manejo de la nomenclatura de compuestos inorgánicos y

2
MANEJO DE LA NOMENCLATURA DE
COMPUESTOS INORGÁNICOS Y LA
ESTEQUIOMETRÍA
Al finalizar el capitulo, el alumno nombrará los compuestos
inorgánicos de acuerdo con la nomenclatura establecida en nivel
internacional para su uso en la resolución de problemas químicos
estequiométricos
Química
55
Mapa Curricular de la Unidad de Aprendizaje
QUÍMICA
72 H
Curso
Unidad de
Aprendizaje
1. Interpretación de la
clasificación
y
propiedades
de
la
materia así como de las
primeras
teorías
atómicas.
2.
Manejo
de
la
Nomenclatura
de
compuestos inorgánicos
y la Estequiometría.
8 Hrs.
29 Hrs.
3. Correlación entre la
teoría atómica
moderna, la tabla
periódica y los enlaces.
20 Hrs.
4. Determinación de la
importancia de la
Química Orgánica en el
desarrollo industrial.
15 Hrs.
2.1 Formular y nombrar
Resultados
de
Aprendizaje
compuestos
químicos
inorgánicos de acuerdo
con las reglas de la
Unión Internacional de
Química
Pura
y
Aplicada.
7H
2.2.
Establecer
las
relaciones en masa de
los
elementos
que
forman un compuesto
usando
las
leyes
ponderales
para
su
formulación.
7H
2.3.
Balancear
las
ecuaciones
químicas
por el método Redox.
7H
2.4.
Calcular
las
cantidades de reactivos
y
productos
que
intervienen
en
una
reacción utilizando los
factores de: eficiencia,
pureza y exceso.
8H
Química
56
Sumario
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Nombre y Formulas de los Compuestos
Inorgánicos
Iones
Monoatómicos
Positivos
y
Negativos
Iones Poliatómicos
Compuestos Iónicos
Compuestos Binarios de No Metales
Ácidos, Bases y Sales
Usos
de
Algunos
Compuestos
Inorgánicos
La Composición Cuantitativa de la
Sustancias
La mol
Número de Avogrado
Masa Molar de los Compuestos
Composición
porcentual
de
las
sustancias
Formulas
Empíricas o Mínimas
Moleculares
Determinación
a
partir
de
la
Composición
Las Reacciones Químicas
Definición
Tipos
Representación
Balanceo de Ecuaciones de Oxidación Reducción.
Estados de Oxidación
Método de Tanteo
Método Algebraico
Método Redox
Agentes oxidantes
Agentes reductores
Estequiometría
Definición
Factores de conversión
Pureza de reactivos
Calculo en las Reacciones Químicas
Reacciones Ideales
Reacciones Reales
Química
RESULTADO DE APRENDIZAJE
2.1.
Formular y nombrar compuestos químicos
inorgánicos de acuerdo con las reglas de la Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada.
2.1.1
Nombre
y
Fórmulas
Compuestos Inorgánicos
de
los
La nomenclatura química es el sistema de nombres
que utilizan los químicos para identificar a los
compuestos. Cuando se descubre una sustancia
nueva se debe bautizar, para distinguirla de las
demás sustancias. Se explicará la nomenclatura de
los compuestos inorgánicos, que son compuestos
que, por lo general, no contienen carbono. Los
nombres comunes son nombres arbitrarios, que no
se basaron en la composición de las sustancias.
Antes de sistematizar la química, a una sustancia,
se le asignaba un nombre casi siempre relacionado
con una de sus propiedades físicas o químicas más
notables. Por ejemplo el nombre del mercurio era
el equivalente a "plata fluida" (quicksilver), y al
óxido nitroso (N2O,) que se empleaba como
anestésico en ortodoncia se le llamaba gas
hilarante porque al inhalarlo induce la risa. Agua y
amoniaco también son nombres comunes, por que
ninguno de ellos proporciona información alguna
sobre la composición química de la sustancia. Si a
cada sustancia se le asignara un nombre común, la
cantidad necesaria para aprender más de nueve
millones de nombres sería astronómica.
Los nombres comunes tienen sus limitaciones, pero
se siguen empleando con frecuencia. Muchas veces
se continúan usando en la industria, porque el
nombre sistemático es demasiado largo o
demasiado técnico par usarlo a diario. Por ejemplo,
en construcción se llama cal viva al oxido de calcio
57
(CaO). Los fotógrafos llaman hipo al trisulfato de
sodio (Na2S2O3), y los nutriólogos llaman vitamina
D3 al 9,10 -secocolesta- 5, 7, 10(19)-trien-3-β-ol
(C27H44O). En la tabla siguiente se muestran los
nombres comunes, las formulas y los nombres
sistemáticos de algunas sustancias conocidas.
Los
químicos
preferimos
usar
nombres
sistemáticos, porque identifican con precisión la
composición química de las sustancias. El sistema
de la nomenclatura inorgánica fue determinado
por la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada (IUPAC), International Union of Pure and
Applied Chemistry), fundada en 1921.
•
Iones Monoatómicos
La asignación de nombres de los compuestos
iónicos se basa en una cantidad de reglas. El anión
(ión negativo) del compuesto se nombra primero y
el catión (ión positivo) se nombra en segundo
lugar.
1. Cationes. Un ion monoatómico es el que se
deriva de un solo átomo. La mayoría de los
cationes son iones monoatómicos formados por
átomos metálicos. El nombre del ion es el mismo
que el del metal, si el metal forma solamente un
tipo de catión.
Na+ es el ion sodio
Mg2+ es el ion magnesio
Al3+ es el ion aluminio
Ciertos metales forman más de un tipo de catión.
En estos casos, la distinción entre los cationes
puede hacerse indicando el estado de oxidación
del catión en su nombre. El estado de oxidación se
indica por un número romano entre paréntesis
agregado al nombre del metal:
Cu+ el ion cobre (I) y
Cu2+ es el ion cobre (II)
Fe2+ es el ion hierro (II) y
Fe3+ es el ion hierro (III)|
Un método utilizado para distinguir entre dos tipos
de iones formados por un metal, es cambiar la
terminación del nombre del metal. El nombre del
metal en latín se usa cuando el símbolo de éste es
Química
derivado del latín. La terminación -oso se usa en el
nombre del ion del par que tiene menor estado de
oxidación y la terminación -ico se usa para
nombrar el ion que tiene mayor estado de
oxidación.
9 Cu+ es el ion cuproso o cobre (I) y Cu2+ es el
ion cúprico o cobre (II)
9 Fe2+ es el ion ferroso o hierro (II) y Fe3+ es el ion
férrico o hierro (III)
2. Aniones. Los aniones monoatómicos se forman
de átomos de no metales. Sus nombres se derivan
reemplazando la terminación habitual del nombre
del no metal por la terminación -uro:
9 Cl-- es el ion cloruro
9 O2-- es el ion oxido (excepción)
9 N3- es el ion nitruro
No obstante, no todos los iones que sus nombres
terminan en -uro son monoatómicos.
•
Iones Poliatómicos
Las fórmulas de compuestos que contienen iones
poliatómicos.(más de un átomo) sigue estas
mismas reglas básicas. Sin embargo, se requiere
más de un ion poliatómico para que la suma de los
estados de oxidación sea igual a cero, la fórmula
del ion poliatómico deberá encerrase entre
paréntesis antes de agregar el subíndice
correspondiente. El sulfato de amonio se compone
del catión amonio (NH4+) y el anión sulfato (SO42+).
Se necesitan dos iones amonio con una carga total
de 2+ para equilibrar la carga de 2- del sulfato de
amonio se escribe (NH4)2SO4
•
Compuestos Iónicos
El nombre de un compuesto iónico consta de dos
partes, primero se nombra el anión y luego el
catión. Muchos cationes tienen el mismo nombre
que los elementos originales. Sin embargo, para
los aniones formados por un solo átomo, se
cambian las últimas letras del nombre del
elemento correspondiente por el sufijo -uro. Por
ejemplo, el ion negativo, derivado del flúor (F) es el
58
fluoruro (F-), Así, el KF recibe el nombre de fluoruro
de potasio.
compartidos equitativamente y no se pueden
asignar a ninguno de los átomos).
