde aquellos temas que le resultaron más difíciles y dedíqueles más tiempo. ¡A estudiar con ganas!
268
IGER − Tacaná
El mundo de la química
1. Ecuaciones balanceadas 1.
Balancear una ecuación consiste en buscar coeficientes numéricos que hagan que el número de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo en los reactivos que en los productos.
¿Cómo obtenemos una ecuación balanceada?
Practicamos el método de tanteo o método de ensayo y error. Para obtener una ecuación balanceada, determinamos los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la reacción. Los coeficientes son, generalmente, números enteros.
Seguimos estos pasos: 1. Determinamos qué elementos no están balanceados. Lo podemos hacer por simple inspección o con la ayuda de una tabla. 2. Balanceamos uno por uno los elementos, escribiendo un número entero que nos permita obtener el mismo número de átomos en ambas partes de la ecuación. La siguiente ecuación está balanceada, según lo indican los coeficientes de cada sustancia: 3NaOH + H3PO4 número de átomos en reactivos
Na3PO4 + 3H2O número de átomos en productos
Na = 3 (3NaOH)
Na = 3 (Na3PO4)
O=7
(3NaOH + H3PO4)
O=7
(Na3PO4 + 3H2O)
H=6
3 + 4 (3NaOH + H3PO4)
H=6
4 + 3 (3H2O)
P=1
3
+ 3
(H3PO4)
6 P=1
(Na3PO4)
Ejercicio 1. Relacione conceptos Rellene el cuadro de la respuesta correcta. Tiene un ejemplo. 0)
KOH + H2 En la ecuación: 2K + 2H2O ¿Cuál es el coeficiente que acompaña al KOH y que permite balancear la ecuación?
1
2
3
Química II − Semana 34
269
1)
1
2
3
2)
En la ecuación: 2NaBr + Cl2 NaCl + Br2 ¿Cuál es el coeficiente que acompaña al NaCl y que permite balancear la ecuación?
1
2
3
3)
En la ecuación: FeCl3 + 3NH4OH Fe(OH)3 + NH4Cl ¿Cuál es el coeficiente que acompaña al NH4Cl y que permite balancear la ecuación?
2
3
4
4)
En la ecuación: 2Cr + HNO3 2Cr(NO3)3 + 3H2 ¿Cuál es el coeficiente que acompaña al HNO3 y que permite balancear la ecuación?
4
6
10
5)
En la ecuación: C3H8 + O2 3CO2 + 4H2O ¿Cuál es el coeficiente que acompaña al O2 y que permite balancear la ecuación?
3
4
5
6)
270
En la ecuación: H2 + Cl2 HCl ¿Cuál es el coeficiente que acompaña al HCl y que permite balancear la ecuación?
En la ecuación: Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?
La ecuación está balanceada.
Hay que balancear los moles de azufre.
Hay que balancear los moles de hidrógeno.
IGER − Tacaná
Ejercicio 2 Balancee por el método de tanteo las siguientes ecuaciones. Siga los pasos que aprendió en la semana 30. Tiene un ejemplo. 0)
Balancee: H2SO4 + Ca3(PO4)2
CaSO4 + H3PO4
1. Escriba el número de átomos de cada elemento que hay en cada lado de la reacción, así sabrá qué elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
Ca = 3 (Ca3(PO4 )2 )
Ca = 1 (CaSO4 )
P=2
(Ca3(PO4 )2 )
P=1
(H3PO4 )
S=1
(H2SO4 )
S=1
(CaSO4 )
O = 12 (H2SO4 + Ca3(PO4 )2 )
O = 8 (CaSO4 + H3PO4 )
H=2
H = 3 (H3PO4 )
(H2SO4 )
2. Escriba el número 3 en la molécula de CaSO4 para balancear el calcio y el número 2 en la molécula de H3PO4, para balancear el fósforo. H2SO4 + Ca3(PO4)2
3CaSO4 + 2H3PO4
Escriba el número 3 en la molécula de H2SO4 para balancear el azufre, oxígeno e hidrógeno. 3H2SO4 + Ca3(PO4 )2
3CaSO4 + 2H3PO4
3. Compruebe que todos los átomos están balanceados: número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
Ca = 3 (Ca3(PO4 )2 )
Ca = 3 (3CaSO4 )
P=2
(Ca3(PO4 )2 )
P=2
(2H3PO4 )
S=3
(3H2SO4 )
S=3
(3CaSO4 )
O = 20 (3H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ) O = 20 (3CaSO4 + 2H3PO4 ) H=6
(3H2SO4 )
H=6
(2H3PO4 )
Química II − Semana 34
271
1)
Balancee:
HNO3
N2O5 + H2O
1. Escriba el número de átomos de cada elemento en cada lado de la reacción, así sabrá que elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
,
número de átomos en productos
N=
N=
O=
O=
H=
H=
2. Escriba el número hidrógeno y oxígeno.
en la molécula de HNO3, para balancear el nitrógeno, HNO3
N2O5 + H2O
3. Compruebe que todos los átomos están balanceados: número de átomos en reactivos
2)
número de átomos en productos
N=
N=
O=
O=
H=
H=
Balancee: Mg + HCl
MgCl2 + H2
1. Escriba el número de átomos de cada elemento en cada lado de la reacción, así sabrá que elementos no están balanceados. número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
Mg =
Mg =
Cl =
Cl =
H=
H=
2. Escriba el número
en la molécula de HCl, para balancear el cloro y el hidrógeno. Mg +
HCl
MgCl2 + H2
3. Compruebe que todos los átomos están balanceados: número de átomos en reactivos
272
IGER − Tacaná
número de átomos en productos
Mg =
Mg =
Cl =
Cl =
H=
H=
2. Estequiometría 1.
La estequiometría es el cálculo cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
1.1 Cálculos mol – mol
Para realizar cálculos estequiométricos mol – mol se necesita: • Observar la ecuación química balanceada. Si no estuviera balanceada, hay que hacerlo. • Usar los coeficientes de la ecuación balanceada. Estos indican las proporciones en moles en las que las sustancias reaccionan y se producen. • Escoger un factor de conversión que permita obtener el número de moles que nos preguntan. • Aplicar el factor de conversión para obtener la respuesta. • Escribir la respuesta.
1.2 Cálculos masa – masa
Para realizar cálculos estequiométricos masa – masa se necesita: • Observar la ecuación química balanceada. Si no estuviera balanceada, hay que hacerlo. • Usar los coeficientes de la ecuación balanceada para determinar los factores de conversión en moles de los reactivos y de los productos que nos interesan. Para esto necesitaremos: • Establecer factores de conversión y escoger uno que permita convertir a moles la masa que dan. • Establecer factores de conversión moles – moles y escoger el que permita convertir la sustancia que nos dan en la sustancia buscada. • Reconvertir los valores anteriores en masa y para eso hay que establecer otro factor de conversión moles – masa molar y escoger uno que permita obtener el número de gramos que preguntan. • Aplicar los factores de conversión para obtener la respuesta. • Escribir la respuesta. Química II − Semana 34
273
Ejercicio 3. Relacione conceptos Rellene el cuadro que corresponde al factor de conversión adecuado para cada uno de los casos. Tiene un ejemplo. 0)
1)
2)
3)
4)
Si desea saber cuántos átomos de neón (Ne) hay en 1.2 moles de neón (Ne), ¿qué factor de conversión debe usar? 20.1 g de Ne 1.0 mol de Ne
5)
274
6.022 x 1023 átomos de Ne 1.0 mol de Ne
¿Qué factor de conversión hay que usar para convertir 500 g de plomo (Pb) a moles de plomo (Pb)? 1 mol de Pb 207.2 g de Pb
207.2 g de Pb 1 mol de Pb
1 mol de Pb 2 mol de H+
¿Qué factor de conversión necesita para convertir 0.72 moles de bario (Ba) en gramos de bario (Ba)? 1 mol de Ba 6.022 x 1023 átomos de Ba
1 mol de Ba 137.3 g de Ba
137.3 g de Ba 1 mol de Ba
¿Qué factor de conversión necesita para encontrar el volumen molar de 0.97 moles de cloro molecular (Cl2)? 1 mol de Cl2 22.4 L de Cl2
1 mol de Cl2 71.0 g de Cl2
22.4 L de Cl2 1 mol de Cl2
En la ecuación química: Na2Cr2O7 + 2KCl
1.0 mol de Ne 6.022 x 1023 átomos de Ne
2NaCl + K2Cr2O7
¿Qué factor de conversión debe utilizar para obtener moles de cloruro de sodio (NaCl) a partir de moles de dicromato de sodio (Na2Cr2O7)? 2 moles de NaCl 2 moles de KCl
1 mol de Na2Cr2O7 2 moles de NaCl
2 moles de NaCl 1 mol de Na2Cr2O7
¿Qué factor de conversión debe usar para convertir 14.98 x 1026 moléculas de C60 en moles de C60? 1 mol de C60 6.022 x 1023 moléc. de C60
IGER − Tacaná
6.022 x 1023 moléc. de C60 1 mol de C60
1 mol de C60 14.98 x 1026 moléc. de C60
Ejercicio 4 Realice las conversiones en su cuaderno. 1)
El alcohol etílico (C2H5OH) se quema de acuerdo con la ecuación balanceada: C2H5OH + 3O2
2CO2+ 3H2O
¿Cuántos moles de dióxido de carbono (CO2) se producen cuando se queman 3.0 moles de alcohol etílico (C2H5OH) de esta manera?
2)
El octano (C8H18) se quema de acuerdo con la ecuación balanceada: 2C8H18 + 25O2
16CO2 + 18H2O
¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO2) se producen cuando se queman 5.0 g de octano (C8H18)?
3)
¿Qué masa de magnesio (Mg) se necesita para que reaccione con 9.3 g de nitrógeno (N)? La ecuación no balanceada de esta reacción es:
Mg + N2
Mg3N2
El primer paso es balancear la ecuación.
4)
Si 3.0 moles de dióxido de azufre (SO2) gaseoso reaccionan con oxígeno (O2) para producir trióxido de azufre (SO3), ¿cuántos gramos de oxígeno se necesitan? La ecuación no balanceada es: SO2 + O2
5)
SO3
¿Cuántos gramos de óxido de hierro (III), (Fe2O3), se pueden producir a partir de 2.5 g de oxígeno (O2) que reaccionan con hierro sólido (Fe)? La ecuación no balanceada es: Fe + O2
Fe2O3
6)
¿Cuántos gramos de agua (H2O) se forman a partir de la conversión total de 32.0 g de oxígeno gaseoso (O2) en presencia de hidrógeno gaseoso (H2), según la ecuación 2H2O? balanceada 2H2 + O2
7)
La fermentación de glucosa (C6H12O6) produce alcohol etílico, (C2H5OH) y dióxido de carbono (CO2). La ecuación balanceada es: C6H12O6
2C2H5OH + 2CO2
¿Cuántos gramos de alcohol etílico se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa?
