quimica cuantitativa

Colaboradores y Coautores del capitulo III Gloria Fca. Navarrete Sarabia, Ana Cecilia Méndez Monzón, Angélica María Félix Madrigal, Bertha Alicia Valenzuela Uzeta, Claudia Nevárez Ibarra, Gloria Maribel Zavala Bejarano, Edelia Godínez Martínez, Altagracia Cabrera Bernal, Griselda Zavala Bejarano, Alfredo Cabrera Hernández, Felipa Acosta Ríos, Ana Alicia Esquivel Leyva, Guadalupe Gómez Quiñónez, Quetzalli Alejandra Hernández Zárate, Maricruz Pérez Lizárraga, Filomeno Pérez Pérez, Blanca Gutierrez Ruiz, Patricia Zapata Esquivel, Felix Fco. Aguirre, Asia Cecilia Carrasco Valenzuela, Maura Elena Velázquez C., Rosa R. Romero Castañeda, Jorge Manuel Sandoval Sánchez, María del Rosario Zapata Esquivel y Celia Monárrez García

Colaboradores Elmidelia Espinoza López, Martín Robles Soto, Rosa Imelda Moreno Flores, Martín Castro, Jesús Torres Sumbra, Marcos Alfredo Lara Flores, Celso Olais Leal, Waldo Muñoz Espinoza, Jorge Alberto Rodríguez Escobedo, Zenaida Meza Villalba, Carlos Valdez Miranda, Ángel Rafael Álvarez Paz, Waldo Apodaca Medina, María del Rosario Mascareño Mendoza, Juan Manuel Bojorquez García, Conrado Alfonso Díaz Acosta, Alfredo Valdez Gaxiola, Fco. Lenin Omega Franco, Wendy Azucena Rodríguez Cárdenas, Abel Denny Castro Romo, Rosa Amelia Zepeda Sánchez, Carmen Imelda Parra Ramirez, Gabriela Galindo Galindo, Aaron Pérez Sánchez, María Luisa González Verdugo, Nora Leyva Leyva, Denisse Vega Gaxiola, Leticia Márquez Martínez, Tomás Ambrosio Castro Sepúlveda, Jenny Salomón Aguilar y Jorge Rafael Linarez Amarillas.

Comisión Responsable de la Revisión Técnica Gloria Fca. Navarrete Sarabia, Ana Cecilia Méndez Monzón, Angélica María Félix Madrigal, Bertha Alicia Valenzuela Uzeta, Claudia Nevárez Ibarra, Gloria Maribel Zavala Bejarano, Edelia Godínez Martínez, Griselda Zavala Bejarano, Felipa Acosta Ríos, Filomeno Pérez Pérez, Blanca Gutierrez Ruiz, José Adolfo Pérez Higuera, Martín Camilo Camacho Ramírez, Laura Beatríz Corona Morales, Milca Iris Félix P., Olga G. Alarcón Pineda, Alejandrina Madrigal G., Abel Denny Castro Romo, Luz Odilia Félix Villalba, Cruz Cárdenas Prieto, Marcela Naiví Quiroz López, Gilberto García Ramírez, María Lourdes López Machado, Grimilda Sánchez Romo, María de los Angeles Guadalupe Reyes Gutiérrez, Alondra Castro Morales, Blanca Delia Coronel M., Jesús Isabel Ortiz Robles, Javier Cruz Guardado.

Química cuantitativa I Portada: Juan Carlos Sepúlveda Castro y María Elena Osuna Sánchez Corrección de estilo y ortografía: Javier Cruz Guardado Cuidado de la edición: Javier Cruz Guardado , Jesús Isabel Ortiz Robles y María Elena Osuna Sánchez 1a edición, 2008. Dirección General de Escuelas Preparatorias Universidad Autónoma de Sinaloa Ciudad Universitaria, Circuito Interior Ote. S/N Culiacán, Sinaloa, México. Impreso en México Once Ríos Editores Río Usumacinta 821 Col. Industrial Bravo Culiacán, Sinaloa, México.

Prólogo

1. Conceptos básicos de estequiometría 1.1

1.2 1.3

1.4 1.5

Conceptos básicos -------------------------------------------------------- 14 1.1.1 Masa atómica ------------------------------------------------------- 14 Masa molecular ----------------------------------------------------- 16 Masa fórmula -------------------------------------------------------- 17 1.1.2 Mol y número de Avogadro --------------------------------------- 19 Masa molar ---------------------------------------------------------- 22 Volumen molar ------------------------------------------------------ 24 Conversiones: masa-mol-partículas-volumen ------------------------ 26 Fórmulas químicas --------------------------------------------------------- 44 1.3.1 Características de una fórmula química ----------------------- 45 Símbolos químicos ------------------------------------------------- 45 Subíndices ----------------------------------------------------------- 45 Coeficientes --------------------------------------------------------- 45 Composición porcentual de las sustancias: Ley de las proporciones definidas ------------------------------------ 47 Determinación de fórmulas químicas ---------------------------------- 51 1.5.1 Fórmula empírica --------------------------------------------------- 51 1.5.2 Fórmula real o verdadera ----------------------------------------- 54

2. Nomenclatura de química inorgánica 2.1 Tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos -------- 65 2.1.1 Nomenclatura común ----------------------------------------------- 66 2.1.2 Nomenclatura sistemática ---------------------------------------- 67 2.2 Nomenclatura de compuestos iónicos -------------------------------- 68 Óxidos básicos ------------------------------------------------------ 68 Hidróxidos ------------------------------------------------------------ 72 Sales haloideas ----------------------------------------------------- 75 Oxisales -------------------------------------------------------------- 78 Hidruros iónicos ----------------------------------------------------- 84 2.3 Nomenclatura de compuestos covalentes. --------------------------- 86 Óxidos ácidos o anhídridos -------------------------------------- 88 Oxiácidos ------------------------------------------------------------- 90 Hidrácidos ----------------------------------------------------------- 94 Hidruros covalentes ------------------------------------------------ 96

3. Reacciones y ecuaciones químicas 3.1

Reacciones y ecuaciones químicas ---------------------------------- 99 Características macroscópicas de una reacción química ------ 100 Niveles de representación de una reacción química ------------- 101 3.2 Tipos de reacciones químicas ---------------------------------------- 109 Balanceo por tanteo ----------------------------------------------------- 110 Balanceo por método algebraico ------------------------------------ 112 Reacciones endotérmicas y exotérmicas -------------------------- 117 Reacciones de síntesis o combinación directa ------------------- 119 Reacciones de descomposición ------------------------------------- 122 Reacciones de sustitución simple o desplazamiento ------------ 126 Reacciones de sustitución doble ------------------------------------- 130 3.3 Reacciones de óxido-reducción y balanceo de ecuaciones --- 136 Conceptos de oxidación y reducción -------------------------------- 137 Reglas de los números de oxidación -------------------------------- 139 Balanceo de ecuaciones por redox ---------------------------------- 142 3.4 Estequiometría de reacciones ---------------------------------------- 150 Cálculos masa-masa ---------------------------------------------------- 151 Cálculos masa-mol ------------------------------------------------------ 154 Cálculos mol-mol --------------------------------------------------------- 157 Cálculos de reactivo limitante y en exceso ------------------------- 160 Porcentaje de rendimiento --------------------------------------------- 163 Cálculos estequiométricos de reacciones con gases ----------- 166 Cálculos masa-volumen ------------------------------------------------ 167 Cálculos relacionados con la ley general de los gases ---------- 169

Respuestas a los ejercicios de las unidades I y III ----------------------------- 175

Química cuantitativa I Un nuevo enfoque en la enseñanza de la Química Presentación Este libro de Química Cuantitativa I fue diseñado para la fase especializada de QuímicoBiológicas del nivel bachillerato de la Universidad Autónoma de Sinaloa, en el marco de la implementación del Diseño Curricular 2006, en el cual se plantea un nuevo enfoque en la enseñanza y el aprendizaje de la química. Al respecto, consideramos de gran importancia continuar atendiendo los tres niveles de representación del conocimiento de esta ciencia: lo macroscópico, lo submicroscópico y lo simbólico, con el propósito de lograr una mejor comprensión de la química, que permita orientar la formación de los estudiantes que tienen como objetivo continuar sus estudios de licenciatura en carreras afines. Nivel macroscópico A este nivel pertenece el mundo de los hechos o lo concreto, por tanto, es al que tienen mayor acceso los estudiantes. Esta referido a todo aquello que podemos observar directamente mediante los sentidos. Nivel submicroscópico Comprende el mundo de los modelos, las hipótesis y las teorías. Debido a la imposibilidad de observar a los átomos, las moléculas y los iones, en química es común el uso de modelos físicos y de representación asistida por computadora para interpretar los cambios que ocurren en la naturaleza. Nivel simbólico Este nivel representa el mundo del lenguaje y de los símbolos. Implica un elevado nivel de abstracción, pues en él se utilizan símbolos, fórmulas y ecuaciónes químicas para expresar la composición de las sustancias, y para describir lo que sucede en una reacción química. Al igual que en los libros de Química General y Química del Carbono, correspondientes al tronco común, ésta obra ofrece una serie de herramientas didácticas con la finalidad de favorecer la formación de habilidades, de fomentar el razonamiento crítico, de promover la búsqueda de información, el trabajo colaborativo, la resolución de problemas teóricos y experimentales, y el desarrollo de ejercicios de autoevaluación. El objetivo es que los estudiantes confronten y/o reafirmen sus aprendizajes. Con el mismo propósito se incluyen pequeños apartados que muestran información adicional al tema, tales como: sabías qué, conozca más y la sección compruébalo tu mismo. Pueden ser datos, cifras, biografías de científicos, experimentos, o bien abordar temas sobre educación ambiental, donde está presente la reflexión y la acción, para desarrollar una actitud más positiva hacia nuestro entorno. Sin duda, el enriquecimiento de esta obra, es resultado de la reflexión colectiva y colegiada realizada por los profesores de la academia de química, quienes de manera entusiasta se sumaron a ésta tarea.

Las actividades para la elaboración de éste libro se iniciaron en el mes de febrero del 2006, en las que participaron docentes de química de las Unidades Regionales Norte y Centro-Norte. Nuestro agradecimiento a los profesores de las Unidades Académicas: Ruiz Cortines, Guamúchil, Guasave, Mochis, Choix, Valle del Carrizo y San Blas, que colaboraron en esta primera etapa. Unidad Regional Norte Elmidelia Espinoza López, Martín Robles Soto, Rosa Imelda Moreno Flores, Martín Castro, Jesús Torres Sumbra, Marcos Alfredo Lara Flores, Celso Olais Leal, Waldo Muñoz Espinoza, Jorge Alberto Rodríguez Escobedo, Zenaida Meza Villalba, Carlos Valdez Miranda, Ángel Rafael Álvarez Paz, Waldo Apodaca Medina, María del Rosario Mascareño Mendoza, Juan Manuel Bojorquez García, Conrado Alfonso Díaz Acosta, Alfredo Valdez Gaxiola, Fco. Lenin Omega Franco, Wendy Azucena Rodríguez Cárdenas.

Unidad Regional Centro-Norte Carmen Imelda Parra Ramirez, Gabriela Galindo Galindo, Aaron Pérez Sánchez, María Luisa González Verdugo, Nora Leyva Leyva, Denisse Vega Gaxiola, Leticia Márquez Martínez y Tomás Ambrosio Castro Sepúlveda. Un merecido y especial reconocimiento a los compañeros profesores de las Unidades Regionales Centro y Sur, de las Unidades Académicas: Central Diurna, Emiliano Zapata, Hnos. Flores Magón, Dr. Salvador Allende, La Cruz, Central Nocturna, Rubén Jaramillo y Mazatlán, que aportaron sugerencias y comentarios de gran valor, desde el inicio hasta la culminación de esta obra. Contribuyeron de manera muy significativa en el mejoramiento del libro, y de manera particular en el tema de «Reacciones y ecuaciones químicas», el cual fue resultado del trabajo conjunto. Por ello, de manera muy especial agradecemos y reconocemos a los profesores colaboradores por sus valiosas aportaciones.

Unidad Regional Centro Gloria Fca. Navarrete Sarabia, Ana Cecilia Méndez Monzón, Angélica María Félix Madrigal, Bertha Alicia Valenzuela Uzeta, Claudia Nevárez Ibarra, Gloria Maribel Zavala Bejarano, Edelia Godínez Martínez, Altagracia Cabrera Bernal, Griselda Zavala Bejarano, Alfredo Cabrera Hernández, Felipa Acosta Ríos, Ana Alicia Esquivel Leyva, Guadalupe Gómez Quiñónez, Quetzalli Alejandra Hernández Zárate, Maricruz Pérez Lizárraga, Filomeno Pérez Pérez, Jenny Salomón Aguilar, Jorge Rafael Linarez Amarillas, Abel Denny Castro Romo y Rosa Amelia Zepeda Sánchez. Unidad Regional Sur Blanca Gutierrez Ruiz, Rosalío Carrasco Macias, Patricia Zapata Esquivel, Felix Fco. Aguirre, Asia Cecilia Carrasco Valenzuela, Maura Elena Velásquez C., Rosa R. Romero Castañeda, Jorge Manuel Sandoval Sánchez, María del Rosario Zapata Esquivel y Celia Monárrez García.

Un amplio reconocimiento al apoyo brindado por la profesora Gloria Maribel Zavala Bejarano al compartir sus experiencias en lo referente a la actividad experimental. Agradecemos por su apoyo incondicional en diseño gráfico para el mejoramiento del libro a Juan Carlos Sepúlveda Castro. A nuestras familias por su paciencia, comprensión y estimulo. Valoramos profundamente el apoyo recibido para la publicación de este libro a los directivos de la Dirección General de Escuelas Preparatorias de la Universidad Autónoma de Sinaloa. ACADEMIA ESTATAL DE QUÍMICA

DGEP-UAS Culiacán, Rosales, Septiembre de 2008

11

Conceptos básicos de estequiometría

Unidad I Conceptos básicos de estequiometría CuSO4.5 H2O

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Química cuantitativa I

Conceptos básicos de estequiometría

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Propósito de la unidad I Comprender y utilizar los conceptos básicos como mol, masa molar y volumen molar para desarrollar la habilidad necesaria en las conversiones entre mol, masa, litros y partículas.

Actividad 1.1 Contesta de manera individual las siguientes preguntas para explorar tus ideas y posteriormente comenta con tus compañeros sobre la respuesta correcta. 1. Cuando escuchas la palabra mol con cuál de los siguientes ejemplos lo relacionas: a) La mole de la historieta de los 4 fantásticos. b) El mole oaxaqueño o poblano c) Con un «montón»,»bulto» o «bonche» de cosas d) Cantidad de sustancia

2. ¿Cuál de los siguientes enunciados consideras que corresponde al concepto mol? a) Cantidad de sustancia de un sistema que contiene la misma cantidad de partículas, que el número de átomos presentes en 12 g del isótopo de carbono-12. b) Unidad fundamental del Sistema Internacional que mide la cantidad de sustancia. c) En un mol de cualquier sustancia habrá un número igual de partículas d) Todas son correctas 3. ¿Cuántas partículas están presentes en un mol de partículas? a. 1 b. 3.0 x 108 c. 6.02 x 1023 d. 12 4. La frase «La masa atómica del aluminio es 27.0», sugiere cuatro interpretaciones. Señala cuál de ellas es la incorrecta. a) La masa de un átomo de aluminio es 27.0 g. b) La masa de un átomo de aluminio es 27.0 u.m.a. c) La masa de un mol de átomos de aluminio es 27.0 g. d) Un átomo de aluminio es 27.0 veces más pesado que 1/12 de un átomo de carbono-12.

Química cuantitativa I

14

Introducción Como ya lo mencionamos, esta unidad tiene como propósito fundamental el de introducir al alumno en el conocimiento,comprensión y aplicación de los conceptos básicos de la estequiometría. La palabra estequiometría viene del griego stoicheion, que significa «elemento», y metron, «medida», por tanto etimológicamente se define como la «medida de los elementos» o a la cuantificación de las relaciones en que intervienen los elementos en los compuestos y en las reacciones químicas. La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de las masas y los volúmenes de los reactivos y productos que participan en una reacción química. En 1792 el químico alemán Jeremías Benjamín Richter Wenzel fue el primero en utilizar la palabra estequiometría en su libro Fundamentos de la estequiometría.

1.1 Conceptos básicos Existen algunos términos que se emplean en la vida diaria, pero que en el contexto científico adquieren un nuevo significado, por ejemplo, la palabra mole, de la cuál hablaremos más adelante. También de manera frecuente se utilizan indistintamente los términos masa y peso como si fueran sinónimos. En nuestro caso utilizaremos el término masa para referirnos a la cantidad de materia. En ocasiones encontramos conceptos como, masa atómica, masa atómica relativa y masa atómica promedio, buscaremos definirlos y encontrar las semejanzas y las diferencias entre ellos. Asimismo revisaremos los conceptos masa molecular, masa fórmula y masa molar, dejando claro donde y cuando deben ser utilizados.

Masa atómica Se define como la masa de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (uma).

22.99 Masa atómica

+1

Na Sodio

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Unidad de masa atómica (uma) Una uma se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Asimismo es igual a 1.66 x10-24g.

uma

Masa atómica relativa Se dice que la masa de un átomo es relativa, porque para medir la masa de los átomos se asigna un valor a la masa de un átomo determinado, para utilizarlo como patrón de referencia. Por ejemplo, actualmente por razones de precisión, se utiliza la masa del isótopo de carbono12, al que se le asigna un valor exacto de 12 uma.

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Conceptos básicos de estequiometría

La masa atómica relativa nos indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que la unidad de masa atómica. Por ejemplo, se ha encontrado experimentalmente que en promedio un átomo de helio tiene 33.36% de la masa del carbono-12. Entonces si la masa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12 unidades de masa atómica, la masa atómica del helio debe ser: 0.3336 x 12 = 4.003 uma

Con la finalidad de clarificar todavía más, el por qué las masas atómicas son relativas, veamos la siguiente analogía:

24 kg

4 kg

Si el patrón de referencia es el gato y su masa es de 4 kg, entonces la masa del perro será 6 veces mayor que la del gato.

Si comparamos una misma masa para ambos grupos de animales, numéricamente serán diferentes. Pero, la masa de un perro será la misma que la de seis gatos. La relación sigue siendo 1: 6 24 kg

24 kg

Masa atómica promedio Debido a la existencia de isótopos naturales, la masa de un átomo se expresa como masa atómica promedio y se puede determinar si se conoce la masa relativa de los isótopos y la abundancia relativa de cada uno. Esta información la proporciona un espectrómetro de masas. La masa atómica promedio se define como la masa promedio de los isótopos de un mismo elemento. Por ejemplo: Si tomamos en cuenta los isótopos del oxígeno y su abundancia relativa, la masa atómica promedio del oxígeno será 15.998 uma.

Química cuantitativa I

16 Símbolo Masa atómica Abundancia Masa isotópica X abundancia (uma) (%) 100

Fracción de masa

16

O

15.994

99.758

15.994 (0.99758)

15.955

17

O

16.999

0.037

16.999 (0.00037)

0.00629

18

O

17.999

0.205

17.999 (0.00205)

0.03689

Abundancia relativa

O

Masa atómica promedio (uma)

15.998

15.994

100

En un espectro de masas se grafica la abundancia relativa de las partículas cargadas contra la relación masa/carga.En este caso se muestra el espectro de masas de los iones de 16O+, 17O+ y 18O+.

50

16.999 17.999 0 0 1

2 3

4 5

6 7

8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

m/e

Actividad 1.2 En forma colaborativa determina la masa atómica promedio del silicio. El silicio presenta tres tipos de isótopos cuyas masas relativas son: 27.99858, 28.5859 y 29.9831. Sus abundancias relativas son de 92.27, 4.68 y 3.05, respectivamente. ¿Cuál será la masa atómica promedio del silicio?

Masa molecular Se define como la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica (uma). La masa molecular se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran la molécula. Por ejemplo: la molécula de ácido sulfúrico, H2SO4 , tiene una masa molecular de 98 uma. Tipo de átomo

Masa atómica

Número de átomos

Fracción de masa

H

1.008

2

= 2.016

S

32.06

1

= 32.06

O

16

4

= 64.0

Masa molecular del ácido sulfúrico= 98.068 uma

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Conceptos básicos de estequiometría

La masa molecular del anhídrido sulfúrico (trióxido de azufre) SO3 , es de 80.06 uma. Tipo de átomo

Masa atómica

S O

32.06 16

Número de átomos

Fracción de masa

1 3

= 32.06 = 48.0

Masa molecular del anhídrido sulfúrico= 80.06 uma

Actividad 1.3 En forma individual o colaborativa determina las masas moleculares de las siguientes especies químicas. Masa molecular a)

HNO3

Ácido nítrico

b)

H3PO4

Ácido fosfórico

c)

H2CO3

Ácido carbónico

d)

NO2

Dióxido de nitrógeno

e)

CO2

Dióxido de carbono

f)

Cl2O

Anhídrido hipocloroso

g)

H3BO3

Ácido bórico

h)

H2SO3

Ácido sulfuroso

i)

HClO3

Ácido clórico

j)

I2O5

Anhídrido yódico

k)

As2O3

Anhídrido arsenoso

l)

Br2O7

Anhídrido perbrómico

Masa fórmula En un compuesto iónico no podemos hablar en términos de moléculas, porque éstos están formados por una red de iones positivos y negativos y su representación simbólica es la celda unitaria o unidad fórmula (fórmula unitaria). La masa de esta fórmula unitaria la denominaremos masa fórmula. La masa fórmula se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran la fórmula unitaria.

Química cuantitativa I

18

Por ejemplo: la unidad fórmula del sulfato cúprico, CuSO4 , tiene una masa fórmula de: Tipo de átomo Masa atómica Número de átomos Cu S O

63.5 32.06 16

1 1 4

Fracción de masa = 63.5 = 32.06 = 64

Masa fórmula del CuSO4= 169.56

Actividad 1.4 En forma individual o colaborativa determina la masa fórmula de las siguientes especies químicas.

Masa fórmula a)

NaNO3

Nitrato de sodio

b)

Ca3(PO4)2

Fosfato de calcio

c)

K2CO3

Carbonato de potasio

d)

Mg(NO2)2

Nitrito de magnesio

e)

Al2(SiO3)3

Silicato de aluminio

f)

Fe(ClO)2

Hipoclorito de hierro II

g)

Li3BO3

Borato de litio

h)

BaSO3

Sulfito de bario

i)

KClO3

Clorato de potasio

j)

CaO

Óxido de calcio

k)

Ca(OH)2

Hidróxido de calcio

l)

MgO

Óxido de magnesio

m)

NaOH

Hidróxido de sodio

n)

Na2O

Óxido de sodio

o)

Mg(OH)2

Hidróxido de magnesio

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Conceptos básicos de estequiometría

Mol y número de Avogadro La necesidad de contar con una unidad de comparación más grande entre átomos y moléculas que permitiera relacionar la masa de cualquier sustancia con su número de partículas, llevó a los químicos a establecer la unidad de cantidad de sustancia denominada mol. El término mol fue utilizado por primera vez, por el químico alemán Wilhelm Ostwald en la primera década del siglo XX. Él mismo lo estableció así, el peso normal o molecular de una sustancia expresada en gramos se debe llamar a partir de ahora mol». Esta definición prevaleció hasta 1971, año en que esta magnitud se adoptó al SI (sistema internacional de unidades) como una entidad diferente de la masa por acuerdo de la IUPAP y la IUPAC, dos grupos integrados por especialistas en física y química, respectivamente. Fig.1.2. Wilhelm Ostwald químico alemán (1853-1932).

El término «mol» etimológicamente proviene del latín moles, que significa masa grande. Asimismo el término molecular proviene del latin molécula, que significa masa pequeña, en la cual el sufijo – cula denota una versión diminutiva de la palabra que modifica.

¿Cómo se define al mol? El mol se define como la unidad fundamental de la magnitud «cantidad de sustancia» en el sistema internacional de unidades (SI).

Magnitud

Nombre de la unidad

Símbolo

Longitud Masa

Metro Kilogramo

m kg

Temperatura

Kelvin

K

Tiempo

Segundo

s

Cantidad de sustancia

Mol

mol

Intensidad luminosa

Candela

cd

Intensidad de corriente

Ampere

A

La IUPAC define al mol como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kilogramos de carbono-12. (átomos, moléculas, iones o electrones) o bien, como la cantidad de sustancia que contiene 6.022 x 1023 partículas fundamentales (átomos, iones, moléculas o electrones).

Química cuantitativa I

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El término cantidad de sustancia es una magnitud fundamental, química, macroscópica y extensiva. Surge de la necesidad de establecer una relación entre las propiedades macroscópicas, masa, volumen y la variable submicroscópica, número de partículas que intervienen en los procesos. En otras palabras, de la necesidad de contar partículas o entidades elementales submicroscópicas en forma indirecta a partir de propiedades macroscópicas, como la masa y el volumen. Esto porque las partículas son tan pequeñas que su masa y tamaño no pueden medirse directamente. Para ello, es necesario medir un número muy grande de ellas, y a partir de ahí determinar de manera indirecta, su masa y tamaño. Es aquí donde se introduce el concepto mol y la constante de Avogadro. Cantidad de sustancia

Mol

12 g de C

40 g de NaOH

98 g de H2SO4

63 g de HNO3

6.022 x 1023 entidades elementales

6.022 x 1023 = 602 200 000000 000000 000000 partículas

Este número se lee como: Seiscientos dos mil doscientos trillones de partículas Recibe el nombre de número de Avogadro (NA) en honor al físico Italiano Amadeo Avogadro, quién estableció en 1811, la siguiente hipótesis convertida hoy en Ley de Avogadro: «A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura tendrán el mismo número de moléculas» ¿Sabías qué ... Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro di Quaregna e di Cerreto (1776-1856). Físico y matemático italiano practicó la abogacía por muchos años antes de interesarse en la ciencia? Su trabajo más famoso, ahora conocido como ley de Avogadro, fue ignorado durante su vida, aunque a fines del siglo XIX se convirtió en la base para la determinación de las masas atómicas.

21

Conceptos básicos de estequiometría

Es difícil imaginar qué tan grande es el número de Avogadro en realidad, pero quizás las siguientes analogías ayudarán a expresarlo: Para que te des una idea ... Según los datos del INEGI hasta el 2005 en Sinaloa había un total de 2,608,442 habitantes. Si cada habitante contara a una velocidad de 60 partículas por minuto y tuviera un promedio de vida de100 años, sin tomar en cuenta que además tiene que dormir, trabajar y alimentarse. No alcanzarían a realizar el conteo. Si tienes duda, revisa los siguientes cálculos: 2,608,442 habitantes

X

100 años 1 hab

X

365 días

X

1 año

24 hrs. 1 día

X

60 min.

X

1 hr

60 seg

X

1 min

1partícula

= 8.226 x 1015

1 seg

partículas

Los dos millones seiscientos ocho mil cuatrocientos cuarenta y dos habitantes de Sinaloa lograrían contar sólo 8,226,000,000,000,000 partículas. Esto se lee: Ocho mil doscientos veintiseis billones de partículas. ¿Y el resto quién lo contaría? No obstante, que el número de Avogadro es demasiado grande para contarlo de esa manera, si se trata de relacionar lo macro con lo submicro, se encontrará que en un mol de agua, existen 6.022 x 1023 moléculas de agua, las cuales son proporcionales a 18 g o 18 mL de agua, esta cantidad es insuficiente para saciar la sed. Si en un mililitro hay aproximadamente 20 gotas de agua. Entonces cabría hacernos la siguiente pregunta: ¿cuántas moléculas estarán contenidas aproximadamente en una gota de agua? 1 gota de agua x 1mL de agua x 1 mol de agua x 6.022x1023moléculas de agua 20 gotas de agua 18 mL de agua

1 mol de agua

Actividad 1.5. Compruébalo tú mismo. Propósito: a) Utilizar el semillol para comprender el concepto mol y número de Avogadro. b) Promover el trabajo colaborativo ¿Qué se necesita? 25 granos de alubias 25 granos de frijol 25 granos de garbanzo 1 balanza granataria 3 vasos de plástico (chicos)

= 1.67 x 1021 moléculas H2O

Química cuantitativa I

22 ¿Cómo lo vamos a hacer? 1. Se forman los equipos de trabajo y se reúne el material necesario.

2. Se taran previamente los vasos de plástico. Registra la masa de cada uno de ellos. Debe corresponder un vaso a cada tipo de grano: Vaso

Masa del vaso(g)

1 2 3 3. Coloca 25 granos en cada vaso: vaso (1), alubias, vaso (2), frijoles y vaso (3), garbanzos. Registra la masa de cada vaso + granos. Obtenga la masa correspondiente a los 25 granos de cada conjunto, al restar la masa del (vaso), de la masa del (vaso + granos). Masa del vaso + granos Masa del vaso Grano Masa de 25 granos (X) 1. Alubia 2. Frijol 3. Garbanzo 4. Determina la masa de un grano (de alubias, frijol y garbanzo) mediante la expresión: X n Grano

donde X = masa de 25 granos n = 25 (número de granos)

Masa de un grano (X/n)

Masa relativa

Semillamol Masa Molar (g)

Semillagadro (No. de semillas)

1. Alubia 2. Frijol 3. Garbanzo 5. Para calcular el semillagadro, mida en el vaso correspondiente el semillamol (masa molar) de los granos, luego cuente el número de granos obtenidos, ese número es el semillagadro. 6. El experimento se realiza de acuerdo a la siguiente analogía: Nivel macroscópico Entidades: Semillas Unidad básica: Semillamol No. de semillas: Semillagadro

Nivel submicroscópico Entidades: Átomos Unidad básica: mol No. de Átomos: 6.022 x 1023 Átomos / mol

Masa molar La masa molar de una sustancia se puede expresar como la masa en gramos de 1 mol de entidades elementales (átomos, iones o moléculas) de la sustancia.

Masa molar de un elemento La masa molar de un elemento es numéricamente igual a la masa atómica sólo cambian las unidades de uma a gramos/mol. Por ejemplo, el helio, (He) que es un gas valioso utilizado en la industria, en investigación, en buceo profundo en el mar y en globos, tiene una masa atómica de 4.003 uma. Por tanto, la masa molar del helio será de 4.003 g/mol.