Resulta fácil escribir fórmulas de compuestos
iónicos si se sigue una regla sencilla. La fórmula
correcta contiene el mínimo número de iones
positivos y negativos necesario para que la carga
eléctrica total sea cero. En el cloruro de sodio las
cargas iónicas son 1+ y 1-. Como un ion de cada
clase resulta en una carga total de cero, la fórmula
para el cloruro de sodio deberá ser NaCl.
2. El n.o. de cualquier ión monoatómico es igual a
su carga eléctrica. Así, los n.o. del S2–, Cl–, Na, K+ y
Zn2+ son, respectivamente, –2, –1, 0, +1 y +2, que
coinciden con sus respectivas cargas eléctricas
(reales).
Cuando las cargas de los dos iones no suman cero,
agregamos iones de uno de los dos tipos hasta que
las cargas se cancelan totalmente. En el hidróxido
de calcio, un ion Ca2+ tiene una carga de 2+; cada
ion hidróxido tiene una carga de 1-, así que se
necesitan dos para hacer 2-. Por lo tanto, se
requieren dos iones hidróxido (2OH-) por cada ion
calcio (Ca2+). El subíndice 2, escrito enseguida del
paréntesis, así lo indica, de modo que la fórmula
para el hidróxido de calcio es Ca(OH)2.
4. El n.o. del O en sus compuestos
–2, excepto en los peróxidos, que es –1.
•
Números de Oxidación
Cada átomo de un compuesto se caracteriza por
un estado de oxidación, debido a los electrones
ganados o perdidos (totalmente en los compuestos
iónicos o parcialmente en los covalentes) con
respecto al átomo aislado. El número (positivo en
los que pierden electrones, negativo en los que
ganan electrones) que indica este estado se llama
número de oxidación del elemento en dicho
compuesto.
El número de oxidación (n.o.) se define como la
carga eléctrica formal (puede que no sea real) que
se asigna a un átomo en un compuesto.
Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie
química (NH3, ClO31-, etc.), se emplea un conjunto
de reglas (fácilmente deducibles a partir de la
configuración electrónica), que se pueden resumir
del modo siguiente:
1. El n.o. de todos los elementos libres es cero, en
cualquiera de las formas en que se presenten: Ca
metálico, He, N2, P4, etc. (En moléculas con átomos
iguales, N2, H2, etc., los electrones del enlace están
Química
3. El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto
en los hidruros metálicos, que es –1.
es
5. El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1.
6. El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre
+2.
7. El n.o. del F en sus compuestos es siempre –1. El
n.o. de los demás halógenos varía desde ±1 a ±7,
siendo positivo cuando se combina con el O o con
otro halógeno más electronegativo.
8. La suma algebraica de los n.o. de los átomos de
una molécula es cero, y si se trata de un ion, igual
a la carga del ion.
Con estas reglas se puede calcular fácilmente el
n.o. de cualquier elemento en una especie química.
Así, en NH3 y ClO3– los n.o. son: N=–3, H=+1,
Cl=+5 y O=–2.
En la Tabla Periódica se encuentran detallados los
n.o. de todos los elementos cuando forman parte
de compuestos.
Conviene insistir que, en general, el n.o. no
representa la carga eléctrica real de un átomo en
un compuesto. Por ejemplo, en NO y CaO el n.o.
del O es –2 en ambos compuestos; pero en NO no
existe realmente una carga de –2 en el átomo de
O, ni de +2 en el de nitrógeno, pues se trata de un
compuesto covalente (débilmente polar). En
cambio, en CaO sí ocurre esto, porque es iónico.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada
(IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura
sistemática, la más extendida, y la de Stock o
59
funcional, utilizada sobre todo para nombrar
óxidos, hidruros y hidróxidos.
En la nomenclatura sistemática de los
compuestos formados por 2 no metales, ambos
nombres van precedida de los prefijos griegos
mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-,
según el número de átomos que existan; a
continuación se indica, de la misma forma, la
proporción del segundo elemento. Por ejemplo,
N2O5, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas
ocasiones se puede prescindir del prefijo monoEn la nomenclatura de Stock no se utilizan
prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra
‘óxido’ seguida del nombre del otro elemento y su
estado de oxidación entre paréntesis; siguiendo
con el ejemplo: Fe2O3, óxido de hierro (III). Si el
elemento que se combina con el oxígeno tiene
estado de oxidación único, no es necesario indicar
el estado de oxidación; así, Li2O es óxido de litio.
En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con
estado de oxidación –1 y se nombran con la
palabra genérica ‘hidruro’ seguida del nombre del
metal. Si el metal presenta más de un estado de
oxidación se sigue la nomenclatura Stock, por
ejemplo, AuH3, hidruro de oro (III).
En los hidrácidos el hidrógeno actúa estado de
oxidación +1 y los no metales con sus respectivos
estados de oxidación negativos; se nombran
añadiendo el sufijo -uro al no-metal. Por ejemplo,
HCl, cloruro de hidrógeno.
Los hidróxidos se nombran con la palabra
‘hidróxido’ seguida del nombre del metal, diciendo
en primer lugar la palabra hidróxido y luego el
nombre del metal Mg(OH)2, hidróxido de
magnesio. En la nomenclatura de Stock no se
utilizan los prefijos: al nombre del metal se le
añade su estado de oxidación aunque ésta se
omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH)2,
hidróxido de magnesio, pero en Fe (OH)2 será
hidróxido de hierro (II)
En la nomenclatura sistemática, los ácidos
oxiácidos se nombran como compuestos binarios
en los que el constituyente negativo (anión) es
Química
poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y
se especifica el estado de oxidación del elemento
central mediante números romanos entre
paréntesis, seguida de la palabra ‘hidrógeno’; por
ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para
estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura
tradicional (HClO, ácido hipocloroso).
•
Compuestos Binarios de No-Metales
Para los compuestos binarios, la terminación del
segundo elemento es –uro o -ido. Cuando los dos
elementos son no metales, la cantidad de átomos
de cada elemento se indica en el nombre de los
prefijos griegos. Excepto en el caso del prefijo
mono (uno), el cual se utiliza solo para el segundo
no-metal. Cuando en el nombre no aparece ningún
prefijo, se supone que se trata de un átomo.
Además, al utilizar los prefijos griegos se elimina la
vocal del prefijo para tener una mejor
pronunciación, así, la “oo” de monóxido, o la “ao”
de pentaóxido, tetraóxido y heptóxido.
Cuadro “prefijos griegos”
Estas reglas se utilizan para nombrar los siguientes
compuestos binarios:
Fórmula
BCl3
PCl5
SO2
Nombre
Tricloruro de
Boro
Pentacloruro de
Fósforo
Dióxido de
Azufre
CO
Monóxido de
Carbono
N2O4
Tetraóxido de
Dinitrógeno
NO2
Dióxido de
Nitrógeno
Se Encuentra
En
la
producción
de
compuestos de boro y el
refinamiento de aleaciones
En la producción de materiales
que contiene cloro
En el aire contaminado, es
peligroso y destructor
Importante contaminante del
aire que se producen los gases
de
expulsión
por
los
automóviles
y
el
mal
funcionamiento de los hornos
Componente del combustible
en dos pequeños motores para
cohetes en un transbordador
espacial
que
coloca
el
transbordador en órbita y lo
hacen regresar a tierra
Un serio contaminante del aire
Ahora trabajando a la inversa, a partir del nombre
también podemos escribir las formulas para los
60
compuestos binarios de los no metales, como
sigue:
NaHSO4
Fe(HSO4)2
KH2PO4
Ca(HCO3)2
•
Cuando los iones del cristal de la sal se encuentran
rodeados de moléculas de agua se dice que la sal
está hidratada. Así: en el cloruro de cobalto (II)
hexahidratado, CoCl2 . 6H2O, por cada dos iones
cloruro de la sal existe un ión cobalto y seis
moléculas de agua.
Ácidos y sus Sales
Las sales de hidrácidos, combinaciones binarias de
F–, Cl–, Br–, I–, S2– y Te2– con cationes metálicos (o
con el ión amonio).
Aquí veremos las que proceden de oxiácidos:
combinaciones de un catión metálico (o el ión
amonio) y un anión procedente de un oxiácido.