Química II − Semana 34
275
3. Soluciones 1.
Una solución o disolución es una mezcla homogénea de un soluto (sustancia que se disuelve) distribuida de manera uniforme en un solvente (sustancia donde se disuelve el soluto).
1.1 Clasificación de las soluciones a. Por su estado de agregación pueden ser: Soluciones líquidas: sólidos en líquidos, gases en líquidos y líquidos en líquidos. Soluciones sólidas: sólido en sólido, gas en sólido y líquido en sólido. Soluciones gaseosa: gases en gases. b. Por su concentración pueden ser: Solución saturada: es aquella que contiene tanto soluto como puede disolverse en una cantidad determinada de solvente a temperatura ambiente. Esta solución es estable. Solución insaturada o diluida: es aquella en la que la concentración del soluto es menor que la concentración de una solución saturada a temperatura ambiente. Solución sobresaturada: es aquella en la que la concentración de soluto es mayor que la de una solución saturada. Es inestable porque depende de la temperatura. Para lograr que el soluto se disuelva, hay que calentar la solución. 2.
Concentración de una solución
La concentración de una solución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente. 2.1 Porcentaje masa – masa (% m/m)
El porcentaje masa – masa se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución:
% masa =
masa de soluto (g) x 100 masa de solución (g)
solución = soluto + solvente
2.2 Porcentaje volumen – volumen (% v/v)
El porcentaje volumen – volumen se define como el volumen de soluto (sustancia que se disuelve), expresado en mililitros, que hay en 100 ml de solución.
276
% volumen =
IGER − Tacaná
volumen de soluto x 100 volumen de la solución
solución = soluto + solvente
Ejercicio 5 A.
Rellene el cuadro de la respuesta correcta. Tiene un ejemplo. 0)
¿Qué tipo de sustancia participa en mayor proporción en una solución?
soluto solvente solución
1)
oxígeno
En el agua azucarada, ¿cuál es el soluto?
azúcar agua 2)
¿Cuál de las siguientes soluciones está en estado líquido?
aire de la atmósfera oxígeno en agua acero
3)
¿Cómo se llama la solución en la que el soluto y el solvente están en equilibrio?
saturada insaturada sobresaturada
B.
Complete la tabla para clasificar las soluciones y sus componentes según su estado de agregación. Tiene un ejemplo. solución
agua oxigenada medicinal
estado de la solución
líquido
soluto
peróxido de hidrógeno (H2O2 )
estado del soluto
líquido
solvente
agua
suero oral
sal común (NaCl) y azúcar (C12H22O11)
agua
oxígeno medicinal
oxígeno (O2)
nitrógeno (N2)
alcohol de farmacia
alcohol (CH3CH2OH)
agua
agua de mar
sal común (NaCl)
agua
atmósfera
oxígeno (O2) y dióxido de carbono (CO2)
nitrógeno (N2)
agua gaseosa o carbonatada
dióxido de carbono (CO2)
agua
amalgama dental
mercurio metálico (Hg)
plata (Ag)
nicromo
níquel (Ni)
cromo (Cr)
estado del solvente
líquido
Química II − Semana 34
277
Ejercicio 6 Resuelva los problemas de % masa – masa y % volumen – volumen en su cuaderno. 1)
¿Cuál es el porcentaje m – m de una solución de 50 g de masa total, en la que se han disuelto 10.0 g de sulfato de cobre (CuSO4)?
2)
Debe preparar 250 g de solución de sal en agua, con una concentración de 5 % m/m. ¿Qué cantidad de sal debe disolver en el agua?
3)
La glucosa, uno de los componentes del azúcar, es una sustancia sólida soluble en agua. La solución de glucosa en agua (suero glucosado) se usa para alimentar a los enfermos cuando no pueden comer. En la etiqueta de una botella de suero de 500 g aparece: ‟Solución de glucosa en agua, concentración 55 % m/m”. a. ¿Cuál es el solvente y cuál el soluto en la solución? b. Ponemos en un plato 50 g de suero. Si dejamos que se evapore el agua, ¿qué cantidad de glucosa quedará en el plato?
4)
Se ha preparado una solución de cloruro de cobre (CuCl2) en agua (H2O), disolviendo 12 g de cloruro de cobre en 98 g de agua. Calcule la concentración en % m/m de la solución.
5)
¿Cuál es el porcentaje volumen – volumen de una solución que contiene 50 mL de alcohol y 140 mL de agua?
6)
El agua oxigenada al 3% v/v es un antiséptico de uso general. Es una solución de peróxido de hidrógeno (H2O2) en agua. Si un recipiente tiene 25 mL de solución, ¿cuántos mililitros de peróxido de hidrógeno contiene?
7)
Se usa una mezcla de 2 litros de etilenglicol (refrigerante) y 4 galones (20 litros) de agua para llenar el radiador de un carro. ¿Cuál es el % v/v de la solución?
8)
Las aleaciones metálicas son soluciones en las que los componentes están en estado sólido. Para medir la concentración de oro en una aleación (el resto suele ser plata) se usa una unidad llamada quilate. Una concentración de 1 quilate es de 1/24 del total, es decir, de cada 24 g de aleación, 1 g es de oro puro. a. ¿Qué % en masa corresponde a una aleación de 1 quilate? b. ¿Qué % en masa tendrá una aleación de 18 quilates? c. ¿Qué cantidad de oro puro posee un lingote de oro de 18 quilates de 4 kg de masa? Recuerde que 1 kg contiene 1000 g.
278
IGER − Tacaná
4. Coloides 1.
Coloides
Un coloide es una mezcla en la que una sustancia compuesta por partículas se dispersa de manera uniforme en un solvente.
1.1 Características de los coloides • Presentan una apariencia viscosa. • Sus componentes no se sedimentan, ni se filtran. • Las partículas presentan movimiento Browniano. • Presentan el efecto Tyndall. 1.2 La diferencia entre solución y coloide es el tamaño de las partículas en solución. En el caso de los coloides se habla de fase dispersa y de medio de dispersión, conceptos equivalentes a los del soluto y solvente usados en las soluciones. Un coloide está formado por dos fases separadas: • La fase dispersa: está formada por partículas o micelas. • Medio de dispersión: es la fase en la que se encuentran distribuidas las micelas. 2.
Clasificación de los coloides por su estado de agregación nombre
fase dispersa
medio de dispersión
ejemplos
aerosol líquido
líquido
gas
niebla, nubes
aerosol sólido
sólido
gas
polvo, humo
espuma
gas
líquido
espumas (de jabón, de mar, etc), crema de afeitar, crema batida
emulsión
líquido
líquido
leche, mayonesa, crema cosmética
sol
sólido
líquido
pinturas, tinta china, goma arábiga, jaleas
espuma sólida
gas
sólido
piedra pómez, esponja
sólido
mantequilla, queso
sólido
gelatina, gomitas (dulces), medicamentos en forma de geles, pasta de dientes
emulsión sólida líquido gel
líquido
Química II − Semana 34
279
Ejercicio 7 Completar la tabla con la información que hace falta. Tiene un ejemplo. fase dispersa
estado de agregación
sólido
jabón
medio de dispersión
agua
estado de agregación
nombre del coloide
líquido
sol
sustancia resultante
agua con jabón
agua
aire
niebla
pigmento
solvente mineral
pintura de aceite
veneno
gas a presión
insecticida
agua
aceite vegetal
margarina
aire
plástico
esponja
polvo de carbono
aire
humo
Ejercicio 8 De cada una de las opciones marque el cuadro de la que más se acerque a la definición del concepto descrito. 1)
Coloide Es una mezcla homogénea de dos sustancias que no se mezclan. Es una mezcla en la que una sustancia compuesta por partículas se dispersa de manera uniforme en un solvente.
2)
Es una solución heterogénea. Efecto Tyndall Fenómeno que se produce cuando los coloides son atravesados por un rayo de luz y este se dispersa. Fenómeno que se produce en las habitaciones oscuras donde se ve cómo entran los rayos de luz.
3)
Fenómeno que describe el movimiento de las micelas. Movimiento Browniano
Movimiento de Brown.
Movimiento que se produce cuando se agita un coloide.
Movimiento rápido, irregular y vigoroso de las partículas que forman un coloide.
4)
Fase dispersa Son las partículas que se encuentran suspendidas formando un coloide y se llaman micelas.
280
Es la grasa láctea en agua para formar leche.
Es la fase que no se encuentra en un coloide.
IGER − Tacaná
Para terminar nuestro curso de Química... Lo invitamos a reflexionar con una pequeña historia.
Virginia, tan lista como el profesor Obama Si en nuestros países no existiera el abismo de la desigualdad que padecemos, Virginia tendría un doctorado en la mejor universidad del mundo, porque es lista como el profesor Obama. Se le ve desde la primera vez que uno habla con ella. Sólo estudió hasta cuarto de primaria, pero no parece creíble porque, mientras desbarata los nudos que deja la tensión en una espalda, desmenuza la realidad como quien hace un deshilado o una tesis doctoral. Y la juzga, la enfrenta, la digiere con una sencillez pasmosa. Es implacable y desconoce la piedad gratuita. Es muy buena lectora. Lo que le vaya regalando su clientela se lo bebe. Y de todo entiende, porque así como sabe contar historias, sabe oírlas. Texto tomado y adaptado de “Doctorado en historias”. Ángeles Mastretta
Al igual que Virginia, muchas mujeres y hombres, listos como el ‟profesor Obama”, no desarrollan todo su potencial porque no han tenido oportunidad de estudiar. Usted terminará el bachillerato muy pronto y tendrá la posibilidad de continuar sus estudios en la universidad o en una institución que lo prepare como técnico. La llave para abrir esta puerta de oportunidades está fabricada con su esfuerzo y su dedicación, pero también con la generosidad de las maestras y maestros orientadores voluntarios que lo han acompañado.
¿Quiere brindar oportunidades a otras personas de su comunidad? Lo invitamos a que se una al voluntariado en educación del IGER. Brindar su tiempo con responsabilidad y generosidad como maestro orientador voluntario puede disminuir el abismo de la desigualdad. ¿Se compromete?