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Conceptos básicos de estequiometría

Masa molar de un compuesto La masa molar de un compuesto se obtiene al sumar las masas de todos los átomos que aparecen en una fórmula química, expresada en gramos/mol. Sustancia

Masa atómica Masa molecular Masa fórmula

Masa molar

Número de átomos, moléculas o unidades fórmula

H

1.008 uma

1.008 g/mol

6.022 x 10 23 átomos de hidrógeno

H2

2.016 uma

2.016 g/mol

6.022 x 10 23 moléculas de hidrógeno

Na

22.99 uma

22.99 g/mol

6.022 x 10 23 átomos de sodio

NaCl

58.44 uma

58.44 g/mol

6.022 x 10 23 unidades fórmula de cloruro de sodio

H3PO4

97.988 uma

97.988 g/mol

6.022 x 10 23 moléculas de ácido fosfórico

74.096g/mol

6.022 x 10 23 unidades fórmula de hidróxido de calcio

Ca(OH)2 74.096 uma

Ejemplo 1. El agua es un líquido vital. Es esencial para la vida en general, y para las plantas en particular, que son los productores primarios, por lo cual su deterioro afecta al ecosistema global del planeta. Determina la masa molar del agua. Información necesaria: Se necesita conocer las masas atómicas del hidrógeno y el oxígeno, las cuales se consultan en la tabla periódica. H= 1.008 uma

O=16 uma

Estrategia: Se suman las masas de los átomos que constituyen un mol de agua (H2O) y el resultado se expresa en gramos/mol. Solución: 2 mol de átomos de H

= 2 x 1.008 g

= 2.016 g

1 mol de átomos de O

= 1 x 16 g

= 16 g

1 mol de agua (H2O)

= 1 x 18.016 g = 18.016 g

Química cuantitativa I

24

¿Sabías qué ... tres cuartas partes de la superficie de la Tierra están cubiertas de agua? El 98% corresponde a agua salada de mares y océanos, y el 2% es agua dulce de los ríos, lagos, manantiales, mantos acuíferos y de las capas polares. Sólo el 0.6% del agua dulce es aprovechada por el ser humano, las plantas y los animales.

Actividad 1.6 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de cálculos de masa molar. a) El ácido sulfúrico, H2SO4, tiene muchas propiedades útiles: es un ácido fuerte, un buen agente deshidratante, un agente oxidante moderadamente bueno, y es usado en los acumuladores de los automóviles. Calcula su masa molar.

b) La urea, (NH2)2CO, se utiliza como fertilizante. Determina su masa molar.

c) El carbonato de sodio decahidratado, (Na2CO3.10 H2O), conocido como sosa para lavar, se emplea en los detergentes en polvo como agente ablandador. Calcula la masa molar.

d) El sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, se utiliza en las plantas potabilizadoras de agua, como agente floculizante. ¿Cuál es su masa molar?

Volumen molar Los científicos Amadeo Avogadro (1776-1856), italiano y André Marie Ampere (1775-1876), francés, simultáneamente enunciaron una hipótesis que posee gran importancia y que de un modo injusto se suele atribuir sólo a Avogadro. Dicha hipótesis se expresa así: Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si se hallan en iguales condiciones de presión y temperatura. ¿A quién se le podría ocurrir en esa época que un gas compuesto por moléculas enormes (con diez átomos cada una, por ejemplo) ocupara el mismo volumen que otro con moléculas monoatómicas? Sin embargo, Avogadro tuvo razón...No importa el tamaño ni el número de los átomos que constituyen las moléculas de los gases; en un volumen dado de cualquiera de ellos existe el mismo número de moléculas (a la misma presión y temperatura).

25

Conceptos básicos de estequiometría

La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en el recipiente. En un mol están presentes 6.022 x 10 23 partículas, por tanto, un mol de cualquier gas a la misma temperatura y presión tendrá el mismo volumen. Se ha calculado experimentalmente que el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es 22.4 Litros a temperatura y presión normales. Este volumen (22.4 L) se denomina volumen molar de un gas.

16.0 g CH4 36.5 g HCl

131.3 g Xe 32.0 g O2 44.0 g CO2

28.2 cm

22.4 L 28.2 c

m

.2 28

28.0 g N2

64.1 g SO2

2.016 g H2

cm

34.1 g H2S 17.0 g NH3

H2 He

O2

¡Me siento ligero! Porque llevo a cuestas 3 mol de gases diferentes. ¿Cuántos litros y partículas estarán contenidos?

La cantidad de sustancia en relación con otras magnitudes Las relaciones entre la cantidad de sustancia, n; la masa, m; el volumen, V y el número de partículas o entidades elementales, N, se dan a partir de la masa molar, M, el volumen molar, Vm, y la constante de Avogadro, NA.

Química cuantitativa I

26 Masa

Volumen n=V/Vm

n=m/M Cantidad de sustancia n=N/NA Número de partículas (N)

Donde: Vm= Volumen molar NA= Número de Avogadro

Fig. 1.3 La cantidad de sustancia en relación con otras magnitudes

Estas relaciones nos permiten realizar conversiones entre masa, mol, número de partículas y volumen.

1.2 Conversiones masa, mol, número de partículas y volumen En el estudio de la química es esencial aprender a plantear y resolver problemas numéricos de modo sistemático. Los procedimientos que se pueden utilizar para resolver problemas estequiométricos, son la regla de tres y el método del factor unitario o razón unitaria. Este último consiste en un conjunto de operaciones de proporcionalidad directa, que se resuelven mediante el análisis dimensional; el cual consiste en un análisis de las unidades de lo que se desea obtener y las unidades de los datos con que se cuenta. Las razones unitarias o factores unitarios indican la relación que existe entre diferentes unidades que son físicamente equivalentes o que expresan la misma cantidad física. Por ejemplo: 1 kilogramo 1000gramos

1 mol de partículas 6.022 x 1023partículas

1 año 365 días

100 centímetros 1 metro

6.022 x 1023partículas 22.4 L

30 días 1 mes

1 atmósfera 760 mm de Hg

22.4 L 1 mol de partículas

2.016 gramos 1 mol de H2

¿Sabías qué ... existe ya un día para festejar al mol? Este festejo inicia a las 6:02 am del día 23 de octubre. ¿Encuentras alguna relación de estos datos con el número de Avogadro?

27

Conceptos básicos de estequiometría

Ejemplo:

Un litro de gasolina en el motor de un automóvil produce 2.51kg de CO2, que es un gas invernadero, es decir que promueve el calentamiento de la atmósfera terrestre. ¿Cuántos kilogramos de CO2, se generan en un año en el estado de Sinaloa? Si hasta el 2006 circulaban 625 769 vehículos particulares y en promedio cada uno recorre 8,000 kilómetros por año con un consumo de 8.5 km/litro.

Información necesaria: No se necesita información adicional. Estrategia: Se recomienda leer con atención el problema y determinar con qué datos se cuenta y cuál se necesita obtener. En este caso, se conoce el rendimiento de km/litro por cada auto; la cantidad de CO2 que se genera con un litro de gasolina; el kilometraje promedio por año de cada auto y el número de autos en Sinaloa. Se necesita determinar los kilogramos de CO2 producidos en un año. Esquema de solución: Número de autos⎯→ km.año/auto ⎯→L/km⎯→kg de CO2/L Solución: 625 769 autos

X

8000 km/año 1 auto

X

1L de gasolina 8.5 km

X

2.51 kg de CO2 =1,478,287,238 kg de CO2/año 1 L de gasolina

Resultado = 1,478,287.238 ton de CO2/año

Química cuantitativa I

28

Conversiones mol a masa Ejemplo 1: El hidruro de calcio es un compuesto que se emplea principalmente como agente desecante para obtener éter seco en el laboratorio. Calcula la masa en gramos que equivale a 1.73 mol de CaH2. Información necesaria: Con el apoyo de la tabla periódica se determina la masa molar del hidruro de calcio. Masas atómicas: Ca=40.08 uma, H=1.008 uma. Masa molar del CaH2= 42.096 g/mol Estrategia: Si se conoce que un mol de hidruro de calcio equivale a 42.096 gramos, entonces se puede utilizar una regla de tres o por factor unitario, para determinar la masa equivalente a 1.73 mol de CaH2. Esquema de solución: mol ⎯→ gramos Solución: a) Por regla de tres 1 mol CaH2

42.096 g

1.73 mol CaH2

Xg

X=

(1.73 mol de CaH2) (42.096 g) 1 mol de CaH2

X= 72.826 g de CaH2 b) Por factor unitario 1.73 mol de CaH2 x

42.096 g de CaH2 1 mol de CaH2

= 72.826 g de CaH2

Ejemplo 2: Un consumo excesivo de cloruro de sodio, puede provocar un aumento en la presión sanguínea, arteriosclerosis, edemas. Sin embargo, la falta de sodio puede causar convulsiones, deshidratación, parálisis muscular, disminución del crecimiento y entumecimiento general. Calcula la masa en gramos que equivale a 0.575 mol de cloruro de sodio, NaCl. Información necesaria: Las masas atómicas del sodio, Na=22.99 uma y del cloro, Cl=35.45 Estrategia: Determinar la masa molar del cloruro de sodio, NaCl, relacionar a un mol y convertir 0.575 mol de NaCl a gramos. Esquema de solución: moles ⎯→ gramos Solución: a) Por regla de tres

29

Conceptos básicos de estequiometría

Solución: a) Por regla de tres 1 mol NaCl 0.575 mol NaCl X=

58.44 g de NaCl X g de NaCl

(0.575 mol de NaCl) (58.44 g de NaCl) 1 mol de NaCl

X= 33.603 g de NaCl b) Por factor unitario 0.575 mol de NaCl x

58.44 g de NaCl = 33.603 g de NaCl 1 mol de NaCl

¿Sabías qué ...un mol de sal común, NaCl, tiene una masa de 58.45 g cantidad que puedes tener en la palma de la mano; y que un mol de agua tiene una masa de 18 g y ocupa un volumen de 18 mL (un poco menos de 4 cucharadas de ese líquido); y que un mol de cualquier gas ocupa 22.4 litros, lo cual es suficiente para inflar un globo hasta un diámetro de 35 cm, a temperatura de 00C y una presión de 1 atmósfera?

Sal, NaCl

Agua, H2O

Gas helio, He

Actividad 1.7 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones mol a masa.

a) El oro puro, Au, (denominado de 24 quilates) es demasiado blando para usarlo en joyería. Por tanto, para hacerlo más fuerte se alea con plata o cobre. ¿Cuántos gramos de oro corresponden a 0.20 mol del mismo?

Química cuantitativa I

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b) El fulminato de mercurio Hg(CNO)2 es un explosivo muy sensible al choque y se utiliza en la fabricación de fulminantes para proyectiles (balas). ¿Cuántos gramos de este compuesto se corresponden con 0.50 mol?

c) La preparación de fulminato de mercurio es peligrosa. No solamente el producto es altamente explosivo sino que debe trabajarse con mercurio líquido (que emite vapores peligrosos) y ácido nítrico concentrado (sumamente corrosivo). En una prueba de ensayo se emplearon 2.5 mol de ácido nítrico y se obtuvieron 20.7g de fulminante de mercurio. ¿Cuántos gramos de HNO3 fueron utilizados?

d) Un químico al desarrollar un procedimiento para mejorar la hidrogenación de aceites vegetales, a fin de obtener margarinas para uso en el hogar, utilizó 6 mol de ácido oleico (C18H32O2), ¿Cuántos gramos de aceite utilizó en su experimento?

e) El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para formar latón (al alearse con el cobre) y para recubrir el hierro a fin de prevenir la corrosión (proceso de galvanizado). ¿Cuántos gramos hay en 0.420 mol de Zn?

f) ¿Cuántos gramos hay en cada una de las muestras siguientes? 1) 1.5 mol de Cu 2) 0.75 mol de glucosa, C6H12O6 3) 0.5 mol de etanol (CH3CH2OH) 4) 1.5 mol de aspirina, C9H8O4 5) 0.75 mol de CO2 6) 0.5 mol Mg(OH)2

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Conceptos básicos de estequiometría

Conversiones masa a mol Ejemplo 1. El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo y el tercero en abundancia en la corteza terrestre, desempeña un papel importante en los procesos industriales: se utiliza en la síntesis de amoniaco, en la producción de metanol, en la hidrogenación catalítica de aceites vegetales para producir grasas sólidas comestibles, también se utiliza para reducir o transformar diferentes óxidos metálicos (como los de plata, cobre, plomo, bismuto, mercurio, molibdeno y wolframio) en metales. Ante el agotamiento de las reservas de combustibles fósiles (petróleo) el hidrógeno puede ser una fuente alternativa de energía y además no contaminante. ¿Cuántos mol de hidrógeno hay en 6.46 g de hidrógeno molecular? Información necesaria: Se necesita conocer la masa molar del hidrógeno molecular a partir de la masa atómica del hidrógeno. H = 1.008 uma H2= 2.016 g/mol Estrategia: Si se conoce que un mol de hidrógeno molecular equivale a 2.016 gramos, entonces se puede utilizar una regla de tres o por factor unitario, para convertir los 6.46 g de H2 a mol. Esquema de solución: gramos ⎯→ mol Solución: a) Por regla de tres 1 mol de H2 X mol de H2 X=

2.016 g de H2 6.46 g de H2

(1 mol de H2) (6.46 g de H2) 2.016 g de H2

X= 3.204 mol de H2

b) Por factor unitario 6.46 g de H2 X

1 mol de H2 2.016 g de H2

= 3.204 mol de H2

Química cuantitativa I

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Actividad 1.8 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones masa a mol. a) El ion calcio, Ca 2+, es el principal integrante de los huesos y dientes. Aproximadamente el 90% de calcio en el organismo se encuentra en forma de fosfato o carbonato. ¿Cuántos mol de calcio están contenidos en 5.0 g de ese elemento?

b) Las unidades de refrigeración utilizan freones, sustancias inodoras y no tóxicas para el ser humano, pero dañinas para la capa de ozono. El freón-12 tiene fórmula CCl2F2. ¿Cuántos mol de freón-12 fueron utilizados en un compresor de un refrigerante al ser cargado con 156 g de dicho gas?

c) El bicarbonato de sodio (NaHCO3) es un compuesto que se utiliza como antiácido estomacal, como polvo de hornear y en los extinguidores, ya que al descomponerse por el calor libera dióxido de carbono. ¿Cuántos mol de bicarbonato de sodio están contenidos en 500 g de este compuesto?

d) Una conocida marca comercial de sal yodada contiene 0.010% en masa de yoduro de potasio (KI). ¿Cuántos mol de KI se encuentran en un paquete ordinario de esta sal, cuya masa es de 1000g?

e) El magnesio es el sexto elemento en abundancia en la corteza terrestre, alrededor del 2.5 % de su masa. El agua de mar es una buena fuente de magnesio, es posible obtener casi 1.3 gramos de magnesio, de cada kilogramo de agua de mar. Es uno de los responsables de la dureza del agua. ¿Cuántos mol de magnesio hay en 87.3 gramos de magnesio?

f) Convierte a mol las cantidades siguientes: 1) 20 g de Au 2) 20 g de Fe2O3 3) 120 g de etanol (CH3CH2OH) 4) 120 g de gas hidrógeno, H2 5) 90 g de gas oxígeno, O2 6) 90 g de glucosa, C6H12O6

33

Conceptos básicos de estequiometría

Conversiones masa a número de partículas Ejemplo 1.

El azufre es un elemento no metálico que está presente casi siempre en las gasolinas. Cuando la gasolina se quema en el pistón del motor, el azufre que contiene se transforma en óxidos de azufre, que al salir a la atmósfera reaccionan con el agua formando ácido sulfúrico, lo cual da origen al fenómeno denominado «lluvia ácida». ¿Cuántos átomos hay en 16.3 gramos de azufre?

Información necesaria: Con el apoyo de la tabla periódica se obtiene la masa atómica del azufre, igual a 32.06 uma. Estrategia: Determinar la masa molar del azufre, S=32.06 g/mol, de ahí se obtiene el equivalente en gramos de 1 mol de azufre y se relaciona con el número de Avogadro para determinar el número de átomos de azufre. 1 mol de S= 32.06 g = 6.022 x 1023 átomos de azufre Esquema de solución: gramos ⎯→ mol ⎯→ átomos Solución: a) Por regla de tres 32.06 g de azufre

6.022 x 1023 átomos de azufre

16.3 g de azufre

X átomos de azufre

23 X= (16.3 g de azufre) (6.022 x 10 átomos de azufre) 32.06 g de azufre

X= 3.062 x 1023 átomos de azufre b) Por factor unitario 16.3 g de azufre X 1 mol de azufre X 6.022x1023 átomos de azufre= 3.062 x 1023 átomos de S 32.06 g de azufre 1 mol de azufre Ejemplo 2. La ponzoña de la abeja común es una mezcla acuosa de diferentes compuestos. Entre estos está la histamina (cuya acción fisiológica puede neutralizarse con antihistamínicos) en un porcentaje que puede llegar al 0.013%. En promedio el aguijón de una abeja puede inocular en las víctimas aproximadamente 35 mg de ponzoña. ¿Cuántas moléculas de histamina (C5H9N3) son inoculadas en promedio en cada picadura? Información necesaria: Se necesita conocer la masa molar de la histamina. C5H9N3=111g/mol

Química cuantitativa I

34 Estrategia:

Convertir los 35 miligramos de ponzoña a gramos y determinar la cantidad de histamina presente en esos 35 miligramos, sabiendo que en 100 gramos de ponzoña hay 0.013 gramos de histamina. Una vez determinada la cantidad de histamina, se convierte a mol y estos a moléculas. Esquema de solución: gramos ⎯→ mol ⎯→ moléculas Solución: a) Por regla de tres

1g de ponzoña Xg X=

1000 mg 35 mg

(1 g) (35 mg ) 1000 mg

= 0.035 g de ponzoña

100 g de ponzoña 0.035g de ponzoña X=

0.013 g de histamina X g de histamina

(0.035g) (0.013g ) 100 g

X= 0.00000455 g de histamina X= 4.55 x 10-6g de histamina 1mol de hist.

111 g de histamina

1mol de histamina

X mol de hist.

4.55 x 10-6 g de hist.

4.099 x 10-8 mol de hist.

X=

(4.55 x 10-6g) (1mol ) 111 g

X= 4.099 x 10-8 mol de histamina

6.022 x 1023 moléculas X moléculas de hist.

-8 23 X= (4.099 x 10 mol) (6.022 x 10 moléculas) 1mol de histamina

X= 2.468 x 1016 moléculas de histamina

b) Por factor unitario

0.035g ponz x 0.013g histamina x 1 mol histamina x 6.022x1023moléculas de histamina 100g ponzoña 111g histamina 1 mol histamina

X= 2.468 x 1016 moléculas de histamina

Conceptos básicos de estequiometría

35

Actividad 1.9 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones masa a número de partículas. a) Uno de los primeros gases propulsores usados para aerosol en envases metálicos fue el óxido nitroso, (N2O) llamado también «gas hilarante», debido a que la persona que lo inhala le produce risa. ¿Cuántas moléculas de óxido nitroso están contenidas en un envase aerosol cargado con 160 gramos de dicho gas?

b) El titanio es un metal ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones y motores para éstos. ¿Cuántos átomos de titanio hay en 1g de este metal?

c) El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza como combustible en la cocina. ¿Cuántas moléculas existen en 15 g de propano?

d) El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, dentífricos y bebidas gaseosas. ¿Cuántas moléculas de ácido fosfórico hay en 40g del mismo?

e) El fluoruro de sodio es la sustancia que se usa en algunas pastas dentales para combatir caries. ¿Cuantos iones sodio hay en 200g de NaF?

f) El kilate es la unidad de masa usada por los joyeros. Un kilate equivale a 200 mg, ¿cuántos átomos de carbono están presentes en un diamante de 5 kilates?

g) La densidad del agua es d= 1.00 g/mL a 40C. ¿Cuántas moléculas de agua, están presentes en 6.5 mL de agua a dicha temperatura?

Química cuantitativa I

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h) El mercurio es un metal líquido cuyo símbolo Hg proviene del latín, hidrargirium, que significa «plata líquida». La densidad del mercurio es de 13.6 g/cm3. ¿Cuántos átomos hay en 2 cm3 de Hg?

i) Se determinó la masa de una gota de agua, resultando ser 0.05 g. ¿Cuántas moléculas de agua tiene dicha gota?

Conozca más ...sobre el mercurio El mercurio tiene muchas aplicaciones, pero es un veneno acumulativo. Su elevado coeficiente de expansión térmica hace que sea un líquido adecuado para su uso en termómetros y barómetros. También algunos metales, se disuelven en mercurio y producen amalgamas, como la amalgama de plata que se utiliza en empastes en odontología. Pero el mercurio tiene una elevada volatilidad, y el líquido se evaporiza, ocasionando que el aire de los alrededores se ubique en un nivel muy por encima de los límites de seguridad. De esta manera, las amalgamas son una fuente de vapor de mercurio, y las de los empastes de los dientes liberan vapor tóxico directamente al organismo. La investigación ha demostrado que el cepillado de los dientes y el masticar aumentan el proceso de vaporización. Después de introducirse en el organismo como vapor de mercurio, el metal se acumula en los riñones, cerebro y testículos, se enlaza con las proteínas; y el resultado final del envenenamiento con mercurio es un grave daño al sistema nervioso central. Su tiempo de retención en los tejidos es muy elevado (en los riñones un promedio de 65 días), lo cual es una de las causas de su elevada toxicidad. En México se siguen utilizando las amalgamas de mercurio, tal vez porque se cree que son seguras o porque el envenenamiento es tan lento que los daños ocasionados no se relacionan con la puesta de éstas. Sin embargo, ya empieza a ser reemplazado por el uso de bismuto y resinas que son menos tóxicos.

¿Sabías qué ...el quilate o kilate es una unidad de masa que se utiliza en dos formas distintas? Cuando nos referimos al kilate de joyería éste se utiliza para pesar gemas y diamantes y equivale a 200 mg. El kilate de orfebrería se utiliza para designar la pureza o ley de los metales y equivale a 1/24 parte de la masa total de la aleación que la compone. Por ejemplo, si una cadena está hecha con una aleación de oro de 14 kilates, contiene 14/ 24 partes de oro y tiene una pureza de 58.33%. Mientras que una pieza de 24 kilates tiene una pureza de 100% y es de oro puro.

37

Conceptos básicos de estequiometría

Conversiones de número de partículas a masa Ejemplo 1. El carbono es un elemento no metálico que se presenta en la naturaleza en diversas formas alotrópicas, tales como el grafito (una de las sustancias más blandas y más baratas) y el diamante (una de las sustancias más duras y más caras). ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de carbono? Información necesaria: La masa atómica del carbono, es igual a 12.01 uma. Estrategia:

A partir de la masa molar del carbono, que equivale a la masa de 6.022 x 1023átomos de carbono, se determina la masa correspondiente a un sólo átomo. 1 mol de C= 12.01 g = 6.022 x 1023 átomos de carbono

Solución: a) Por regla de tres 12.01 g de carbono

6.022 x 1023 átomos de carbono

X g de carbono

1 átomo de carbono

X= (12.01 g de carbono) (1 átomo de carbono ) 6.022 x 1023 átomos de carbono X= 1.995 x 10-23 gramos de carbono

b) Por factor unitario 1 átomo de C

X

1 mol de carbono X 12.01g de C = 1.995 x 10-23 g de C 23 6.022 x 10 átomos de C 1 mol de carbono

Actividad 1.10 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de número de partículas a masa. a) El oro es un metal de transición, blando, brillante, dúctil, de color amarillo, el cual no reacciona con la mayoría de las sustancias químicas, pero es sensible al cloro y al agua regia. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de oro?

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Química cuantitativa I

b) La aspirina es un analgésico y antipirético muy utilizado en el hogar, tiene además propiedades anticoagulantes. ¿Cuál es la masa en gramos de una molécula de aspirina, C9H8O4?

c) Desde hace muchos siglos, el etanol, C2H5OH, se ha producido por fermentación de la glucosa derivada del almidón de los granos (en especial, maíz y cebada). ¿Cuál es la masa en gramos de 1.35 x1021 moléculas de etanol?

d) El combustible de los encendedores desechables es mayormente butano (C4H10), ¿cuál es la masa en gramos de 3.6 x1023 moléculas de butano?

e) La glucosa (C6H12O6), es un monosacárido, componente del suero fisiológico, su nombre común es dextrosa. Es uno de los productos del metabolismo de los carbohidratos en los seres humanos. ¿Cuál es la masa en gramos de 5.4 x1022 moléculas de glucosa?

f) Por muchos años, los elementos del grupo 18 (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) se denominaron «gases inertes», porque nadie había logrado sintetizar algún compuesto que los contuviera. Sin embargo, desde 1962 se han preparado varios compuestos de Xenón, como el XeF6 (hexafluoruro de xenón). ¿Cuál es la masa en gramos de 3.5 x 1023 moléculas de XeF6?

g) El ácido ascórbico (vitamina «C») cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado común. ¿Cuál es la masa en gramos de 2.7 x 1022 moléculas de ácido ascórbico, si la fórmula molecular del compuesto es C6H8O6?

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Conceptos básicos de estequiometría

Conversiones masa-mol-partículas-volumen Los cálculos estequiométricos que incluyen volúmenes gaseosos se resuelven de la misma manera que aquellos en que las cantidades se dan en masa o mol. Sin embargo, aquí es necesario considerar la ley de Avogadro: «Volúmenes iguales de gases distintos, a la misma temperatura y presión, contienen igual número de partículas». Si un mol de cualquier tipo de sustancia, tiene un mismo número de partículas, 6.022 x 1023, entonces un mol de cualquier gas, ocupa en las mismas condiciones de presión y temperatura, el mismo volumen. Se ha comprobado experimentalmente que este volumen es de 22.4 litros/ mol. Este valor se conoce como volumen molar. Se tienen así nuevos factores unitarios: 22.4 L

6.022 x 1023partículas

1 mol de partículas

22.4 L

Los procesos químicos reales se cumplen dentro de un amplio margen de temperaturas y presiones. Aquí utilizaremos factores unitarios que se limitan al volumen en condiciones normales. Las condiciones de O°C (273 K) y 1 atm (760 mm de Hg) se conocen como temperatura y presión normales (ordinarias o estándar).

Conversiones masa a volumen y volumen a masa Ejemplo 1. El nitrógeno molecular (N2) es muy estable y no puede ser utilizado por las plantas para elaborar compuestos nitrogenados. Sólo algunas bacterias y algas que poseen una enzima llamada nitrogenaza pueden romper el triple enlace N ≡ N. Éstas se encuentran en las leguminosas. ¿Qué volumen ocuparán 50 g de N2 en condiciones normales? Información necesaria: Se necesita conocer la masa y volumen molar del nitrógeno. Masa molar= 28.02 g

Volumen molar= 22.4 L

Estrategia: Conociendo la masa y el volumen molar del nitrógeno se determina el volumen correspondiente a los 50 g de N2. Esquema de solución: masa ⎯→ volumen Solución: a) Por regla de tres 28.02 g de N2

22.4 Litros de N2

50 g de N2

X Litros de N2

Química cuantitativa I

40 X=

(50 g de N2) (22.4 L de N2) 28.02 g de N2

X= 39.97 Litros de N2 b) Por factor unitario 50 g de N2

X

1 mol 28.02 g

X

22.4 L de N2 1 mol

X= 39.97 Litros de N2

Actividad 1.11 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de volumen a masa y de masa a volumen. a) El dióxido de azufre es un peligroso contaminante atmosférico que puede ser reducida su emisión a la atmósfera, si se hace reaccionar con «cal» para producir sulfito de calcio. ¿Qué volumen ocupa un kilogramo de SO2 en condiciones normales?

b) El cloro, Cl2, desempeña un papel biológico importante en el cuerpo humano, porque el ion cloruro es el principal anión en los fluidos intracelulares y extracelulares. ¿Qué volumen ocuparán 200 g de éste gas, en condiciones ordinarias?

c) El flúor, F2, es un gas que encuentra bastantes aplicaciones: en la industria (para producir teflones), en el cuidado de la salud (para fluorar el agua y reducir las caries dentales) y en otras áreas. ¿Qué volumen ocuparán 75 g de éste gas en condiciones normales?

d) El ácido sulfhídrico, H2S, es una sustancia gaseosa que su presencia se delata por el olor nauseabundo, «a huevo podrido». Es un producto de la descomposición de la proteína, pero en el laboratorio se obtiene a partir de la reacción entre la pirita, FeS2 y el ácido clorhídrico, HCl. En condiciones normales, ¿cuál será la masa de 30 litros de H2S?

41

Conceptos básicos de estequiometría

e) El CO2 se utiliza en la elaboración de bebidas carbonatadas, como refrescos y cerveza. Pero también encuentra aplicación en los extinguidores de fuego. ¿A cuánta masa corresponden 250 litros de CO2?

f) El ozono, O3 , es un gas que encuentra uso industrial en la síntesis de compuestos orgánicos como aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos a partir de alquenos o alquinos (ozonólisis). ¿Cuál será la masa de 150 litros de ozono?

Conversiones mol a volumen y volumen a mol Ejemplo 1. El oxígeno, O2 es con mucho, el elemento más abundante de la corteza terrestre (46%), pero el segundo en abundancia en la atmósfera (21%). Sin él, un ser humano es incapaz de sobrevivir unos cuantos minutos. ¿Qué volumen ocuparán 2.7 mol de éste gas en condiciones estándar? Información necesaria: Se necesita conocer el volumen molar del oxígeno, O2. Volumen molar= 22.4 L Estrategia: Conociendo el volumen molar del oxígeno se determina el volumen correspondiente a los 2.7 mol de O2. Esquema de solución: mol ⎯→ volumen Solución: a) Por regla de tres

X=

1 mol de O2

22.4 Litros de O2

2.7 mol de O2

X Litros de O2

(2.7 mol de O2) (22.4 L de O2) 1 mol de O2

X= 60.48 Litros de O2

Química cuantitativa I

42 b) Por factor unitario 2.7 mol de O2

X

22.4 L de O2 1 mol de O2

X= 60.48 Litros de O2

Actividad 1.12 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de mol a volumen y de volumen a mol.

a) El helio, He, es un gas utilizado en el llenado de globos y dirigibles. Además, encuentra aplicación en globos meteorológicos para la investigación de las condiciones climatológicas. Este gas inerte se utiliza como protección en soldadura autógena. ¿En condiciones normales de presión y temperatura, a cuántos litros de helio corresponden 7.7 mol de He?

b) El metano, CH4, es un gas que se produce en la putrefacción anaeróbica de las plantas, este proceso natural se puede aprovechar para producir biogás. Puede constituir hasta el 97% del gas natural. En las minas de carbón se le denomina gas grisú y es muy peligroso por su facilidad para inflamarse. ¿Qué volumen ocuparán 15 mol de CH4, en condiciones normales de presión y temperatura?

c) El óxido nitroso o anhídrido hiponitroso, N2O es un subproducto tanto en los procesos de nitrificación como de desnitrificación biológica. El aumento en la utilización de fertilizantes para aplicaciones agrícolas, es la explicación más probable de la mayoría de las emisiones antropogénicas de óxido nitroso. ¿En condiciones estándar de presión y temperatura, ¿qué volumen ocuparán 24 mol de N2O?