Formulación: Se escribe primero el símbolo del
metal con un subíndice que es la carga del anión
(sin signo). A su derecha se escribe el anión y como
subíndice (que afecta a todo el anión) la carga del
catión. Si ambos subíndices tienen divisor común,
se efectúa la simplificación.
Nomenclatura: Se nombra en primer lugar el
anión y a continuación el catión.
Na2SO3
CuSO4
Zn2SiO4
NaClO
NaClO3
FeBrO3
Cr(NO3)3
Li2SO4
SISTEMÁTICA
Trioxosulfato (IV) de sodio
Tetraoxosulfato (VI) de
cobre (II)
Tetraoxosilicato (IV) de zinc
Monoxoclorato (I) de sodio
Trioxoclorato (V) de sodio
Trioxobromato
(III)
de
hierro (III)
Trioxonitrato (V ) de cromo
(III)
Tetraoxo sulfato (VI) de
litio
Las sales de oxiácidos son sustancias ácidas que
tienen de fórmula general HaXbOc siendo a, b, c
números enteros. X es generalmente un no metal,
aunque en algunos casos puede ser un metal de
transición: Cr, Mn, V, Mo, W. Contienen O –de ahí
su nombre– (n.o. = –2) en la molécula y presentan
propiedades ácidas.
Formulación: Los oxiácidos pueden considerarse
como compuestos binarios, en los que la parte
electropositiva es el ión H+ y la electronegativa la
constituye el anión poliatómico formado por un
átomo característico central (X), al que están
directamente unidos los átomos de O. Se escribe
en primer lugar el H.
Nomenclatura:
COMÚN
sulfito de sodio
sulfato cúprico
Común: ácido + prefijo + nombre del elemento X
+ sufijo.
silicato de zinc
hipoclorito de so dio
clorato de sodio
bromato férrico
El elemento X puede actuar con diferentes n.o. y
por ello se utilizan pre fijos y sufijos siendo e n
orden creciente de n.o.:
hipo....oso ....oso ....ico
nitrato crómico
sulfato d e litio
Sales ácidas (no todos los H del oxiácido del que
derivan han sido sustituidos por cationes):
Química
SISTEMÁTICA
COMÚN
Hidrógeno tetraoxosulfato (VI) bisulfato de
de sodio
sodio
hidrógeno tetraoxosulfato (VI) bisulfato
de hierro (II)
ferroso
Bifosfato de
dihidrógeno tetraoxo fosfato (V)
potasio
de potasio
potásico
Hidrógeno trioxo carbonato (IV) bicarbonato
de calcio
de calcio
per....ico
de tal forma que cuando X:
•
Sólo puede actuar con sólo un n.o.:
terminación en ico: H2CO3: ácido carbónico
(n.o. del C = +6)
61
•
Puede actuar con dos n.o: terminaciones
oso para el menor e ico para el mayor:
H2SO3: ácido sulfuroso (n.o. S = +4)
H2SO4: ácido sulfúrico (n.o. S = +6)
•
Puede actuar con tres n.o: hipo...oso
(menor), oso (intermedio) y ico (mayor).
Sistemática: ácido + prefijo oxo, dioxo, trioxo...
(según el número de O ) + nombre del elemento X
terminado en ico y con prefijo di, tri... (según sea
su subíndice) + n.o. (romanos) del elemento X.
De Stock: igual que la sistemática pero eliminando
la palabra ácido y añadiendo al fin al de
hidrógeno. El nombre del elemento X se hace
terminar en ato.
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
H2SO3
H2S2O5
H2SO4
H2S2O7
HNO2
HNO3
H3PO3
H3PO4
H2CO3
H4SiO4
SISTEMÁTICA
ácido oxoclórico
(I)
ácido
dioxoclórico (III)
ácido
trioxoclórico (V)
ácido
tetraoxoclórico (V
II)
ácido
trioxosulfúrico
(IV)
ácido
pentaoxodisulfúri
co (IV)
ácido
tetraoxosulfúrico
(VI)
ácido hepta oxod
isulfú rico (V I)
ácido dioxonítrico
( III)
ácido
trioxonítrico (V)
ácido
trioxofosfórico
(III)
ácido
tetraoxofosfórico
(V)
ácido
trioxocarbónico
ácido
tetraoxosilícico
Química
DE STOCK
oxoclorato (I) de
hidrógeno
dioxoclorato (III)
de hidrógeno
trioxoclorato (V)
de hidrógeno
COMÚN
ácido
hipocloroso
ácido cloroso
ácido clórico
tetraoxoclorato
(VII) de h.
ácido
perclórico
trioxosulfato (IV)
de h.
ácido sulfuroso
pentaoxodisulfat
o (IV) de h.
ácido
disulfuroso
tetraoxosulfato
(VI) de h.
ácido sulfúrico
heptaoxodisulfat
o (VI) de h.
dioxonitrato (III)
de hidrógeno
trioxonitrato (V)
de hidrógeno
ácido nitroso
trioxofosfato (III)
de hidrógeno
ácido fosforoso
tetraoxofosfato
(V) de h.
ácido fosfórico
trioxocarbonato
de hidrógeno
tetraoxosilicato
de hidrógeno
ácido
disulfúrico
H3BO3
H2MnO4
HMnO4
H2CrO4
H2Cr2O7
SISTEMÁTICA
ácido trioxob
órico ( III)
ácido
tetraoxomangáni
co (V I)
ácido
tetraoxomangá
nico (V II)
ácido tetrao
xocró mico (VI)
ácido hepta oxod
icróm ico (V I)
DE STOCK
trioxoborato (III)
de hidrógeno
COMÚN
ácido
ortobórico
tetraoxomangana
to (VI) de h.
ácido
mangánico
tetraoxomangana
to (VII) de h.
ácido
permangánico
tetraoxocromato
(VI) de h.
heptaoxodicroma
to (VI) de h.
ácido crómic
ácido
dicrómico
Los prefijos meta– y orto– se utilizan par a
distinguir dos ácidos del mismo elemento con el
mismo n.o. y que sólo se diferencian por su
contenido de H y O. Así, en los ácidos HPO3 y
H3PO4, el fósforo tiene el mismo n.o. (+5). (La
fórmula del segundo se obtiene añadiendo dos
átomos de H y un átomo de O a la fórmula del
primero).
Para distinguirlos, el primero se denomina ácido
metafosfórico y el segundo ácido ortofosfórico.
Como este último es el más importante, se
denomina simplemente ácido fosfórico.
Un método para formular oxiácidos consiste en
añadir moléculas de agua a los óxidos no metálicos
correspondientes, siendo sus etapas:
¾
¾
¾
Formular el óxido del no-metal
Añadir 1 molécula de agua para obtener la
forma "meta" y 3 moléculas de agua para
la forma "orto" La fórmula de cualquier
ácido “META” funciona para oxiácidos
que tienen 3 o más hidrógenos. La
fórmula del ácido meta es Ácido ortoH 2O
Simplificar la fórmula si es necesario.
ácido nítrico
Recopila información documental
sobre nomenclatura de la Unión
Internacional de Química Pura y
Aplicada.
ácido carbónico
ácido
ortosilícico
62
Elabora un informe sobre la
recopilación documental de la
nomenclatura
de
la
Unión
Internacional de Química Pura y
Aplicada.
Elabora un mapa conceptual de los
iones monoatómicos y poliatómicos.
En cada uno de esos productos, la clave de su
fabricación exitosa es la cantidad de cada
ingrediente. La industria farmacéutica mantiene
una reglamentación estricta sobre las cantidades
de ingredientes en los medicamentos que
compramos. Las fórmulas de las gaseosas y de la
mayor parte de los cosméticos son consideradas
secretos propios del fabricante. Puede suceder que
diferencias pequeñas en la composición de esos
productos
ocasionen grandes pérdidas
o
demandas de los clientes.
La composición de los materiales es un concepto
importante en química. La relación numérica entre
los elementos de un material, y la medición de
cantidades exactas de sustancia están entre las
tareas fundamentales del químico.
•
Realiza los ejercicios propuestos en el
presente manual.
En el Universo, como en la vida cotidiana,
observamos que existen relaciones de cantidad
entre elementos que integran un conjunto. Por
ejemplo:
9
Compara los resultados de
ejercicios con tus compañeros.