Yo: me comprometo a ser maestro orientador voluntario durante el ciclo
. ella s la hu ¡Esta e orazón c rio! de un solida y o d i gradec
firma
a
Química II − Semana 34
281
Revise cómo ha sido su proceso de aprendizaje durante esta semana. Marque con un cheque
la casilla que mejor indique su rendimiento.
logrado
regular
no logrado
Aspectos a evaluar Después de estudiar...
1.
Domino los contenidos de la semana 30 a 33.
2.
Me siento preparado para la prueba final de Química.
En el momento de la prueba...
Al recibir la prueba, y antes de empezar a resolverla, escriba su nombre, número de carné, número de centro y fecha, en la parte superior. Lea atentamente las instrucciones antes contestar. Si tiene duda, consulte a su maestra o maestro orientador.
No se ‟atasque” en ningún ejercicio. Empiece por los ejercicios que sepa con seguridad y le quedará más tiempo para pensar en los que tenga duda. Al finalizar su examen, relea todas sus respuestas y vea si algo se le pasó por alto. Presente su prueba limpia y ordenada.
282
IGER − Tacaná
Claves
Química II − Claves
283
Semana 18
Semana 19
¡Para comenzar!
¡Para comenzar!
0) No cumple la regla del octeto porque tiene solo un electrón en su último nivel de energía. 1) No cumple la regla del octeto porque tiene solo cuatro electrones en su último nivel de energía. 2) Sí cumple la regla del octeto porque tiene ocho electrones en su último nivel de energía. 3) Sí cumple la regla del octeto porque tiene ocho electrones en su último nivel de energía.
Ejercicio 1 La redacción variará pero debe mantener la idea central. Le presentamos un ejemplo. El enlace químico es la fuerza que une a los átomos y les permite agruparse para formar compuestos o moléculas.
Ejercicio 2 A. 0) metálico 1) covalente 2) iónico 3) covalente B. 0) enlace metálico 1) enlace covalente 2) enlace iónico
¡A la ciencia por la experiencia! Paso 1 El foco no enciende con la sal en estado sólido porque los compuestos iónicos solo conducen la electricidad disueltos en agua. Paso 2 El foco sí enciende porque la sal es un compuesto iónico que conduce la electricidad al disolverse en agua.
a. 19 ē b. 9 ē c. le sobran d. 1 ē e. +1
Ejercicio 1 0) NH3 El compuesto está formado por: 1 átomo de nitrógeno 3 átomos de hidrógeno 1) O3 El compuesto está formado por: 3 átomos de oxígeno 2) Ag2O3 El compuesto está formado por: 2 átomos de plata 3 átomos de oxígeno 3) CO2 El compuesto está formado por: 1 átomo de carbono 2 átomos de oxígeno 4) CuBr2 El compuesto está formado por: 1 átomo de cobre 2 átomos de bromo
Ejercicio 2 A. 1) 5 átomos por g de C 40 átomos por g de H 2) 5 átomos de C ÷ 5 = 5 40 átomos de H ÷ 5 = 8 La fórmula empírica del compuesto es: C5H8 B. 1) 1.4 átomos por g de Na 0.7 átomos por g de S 2.8 átomos por g de O 2) 1.4 átomos ÷ 0.7 = 2 0.7 átomos ÷ 0.7 = 1 2.8 átomos ÷ 0.7 = 4
284
IGER − Tacaná
La fórmula empírica del compuesto es Na2SO4
Semana 20 Ejercicio 3
¡Para comenzar!
1) a. C4 H7 = 4(12 g) + 7(1 g) = 48 g + 7 g = 55 g b. 110 g ÷ 55 g = 2 c. C4 x 2 H7 x 2 = C8H14 La fórmula molecular es: C8 H14 2) a. C3H4O3 = 3(12 g) + 4(1 g) + 3(16 g) = 36 g + 8 g + 48 g = 92 g b. 176 g ÷ 92 g = 1.9 = 2 c. C3 x 2 H4 x 2 O3 x 2 = C6H8 O6
0) compuesto binario 1) compuesto ternario 2) compuesto ternario 3) compuesto cuaternario 4) compuesto binario 5) compuesto ternario
¡A la ciencia por la experiencia! Vaselina: C3H5(OH)3 Bicarbonato de sodio: NaHCO3 Talco: Mg3Si4O10(OH)2
Ejercicio 1 0) 1) 2) 3)
óxido básico −2 óxido ácido hidróxidos
Ejercicio 2 compuesto
función química
LiOH
base
MgO
óxido
HBr
ácido
NaF
sal
CrO
óxido
HI
ácido
KCl
sal
Au2O
óxido
Ca(OH)2
base
¡A la ciencia por la experiencia! ¿Qué sucedió? El jugo de limón y el vinagre contienen ácido, y el ácido debilita el papel. El ácido se queda en el papel aunque el jugo se seque. Cuando se sostiene el papel cerca del calor o la luz, las partes del papel que tienen ácido se queman más rápido y adquieren un color café.
Química II − Claves
285
Semana 21 Ejercicio 1
4) Óxido de titanio (IV) (TiO2) Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: titanio Número de oxidación del elemento: 4
La nomenclatura química es El conjunto de reglas que se han establecido para nombrar a los compuestos químicos. Hay tres sistemas:
estequiométrico
Stock
Ejercicio 2 0) Tribromuro de cromo CrBr3 Prefijo (1): tri Nombre genérico: bromuro Prefijo (2): no tiene Nombre específico: cromo 1) Heptaóxido de dicloro Cl2O7 Prefijo (1): hepta Nombre genérico: óxido Prefijo (2): di Nombre específico: cloro 2) Monóxido de dipotasio K2O Prefijo (1): mono Nombre genérico: óxido Prefijo (2): di Nombre específico: potasio
Ejercicio 3 1) Bromuro de cromo (III) CrBr3 Nombre genérico: bromuro Nombre del elemento: cromo Número de oxidación del elemento: 3 2) Óxido de cloro (VII) Cl2O7 Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: cloro Número de oxidación del elemento: 7 3) Óxido de potasio (I) K2O Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: potasio Número de oxidación del elemento: 1
286
IGER − Tacaná
tradicional
5) Hidróxido de cromo (III) Cr(OH)3 Nombre genérico: hidróxido Nombre del elemento: cromo Número de oxidación del elemento: 3 6) Óxido de cobre (II) (CuO) Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: cobre Número de oxidación del elemento: 2
Semana 22 ¡Para comenzar!
Ejercicio 3
1) Oxígeno molecular 2) En la litosfera forma silicatos y en la hidrosfera, agua 3) Puede ser: • oxígeno molecular (O2) • ozono (O3) • dióxido de silicio (SiO2) • dióxido de carbono (CO2) • monóxido de carbono (CO) • dióxido de nitrógeno (NO2) • monóxido de nitrógeno (NO) • dióxido de azufre (SO2)
1) ZnO Prefijo (1): mono Nombre genérico: óxido Prefijo (2): no tiene Nombre específico: zinc Nombre del compuesto: monóxido de zinc
Ejercicio 1 0) cobre (metal)
Cu2O
valencia −2 del oxígeno 1) manganeso (metal)
valencia +1 del cobre
Mn2O3
valencia −2 del oxígeno
oxígeno
oxígeno
valencia +3 del manganeso
azufre (no metal)
SO2
valencia −2 del oxígeno 1) selenio
Se2O3
valencia −2 del oxígeno
3) CO2 Prefijo (1): di Nombre genérico: óxido Prefijo (2): no tiene Nombre específico: carbono Nombre del compuesto: dióxido de carbono 4) N2O3 Prefijo (1): tri Nombre genérico: óxido Prefijo (2): di Nombre específico: nitrógeno Nombre del compuesto: trióxido de dinitrógeno
Ejercicio 4
Ejercicio 2 A. 0)
2) K2O Prefijo (1): mono Nombre genérico: óxido Prefijo (2): di Nombre específico: potasio Nombre del compuesto: monóxido de dipotasio
1) Hg2O Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: mercurio Número de valencia del elemento: 1 Nombre del compuesto: óxido de mercurio (I)
oxígeno valencia +4 del azufre
2) Cl2O7 Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: cloro Número de valencia del elemento: 7 Nombre del compuesto: óxido de cloro (VII)
oxígeno valencia +3 del selenio
3) As2O3 Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: arsénico Número de valencia del elemento: 3 Nombre del compuesto: óxido de arsénico (III)
B. 0) Si: no metal óxido ácido 1) Co: metal óxido básico 2) Cl: no metal óxido ácido 3) Fe: metal óxido básico
4) N2O4 Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: nitrógeno Número de valencia del elemento: 4 Nombre del compuesto: óxido de nitrógeno (IV)
Química II − Claves
287
Semana 23 El mundo de la química Ejercicio 1 La redacción puede variar, pero debe mantener la idea central. Por ejemplo: 1) Los átomos comparten los electrones, pero éstos se mueven por toda la aleación formando una nube de electrones. 2) Los electrones se transfieren de un átomo a otro. 3) Los electrones se comparten en pares formando enlaces. Ejercicio 2 1) covalente 2) covalente 3) iónico 4) iónico 5) metálico 6) covalente Ejercicio 3 1) a. 5.56 = 6 átomos por g de O 11.11 =11 átomos por g de H b. 6 átomos ÷ 6 = 1 11 átomos ÷ 6= 1.83 =2 c. La fórmula empírica del compuesto es: OH2 2) a. 1.39 = 1 átomo por g de Ti 2.08 = 2 átomos por g de O b. 1 átomo ÷ 1 = 1 2 átomos ÷ 1 = 2 c. La fórmula empírica del compuesto es : TiO2 Ejercicio 4 1) fórmula química 2) subíndice 3) fórmula empírica 4) fórmula molecular 5) fórmula empírica Ejercicio 5 1) K2O 2 átomos de potasio 1 átomo de oxígeno 2) CuOH 1 átomo de cobre 1 átomo de oxígeno 1 átomo de hidrógeno 3) Ni2O3 2 átomos de níquel 3 átomos de oxígeno
288
IGER − Tacaná
4) HgOH 1 átomo de mercurio 1 átomo de oxígeno 1 átomo de hidrógeno 5) AgCl 1 átomo de plata 1 átomo de cloro Ejercicio 6 1) a. C2H5 = 2 (12 g) + 5 (1 g) = 29 g b. 58.2 g ÷ 29 g = 2.006 aproximadamente 2 c. C2 x 2H5 x 2 La fórmula molecular es: C4H10 Ejercicio 7 1) función química 2) ácido 3) base 4) óxido 5) sal Ejercicio 8 compuesto
función química
compuesto
función química
Fe(OH)3
base
HI
ácido
Au2O
óxido
KCl
sal
HCl
ácido
Bi2O5
óxido
NaF
sal
Cr(OH)2
base
K2O
óxido
H2SO4
ácido
Ejercicio 9 Puede ser: compuesto
ejemplo
ácido
HCl, HBr, HI, HF, H2SO4, etc
óxido
Cr2O3
sal
NaCl, NaF, KCl, CaCl2, SrCl2, Fe3C, etc.