Conceptos básicos de estequiometría

43

d) El acetileno o etino, C2H2, es el alquino más sencillo y uno de los gases altamente flamables, su combustión produce una flama de hasta 3000º C, la mayor temperatura de combustión hasta ahora conocida. Por ello, se utiliza en equipos de soldadura. ¿Cuántos mol de acetileno corresponden a 500 litros de dicho gas en condiciones normales?

e) El eteno o etileno, C2H4, es el alqueno más sencillo y una de las sustancias más importantes en la industria química. La mayor parte del etileno se emplea para la obtención de polímeros, como el polietileno. El etileno también se emplea para acelerar la maduración de las frutas. ¿Cuántos mol de etileno corresponden a 225 litros de dicho gas, en condiciones normales?

f) Hasta antes de 1962 se consideraba a los gases nobles como sustancias químicamente inertes e incapaces de formar compuestos. A partir de esta fecha se han sintetizado alrededor de 80 compuestos de xenón, Xe, al unirlo con el flúor y el oxígeno. Algunos de estos compuestos son: diflúor, hexaflúor, perxenato de sodio e hidróxido de xenón. ¿Cuántos mol de xenón estarán contenidos en 25 litros de dicho gas en condiciones normales de presión y temperatura?

¿Sabías qué ... el gas natural es una mezcla de gases que se encuentra frecuentemente en yacimientos fósiles, solo, disuelto o asociado con petróleo o en depósitos de carbón? Está constituido principalmente por metano (90 ó 95%) y suele contener otros gases como nitrógeno, etano, CO2, H2S, butano, propano, mercaptanos y trazas de hidrocarburos más pesados. Puede también obtenerse por procesos de biodegradación de restos orgánicos (basura, plantas vegetales, estiércol, etc.) en ausencia de aire. El gas obtenido así, se le denomina biogás. Este gas es una fuente de energía alternativa que se puede utilizar en hornos, estufas, secadores, calderas, u otros sistemas de combustión a gas.

Química cuantitativa I

44

1.3 Fórmulas químicas La química al igual que otras ciencias tiene un lenguaje común y universal, en él se utilizan símbolos y signos que permiten formular y dar nombre a las sustancias en cualquier parte del mundo.

(s)

Fe

Hg

Ag

⎯→

Al

(ac)

⎯→

⎯→

Co

(g)

S

Una fórmula química expresa macroscópicamente el tipo de elementos que constituyen la sustancia y submicroscópicamente, la proporción numérica que existe entre cada tipo de átomo, en todas las partículas o celdas unitarias de una sustancia. Por ejemplo, la fórmula NaCl, representa al compuesto cloruro de sodio, pero también a la celda unitaria del cloruro de sodio. Ésta nos indica que los elementos que la componen son el sodio y el cloro. Así como la proporción en que se encuentran los átomos, 1:1, es decir un átomo de sodio por cada átomo de cloro.

NaCl

Nivel macroscópico

Nivel simbólico

Nivel submicroscópico

De la misma manera, la fórmula H2O representa tanto al compuesto, como a la molécula de agua. Macroscópicamente indica que los elementos que la componen son el hidrógeno y el oxígeno, cuyos átomos se encuentran en una proporción de 2:1, es decir dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno.

H 2O Nivel macroscópico

Nivel simbólico

Nivel submicroscópico

45

Conceptos básicos de estequiometría

Características de una fórmula química Una fórmula química está constituida por símbolos químicos, subíndices y coeficientes. Símbolos químicos Coeficiente

3 Na3PO4 Subíndices

El símbolo químico sirve para representar tanto al elemento como al átomo presentes en un compuesto, molécula o unidad fórmula. ⎯

⎯→

→

→

⎯

3 Na3 P O4 Los subíndices representan el número de átomos presentes en una molécula o unidad fórmula del compuesto. Se escriben siempre en la parte inferior derecha del símbolo químico.

⎯→

⎯→

⎯→

3 Na3 P O4 Los coeficientes indican el número de moléculas o unidades fórmula; así como también el número de mol presentes de la sustancia. ⎯→

3 Na3 P O4

La cuantificación o conteo correcto de los átomos a partir de una fórmula, es importante en la realización del balanceo de una ecuación química. Por ejemplo, en la fórmula del fosfato de sodio, existen: Elemento

Número de átomos

Na

9 átomos de sodio

P

3 átomos de fósforo

O

12 átomos de oxígeno

¿Qué representa la fórmula química, 3 Na3PO4? 1. Macroscópicamente podemos decir que el fosfato de sodio es una sustancia compuesta que se forma por la combinación de las sustancias elementales, sodio, fósforo y oxígeno. 2. Que desde el punto de vista submicroscópico tiene una proporción atómica 3:1:4 3. El coeficiente tres, indica macroscópicamente la presencia de tres mol de fosfato de sodio y submicroscópicamente tres celdas unitarias (unidades fórmula) de fosfato de sodio.

Química cuantitativa I

46

Actividad 1.13 En forma individual o colaborativa determina el número relativo de átomos en las siguientes fórmulas químicas.

Fórmula

Nombre

Número de átomos

Fe2(CO3)3

Carbonato de hierro (III)

Fe:

C:

O:

Pb(NO3)4

Nitrato de plomo (IV)

Pb:

N:

O:

Na3BO3

Borato de sodio

Na:

B:

O:

2Fe2(SO4)3

Sulfato de hierro (III)

Fe:

S:

O:

KClO3

Clorato de potasio

K:

Cl:

O:

3H3PO4

Ácido fosfórico

H:

P:

O:

HClO4

Ácido perclórico

H:

Cl:

O:

Actividad 1.14 En forma individual expresa qué información te sugieren las siguientes fórmulas químicas desde un punto de vista macroscópico y submicroscópico. Fórmula

2 Fe2(SO4)3 Sulfato férrico

3 H3PO4 Ácido fosfórico

Pb(NO3)4 Nitrato plúmbico

Punto de vista macroscópico

Punto de vista submicroscópico

La presencia de dos mol de sulfato férrico. Que el sulfato férrico lo constituyen los elementos: hierro, azufre y oxígeno.

La presencia de dos unidades fórmula de sulfato férrico. Cada unidad fórmula contiene dos átomos de hierro, tres de azufre y doce de oxígeno.

47

Conceptos básicos de estequiometría

1.4 Composición porcentual de las sustancias: Ley de las proporciones definidas Las leyes cuantitativas de la química son enunciados que sintetizan hechos experimentales relacionados con el comportamiento de la materia. Desde el siglo XVIII científicos como Antoine Laurent Lavoisier, Joseph Louis Proust, John Dalton, Jeremías Benjamín Richter, Joseph GayLussac, Amadeo Avogadro, entre otros, establecieron estas leyes.

Leyes cuantitativas

Ponderales

Volumétricas Ley de la conservación de la masa

A. L. Lavoisier

Ley de las combinaciones volumétricas

Ley de las proporciones definidas

J. L. Proust

J.Gay-Lussac

Ley de las proporciones múltiples

J. Dalton

Ley de las proporciones recíprocas

J. B. Richter

Ley de Avogadro

A. Avogadro

¿Sabías qué ... la palabra ponderal se deriva del latín ponderere que significa ponderar, pesar con la balanza o determinar un peso. Esta palabra por tanto, está referida a la determinación de las masas de las sustancias que participan en una reacción química.

Ley de las proporciones definidas o constantes Esta ley fue postulada en 1799 por Joseph Louis Proust (químico francés). Su presentación fue producto de las investigaciones sobre el análisis elemental de una gran cantidad de compuestos. Uno de estos experimentos fue la descomposición térmica del carbonato de cobre (CuCO3), cuyo análisis arrojó que la proporción de los elementos era siempre de 5.3 partes de cobre, 1 de carbono y 4 de oxígeno, sin importar de donde hubiera sido obtenida la muestra. Elemento Masa atómica No. de átomos Masa total 63.55

Proporción

Cu

63.55

1

63.55/12.01= 5.3

C

12.01

1

12.01

12.01/12.01= 1

O

16.00

3

48

48 /12.01= 4

Joseph Louis Proust (1754-1826)

Química cuantitativa I

48

Los resultados obtenidos en éste y otros experimentos, lo llevaron a concluir: Un compuesto químico específico contiene siempre los mismos elementos en proporciones idénticas, sin importar su origen y quien lo haya preparado. En otro sentido: Cuando dos o más elementos se combinan para producir un determinado compuesto, siempre lo hacen en las mismas proporciones de masa, es decir, estas son siempre iguales, definidas y constantes. Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento en el compuesto. Como todos los compuestos existentes siempre tendrán las mismas proporciones de sus componentes, la ley de Proust puede también enunciarse de la siguiente manera: La composición centesimal de toda sustancia siempre es constante La proporción en masa que guardan los elementos en un compuesto, se puede expresar en partes, gramos, mol o porcentajes. Para el caso del carbonato de cobre (CuCO3) se expresaría de la siguiente manera: Proporción en: Porcentaje Elemento Partes Gramos

Composición centesimal

Cu

5.3

5.3

63.55/123.56= 51.43%

0.5143

C

1

1

12.01/123.56=9.72%

0.0972

O

4

4

48/123.56=38.84%

0.3884

Si se analiza la fórmula del CuCO3 la proporción en que se encuentran los átomos siempre es 1:1:3, es decir, se unen un átomo de cobre, uno de carbono y tres de oxígeno.

5 átomos de cobre

5 átomos de carbono

15 átomos de oxígeno

Ahora, si se unen 5 átomos de cobre, 5 átomos de carbono y 15 átomos de oxígeno, la proporción sigue siendo 1:1:3, y estos formarían 5 unidades fórmula de CuCO3.

Red cristalina del CuCO3

Malaquita: CuCO3 hidratado

5 unidades fórmula de CuCO3

Conceptos básicos de estequiometría

49

Actividad 1.15 Contesta en forma individual o colaborativa las siguientes preguntas referidas a la ley de las proporciones definidas. a) El agua se compone siempre de 88.8 % de oxígeno y 11.2% de hidrógeno. ¿Qué ley explica esta composición?

b) ¿Cuál es la proporción en masa a la que se combina el sodio y el cloro para formar el cloruro de sodio, NaCl?

c) El ácido nítrico es uno de los ácidos inorgánicos más importantes, actúa como agente oxidante poderoso. Calcule la composición porcentual en masa del HNO3.

d) El ácido fosfórico es el responsable del sabor ácido de los refrescos, cuya función es la de evitar el desarrollo microbiano. Calcule la composición porcentual en masa del H3PO4.

e) El ácido bórico tiene propiedades antisépticas, que lo hacen una sustancia idónea para el lavado de ojos. Industrialmente se usa en la fabricación de vidrio térmicamente resistente, denominado vidrio borosilicato (vidrio Pyrex). Calcule la composición porcentual en masa del H3BO3.

f) ¿Cuál es la masa de oxígeno que se combina con 1 g de calcio para formar el óxido de calcio, CaO?

Química cuantitativa I

50

g) El bicarbonato de sodio es una base débil que se utiliza como antiácido estomacal en el hogar; cuando se encuentra decahidratado su fórmula es NaHCO3.10 H2O. Determina la composición porcentual de cada elemento en el compuesto decahidratado y el porcentaje correspondiente al agua de hidratación.

h) La urea, NH2.CO.NH2, el nitrato de amonio, NH4NO3, la guanidina, NH2.CNH.NH2 y el amoníaco, NH3 se utilizan como fertilizantes por el aporte de nitrógeno al suelo. ¿Cuál de los compuestos anteriores representa una mejor fuente de nitrógeno, de acuerdo a su composición porcentual en masa?

Conozca más.. De manera experimental en el laboratorio se puede determinar la composición porcentual, conociendo las masas de los elementos que se combinan para formar un compuesto. Por ejemplo, si al entrar en combustión 1 gramo de magnesio con 0.664 gramos de oxígeno para formar 1.664 gramos de óxido de magnesio. ¿Cuál será la composición porcentual del óxido de magnesio? Procedimiento a) Es necesario conocer la masa total del producto. 1 g de Mg + 0.664 g de O = 1.664 g de MgO b) Para determinar la composición porcentual, se puede plantear una regla de tres. Porcentaje del magnesio 1.664 g de MgO 1g de Mg

Porcentaje del oxígeno

100% X%

X= 60.09%

1.664 g de MgO 0.664 g de O

100% X%

X= 39.90%

c) ¿Cuál será su fórmula empírica? Elemento

% Masa atómica Relación atómica

Mg

60.09

24.31

O

39.90

16

Fórmula empírica= MgO

60.09/24.31= 2.471 39.90/16= 2.49

Relación atómica 2.471/2.471= 1 2.49/2.471= 1

51

Conceptos básicos de estequiometría

1.5 Determinación de fórmulas químicas En esta unidad se ha estudiado qué es una fórmula química, cuáles son sus componentes y qué información puede expresar cada una de ellas. Se ha aprendido a determinar la composición porcentual de cada elemento a partir de la fórmula química. Ahora, lo haremos a la inversa, a partir de la composición porcentual determinaremos la fórmula química. Es importante señalar que existen diversos tipos de fórmulas químicas, pero aquí sólo revisaremos la fórmula empírica y la molecular.

1.5.1 Fórmula empírica o mínima La fórmula empírica se denomina también fórmula mínima, ya que expresa la relación más sencilla o mínima entre los elementos que constituyen un compuesto. ¿Cómo determinarla? a) Se necesita conocer la composición porcentual o la masa de cada elemento que constituye al compuesto. El análisis químico nos permite determinar experimentalmente los porcentajes de cada elemento en un compuesto. Por ejemplo, supongamos que se determinó experimentalmente la composición porcentual de un compuesto: O= 40.0%; H= 2.52% y Na= 57.48% b) El porcentaje o la masa de cada elemento se divide entre su respectiva masa atómica. Esto se realiza con el único propósito de obtener las relaciones atómicas. O= 40.0 = 2.5 16

H= 2.52 = 2.5 1.008

Na= 57.48 = 2.5 22.99

c) Los valores obtenidos corresponden a la mínima relación de combinación entre los átomos de los elementos. Para obtener números enteros, se divide cada valor entre el valor más pequeño. O= 2.5 = 1 2.5

H= 2.5 = 1 2.5

Na= 2.5 2.5

=1

d) Los números obtenidos expresan la mínima relación entre los átomos de los elementos y se colocan como subíndices para construir la fórmula empírica.

Fórmula empírica NaOH Sosa cáustica o hidróxido de sodio

Química cuantitativa I

52

Actividad 1.16 Determina en forma individual o colectiva, la fórmula empírica a partir de la composición porcentual o molar en las siguientes preguntas. a) El ácido láctico, se forma en el cuerpo durante la actividad muscular, debido a la oxidación de la glucosa. Esto provoca que al realizarse ejercicio fuerte por primera vez, el músculo se endurezca y provoque dolor muscular. El análisis de una muestra de ácido láctico reveló que contenía: C= 40.0% ; H = 6.71% y O = 53.29%. ¿Cuál es su fórmula empírica? Elemento

%

masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica

No. entero

C

40

12.01

40/12.01= 3.33

3.33/3.33= 1

1

H

6.71

1.008

6.71/1.008= 6.66

6.66/3.33= 2

2

O

53.29

16

53.29/16= 3.33

3.33/3.33=1

1

Fórmula empírica= CH2O b) La alta temperatura que se alcanza dentro del pistón en un motor de combustión interna, provoca una reacción entre el nitrógeno y el oxígeno que constituyen el aire, formando los óxidos de nitrógeno como subproductos de la combustión. Uno de estos óxidos se compone de N=30.45% y O=69.55%.¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? Elemento

%

masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica

No. entero

Fórmula empírica= c) El primer anestésico local efectivo e inyectable, empleado inicialmente a finales del siglo XIX, fue la cocaína. Después de un tiempo se descubrió que su uso producía dependencia física o adicción y desórdenes mentales. El análisis cuantitativo de ésta droga reveló que contenía: C=67.305%; H=6.978%; O=21.097%; N=4.618%. ¿Cuál es la fórmula empírica de la cocaína? Elemento

%

Fórmula empírica=

masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica

No. entero

53

Conceptos básicos de estequiometría

d) El yeso es un compuesto que se utiliza bastante en la construcción y en odontología para elaborar moldes de dentaduras. ¿Cuál será la fórmula empírica del yeso, si su composición porcentual es: Ca= 29.44%; S= 23.55% y O= 47.01%? Elemento

%

masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica

No. entero

Fórmula empírica= e) El dicromato de potasio es un agente oxidante fuerte, fue utilizado en los alcoholímetros, donde oxida al etanol del aire expirado a aldehído, y posteriormente a ácido acético. ¿Cuál será la fórmula empírica del dicromato de potasio si la composición porcentual de los elementos que lo constituyen son: K= 26.58%; Cr= 35.35% y O= 38.07%? Elemento

%

masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica

No. entero

Fórmula empírica= f) Si los únicos productos del análisis de un compuesto fueron 0.5 mol de átomos de carbono y 0.75 mol de átomos de hidrógeno, ¿cuál será la fórmula empírica de este compuesto? Elemento Relación molar

Relación atómica

No. entero

Fórmula empírica= g) Un óxido del elemento A contiene 79.88 % de A. Si el elemento A es 3.78 veces más pesado que el átomo de oxígeno, ¿cuál será la fórmula del óxido? Elemento

%

masa atómica Relación atómica Relación atómica %/masa atómica

Fórmula empírica=

No. entero

Química cuantitativa I

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Fórmula molecular, real o verdadera Son tres los nombres que se utilizan para denominar este tipo de fórmula: molecular, real o verdadera. Sin embargo, tradicionalmente se ha utilizado el término fórmula molecular. Para compuestos moleculares, el término fórmula molecular es correcto, dado que se encuentra constituido por moléculas. Pero, ¿qué término utilizar cuando el compuesto es iónico? Consideramos que lo correcto debe ser, utilizar el término fórmula real o verdadera, ya que se puede usar de manera indistinta.

La fórmula molecular, real o verdadera indica el número real de átomos presentes en la molécula o celda unitaria En ocasiones la fórmula real es igual a la fórmula empírica, o a un múltiplo de ella. ¿Cómo determinar la fórmula real de un compuesto? Para hacerlo, es necesario conocer tanto su fórmula empírica como su masa molecular o masa fórmula. Como la fórmula real de un compuesto es igual a la fórmula empírica o a un múltiplo entero de la misma, entonces: (Fórmula empírica) n = Masa molecular o masa fórmula De donde despejamos n: n=

Masa molecular o masa fórmula Masa de la fórmula empírica

n es el número que muestra cuántas veces la fórmula empírica está contenida en la fórmula real. Los subíndices de la fórmula real se obtienen al multiplicar por n los subíndices de la fórmula empírica. Por ejemplo, si el benceno tiene fórmula empírica CH y una masa molecular de 78.108 uma, ¿cuál es su fórmula molecular o fórmula real? (Fórmula empírica) n = Masa molecular o masa fórmula (CH)n=78.108 78.108 CH

n= n=

78.108 78.108 = (12.01+1.008) 13.018

n=6 La fórmula real del benceno es: (CH)n= (CH)6=C6H6

Conceptos básicos de estequiometría

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Actividad 1.17 Determina en forma individual o colectiva, la fórmula molecular, real o verdadera a partir de la fórmula empírica en las siguientes preguntas. a) La glucosa es un monosacárido cuyo nombre común es dextrosa. Es un componente de los sueros fisiológicos y uno de los productos del metabolismo de los carbohidratos. Si su masa molecular es de 180.156 uma y su fórmula empírica es CH2O. ¿Cuál será su fórmula molecular?

b) El etilenglicol es un compuesto que se utiliza en mezclas anticongelantes y tiene una masa molecular de 62.068 uma. ¿Cuál será su fórmula molecular, si la fórmula empírica del etilenglicol es CH3O ?

c) Se sometió a calentamiento una muestra de 5.65 g de hierro en polvo, en presencia de oxígeno. Al reaccionar completamente el hierro, la masa del compuesto obtenido fue de 8.0779 g. ¿Cuál es su fórmula empírica y fórmula real, si la masa fórmula del compuesto es de 159.7 uma?

d) El glutamato es un aminoácido que está presente en todos los alimentos que contienen proteínas tales como el queso, leche, hongos, carne, pescado y verduras. El glutamato monosódico es la sal sódica del glutamato que se utiliza para resaltar el sabor de los alimentos en la comida china. Utilizado en exceso provoca lo que se ha dado en llamar el «síndrome del restaurante chino», cuyos malestares son similares a los de un infarto. Una muestra de 17.5 g de glutamato contiene 6.2 g de C; 0.8 g de H; 6.6 g de O;1.5 g de N y el resto de sodio. Determina la composición porcentual, la fórmula empírica y la fórmula real de este compuesto si su masa molar es de 169 g/mol.

56

Química cuantitativa I

e) El teflón es un material inerte e impermeable utilizado como aislante eléctrico, pero su cualidad más conocida es la antiadherencia. El análisis del monómero de este material reveló que contenía 24.02% de C y 75.98% de F. Determina su fórmula empírica y su fórmula real, si su masa molecular es 100.02 uma?

Conceptos básicos de estequiometría

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Cuestionario de la primera unidad Conceptos básicos de estequiometría I. Contesta el siguiente crucigrama:

Horizontales 1. El volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura se denomina ... 3. A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura, tendrán el mismo número de moléculas, esta hipótesis fue planteada por... 7. Representación cualitativa y cuantitativa de un compuesto. 9. Masa en gramos de un mol de partículas. 10. Fórmula que indica el número real de átomos en una molécula o celda unitaria. Verticales 2. Masa de un átomo expresada en uma. 4. La ley de las proporciones definidas o constantes fue planteada por ... 5. Número que se escribe en la parte inferior derecha del símbolo del elemento y que indica el número de átomos en una molécula o celda unitaria. 6. Fórmula que expresa la relación más sencilla entre los elementos de un compuesto. 8. La unidad fundamental del sistema internacional de unidades de la magnitud cantidad de sustancia.

58

Química cuantitativa I

II. Conversiones: masa-mol-partículas-volumen 1. ¿Qué cantidad contiene mayor número de átomos? a) 0.5 mol de SO2. b) 14 g de N2. c) 67.2 Litros de He (en condiciones normales.). d) 4 g de H2. 2 ¿Cuántos mol de cloro estárán contenidos en 100g de cloro gaseoso (Cl2)? a) 100 b) 0.355 c) 1.41 d) 2.82 3. ¿Cuál es la unidad fundamental del SI usada para la magnitud «cantidad de sustancia»? a) mol b) kelvin c) kilogramo d) metro 4. Si la masa atómica del Ti es igual a 47.9 uma, podemos afirmar que un mol de Ti equivale a: a) 47.9 átomos. b) 47.9 g. c) 6.23 x 1032 g. d) 47.9 kg 5. Si disponemos de 10 g de amoníaco, NH3 y eliminamos 1 x1023 moléculas de NH3, ¿cuánto amoníaco en gramos quedará aproximadamente? a) 3.52 mol b) 3.53 x1023 moléculas c) 7.17 g d)1.68 moles de NH3 6. Indica cuál de los siguientes enunciados es correcto: a) Cuando combinamos un mol de H2 con un mol de N2 se forman 2/3 de mol de amoníaco. b) Un átomo de plata pesa 108 g. c) El peso de una molécula de agua es 1.08 x1021 g d) En una reacción química se conservan siempre los mol, pero no necesariamente los átomos. 7. El tetrahidrocanabinol (THC), es el principio activo de la mariguana. Para producir intoxicación se requiere un mínimo de 25 microgramos de THC. La fórmula molecular es: C21H30O2. a) ¿Cuántos mol de THC representa 25 μ g? b) ¿Cuántas moléculas de THC existen en 25 μg? 8. La magnetita, Fe3O4, es un importante mineral de hierro. Según estudios revelan que diferentes animales (abejas, moluscos, palomas, etc.) la usan para orientarse en el campo magnético de la tierra. Por ejemplo, las palomas tienen en el pico granos de magnetita que les permite orientarse. Calcula las toneladas de hierro que se pueden obtener a partir de 5x106 kilogramos de este mineral.

59

Conceptos básicos de estequiometría

III. Composición porcentual, fórmula empírica y real 1. ¿Cuál es la masa de calcio que se puede obtener a partir de 1 kilogramo de caliza (CaCO3), si ésta se encuentra con una pureza de 50%? a) 0.05 kg b) 0.5 kg c) 0.2 kg d) 0.4 kg 2. El análisis de un compuesto covalente mostró que contenía 14.4 % de hidrógeno y 85.6% de carbono en masa. ¿Cuál es la fórmula empírica y real de este compuesto, si su masa molecular es de 56.104 uma? Fórmula empírica

Fórmula real

a.

CH

C2H2

b.

C2H3

C4H6

c.

CH3

C3H9

d.

CH2

C4H8

3. El nitrógeno forma una serie de compuestos con el oxígeno, analiza los siguientes datos y determina la fórmula empírica de cada uno de ellos. De acuerdo con los resultados que se obtengan contesta la opción correcta. Gramos de cada elemento en el compuesto Elemento

A

B

C

D

E

N

0.45

0.25

1.00

2.00

1.25

O

0.257

0.286

1.73

4.58

3.57

Se puede afirmar que: a) A, B, C y D son el mismo compuesto. b) Todos los compuestos son distintos. c) D y E son el mismo compuesto. d) B y C son el mismo compuesto. 4. Un compuesto contiene azufre, oxígeno y cloro. El análisis de una muestra reveló que contenía 26.95% de azufre, 59.61% de cloro. Determina la fórmula empírica para este compuesto. a. SOCl2 b. SO2Cl2 c. SO2Cl d. SOCl

Química cuantitativa I

60

5. Dos elementos gaseosos A y B se combinan para formar dos compuestos distintos C y D, también gaseosos. Al medir los volúmenes de cada uno de ellos (a la misma P y T) se encontró que 2 L de A reaccionan con 1 L de B para formar 2L de C; mientras que 2L de A reaccionan con 3L de B para formar 2L de D. Señale las fórmulas moleculares de C y D: a) C = AB2, D = A3B2 b) C = AB2, D = A2B3 c) C = A2B, D = A3B2 d) C = A2B, D = A2B3 6. Si los elementos gaseosos A y B están constituidos por moléculas diatómicas, ¿Cuál será la ecuación que representa la formación del compuesto C de la pregunta anterior? a) A2 + B2

2 AB

b) 2 A2 + B2

2 A2B

c) A2 + 2 B2

2 AB2

d) 2 A2 + 3 B2

2 A2B3

7. Si los elementos gaseosos A y B están constituidos por moléculas diatómicas, ¿Cuál será la ecuación que representa la formación del compuesto D en la pregunta 5? a) A2 + B2

2 AB

b) 2 A2 + B2

2 A2B

c) A2 + 2 B2

2 AB2

d) 2 A2 + 3 B2

2 A2B3

8. Un plástico que se utiliza para hacer tarjetas de crédito, tuberías para drenaje y revestimiento para exteriores de las casas, es el PVC (cloruro de polivinilo). Su composición porcentual es :C=38.40%; H=4.8% y Cl=56.80%. ¿Cuál es su fórmula empírica?

Conceptos básicos de estequiometría

61

9. El nutrasweet, es un edulcorante bajo en calorías que contiene aspartame, el cual es utilizado en diversos productos alimenticios light. La fórmula molecular del aspartame es: C14H18N2O5. a) Calcula la masa molar b) ¿Cuántos mol de aspartame hay en un miligramo? c) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en un miligramo? 10. Suponga que el cuerpo humano promedio pesa 58 kg. Considera que un 75% de la masa corporal corresponde al agua. a) ¿Cuántos mol de agua tiene un cuerpo humano? b) ¿Cuántas moléculas son? 11. Una muestra de uranio de 2.5 gramos se calentó en presencia de aire. El óxido resultante fue de 2.949 gramos. Determina la fórmula empírica del óxido de uranio. 12. Un compuesto de fórmula empírica NaCO2, tiene masa fórmula de 134 g/mol. Calcula la fórmula verdadera. 13. El olor característico del ajo se debe a una sustancia llamada alicina. El análisis de este compuesto reporta la siguiente composición porcentual: C=44.44%; H=6.21%; S=39.5% y O=9.86%. Al determinar su masa molar se encontró que es igual 162 g/mol. ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular de este compuesto? 14.Determina el % en masa de hierro que hay en el FeCl3.6H2O, cloruro férrico hexahidratado.

62

Química cuantitativa I

Nomenclatura de química inorgánica

Unidad II Nomenclatura de química inorgánica

63

64

Química cuantitativa I

Nomenclatura de química inorgánica

65

Nomenclatura de química inorgánica Propósito de la unidad Desarrollar la habilidad en la escritura y nomenclatura de las sustancias inorgánicas, buscando relacionar los tres niveles de representación: simbólico, macroscópico y submicroscópico, para el logro de una mejor comprensión de la química y su vinculación con la vida cotidiana.

Introducción Conocer y aprender el lenguaje de la química nos permitirá desarrollar la habilidad para escribir símbolos, fórmulas y ecuaciones, así como dar nombre a las sustancias que más utilizamos en la vida cotidiana. Sin embargo, nuestro propósito busca ir más allá, que además seamos capaces de comprender y explicar los hechos y fenómenos que ocurren en nuestro entorno, utilizando los tres niveles de representación de la química.

2.1 Tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos Cuando en la química no existían reglas para dar nombres a las sustancias, se utilizó un conjunto de nombres triviales o comunes que en la actualidad algunos se siguen utilizando. Así, para el óxido de calcio, su nombre común es el de cal. De la misma forma, el nombre común del hidróxido de sodio es el de sosa cáustica o el de yeso para el sulfato de calcio. Los primeros en presentar un sistema de nomenclatura que permitiera escribir el nombre a partir de la fórmula o viceversa, fueron Guyton de Morveau, Antoine Laurent Lavoisier, Claude Louis Berthollet y Antoine Fourcroy en 1787, al cual titularon Méthode de nomenclature chimique. En él se proponían nombres binarios para las sustancias compuestas, en los que se utilizaban las raíces de los nombres de las sustancias elementales para indicar su composición química.

Fig.2.1 Méthode de nomenclature chimique publicado en 1787 por Morveau, Lavoisier, Berthollet y Fourcroy.

Fig.2.2 Nomenclatura química que surgió a partir de la publicación del Méthode de nomenclature chimique.

Química cuantitativa I

66

Actualmente se utilizan diferentes sistemas de nomenclatura, la tradicional o común, la sistemática o del prefijo multiplicativo y la de Stock (estas dos últimas recomendadas por la IUPAC), que permiten determinar el nombre o la fórmula de la sustancia a partir de su composición química.