El mol
los
9
El famoso cuarteto de Liverpool, Los Beatles,
constituía un conjunto de cuatro elementos
Cada equipo de fútbol soccer cuenta con 11
personas en el terreno de juego.
Para jugar un partido de dobles en tenis se
requieren dos parejas de jugadores.
Tres docenas de huevos constan de 36
unidades.
RESULTADO DE APRENDIZAJE
2.2.
Establecer las relaciones en masa de los
elementos que forman un compuesto usando las
leyes de ponderación para su formulación.
9
2.2.1
La Composición Cuantitativa de la
Sustancias.
Así, en tu vida cotidiana empleas ciertas unidades
para medir cantidades de objetos.
Para fabricar un producto no es suficiente conocer
las sustancias que éste contiene. Un artista puede
crear un lienzo de increíbles colores a partir de
pocos pigmentos. Un farmacéutico puede
combinar las mismas drogas en cantidades
diversas, para obtener efectos distintos en sus
pacientes. Los cosméticos, los cereales, los
productos de limpieza y los analgésicos muestran,
en sus etiquetas, una lista de los ingredientes con
que se fabricaron.
Por ejemplo, cuando compras un par de zapatos,
adquieres dos unidades; una docena de calcetines
equivale a 12 pares (24 calcetines); un millar de
hojas de papel contiene 1000 hojas.
Química
9
De la misma manera, al efectuarse una reacción o
cambio químico intervienen cantidades definidas
de sustancias que reaccionan entre sí para obtener
un producto.
La unidad de medida que se utiliza para
determinar las cantidades de sustancias es el mol,
63
una unidad del SI que se define como la cantidad
de sustancia que contiene tantas partículas como
átomos hay en exactamente 12 gramos de isótopo
de carbono 12 (que son los átomos de carbono
más abundantes en la Naturaleza).
Pero, ¿cuántos átomos están contenidos en 12
gramos de esos átomos de carbono?
12 200 000 000 000 000 000 000 000 000, o sean
doce mil doscientos cuatrillones de centímetros. Su
valor en kilómetros es parecido en magnitud al
número de Avogadro (NA).
9
La masa del Sol es de 2 x 1027 toneladas, que
equivalen a 2 x 1030 kilogramos o 2x1033
gramos. Al comparar el número de Avogadro
con cualquiera de esas tres magnitudes
observarás que dichas cifras son mucho
mayores que el número de Avogadro.
9
La masa de la estrella Betelgeuse, situada en la
constelación de Orión, es 50 veces mayor que
la masa solar, es decir tiene 1 x 1035 gramos
que se escribe y lee así:
Dibujo
Átomos contenidos, en 12 g de carbono.
La respuesta es verdaderamente asombrosa:
existen 6.023 x 1023 átomos, o sea ¡602 000 000
000 000 000 000 000! átomos, es decir,
¡seiscientos dos mil trillones de átomos!. De esta
manera se dice que la cantidad de una sustancia
que contiene (Este valor se puede emplear tanto
para átomos como para moléculas) 6.023 x 1023
partículas (átomos, moléculas, iones, electrones,
etc.) es un mol de dicha sustancia. Este número es
conocido como Número de Avogadro en honor al
científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856).
NA = 6.023x1023.
De esta manera, un mol de aluminio estará
formado por 6.023 x 1023 átomos de aluminio; en
tanto que un mol de agua lo forman 6.023 x 1023
moléculas de agua.
Igualmente podemos referirnos a un mol de arroz
que contendrá 6.023 x 1023 granos de arroz, como
un mol de melones (que es imposible contar y
observar) sería igual a 6.023 x 1023 melones.
A partir de esta lógica ¿podremos afirmar que la
masa de un mol de melones es igual a la masa de
un mol de sandías?
Tal como ya te percataste, el número de Avogadro
(NA) es muy grande, pero es como cualquier otro
número de los muchos que existen en la
Naturaleza y que tienen magnitudes mayores,
semejantes o menores, por ejemplo:
9
El radio del Universo se ha calculado en 1.22 x
1023 Km, cuyo valor en metros es de 1.22 x
1026 m y 1.22 x 1028 cm.
La última cantidad se escribe y nombra así:
Química
100 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000
000, cien mil quintillones de gramos.
Para mantener encendido un foco de 100 watts
durante una hora se requiere que pasen por el
filamento 1.8 x 1022 electrones, valor cuya
magnitud es menor a la del número de
Avogadro.
Betelgeuse se encuentra a 650 años luz de
distancia, lo que corresponde a una magnitud de
9.4608 x 1012 m.
9
9
•
Masa Molar de los Compuestos
La masa molar de un átomo es la masa de un mol
de átomos. Asimismo, la masa molar de una
molécula es la masa de un mol de esas moléculas
(sus unidades en química son g/mol).
La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia
siempre es numéricamente igual a su peso fórmula
(en uma).
Determinación
La masa de un mol de átomos de un cierto
elemento se puede consultar en la tabla periódica
química. Por ejemplo, en la casilla del cobre
aparecen siempre dos números, el número atómico
(que es el número de protones existentes en su
núcleo) y la masa atómica.
64
¿Cuántos gramos pesa 1 mol de cobre?
Así, el factor NA permite transformar moles (n) en
número de átomos (N); Como ves, la masa atómica
(PM) te permite transformar el número de moles
(n) en masa
Así, un mol de átomos de cobre tiene una masa de
63.55 g.
MCu = 63.55 g/mol
Tanto la masa atómica como el número de
Avogadro (NA) son razones unitarias, por lo que
pueden expresarse de la manera siguiente:
Para lograr la transformación inversa y determinar
cuántos moles (n) corresponden a una cierta
cantidad de masa (P Mcu), se emplea la misma
razón unitaria, pero invertida:
¿Cuántos moles de cobre hay en 25 gramos de
cobre?
Observa que -en ambos casos- numerador y
denominador son la misma cosa. Igual a tener 1
mol de cobre que 63.55g de cobre o que 6.023 x
1023 átomos de cobre. Obtendremos lo mismo.
Coloca el dato de masa y multiplícalo por la inversa
de la razón unitaria:
En ningún caso utilizar P.M., ya que el concepto
es masa molar
Estas dos razones unitarias nos permiten:
9
9
Transformar moles en números de partículas.
Transformar moles en gramos.
En este caso puedes emplear la relación
n = m/PM, donde:
n = número de moles
m = masa de la sustancia en gramos
PM10 = masa atómica o molecular en g/mol
Mol expresado en gramos
El mol (n) es la masa de cualquier elemento o
compuesto que puede expresarse en gramos y es
numéricamente igual a la masa atómica o
molecular. Matemáticamente lo anterior se
representa con la fórmula:
Ejemplos:
Ejemplos:
¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2.5 moles
de dicho elemento?.
Calcula la cantidad de moles que existe en 15 g de
aluminio.
Sea N el número de átomos buscados. Basta
multiplicar el dato por la razón unitaria del número
de Avogadro para encontrar el resultado.
En la tabla periódica podemos localizar la masa
atómica del aluminio (26.98 g/mol); la masa en
gramos (m) es de 15, por tanto, aplicando la
fórmula obtenemos:
Química
65
¿Cuántos moles de átomos de plata tenemos en un
anillo que contiene 6.02x1022 átomos?.
En este caso se empleó la relación contraria al del
ejemplo anterior, esto es:
•
Composición
sustancias
porcentual
de
Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno
(H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de
átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de
H es 1.008g y de O es 16g, respectivamente. La
composición porcentual de H2O2 se calcula de la
siguiente forma:
las
Por ciento quiere decir, partes por cien partes.
Igual que cada rebanada de un pastel es un
porcentaje de todo el pastel, cada elemento de un
compuesto es un porcentaje de todo el
compuesto. La composición porcentual de una
sustancia es el por ciento en masa de cada
elemento del compuesto. La masa molar
representa la masa total, o el 100 % del
compuesto o sustancia. Así, la composición
porcentual del agua, H2O, 11.11% de H y 88.88%
de O, en masa
de acuerdo con la Ley de
Composición definida, la composición porcentual
debe ser igual, sin importar el tamaño de la
muestra que se analice.
La composición porcentual de una sustancia se
puede calcular a partir del conocimiento de la
formula y de los datos experimentales.