base
LiOH
Ejercicio 10 1) KClO3 ternario 2) PCl3 binario 3) NaClO3 ternario 4) SnCl2 binario 5) SiO2 binario 6) KHCO3 cuaternario 7) C7H16 binario 8) NaHCO3 cuaternario
Ejercicio 11 Puede ser: función química
base ácido ácido
compuesto formado
formado por
metal + hidroxilo hidrógeno + no metal hidrógeno + oxígeno + no metal
ejemplo
base hidrácido
Ca(OH)2 HF, HCl, HBr, HI
oxácido
H2 SO4, H3PO4 NaCl, CaCl2, NaF, KI, Ni3N2, FeS2, etc. AgNO3, CuSO4, NaClO3,
sal
hidrácido + base
sal haloidea
sal
base + oxácido
oxisal
óxido
oxígeno + metal
oxido básico
óxido
oxígeno + no metal
óxido ácido
sal sal
base + oxácido base + hidrácido hidrógeno + oxígeno + no metal hidrógeno + no metal oxígeno + no metal oxígeno + metal
oxisal sal haloidea
NO, NO2, SO2, CO2, SiO2, etc. AgNO3 KBr
oxácido
H3PO4
hidrácido óxido ácido óxido básico
HF CO2 MgO
ácido ácido óxido óxido
Fe2O3, Li2O, HgO, BeO, MgO, CaO, SrO, BaO, etc.
Fe2S3 Sistema Stock
trisulfuro de dihierro
Fe2O3
valencia −2 del oxígeno 1)
níquel (metal)
valencia +3 del hierro
Ni2O3
valencia −2 del oxígeno
oxígeno
oxígeno
valencia +3 del níquel
Ejercicio 16 1) Trióxido de dinitrógeno N2O3 Prefijo (1): tri– Nombre genérico: óxido Prefijo (2): di– Nombre específico: nitrógeno 2) Monóxido de magnesio MgO Prefijo (1): mono– Nombre genérico: óxido Prefijo (2): no se usa Nombre específico: magnesio
Ejercicio 12 Sistema estequiométrico
Ejercicio 15 0) hierro (metal)
sulfuro de hierro (III)
Prefijo (1):
tri –
Nombre genérico:
sulfuro
Nombre genérico:
sulfuro
Nombre del elemento: hierro
Prefijo (2):
di –
Nombre específico:
hierro
Número de valencia del elemento:
3
Ejercicio 13 1) nomenclatura química 2) estequiométrico 3) nombre genérico 4) Stock 5) nombre específico 6) Stock
3) Óxido de plata (I) Ag2O Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: plata Número de valencia del elemento: 1 4) Hidróxido de cobre (I) CuOH Nombre genérico: hidróxido Nombre del elemento: cobre Número de valencia del elemento: 1 5) Óxido de vanadio (V) V2O5 Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: vanadio Número de valencia del elemento: 5
Ejercicio 14 1) Sistema estequiométrico Prefijo (1) – nombre genérico + de + prefijo (2) – nombre específico
6) Óxido de silicio (IV) SiO2 Nombre genérico: óxido Nombre del elemento: silicio Número de valencia del elemento: 4
2) Sistema Stock Nombre genérico + de + nombre del elemento + número de valencia del elemento
Química II − Claves
289
Ejercicio 17 Na2O Sistema estequiométrico
Sistema Stock
Monóxido de disodio
Óxido de sodio (I)
Prefijo (1):
mono –
Nombre genérico:
oxido
Nombre genérico:
óxido
Nombre del elemento: sodio
Prefijo (2):
di –
Nombre específico:
sodio
Número de valencia del elemento:
1
MnO3 Sistema estequiométrico
Sistema Stock
Trióxido de manganeso
Óxido de manganeso (VI)
Prefijo (1):
tri–
Nombre genérico:
Nombre genérico:
óxido
Nombre del elemento: manganeso
Prefijo (2):
no usa
Número de valencia
Nombre específico: manganeso del elemento:
óxido
6
Ejercicio 18 1) SO2 Prefijo (1): di– Nombre genérico: óxido Prefijo (2): no utiliza Nombre específico: azufre Número de valencia del elemento: 4 El nombre del compuesto es: Sistema estequiométrico: dióxido de azufre Sistema Stock: óxido de azufre (IV) 2) NO Prefijo (1): mono– Nombre genérico: óxido Prefijo (2): no utiliza Nombre específico: nitrógeno Número de valencia del elemento: 2 El nombre del compuesto es: Sistema estequiométrico: monóxido de nitrógeno Sistema Stock: óxido de nitrógeno (II) 3) CO2 Prefijo (1): di– Nombre genérico: óxido Prefijo (2): no utiliza Nombre específico: carbono Número de valencia del elemento: 4 El nombre del compuesto es: Sistema estequiométrico: dióxido de carbono Sistema Stock: óxido de carbono (IV)
290
IGER − Tacaná
4) P2O5 Prefijo (1): penta– Nombre genérico: óxido Prefijo (2): di– Nombre específico: fósforo Número de valencia del elemento: 5 El nombre del compuesto es: Sistema estequiométrico: pentóxido de difósforo Sistema Stock: óxido de fósforo (V)
Semana 24 ¡Para comenzar! 1) El número atómico del hidrógeno es 1, Z = 1 2) El hidrógeno se encuentra en el periodo 1 y en la familia 1. 3) Ácidos 4) Puede ser: • Energía barata • Poco o ningún daño ambiental • Prevención del calentamiento global • Todos los países lo pueden usar
Ejercicio 1 0) hidrógeno con valencia +1
H2S
cloro
valencia –2 del azufre 1)
hidrógeno con valencia +1
HBr
bromo
valencia +1 del bromo
Ejercicio 2 A. 0)
hidrógeno con valencia +1
HCIO2
oxígeno con valencia –2
cloro 1) hidrógeno con valencia +1
H3PO4
oxígeno con valencia –2
1) HBr Nombre genérico: ácido Nombre del no metal: bromo Sufijo: hídrico Nombre del compuesto: ácido bromhídrico
Ejercicio 4 0) HNO 1. Nombre genérico: ácido 2. Valencia: a. H+1NxO–2 b. H+1NxO–2 c. 1 + x –2 = 0 x = 2 –1 x = 1 Prefijo: hipo– Sufijo: –oso 3. Nombre del compuesto: ácido hiponitroso 1) HNO3 1. Nombre genérico: ácido 2. Valencia: a. H+1NxO b. H+1NxO(–2)(3) c. H+1NxO–6 1 + x –6 = 0 x = 6 –1 x=5 Prefijo: no tiene Sufijo: –ico 3. Nombre del compuesto: ácido nítrico
fósforo B. 0) hidrácido 1) ácido oxácido 2) ácido oxácido
3) hidrácido 4) hidrácido 5) ácido oxácido
Ejercicio 3 0) HF Nombre genérico: ácido Nombre del no metal: flúor Sufijo: hídrico Nombre del compuesto: ácido fluorhídrico
Química II − Claves
291
Semana 25 ¡Para comenzar! 1)
Propiedades
color olor sabor dureza
Descripción
blanco inoloro insaboro blando
2) Leche de magnesia 3) La acidez estomacal 4) Porque consumido en exceso baja los niveles de potasio en el cuerpo e impide que el cuerpo absorba el ácido fólico. 5) Blanqueadores de ropa, desodorantes corporales y materiales contra incendios.
Ejercicio 1 0) cromo
Cr(OH)3
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +3 del cromo y 3 iones (OH) 1)
calcio
Ca(OH)2
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +2 del cromo y 2 iones (OH)
Ejercicio 2 0) CuOH Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: cobre Valencia del metal en números romanos: I Nombre del compuesto: hidróxido de cobre (I) 1) LiOH Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: litio Valencia del metal en números romanos: I Nombre del compuesto: hidróxido de litio (I) 2) Zn(OH)2 Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: cinc Valencia del metal en números romanos: II Nombre del compuesto: hidróxido de zinc (II)
292
IGER − Tacaná
3) Al(OH)3 Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: aluminio Valencia del metal en números romanos: III Nombre del compuesto: hidróxido de aluminio (III) 4) Fe(OH)2 Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: hierro Valencia del metal en números romanos: II Nombre del compuesto: hidróxido de hierro (II)
Ejercicio 3 0) LiOH 1) Au(OH)3 2) Bi(OH)2 3) Pb(OH)4 4) Ni(OH)2
5) Cr(OH)6 6) La(OH)3 7) Sn(OH)4 8) W(OH)6 9) Pd(OH)2
Ejercicio 4 0) Hidróxido de rodio (IV) 1) Hidróxido de lantano (II) 2) Hidróxido de iridio (IV) 3) Hidróxido de cadmio (II) 4) Hidróxido de circonio (IV) 5) Hidróxido de manganeso (VII)
¡A la ciencia por la experiencia! La solución de repollo cambia de color. Si la sustancia es ácida, la solución se torna roja, y si es básica, se torna verde o azul.
Semana 26 ¡Para comenzar!
¡A la ciencia por la experiencia!
1) Los griegos ofrecían sal como símbolo de amistad, hospitalidad y fraternidad. 2) La palabra salario proviene del hecho de que los soldados romanos cobraban parte de su sueldo en granos de sal. 3) Respuestas distintas. 4) La sal yodada evita el bocio y las enfermedades relacionadas con el crecimiento y el desarrollo normal de la inteligencia. 5) El catión es el sodio Na+ 6) El anión es el cloro Cl–
¿Qué sucede?