Nomenclatura común La nomenclatura común también se conoce como nomenclatura clásica o tradicional, en ella se utilizan prefijos y sufijos. a) Cuando el elemento metálico presenta dos números de oxidación diferentes o forma dos cationes de carga distinta, se utilizan los sufijos oso e ico. El sufijo oso se utiliza para el catión que tiene la carga menor e ico para el de carga mayor. Por ejemplo: Fe2+ Fe3+ Catión

ion ferroso ion férrico

Cu1+ Cu2+

ion cuproso Au1+ ion cúprico Au3+

Nombre del catión Nombre sistemático

Nombre común

Cu +

ion cobre (I)

ion cuproso

Cu2+

ion cobre (II)

ion cúprico

Fe 2+

ion hierro(II)

ion ferroso

Fe 3+

ion hierro(III)

ion férrico

Zn2+

ion zinc

Au +

ion oro (I)

ion auroso

Au3+

ion oro (III)

ion áurico

Co2+

ion cobalto (II)

ion cobaltoso

Co3+

ion cobalto (III)

ion cobáltico

* Hg2 2+

ion mercurio (I)

ion mercuroso (un dímero)

Hg2+

ion mercurio(II)

ion mercúrico

Ag +

ion plata

Sn2+

ion estaño (II)

ion estannoso

Sn4+

ion estaño (IV)

ion estánnico

Pb2+

ion plomo (II)

ion plumboso

Pb4+

ion plomo (IV)

ion plúmbico

Al3+

ion aluminio

Ca2+

ion calcio

2+

Mg

ion magnesio

K+

ion potasio

* Obsérvese que los iones mercurio (I) siempre se enlazan para formar Hg2 2+

ion auroso ion áurico ¿Sabías que ... un ion, es un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido electrones y que por tanto, presenta carga eléctrica? ¿Sabías qué … la palabra ion o ión proviene del griego ion, participio presente de ienai que significa «ir»? De ahí que se diga que ion es «el que va». Los iones positivos se denominan cationes (porque son atraídos por el cátodo) y los iones negativos se denominan aniones (porque son atraídos por el ánodo). ¿Sabías qué … la palabra ánodo proviene del griego (odos: camino, vía y ana: elevación, hacia arriba) y significa «el camino hacia arriba» y la palabra cátodo del griego (kata: abajo, de arriba para abajo, a través) y significa «el camino hacia abajo»? ¿Sabías qué ...los iones son esenciales para la vida y que algunos de ellos juegan un papel importante en los procesos que se realizan en las membranas celulares, como el sodio (Na+), potasio (K+) y el calcio (Ca2+)? Tabla 2.1 Los iones monoatómicos de algunos elementos de transición y representativos.

67

Nomenclatura de química inorgánica

b) Cuando el elemento no metálico tiene más de dos números de oxidación se utilizan los siguientes prefijos y sufijos. No. de oxidación

Prefijo

+1

+2

+3

+4

oso

+5

+6

ico

Hipo

Por ejemplo:

IVA

Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 VA

anhídrido hipocloroso anhídrido cloroso anhídrido clórico anhídrido perclórico

VIA

B+1,+3 C+2,+4,-4 N+1,+3,+5,-3 O-2 Si+2,+4,-4 P+1,+3,+5,-3 S+2,+4,+6,-2

VIIA F-1 Cl+1,+3,+5,+7,-1

As+1,+3,+5,-3 Se+2,+4,+6,-2 Br+1,+3,+5,+7,-1 Te+2,+4,+6,-2

oso

ico

Per

+7

IIIA

Sufijo

I+1,+3,+5,+7,-1

Tabla 2.2. Números de oxidación positivos y negativos de los elementos no metálicos y anfotéricos.

¿Sabías qué ... el número de oxidación (también llamado estado de oxidación) es un número entero, positivo o negativo, que se asigna a cada elemento presente en un compuesto y se refiere, al número de cargas aparentes que tendría un átomo en una molécula (o compuesto iónico), si los electrones fueran transferidos completamente.

Nomenclatura sistemática La nomenclatura de Stock y la del prefijo multiplicativo son tipos de nomenclatura propuestas por la IUPAC, ambas son sistemáticas, porque hacen uso de un conjunto de reglas sistematizadas para nombrar o escribir las fórmulas de las sustancias.

a) Nomenclatura Stock El sistema o método Stock se denomina así, en honor al químico alemán Alfred Stock (18761946). Esta nomenclatura se utiliza cuando el elemento tiene más de un número de oxidación. La regla consiste en colocar después del nombre de la función química, el estado de oxidación del elemento en número romano y entre paréntesis. FeO óxido de hierro (II) Cl2O3 óxido de cloro (III)

CuOH hidróxido de cobre (I) N2O5 óxido de nitrógeno (V)

Química cuantitativa I

68

b) Nomenclatura del prefijo multiplicativo Esta nomenclatura también se conoce como sistemática o nomenclatura descriptiva, porque describe la proporción de átomos de cada elemento presentes en la molécula. Para dar nombre a las sustancias se utilizan prefijos numéricos, como mono, di, tri, tetra, penta, hexa, etc. Compuesto N.común Cl2O anhídrido hipocloroso

N. Stock óxido de cloro (I)

N. sistemática monóxido de dicloro

Cl2O3

anhídrido cloroso

óxido de cloro (III)

trióxido de dicloro

Cl2O5

anhídrido clórico

óxido de cloro (V)

pentóxido de dicloro

Cl2O7

anhídrido perclórico

óxido de cloro (VII)

heptóxido de dicloro

2.2 Nomenclatura de compuestos iónicos Los compuestos iónicos están constituidos por cationes y aniones. A excepción del ion amonio (NH4+), todos los cationes se derivan de átomos metálicos. Los compuestos iónicos más simples son los compuestos binarios (que están formados por dos elementos diferentes), los cuales se forman de la unión química de un metal con un no metal, ejemplo de ello, son las sales haloideas, los hidruros y los óxidos de cualquier catión metálico. Sin embargo, existen compuestos iónicos ternarios y cuaternarios como los hidróxidos, las oxisales y algunas sales haloideas. Es necesario precisar, que la nomenclatura binaria, parte del supuesto que todas las sustancias están constituidas por una parte positiva y otra negativa, asi sean compuestos binarios, ternarios o cuaternarios. En este apartado revisaremos la nomenclatura de cada uno de estos tipos de compuestos iónicos.

Nomenclatura de óxidos básicos o metálicos Los óxidos básicos o metálicos, son compuestos iónicos binarios que resultan de la combinación de un metal con el oxígeno. Por ejemplo, el óxido de sodio Nivel macroscópico

Nivel submicroscópico Na Na Na Na

+ O O

Nivel simbólico Na + O Na+ Na + O Na +

2-

2-

Óxido de sodio

69

Nomenclatura de química inorgánica

+

Nivel submicroscópico

Se denominan óxidos básicos porque al reaccionar con el agua forman hidróxidos o bases, o porque al reaccionar con los ácidos forman sales.

Hidróxido de sodio

Óxido de sodio

Nivel submicroscópico de la reacción de formación del hidróxido de sodio

+

Modelo de la red cristalina del hidróxido de sodio

Para dar nombre a los óxidos básicos generalmente se utilizan dos tipos de nomenclatura. El método de Stock y la nomenclatura común. Actividad 2.1 Completa en forma individual o colaborativa la siguiente tabla de óxidos, con la fórmula y nombre de cada uno de ellos, según corresponda. Catión M+

Cu2+ Al3+ Na+ Mg2+ K+

O2-

Anión

O2-

Fórmula CuO

Nombre Stock

Nombre común

Óxido de cobre (II)

Óxido cúprico

Química cuantitativa I

70 Catión M+

Cu+

O2-

Anión

Fórmula

Nombre Stock

Nombre común

O2-

Fe3+ Li+ Hg2+ Ca2+

Actividad 2.2 En forma individual o colaborativa, escriba la fórmula química de los siguientes óxidos básicos. a) Óxido de estroncio

____________

f) Óxido auroso

____________

b) Óxido de bario

____________

g) Óxido cobáltico

____________

c) Óxido plumboso

____________

h) Óxido de estaño (IV) __________

d) Óxido niquélico

____________

i) Óxido de hierro (II) ____________

e) Óxido de cromo (VI)

____________

j) Óxido de plata

____________

Actividad 2.3 En forma individual o colaborativa, escriba el nombre sistemático (Stock) y común de los siguientes óxidos básicos, donde sea posible. a) Cr2O3

_____________________________________________________________

b) FeO

_____________________________________________________________

c) PbO2

_____________________________________________________________

d) Au2O3

_____________________________________________________________

e) ZnO

_____________________________________________________________

f ) Rb2O

_____________________________________________________________

g) Cs2O

_____________________________________________________________

71

Nomenclatura de química inorgánica

Actividad 2.4 Completa en forma individual o colaborativa la siguiente tabla de óxidos básicos, utilizando los tres tipos de nomenclatura donde sea posible. Fórmula

Nombre común

N. Stock y Sistemática

Usos

BeO

Se usa en los reactores atómicos como regulador de temperatura.

MgO

En la fabricación de ladrillos refractarios (para hornos) e instrumentos ópticos y en la fabricación de talco.

CaO

En la construcción y en la fabricación de acero y cemento. En el tratamiento de agua.

Al2O3

En la fabricación de abrasivos, refractarios, cerámica y gemas artificiales.

SnO2

En la obtención de Sn y sus compuestos.

Na2O2

Como blanqueador en la industria textil.

GeO2

En la fabricación de transistores y de vidrios que transmiten luz infrarroja.

PbO

En la fabricación de acumuladores, elaboración de cerámica y vidrio.

PbO2

Como cátodo en los acumuladores (baterías de autos). Como agente oxidante en la fabricación de cerillos y pirotecnia.

HgO

En la elaboración de pintura marina y pigmentos para porcelana. Como ánodo en las baterías de mercurio.

CrO2

Se utilizó en la elaboración de cintas magnéticas.

Cr2O3

En la fabricación de abrasivos, refractarios y semiconductores. Como pigmento verde para colorear el vidrio.

MnO2

En la fabricación de acero. Como componente de las pilas alcalinas, pilas secas y en la fabricación de pinturas para los textiles.

TiO2

Como colorante en cerámica, en pintura y laca blanca.

Química cuantitativa I

72

Nomenclatura de hidróxidos o bases Los hidróxidos son compuestos iónicos ternarios, que resultan de la combinación de un óxido básico con el agua, o de la combinación de un metal activo con el agua. Ca

+

O H 2-

O

+

+ Ca

O H H

_

Ca 2+ O H

_

Fig.2.4. Óxido de calcio (Cal) Óxido de calcio

Hidróxido de calcio

Para dar nombre a los hidróxidos se utilizan la nomenclatura común y la de Stock. Actividad 2.5 En forma individual o colaborativa completa la siguiente tabla combinando los cationes metálicos (M+) con el anión oxhidrilo (OH-) para formar los hidróxidos y escribir la fórmula química y los nombres correspondientes. Catión M+ Anión (OH)-

Fórmula

Nombre Stock

Nombre común

Fe3+ (OH)-

Fe(OH)3

Hidróxido de hierro (III)

Hidróxido férrico

Hg2+ Li+ Pt2+ Fe2+ Ca2+ Pb4+ Au3+ Zn2+ K+ Sn2+ Pt4+

73

Nomenclatura de química inorgánica

Actividad 2.6 En forma individual o colaborativa, escriba la fórmula química de los siguientes hidróxidos. Nombre del hidróxido

Fórmula

Nombre del hidróxido

a) Hidróxido de cobalto (II)

b) Hidróxido cúprico

c) Hidróxido de níquel (III)

d) Hidróxido de plata

e) Hidróxido mercuroso

f) Hidróxido cuproso

g) Hidróxido de manganeso (IV)

h) Hidróxido de cadmio

i) Hidróxido de amonio

j) Hidróxido de magnesio

k) Hidróxido de platino (IV)

l) Hidróxido plumboso

m) Hidróxido de sodio

n) Hidróxido niquélico

o) Hidróxido cobáltico

p) Hidróxido de plomo (II)

q) Hidróxido de aluminio

r) Hidróxido de estaño (IV)

s) Hidróxido áurico

t) Hidróxido de berilio

u) Hidróxido de estroncio

v) Hidróxido de bario

Fórmula

Los hidróxidos son bases, pero debe quedar claro que no todas las bases son hidróxidos. Se denominan así por la presencia del ion hidróxido (OH-) unido al ion metálico. Los hidróxidos o bases son sustancias que en disolución acuosa presentan las siguientes características: a) En solución acuosa muestran reacción básica, es decir, al disociarse liberan iones oxhidrilo (OH-). b) Tiñen de azul el papel tornasol rojo. c) Colorean de rosa fucsia al adicionarles fenolftaleína. d) Su pH es superior a 7. e) Tienen la capacidad de reaccionar vigorosamente con los ácidos, dando como resultado sal y agua. Fig. 2.5 Papel tornasol rojo y fenolftaleína

Química cuantitativa I

74

Actividad 2.7 Compruébalo tú mismo.

Propósitos a) Realizar la reacción entre un óxido y el agua para formar un hidróxido. b) Propiciar el espíritu investigativo y el trabajo cooperativo en los estudiantes. ¿Qué se necesita? 0.2 g de óxido de calcio (cal) 3 mL de agua Pinzas para tubo de ensayo Tubos de ensayo Mechero ¿Cómo lo vamos a hacer? Coloca en un tubo de ensaye 0.2 g de óxido de calcio, enseguida agrega 3 ml de agua y agita vigorosamente hasta disolver, si es necesario calentar coloca unas pinzas para tubo en la parte superior de éste y pasa suavemente el tubo por la llama del mechero. Después añade unas gotas de fenolftaleína a la mezcla y observa lo que sucede. a) ¿Qué observaste?

b) ¿Hubo reacción entre el óxido de calcio y el agua?

c) ¿Cuál es tu interpretación? ¿A qué atribuyes el cambio?

d) ¿Cuál es la función de la fenolftaleína?

e) Investiga la composición química de la fenolftaleína y explica por qué cambia de color y el uso que le puedes dar a ésta sustancia en futuras investigaciones.

f) Realiza un reporte de tu actividad.

75

Nomenclatura de química inorgánica

Usos o aplicaciones de algunos hidróxidos en la vida cotidiana El hidróxido de litio (LiOH), es un compuesto utilizado en la fabricación de jabón a base de litio, para limpiar grasas. Fue utilizado para eliminar el CO2 en la cabina de la nave espacial Apolo, ya que al reaccionar con éste, se forma carbonato de litio. El hidróxido de sodio (NaOH) también se utiliza en la fabricación de jabón y como destapacaños o quitacochambre en la cocina de los hogares y restaurantes. El hidróxido de potasio (KOH) también se utiliza en la manufactura de jabones ligeros. El hidróxido de calcio, Ca(OH)2, se utiliza en la construcción para hacer argamasa o mezcla, utilizada en la construcción para la pega de ladrillos. También se utiliza en la nixtamalización del maíz, para elaborar tortillas. El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, se utiliza como antiácido estomacal, laxante y para obtener Mg a partir de él. El hidróxido de aluminio Al(OH)3, mezclado con el hidróxido de magnesio son el principio activo del «Melox» utilizado como antiácido y antiflatulento.

Fig. 2.6 Tabletas de melox

Nomenclatura de sales Las sales son sustancias iónicas que se forman al reaccionar generalmente un ácido con una base, produciéndose así una reacción de neutralización. Existen dos tipos de sales: binarias y ternarias. Cuando la sal proviene de la reacción de un ácido binario (HF, HCl, HBr, HI, H2S), ésta puede ser binaria o ternaria. Si la sal proviene de un ácido ternario (HCN, H2SO4, HNO3, H3PO4, HClO, etc.), ésta puede ser ternaria o cuaternaria.

Nomenclatura de sales haloideas Las sales haloideas mejor conocidas como haluros, son sales que se forman de la combinación de un hidrácido (binario o ternario) con una base. Estas sales no poseen oxígeno en su composición. Al dar nombre a los haluros, éstos siempre llevarán la terminación uro.

Cloruro de hidrógeno

Cloruro de sodio

Hidróxido de sodio

Grupo IVA(14) Grupo VA(15) Grupo VIA(16) Grupo VIIA(17) C4-

Carburo N3-

Nitruro

Si4-

Siliciuro P3-

Fosfuro S2-

F-

Fluoruro

Sulfuro Cl-

Cloruro

Se2- Selenuro BrTe2- Telururo I-

Tabla

2.2

Aniones

Bromuro monoatómicos según su Yoduro

posición en la tabla periódica.

Química cuantitativa I

76

Actividad 2.8 Combina los cationes y aniones respectivos, construye las fórmulas de las sales y asigna nombre común o de Stock a cada una de las sales formadas y anótalos en la parte inferior de la tabla. Anión F-

Catión Zn2+ K+ Sn2+

Cl-

N3-

S2-

P3-

Br -

CN-

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

36

37

38

39

40

41

42

43

44

45

46

47

48

49

50

51

52

53

54

55

56

57

58

59

60

61

62

63

64

65

66

67

68

69

70

71

72

73

74

75

76

77

78

79

80

81

82

83

84

85

86

87

88

89

90

91

92

93

94

95

96

97

98

Pt4+ Ni2+ Pb2+ Co3+ Fe2+ Na+ Sn4+ Pt2+ Mg2+ Ca2+ Au3+

1. _________________________________ 2. ___________________________________ 3. _________________________________ 4. ___________________________________ 5. _________________________________ 6. ___________________________________ 7. _________________________________ 8. ___________________________________ 9. _________________________________10. ___________________________________ 11. ________________________________12. ___________________________________ 13. ________________________________14. ___________________________________ 15. ________________________________16. ___________________________________ 17. ________________________________18. ___________________________________ 19. ________________________________20. ___________________________________

Nomenclatura de química inorgánica

77

21. ________________________________22. __________________________________ 23. ________________________________24. __________________________________ 25. ________________________________26. __________________________________ 27. ________________________________28. __________________________________ 29. 31. 33. 35. 37. 39.

________________________________30. ________________________________32. ________________________________34. ________________________________36. ________________________________38. ________________________________40.

__________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________

41. ________________________________42. __________________________________ 43. ________________________________44. __________________________________ 45. ________________________________46. __________________________________ 47. ________________________________48. __________________________________ 49. ________________________________ 50. ___________________________________ 51. ________________________________52. __________________________________ 53. ________________________________54. __________________________________ 55. ________________________________56. __________________________________ 57. ________________________________58. __________________________________ 59. 61. 63. 65. 67. 69.

________________________________60. ________________________________62. ________________________________64. ________________________________66. ________________________________68. ________________________________70.

__________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________

71. ________________________________72. __________________________________ 73. ________________________________74. __________________________________ 75. ________________________________76. __________________________________ 77. ________________________________78. __________________________________ 79. ________________________________ 80. ___________________________________ 81. 83. 85. 87. 89.

________________________________82. ________________________________84. ________________________________86. ________________________________88. ________________________________90.

__________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________ __________________________________

91. ________________________________92. __________________________________ 93. ________________________________94. __________________________________ 95. ________________________________96. __________________________________

Química cuantitativa I

78

97. ________________________________98. __________________________________

Actividad 2.9 En forma individual o colaborativa, escriba la fórmula o el nombre de cada una de las siguientes sales, según corresponda.

a) Cianuro de bario _______________

n) Nitruro de potasio ________________

b) Bromuro de plata _______________

o) Fosfuro de berilio ________________

c) Yoduro de mercurio (II)____________

p) Cloruro de hierro (II) ______________

d) Fluoruro de hierro (III) ____________

q) Bromuro de niquel (II) _____________

e) Sulfuro de litio

r) Yoduro de cobre (II) _______________

_______________

f) Selenuro de berilio ______________

s) Fluoruro de oro (III) _______________

g) Carburo de sodio _______________

t) Sulfuro de cobre (I) _______________

h) SrCl2

____________________

u) CuS

_____________________

i) Ca(CN)2

____________________

v) PtBr4

_____________________

j) Ag2Se

____________________

w) K2Te

_____________________

k) Na3N

____________________

x) BaS

_____________________

l) AlCl3

____________________

y) SnCl4

_____________________

m) PbI2

____________________

z) PbBr4

_____________________

Nomenclatura para las oxisales Las oxisales son sustancias que como su nombre lo indica, contienen oxígeno y se pueden formar, al combinar un oxiácido con un hidróxido o un metal activo.

79

Nomenclatura de química inorgánica

Las oxisales pueden ser: neutras, ácidas, dobles y básicas. Fórmula CaSO4 Ca(HSO4)2 Ca Na2(SO4)2 Ca(OH)NO3

Tipo de oxisal Oxisal neutra Oxisal ácida Oxisal doble Oxisal básica

En nuestro caso se pondrá énfasis en las oxisales neutras y sólo abordaremos algunas de las otras oxisales de mayor uso en la vida cotidiana.

Para dar nombre a las oxisales es necesario aprender los nombres y fórmulas de los oxianiones o radicales. Para ello, consideraremos las siguientes reglas: 1. La carga en el oxianión o radical será numéricamente igual al número de iones hidrógeno que se sustituyen o liberan de la molécula del ácido. 2. Los nombres de los oxianiones se derivan del nombre del oxiácido que le da origen y cambian las terminaciones oso e ico del ácido por ito y ato, respectivamente. -

-

Así, el ion nitrito (NO2) se deriva del ácido nitroso, HNO2, y el ion nitrato (NO3) , del ácido nítrico, HNO3. NaNO3 Nitrato de sodio

Ca(NO3)2

Al(NO2)3

Nitrato de calcio

Nitrito de aluminio

3. Al dar nombre a las oxisales, primero se nombra al oxianión o anión poliatómico y enseguida el nombre del metal, con la terminación oso e ico si se utiliza la nomenclatura común, y el número de oxidación del metal entre paréntesis cuando se utiliza la nomenclatura de Stock. CuSO4 Sulfato de cobre (II) Sulfato cúprico Nombre del radical

Tabla 2.3 Oxianiones.

Hipobromito Bromito Bromato Perbromato Fosfato Fosfito Sulfato Sulfito Hiposulfito Perclorato Clorato Clorito Hipoclorito

Pb(SO4)2 Sulfato de plomo (IV) Sulfato plúmbico Radical BrO BrO2BrO3BrO4PO43PO33SO42SO32SO22ClO4ClO3ClO2ClO -

-

Nombre del radical

Radical

Carbonato Bicarbonato Cromato Dicromato Peryodato Yodato Permanganato Silicato Nitrato Nitrito Arsenato Arsenito Borato

CO32HCO3 CrO4 2Cr2O7 2IO4 IO3 MnO4 SiO32NO31NO21 AsO43AsO33BO32-

Química cuantitativa I

80

Actividad 2.10 En forma individual o colaborativa, combina los cationes y aniones respectivos para construir las fórmulas de cada oxisal, asigna nombre común o de Stock a cada una de ellas y anótalos en la parte inferior de la tabla. Anión Catión

1

CO32-

2

SO42-

3

NO3-

4

PO43-

5

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

IO4-

Fe2+

Na

+

4+

Sn

2+

Pt

2+

Mg

Ca2+

Au3+

1. _________________________________ 2. ___________________________________ 3. _________________________________ 4. ___________________________________ 5. _________________________________ 6. ___________________________________ 7. _________________________________ 8. ___________________________________ 9. _________________________________10. ___________________________________ 11. ________________________________12. ___________________________________ 13. ________________________________14. ___________________________________ 15. ________________________________16. ___________________________________ 17. ________________________________18. ___________________________________ 19. ________________________________ 20. ___________________________________ 21. _______________________________ 22. __________________________________ 23. _______________________________ 24. __________________________________ 25. _______________________________ 26. __________________________________ 27. _______________________________ 28. __________________________________ 29. _______________________________ 30. __________________________________

81

Nomenclatura de química inorgánica

31. ________________________________32. __________________________________ 33. ________________________________34. __________________________________ 35. ________________________________

Actividad 2.11 En forma individual o colaborativa, combina los cationes y aniones respectivos para construir las fórmulas de cada oxisal, asigna nombre común o de Stock a cada una de ellas y anótalos en la parte inferior de la tabla. Anión

(BO3)3-

(SiO3)2-

(NO2)-

(IO3)-

(AsO4)3-

Catión Fe3+

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

32

33

34

35

K+

Pb4+

+

Li

Ag+

Ba2+

Cu2+

1. _________________________________ 2. ___________________________________ 3. _________________________________ 4. ___________________________________ 5. _________________________________ 6. ___________________________________ 7. _________________________________ 8. ___________________________________ 9. _________________________________10. ___________________________________ 11. ________________________________12. ___________________________________ 13. ________________________________14. ___________________________________ 15. ________________________________16. ___________________________________ 17. ________________________________18. ___________________________________

Química cuantitativa I

82

19. ________________________________ 20. ___________________________________ 21. _______________________________ 22. __________________________________ 23. _______________________________ 24. __________________________________ 25. _______________________________ 26. __________________________________ 27. _______________________________ 28. __________________________________ 29. _______________________________ 30. __________________________________ 31. _______________________________ 32. __________________________________ 33. _______________________________ 34. __________________________________ 35. _______________________________

Actividad 2.12 De manera inividual o colaborativa asigna fórmula química a cada una de las siguientes oxisales.

a) Carbonato de amonio

b) Fosfito de zinc

c) Sulfato de aluminio

d) Nitrato de plata

e) Sulfato de cadmio

f) Fosfato de potasio

g) Permanganato de potasio

h) Hipoclorito de sodio

i) Nitrito de calcio

j) Carbonato de cobre (II)

k) Yodato de cobre (I)

l) Yodito de oro (III)

m) Arsenato de plomo (II)

n) Clorito de magnesio

o) Bromato de hierro (II)

p) Bromito de cobre (I)

q) Perclorato de potasio

r) Peryodato de sodio

s) Borato de cobalto (III)

t) Arsenito de plata

83

Nomenclatura de química inorgánica

Actividad 2.13 De manera individual o colaborativa escriba el nombre de las siguientes oxisales, utilizando la nomenclatura apropiada. Fórmula

Nombre

Usos

CaSO4

Se usa como yeso en la construcción. En la elaboración de gises y enyesado de fracturas óseas.

KMnO4

Se emplea como agente oxidante, desinfectante y en la purificación del agua y aire.

Al2(SO4)3

Li2CO3

Se usa en el curtido de pieles. Como mordente en la industria papelera y textil. En la fabricación de telas a prueba de fuego y repelentes al agua. Como agente clarificante de aceites. En el tratamiento de agua. Como decolorante, deodorizante, antitranspirante. Es usado en medicina como depresor del sistema nervioso, se usa como tranquilizante en el tratamiento de la esquizofrenia.

KNO3

En la fabricación de fertilizantes, explosivos, cohetes, cerillos y en el tratamiento del tabaco.

K2CO3

En la fabricación de vidrios especiales para instrumentos ópticos.

NaNO3

En la fabricación de explosivos y fertilizantes.

Na3PO4

En la fabricación de detergentes y como ablandador de agua.

MgSO4. 7H20

En la fabricación de fertilizantes, laxantes y analgésicos. Como mordente en tintorería. Para lavar tejidos infectados (Sal de Epsom).

Mg(ClO4)2

Na2CO3

Como desecante. En la fabricación de vidrio y detergentes. Como ablandador de agua.

Química cuantitativa I

84 Fórmula

Nombre

Usos

Sr(NO3)2

Como agente oxidante y como aditivo en alimentos. En la fabricación de cohetes para señales luminosas (rojo).

BaSO4

Como pigmento en la detección de úlceras gastrointestinales a través de radiografías.

KBrO3

Como veneno para ratas.

BaCO3 Ba(NO3)2

En la fabricación de cohetes para señales luminosas (verde)

Ca(CIO)2

Como agente blanqueador: de harina, en la industria textil y papelera, en la refinación de azúcar y como blanqueador doméstico (clorálex).

CaCO3

Principal constituyente de las conchas marinas, corales, cáscara de huevo, caracoles, mármol, perlas. Es el principal ingrediente del cemento. Se utiliza como antiácido en la fabricación de vinos y pastas dentales.

NH4NO3

En la fabricación de fertilizantes, explosivos, insecticidas y herbicidas. Como combustible sólido para cohetes.

NaCIO

KCIO3

Se utiliza como blanqueador y desinfectante. Se usa como agente oxidante y en la elaboración de explosivos y cerillos.

Nomenclatura de hidruros iónicos Los hidruros iónicos son compuestos que resultan de la unión química entre un metal y el hidrógeno. En este tipo de compuestos el hidrógeno se presenta como anión, H -, y recibe el nombre de hidruro. Los hidruros formados con los metales de transición se conocen como hidruros intersticiales, porque consisten en una red metálica más o menos distorsionada, dentro de la cual se encuentran dispersos los átomos de hidrógeno, ocupando los huecos disponibles en la estructura del metal.

85

Nomenclatura de química inorgánica

Debido a esto, es muy difícil contar con un buen contenedor metálico para el hidrógeno, ya que éste se mete entre los intersticios metálicos. De los metales de transición, el paladio es el que mayor capacidad tiene para absorber hidrógeno y formar hidruros. Fórmula

Nombre

LiH

Hidruro de litio

NaH

Hidruro de sodio

MgH2

Hidruro de magnesio

CaH2

Hidruro de calcio

AlH3

Hidruro de aluminio

HgH2

Hidruro de mercurio (II)

PbH4

Hidruro de Plomo (IV)

GaH3

Hidruro de Galio (III)

KH

Hidruro de potasio

Tabla 2.4 Hidruros iónicos

Actividad 2.14 De manera individual o colaborativa escriba el nombre de los siguientes hidruros utilizando la nomenclatura apropiada.

Fórmula

Nombre

LiH

LiAlH4

Usos Como agente reductor en síntesis orgánica. En la síntesis de compuestos farmacéuticos y perfumes.

Conozca más...sobre los hidruros metálicos La fácil absorción del H2 por el metal paladio se ha empleado para separar H2 de otros gases y para la purificación del hidrógeno a escala industrial. A una temperatura de 300 a 400 K, el H2 se disocia en hidrógeno atómico sobre la superficie del Pd. Los átomos de H se disuelven en metal y bajo la presión de H2, los átomos se difunden y se recombinan para formar H2 sobre la superficie opuesta. Debido a que ninguna otra molécula presenta esta propiedad, el resultado es hidrógeno (H2) absolutamente puro.

Química cuantitativa I

86

2.3 Nomenclatura de compuestos covalentes Los compuestos covalentes resultan de la unión de elementos no metálicos, entre ellos tenemos a los óxidos ácidos también conocidos como anhídridos, los oxiácidos conocidos como oxácidos, los hidrácidos y los hidruros covalentes.