A partir de la fórmula
La fórmula de un compuesto indica el número de
átomos de cada elemento presente en una unidad
del compuesto. A partir de la fórmula del
compuesto es posible calcular el porcentaje que
cada elemento proporciona a la masa total del
compuesto, para así poder determinar la pureza
del mismo.
Química
La composición porcentual en masa es el
porcentaje en masa de cada elemento en un
compuesto. La composición porcentual se obtiene
al dividir la masa de cada uno de los elementos en
1 mol del compuesto entre la masa molar del
compuesto y multiplicándolo por 100%.
%H =
2 x 1.008 g
x100% = 5.926%
34.02 g
%O =
2 x 16.00 g
x100% = 94.06%
34.02 g
La suma de los porcentajes es 5.926% + 94.06% =
99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al
redondeo de las masas molares de los dos
elementos.
Ejemplo:
El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los
detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para
dar más sabor, etc.
Calcule la composición porcentual en masa de H, P
y O en este compuesto.
Solución:
La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces,
la masa de cada elemento es:
%H =
3(1.008 g)
x100% = 3.086%
97.99 g
%P =
30.97 g
x100% = 31.61%
97.99 g
66
4(16.00 g)
%O =
x100% = 65.31%
97.99 g
La suma de los porcentajes es 3.086 + 31.61 +
65.31 = 100.01%. Como ya se mencionó antes, la
diferencia al 100% es por el redondeo de los
elementos.
A partir de datos experimentales
El hecho de que sea posible determinar la fórmula
empírica de un compuesto conociendo su
composición porcentual, permite identificar
experimentalmente
los
compuestos.
El
procedimiento es el siguiente:
Primero, el análisis químico indica el número de
gramos de cada elemento presente en una
determinada cantidad del compuesto. Después las
cantidades en gramos de cada elemento se
convierten a número de moles. Por ultimo, se
determina la formula empírica del compuesto.
Como un ejemplo especifico, considera el
compuesto etanol. Cuando el etanol se quema, se
forma dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), en
ese momento está presente el carbono (C) como el
hidrogeno (H) y también podría haber oxígeno. (El
oxígeno molecular se agrego en el proceso de
combustión, pero parte del oxígeno puede
también provenir de la muestra original del
etanol).
La masa de CO2 y de H2O producidas pueden
determinarse midiendo el aumento en la masa de
los absorbentes de CO2 y H2O, respectivamente.
Supone que en un experimento la combustión de
11.5 g de etanol produjo 22.0 de CO2 y 13.5 g de
H2O. Se puede calcular la masa de carbono e
hidrógeno en la muestra original de 11.5 g de
etanol como sigue:
Así, 11.5 g de etanol contiene 6.00 g de carbono y
1.51 g de hidrogeno. El resto debe ser oxigeno,
cuya masa
Masa de O = masa de la nuestra – (masa de C
+masa de H)
= 11.5 g – (6.00 g + 1.51 g)
= 4.0 g
El número de moles de cada uno de los elementos
presentes en 11.5 g de etanol es
1 mol C
moles de C = 6.00g C x
= 0.500 mol C
12.01g C
moles de H = 1.51g H x
moles de O = 4.0g O x
1 mol H
1.008g H
1 mol O
16.00g O
= 1.50 mol H
= 0.25 mol O
Cada uno de los valores encontrados se divide
entre el más pequeño de los encontrados con el fin
de obtener números enteros, en caso de no
suceder esto se deberá multiplicar por el entero
más pequeño posible que me de un entero. Así
para el caso anterior
O.5/0.25 = 2
1.5/0.25 = 6
0.25/0.25 = 1
De esta forma, la fórmula del etanol es C2H6O
Ahora se entiende mejor la palabra “empírica”,
que literalmente significa “basado solo en
observación y en mediciones”. La formula empírica
del etanol se determina por el análisis de
compuesto en función de los elementos que lo
forman no es necesario conocer como se
encuentran unidos los átomos entre si en el
compuesto.
Integra más información del
concepto de mol, el número de
Avogadro y masa molar.
Química
67
También podemos trabajar en reversa a partir de
las proporciones molares:
Analiza en equipo el concepto de
mol, el número de Avogadro y masa
molar; elaboren un informe con las
conclusiones del análisis.
Realiza un cuadro resumen del
procedimiento para determinar el
porcentaje en masa de las sustancias.
Si conocemos las cantidades molares de cada
elemento en un compuesto, podemos determinar
la fórmula empírica.
El Mercurio forma un compuesto con el cloro que
tiene 73.9% de mercurio y 26.1% de cloro en
masa. ¿Cuál es su fórmula empírica? Digamos que
tenemos una muestra de 100 gramos de este
compuesto. Entonces la muestra tendrá 73.9
gramos de mercurio y 26.1 gramos de cloro.
¿Cuántas moles de cada átomo representan las
masas individuales? Para el mercurio:
(73.9 g)*(1 mol/200.59 g) = 0.368 moles
Realiza los ejercicios propuestos en el
presente manual.
Para el cloro:
(26.1 g)*(1 mol/35.45 g) = 0.736 mol
¿Cuál es la
elementos?
Compara los resultados de ejercicios
con tus compañeros.
2.2.2
•
Formulas
Empíricas o Mínimas
proporción
molar
de
los
dos
( 0.736 mol Cl/0.368 mol Hg) = 2.0
Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos)
de Cl que de Hg. Fórmula empírica del compuesto
sería: HgCl2
•
Moleculares
Una fórmula empírica nos indica las proporciones
relativas de los diferentes átomos de un
compuesto.
La fórmula química de un compuesto obtenida por
medio del análisis de sus elementos o de su
composición siempre será la fórmula empírica.
Estas proporciones son ciertas también al nivel
molar.
Para poder obtener la fórmula molecular
necesitamos conocer el masa molecular del
compuesto.
Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y
un átomo de oxígeno.
De la misma manera, 1.0 mol de H2O está
compuesta de 2.0 moles de hidrógeno y 1.0 mol
de oxígeno.
Química
La fórmula química siempre será algún múltiplo
entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos
enteros de los subíndices de la fórmula empírica).
La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92 % de
C, 4.58 % de H, y 54.50 % de O, en masa.
68
El masa molecular de este compuesto es de 176
uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o
química y su fórmula empírica?
En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:
40.92 gramos C
4.58 gramos H
54.50 gramos O
Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento
así:
Para determinar la proporción simplemente
dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en
este caso 3.406 o sea la del oxígeno):
Las cantidades molares de O y C parecen ser
iguales, en tanto que la cantidad relativa de H
parece ser mayor. Como no podemos tener
fracciones de átomo, hay que normalizar la
cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero.
1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las
proporciones de cada átomo por 3 obtendremos
valores enteros para todos los átomos.
C = (1.0)*3 = 3
H = (1.333)*3 = 4
O = (1.0)*3 = 3
Es decir C3H4O3
Esta es nuestra fórmula empírica para el ácido
ascórbico. ¿Pero y la fórmula molecular?
Nos dijeron que la
masa molecular de este
compuesto es de 176 uma.
¿Cuál es la masa molecular de nuestra fórmula
empírica?
(3*12.011)+(4*1.008)+(3*15.999)=88.062 uma
El peso molecular de nuestra fórmula empírica es
significativamente
menor
que
el
valor
experimental.
(176 uma / 88.062 uma) = 2.0
Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente
la mitad que la molecular.
Si multiplicamos la fórmula empírica por dos,
entonces la masa molecular será la correcta.
Entonces, la fórmula molecular será:
2* C3H4O3 = C6H8O6
•
Determinación
composición
a
partir
de
la
Cuando conocemos la manera en que una serie de
sustancias reaccionan entre sí, es factible
determinar cuantitativamente como reaccionaron y
así poder calcular características cuantitativas de
estas.
Entre otras, su fórmula y hasta su fórmula
molecular en caso de conocer el peso molecular de
la sustancia.
A esto se le conoce como análisis cuantitativo.
Análisis de combustión
Cuando un compuesto que tiene H y C se quema
en presencia de O2 en un aparato especial, todo el
carbono se convierte en CO2 y el hidrógeno en
H2O. La cantidad de carbono producida se
determina midiendo la cantidad de CO2 producida.
Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio,
de manera que podemos saber cuanto CO2 se ha
producido simplemente midiendo el cambio de
peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos
calcular cuanto C había en la muestra.
De la misma manera, podemos saber cuanto H se
ha producido atrapando al H2O y midiendo el
cambio de masa en la trampa de perclorato de
magnesio.
¿Cuál será la proporción entre los dos valores?
Química
69
Ejemplo: consideremos la combustión del alcohol
isopropílico. Un análisis de la muestra revela que
esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O.
Al quemar 0.255 g de alcohol isopropílico vemos
que se producen 0.561 g de CO2 y 0.306 g de H2O.
Con esta información podemos calcular la cantidad
de C e H en la muestra, ¿Cuántas moles de C
tenemos?
Dado que un mol de CO2 tiene una mol de C y dos
de O, y tenemos 0.0128 moles de CO2 en la
muestra, entonces hay 0.0128 moles de C en
nuestra muestra.
0.0042 moles Oxígeno
Con esta información podemos encontrar la
fórmula empírica, si dividimos entre la menor
cantidad para obtener enteros:
C = 3.05 átomos
H = 8.1 átomos
O = 1 átomo
Si consideramos el error experimental, es probable
que la muestra tenga la fórmula empírica:
C3H8O
¿Cuántos gramos de C tenemos?
¿Cuántas moles de Hidrógeno tenemos?
Realiza un mapa conceptual de las
formulas empíricas y moleculares.
Dado que una mol de H2O tiene una mol de
oxígeno y dos moles de hidrógeno, en 0.017 moles
de H2O, tendremos 2*(0.017) = 0.034 moles de H.
Como el hidrógeno es casi 1 gramo/mol, entonces
tenemos 0.034 gramos de hidrógeno en la
muestra.
Construye una tabla con los cálculos
necesarios para obtener las fórmulas
empíricas y moleculares.
Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de
H, obtenemos:
0.154 gramos (C) + 0.034 gramos (H) = 0.188
gramos
Propón cinco ejemplos para la
determinación de la composición y 5
a partir de datos experimental.
Pero sabemos que el peso de la muestra era de
0.255 gramos.
La masa que falta debe ser de los átomos de
oxígeno que hay en la muestra de alcohol
isopropílico:
Compara estos ejemplos con tus
compañeros de equipo.
0.255 gramos - 0.188 gramos = 0.067 gramos (O)
¿Pero esto cuantas moles de O representa?
Entonces resumiendo, lo que tenemos es:
Realiza los ejercicios propuestos en el
presente manual.
0.0128 moles Carbono
0.0340 moles Hidrógeno
Química
70
Compara los resultados de ejercicios
con tus compañeros.
RESULTADO DE APRENDIZAJE
2.3
Balancear las ecuaciones químicas por el
método Redox.
2.3.1
•
Las Reacciones Químicas.
Definición
Un primer paso para representar lo que ocurre
cuando el gas propano se quema al aire,
(combustión), consiste en colocar en una ecuación,
cada una de las substancias químicas involucradas
en el proceso:
CH3CH2CH3+O2→CO2+ H2O
En una ecuación de este tipo, todas las substancias
colocadas a la izquierda de la flecha, se llaman
“Reactivos” o “Reaccionantes” y todas las
substancias colocadas a la derecha, se llaman
“Productos”. La flecha que separa los productos de
los reactivos se lee como “Produce”. Así pues, en
términos del lenguaje cotidiano, la anterior
ecuación puede leerse como:
“Propano mas oxígeno,
carbono mas agua”
produce
bióxido
de
Una ecuación química, tal como ha sido escrita la
anterior, nos dice simplemente, que “el gas
metano reacciona con el oxígeno para formar
bióxido de carbono y agua”. Pero en un sentido
estricto, no es una ecuación, por cuanto no es una
igualdad. Para que esta expresión sea realmente
Química
una igualdad, es necesario que a cada lado de la
flecha, existan las mismas cantidades de cada uno
de los átomos involucrados. Balancear una
ecuación, es entonces escribir la expresión de
acuerdo con la Ley de la Conservación de Masa:
CH3CH2CH3+5 O2→3 CO2+4 H2O
En toda Ecuación Química, los números que
aparecen como “Subíndices”, se refieren siempre a
la proporción de átomos de cada especie dentro de
cada molécula. Los números colocados como
“Coeficientes”, se refieren siempre a la proporción
en que interactúan las diferentes moléculas, en
una reacción particular. Nuevamente, en términos
del lenguaje escrito, la anterior ecuación puede
leerse ahora como:
“Cuando una molécula, (o mol), de gas propano
reacciona con cinco moléculas, (o moles), de
oxígeno, se producen tres moléculas, (o moles), de
bióxido de carbono y cuatro moléculas, (o moles),
de agua”
El escribir las reacciones químicas en forma de
verdaderas ecuaciones matemáticas, es una
habilidad que el estudiante debe desarrollar. Con
frecuencia se asume el balance de ecuaciones
químicas, como el producto de una actividad
tortuosa o misteriosa o en el mejor de los casos,
producto del asar; sin embargo, esta actividad es
mas frecuente de lo que lo que pensamos:
Supone que debes preparar un refrigerio para 20
personas y que cada plato debe contener 5 nueces,
(5 Nu), tres camarones, (3 Ca), un limón, (1 Li) y
dos papas (2 Pa). Si tomásemos cada uno de los
componentes de este refrigerio como si fuesen
elementos químicos, entonces la fórmula
molecular de un refrigerio de este tipo podría
representarse por “Nu5Ca3LiPa2“ y la ecuación de la
reacción por:
100Nu+60Ca+20Li+40Pa→20 Nu5Ca3LiPa2
O simplificando,
5 Nu+3 Ca+Li+2 Pa→Nu5Ca3LiPa2
71
Obsérvese que el balance de esta ecuación es
necesario
para
tener
conciencia
de
las
proporciones individuales de cada ingrediente, al
momento de servir cada plato y para conocer la
cantidad de cada uno de los ingredientes al
momento de realizar las compras, (entiéndase,
estequiometría). Gracias al gran sentido de las
proporciones que tienen nuestras madres, siempre
nos levantamos satisfechos de la mesa y podemos
reflexionar entonces, sobre cosas tales como, el
origen de las posibles asociaciones entre la química
y el arte culinario.
Combustión del Propano
Oxidación del hierro
Foto
•
Tipos
Precipitación
Las reacciones de precipitación son un tipo
particular de reacciones en fase acuosa, que se
caracterizan por la formación de un producto
insoluble a partir de dos substancias que se hallan
en solución;
el producto insoluble recibe el
nombre genérico de "precipitado" y en general se le
da este nombre, a cualquier producto insoluble
que se desprende de una solución y se separa por
decantación.
Sistema NaCl + AgNO3
Los iones existen no solo en solución sino además,
en estado gaseoso y en el sólido cristalino.
Frecuentemente se emplean ecuaciones iónicas
para representar los cambios químicos, porque
mediante esta forma se puede entender mejor la
esencia del proceso. Así, por ejemplo, en la tercera
ecuación, los iones sodio y nitrato son superfluos
en la reacción, no participan de ella y en verdad, la
reacción ocurre exactamente igual entre soluciones
de sulfato de plata y cloruro de potasio.
Una forma mas precisa de escribir estas mismas
reacciones, es mediante "Ecuaciones Iónicas", en las
cuales aparecen solamente las especies iónicas
involucradas:
Pb2+(aq)+I-(aq)→PbI2(s)
PO43-(aq)+Ca2+(aq)→Ca3(PO4)3(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)→AgCl(s)
AgCl
Las siguientes ecuaciones describen
ejemplos de reacciones de precipitación:
algunos
Pb(NO3)2(aq)+NaI(aq)→PbI2(s)+NaNO3(aq)
K3PO4(aq)+CaCl2(aq)→Ca3(PO4)2(s)+KCl(aq)
AgNO3(aq)+NaCl(aq)→AgCl(s)+NaNO3(aq)
Química
Esta forma de representar las reacciones químicas,
se conoce como "Ecuaciones Moleculares", debido
a que en ellas se escriben cada una de las
substancias como si en el medio acuoso, realmente
existiesen estas especies en su forma molecular.