Ejercicio 1 0) cobre
cloro
CuCI
valencia –1 del cloro 1) magnesio
valencia +1 del cobre
Sus observaciones pueden variar. Le ofrecemos algunas explicaciones: • El agua no se mezcla con el aceite porque tienen pesos distintos. El agua pesa más que el aceite por eso, se va al fondo del vaso. • La sal es más pesada que el agua y el aceite, así que se va al fondo del vaso, pero arrastra una burbuja de aceite hasta el fondo. • A diferencia del aceite, el agua y la sal sí se mezclan. La sal se va separando en sus dos iones y se disuelve en el agua, y de esa forma, poco a poco, el aceite vuelve a subir a su lugar. • Si agrega sal varias veces verá que sucede lo mismo. El colorante vegetal sólo sirve para hacer más sencilla la observación.
flúor
MgF2
valencia –1 valencia +2 del flúor del magnesio
Ejercicio 2 nombre de la sal haloidea sulfuro de cobre (II) bromuro de aluminio (III) sulfuro de cobalto (II) arseniuro de hierro (III)
valencia de los elementos Cu+2 S–2 Al+3 Br–1 Co+2 S–2 Fe+3 As–3
fórmula Cu2S2 = CuS Al1Br3 = AlBr3 Co2S2 = CoS Fe3As3 = FeAs
Ejercicio 3 0) bromuro de bario 1) cloruro de aluminio 2) bromuro de litio
3) hidruro de calcio 4) yoduro de cadmio
Ejercicio 4 nombre del no valencia del nombre del fórmula metal + sufijo metal en número metal –uro romanos
nombre de la sal haloidea formada por metales con valencia variable
AuP3 fosfuro
oro
(III)
fosfuro de oro (III)
Sn3P2 fosfuro
estaño
(II)
fosfuro de estaño (II)
Sn3P4 fosfuro
estaño
(IV)
fosfuro de estaño (IV)
HgF2 fluoruro
mercurio
(II)
fluoruro de mercurio (II)
Química II − Claves
293
Semana 27 ¡Para comenzar! 1) Dos volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. 2) En la teoría atómica de John Dalton y en la ley de Gay–Lussac sobre el movimiento de las moléculas. 3) 6.022 × 1023 unidades.
Ejercicio 1 A. Elemento
Masa molar No. Átomos (masa atómica A) que tiene:
Elemento
Masa molar No. Átomos (masa atómica A) que tiene
Magnesio (Mg)
24.3 g
6.022 x 1023
Silicio (Si)
28.1 g
6.022 x 1023
Nitrógeno (N)
14.0 g
6.022 x 1023
Uranio (U)
238.0 g
6.022 x 1023
B. 1 átomo de N x 14.0 g/mol = 14.0 g/mol 3 átomos de H x 1.0 g/mol = + 3.0 g/mol Masa molar del NH3 = 17.0 g/mol
Ejercicio 2 0) 1. 1 mol de Fe
55.8 g de Fe
55.8 g 1 mol Fe
55.8 g = 174.1 g Fe 1 mol Fe
2. 3.12 mol de Fe x
3. En 3.12 moles de hierro hay 174.1 gramos de hierro. 1 mol de Ca 40.1 g de Ca
1) 1. 1 mol de Ca
40.1 g de Ca
1 mol de Ca = 2.49 mol de Ca 40.1 g de Ca
2. 100 g de Ca x
3. En 100 gramos de calcio hay 2.49 moles de calcio.
Ejercicio 3 0) 1. 1 mol de Na
6.022 x 1023 átomos de Na
23 átomos de Na = 2. 0.3 mol de Na x 6.022 x 10 1 mol de Na
1.81 x 1023 átomos de Na 3. En 0.3 moles de sodio hay 1.81 x 1023 átomos de sodio. 1) 1. 1 mol de Cl
6.022 x 1023 átomos de Cl
2. 7 átomos de Cl x
1 mol de Cl = 1.16 x 10−23 átomos de Cl 6.022 x 1023 átomos de Cl
3. En 7 átomos de cloro hay 1.16 x 10−23 moles de cloro.
294
IGER − Tacaná
2) 1. 6 átomos de C x 12.0 g/mol 12 átomos de H x 1.0 g/mol 6 átomos de O x 16.0 g/mol 1 mol del C6H12O6 1 mol 180.0 g
2. 1 g x
= 72.0 g/mol = 12.0 g/mol = + 96.0 g/mol = 180.0 g/mol
6.022 x 1023 moles 1 mol
1 mol = 5.56 x 10–3 moles 180.0 g
5.56 x 10–3 moles x
6.022 x 1023 moles = 3.35 x 1021 moléculas 1 mol
3. En 1 gramo de glucosa hay 3.35 x 1021 moléculas de C6H12O6.
Ejercicio 4 Sustancia
No de partículas
Masa molar Volumen molar
He
6.022 x 1023 átomos
4.0 g/mol
22.4 L
CO
6.022 x 1023 moléculas 28.0 g/mol
22.4 L
N2
6.022 x 10 moléculas 28.0 g/mol
22.4 L
23
¡A la ciencia por la experiencia! 1) 1 mol de quetzales
6.022 x 1023 quetzales
6.022 x 1023 quetzales = 8.60 x 1013 quetzales por persona 7.00 x 109 personas
Le correspondería 8.60 x 1013 quetzales a cada persona.
2) 8.60 x 1013 quetzales x
1 día = 8.60 x 1011 días 100 quetzales
Alcanzaría para 8.60 x 1013 días.
3) 8.60 x 1011 días x
1 año = 2,356,164.38 años 365 días
Alcanzaría el dinero para 2,356,164.38 años (dos millones, trescientos cincuenta y seis mil, ciento sesenta y cuatro, punto treinta y ocho años).
Química II − Claves
295
Semana 28 ¡Para comenzar! A. 0) dióxido de carbono 1) agua 2) azúcar 3) clorofila B. 0) 1 átomo de carbono (C), 2 átomos de oxígeno (O) 1) 2 átomos de hidrógeno (H), 1 átomo de oxígeno (O) 2) 6 átomos de carbono (C), 12 átomos de hidrógeno (H), 6 átomos de oxígeno (O) 3) 55 átomos de carbono (C), 72 átomos de hidrógeno (H), 5 átomos de oxígeno (O), 4 átomos de nitrógeno (N), 1 átomo de magnesio (Mg)
Ejercicio 1 A. Una reacción química es la unión de dos o más elementos para formar compuestos. B. 1) reactivos 2) productos
Ejercicio 2 1) a. carbonato de calcio (CaCO3) b. óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO2) c. 1 para los reactivos y el producto d. el 3 del carbonato de calcio y el 2 del dióxido de carbono 2) a. aluminio (Al) y oxígeno (O2) b. óxido de aluminio (Al2O3) c. 4 para el aluminio, 3 para el oxígeno y 2 para el óxido de aluminio d. el 2 del oxígeno, el 2 y el 3 del óxido de aluminio
Ejercicio 3 A. 0) reacción de descomposición 1) reacción de combinación o síntesis 2) reacción de sustitución B. 0) reacción de descomposición 1) reacción de combinación o síntesis 2) reacción de sustitución 3) reacción de combinación o síntesis
296
IGER − Tacaná
4) reacción de combinación o síntesis 5) reacción de descomposición 6) reacción de sustitución
Ejercicio 4 0) Sustitución 1) 2Cr + 6HNO3 2)
Semana 29 El mundo de la química
Prefijo: no tiene Sufijo: –ico 3. Nombre del compuesto: ácido nítrico
Ejercicio 1 1) ácido 2) hidrácido 3) oxácido Ejercicio 2 0) HF Nombre genérico: ácido Nombre del no metal: flúor Sufijo: hídrico Nombre del compuesto: ácido fluorhídrico 1) HCl Nombre genérico: ácido Nombre del no metal: cloro Sufijo: hídrico Nombre del compuesto: ácido clorhídrico 2) HBr Nombre genérico: ácido Nombre del no metal: bromo Sufijo: hídrico Nombre del compuesto: ácido bromhídrico Ejercicio 3 0) H3PO4 1. Nombre genérico: ácido 2. Valencia: a. H PxO b. H3(+1)(3)PxO4(–2)(4) c. H PxO 3 + x – 8 = 0 x = 8 – 3 x=5 Prefijo: no tiene Sufijo: –ico 3. Nombre del compuesto: ácido fosfórico 1) HNO3 1. Nombre genérico: ácido 2. Valencia: a. H+1NxO b. H+1NxO3(–2)(3) c. H+1NxO 1 + x – 6 = 0 x = 6 – 1 x=5
2) H2SO3 1. Nombre genérico: ácido 2. Valencia: a. H SxO b. H2(+1)(2)SxO3(–2)(3) c. H SxO 2 + x – 6 = 0 x = 6 – 2 x = 4 Prefijo: no tiene Sufijo: –oso 3. Nombre del compuesto: ácido sulfuroso 3) HBrO4 1. Nombre genérico: ácido 2. Valencia: a. H+1BrxO b. H(+1)(1)BrxO4(–2)(4) c. H+1BrxO 1 + x – 8 = 0 x = 8 – 1 x = 7 Prefijo: –per Sufijo: –ico 3. Nombre del compuesto: ácido perbrómico Ejercicio 4 1) hidróxidos 2) hidroxilo 3) hidróxidos Ejercicio 5 0) calcio
Ca(OH)2
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +2 del calcio y 2 iones OH–1 1)
titanio
Ti(OH)3
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +3 del titanio y 3 iones OH–1
Química II − Claves
297
2)
plomo
Pb(OH)2
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +2 del plomo y 2 iones OH–1 3)
germanio
Ge(OH)4
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +4 del germanio y 4 iones OH–1 4)
itrio
Y(OH)3
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +3 del itrio y 3 iones OH–1 5)
bario
Ba(OH)2
ión hidroxilo con valencia –1
valencia +2 del bario y 2 iones OH–1 Ejercicio 6 0) W(OH)6 Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: volframio Valencia del metal en números romanos: VI Nombre del compuesto: hidróxido de volframio (VI) 1) Au(OH)3 Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: oro Valencia del metal en números romanos: III Nombre del compuesto: hidróxido de oro (III) 2) Pb(OH)4 Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: plomo Valencia del metal en números romanos: IV Nombre del compuesto: hidróxido de plomo (IV) 3) Cr(OH)3 Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: cromo Valencia del metal en números romanos: III Nombre del compuesto: hidróxido de cromo (III) 4) Ti(OH)4 Nombre genérico: hidróxido Nombre del metal: titanio Valencia del metal en números romanos: IV Nombre del compuesto: hidróxido de titanio (IV)