Nomenclatura de óxidos ácidos o anhídridos Los óxidos ácidos o anhídridos son compuestos covalentes binarios que resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. Ejemplo: Anhídrido hipocloroso

Nivel simbólico

Nivel submicroscópico +

Los anhídridos se caracterizan porque al reaccionar con el agua producen oxiácidos. Ejemplos:

Nivel simbólico

Ácido hipocloroso

Nivel submicroscópico +

Se les denomina anhídridos, porque provienen de ácidos inorgánicos completamente deshidratados. Aunque no todos los óxidos ácidos son anhídridos. Para dar nombre a los óxidos ácidos se puede utilizar la nomenclatura clásica (común), la de Stock y la descriptiva, estas dos últimas de la IUPAC.

Nomenclatura común Para los elementos no metálicos (o metaloides) que presentan sólo dos números de oxidación, como el boro (B) , el carbono (C) y el silicio (Si), se utilizará el sufijo oso para el menor y el ico para el mayor número de oxidación. Ejemplos: B203

Anhídrido bórico

CO2

Anhídrido carbónico (más conocido como dióxido de carbono)

87

Nomenclatura de química inorgánica

B2O CO

Anhídrido boroso Anhídrido carbonoso (más conocido como monóxido de carbono) Actividad 2.14 En forma individual anota la fórmula y nombres comunes de los óxidos ácidos del silicio.

Fórmula

Nombre

Cuando el elemento no metálico presenta más de dos números de oxidación, se utilizarán prefijos y sufijos de acuerdo con sus números de oxidación. Para ello utilizaremos la siguiente tabla. No. de oxidación

Prefijo

Nombre del no metal o metaloide

Sufijo

+1

+2

+3

+4

oso

+5

+6

ico ico

Hipo

oso

Per

+7 Tabla 2.4 Prefijos y sufijos

Ejemplo: +1 -2

N2O

Anhídrido hiponitroso

+3 -2

N2O3 Anhídrido nitroso +5 -2

N2O5 Anhídrido nítrico

Actividad 2.16 Determina los óxidos ácidos restantes, que resultan de combinar los no metales o metaloides con el oxígeno y escribe el nombre común a cada uno de ellos. Para ello, es importante mencionar que el flúor no forma óxidos ácidos.

IIIA B

IVA C Si

VA N P As

VIA O S Se Te

VIIA F Cl Br I

Química cuantitativa I

88 Fórmula

Nombre común

89

Nomenclatura de química inorgánica

Para dar nombre a los óxidos ácidos o anhídridos se puede utilizar la nomenclatura Stock y la descriptiva.

Nomenclatura Stock Como ya lo mencionamos, la nomenclatura Stock consiste en colocar después del nombre de la función química, el número de oxidación del elemento no metálico (o metaloide) con el que se está combinando el oxígeno. N2O

Óxido de nitrógeno (I)

NO

Óxido de nitrógeno (II)

N2O3 Óxido de nitrógeno (III) NO2

Óxido de nitrógeno (IV)

N2O5 Óxido de nitrógeno (V)

Nomenclatura descriptiva Este tipo de nomenclatura es mucho más fácil para nombrar o escribir la fórmula de un compuesto, dado que ésta expresa la cantidad de átomos de cada elemento presentes en la molécula. Tabla 1.6 Los prefijos griegos describen el número de átomos en la molécula

Prefijo griego

Número

Compuesto

Nombre

mono

1

CO

Monóxido de carbono

di-

2

SO2

Dióxido de azufre

tri-

3

B2O3

Trióxido de diboro

tetra-

4

penta

5

P2O5

Pentóxido de difósforo

hexa-

6

As4 O6*

Hexóxido de tetraarsénico

hepta-

7

Cl2 O7

Heptóxido de dicloro

octa-

8

nona- (o ene)

9 P4 O10

Decóxido de tetrafósforo

deca

10

*Un dímero es una molécula compuesta de dos moléculas idénticas simples. Las moléculas As203 y P205 en realidad existen como As406 y P4010.

Química cuantitativa I

90

Actividad 2.17 Escriba el nombre de los siguientes oxidos ácidos utilizando para ello, cualquiera de los tres tipos de nomenclatura. Fórmula N20 SO 2 SiO2 TeO2

Nombre

Usos Se usó como anestésico. Como desinfectante y preservativo en la industria alimenticia. Como agente blanqueador en textiles, papel, aceite, etc. Como fumigante. En la obtención del silicio y sus compuestos. En la fabricación de vidrio y abrasivos. Se usa para colorear el vidrio.

P 4O 10

En la fabricación de vidrio. Como Insecticida y eliminación de roedores. Como preservativo de la madera. Como agente deshidratante.

B2 03

Se usa en la fabricación de vidrio resistente al calor (pyrex) y telas incombustibles.

CO

Como combustible, agente reductor y en la síntesis del metanol.

CO 2

Como refrigerante, en la elaboración de bebidas carbonatadas y como extinguidor de fuego.

SeO2

Como antioxidante en la fabricación de aceites.

As4O6

El dióxido de azufre, SO2, y el dióxido de nitrógeno, NO2, se encuentran en el aire contaminado y son de los contaminantes más peligrosos para el ser humano. La presencia de estos y otros óxidos ácidos en la atmósfera, provoca la formación de lluvia ácida y aceleran la oxidación de productos elaborados con hierro. El monóxido de carbono producido principalmente por la combustión parcial de gasolina en los automóviles, es uno de los mayores contaminantes del aire, capaz de provocar la muerte.

Oxiácidos Sin duda, la mayoría de las personas conoce el término ácido. La palabra ácido proviene del latín acidus, que significa agrio. Este término fue utilizado originalmente para referirse al vinagre. Existen dos tipos de ácidos inorgánicos: Los hidrácidos y los oxiácidos. Los oxiácidos conocidos también por el nombre de oxácidos y oxoácidos, son compuestos covalentes ternarios que resultan de la combinación de un óxido ácido con el agua.

91

Nomenclatura de química inorgánica

Usualmente son reconocidos por sus fórmulas químicas (HnXOn), que generalmente inician con hidrógeno, seguido del elemento no metálico (o metaloide) y finalmente el oxígeno. Se les llama oxiácidos porque dentro de su molécula contienen oxígeno. Se pueden clasificar en: monopróticos, dipróticos o polipróticos, dependiendo del número de iones H+ disponibles o sustituibles en el ácido. El número de hidrógenos que posee cada ácido, generalmente se puede determinar si se conoce el grupo al que pertenece el elemento no metálico central, al utilizar la siguiente expresión: 8 - Número de grupo. = No. de hidrógenos del ácido Esto sólo se cumple para los elementos del grupo V, VI y VIIA , con excepción de los ácidos del nitrógeno, que sólo llevan un hidrógeno. IIIA 3H B

IVA 2H C Si

VA 3H N* P As

VIA 2H O S Se Te

VIIA 1H F Cl Br I Tabla 2.5 No metales y metaloides

Nomenclatura común La IUPAC recomienda, que la permanencia de nombres tradicionales sea limitado sólo a compuestos muy comunes, que ya tienen nombres establecidos. Sin embargo, la nomenclatura común sigue teniendo un fuerte arraigo. Veamos algunas consideraciones: Si un elemento forma solamente un oxiácido, este llevará la terminación ico. H2CO3 ácido carbónico Cuando un elemento no metálico (o metaloide) presenta dos estados de oxidación, se usa la terminación –oso, para el menor estado de oxidación, e –ico para el mayor. H3BO2 ácido boroso H3BO3 ácido bórico En caso de que el elemento central presente tres o más estados de oxidación, se utilizarán los prefijos hipo o per según corresponda. Prefijo hipo

per

Sufijo oso oso ico ico

Números de oxidación +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

Fórmula HClO HClO2 HClO3 HClO4

Nombre Ácido hipocloroso Ácido cloroso Ácido clórico Ácido perclórico

Química cuantitativa I

92

Actividad 2.18 Completa la tabla, según corresponda, con las fórmulas o nombres comunes de algunos oxiácidos y oxianiones(radicales). Ácido

Nombre del ácido

Radical

HBrO

Ácido hipobromoso

BrO -

Ácido brómico

BrO 3-

H 3PO 4

Hipobromito

Fosfato Ácido fosforoso

PO 33-

Sulfato

H 2SO 4

Ácido nítrico H 2SO 3

NO 3SO 32-

Ácido bórico

BO 33-

HClO

Hipoclorito Ácido nitroso

HIO 4

Nitrito IO4-

Carbonato

Ácido carbónico H2SiO4

SiO42-

Ácido yódico

Yodato lO-

HlO

Ácido perclórico H3AsO4

Perclorato AsO43-

Selenato

Ácido selénico HMnO4

MnO4-

Ácido telúrico H2CrO4

Nombre del radical

Telurato CrO 42-

93

Nomenclatura de química inorgánica

Aplicaciones de los oxiácidos en la vida diaria El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, pinturas, así como en la metalurgia. El ácido fosfórico se utiliza en la fabricación de fertilizantes, detergentes, jabones y para acidular los refrescos de cola. El ácido nítrico es un ácido fuerte que se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, lacas, fibras sintéticas, drogas, colorantes y además como agente oxidante. En la vida diaria utilizamos también ácidos orgánicos, como el ácido cítrico, ascórbico (vita-

mina C), acético y acetilsalicílico. El ácido cítrico como su nombre lo indica, se encuentra presente en frutas como limones, naranjas y toronjas. El ácido acético diluido se conoce como vinagre, el cual se añade para la preparación de chiles en escabeche, ensaladas o aderezos. La vitamina C es el ácido ascórbico. OH

O C CH2

OH

C

OH C

HO CH2 HO CH

O O C

O

OH

O

CH3

O

CH2

O C

OH OH

C O

OH

O

OH

Ácido cítrico

C

CH3

Ácido ascórbico

Ácido acetilsalicílico

Ácido acético

Precauciones que deben tenerse al utilizar ácidos y bases fuertes Los ácidos minerales como el sulfúrico, el clorhídrico y el nítrico son muy corrosivos, destruyen los tejidos; al igual que algunas bases como el hidróxido de sodio. Si de manera accidental cae en tu piel alguna de estas sustancias aplica bastante agua en

la zona afectada, con la finalidad de diluir ya sea el ácido o la base. Posteriormente si tratas de neutralizar una base fuerte, se debe emplear un ácido débil como el vinagre o el ácido bórico, H3BO3; este último sobre todo si el accidente ha ocurrido en los ojos. Asimismo, para neutralizar la quemadura de un ácido fuerte hay que usar una base débil como la leche de magnesia, Mg(OH)2 o el bicarbonato de sodio, NaHCO3. Esta es una reacción de neutralización: ácido + base

sal + agua

Una precaución que siempre deberás tener presente: ¡Nunca le des de “beber” agua al ácido! Esto significa que no debe agregarse agua al ácido porque al caer ésta se calienta y evapora violentamente, pudiendo salpicar partes de tu cuerpo. Por ello, lo que debe hacerse para preparar una disolución ácida, es añadir lentamente el ácido al agua.

Química cuantitativa I

94

Hidrácidos Los hidrácidos son generalmente compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con los no metales de los grupos VIA(16) y VIIA(17). Sin embargo, existen hidrácidos ternarios, como el ácido cianhídrico o cianuro de hidrógeno, HCN. La reacción de formación de un hidrácido pertenece a las reacciones de síntesis o combinación directa.

Estos se caracterizan porque al reaccionar con una base o metal dan lugar a las sales haloideas. Ejemplo:

Nomenclatura Tradicionalmente a los hidrácidos se les nombra con la terminación hídrico, ya que al disolverse en agua forman disoluciones ácidas, debido a esa propiedad a estos compuestos se les da el nombre con el sufijo hídrico. Pero cuando son gaseosos, se les nombra con la terminación uro. Por ejemplo, el HCl es un gas que se llama cloruro de hidrógeno, y a su disolución acuosa se le conoce como ácido clorhídrico. Para expresar la fórmula de un ácido binario se acostumbra escribir primero el símbolo del hidrógeno, seguido del símbolo del segundo elemento no metálico, por ejemplo, HCl, HBr, H2S.

+

Los ácidos son sustancias que liberan iones hidrógeno, H , al disolverse en agua. Se usa con frecuencia la misma fórmula para expresar los compuestos binarios de hidrógeno, como HCl, sin importar si están o no disueltos en agua. Fórmula

Nombre del ácido

HF

Ácido fluorhídrico

HCl

Ácido clorhídrico

HBr

Ácido bromhídrico

Hl

Ácido yodhídrico

H2S

Ácido sulfhídrico

H2Se

Ácido selenhídrico

H2Te

Ácido Telurhídrico

95

Nomenclatura de química inorgánica

¿Sabías qué... el estómago secreta un hidrácido fuerte? El estómago secreta ácidos (ácidos digestivos o ácidos estomacales) para ayudar a digerir los alimentos. Estos ácidos, que incluyen el ácido clorhídrico, tienen una concentración aproximada de 0.1 M de H+. El estómago y todo el conducto digestivo están protegidos del efecto corrosivo de los ácidos por un recubrimiento de mucosa. En algunos casos se desarrollan agujeros en este recubrimiento, permitiendo que el ácido ataque el tejido subyacente. Estos agujeros se conoce como úlceras. Las úlceras pueden ser causadas, ya sea por la secreción de ácido en exceso o por la incapacidad del recubrimiento del tubo digestivo para resistir el ataque del ácido. Entre el 10 y el 20 % de los estadounidenses desarrollan úlceras en alguna etapa de su vida y muchos otros sufren indigestión o malestares digestivos ocasionales a causa de los niveles tan elevados de sus ácidos digestivos. El tratamiento de estos problemas se enfoca con frecuencia a la neutralización de los ácidos digestivos a través de las sustancias llamadas antiácidos. Los antiácidos son sencillamente bases simples. Su capacidad para neutralizar los ácidos se debe a los iones hidróxido, carbonato o bicarbonato que tienen. Los ingredientes activos de algunos antiácidos populares, son: el alka-seltzer, NaHCO3; leche de magnesia, Mg(OH)2; melox, Mg(OH)2 y Al(OH)3.

Actividad 2.19 Completa la tabla, según corresponda, con los nombres de algunos hidrácidos importantes.

Fórmula

Nombre

Usos

HF

Como catalizador en la industria petrolera. En la fabricación de compuestos de uranio y en el grabado de vidrio.

HCl

En la metalurgia, en la refinación de minerales. Como limpiador de metales en el galvanizado. Está presente en el ácido estomacal (digestivo).

HCN

Es utilizado como gas letal en las cámaras de gases de los Estados Unidos.

Química cuantitativa I

96

Hidruros covalentes Los hidruros covalentes moleculares se forman por la unión del hidrógeno con los elementos de los grupos 13 al 17, en condiciones adecuadas, exceptuando al aluminio que forma hidruros poliméricos, (AlH3)n, el bismuto y el polonio. El estado físico de los hidruros covalentes moleculares es variable, algunos pueden ser gases (NH3, CH4, H2S), otros líquidos (H2O, C6H6) y generalmente presentan estructuras sencillas. Sin embargo, el borano, BH3, se dimeriza para formar B2H6.

Actividad 2.20 Completa la tabla, según corresponda, con los nombres de algunos hidruros covalentes moleculares, la mayoría son compuestos familiares para tí, investiga aquellos que desconozcas su nombre.

Hidruro

Nombre

a) CH4 b) SiH4

Silano

Hidruro

Nombre

g) PH3

Fosfina

Hidruro m) H2Te

h) AsH3

n) HF

c) GeH4

i) SbH3

o) HCl

d) SnH4

j) H2O

p) HBr

e) PbH4

k) H2S

q) HI

f) NH3

l) H2Se

Nombre

97

Reacciones y ecuaciones químicas

Unidad III Reacciones y ecuaciones químicas

H2O

Cl-

Cu2+ CuCl2(ac) Reactivos H2O -

OH

Cu(OH)2(s)+ NaCl(ac) Productos

Na+ NaOH(ac)

98

Química cuantitativa I

Reacciones y ecuaciones químicas

99

Propósito de la unidad III Utilizar los tres niveles de representación de la química para lograr una mejor interpretación de la forma en que las partículas se reorganizan para formar nuevas moléculas, aglomerados de átomos o celdas unitarias a nivel submicroscópico o la formación de nuevas sustancias a nivel macroscópico cuando ocurre una reacción química.

3.1 Reacciones y ecuaciones químicas Introducción La materia siempre está en continuo devenir, en transformación constante. Los cambios que se observan en el mundo pueden ser desde el simple cambio de lugar, como la caída de un objeto, la atracción de un metal por un imán, el movimiento ondulatorio del agua en un estanque al lanzar una piedra en él, o bien los cambios de estado físico que presenta el agua en la naturaleza, la cual al encontrarse en estado líquido (ríos, mares, lagos), se evapora con la luz solar, y al constituir una nube en la parte alta de la atmósfera, se condensa y se precipita en forma de lluvia.

Fig. 3.1 Cambios físicos: caída de un cuerpo, atracción magnética, movimiento ondulatorio y evaporación.

Los cambios antes mencionados se denominan físicos, pues no se altera la composición de las sustancias participantes. En estos cambios la identidad de las sustancias se mantiene, aunque su estado físico, su tamaño o forma se modifiquen. Existen también en la naturaleza otros cambios más complicados, en los cuales sí se modifica la composición y propiedades de las sustancias que participan, las cuales alteran su esencia, y dan origen a otras sustancias distintas a las iniciales. Este tipo de cambios se denominan cambios químicos. Como ejemplos de estos cambios se tienen: la combustión de un cerillo, la corrosión (oxidación) de un metal y la fermentación de la leche.

Fig. 3.2 Cambios químicos: combustión, corrosión y fermentación.

Los cambios químicos se conocen también como reacciones químicas, y son procesos que se llevan a cabo a nivel de los átomos, los iones y las moléculas, pues para que se desarrolle un cambio químico se deben romper los enlaces en las sustancias llamadas «reactivos», que son las sustancias presentes al inicio de la reacción, y se deben formar enlaces químicos nuevos, en las sustancias producidas, que son las resultantes de la reacción, o sea los «productos».

Química cuantitativa I

100 Ruptura y formación de enlaces químicos

Reactivos

Productos

Así, en el caso de la combustión del papel, los reactivos son el papel, que básicamente es celulosa, y el oxígeno del aire. Al quemarse la celulosa (reacción de combustión), se obtienen como productos el bióxido de carbono y el agua, además se libera energía luminosa y calorífica. Celulosa + Oxígeno

Bióxido de carbono

Reactivos

+ Agua

Productos

Característic cópicas de una reacción química Para identificar un cambio químico (reacción química), se pueden aprovechar algunas características macroscópicas, tales como:

Liberación o absorción de calor.

Producción de efervescencia.

Un cambio de color (vire)

Aparición de un sólido insoluble (precipitado)

Las anteriores manifestaciones macroscópicas son indicadores de que a nivel submicroscópico unas sustancias cambiaron su esencia, modificaron su identidad y se transformaron en otras sustancias distintas, es decir, se desarrolló una reacción química.

Considérese el caso de un alka-seltzer al agregarlo en agua. La tableta de alka-seltzer contiene bicarbonato de sodio y ácido cítrico. Al añadirle agua inicia una reacción química, la cual produce citrato de sodio y bióxido de carbono. Éste último compuesto como es gaseoso, ocasiona el burbujeo característico observado en la efervescencia: 3 NaHCO3

+ C6H8O7

Bicarbonato de sodio + Ácido cítrico

3 CO2

+ C6H5O7Na 3 + 3 H2O

Bióxido de Carbono

+ Citrato de sodio + Agua

101

Reacciones y ecuaciones químicas

Nótese como las distintas sustancias participantes en la reacción química, tanto en los reactivos como en los productos, se separan entre sí mediante el signo (+). Asimismo, la liberación del gas (CO2) se indica mediante ( ) o (g). Si se analiza el caso de una reacción química donde participan el ácido clorhídrico (HCl) y el nitrato de plata (AgNO3) como reactivos, al reaccionar entre sí lo hacen de manera instantánea, y se afirma que la reacción química se llevó a cabo al observar la aparición de un sólido blanco insoluble (AgCl), que por acción debida a la gravedad tiende a depositarse en el fondo del recipiente donde se desarrolla la reacción. A dicho sólido insoluble se le denomina «precipitado». Para indicar la producción del precipitado se usa el símbolo ( ) o (s). La manera de representar la reacción química anterior es: AgNO3 (ac) Nitrato de plata

+

HCl(ac)

AgCl(s)

Ácido clorhídrico

+

Cloruro de plata

HNO3(ac) Ácido nítrico

Fig. 3.3 Sólido blanco insoluble, precipitado de cloruro de plata

Niveles de representación de una reacción química Nivel submicroscópico Una reacción química se produce cuando en las sustancias se presentan cambios fundamentales de identidad. A nivel submicroscópico (figura 3.4) una reacción química consiste en la interacción entre átomos, moléculas o iones de los reactivos, lo que produce nuevas agrupaciones o reordenamientos y con ello, la formación de nuevas sustancias. En una reacción química se rompen y forman nuevos enlaces, por eso aparecen sustancias nuevas

Nivel macroscópico Indicadores observables de que se efectuó la reacción: Efervescencia, precipitado, vire, liberación o absorción de calor

Nivel submicroscópico Ruptura y formación de enlaces químicos. Reordenamiento de átomos, moléculas o iones. Formación de nuevas agrupaciones de átomos o iones. Uso de modelos y explicación teórica del mecanismo de la reacción.

Nivel simbólico Ecuación química: representación simbólica de la reacción mediante fórmulas químicas. Figura 3.4 Los tres niveles de representación.

Química cuantitativa I

102

Nivel simbólico Una reacción química se puede describir designando textualmente a los reactivos y los productos, como en el proceso químico que tiene lugar al oxidarse un trozo de hierro: Hierro + Oxígeno

Óxido de hierro (herrumbre, moho)

Pero la reacción anterior también se puede expresar mediante el lenguaje simbólico característico de la química, utilizando símbolos y fórmulas químicas para representar tanto a reactivos como a productos: 4 Fe (s) + 3 O2 (g)

2 Fe2O3 (s)

La expresión anterior es una ecuación química, la cual es un modelo de representación simbólica de la reacción química (figura 3.5). La reacción química existe en el mundo real, y su modelo de representación es la ecuación química. REALIDAD Interpretación

MODELO

REACCIÓN QUÍMICA Representación

ECUACIÓN QUÍMICA

Fig. 3.5 Representación simbólica

La ecuación química es la representación de un proceso real en el que ocurre el cambio químico, es decir, el cambio en el que aparecen las nuevas sustancias, con diferentes propiedades físicas y químicas a las de los reactivos. Para expresar una ecuación química se suelen emplear símbolos especiales que proporcionan información específica acerca de las sustancias participantes o sobre las condiciones de reacción. De esta manera, los reactivos se muestran al lado izquierdo de la ecuación, antes de la flecha y los productos se ubican al lado derecho, después de la flecha. La flecha horizontal ( ) separa a reactivos y productos y se lee, como: «produce», «forma», «da» u otra expresión similar. El estado físico de las sustancias se expresa mediante los símbolos: (s), (l) y (g), los cuales indican los estados sólido, líquido y gaseoso, respectivamente. Si la sustancia que participa está disuelta en agua, se usa el símbolo (ac), que significa «en solución acuosa». Cuando en los productos se libera un gas, en la ecuación se indica con una flecha hacia arriba ( ) o el símbolo (g). Asimismo, cuando se forma un sólido insoluble se indica con una flecha hacia abajo ( ) o con el símbolo (s). En ocasiones para que una reacción química se desarrolle, se necesitan condiciones especiales tales como, la aplicación de calor, el uso de un catalizador para acelerar o para inhibir la velocidad de reacción, o bien se requiere un medio de reacción diferente al agua. Estas condiciones de reacción se indican sobre la flecha:

103

Reacciones y ecuaciones químicas CALOR

CCl4

Ni

H+

ALCOHOL

Muchas reacciones se desarrollan en una sola dirección, es decir, de izquierda a derecha, o de los reactivos hacia los productos. Estas reacciones se denominan «irreversibles», y en la ecuación química se simbolizan con una flecha horizontal ( ). También se presenta el caso de reacciones químicas en las que una vez formados los productos, éstos interactúan entre sí, y se invierte el sentido de la reacción hacia la formación de reactivos. A estas reacciones se les llama «reversibles» y se simbolizan con una doble flecha ( ).

Actividad 3.1 En forma individual completa la siguiente tabla que resume las condiciones de reacción. Condiciones de una reacción

Símbolo

a) Aplicación de calor b) Aparición de un sólido insoluble c) Liberación de un gas d) Signo para separar a las sustancias e) Sustancia en estado sólido f) Sustancia en estado líquido g) Sustancia en estado gaseoso h) Sustancia disuelta en agua i) Reacción irreversible j) Reacción reversible Actividad 3.2 En forma individual o colaborativa determina la información que proporciona la siguiente ecuación química.

a) Nombre de reactivos b) Nombre de productos c) Coeficientes d) Estado físico de las sustancias e) Condiciones de reacción f) Reversible o irreversible

Química cuantitativa I

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2. Escriba la ecuación que corresponde a cada una de las siguientes expresiones: a) «Dos mol de hidrógeno al reaccionar con un mol de oxígeno y por acción de una corriente eléctrica, producen dos mol de agua» ______________________________________________________________________ b) «El carbonato de calcio por calcinación a 900 0C, produce óxido de calcio y anhídrido carbónico» ______________________________________________________________________ c) «Al aplicar calor al óxido mercúrico, se descompone en mercurio metálico y oxígeno que se libera. Al poco tiempo se observa que esta reacción es reversible, el mercurio reacciona con el oxígeno del aire y produce óxido mercúrico. ______________________________________________________________________

Actividad 3.3 Compruébalo tú mismo.

Propósito a) Que el alumno intente explicar desde los tres niveles de representación de la química, fenómenos de la vida cotidiana como la oxidación de los metales. b) Propiciar el trabajo cooperativo. ¿Qué se necesita? 1 tornillo 1 clavo 1 frasco de gerber 1 balanza granataria ¿Cómo lo vamos a hacer? Consigue un tornillo o clavo nuevo, anota sus características, mide su masa en una balanza granataria, registra la masa y colócalo en un frasco con unas gotas de agua. Un mes después, se vuelve a medir su masa estando seco el clavo o tornillo. Anota tus observaciones y las conclusiones a las que llegaste. a) ¿Qué le sucedió al clavo o tornillo?

________________________________________

b) ¿Qué elemento del aire produce el aumento de la masa del clavo? ___________________ c) Escriba la ecuación que representa esta reacción química: En forma verbal: En forma simbólica:

Reacciones y ecuaciones químicas

105

Actividad 3.4 Compruébalo tú mismo.

Propósito Que el alumno intente explicar desde el mundo submicroscópico, fenómenos cotidianos como la oxidación de los metales y sea capaz de representar de manera simbolica y mediante ecuaciones dichos cambios. ¿Qué se necesita? 3 cm de tira de magnesio metálico Pinzas Mechero Cápsula de porcelana o vidrio de reloj Balanza granataria ¿Cómo lo vamos a hacer? Consiga en el laboratorio una tira de magnesio, determine su masa y con la ayuda de unas pinzas introduzca el magnesio a la flama del mechero. Deje caer la tira encendida en una cápsula de porcelana o vidrio de reloj, a los que previamente se midió su masa. Al término de la reacción, mida la masa de la cápsula que contiene la sustancia obtenida. Anota las observaciones, conclusiones y dibujos del experimento, pues serán de utilidad para contestar las siguientes preguntas: a) ¿Qué tipo de sustancia es el magnesio? b) ¿Qué propiedades físicas y químicas presenta?

c) ¿Qué le sucedió cuando se introdujo a la llama del mechero?

d) ¿Qué tipo de cambio presentó? e) ¿Con cuál sustancia del aire reaccionó? f) ¿Qué compuesto se formó? g) Escriba la ecuación de la reacción en forma verbal y simbólica. En forma verbal: En forma simbólica:

Química cuantitativa I

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Actividad 3.5 Compruébalo tú mismo.

Propósitos a) Que el alumno identifique los diversos factores que se ponen de manifiesto en una reacción química. b) Propiciar el trabajo cooperativo ¿Qué se necesita? Materiales Gradilla 4 Tubos de ensayo Frasco gotero Mortero con pistilo Probeta de 10 mL Refractario

Sustancias Agua oxigenada al 30% Disolución de KI Detergente líquido Cristales de KNO3 Cristales de KI Disolución de Ca(OH)2

¿Cómo lo vamos a hacer? Actividad 1 Coloca la probeta dentro del refractario. Se adicionan 2 mL de agua oxigenada a la probeta, enseguida se añade medio mililitro de detergente líquido y posteriormente unas gotas de solución saturada de yoduro de potasio . a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de representación?

c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química.

d) Investiga qué sustancias son las responsables de la formación de la espuma y del cambio de color. Realiza un reporte de la actividad.

Reacciones y ecuaciones químicas

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Actividad 2 Toma los tubos de ensayo que contienen solución saturada de yoduro de potasio y solución de nitrato de plomo respectivamente, y hazlos reaccionar entre sí. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de representación?

c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química.

d) ¿A qué compuesto corresponde el precipitado amarillo que se formó?

e) Mezcla cristales de las sustancias anteriores (nitrato de plomo y yoduro de potasio) en un mortero y tritúralas con el pistilo. ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

f) ¿Cómo lo interpretas?

g) Elabora un reporte de tu actividad. Actividad 3 Sujeta el tubo que contiene disolución de hidróxido de calcio, añade unas gotas de fenolftaleína e introduce un popote en tubo. Coloca la parte superior del popote en tus labios y sopla suavemente haciendo burbujear la solución durante unos 3 minutos. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

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Química cuantitativa I

b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de representación?

c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química.

d) ¿A qué compuesto corresponde el precipitado blanco que se formó?

e) ¿Qué sucedió con la fenolftaleína? Plantea tu hipótesis

f) Adiciona nuevamente un poco de la disolución acuosa de hidróxido de calcio. ¿Qué observas? ¿Los resultados obtenidos apoyan tu hipótesis o la descartan?

g) Elabora un reporte de tu actividad.

Reacciones y ecuaciones químicas

109

3.2 Tipos de reacciones químicas: balanceo por tanteo y método algebraico Todas las reacciones que se llevan a cabo en nuestra vida cotidiana, como la combustión del gas de la estufa, la putrefacción de la carne, la fermentación de la leche, la fermentación del jugo de uva entre otras, cumplen con una ley natural; esta ley suele ser conocida como «Ley de la conservación de la masa». Esta ley establece: «Durante una reacción química la masa total de las sustancias que participan como reactivos es exactamente igual a la masa total de las sustancias que se obtienen como productos» En otras palabras, «la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma», esto significa, que las sustancias en una reacción química se transforman, pero la masa permanece constante, pues durante una reacción química los átomos o iones se reordenan o reagrupan para dar origen a nuevos agrupamientos de átomos o moléculas diferentes a las iniciales. Durante una reacción química los átomos o iones se reordenan o reagrupan para dar origen a nuevos agrupamientos de átomos o moléculas diferentes a las iniciales.