Aun cuando esta forma de escribir las reacciones
es útil por cuanto describen la identidad de los
reaccionantes y de los productos, dicha notación
es inexacta en la medida en que no describe lo que
realmente ocurre en la solución. En primer lugar,
en medio acuoso, ninguna de estas especies existe
como unidad molecular sino como iones
individuales. En segundo lugar, estas reacciones
ocurren entre especies iónicas, es decir, solo
intervienen o participan del proceso, unos pocos
iones.
Algunos ejemplos típicos de reacciones de
precipitación los constituyen la formación de
estalactitas a partir de soluciones saturadas de
carbonato de calcio en algunas cavernas, la
precipitación de carbonatos en una planta de sosa
cáustica y la precipitación de oxalato de calcio en
los cálculos renales.
Sistema KI + Pb(NO3)2
PbI2
Foto
72
Combustión
Los elementos combustibles de la mayoría de las
sustancias combustibles son, el carbono, el
hidrógeno y una pequeña cantidad de azufre. Los
cálculos se realizan mediante algunas reacciones
químicas de estas sustancias con el oxígeno,
teniendo en cuenta que:
a) El combustible es un único compuesto químico,
(sustancia pura), o bien una mezcla de sustancias
puras, (mezcla de gases combustibles).
b) El combustible, si es un líquido o un sólido,
(fuel, carbón, etc.), es una mezcla de diversos
compuestos cuya composición química se puede
determinar.
En cualquier caso, los elementos combustibles son
sólo el C, H2 y S y las reacciones de combustión se
pueden reducir, cuando se trata de combustibles
sólidos o líquidos, a las tres siguientes:
Los gases que se desprenden del combustible
sólido son hidrocarburos ligeros CH4, pesados C2H4,
C2H2, C6H6 y en algunos casos el CO y el SO2, de
forma que:
completa posible, por lo que es necesario exista
aire en exceso.
Un elevado exceso de aire es desfavorable porque
disminuye la temperatura de combustión,
arrastrando, además, un elevado número de
calorías que se pierden por los humos, al tiempo
que se provoca la aparición de los NOx.
Combinación (Síntesis)
Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más
sustancias se puede obtener otra (u otras) con
propiedades diferentes. Para que tenga lugar,
debemos agregar las sustancias a combinar en
cantidades perfectamente definidas, y para
producirse efectivamente la combinación se
necesitará liberar o absorber calor (intercambio de
energía).
Ejemplos: una cierta cantidad de cobre reaccionará
con el oxígeno del aire cuando se le acerque la
llama de un mechero, entonces se combinan el
cobre y oxígeno, gracias a la energía
proporcionada por el calor de la llama del
mechero.
S
+
Fe
= FeS
Azufre calor
hierro sulfuro de hierro (II)
Para que se posible la reacción química entre el S y
el Fe es fundamental entregarles calor.
Descomposición
Es un fenómeno químico, y a partir de una
sustancia compuesta (formada por 2 ó más
átomos), puedo obtener 2 ó más sustancias con
diferentes propiedades.
Si la combustión es incompleta algunos gases
combustibles escapan sin arder, encontrándose en
los humos gases como el CO y algunos
hidrocarburos. En general, el oxígeno debe ser
abundante para que la combustión sea lo más
Química
Ejemplos: al calentar óxido de mercurio, puedo
obtener oxígeno y mercurio; puedo hacer
reaccionar el dicromato de amonio para obtener
nitrógeno, óxido crómico y agua.
(NH4)2Cr2O7 → N2 + 4H2O + Cr2O3
dicromato de amonio nitrógeno agua óxido
crómico
73
Para que sea posible la reacción química de
descomposición del dicromato de amonio debe
haber calor.
Sustitución Simple
En las reacciones de sustitución sencilla, un
elemento reacciona reemplazando a otro en un
compuesto. Las reacciones de sustitución sencilla
también se llaman reacciones de reemplazo, de
sustitución o de desplazamiento. En este texto se
describirán dos tipos generales de reacciones de
sustitución sencilla:
1. Un metal (A) sustituye a un ion metálico en su
salo ácido. B puede ser un ion metálico o ion
hidrógeno.
A + BZ → AZ + B
2. Un no metal (X) sustituye a un ion no metálico
en su salo ácido. B puede ser un ion metálico o
un ion hidrógeno.
X + BZ → BX+Z
En el primer caso, la sustitución depende de uno
de los dos metales que intervienen en la reacción,
A y B. Es posible acomodar los metales en un
orden que se llama serie electromotriz o de
actividad. Cada elemento de la serie desplazará a
cualquier otro, que lo siga, de su sal o ácido. Por
ejemplo, el zinc desplazará a los iones de cobre (Il)
de una sal de cobre(ll) corno puede ser el sulfato
de cobre(II), CuSO4.
Aunque el hidrógeno no es un metal, está incluido
en esta serie:
Li, K, Ha, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H),
Cu, Hg, Ag, Au
En términos generales, todos los metales anteriores
al hidrógeno desplazarán a los iones hidrógeno
que formen parte de un ácido. Los metales más
reactivos (U, K, Ha, Ca y Na) sustituyen a un
hidrógeno del agua para formar el hidróxido
metálico y gas hidrógeno. Deberás ser capaz de
completar y balancear las ecuaciones de reacción
Química
de sustitución sencilla utilizando esta serie y de
clasificar el tipo de reacción.
En el segundo tipo de reacción de sustitución
sencilla, cuando un no-metal desplaza al otro nometal de su sal o ácido, la reacción depende de los
dos metales involucrados, X y Z. Existe una serie
semejante a la serie electromotriz o de actividad
para los no metales halógenos –F2 Cl2, Br2 y I2. El
bromo desplaza a los iones yoduro de una sal
yoduro en solución acuosa, el cloro desplazará al
ion bromuro o al ion yoduro y el flúor desplazará a
cualquiera de los tres iones halógenos. Esta serie
sigue la disminución en las propiedades no
metálicas en la familia de los halógenos de
acuerdo con la tabla periódica.
Doble Sustitución
En las reacciones de doble sustitución participan
dos compuestos en la reacción, el ión positivo
(catión) de un compuesto se intercambia con el ion
positivo (catión) del otro compuesto. En otras
palabras, los dos iones positivos intercambian
iones negativos (aniones). Las reacciones de doble
sustitución también se llaman de metátesis que
significa "un cambio en el estado, en la sustancia o
en la forma" o reacción de doble descomposición.
Esta reacción se representa con la ecuación
general:
AX + BZ → AZ + BX
En las reacciones de doble sustitución hay cuatro
partículas separadas A, X, B y Z mientras que en las
reacciones de sustitución sencilla sólo hay tres, A, B
y Z. En las reacciona de doble sustitución las
partículas son iones, mientras que en las de
sustitución sencilla A no es un ion, sino un metal o
no metal libre. Las reacciones de sustitución
sencilla dependen de la serie electromotriz o de
actividad, lo que no sucede con las reacciones de
doble sustitución.
Las reacciones de doble sustitución por lo general
se llevarán a cabo si se cumple una de las tres
condiciones siguientes:
74
I. Si se forma un producto insoluble o ligeramente
soluble (precipitado).
2. Si se obtienen como productos especies
débilmente ionizadas. La especie más común de
este tipo es el agua.
3. Si como producto se forma un gas.
El tipo más común de reacción de doble
sustitución pertenece a la primera de las tres
clases. Durante la reacción se produce un
precipitado, un sólido que aparece en solución,
debido a que, uno de los productos es insoluble (o
ligeramente soluble) en agua. Para indicar la
formación de este precipitado ecuación se incluye
una (s) junto al compuesto, como en AgCI(s).
•
Representación
Una ecuación química usa los símbolos y fórmulas
químicas de los reactivos y productos, y otros
términos simbólicos para representar una reacción
química. Las ecuaciones se escriben siguiendo este
formato:
1. Los reactivos se separan de los productos con
una flecha que indica el sentido de la reacción.
Una flecha doble indica que la reacción se efectúa
en ambas direcciones y establece un equilibrio
entre los reactivos y los productos.
2. Los reactivos se colocan a la izquierda y los
productos a la derecha de la flecha. Un signo más
(+) se coloca entre cada reactivo y entre cada
producto, cuando es necesario.