298
IGER − Tacaná
Ejercicio 7 1) sal 2) sal haloidea 3) oxisal
4) 5) 6)
oxisal calcio (Ca) aluminio (Al)
Ejercicio 8 0) cloruro de cesio 1) sulfuro de berilio 2) fluoruro de aluminio 3) fosfuro de cinc 4) yoduro de plata Ejercicio 9 0) Mn3P7 Nombre del no metal + sufijo –uro: fosfuro Nombre del metal: manganeso Valencia del metal en números romanos: VII Nombre del compuesto: fosfuro de manganeso (VII) 1) RuCl3 Nombre del no metal + sufijo –uro: cloruro Nombre del metal: rutenio Valencia del metal en números romanos: III Nombre del compuesto: cloruro de rutenio (III) 2) TiF2 Nombre del no metal + sufijo –uro: fluoruro Nombre del metal: titanio Valencia del metal en números romanos: II Nombre del compuesto: fluoruro de titanio (II) 3) Cr3N2 Nombre del no metal + sufijo –uro: nitruro Nombre del metal: cromo Valencia del metal en números romanos: II Nombre del compuesto: nitruro de cromo (II) 4) V4C5 Nombre del no metal + sufijo –uro: carburo Nombre del metal: vanadio Valencia del metal en números romanos: V Nombre del compuesto: carburo de vanadio (V) Ejercicio 10 0) mol 1) masa molar 2) factor de conversión 3) masa molecular 4) volumen molar 5) 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión 6) 22.4 L
Ejercicio 11 1) 1. 1 mol de O
16.0 g de O
1 mol de O 16.0 g de O
2. 24.0 g de O x 1 mol de O = 1.5 moles O 16.0 g de O
3. En 24.0 g de oxígeno hay 1.5 moles de átomos de oxígeno. 2) 1. 1 mol de O2
32.0 g de O2
1 mol de O2 32.0 g de O2
2. 24.0 g de O2 x 1 mol de O2 = 0.75 moles de O2 32.0 g de O2
3. En 24.0 g de oxígeno gaseoso hay 0.75 moles de moléculas de oxígeno gaseoso. 3) 1. 1 átomo de S x 32.1 g/mol = 32.1 g/mol 2 átomos de O x 16.0 g/mol = + 32.0 g/mol 1 mol de SO2: 64.1 g/mol
1 mol de SO2 64.1 g de SO2
2. 24.5 g de SO2 x 1 mol de SO2 = 0.4 moles de SO2 64.1 g de SO2
3. En 24.5 g de dióxido de azufre hay 0.4 moles de dióxido de azufre. 4) 1. 1 átomo de Ba x 137.3 g/mol = 137.3 g/mol 1 átomo de C x 12.0 g/mol = 12.0 g/mol 3 átomos de O x 16.0 g/mol = + 48.0 g/mol 1 mol de BaCO3: 197.3 g/mol
197.3 g de BaCO3 1 mol de BaCO3
2. 0.4 moles BaCO3 x 197.3 g de BaCO3 = 78.9 g de BaCO3 1 mol de BaCO3
3. En 0.4 moles de carbonato de bario hay 78.9 g de carbonato de bario. 5) 1. 3 átomos de Na x 23.0 g/mol = 69.0 g/mol 1 átomo de P x 31.0 g/mol = 31.0 g/mol 4 átomos de O x 16.0 g/mol = + 64.0 g/mol 1 mol de Na3PO4: 164.0 g/mol
164.0 g de Na3PO4 1 mol de Na3PO4
2. 1.5 moles de Na3PO4 x 164.0 g de Na3PO4 = 246 g de Na3PO4 1 mol de Na3PO4
3. En 1.5 moles de fosfato de sodio hay 246 g de fosfato de sodio.
Química II − Claves
299
Ejercicio 12 1) 1. 1 mol de H2
6.022 x 1023 moléculas de H2
6.022 x 1023 moléculas de H2 1 mol de H2
23 2. 3.1 moles de H2 x 6.022 x 10 moléculas de H2 = 1.9 x 1024 moléculas de H2 1 mol de H2
3. En 3.1 moles de H2 hay 1.9 x 1024 moléculas de H2. 2) 1. 1 mol de C
6.022 x 1023 átomos de C
6.022 x 1023 átomos de C 1 mol de C
23 2. 0.6 moles de C x 6.022 x 10 átomos de C = 3.6 x 1023 átomos de C 1 mol de C
3. En 0.6 moles de C hay 3.6 x 1023 moléculas de C. 3) 1. 1 mol de CH4
6.022 x 1023 moléculas de CH4
6.022 x 1023 moléculas de CH4 1 mol de CH4
23 2. 7.8 moles de CH4 x 6.022 x 10 moléculas de CH4 = 4.7 x 1024 átomos de CH4 1 mol de CH4
3. En 7.8 moles de CH4 hay 4.7 x 1024 átomos de CH4. 4) 1. 1 mol de Ti
6.022 x 1023 átomos de Ti
1 mol de Ti 6.022 x 1023 átomos de Ti
2. 3.2 x 1024 átomos de Ti x
1 mol de Ti = 5.4 moles de Ti 6.022 x 1023 átomos de Ti
3. 3.2 x 1024 átomos de Ti equivalen a 5.4 moles de Ti. 5) 1. 1 mol de C6H12O6
6.022 x 1023 moléculas de C6H12O6
1 mol de C6H12O6 6.022 x 1023 moléculas de C6H12O6
2. 1.2 x 1021 moléculas de C6H12O6 x
1 mol de C6H12O6 = 2.0 x 10–3 moles de C6H12O6 6.022 x 1023 moléculas de C6H12O6
3. 1.2 x 1021 moléculas de C6H12O6 equivalen a 2.0 x 10–3 de C6H12O6.
300
IGER − Tacaná
Ejercicio 13 1) 1. 1 mol de He
22.4 L de He
1 mol de He 22.4 L de He
2. 15 L de H x 1 mol de He = 0.7 moles de He 22.4 L de He
3. En 15 litros de He hay 0.7 moles de He. 2) 1. 1 átomo de C x 12.0 g/mol = 12.0 g/mol 2 átomos de O x 16.0 g/mol = + 32.0 g/mol 1 mol de SO2 = 44.0 g/mol 44.0 g de CO2
22.4 L de CO2
44.0 g de CO2 22.0 L de CO2
2. 14.0 L de CO2 x 44.0 g de CO2 = 28.0 g de CO2 22.0 L de CO2
3. En 14.0 L de CO2 hay 28.0 g de CO2. 3) 1. 22.4 L de N2
6.022 x1023 moléculas de N2
6.022 x 1023 moléculas de N2 22.0 L de N2
23 2. 48.0 L de N2 x 6.022 x 10 moléculas de N2 = 1.3 x 1024 moléculas N2 22.4 L de N2
3. En 48 litros de N2 hay 1.3 x 1024 moléculas N2. 4) 1. 2 átomos Cl x 35.5 g/mol 22.4 L de Cl2
71.0 g/mol
71.0 g Cl2
22.4 L de Cl2 71.0 g de Cl2
2. 4.6 g de Cl2 x 22.4 L de Cl2 = 1.4 L de Cl2 71.0 g de Cl2
3. En 4.6 g de Cl2 hay 1.4 L de Cl2. 5) 1. 1 mol N2O
22.4 L de N2O
22.4 L de N2O 1 mol de N2O
2. 6.3 moles de N2O x 22.4 L de N2O = 141.1 L de N2O 1 mol de N2O
3. En 6.3 moles de N2O hay 141.1 L de N2O.
Química II − Claves
301
Semana 30 Ejercicio 14 1) reacción química 2) reactivos 3) productos 4) ecuación química 5) reactivos 6) productos 7) reacciones de combinación o síntesis 8) reacciones de sustitución 9) reacciones de descomposición Ejercicio 15 0) Los reactivos son: Mg + O2 El producto es: MgO Los coeficientes son: 2 del Mg y 2 del MgO 1) Los reactivos son: NaCl + Pb(NO3)2 Los productos son: PbCl2 + NaNO3 Los coeficientes son: 2 del NaCl y 2 de NaNO3 2) Los reactivos son: Ba + H2O Los productos son: Ba (OH)2 + H2 Los coeficientes son: 1 en todos, pero no se escribe 3) Los reactivos son: Mg + HCl Los productos son: MgCl2 + H2 Los coeficientes son: 2 del reactivo HCl 4) Los reactivos son: H2O + SO3 Los productos son: H2SO4 Los coeficientes son: 1 en todos, pero no se escribe Ejercicio 16 0) Reacción de combinación o síntesis 1) Reacción de sustitución 2) Reacción de combinación o síntesis 3) Reacción de descomposición 4) Reacción de sustitución 5) Reacción de combinación o síntesis 6) Reacción de descomposición 7) Reacción de sustitución 8) Reacción de descomposición 9) Reacción de combinación o síntesis
302
IGER − Tacaná
¡Para comenzar! C 1 x 12 g/mol
+
O2
CO2
2 x 16 g/mol
1 x 12 g/mol + 2 x 16 g/mol
44 g/mol
44 g/mol
Ejercicio 1 1. número de átomos en reactivos Fe = 1 (Fe) O = 1 (H2O) H = 2 (H2O)
número de átomos en productos Fe = 3 (Fe3O4) O = 4 (Fe3O4) H = 2 (H2)
2. Escriba el número 2 en el átomo de hierro (Fe), del lado de los reactivos, para balancearlo. 2Fe + H2O
Fe2O3 + H2
Escriba el número 3 en la molécula de agua, del lado de los reactivos, para balancear los oxígenos. 2Fe + 3H2O
Fe2O3 + H2
Por último, escriba el número 3 en la molécula de hidrógeno (H2), del lado de los productos, para balancear los hidrógenos. 2Fe + 3H2O
Fe2O3 + 3H2
3. número de átomos número de átomos en reactivos en productos Fe = 2 (Fe) Fe = 2 (Fe3O4) O = 3 (H2O) O = 3 (Fe3O4) H = 6 (H2O) H = 6 (H2)
¡A la ciencia por la experiencia! ¿Qué sucede? Al reaccionar el vinagre con el bicarbonato de sodio se forma dióxido de carbono gaseoso, cuyas burbujas dan un aspecto efervescente al líquido. Esas burbujas se ‟pegan” a la superficie de las bolitas y les sirven de ‟flotadores”. Esto hace que las bolitas suban a la superficie. Cuando llegan a la superficie, las burbujas de dióxido de carbono ‟se escapan” al aire y las bolitas vuelven a caer hasta que nuevamente son rodeadas por otras burbujas.