¿Sabías que…el estudio de las reacciones químicas permitió establecer la ley de la conservación de la masa? Probablemente, la aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier (17431794) a la química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los que la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de la masa en 1774. Lavoisier comprobó que la masa (cantidad de materia) es algo permanente e indestructible, algo que se conserva pese a todos los cambios. Newton desde la física, había defendido la idea de una masa que permanecía constante a través de todos los movimientos, y Lavoisier la aplicó al mundo de la química. Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones, la mayoría de las cuales consistían en someter a calentamiento diversos metales, siempre en recipientes cerrados y con una cantidad determinada de aire, pero, sobre todo, midiendo las masas de las sustancias antes y después de la reacción. Estos experimentos le llevaron, no sólo a comprobar que el oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación, sino también a demostrar la conservación de la masa durante el proceso. Los trabajos de Lavoisier marcaron el inicio de la representación simbólica de una reacción química, mediante el uso de la ecuación química. Tomado de: http://www.educared.net/concurso2001/410/ciencias.htm#lavoisier

Química cuantitativa I

110

Balanceo de ecuaciones químicas Toda ecuación química debe cumplir con la ley de la conservación de la masa, para ello, es necesario balancearla, ajustarla o nivelarla. Balancear una ecuación química significa determinar qué valor debe tomar cada coeficiente, de tal manera que el número de átomos por cada elemento, sea igual en los reactivos y productos, buscando que éste sea siempre el mínimo de todos los múltiplos posibles. Recuerda que una vez escrita la ecuación química con las fórmulas correctas, para balancearla, no debes cambiar los subíndices de las fórmulas, pues esto alteraría la representación de la composición de las sustancias. Existen diversos métodos para balancear una ecuación, en este libro abordaremos los siguientes: a) Método por tanteo, aproximación o inspección b) Método algebraico c) Método de óxido–reducción

Balanceo por el método de tanteo, aproximación o inspección El balanceo por tanteo como su nombre lo indica, consiste en tantear, probar, contar o ensayar hasta encontrar los coeficientes numéricos apropiados que permitan igualar el número de átomos de los reactivos y productos en la ecuación química. Para efectuar de manera más eficiente el balanceo por tanteo, se recomiendan los siguientes pasos: 1. Escribir correctamente las fórmulas en la ecuación. Por ejemplo: la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio, en la cual se produce sulfato de sodio y agua.

2. Identifica qué elementos están presentes en los reactivos y en los productos. Elabora una lista de acuerdo al siguiente orden: Reactivos Metal No metal Hidrógeno Oxígeno

Productos Na S H O

3. Se cuentan los átomos de cada elemento tanto en reactivos como en productos.

Metal No metal Hidrógeno Oxígeno

Reactivos 1 1 3 5

Na S H O

Productos 2 1 2 5

111

Reacciones y ecuaciones químicas

4. Se observa que sólo los átomos de hidrógeno y de sodio no están ajustados. Para iniciar el balanceo, se recomienda empezar por los elementos metálicos, en nuestro caso, el sodio. Para ello, se coloca un coeficiente 2 en el hidróxido de sodio para igualar el número de átomos de sodio en ambos lados de la ecuación. 2 Al colocar el coeficiente 2 en el NaOH, el número de átomos que se tenían en un inicio se modifica, tal como se indica a continuación. Metal No metal Hidrógeno Oxígeno

Reactivos 2 1 4 6

Na S H O

Productos 2 1 2 5

5. El siguiente paso sería igualar el número de átomos del no metal, en nuestro caso es el azufre, el cual se observa que ya está nivelado. 6. Finalmente se ajusta el número de átomos de hidrógeno y oxígeno en ambos lados de la ecuación. Si observamos, el número de átomos de hidrógeno en los reactivos y productos puede igualarse colocando un coeficiente 2 en la molécula de agua. 2

2

Como verificación final, encontramos: Metal No metal Hidrógeno Oxígeno

Reactivos 2 1 4 6

Na S H O

Productos 2 1 4 6

La ecuación química ha quedado balanceada.

Actividad 3.6 En forma individual o colaborativa balancea por tanteo las siguientes ecuaciones químicas. a) b) c) d) e)

Química cuantitativa I

112 f) g) h) i) j)

Balanceo por el método algebraico El método algebraico como su nombre lo indica, consiste en utilizar los conocimientos de álgebra elemental para balancear una ecuación química. En este método se considera a cada una de las sustancias (reactivos y productos) como variables o incógnitas de una ecuación algebraica. Para balancear una ecuación química por el método algebraico, se recomienda desarrollar los siguientes pasos: Ejemplo 1 a) Escriba correctamente la ecuación química.

b) Asigne a cada sustancia una literal o variable (a, b, c, d, ...etc.)

a

b

c

d

c) Establezca para cada elemento una ecuación algebraica, en función del número de átomos presentes en reactivos y productos. Para el H es 2a + 2b = 2d ecuación 1 Para el S es

a=c

ecuación 2

Para el O es

4a + 2b = 4c + d

ecuación 3

Para el Ca es

b=c

ecuación 4

d) Asigne un valor arbitrario a la literal que más se repita en las ecuaciones algebraicas. Éste deberá ser siempre un número entero pequeño. En nuestro caso asignaremos valor de 1 a la literal a, aunque pudimos haberle asignado valor a la b, pues ambas literales se encuentran en el mayor número de ecuaciones. e) Resuelva las ecuaciones algebraicas generadas por cualquier procedimiento: igualación, eliminación o sustitución. Si a =1 y según la ecuación 2; a = c entonces c = 1

113

Reacciones y ecuaciones químicas

Si c = 1 y según la ecuación 4; b = c entonces b = 1 En la ecuación 1, 2a + 2b = 2d

donde al despejar d = 2a + 2b (ecuación 5) 2 Al sustituir los valores de a y b, tenemos: d = 2(1) + 2(1) = 2 , d = 2 2 f) Los valores obtenidos para cada literal serán los coeficientes que se coloquen en cada fórmula de la ecuación química. a =1 b =1 c =1 d =2 La ecuación química ha quedado balanceada:

Ejemplo 2 a) Escriba correctamente la ecuación química.

b) Asigne a cada sustancia una literal o variable (a, b, c, d, ...etc.)

a

b

c

d

e

c) Establezca para cada elemento una ecuación algebraica, en función del número de átomos presentes en reactivos y productos. Para el Cu es

a=c

ecuación 1

Para el H es

b = 2e

ecuación 2

Para el N es

b = 2c + d

ecuación 3

Para el O es

3b = 6c + d + e

ecuación 4

d) Asigne un valor arbitrario a la literal que más se repita en las ecuaciones algebraicas. En nuestro caso es la literal b, y le asignaremos el valor de 2 . e) Resuelva las ecuaciones algebraicas generadas por cualquier procedimiento: igualación, eliminación o sustitución. Si b = 2 y según la ecuación 2; b = 2e , entonces e = 1

Química cuantitativa I

114

En la ecuación 3: b = 2c + d en ella, se desconoce el valor de c y d, por tanto se despeja una de estas literales: d = b - 2c

(ecuación 5)

En la ecuación 4: 3b = 6c + d + e sustituimos el valor de d (dada por la ecuación 5) 3b = 6c + d + e 3b = 6c + (b-2c) + e 3b = 6c + b -2c + e 3b = 4c + b + e Sustituímos los valores de b y e. 3(2) = 4c + 2 + 1 6 = 4c + 3 6 - 3 = 4c 3 = 4c c= 3 4 c = 0.75 3 En la ecuación 1: a = c por tanto, a = 4 a = 0.75 En la ecuación 5: d = b - 2c al sustituir los valores de b y c , tenemos: d = 2 - 2(3/4) d = 2 - 6/4 d = 2 - 1.5 d = 0.5 f) Los valores obtenidos para cada literal deben ser números enteros, ya que estos serán los coeficientes que se coloquen en cada fórmula de la ecuación química. Si los valores obtenidos son números fraccionarios, deberás multiplicarlos por su mínimo común múltiplo para obtener números enteros. En nuestro caso es el valor de 4. a = 0.75 x 4 = 3 b=2

x 4=8

c = 0.75 x 4 = 3 d = 0.5 x 4 = 2 e=1 x 4=4 La ecuación química ha quedado balanceada:

Reacciones y ecuaciones químicas

115

Actividad 3.7 En forma individual o colaborativa balancea por el método algebraico las siguientes ecuaciones químicas y da nombre a cada una de las sustancias que participan. a)

b)

c)

d)

e)

f)

g)

h)

i)

j)

Química cuantitativa I

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Tipos de reacciones químicas Actividad 3.8 Explorando las ideas sobre enlace químico. En forma individual o colaborativa contesta las siguientes preguntas.

1. En una reacción química ... a) Siempre se desprende energía. b) Siempre se requiere de energía para que se lleve a cabo. c) Siempre hay un intercambio de energía entre el sistema y los alrededores.

2. En una reacción química ... a) Se forman nuevas sustancias. b) No se forman nuevas sustancias. c) Las sustancias sólo cambian de estado físico.

3. Si una sustancia pierde masa, aumenta o disminuye su volumen y cambia de color al calentarla, se dice que en ella se experimentó ... a) Un cambio físico b) Un cambio químico c) Ambos cambios

4. Si disolvemos azúcar en agua, se forma una disolución azucarada, ¿cómo clasificarías este cambio? a) Un cambio físico b) Un cambio químico c) Ambos cambios

5. ¿Qué ocurre con la cantidad de masa, en una reacción química? a) Aumenta b) Disminuye c) Permanece constante

117

Reacciones y ecuaciones químicas

Para facilitar la comprensión y explicación de los cambios o transformaciones químicas, las reacciones se han clasificado para su estudio en: a. Reacciones endotérmicas y exotérmicas b. Reacciones de síntesis o combinación directa c. Reacciones de descomposición o de análisis d. Reacciones de desplazamiento o sustitución simple e. Reacciones de doble desplazamiento o sustitución doble f. Reacciones de óxido-reducción

a ) Reacciones endotérmicas y exotérmicas En una reacción química siempre hay un intercambio de energía entre el sistema y los alrededores, algunas veces liberando y en otras absorbiendo energía. Esto nos lleva a clasificarlas como reacciones endotérmicas y exotérmicas según corresponda. Las reacciones endotérmicas necesitan de la aplicación de alguna forma de energía para que se efectúen (calorífica, eléctrica o luminosa). En caso de aplicar algún tipo de energía se debe indicar en la parte superior de la flecha horizontal.

Conozca más ...sobre reacciones endotérmicas A continuación se muestra una reacción endotérmica que se presenta al reaccionar el cloruro de cobalto(II) y el cloruro de tionilo.

Cloruro de cobalto (II), antes de añadir cloruro de tionilo.

Cloruro de cobalto (II), 7 minutos después de añadir cloruro de tionilo.

El tubo de ensayo contiene 4 g de cloruro de cobalto (II), de color violeta. Con un sensor de temperatura, se mide la temperatura inicial en el tubo de ensayo. En nuestro caso registra una temperatura de 21.9 °C.

Al tubo de ensayo se le adicionan 20 mL de cloruro de tionilo. En 7 minutos la temperatura disminuye hasta 5.9°C. Se desprende gas y el color cambia de color violeta a azul.

Química cuantitativa I

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Color violeta

Color azul

El agua de hidratación del cloruro de cobalto (II), reacciona con el cloruro de tionilo y produce ácido clorhídrico y dióxido de azufre. La reacción es endotérmica, es decir, toma lugar al absorber energía calorífica del ambiente (la temperatura disminuye). La entalpía de reacción o ÄH0 es positivo. Sin embargo, la reacción ocurre espontáneamente dada la gran cantidad de productos generadores de gases y por tanto, el desorden del sistema se incrementa. El cloruro de cobalto (II), es utilizado en el llamado “gel azul” (sílica gel azul). El cambio de color de azul a violeta indica que el poder desecante de la sílica gel se ha agotado y por tanto, debe ser renovado. Precauciones de seguridad: Dado que se produce cloruro de hidrógeno, la reacciones con cloruro de tionilo deben ser realizadas en una campana para gases. Los posibles residuos pueden ser desechados de manera segura al añadir hielo. Tomado y adaptado de www2.uni-siegen.de/.../spanish/v41-2.html

En cambio, las reacciones exotérmicas, al efectuarse van acompañadas de la liberación de gran cantidad de energía en forma de calor y en ocasiones en forma de luz. El calor generado en este tipo de reacción es un producto y por tanto, se sugiere escribirlo al lado derecho de la ecuación, ya sea, con la palabra calor o con el símbolo ÄH0. Por ejemplo:

Algunas reacciones exotérmicas, no se llevan a cabo por sí solas a temperatura ordinaria, por lo que se requiere aplicar una cantidad de energía para iniciar la reacción (en forma de chispa, luz, flama, etc.). A esta cantidad de energía que se aplica al inicio, se le denomina energía de activación. Conozca más ...sobre reacciones exotérmicas: Reacción de deshidratación del azúcar por el ácido sulfúrico. Precauciones de seguridad: Dado que se desprenden vapores de ácido sulfurico, esta reacción debe ser efectuada en una campana para gases o al aire libre.

H2SO4 Azúcar

Se colocan 20 gramos de azúcar en un vaso de precipitado de 250 ML. Se le adicionan 10 mL de ácido sulfúrico concentrado.

El azúcar se convierte en un residuo negro de carbón, mientras que el agua se desprende en forma de vapor.

Tomado y adaptado de

http://www.ebrisa.com/ portalc/ShowArticle.do? source=S&id=497418

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Reacciones y ecuaciones químicas

Reacciones de síntesis o combinación directa A este tipo de reacción también se le conoce como de adición, porque en ella los átomos se reagrupan para formar un sólo producto. Tipo de reacción en la que dos o más sustancias (elementos o compuestos) se combinan para formar un sólo producto, con propiedades diferentes. Las reacciones de este tipo se pueden representar por la ecuación general: A + B

C

A este tipo de reacción pertenece la formación de funciones químicas como los óxidos, hidróxidos, ácidos, sales haloideas e hidruros. Ejemplos: Sal haloidea Óxido básico Hidróxido Hidrácido Oxiácido Hidruro metálico Hidruro no metálico Óxido ácido Óxisal

Actividad 3.9 En forma individual o colaborativa completa y balancea cada una de las siguientes ecuaciones que representan reacciones de síntesis y nombra a todas las sustancias que participen como reactivos o productos. a) b)

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Química cuantitativa I

c)

d)

e)

f)

g) h)

i)

j)

Conozca más... sobre la contaminación del aire La contaminación del aire hace referencia a la alteración de la atmósfera terrestre por la emisión de sustancias tóxicas (gases, sólidas o líquidas)en cantidades diferentes a las presentes de manera natural. Los contaminantes producen efectos perjudiciales sobre la flora y la fauna. En la salud humana pueden ocasionar cáncer, malformaciones congénitas, daños cerebrales y trastornos del sistema nervioso, así como lesiones pulmonares y de las vías respiratorias. La contaminación del aire es un problema ambiental que ha provocado daños en la capa de ozono y el deterioro de edificios, monumentos, estatuas y otras estructuras. Pero además, ha provocado el calentamiento global del planeta (efecto invernadero), todo esto debido al aumento en la emisión de gases contaminantes por la quema de combustibles fósiles, como el dióxido y monóxido de carbono (CO2 y CO), óxidos de nitrógeno y azufre, metano, cloro e hidrocarburos no quemados. ¿Pero, todos somos responsables? Todos tenemos una cuota de responsabilidad, por pequeña que ésta sea. En diciembre de 1997, 130 países industrializados se comprometieron bajo el auspicio de la ONU, en la ciudad de Kioto a ejecutar un conjunto de medidas para reducir los gases de efecto invernadero. El objetivo principal es disminuir el cambio climático de origen antropogénico. Según las cifras de la ONU, se prevee que la temperatura media de la superficie del planeta aumente entre 1.4 y 5.8 °C de aquí a 2100, a pesar que los inviernos son más fríos y violentos. Esto se conoce como calentamiento global.

Reacciones y ecuaciones químicas

121

El compromiso es el de reducir en un 5.2% las emisiones contaminantes entre 2008 y 2012. El acuerdo entró en vigor el 16 de febrero de 2005, pero Estados Unidos, uno de los mayores productores de CO2 en el mundo, se niega a ratificar este acuerdo. Una de las razones, es que manifiestan que el CO2 que producen se consume por la fotosíntesis de los bosques de Alaska y otras zonas de su país y la otra que consideran que la aplicación del Protocolo de Kioto es ineficiente e injusta al involucrar sólo a los países industrializados y excluir de las restricciones a algunos de los mayores emisores de gases en vías de desarrollo (China e India en particular), lo cual considera que perjudicaría gravemente la economía estadounidense. ¿Cómo la ves? ¿tú que opinas? ¿Sómos los ciudadanos comunes los responsables del cambio climático? ¿Qué acciones debemos realizar para contribuir a disminuir los efectos del cambio climático?

La lluvia ácida ...un producto de reacciones de síntesis El agua de lluvia es ligeramente ácida por naturaleza, dado que al estar en contacto con el dióxido de carbono de la atmósfera, se forman pequeñas cantidades de ácido carbónico, y ésta tiene un pH de 5.6.

Sin embargo, en los últimos años se han detectado lluvias más ácidas de lo normal, es decir con pH menores de 5. Esto se debe a la emisión de dióxido de carbono y óxidos de azufre y nitrógeno. El CO2 se produce en incendios, en autos, en industrias, etc. Los óxidos de azufre se emiten de manera natural en volcanes, en la industria metalúrgica y quema de combustibles. Los óxidos de nitrógeno se forman de manera natural en descargas eléctricas y en la combustión de gasolinas. Estos óxidos al reaccionar con el vapor de agua de la atmósfera, forman el ácido sulfúrico y el ácido nítrico.

Química cuantitativa I

122 Efectos de la lluvia ácida

La lluvia ácida es perjudicial para la flora y la fauna. Dificulta el desarrollo de vida acuática en lagos, ríos y mares. Afecta directamente a la vegetación, provocando deforestación e infertilidad en la corteza terrestre.

Provoca daños materiales por su carácter corrosivo a las construcciones y las infraestructuras, pero principalmente a monumentos y edificaciones construidas con mármol o caliza.

¿Qué acciones debemos realizar para contribuir a disminuir los efectos de la lluvia ácida?

Reacciones de descomposición A las reacciones de descomposición también se les conoce como reacciones de análisis, por que en el análisis químico para estudiar la composición química de un material o muestra se necesita descomponer el todo en sus partes.

La palabra análisis proviene del latín (ana= de abajo hacia arriba y lisis= romper, desmembrar, destruir).

Este tipo de reacción se presenta cuando una sola sustancia por aplicación de alguna forma de energia (calorífica, luminosa, eléctrica, etc.), se descompone o se separa en sus componentes en dos o más sustancias distintas.

123

Reacciones y ecuaciones químicas

El reactivo suele ser por lo general un compuesto y los productos generados en la descomposición pueden ser: elementos o compuestos. Las reacciones de descomposición son opuestas a las reacciones de combinación.

Las reacciones de este tipo se pueden representar por la ecuación general: AB

ENERGÍA

Compuesto

A + B Elementos o compuestos

Predecir los productos de una reacción de descomposición no es nada fácil, porque se requiere tener una comprensión de cada reacción específica. A este tipo de reacción pertenece la descomposición de óxidos metálicos, oxisales haloideas y otros compuestos oxigenados como el agua y el agua oxigenada. En general los óxidos metálicos al descomponerse liberan oxígeno molecular, sin embargo, existen óxidos que se descomponen en óxidos de menor número de oxidación. Algunas oxisales como carbonatos y bicarbonatos se descomponen liberando CO2. Los cloratos y nitratos se descomponen por acción del calor en otros compuestos más el oxígeno molecular. Ejemplos

Química cuantitativa I

124

¿Sabias que…una reacción de descomposición, puede salvar nuestra vida? En la actualidad los automóviles modernos cuentan con bolsas de aire (en inglés, airbags) que nos protegen al momento del impacto, ya que éstas, se inflan rápidamente y ayudan a prevenir lesiones en accidentes automovilísticos.

¿Cómo funcionan? La forma en la que funcionan es muy simple, constan de tres partes: la bolsa, el sensor y el sistema de inflado. La bolsa de nylon lubricada con almidón o talco, se guarda en el volante, el sensor se instala en el exterior del automóvil y le indica a la computadora cuándo inflar la bolsa (usualmente cuando haya un golpe igual a topar de frente con una pared sólida a 20 km/h). ¿Cuando se da el inflado? El sensor emite una señal eléctrica y ésta genera una reacción química de descomposición del azida de sodio, NaN3.

Esta reacción es exotérmica y muy rápida. Esto provoca la liberación de nitrógeno, el cual infla la bolsa a un velocidad equivalente a 300 km/h. El llenado se produce en tan solo 50 milisegundos, aproximadamente. Tras la dilatación inicial, el gas de nitrógeno caliente, se enfría y la bolsa se desinfla parcialmente, liberando al pasajero. Aproximadamente 130 g de azida de sodio generará 67 litros de nitrógeno gaseoso, lo suficiente para inflar la bolsa de aire del automóvil y salvar nuestra vida. El ion azida es una sustancia sólida de color blanca, que se descompone por acción del calor en sodio y nitrógeno. + Na N

-

N

+

N

-

Tomado de: http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap6/bolsasdeaire.doc http://www.esmas.com/deportes/automovil/281597.html

125

Reacciones y ecuaciones químicas

Actividad 3.10 En forma individual o colaborativa balancea cada una de las siguientes ecuaciones que representan reacciones de descomposición y da nombre a cada una de las sustancias que participan. a)

b)

c) Perclorato de sodio

Cloruro de sodio + Oxígeno

d)

e) Carbonato de magnesio

f)

g)

h)

i)

j)

Óxido de magnesio + Bióxido de carbono

Química cuantitativa I

126

Reacciones de sustitución simple Se les conoce como reacciones de desplazamiento simple, porque en ellas, un elemento más activo químicamente reacciona desplazando o sustituyendo a otro elemento que se encuentra formando parte de un compuesto. Las reacciones de este tipo se ajustan a una ecuación general:

A + BC

B + AC

Un metal sustituye a otro metal. Metal más activo

Metal menos activo

Un ejemplo de ello, es la reacción que se efectúa cuando se sumerge un alambre o lámina de cobre en una solución de nitrato de plata. Se forman cristales brillantes de plata, parecidos a agujas, en el alambre o lámina de cobre, debido a que en esta reacción, el cobre se oxida a iones Cu2+ y desplaza a los iones Ag+ del AgNO3. Los iones Ag+ se reducen a plata metálica.

Un no metal sustituye a otro no metal.

A + BC

C + BA

No metal No metal más menos activo activo

Un ejemplo de ello, es la reacción que se efectúa entre el cloro y el bromuro de potasio. En un tubo de ensayo se agregan 2 mL de una disolución de KBr (0.1M) y 1 mL de agua de cloro*, inmediatamente se observa un cambio de color, de incoloro a amarillo. Esto es un indicio de que el bromo ha sido despalzado por el cloro.

* A la disolución de cloro gaseoso en agua se le conoce comúnmente como agua de cloro. El cloro molecular se transforma en ion hipoclorito, ClO- y cloruro, Cl-.

127

Reacciones y ecuaciones químicas

Serie de actividad, electromotriz o electroquímica En cursos anteriores has tenido la oportunidad de analizar algunas propiedades de los elementos metálicos y no metálicos, pero un vistazo de nuevo a la tabla periódica te permitirá predecir que elemento puede ser capaz de desplazar a otro. En el laboratorio podrás comprobar experiementalmente tus hipótesis y establecer un orden de reactividad en metales y no metales. A ese orden se le conoce como serie de actividad, serie electromotriz o serie electroquímica.

Desplazan al hidrógeno del agua fría

Desplazan al hidrógeno del vapor del agua

Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

Desplazan al hidrógeno de los ácidos

Orden de reactividad

Serie de actividad de los metales más comunes en orden decreciente Esta serie de actividad de los metales , indica el orden o la tendencia a reducir espontáneamente a los iones de cualquier otro metal ubicado por debajo de su posición. El orden nos muestra además, la facilidad con la que un metal puede desplazar o sustituir al hidrógeno de un ácido o del agua. Las diferencias de reactividad están relacionadas con la tendencia a ceder o perder electrones para formar cationes. Los metales que están más arriba en la serie electromotriz, se oxidan con más facilidad que los metales que aparecen más abajo en la misma serie.

Serie de actividad de los no metales más comunes en orden decreciente El orden de reactividad de los no metales se muestra a continuación y en él se puede apreciar que los halógenos se pueden ordenar en otra serie de actividad.

F2 > Cl2 > Br2 > I2

F O Cl Br I S P Se N B C Si

Química cuantitativa I

128 Ejemplos de reacciones de sustitución simple a) b) c) d) e) f)

Actividad 3.11 En forma individual o colaborativa constesta las siguientes preguntas utilizando la serie de actividad de metales y no metales. a) ¿Puede el magnesio reaccionar con el ácido clorhídrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.

b) ¿Puede el mercurio reaccionar con el ácido nítrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.

c) ¿Puede la plata desplazar al zinc en una disolución que contenga iones Zn2+ ? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.

d) ¿Puede el cloro sustituir al yodo en una disolución de ácido yodhídrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.

e) ¿Puede el cloro desplazar al flúor en una disolución que contenga iones fluoruro, F-? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.

f) ¿Qué podría esperar que ocurriese cuando el bromo, un líquido rojo, se mezcla con una solución incolora de NaCl?

g) ¿Puede el Cu sustituir al hidrógeno del ácido clorhídrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.

Reacciones y ecuaciones químicas

129

Actividad 3.12 En forma individual o colaborativa completa y balancea cada una de las siguientes ecuaciones que representan posibles reacciones de sustitución simple y da nombre a cada una de las sustancias que participan. a)

b)

c)

d)

e)

f)

g)

h)

i)

j)

Química cuantitativa I

130

Reacciones de sustitución doble A este tipo de reacciones también se les conoce como de doble desplazamiento o metátesis. Estas reacciones se caracterizan porque, dos compuestos reaccionan entre sí, para producir dos compuestos distintos a los iniciales.

¿Sabías qué... la palabra metátesis se deriva del griego y significa transposición o cambio de lugar?

En este tipo de reacción hay un intercambio de partículas positivas y negativas; atrayéndose por diferencia de carga entre ellas. Las partículas que participan pueden ser iones monoatómicos o poliatómicos (radicales). La ecuación general de este tipo de reacción es:

A+B-

+

D+C-

A+C-

+

D+B

En muchas de las reacciones de doble sustitución existe desprendimiento de calor, producción de algún gas o bién, la formación de un precipitado insoluble. Para predecir si se formará un precipitado es necesario considerar algunos datos sobre la solubilidad de los compuestos iónicos en agua a 25oC, como se observa en la siguiente tabla: Tabla 3.1 Reglas de solubilidad 1. Todos los compuestos de los metales alcalinos (grupo I A) son solubles en el agua. 2. Todos los compuestos de amonio (NH4+) son solubles en agua. 3. Todos los compuestos que contienen nitrato (NO3-), clorato (ClO3-) y perclorato (ClO4-) son solubles en agua. 4. La mayoría de los hidróxidos (OH-) son insolubles en agua; las excepciones son los hidróxidos de los metales alcalinos y el hidróxido de bario: Ba(OH)2 . 5. La mayoría de los compuestos que contienen cloruros (Cl-), bromuros (Br-) y yoduros (I-) son solubles en agua, con excepción de aquellos que contienen Ag+ , Hg 2+ y Pb2+. 6. Todos los carbonatos (CO32 -), fosfatos (PO43 -) y sulfuros, (S2 -) son insolubles, excepto los compuestos con metales alcalinos (grupo I A) y del ion amonio (NH4+). 7. La mayoría de los sulfatos (SO42 -) son solubles en agua. El sulfato de calcio (CaSO4) y el sulfato de plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. Los sulfatos de bario (BaSO4), sulfato de mercurio (II) (HgSO4) y el sulfato de plomo (PbSO4)son insolubles. Las reacciones que caen dentro de este tipo, son las siguientes:reacciones de neutralización (ácido y base), reacción entre dos sales, una oxisal y un ácido, una sal y una base, etc. a) Reacción de neutralización (ácido y base)

Reacciones y ecuaciones químicas

131

b) Reacción entre dos sales

c) Reacción entre una sal y una base

d) Reacción entre un oxisal y un ácido

e) Reacción entre un óxido básico y un ácido

Actividad 3.13 En forma individual o colaborativa completa y balancea cada una de las siguientes ecuaciones que representan posibles reacciones de doble sustitución y da nombre a cada una de las sustancias que participan. a)

b)

c)

d)

Química cuantitativa I

132 e)

f)

g)

h)

i)

j)

Actividad 3.14 Compruébalo tú mismo.

Propósitos a) Realizar diferentes reacciones químicas e identificar el tipo de reacción al que corresponde cada una de ellas. b) Propiciar el espíritu investigativo y el trabajo cooperativo. ¿Qué se necesita? Materiales Gradilla Tubos de ensayo Soporte universal con aro Malla con asbesto Mechero de Bunsen Cápsula de porcelana Agitador de vidrio Matraz Erlenmeyer

Sustancias Zinc en polvo y en granalla Azufre en polvo HCl concentrado HgO Disolución de Ba(OH)2 Disolución de Na2CO3

133

Reacciones y ecuaciones químicas

¿Cómo lo vamos a hacer? Actividad 1 Identifica las propiedades físicas del zinc y el azufre. Propiedades físicas del azufre

Propiedades físicas del zinc

En una cápsula de porcelana agregar 0.5 g de zinc en polvo y 0.5 g de azufre en polvo, mezclar con la ayuda de un agitador. Coloca la cápsula sobre la malla de alambre con asbesto,se calienta la mezcla sin agitar, hasta que termine la reacción química, lo cual se manifiesta mediante la formación de un polvo gris. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de representación?

c) ¿Qué compuesto se formó?

d) Menciona a qué tipo de reacción corresponde.

g) Elabora un reporte de tu actividad.

Zinc

Azufre

Química cuantitativa I

134 Actividad 2 Identifica las propiedades físicas del óxido de mercurio (II). Propiedades físicas del óxido de mercurio (II)

Coloca en un tubo de ensayo 0.5 g de óxido de mercurio (II), y con la ayuda de unas pinzas para tubo de ensayo procede a calentar el tubo durante un tiempo de 5 a 10 minutos. Transcurridos los primeros 5 minutos, coloca una astilla de madera con un punto de ignición en la boca del tubo. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

b) ¿Cómo interpretas los cambios desde los tres niveles de representación?

c) ¿Qué sustancias se formaron?

d) Identifica a qué tipo de reacción corresponde.

e) Elabora un reporte de tu actividad.