Semana 31 El mundo de la química Ejercicio 1 A. La redacción puede variar, pero la idea principal debe mantenerse. Se le propone el siguiente ejemplo: La estequiometría es el cálculo cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. B. 1) 2 moles de HCl o 1 mol de MgCl2 1 mol de MgCl2 2 moles de HCl 2) 2 moles de HCl 1 mol de MgCl2 2 moles de HCl = 34 moles de HCl 3) 17 moles de MgCl2 x 1 mol de MgCl2 4) R/ Se necesitan 34 moles de HCl para producir 17 moles de MgCl2.
Ejercicio 2 1)
4 moles de Al o 2 moles de Al2O3 2 moles de Al2O3 4 moles de Al
2) 2 moles de Al2O3 4 moles de Al 3) 6 moles de Al x 2 moles de Al2O3 = 3 moles de Al2O3 4 moles de Al 4) Se forma 3 moles de Al2O3 cuando reaccionan 4 moles de aluminio.
Ejercicio 3 1)
1 mol de Sn 118.7 g de Sn
2)
209 g de Po 1 mol de Po
Ejercicio 4 1)
2 moles de NaCl 1 mol de Cl2
2)
74.9 g de As 1 mol de As
Ejercicio 5 1) 3 moles de Mg o 1 mol de N2 1 mol de N2 3 moles de Mg
Masa molar de Mg: 24.3 g de Mg
1 mol de Mg o 24.3 g de Mg 24.3 g de Mg 1 mol de Mg
Química II − Claves
303
Masa molar de N2: 28.0 g de N2
1 mol de N2 o 28.0 g de N2 28.0 g de N2 1 mol de N2
2) 1 mol de N2 28.0 g de N2
3 moles de Mg 1 mol de N2
24.3 g de Mg 1 mol de Mg
3) 10.0 g de N2 x 1 mol de N2 x 3 moles de Mg x 24.3 g de Mg = 26.04 g de Mg 1 mol de N2 1 mol de Mg 28.0 g de N2 4) Para que reaccionen 10 g de nitrógeno molecular (N2) se necesitan 26.04 g de magnesio (Mg).
Semana 32 ¡Para comenzar! Puede ser: Podríamos filtrar la solución para separarla en arena y agua con sal. Luego podríamos destilar el agua de la solución de agua con sal. Si no nos interesara recuperar el agua, también podríamos evaporarla.
Ejercicio 1 A.
cristal de ventana gasolina infusión de té
B. 0) 1)
sal aire sin humo
2) 3)
sólido en sólido metano
Ejercicio 3 1) 2) 3) 4) 5)
más diluida más concentrada solución C las dos anteriores son correctas agregar más agua
Ejercicio 4 1. solución = 7 g + 100 g solución = 107 g
chirmol soluto
2. % masa =
7g x 100 = 6.5 107 g
3. R/ El porcentaje masa – masa de la solución es 6.5 %.
Ejercicio 2 A. solución
soluto
solvente
ejemplo
líquida
sólido
líquido
agua de mar
líquida
gas
líquido
líquida
sólido
líquido
304
B. 0) 1)
IGER − Tacaná
oxígeno en agua azúcar en la sangre
Ejercicio 5 1. solución = soluto + solvente
solución = 25 mL + 250 mL
solución = 275 mL
2. % volumen =
volumen de soluto x 100 volumen de la solución
Semana 33
¡Para comenzar!
% volumen = 25 mL x 100 = 9 275 mL
3. R/ El porcentaje volumen – volumen de la solución es 9 %.
¡A la ciencia por la experiencia! Mezcla
Observaciones
¿Es una solución?
El color vegetal se disuelve poco a poco. Es posible que antes de agitar la solución haya color vegetal + agua algún resto sólido en el agua. Luego de agitar la solución se disuelve todo.
sí
aceite + agua
El aceite queda suspendido en forma de gotas en el agua.
no
azúcar + agua
El azúcar se disuelve poco a poco. Es posible que antes de agitar la solución haya algún resto sólido en el agua. Luego de agitar la solución se disuelve todo.
sí
El harina no se disuelve en el agua, al menos no toda. Luego de agitarlo se disuelve un poco más, pero no totalmente.
no
El alcohol se disuelve inmediatamente en el agua sin necesidad de agitarlo.
sí
harina + agua
alcohol + agua
La redacción variará dependiendo del diccionario consultado. Le presentamos algunos ejemplos: Diccionario de la Real Academia Española: • Coloide: dispersión de partículas o macromoléculas en un medio continuo. Diccionario ANAYA: • Coloide: dícese del cuerpo que, al dispersarse en un medio homogéneo (gaseoso, líquido o sólido) parece disuelto, al ser las partículas dispersas de un tamaño comprendido entre una décima y una milésima de micra. Diccionario ESPASA secundaria: • Coloide: referido a ciertos cuerpos de molécula muy grande, como la albúmina del huevo, que, por esa circunstancia, al disolverlos en un líquido y verter este no atraviesan una membrana porosa, como, por ejemplo, una tela.
Ejercicio 1 0) 1) 2) 3)
micelas viscosa aceite microscopio
Ejercicio 2 0) 1) 2)
mantequilla espuma jalea
¡A la ciencia por la experiencia! El coloide es la gelatina porque se pueden ver como las pequeñas micelas “brillan” cuando el haz de luz de la linterna las atraviesa. Esto no sucede con la mezcla de agua con sal porque es una solución.
Química II − Claves
305
Semana 34 El mundo de la química
Ejercicio 3
Ejercicio 1 0) 2 1) 2 2) 2 3) 3 4) 6 5) 5 6) La ecuación está balanceada.
0)
6.022 x 1023 átomos de Ne 1.0 mol de Ne
1)
1 mol de Pb 207.2 g de Pb
2)
137.3 g de Ba 1 mol de Ba
3)
22.4 L de Cl2 1 mol de Cl2
4)
2 moles de NaCl 1 mol de Na2Cr2O7
5)
1 mol de C60 6.022 x 1023 moléculas de C60
Ejercicio 2 1) 1. número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
N = 1 (HNO3)
N = 2 (N2O5)
O = 3 (HNO3)
O = 6 (N2O5 + H2O)
H = 1 (HNO3)
H = 2 (H2O)
2. Escriba el número 2 en la molécula de HNO3, para balancear el nitrógeno, hidrógeno y oxígeno. 2HNO3 3. número de átomos
N2O5 + H2O
en reactivos
número de átomos en productos
N = 2 (2HNO3) O = 6 (2HNO3) H = 2 (2HNO3)
N = 2 (N2O5) O = 6 (N2O5 + H2O) H = 2 (H2O)
2) 1. número de átomos en reactivos
Mg = 1 (Mg) Cl = 1 (HCl) H = 1 (HCl)
número de átomos en productos
Mg = 1 (MgCl2) Cl = 2 (MgCl2) H = 2 (H2)
2. Escriba el número 2 en la molécula de HCl, para balancear el cloro y el hidrógeno. Mg + 2HCl 3.
MgCl2 + H2
número de átomos en reactivos
número de átomos en productos
Mg = 1 (Mg) Cl = 2 (2HCl) H=2 (2HCl)
Mg = 1 (MgCl2) Cl = 2 (MgCl2) H=2 (H2)
306
IGER − Tacaná
Ejercicio 4 1) La ecuación balanceada es: C2H5OH + 3O2 3H2O
2CO2+
H OH o 2 moles de CO2 1. 1 mol de C2 5 2 moles de CO2 1 mol de C2H5OH 2. 2 moles de CO2 1 mol de C2H5OH 3. 3 moles de C2H5OH x 2 moles de CO2 = 6 moles CO2 1 mol de C2H5OH 4. R/ Al quemar 3 moles de C2H5OH se obtienen 6 moles de CO2. 2) La ecuación balanceada es: 2C8H18 + 25O2 16CO2 + 18H2O 1. Masa molar del C8H18: 114.0 g/mol • 1 mol de C8H18 o 114.0 g de C8H18 114.0 g de C8H18 1 mol de C8H18 • 2 moles de C8H18 o 16 moles de CO2 16 moles de CO2 2 moles de C8H18 • Masa molar del CO2: 44.0 g/mol • 1 mol de CO2 o 44.0 g de CO2 44.0 g de CO2 1 mol de CO2
2. • 1 mol de C8H18 114.0 g de C8H18 • 16 moles de CO2 2 moles de C8H18 • 44.0 g de CO2 1 mol de CO2 3. 5.0 g de C8H18 x 1 mol de C8H18 x 16 moles de CO2 x 44.0 g de CO2 = 15.4 g de CO2 114.0 g de C8H18 2 moles de C8H18 1 mol de CO2 4. R/ Se producen 15.4 g de CO2 cuando se queman 5.0 g de C8H18. Mg3N2
3) La ecuación balanceada es: 3Mg + N2 1. Masa molar del N2: 28.0 g/mol • 1 mol de N2 o 28.0 g de N2 28.0 g de N2 1 mol de N2 •
1 mol de N2 o 3 moles de Mg 3 moles de Mg 1 mol de N2
Masa molar del Mg: 24.3 g/mol 24.3 g de Mg • 1 mol de Mg o 1 mol de Mg 24.3 g de Mg 2. • 1 mol de N2 28.0 g de N2 • 3 moles de Mg 1 mol de N2 • 24.3 g de Mg 1 mol de Mg 3. 9.3 g de N2 x 1 mol de N2 x 3 moles de Mg x 24.3 g de Mg = 24.2 g de Mg 28.0 g de N2 1 mol de N2 1 mol de Mg 4. R/ Se necesitan 24.2 g de Mg para que reaccione con 9.3 g de N2. 4) La ecuación balanceada es: 2SO2 + O2 1.
2SO3
1 mol de O2 o 2 moles de SO2 2 moles de SO2 1 mol de O2
Masa molar del O2: 32.0 g/mol
1 mol de O2 o 32.0 g de O2 32.0 g de O2 1 mol de O2
2. •
1 mol de O2 2 moles de SO2
• 32.0 g de O2 1 mol de O2 3. 3.0 moles de SO2 x
1 mol de O2 x 32.0 g de O2 = 48.0 g de O 2 2 moles de SO2 1 mol de O2
4. R/ Se necesitan 48.0 g de O2.
Química II − Claves
307
5) La ecuación balanceada es: 4Fe + 3O2
2Fe2O3
1. Masa molar del O2: 32.0 g/mol 32.0 g de O2 • 1 mol de O2 o 32.0 g de O2 1 mol de O2 •
3 moles de O2 o 2 moles de Fe2O3 2 moles de Fe2O3 3 moles de O2
Masa molar del Fe2O3: 159.6 g/mol O 159.6 g de Fe2O3 • 1 mol de Fe2 3 o 159.6 g de Fe2O3 1 mol de Fe2O3 2. • 1 mol de O2 32.0 g de O2 • 2 moles de Fe2O3 3 moles de O2 • 159.6 g de Fe2O3 1 mol de Fe2O3 3. 2.5 g de O2 x 1 mol de O2 x 2 moles de Fe2O3 x 159.6 g de Fe2O3 = 8.3 g de Fe2O3 32.0 g de O2 3 moles de O2 1 mol de Fe2O3 4. R/ Se producen 8.3 g de Fe2O3. 6) La ecuación balanceada es: 2H2 + O2
2H2O?
1. Masa molar del O2: 32.0 g/mol 32.0 g de O2 • 1 mol de O2 o 32.0 g de O2 1 mol de O2 •
1 mol de O2 o 2 moles de H2O 2 moles de H2O 1 mol de O2
Masa molar del H2O: 18.0 g/mol O o 18.0 g de H2O • 1 mol de H2 18.0 g de H2O 1 mol de H2O 2. • 1 mol de O2 32.0 g de O2 • 2 moles de H2O 1 mol de O2 • 18.0 g de H2O 1 mol de H2O 3. 32.0 g de O2 x 1 mol de O2 x 2 moles de H2O x 18.0 g de H2O = 36.0 g de H2O 32.0 g de O2 1 mol de O2 1 mol de H2O 4. R/ Se forman 36.0 g de H2O a partir de la conversión de 32.0 g de O2.
308
IGER − Tacaná
7) La ecuación balanceada es: C6H12O6
2C2H5OH + 2CO2
1. Masa molar del C6H12O6: 180.0 g/mol H O 180.0 g de C6H12O6 • 1 mol de C6 12 6 o 180.0 g de C6H12O6 1 mol de C6H12O6 •
1 mol de C6H12O6 o 2 moles de C2H5OH 2 moles de C2H5OH 1 mol de C6H12O6
Masa molar del C2H5OH: 46.0 g/mol H OH o 46.0 g de C2H5OH • 1 mol de C2 5 46.0 g de C2H5OH 1 mol de C2H5OH 2. • 1 mol de C6H12O6 180.0 g de C6H12O6 • 2 moles de C2H5OH 1 mol de C6H12O6 • 46.0 g de C2H5OH 1 mol de C2H5OH 3. 10.0 g de C6H12O6 x
1 mol de C6H12O6 x 2 moles de C2H5OH x 46.0 g de C2H5OH = 5.1 g de C H OH 2 5 180.0 g de C6H12O6 1 mol de C6H12O6 1 mol de C2H5OH
4. R/ Se producen 5.1 g de C2H5OH a partir de la conversión de 10.0 g de C6H12O6. Ejercicio 5 A. 0) solvente 1) azúcar 2) oxígeno en agua 3) saturada B. solución
estado de la solución
estado del soluto
soluto
solvente
estado del solvente
agua oxigenada medicinal
líquido
peróxido de hidrógeno (H2O2 )
líquido
agua
líquido
suero oral
líquido
sal común (NaCl) y azúcar (C12H22O11)
sólido
agua
líquido
oxígeno medicinal
gaseoso
oxígeno (O2)
gaseoso
nitrógeno (N2)
gaseoso
alcohol (CH3CH2OH)
líquido
agua
líquido
líquido
sal común (NaCl)
sólido
agua
líquido
atmósfera
gaseoso
oxígeno (O2) y dióxido de carbono (CO2)
gaseoso
nitrógeno (N2)
gaseoso
agua gaseosa o carbonatada
líquido
dióxido de carbono (CO2)
gaseoso
agua
líquido
amalgama dental
sólido
mercurio metálico (Hg) líquido
plata (Ag)
sólido
nicromo
sólido
níquel (Ni)
cromo (Cr)
sólido
alcohol de farmacia líquido agua de mar
sólido
Química II − Claves
309
Ejercicio 6 1) % m/m =
masa de soluto x 100 masa de solución
10 g x 100 = 20 % 50 g
% m/m =
R/ El porcentaje m – m de la solución es 20 %. 2) % m/m =
5%=
masa de soluto x 100 masa de solución
masa de soluto x 100 250
5 x 250 g = masa de soluto 100
masa de soluto = 12.5 g R/ Se deben disolver 12.5 g de sal en agua.
3) a. El solvente es el agua y el soluto, la glucosa.
b. % m/m =
55 % =
masa de soluto x 100 masa de solución
masa de soluto x 100 50 g
masa de soluto =
55 x 50 g = 27.5 g de soluto 100
R/ En el plato quedarían 27.5 g de glucosa. 4) masa de solución = masa de soluto + masa de solvente
masa de solución = 12 g + 98 g = 110 g
% m/m =
masa de soluto x 100 masa de solución
% m/m =
12 g x 100 = 10.9 % 110 g de solución
R/ El porcentaje m – m de la solución es 10.9 %.
5) volumen de solución = volumen de soluto + volumen de solvente
volumen de solución = 50 mL + 140 mL = 190 mL
% v/v =
volumen de soluto x 100 volumen de solución
% v/v =
50 mL x 100 = 26.3 % 190 mL
R/ El porcentaje v – v de la solución es de 26.3 %.
310
IGER − Tacaná
6) % v/v =
volumen de soluto x 100 volumen de solución
volumen de soluto x 100 25 mL 3 x 25 mL volumen de soluto = = 0.75 mL de soluto 100
3%=
R/ 25 mL de agua oxigenada al 3 % v/v contienen 0.75 mL de peróxido de hidrógeno. 7) Los cálculos también pueden realizarse en litros sin que varíe la respuesta.
volumen de solución = 2000 mL + 20000 mL = 22000 mL
% v/v =
volumen de soluto x 100 volumen de solución
% v/v =
2000 mL x 100 = 9.1 % 22000 mL
R/ El porcentaje v – v de la disolución es de 9.1 %.
8) a. % m/m =
masa de soluto x 100 masa de solución
% m/m =
1 x 100 = 4.17 % 24
R/ El porcentaje m – m de la aleación de 1 quilate es de 4.17 %.
b. % m/m =
masa de soluto x 100 masa de solución 18 x 100 = 75 % 24
% m/m =
R/ El porcentaje m – m de la aleación de 18 quilates es de 75 %.
c. El porcentaje m – m de la aleación de 18 quilates es de 75 %, si en total hay 4 kg, es decir 4000 g.
% m/m =
masa de soluto x 100 masa de solución
% m/m x masa de solución = masa de soluto 100 75 x 4000 g = 3000 g de soluto 100
masa de soluto =
R/ En 1 lingote de oro de 18 quilates con una masa de 4 kg hay 3 kg de oro puro.
Química II − Claves
311
Ejercicio 7 fase dispersa
estado de agregación
medio de dispersión
estado de agregación
nombre del coloide
sustancia resultante
jabón
sólido
agua
líquido
sol
agua con jabón
agua
líquido
aire
gas
aerosol líquido
niebla
pigmento
sólido
solvente mineral líquido
sol
pintura de aceite
veneno
líquido
gas a presión
gas
aerosol líquido
insecticida
agua
líquido
aceite vegetal
sólido
emulsión sólida margarina
aire
gas
plástico
sólido
espuma sólida
esponja
aire
gas
aerosol líquido
humo
polvo de carbono sólido
Ejercicio 8 Es una mezcla en la que una sustancia compuesta por partículas se dispersa de manera uniforme en 1) un solvente. 2) Fenómeno que se produce cuando los coloides son atravesados por un rayo de luz y este se dispersa. 3) Movimiento rápido, irregular y vigoroso de las partículas que forman un coloide. 4) Son las partículas que se encuentran suspendidas formando un coloide y se llaman micelas.
312
IGER − Tacaná
Bibliografía ANAYA. Diccionario Anaya de la Lengua. Anaya, España, 1991. CHANG, R. Química. McGraw-Hill, México, 1995. DAUB, G. y. SEESE, W. Química. Prentice Hall, México, 1996. ESPASA - CALPE. Gran Diccionario de Sinónimos y Antónimos. Espasa-Calpe, España, 1989. MOLINER , M. Diccionario de uso del español. Gredos, España, 1998. MORTIMER, C. Química. Iberoamérica, México. 1983. MOSQUEIRA. Química. Conceptos y problemas. Limusa, México 1997. PEDROZO A. y TORRENEGRA R. Exploremos la química 1. Prentice Hall, Colombia, 2000. RAE. Diccionario de la lengua española. Espasa-Calpe, España, 1992. RAMÍREZ V. Química 1, para bachillerato general. Publicaciones Cultural, México, 2001. S.M. Diccionario Clave. Diccionario del uso del español actual. SM, España, 1998. SECO, M. Diccionario de dudas y dificultades de la lengua española. Espasa-Calpe, España, 1988. VARIOS AUTORES. Investiguemos 8. Voluntad, Colombia, 1991. VARIOS AUTORES. Ciencias. Enciclopedias Everest Internacional. Everest, España 2002. VARIOS AUTORES. Nueva Enciclopedia del Estudiante. Océano, España, 2002. VARIOS AUTORES. Objetivo aprobar física y química. Bruño, España, 2008. VARIOS AUTORES. Química 1. Segundo grado. Limusa, México 1994. VARIOS AUTORES. Química universitaria. Pearson/Prentice Hall, México, 2005.
Páginas web consultadas: http://encina.pntic.mec.es/~jsaf0002/p43.htm#Ecuaciones%20qu%C3%ADmicas;%20significado. http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/CTSA/COMENTARIO%20 DE%20TEXTORedoxB.pdf http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/35_las_reacciones_quimicas/curso/re_04.html http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/35_las_reacciones_quimicas/curso/index.html http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.html http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/estequiometria.htm http://www.cuadernointercultural.com/materiales/r-online/transversales2/ http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/b_ii/3eso_bloque_ii.htm#apartado_4 http://www.monografias.com/trabajos11/modisol/modisol.shtml http://www.rena.edu.ve/TerceraEtapa/Quimica/ClasMateria.html http://endrino.pntic.mec.es/hotp0069/franciscogarcia/disoluciones.htm http://www.textoscientificos.com/quimica/coloide http://www.mitecnologico.com/Main/SuspensionesYColoides
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