Actividad 3 En un matraz Erlenmeyer que contiene ácido clorhídrico concentrado, añade de 2 a 3 granallas de zinc. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

Reacciones y ecuaciones químicas

135

b) ¿Qué le sucedió a la granalla de zinc a nivel macroscópico al estar en contacto con el ácido?

c) ¿Qué elemento químico se desprende durante la reacción? d) ¿Qué compuesto químico se produce y cómo puedes evidenciar su presencia?

e) Escribe y balancea por tanteo la ecuación de la reacción efectuada.

f) Identifica a qué tipo de reacción corresponde.

g) Elabora un reporte de tu actividad. Actividad 4 En un tubo de ensayo combina 2 mL de la disolución de carbonato de sodio con 2 mL de hidróxido de bario. Deja reposar. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

b) Describe los cambios efectuados a nivel submicroscópico en la reacción anterior y represéntalos de manera simbólica.

c) ¿Qué sustancias se formaron?

d) Identifica a qué tipo de reacción corresponde.

e) Elabora el reporte de la actividad.

Química cuantitativa I

136

3.3 Reacciones de óxido-reducción y balanceo de ecuaciones En la vida diaria se presentan diversos fenómenos asociados a los procesos de oxido-reducción como son la corrosión, la combustión, la respiración, el cocinar, el uso de agentes blanqueadores por mencionar algunos. En la extracción de un metal a partir de sus minerales, se lleva a cabo un proceso de reducción. En cambio en la corrosión de los metales, se da un proceso de oxidación. Reducción: Oxidación: En la combustión completa del gas butano se da un proceso oxidativo, en el cual el combustible se transforma en dióxido de carbono, agua, y energía luminosa y calorífica.

En la respiración de los seres vivos se llevan a cabo procesos de oxidación, los cuáles se efectúan en las células, donde se obtiene la energía necesaria para realizar el metabolismo. En un proceso inverso(reducción), las plantas verdes durante la fotosíntesis, utilizan la energía solar para producir carbohidratos a partir de CO2 y agua. Fotosíntesis Energía solar

Respiración

¿Sabías qué... la oxidación biológica que realizan las plantas y los animales produce bióxido de carbono y agua que se liberan hacia la atmósfera y la hidrósfera? Es interesante observar que mediante la fotosíntesis, las plantas del mar y de la tierra producen 1.3 x 1011 toneladas de oxígeno cada año aproximadamente. Sin embargo, esta misma cantidad de oxígeno es utilizada en el proceso de respiración por los animales, bacterias y plantas. De tal forma, que el oxígeno atmosférico se mantiene en equilibrio. ¿Sabías qué...las actividades humanas añaden 2.5 x 1010 toneladas de bióxido de carbono a la atmósfera cada año? De esa cantidad cerca de 1.5 x 1010 toneladas son fijadas por las plantas, los suelos y los océanos. El resto, 1 x 1010 toneladas, se está adicionando cada año, lo que ocasiona un aumento en la concentración del bióxido de carbono, a razón de una parte por millón al año. Lo anterior explica, el por qué del calentamiento global del planeta.

Reacciones y ecuaciones químicas

137

Conceptos de oxidación, reducción, agente oxidante y reductor Históricamente el término oxidación se relacionaba sólo con los procesos donde se combinan las sustancias con el oxígeno (ganancia de oxígeno) y a la reducción como un proceso de pérdida de oxígeno. Sin embargo, los químicos se dieron cuenta que existían procesos donde a pesar de no participar el oxígeno se presentaba la oxidación. Un ejemplo de ello, son las reacciones con el cloro, el bromo y otros no metales activos. Esto llevó a conceptualizar a la oxidación como la pérdida de hidrógeno, y a la reducción como un proceso donde se daba la ganancia de hidrógeno. Actualmente los conceptos de oxidación y reducción se asocian con la pérdida y ganancia de electrones, respectivamente. Puesto que la reducción y la oxidación son procesos químicos opuestos y simultáneos, donde no puede existir uno sin el otro, es conveniente relacionar estos conceptos.

Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de pérdida y ganancia de electrones, se aplican a la formación de compuestos iónicos. Sin embargo, estas definiciones en términos de transferencia de electrones, no se aplican a la formación de compuestos covalentes. Para eliminar este tipo de indefiniciones, los químicos introdujeron el concepto de número de oxidación. Para compuestos iónicos, el número de oxidación corresponde a la carga del ion. Para un compuesto covalente, los números de oxidación son asignados de tal forma que la parte más electronegativa tiene un número de oxidación negativo y la parte más positiva (menos electronegativa) tiene un número de oxidación positivo. El número de oxidación (también llamado estado de oxidación) es un número entero, positivo o negativo, que se asigna a cada elemento presente en un compuesto y se refiere, al número de cargas aparentes que tendría un átomo en una molécula (o compuesto iónico), si los electrones fueran transferidos completamente. Por tanto, las reacciones redox se pueden definir en forma más general, en términos de cambio en el número de oxidación. Se dice que un elemento se oxida, si aumenta su número de oxidación en una reacción. Si el número de oxidación de un elemento disminuye, se dice que se reduce.

Química cuantitativa I

138

En resumen, podemos decir que la oxidación puede definirse ya sea como un aumento en el número de oxidación o como una pérdida de electrones, y la reducción como una disminución en el número de oxidación o ganancia de electrones. En una reacción de oxidación-reducción, la sustancia que se oxida se denomina agente reductor, puesto que ésta causa la reducción de la otra. De igual modo, la sustancia que se reduce, causa la oxidación de la otra y se denomina agente oxidante.

Concepto

Cambio en electrones

Cambio en el número de oxidación

Oxidación

Pérdida

Aumento

Reducción

Ganancia

Disminución

Gana

Disminuye

Pierde

Aumenta

Agente oxidante (sustancia que se reduce) Agente reductor (sustancia que se oxida)

Para determinar cuantos electrones se pierden cuando el elemento se oxida y cuantos electrones se ganan si el elemento se reduce, se utiliza la recta redox. Para utilizar la recta redox, nos ubicamos en el estado de oxidación inicial del elemento, y al desplazarnos hacia su nuevo estado de oxidación, se cuentan los espacios numéricos que existen entre los dos estados de oxidación del elemento oxidado o reducido.

Ejemplos +3

Ni

Cu

+1

+2

Ni

Cu

+2

+5

Cl20

Cl

S+6

S

-2

se redujo en 1 se oxidó en 1 se oxidó en 5 se redujo en 8

139

Reacciones y ecuaciones químicas

Reglas generales para la asignación de los números de oxidación Las siguientes reglas ayudan a asignar los números de oxidación de la mayoría de los elementos químicos en los compuestos más comunes. Si estas reglas no cubren a todos los elementos, se recomienda utilizar los conocimientos sobre tabla periódica, para determinar el número de oxidación del elemento desconocido. 1. El número de oxidación de cualquier elemento libre o en su forma molecular, es siempre cero. Al0, Fe0, Na0, P40, S80, I20, Br20, Cl20, F20, O20, N20, H20 Para tener presente, qué elementos existen en la naturaleza en forma diatómica, podemos utilizar el siguiente ejercicio mnemotécnico: Invierno Brumoso y Clima Frío, Ocasiona Nacimiento de Hongos. I2 Br2 Cl2 F2 O2 N2 H2 2. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico, es igual a su carga, así: Li+ es +1 Ba2+ es +2

Al3+ es +3 Ca2+ es +2

3. El número de oxidación del oxígeno, en la mayoría de los compuestos, es -2, excepto en los peróxidos donde es -1, y en la combinación con el flúor, es +2. +1 -2

+1 -1

+2 -1

H2O

Na2O2

OF2

4. El hidrógeno en la mayoría de sus compuestos presenta número de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos donde participa con -1. +1 -1

+1 -1

+2 -1

HCl

NaH

CaH2

5. Los elementos que presentan un sólo número de oxidación cuando se combinan son: los metales alcalinos, grupo IA (1) y la plata del grupo IB (11), que tienen un número de oxidación +1; los metales alcalinotérreos, grupo IIA (2), el zinc y el cadmio del grupo IIB (12), que presentan número de oxidación +2; y el aluminio del grupo IIIA (13) que utiliza número de oxidación +3. Li+1 Na+1 K+1 Rb+1 Cs+1 Ag+1 Be+2 Mg+2 Ca+2 Sr+2 Ba+2 Ra+2 Zn+2 Cd+2 Al+3

Química cuantitativa I

140

6. Los elementos del grupo VIIA (17), denominados halógenos presentan un número de oxidación de -1 cuando se unen a los metales y al hidrógeno. Asimismo los elementos no metálicos del grupo VIA (16) al combinarse con los metales y el hidrógeno, presentan número de oxidación -2. +1 -1

+2 -1

+1 -1

+2 -1

+1 -1

NaF

ZnCl 2

HBr

PbI 2

HCl

+4 -2

+1 -2

+1 -2

+1

K 2S

Ag 2 Se

-2

+2

-2

CdTe

PbS 2

H 2S

7. En un ion poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos integrantes, debe ser igual a la carga neta del ion. CO32-

NO31-

+4 -2

+5 -2

(CO3)2-

(NO3)1-

(+4) + 3 (-2) = -2

(+5) + 3 (-2) = -1

8. En un compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que lo integran debe ser cero. +2 +4 -2

+1 +6 -2

Ca C O3

H2 S O4

(+2) + (+4) + 3 (-2) = 0

2 (+1) + (+6) + 4 (-2) = 0

Números de oxidación de algunos elementos representativos H+1 Be+2 B+3 Li+1 Mg+2 Al+3 Na+1 Ca+2 K+1

C+2,+4 N+1,+3,+5,-3 O-2 Si+2,+4 P+1,+3,+5,-3 S+2,+4,+6,-2 Sn+2,+4 As+1,+3,+5,-3 Pb+2,+4

F-1 Cl+1,+3,+5,+7,-1 Br+1,+3,+5,+7,-1 I +1,+3,+5,+7,-1

El número de oxidación máximo que puede tener un elemento representativo es el número de su grupo en la tabla periódica.

Números de oxidación de algunos elementos de transición Cr +2,+3,+4,+5,+6 Fe+2,+3 Mn+2,+3,+4,+6,+7 Co+2,+3 Ni+2,+3

Cu+1,+2 Pd+2,+4 Hg+1,+2 Pt+2,+4

Cd+2 Au+1,+3 Zn+2 Ag+1

Los estados de oxidación más estables se indican con color azul.

141

Reacciones y ecuaciones químicas

Actividad 3.15 En forma individual o colaborativa determina el estado de oxidación de los elementos que constituyen un compuesto o grupo poliatómico. a) H3PO4

b) Na2O

c) CaSO4

d) Cl2O5

e) Li2CO3

f) H BrO4

g) Mg (OH)2

h) NaNO3

3-

j) NO2-

i) PO4

k) As O4

3-

2-

l) CO3

Actividad 3.16 En forma individual o colaborativa determina en una reacción química, qué elementos se oxidan o se reducen e identifica al agente oxidante y al reductor.

a) Reacción entre el aluminio y el acido sulfúrico:

Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________ Agente oxidante

________________ Agente reductor

________________

b) Reacción entre el zinc y el acido clorhídrico:

Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________ Agente oxidante

________________ Agente reductor

________________

c) Reacción entre el nitrógeno y hidrógeno:

Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________ Agente oxidante

________________ Agente reductor

________________

Química cuantitativa I

142

Balanceo de ecuaciones por el método de reducción-oxidación (redox) Ejemplo 1 Para balancear ecuaciones por este método, es necesario seguir ciertas reglas. a) Se escribe la ecuación de la reacción.

b) Se asigna el número de oxidación a cada elemento que interviene en la reacción. Se anota en la parte superior del símbolo de cada elemento en cada fórmula. 0

+3 -1

+1 -1

0

c) Se determina qué elementos experimentaron cambio en su número de oxidación. Una forma de expresar esto, es trazando una flecha que una a los elementos que se oxidan y se reducen desde los reactivos hasta los productos, indicando encima de la flecha el aumento o disminución del número de oxidación. Se oxidó en 1 0

+3 -1

+1 -1

0

Se redujo en 3

d) Los valores encontrados se anotan debajo de las fórmulas donde aparecen los elementos oxidados y reducidos; en el miembro de la ecuación que contenga el mayor número de átomos. 1

3

e) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente. 1x1=1

3x1=3

f) Los números resultantes se cruzan entre sí y se escriben como coeficientes. 3 1 3 * El coeficiente 1 no se escribe. g) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo. 3 La ecuación química ha quedado balanceada.

3

143

Reacciones y ecuaciones químicas

Ejemplo 2 Balancear por redox la siguiente ecuación

a) Sobre cada elemento, se anota su número de oxidación. +1 +5 -2

0

+1 +5 -2

+4 -2

+1 -2

b) Se determina qué elementos sufren oxidación y reducción. Se redujo en 1 +1 +5 -2

0

+1 +5 -2

+4 -2

+1 -2

Se oxidó en 1

c) Los valores encontrados se anotan debajo de dichos elementos, en los reactivos. 1

1

d) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente. 1x1=1

1x1=1

e) Se cruzan dichos números entre sí y se anotan como coeficientes. Como el coeficiente es 1 no se escribe.

f) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo. 2 La ecuación química ha quedado balanceada.

Ejemplo 3 Balancear por redox la siguiente ecuación

a) Sobre cada elemento, se anota su número de oxidación. +2 -2

-3 +1

0

0

+1 -2

Química cuantitativa I

144 b) Se determina qué elementos sufren oxidación y reducción. Se redujo en 2 +2 -2

-3 +1

0

0

+1 -2

Se oxidó en 3

c) Los valores encontrados se anotan debajo de dichos elementos, en los productos, pues en ellos se encuentra el mayor número de átomos.

2

3

d) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente.

2x1=2

3x2=6

*Como ambos números (2 y 6) son múltiplos de 2, se reducen a 1 y 3. e) Se cruzan entre sí los valores encontrados y se anotan como coeficientes. El coeficiente 1, no se escribe. 1

3

3 f) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo. 3

2

3

3

La ecuación química ha quedado balanceada. ¿Sabías qué ... la corrosión es una reacción química que tiene un gran impacto económico y social? La corrosión es un fenómeno químico que puede provocar la inhabilitación total de plantas industriales y de generación de energía eléctrica. Ésta es precisamente, una de las muchas consecuencias indirectas que conllevarían a graves efectos económicos y sociales. La corrosión puede causar accidentes, fuego, explosión, fuga de productos tóxicos, colapso de construcciones, entre muchas otras. Representa además un costo económico importante, ya que se calcula que en pocos segundos 5 toneladas de acero en el mundo se convierten en herrumbre. En general la corrosión tiene un costo mundial no menor al 2% del producto interno bruto. La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación. En nuestro caso el hierro, Fe0, al perder electrones, se oxida a hierro (II), Fe2+.

Reacciones y ecuaciones químicas

145

Actividad 3.17 En forma individual o colaborativa balancea por redox las siguientes ecuaciones. a)

b)

c)

d)

146 e)

f)

g)

h)

i)

Química cuantitativa I

Reacciones y ecuaciones químicas

j)

k)

l)

m)

n)

147

Química cuantitativa I

148

Actividad 3.18 Compruébalo tú mismo.

Propósitos a) Realizar reacciones de óxido reducción, plantear sus ecuaciones químicas y balancearlas por el método de «redox». b) Promover el trabajo cooperativo ¿Qué se necesita? Materiales Gradilla 3 Tubos de ensayo Pipeta graduada 2 Frascos goteros

Sustancias Agua oxigenada al 30% Disolución saturada de KI Ácido sulfúrico concentrado Disolución saturada de KMnO4

¿Cómo lo vamos a hacer? Numera los tubos del 1 al 3 y agrega un mililitro de agua oxigenada en cada uno de ellos. Luego añade 3 gotas de disolución saturada de yoduro de potasio al tubo 1. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

Añade 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado y 3 gotas de disolución saturada de permanganato de potasio al tubo 2. b) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

Al tubo 3 sólo se le agregan 3 gotas de disolución saturada de permanganato de potasio. c) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

d) Las ecuaciones químicas que describen cada uno de estos procesos, se dan a continuación: balancéalas por el método de redox.

Reacciones y ecuaciones químicas

149

Ecuación química del tubo 1

Ecuación química del tubo 2

Ecuación química del tubo 3

e) En las ecuaciones anteriores, identifica que papel desempeña el agua oxigenada, ¿cómo agente oxidante o reductor?

f) ¿Qué diferencias macroscópicas y sub-microscópicas encuentras en las reacciones anteriores?

¿Qué recomendarías a tus compañeros acerca de los cuidados que se deben tener al efectuar estas reacciones en futuros experimentos?

150

Química cuantitativa I

3.4. Estequiometría de reacciones químicas Introducción El tema de estequiometría de reacciones tiene como propósito introducir al alumno en el conocimiento, comprensión y aplicación de las relaciones estequiométricas en forma teórica y experimental. Los químicos tienen en los cálculos estequiométricos una herramienta básica, es por eso que en la industria química o las relacionadas con ella, es importante conocer qué cantidad de reactivos son necesarios para poder obtener una determinada cantidad de producto. En la vida diaria abundan situaciones que pueden resolverse mediante una estrategia similar a la utilizada en la resolución de problemas estequiométricos. Los problemas teóricos que se plantean buscarán estar vinculados a la aplicación en la vida cotidiana, buscando con ello que el alumno valore el papel preponderante que tiene la química en la economía, la calidad de vida y el medio ambiente La palabra estequiometria se deriva de las palabras griegas stoicheion que significa principio o elemento y metron que significa medida. En otras palabras: Estequiometria es la rama de la química que se encarga de las relaciones cuantitativas de las sustancias (reactivos y productos) que participan en una reacción química.

La ley de la conservación de la masa es una de las leyes cuantitativas fundamentales en el desarrollo de la estequiometría.

Cálculos estequiométricos Para realizar cálculos estequiométricos en una ecuación química, se pueden seguir los siguientes pasos: a) Se lee con atención la situación problemática para identificar qué sustancias participan. b) Se escribe correctamente la ecuación química de la reacción involucrada y se balancea. c) Se identifican los datos que proporciona el problema y el dato que deberá obtenerse. d) Se establecen las relaciones estequiométricas, se realizan las operaciones y se obtiene el resultado. e) Siempre analiza tu resultado y pregúntate si éste es razonable o no.

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Reacciones y ecuaciones químicas

Recuerda que la cantidad de reactivos y productos en una reacción puede expresarse en masa, volumen o cantidad de sustancia. Sin embargo, para hacer cálculos en una ecuación química es más conveniente utilizar cantidad de sustancia, cuya unidad es el mol, que resulta la más adecuada para los cálculos estequiométricos. Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear una ecuación, nos permiten conocer el número de mol de productos que se obtienen a partir de cierta cantidad de mol de reactivos, o viceversa.

Cálculos masa-masa La relación entre la masa de un reactivo y la masa correspondiente de un producto es uno de los problemas más frecuentes en química. Existen varios métodos para resolver este tipo de problemas. Ejemplo: El oxigeno se puede obtener mediante la reacción de descomposición del clorato de potasio por acción del calor. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán a partir de la descomposición de 33 g de clorato de potasio? Existen varias formas de resolver este tipo de problemas, veamos algunos de ellas: a) Considera la siguiente ecuación balanceada:

b) Determina las masas molares de las sustancias involucradas. 1 mol de KClO3 = 122.55g 1 mol de O2 = 32 g c) Anota los datos, encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y establece la proporción. 2(122.55g) 33 g

X=

3(32 g) X

33 g de KClO3 x 96 g O2 245.1 g de KClO3

X = 12.925 g de O2

Química cuantitativa I

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2. Otra forma de resolver es la utilización de razones unitarias 33 g de KClO3 x

1 mol de KClO3

x

122.55 g KClO3

3 mol de O2

x

2 moles KClO3

32 g de O2 1 mol de O2

X=12.93 g de O2

Actividad 3.19 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas . a) Calcula la masa de oxígeno que reacciona con 10.0 g de carbono en la reacción de formación de dióxido de carbono.

b) El KClO3 se usa para fabricar cerillos y fuegos artificiales. En el laboratorio al calentarlo se obtiene oxígeno. ¿Cuántos gramos de O2 se pueden preparar a partir de 4.5 g de KClO3?

c) El propano C3H8 es un combustible común que se emplea como fuente de calor en el hogar. ¿Qué masa de O2 se consume en la combustión de 1.0 g de propano?

d) El amoníaco es un fertilizante que se obtiene haciendo reaccionar H2 y N2 gaseosos a alta temperatura y presión, ¿cuántos gramos de amoníaco se pueden obtener a partir de 60 g de hidrógeno?

e) Cuántos gramos de oxígeno se deben consumir para que la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno produzca 9 g de agua?

Reacciones y ecuaciones químicas

153

f) La fermentación de la glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono. La ecuación que representa dicho proceso es:

¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa?

g) Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente el compuesto de azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la reacción: ¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para obtener 20.0 g de nitrógeno gaseoso?

h) El carburo de silicio, SiC, se conoce por el nombre común de carborundum. Esta dura sustancia, que se utiliza comercialmente como abrasivo, se prepara calentando SiO2 y C a temperaturas elevadas: ¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar si se hacen reaccionar 15.0 g de SiO2 y 20.0 g de C?

i) El cloro que se utiliza en los sistemas de potabilización del agua, se obtiene industrialmente por la disociación electrolítica del agua de mar, mediante una reacción que puede representarse así:

¿Qué masa de cloruro de sodio se debe utilizar para producir 400 g de cloro?

j) Tanto el hierro como el cromo que se utilizan en la fabricación de acero cromado pueden obtenerse por reducción del mineral cromita, mediante la siguiente ecuación:

¿Cuántos gramos de carbono (coque) deben ser utilizados para producir 350 g de cromo mediante este procedimiento?

Química cuantitativa I

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Cálculos masa a mol Ejemplo: ¿Cuántos mol de oxígeno se obtendrán a partir de la descomposición de 33 g de clorato de potasio? a) Considera la siguiente ecuación balanceada:

b) Determina las masas molares de las sustancias involucradas. 1 mol de KClO3 = 122.55g 1 mol de O2 = 32 g c) Anota los datos, encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y establece la proporción. 2 (122.55 g)

3 mol

33 g

X mol

X=

33 g de KClO3 x 3 mol de O2 2 (122.55 g) de KClO3

X = 0.4039 mol de O2

¿Sabías que... el amoníaco es uno de los compuestos más importantes del nitrógeno? El amoníaco es un gas tóxico e incoloro que tiene un olor irritante característico. Existen riesgos en el manejo y traslado de este gas a los campos agrícolas, ya que se transporta en nodrizas. Su mal manejo ha provocado accidentes ambientales, que han generado muertes o quemaduras graves a personas de algunas comunidades. El caso más reciente se tuvo en noviembre de 2005, al chocar una pipa que transportaba amoníaco con un camión de pasajeros cerca de la caseta de peaje de San Miguel Zapotitlán, Ahome, Sinaloa, provocó la fuga de este gas, con el lamentable resultado de 39 muertos, 4 heridos y varios intoxicados. Sin embargo, son muchos los beneficios que genera este producto químico en la producción de alimentos. Su uso como fertilizante ha multiplicado el rendimiento agrícola por hectárea, tan importante hoy en día debido al déficit alimentario mundial.

Reacciones y ecuaciones químicas

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Actividad 3.20 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas. a) El óxido de aluminio es conocido también como alúmina, se utiliza como adsorbente para purificar productos químicos. A partir de 80 g de O2, ¿cuántos mol de óxido de aluminio, Al2O3 , se producen?

b) El alcohol etílico es un compuesto orgánico muy utilizado como antiséptico, desinfectante, como disolvente y en bebidas embriagantes. ¿Cuántos mol de bióxido de carbono se producirán en la combustión de 100 g de alcohol etílico? Según la ecuación:

c) Utilizando la ecuación anterior, si la combustión del alcohol produce 55.0 g de vapor de agua, ¿cuántas mol de O2 se utilizaron?

d) Si se neutralizan 250 gramos de ácido sulfúrico con suficiente hidróxido de sodio, ¿cuántos mol de sulfato de sodio se obtendrán? Según la ecuación sin balancear:

e) La sosa cáustica es una base muy utilizada en la industria química, ¿cuántos mol de óxido de sodio se necesitan para producir 500 g de sosa caústica? Según la ecuación:

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Química cuantitativa I

f) El cianuro de hidrógeno puro, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con un ligero olor a huesos de frutas (durazno, almendra, aguacate), sumamente venenoso. Hierve a 26 0 C. Se puede obtener de la reacción entre el amoníaco y el monóxido de carbono. ¿Cuántos gramos de amoníaco se necesitan para obtener 20 mol de HCN? Según la ecuación:

g) El ácido sulfhídrico (H2S) es un gas incoloro, flamable, venenoso, con un olor característico a huevos podridos. Se le conoce comúnmente como gas de alcantarilla. La gente puede detectar su olor a niveles muy bajos. ¿Cuántos mol de sulfuro de sodio se producirán si se utilizan 150 g de H2S al hacerlos reaccionar con suficiente hidróxido de sodio? Según la ecuación:

h) El potasio es un metal alcalino muy reactivo, reacciona en forma violenta con el agua para producir hidrógeno gaseoso,H2 e hidróxido de potasio, KOH. ¿Cuántos gramos de potasio se necesita para obtener 10 mol de hidrógeno molecular? Según la ecuación:

i) El sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, se emplea en el tratamiento de aguas y en el curtido de pieles. ¿Cuánto gramos de sulfato de aluminio se obtendrán si se hacen reaccionar 3 mol de ácido sulfúrico?

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Reacciones y ecuaciones químicas

Cálculos mol a mol Los cálculos estequiométricos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de mol de una sustancia, que reacciona con otra, o que se producen a partir de un cierto número de mol de otra sustancia. En este tipo de relación la sustancia inicial está expresada en mol y la sustancia deseada también se expresa en mol. Ejemplo: Una de las reacciones que ocurre en un horno de fundición cuando un mineral de hierro es reducido a hierro, se representa por la siguiente ecuación no balanceada:

¿Cuántos mol de monóxido de carbono se necesitan para obtener 200 mol de hierro? a) Se balancea la ecuación:

b) Los coeficientes obtenidos son los mol que participan de cada sustancia. Por tanto, se anotan los datos, encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y se establece la proporción.

X=

3 mol

2 mol

X mol

200 mol

3 mol de CO x 200 mol de Fe 2 mol de Fe

X = 300 mol de CO

Química cuantitativa I

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Actividad 3.21 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones problemáticas. a) El peróxido de sodio es un fuerte agente oxidante, que se utiliza para blanquear la pasta de madera antes de producir el papel. Si se hacen reaccionar 5 mol de peróxido de sodio con suficiente agua, ¿cuántos mol de oxígeno se producen? Según la ecuación:

b) El dicromato de potasio es un sólido de color naranja intenso. Es un oxidante fuerte, que en contacto con sustancias orgánicas puede provocar incendios. El dicromato de potasio se puede obtener de la reacción del cromato de potasio con el ácido sulfúrico. ¿Cuántos mol de ácido sulfúrico se necesitan para obtener 7 mol de dicromato de potasio?

c) El sulfuro de carbono o disulfuro de carbono (CS2), es un líquido volátil, incoloro y muy fácilmente flamable. El disulfuro de carbono arde con el oxígeno atmosférico, según la ecuación:

¿Cuántos mol de disulfuro de carbono son necesarios para obtener 15 mol de dióxido de azufre?

d) El sulfato de calcio, mejor conocido como yeso, se utiliza en la agricultura como mejorador de suelos, pues su composición química, rica en azufre y calcio, hacen de él, un compuesto de gran valor como fertilizante. Recientemente el yeso se empieza a utilizar en desastres ambientales para eliminar metales pesados. ¿Cuántos mol de sulfato de calcio se obtendrán a partir de 12.5 mol de carbonato de calcio y suficiente ácido sulfúrico? Según la ecuación:

Reacciones y ecuaciones químicas

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e) El carbonato de magnesio es utilizado por gimnastas, levantadores de pesas y escaladores para agarrar mejor los objetos o adherirse a la roca. El carbonato de magnesio al reaccionar con el ácido clorhídrico, forma cloruro de magnesio, bióxido de carbono y agua. Según la ecuación:

¿Cuántos mol de cloruro de magnesio se obtendrán si reaccionan completamente 5 mol de HCl con suficiente carbonato de magnesio?

f) El sulfato de amonio, (NH4)2SO4, es un compuesto utilizado en agricultura como fertilizante, para enriquecer el suelo y favorecer el crecimiento vegetal. Se obtiene de la reacción entre el amoníaco y el ácido sulfúrico.

¿Cuántos mol de amoníaco se necesitan para obtener 5 mol de sulfato de amonio?

g) El hidróxido de sodio, NaOH, conocido como sosa cáustica, se puede obtener en el laboratorio al hacer reaccionar carbonato de sodio e hidróxido de calcio. Según la

¿Cuántos mol de hidróxido de calcio se utilizarán para obtener 10.5 mol de hidróxido de sodio?

Química cuantitativa I

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Cálculos de reactivo limitante y reactivo en exceso En los cálculos estequiométricos realizados con anterioridad como masa-masa, masa-mol y mol-mol, hemos utilizado expresiones como « reaccionan completamente», «se hacen reaccionar con suficiente ...», esto significa que los reactivos reaccionan totalmente o se consumen por completo. Sin embargo, en ocasiones la formación de un producto se detiene cuando uno de los reactivos se agota o limita la reacción. A este reactivo se le conoce como reactivo limitante. Es este reactivo el que debe ser tomado en cuenta al calcular el rendimiento teórico, ya que la cantidad máxima de producto que se puede formar depende de la cantidad de reactivo o reactivos limitantes. Para entender la función del reactivo limitante, analicemos la siguiente analogía: Un fabricante de bicicletas dispone de 2600 manubrios, 2820 cuadros y 4250 ruedas. Utilizando los datos proporcionados, ¿cuántas bicicletas puede fabricar con estas partes?

+

2R

+

+

C

+

M

R2CM

Se tiene que para cada bicicleta se necesita 1 manubrio, y se dispone de 2600 manubrios, por tanto, existe la posibilidad de fabricar 2600 bicicletas. Si se cuenta con 2820 cuadros de bicicleta y sólo se necesitan 2600, entonces se tiene un exceso de 220 cuadros. El fabricante cuenta además con 4250 ruedas, con las cuales tiene la posibilidad de construir 2125 bicicletas. a) ¿Se pueden fabricar 2600 bicicletas? No, porque se necesitan 5200 ruedas y sólo se tienen 4250. b) ¿Qué partes limitan la fabricación de las 2600 bicicletas? Las ruedas. c) ¿Qué partes se encuentran en exceso? Los marcos y los manubrios.

Actividad 2.2 En forma individual o colaborativa determina que ingrediente es el reactivo limitante, en la siguiente analogía.

En una nevería se utilizan los siguientes ingredientes para preparar un postre: 3 bolas de helado 2 cucharadas de jarabe 1 cucharada de crema 1 cereza.

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Reacciones y ecuaciones químicas

¿Cuántos postres se podrán preparar a partir de: 2.5 L de helado (12 bolas / L) 250 mL de jarabe de chocolate (1cucharada = 15 mL) 200 g de crema (1cucharada = 10 g) 10 cerezas

Pasos a seguir para realizar los cálculos estequiométricos cuando existe un reactivo limitante: Por ejemplo ¿Qué ocurrirá si se hacen reaccionar 8 mol de cloro y 5.5 mol de aluminio para formar cloruro de aluminio? a) Se escribe la ecuación balanceada.

b) Se calcula la cantidad de sustancia de cada reactivo por separado, cuando se exprese en masa. Para nuestro caso: 8 mol de cloro y 5.5 mol de aluminio c) Se determina la cantidad de sustancia de producto a partir de la cantidad inicial de reactivo 5.5 mol

8 mol

X mol

2 mol

3 mol

2 mol

X=

5.5 mol de Al x 2 mol de AlCl3 2 mol de Al

X = 5.5 mol de AlCl3

X=

8 mol de Cl2 x 2 mol de AlCl3 3 mol de Cl2

X = 5.33 mol de AlCl3

Química cuantitativa I

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d) Se compara la cantidad de producto que se obtiene para cada reactivo e) El reactivo que produzca menor cantidad de producto será el reactivo limitante f) Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante. a) ¿Quién es el reactivo limitante? Es el cloro. b) ¿Qué sustancia se encuentra en exceso? El aluminio. c) ¿Cuánto cloruro de aluminio se forma? 5.33 mol de AlCl3. d) ¿Cuánto aluminio queda sin reaccionar? 0.166 mol de Al. e) ¿Cuánto cloro queda sin reaccionar? Nada, reacciona completamente.

Actividad 3.23 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos y determina el reactivo limitante. a) El fósforo es un elemento que está presente en todas las células y fluidos del organismo, su presencia en el cuerpo se estima en los 650 mg. Interviene en la formación y el mantenimiento de los huesos, el desarrollo de los dientes, la secreción normal de la leche materna, la formación de los tejidos musculares y el metabolismo celular. Al agregar un trozo de fósforo a bromo líquido, la reacción es instantánea y libera calor. ¿Qué pasará si se hacen reaccionar 8.5 g de fósforo con 50.2 g de Br2? Según la ecuación:

¿Quién es el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de PBr3 (tribromuro de fósforo) se forman? ¿Cuánto fósforo queda sin reaccionar? ¿Cuánto bromo queda sin reaccionar? ¿Qué reactivo queda en exceso? b) El cromo puede ser obtenido a partir de la cromita, FeCr2O4, mediante un proceso de reducción. La etapa final del proceso consiste en calentar en presencia de aluminio, el óxido de cromo (III), Cr2O3. ¿Qué sucede si se calientan 250 g de óxido de cromo (III) con 125 g de aluminio?

¿Quién es el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de Cr se depositan? ¿Cuánto aluminio queda sin reaccionar? ¿Cuánto óxido de cromo (III) queda sin reaccionar? ¿Qué reactivo queda en exceso?

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Reacciones y ecuaciones químicas

Porcentaje de rendimiento La estequiometría nos permite calcular solamente el rendimiento teórico de un producto. El rendimiento real de cualquier proceso debe de ser determinado experimentalmente. Cuando una reacción química se lleva a cabo, son muchos los factores que intervienen, y generalmente la cantidad de producto que se obtiene en forma real es menor que la que se calcula teóricamente. Esto puede deberse a las impurezas de los reactivos, a la forma de manipular los reactivos, en fín son muy diversas las causas por las cuales el rendimiento de una reacción no es la más óptima. Para determinar la eficiencia de una reacción se determina el porcentaje de rendimiento. El cual nos indica la relación entre la producción real y el rendimiento teórico, expresada como porcentaje. Rendimiento real x 100 % de rendimiento =

Rendimiento teórico

Por ejemplo Al reaccionar 15 gramos de bicarbonato de sodio con 25 gramos de ácido clorhídrico, ¿cuántos gramos de cloruro de sodio se podrán obtener teóricamente? De acuerdo con la siguiente ecuación:

Si experimentalmente se obtuvieron 8 gramos de cloruro de sodio, ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción? a) La ecuación debe estar balanceada.

b) Se determinan las masas de las sustancias involucradas. 84.0 g

36.458 g

15 g

25 g

58.44 g

Xg

c) Se determina la cantidad en gramos del producto a partir de la cantidad inicial de bicarbonato. X=

15 g de NaHCO3 x 58.44 g de NaCl 84.0 g de NaHCO3

X = 10.43 g de NaCl

Química cuantitativa I

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c) Se determina la cantidad en gramos del producto a partir de la cantidad inicial de ácido clorhídrico. X=

25 g de HCl x 58.44 g de NaCl 36.458 g de HCl

X = 40.073 g de NaCl d) Se compara la cantidad de producto que se obtiene para cada reactivo. El reactivo que produzca menor cantidad de producto será el reactivo limitante.Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante. El reactivo limitante es el bicarbonato, ya que se obtiene menor cantidad de producto. e) Finalmente se determina el porcentaje de rendimiento Rendimiento real x 100 % de rendimiento =

% de rendimiento =

Rendimiento teórico 8 g de NaCl x 100 10.43 g de NaCl x 100

% de rendimiento = 76.70%

Actividad 3.24 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos para determinar el reactivo limitante, y el porcentaje de rendimiento de la reacción. a) El ácido acético puede ser obtenido industrialmente a partir de la reacción entre el metanol y el monóxido de carbono en presencia de un catalizador de acuerdo con la ecuación:

Si en una prueba de ensayo se hicieron reaccionar 25.0 g de metanol y 15.0 g de monóxido de carbono, ¿cuál será el porcentaje de rendimiento de la reacción, si se obtuvieron experimentalmente 24 g de ácido acético?

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Reacciones y ecuaciones químicas

b) El ácido benzoico es un polvo blanco, cristalino, que se emplea como conservador de alimentos, tanto como ácido o en su forma de sales de sodio, de potasio o de calcio. Sólo debe utilizarse para conservar alimentos con un pH ácido. El ácido benzoico se obtiene de la oxidación del tolueno en presencia de permanganato de potasio en medio ácido. Al hacer reaccionar 85 g de tolueno con KMnO4, en presencia del aire, se obtuvieron 95 g de ácido benzoico. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción? CH 3

O +

+ 2 O2(g)

KMnO4/H

C

+ 2 H2O(l) OH(s)

(l)

c) El dióxido de titanio es el pigmento más utilizado en el mundo, ya que proporciona a los productos finales una brillante blancura, opacidad y protección. Se utiliza principalmente en la producción de pinturas y plásticos, así como en papel, tintas de impresión, cosméticos, productos textiles y alimentarios. Si el óxido de titanio (IV) es calentado en una atmósfera de hidrógeno, este se puede reducir a óxido de titanio(II). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción, si se calientan 25 g de TiO2 y sólo se obtienen 15 g de TiO?

d) En el inciso a) de la actividad 3.23, se determinó el reactivo limitante de la reacción entre el fósforo y el bromo.

¿Si experimentalmente se obtuvieron 45g de bromuro de fósforo, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción?

Química cuantitativa I

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Cálculos estequiométricos de reacciones donde participan gases Al realizar los cálculos de masa-volumen o volumen-volumen, a partir de una ecuación química debemos tener en cuenta que las relaciones volumen-volumen son las mismas que las relaciones mol-mol. Pero para llegar a esta conclusión, en el siglo XIX debieron realizarse varios experimentos con sistemas gaseosos. ¿Sabías qué ... a principios del siglo XIX Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) en Francia, estudió las relaciones volumétricas de gases reaccionantes? Sus resultados están enunciados en la ley de los volúmenes de gases reaccionantes, la cual establece: «Cuando se miden a la misma temperatura y presión, las relaciones de los volúmenes de gases que reaccionan, presentan siempre una relación de números enteros pequeños». Los estudios realizados por Gay-Lussac permitieron a Amadeo Avogadro establecer su hipótesis: «A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura tendrán el mismo número de moléculas»

De los trabajos de Gay-Lussac y Avogadro podemos concluir que en condiciones normales de temperatura y presión, los volúmenes de los gases reaccionantes son directamente proporcionales a los números de moles y de moléculas en la ecuación balanceada. Ejemplo Considérese la síntesis de amoniaco a partir de hidrógeno molecular y nitrógeno molecular. La relación de volúmenes de hidrógeno y nitrógeno moleculares, así como la del amoniaco son: 3, 1, 2

+

3 H2(g) 3 mol de H2 3 volúmenes de H2

+ N2(g) + 1 mol de N2 + 1 volumen de N2

2 NH3(g) 2 mol de amoníaco 2 volúmenes de amoníaco

Fig. Relación de volúmenes de gases en una reacción química.

Suponiendo que todos ellos continúan siendo gases en esas condiciones normales, podríamos decir que 3 moles (67.2 L) de gas H2 reaccionan con 1 mol (22.4 L) de gas nitrógeno, N2, para formar 2 moles (44.8 L) de gas amoniaco, NH3. Observe que en todos los casos, la relación entre los volúmenes continúa siendo la misma 3:1:2, para H2, N2, NH3, respectivamente.

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Reacciones y ecuaciones químicas

Dado que el volumen de los gases depende de las condiciones de presión y temperatura a las que se encuentren, convencionalmente se consideran como condiciones normales aquellas en las que los gases se aproximan al comportamiento ideal, que son una temperatura de 00C (273 K) y presión de 1 atm (760 mm de Hg). En condiciones normales, un mol de cualquier gas contiene un volumen de 22.4 L (volumen molar), y se sujeta a la ley general de los gases ideales. Un gas se aleja de este comportamiento al modificarse las condiciones de presión y temperatura.

PV=nRT Donde: P= 1 atm n= 1 mol R= Constante de proporcionalidad=0.08206 L.atm.K-1.mol-1 T= 273 K Al despejar el volumen: V= V=

nRT P (1 mol) ( 0.08206 L.atm.K-1. mol-1) (273 K) 1 atm

V= 22.4L

Cálculos masa-volumen Ejemplo a) Durante la fabricación del acero, el óxido de hierro (III) se reduce a hierro metálico tratándolo con coque, de acuerdo a la siguiente reacción.

¿Qué volumen de dióxido de carbono se producirá en condiciones normales si reaccionan 100 g de óxido de hierro (III) ? 319.4 g

3 (22.4 L)

100 g

X

X=

100 g de Fe2O3 x 3(22.4 L) 319.4 g

X= 21.039 L de CO2

Química cuantitativa I

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Cálculos masa-volumen Ejemplo a) ¿Qué volumen de oxígeno reaccionará con 25.0 L de propano (C3H8) para formar bióxido de carbono y agua?, de acuerdo con la ecuación:

¿Qué volumen de vapor de agua y de bióxido de carbono se formará? 22.4 L

3(22.4 L)

25 L

X

X=

25 L de C3H8 x 3 (22.4L) 22.4 L

X= 75 L de CO2

X= 25 L de C3H8 x 4 (22.4L) 22.4 L X= 100 L de CO2

4(22.4 L) X

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Reacciones y ecuaciones químicas

Cálculos relacionados con la ley general de los gases La ecuación general de los gases, PV=nRT nos permite realizar cálculos estequiométricos para reacciones donde participan sustancias gaseosas. Por ejemplo, si se conoce la presión, el volumen y la temperatura a la que se encuentra una muestra de gas, se puede calcular el número de mol presentes de la sustancia. Ejemplo a) Calcular la presión ejercida por 0.35 mol de cloro, que se encuentran en un recipiente de 1,5 litros medidos a 27°C. Datos n = 0.35 mol de Cl2 V = 1.5 L T = 27 0C + 273= 300 K P=? R= 0.08206 L.atm.K-1.mol-1

P=

Fórmula PV=nRT De donde P= nRT/V

0.35 mol x 0.08206 L.atm.K-1.mol-1 x 300 K 1.5 L

P = 5.744 atm b) El amoníaco se produce exclusivamente por el proceso de Haber-Bosch, que consiste en la reacción directa del nitrógeno e hidrógeno gaseoso. Esta reacción se lleva a cabo a temperaturas de 7000C y presiones de 1000 atm. Considerando estas condiciones si se hace reaccionar 350 g de nitrógeno en un exceso de hidrógeno, ¿qué volumen de amoníaco se formará? * Se convierten los 350 gramos de nitrógeno a mol= 12.49 mol de N2 1mol de N2

2 mol de NH3

12.49 mol de N2

X mol de NH3

Datos n = 24.98 mol de NH3 V=? T = 700 0C + 273= 973 K P=1000 atm R= 0.08206 L.atm.K-1.mol-1

V=

Fórmula PV=nRT De donde V= nRT/P

24.98 mol x 0.08206 L.atm.K-1.mol-1 x 973 K 1000 atm

V = 1.99 L de NH3

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Química cuantitativa I

Actividad 3.25 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos estequiométricos en reacciones donde participan gases. a) En condiciones normales o estándar de temperatura y presión, se calientan 45 g de azufre en presencia de oxígeno. ¿Qué volumen de dióxido de azufre se producirá?

b) Si se descomponen 80 g de azida de sodio, NaN3, a 25 0C y una presión de 800 mm de Hg, ¿qué volumen de nitrógeno se produce?

c) ¿Cuántos gramos de aluminio deben reaccionar con ácido sulfúrico para producir 4.5 litros de hidrógeno gaseoso en condiciones normales?

d) ¿Cuántos litros de cloro y de hidrógeno molecular se necesitan para obtener 50 litros de cloruro de hidrógeno en condiciones normales? Según la ecuación balanceada:

Reacciones y ecuaciones químicas

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Actividad 3.26 Compruébalo tú mismo.

Propósitos a) Aplicar la ley de la conservación de la masa para calcular teórica y experimentalmente las cantidades de reactivos y de productos que participan en una reacción química. utilizando sustancias y materiales económicos y de uso cotidiano. b) Propiciar el espíritu de investigación y el trabajo colaborativo. ¿Qué se necesita? Materiales 2 frascos de vidrio de 250 mL (jugos del valle) 1 globo de látex No. 9 Balanza granataria Sustancias 2 tabletas de alka-seltzer Agua destilada. ¿Cómo lo vamos a hacer? Agrega con cuidado 100 mL de agua a cada uno de los frascos, luego coloca uno de los frascos y una de las tabletas de alka-seltzer sobre la balanza y determina su masa (M1), posteriormente agrega la tableta de alka-seltzer al agua que contiene el frasco. a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.

Cuando hayas terminado la reacción, vuelve a medir la masa del frasco con el agua y la tableta disuelta (M2). M1 =Masa del frasco + agua + alka-seltzer sin reaccionar M2 =Masa del frasco + agua + alka-seltzer después de la reacción b) ¿Hubo diferencia entre M1 y M2? ¿Cómo lo interpretas?

172

Química cuantitativa I

c) ¿Se efectuó algún cambio químico? Cómo lo interpretas: Macroscópicamente

Submicroscópicamente

A nivel simbólico*

* Para plantear la ecuación química, necesitas investigar la composición del alka-seltzer. Pulveriza e introduce la tableta de alka-selzer restante en el globo de látex, con la ayuda de un embudo. Inserta el globo en la abertura del frasco (boca) que contiene los 100 mL de agua, teniendo cuidado de que esté bien ajustado el globo al frasco, y que no caiga el alkaseltzer en el agua. Determina su masa (M3). Posteriormente, deja caer el alka-seltzer en el agua. Cuando haya terminado la reacción vuelve a pesar (M4). M3 =Masa del frasco + agua + globo + alka-seltzer sin reaccionar M4 =Masa del frasco + agua + globo+ alka-seltzer después de la reacción d) ¿Hubo variación entre M3 y M4? ¿Cómo lo interpretas?

e) ¿Se cumplieron las hipótesis que planteaste?

f) ¿A qué conclusión llegas?

Reacciones y ecuaciones químicas

173

Actividad 3.27 Compruébalo tú mismo.

Propósitos a) Determinar el porcentaje de rendimiento de una reacción química aplicando las relaciones estequiométricas adecuadas. b) Determinar experimentalmente la cantidad de carbonato de sodio que se obtiene en la reacción de descomposición del bicarbonato de sodio. c) Promover el trabajo colaborativo. ¿Qué se necesita? Materiales Soporte universal con aro Cápsula de porcelana Balanza granataria Malla de alambre con asbesto Mechero de Bunsen Sustancias Bicarbonato de sodio ¿Cómo lo vamos a hacer? Haciendo uso de la balanza granataria determina la masa de la capsula de porcelana y registra el dato en la tabla. En la cápsula tarada se agregan 5 g de bicarbonato de sodio. Coloca el recipiente que contiene el bicarbonato de sodio sobre la malla de alambre con asbesto y se procede a calentar durante 10 minutos, aproximadamente. Se deja enfriar y se determina la masa de la cápsula con el residuo. (M1)= Masa de la cápsula de porcelana (M2)=Masa de la cápsula de porcelana + 5 g de NaHCO3 (M3)= Masa de la cápsula de porcelana + residuo a) ¿Hubo diferencia entre la masa M2 y M3? ¿Cómo lo interpretas?

174 b) ¿Se cumplieron las hipótesis que planteaste?

c) ¿A qué conclusión llegas?

d) ¿Qué cantidad de carbonato de sodio obtuviste?

e) ¿Qué cantidad de CO2 y de agua se produjeron?

f) Plantea la ecuación que describe este proceso.

g) ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción?

Química cuantitativa I

175

Respuestas a los ejercicios

Respuestas de los ejercicios de la unidad I Actividad 1.1 Son preguntas de evaluación diagnóstica. Actividad 1.2 Respuesta: 28.0865 uma Actividad 1.3 a) HNO3

= 63.018

g) H3BO3

= 61.834

b) H3PO4

= 97.994

h) H2SO3

= 82.086

c) H2CO3

= 62.026

i) HClO3

= 84.458

d) NO2

= 46.01

j) I2O5

= 333.8

e) CO2

= 44.01

k) As2O3

= 197.84

f) Cl2O

= 86.9

l) Br2O7

= 271.8

a) NaNO3

= 85.0

i) KClO3

= 122.55

b) Ca3(PO4)2 = 310.18

j) CaO

= 56.08

c) K2CO3

k) Ca(OH)2

= 74.096

Actividad 1.4

= 138.21

d) Mg(NO2)2 = 116.33

l) MgO = 40.31

e) Al2(SiO3)3 = 282.23

m) NaOH

= 39.998

f) Fe(ClO)2

= 158.75

n) Na2O

= 61.98

g) Li3BO3

= 79.633

o) Mg(OH)2

= 58.326

h) BaSO3

= 217.36

Actividad 1.5 Los resultados pueden diferir por diversos factores: variabilidad de la muestra, tipo de balanza, lectura del observador. Sin embargo, los valores obtenidos para el semillagadro deben ser muy cercanos entre sí. El valor que nosotros obtuvimos para el semillagadro fue de 9. Actividad 1.6

a) 98.076 g/mol b) 60.062 g/mol c) 286.11 g/mol d) 342.14 g/mol

Actividad 1.7 a) 39.4g de Au

Química cuantitativa I

176 b) 142.32 g de Hg(CNO)2 c) 157.54 g de HNO3 d) 1,682.616 g de C18H32O2 e) 27.459 g de Zn f) 1. 95.325 g de Cu 2. 135.117 g de C6H12O6 3. 23.034 g de CH3CH2OH 4. 270.231 g de Aspirina 5. 33.0 g de CO2 6. 29.163 g de Mg(OH)2 Actividad 1.8 2+

a) 0.1247 mol de ion Ca

b) 1.29 mol de Freón -12 c) 5.951 mol de NaHCO3 d) 0.0006 mol de KI e) 3.5911 mol de Mg f) 1. 0.1015 mol de Au 2. 0.1252 mol de Fe2O3 3. 2.604 mol de CH3CH2OH 4. 59.52 mol de H2 5. 2.8125 mol de O2 6. 0.499 mol de C6H12O6 Actividad 1.9 a) 2.189 x 1024 moléculas de N2O 22

b) 1.257 x 10 átomos de Ti 23

c) 2.0485 x 10 moléculas de propano 23

d) 2.458 x 10 moléculas de ácido fosfórico e) 2.868 x 1024 iones sodio f) 5.014 x 1022 átomos de carbono g) 2.172 x 1023 moléculas de agua h) 8.165 x 1022 átomos de mercurio i) 1.6713 x 1021moléculas de H20

Respuestas a los ejercicios

Actividad 1.10 a) 3.271 x 10-22 g de Au b) 2.989 x 10-22g de aspirina c) 0.1031 g de alcohol d) 34.67 g de butano e) 16.14 g de glucosa f) 142.57g de XeF6 g) 7.89 g de vitamina «C» Actividad 1.11 a) 349.618 L de SO2 b) 63.187 L de Cl2 c) 44.210 L de F2 d) 45.637 g de H2 e) 491.183 g de CO2 f) 321.428 g de O3 Actividad 1.12 a) 172.48 L de He b) 336 L de CH4 c) 537.6 L de N2O d) 22.32 mol de C2H2 e) 10.04 mol de C2H4 f) 1.16 mol de Xe Actividad 1.13 Fe= 2; C= 3; O= 9 Pb= 1; N= 4; O= 12 Na= 3; B= 1; O= 3 Fe= 4; S= 6; O= 24 K= 1; Cl= 1; O= 3 H= 9; P= 3; O= 12 H= 1; Cl= 1; O= 4 Actividad 1.14 La respuesta es variable

177

Química cuantitativa I

178 Actividad 1.15 a) Ley de las proporciones definidas b) Na= 1 g; Cl= 1.54 g c) H= 1.60%; N= 22.23%; O= 76.17%

d) H= 3.09%; P= 31.60%; O= 65.31% e) H= 4.89%; B= 17.48%; O= 77.63% f) 0.4 g de oxígeno g) Na= 8.70%; H= 8.01%; C= 4.55%; O= 78.74%; H2O= 68.20% h) Urea=46.65% de N; nitrato de amonio= 35% de N; guanidina= 71.14% de N y amoníaco= 82.24% de N Actividad 1.16 a) CH2O b) NO2 c) C17H21O4N d) CaSO4 e) K2Cr2O7 f) C2H3 g) AO Actividad 1.17 a) C6H12O6 b) C2H6O2 c) Fórmula empírica= fórmula molecular= Fe2O3 d) Fórmula empírica= fórmula molecular=C5H8O4NNa e) Fórmula empírica= fórmula molecular=C2F4 Cuestionario de la primera unidad: I. Crucigrama II. Conversiones: masa-mol-partículas-volumen 1. d) 4 g de H2. 2. c) 1.41 3. a) mol 4. b) 47.9 g. 5. c) 7.17 g 6. a) Cuando combinamos un mol de H2 con un mol de N2 se forman 2/3 de mol de amoníaco. 7. a) 7.96 x 10-8 mol b) 4.79 x 1016 moléculas de THC 8. 3618 toneladas de Fe

Respuestas a los ejercicios

III. Composición porcentual, fórmula empírica y real 1. c) 0.2 kg 2. d) CH2 y C4H8 3. b) Todos los compuestos son distintos 4. a) SOCl2 5. d) C = A2B, D = A2B3 6. b) 7. d) 8. C2H3Cl 9. a) 294.3 g b) 3.3978 x 10-6 mol c) 3.6831 x 1019 átomos de hidrógeno 10. a) 2414.52 mol de agua b) 1.454 x 1027 moléculas de agua 11. U3O8 12. Na2C2O4 13. Fórmula empírica= fórmula molecular= C6H10S2O 14. 20.66% * Para los ejercicios de la unidad II, se consideró pertinente no agregar los resultados.

Respuestas de los ejercicios de la unidad III Actividad 3.1 a) b) c) d) e) f) g) h)

+ (s) c) (l) (g) (ac)

i) j) Actividad 3.2 a) Peróxido de hidrógeno o agua oxigenada b) Agua y oxígeno c) 2, 2,1 d) líquido, líquido y gas

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Química cuantitativa I

180 e) Bióxido de manganeso como catalizador f) Reacción irreversible Actividad 3.3 Se resuelve experimentalmente Actividad 3.4 Se resuelve experimentalmente Actividad 3.5 Se resuelve experimentalmente Actividad 3.6 a) 2, 3, 2 b) 2, 2, 3 c) 1, 2, 1, 1 d) 3, 1, 1, 3 e) 2, 5, 2 f) 1, 2, 2, 1 g) 1, 3, 1, 3 h) 1, 2, 1, 1, 1 i) 2, 3, 1, 6 j) 2, 3, 1, 6 Actividad 3.7

a) 2, 1, 3, 2 b) 1, 2, 1, 2 c) 5, 3, 3, 6, 5 d) 4, 1, 1, 1, 2 e) 3, 2, 1, 3, 3 f) 8, 3, 3, 8, 5, 2 g) 10, 1, 2, 10, 4 h) 4, 4, 4, 2, 2, 5 i) 3, 1, 1, 3 j) 1, 6, 7, 4, 1, 3, 7

Actividad 3.8 Son preguntas de evaluación diagnóstica. Actividad 3.9 a) Ácido bromoso b) Yoduro de bario c) Nitrógeno y litio d) Óxido de sodio y agua e) Hidróxido cúprico f) Ácido yodhídrico

Respuestas a los ejercicios

g) Ácido carbónico h) Óxido de magnesio i) Dióxido de azufre j) Hidruro de sodio Actividad 3.10 a) 2, 2, 3 b) 2, 4, 3 c) 1, 1, 2 d) 2, 2, 1 e) 1, 1, 1 f) 2, 1, 4, 2 g) 2, 2, 1, h) 2, 2, 3, 2 i) 1, 1, 1 j) 1, 1, 4, 1 Actividad 3.11 a) Si reacciona b) No reacciona c) No lo desplaza d) Si lo sustituye e) No lo desplaza f) No hay reacción g) No lo sustituye Actividad 3.12 a) No hay reacción b) 1, 2, 2, 1 c) 1, 2, 1, 1 d) No hay reacción e) 2, 3, 1, 3 f) No hay reacción g) 2, 3, 1, 3 h) 1, 1, 1, 1 i) 1, 2, 2, 1 j) 2, 3, 1, 3

181

Química cuantitativa I

182 Actividad 3.13 a) 2,3,1,6 b) 1,2,1,2 c) 1,1,1,1 d) 2,1,1,1 e) 1,2,2,1 f) 1,1,2,1 g) 1,1,1,1 h) 1,2,2,1 i) 1,1,1,3 j) 1,3,1,3 Actividad 3.14 Se resuelve experimentalmente

Actividad 3.15 a) +1, +5, -2 b) +1, -2 c) +2, +6, -2 d) +5, -2 e) +1, +4, -2 f) +1, +7, -2 g) +2, -2, +1, h) +1,+5,-2 i) +5, -2, j) +3, -2 k) +5, -2, l) +4, -2 Actividad 3.16 a) Se oxida el aluminio y se reduce el hidrógeno. El agente oxidante es el hidrógeno y el agente reductor es el aluminio. b) Se oxida el zinc y se reduce el hidrógeno. El agente oxidante es el hidrógeno y el agente reductor es el zinc. c) Se oxida el hidrógeno y se reduce el nitrógeno. El agente oxidante es el nitrógeno y el agente reductor es el hidrógeno.

Respuestas a los ejercicios

Actividad 3.17 a) 2, 3, 3, 1 b) 4, 1, 1, 1, 2 c) 4, 1, 1, 2, 2 d) 8, 3, 3, 2, 4 e) 4, 4, 4, 1, 4, 2 f) 1, 4, 4, 1, 2 g) 10, 12, 3, 20, 8 h) 2, 6, 10, 6, 1, 10 i) 2, 1, 1, 2 j) 4, 1, 1, 2 k) 3, 8, 3, 3, 4, 2 l) 2, 5, 10, 2, 5, 4 m) 1, 14, 2, 2, 7, 3 n) 2, 16, 2, 2, 8, 5

Actividad 3.18 Se resuelve experimentalmente

Actividad 3.19 a) 26.64 g de O2 b) 1.76 g de O2 c) 3.6286 g de O2 d) 337.976 g de amoníaco e) 7.993 g de O2 f) 5.114 g de alcohol etílico g) 30.9398 g de azida de sodio h) 10.032 g de carburo de silicio i) 659.41 g de cloruro de sodio j) 161.67 g de coke

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Química cuantitativa I

184 Actividad 3.20 a) 1.66 mol de óxido de aluminio b) 4.34 mol de bióxido de carbono c) 3.05 mol de oxígeno d) 2.549 mol de sulfato de sodio e) 6.25 mol de óxido de sodio f) 340.68 g de amoníaco g) 4.40 mol de sulfuro de sodio h) 782 g de potasio i) 342.14 g de sulfato de aluminio

Actividad 3.21 a) 2.5 mol de oxígeno b) 7 mol de ácido sulfúrico c) 7.5 mol de disulfuro de carbono d) 12.5 mol de sulfato de calcio e) 2.5 mol de cloruro de magnesio f) 10 mol de amoníaco g) 5.25 mol de hidróxido de calcio Actividad 3.22 Resp: 8 helados, el reactivo limitante es el jarabe de chocolate.

Actividad 3.23 a)

Reactivo limitante: el bromo PBr3 = 56.686 g P =2.014 g Br: reacciona completamente Reactivo en exceso: el fósforo

Respuestas a los ejercicios

b)

Reactivo limitante: Cr2O3 Cr = 171.05 g Al = 36.25 g Cr2O3: reacciona completamente Reactivo en exceso: el aluminio

Actividad 3.24 a) 74.629% de rendimiento b) 84.32% de rendimiento c) 75.037% de rendimiento d) 79.38% de rendimiento Actividad 3.25 a) 31.44 L de SO2 b) 42.879 L de N2 c) 3.613 g de Al d) 25 L de H2 y 25 L de Cl2 Actividad 3.26 Se resuelve experimentalmente Actividad 3.27 Se resuelve experimentalmente

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Química cuantitativa I

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Respuestas a los ejercicios

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Química cuantitativa I

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Respuestas a los ejercicios

Química Cuantitativa I, se terminó de imprimir en el mes de septiembre de 2008, en los talleres gráficos de la imprenta Once Ríos Editores, Río Usumacinta 821, Col. Industrial Bravo, Tel. 7-12-29-50. Culiacán, Sinaloa, México. La edición consta de 2,000 ejemplares.