3. Las condiciones necesarias para efectuar la
reacción pueden, si se desea, colocarse arriba o
abajo de la flecha o signo de igualdad. Por
ejemplo, una letra delta mayúscula (∆) colocada
sobre la flecha indica que se suministra calor a la
reacción.
4. Se colocan coeficientes (números enteros) frente
a los símbolos de las sustancias (por ejemplo,
2H2O) para equilibrar o balancear la ecuación e
indicar el número de unidades fórmula (átomos,
moléculas, moles, iones) de cada sustancia que
Química
reacciona o que se produce. Cuando no se indica
número alguno, se sobreentiende que se trata de
una unidad fórmula.
5. El estado físico de las sustancias se indica
mediante los siguientes símbolos:
(s) para el estado sólido
(I) para el estado líquido
(g) para el estado gaseoso
(aq) para sustancias de solución acuosa.
Símbolo
→
↔
↑
↓
(s)
(I)
(g)
(aq)
∆
+
Significado
Da (dan), producen (apunta hacia los
productos)
Reacción reversible; equilibrio entre
reactivos y productos
Gas que se desprende (se marca
después de la sustancia)
Sólido o precipitado que se forma (se
marca después de la sustancia)
Estado sólido (se escribe después de la
sustancia)
Estado líquido (se escribe después de
la sustancia)
Estado gaseoso (se escribe después de
la sustancia)
Solución acuosa (sustancia disuelta en
agua)
Calor
Más, o se agrega a (al aparecer entre
dos sustancias)
Elabora en equipo un cuadro sinóptico sobre los
tipos de reacciones.
Observa e identifica en casa los tipos de reacciones
químicas
que
se
presentan
cotidianamente.
Realiza la representación esquemáticamente de las
reacciones que identificaste.
Compara los resultados de ejercicios con tus
compañeros.
75
2.3.2
Balanceo de Ecuaciones de Oxidación
- Reducción.
electrones. Los números de oxidación reflejan el
número de electrones “transferido”.
En esta sección se estudiará el balanceo de
ecuaciones, para poder saber cuantificar los
reactivos y los productos de una reacción química
se requiere que la ecuación que la representa esté
debidamente “balanceada”. Este proceso consiste
en que los átomos de los reactivos y de los
productos sean iguales en cantidad, para cumplir
con la Ley de la conservación de la materia.
Los números de oxidación permiten identificar
enseguida los elementos que se han oxidado y
reducido. Los elementos que muestran un
aumento en el número de oxidación, el hidrogeno
y el azufre en los ejemplos anteriores, sean oxidado
el cloro y el oxígeno sean reducido por lo que sus
números de oxidación son menores que al inicio de
la reacción. Observe que la suma de los números
de oxidación del H y del Cl en el HCl (+1 y -1) es
cero. Asimismo, si se añaden cargas (+4) en el S y
en los dos átomos de O [2x(-2)], el total es cero. La
razón de esto es que las moléculas de HCl y SO2
son neutras y por tanto se deben cancelar las
cargas.
El balanceo de ecuaciones es el procedimiento que
nos permite igualar cuantitativamente los átomos
de los elementos presentes en los reactivos y en los
productos de una reacción química. Por lo tanto,
es necesario encontrar, por cualquier método,
tanteo, oxidación-reducción (redox), algebraico o
ion-electrón, los valores numéricos enteros más
pequeños correspondientes a los coeficientes a, b,
c y d, de la ecuación general señalada con
anterioridad:
aA + bB cC + dD
•
Estados de Oxidación
El número de oxidación de un átomo, también
llamado estado de oxidación significa el número de
carga que tendrá un átomo en una molécula (o en
un compuesto iónico) si los electrones fueran
transferidos completamente. Por ejemplo, las
ecuaciones para la formación de HCl Y SO2 se
podrían escribir como:
0
0
H2(g)+Cl2(g)
→ 2HCl(g)
1+1-
0
0
S(s)+O2(g)
4+2→ SO2(g)
Los números colocados encima de los símbolos de
los elementos son los números de oxidación. En
ninguna de las dos reacciones hay cargas en los
átomos de las moléculas de reactivos
Por tanto, su número de oxidación es cero sin
embargo, para las moléculas de los productos se
0 ha habido
0
+1 -1
supone que
una transferencia
completa
de electrones y los átomos ganaron o perdieron
Química
En este manual se utilizan las siguientes reglas
para asignar el número de oxidación:
1. En los elementos libres (es decir, en estado no
combinado), cada átomo tiene un numero de
oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2,
Na, Be, K, O2, P4 tiene el mismo número de
oxidación: 0
2. Para los iones constituidos por un solo átomo
(es decir, iones monoatómicos), el número de
oxidación es igual a la carga del ion. Entonces,
el ion Li+ tiene un número de oxidación de +1;
el ion Ba+2, +2; el ion Fe+3, +3; el ion I-, -1; el
ion O-2, -2 y así sucesivamente. Todos los
metales alcalinos tiene un número de
oxidación de +1 y todos los metales
alcalinotérreos tienen un número de oxidación
de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un
número de oxidación de +3 en todos sus
compuestos.
3. El número de oxidación del oxígeno es -2 en la
mayoría de los compuestos, por ejemplo, MgO
y H2O, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2)
y el ion peróxido (O2-2) es -1.
4. El número de oxidación del hidrogeno es +1,
excepto cuando esta enlazados con metales en
compuesto binarios. En estos casos (por
ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de
oxidación es -1.
5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en
todos sus componentes. Los otros halógenos
76
(Cl, Br, I) tienen números de oxidación
negativos cuando se encuentran como iones
halogenuros en los compuestos. Cuando están
combinados con oxígeno, por ejemplo en los
óxidos y oxianiones, tienen números de
oxidación positivos.
6. En una molécula neutra, la suma de los
números de oxidación de todo los átomos
debe de ser 0. En un ion poliatómico, la suma
de los números de oxidación de todos los
elementos debe ser igual a la carga neta del
ion. Por ejemplo, en ion amonio, NH4+, el
número de oxidación del N es -3 y del H es +1.
Por tanto, la suma de los números de
oxidación es -3 +4 (+1) = +1, que es igual a
la carga neta del ion.
7. Los números de oxidación no tienen que se
enteros. Por ejemplo, el número de oxidación
del O en el ion superóxido, O2- es -1/2.
Ejemplo:
Asigne el número de oxidación a todos los
elementos de los siguientes compuestos y en el
ion:
a) Li2O
b) HNO3
c) Cr2O7-2
Para asignar el número de oxidación de los
elementos se hace referencia a las reglas
anteriores. Recuerde que la suma de los números
de oxidación de los elementos en una especie a la
carga neta de dicha especie
a) De acuerdo con la regla 2, se ve que litio
tiene el número de oxidación de +1 (Li+) y
el oxígeno tiene el número de oxidación de
-2 (O-2).
b) Esta es la formula del ácido nítrico que, en
solución, forma un ion H+ y un ion NO3-.
De la regla 4 se ve que el H tiene un
número de oxidación de +1 por tanto, el
otro grupo (el ion nitrato) debe tener un
número de oxidación de -1. Puesto que el
oxígeno tiene un número de oxidación de 2, el número de oxidación del nitrógeno
(señalado como x) esta dado por
Química
-1 = x + 3 (-2)
x = +5
c)
De la regla 6, se ve que la formula de los
número de oxidación en el ion Cr2O7-2 debe
ser -2. Se sabe que el número de oxidación
del O es -2, así que todo lo que resta es
determinar el número de oxidación del Cr,
el cual se llamar y. La suma de los número
de oxidación del ion es:
-2 = 2 (y) + 7 (-2)
y = +6
•
Método de Tanteo
Para ejemplificar este método se muestra cómo
balancear por tanteo la reacción entre la hidracina
y el tetraóxido de dinitrógeno:
aN2H4(i) + bN204(i) →cN2(g) + dH20(g)
(hidracina)
Inicialmente procedemos a indicar el número de
átomos de cada elemento, antes y después de la
reacción, para posteriormente encontrar los valores
de los coeficientes a. b, c y d.
N2H4 + N2O4
→
N2 + H2O
Total átomos en reactivos:= Total átomos en
productos
N:_____ N:_____
N:_____ H:_______
H:_____ O:_____
O:______
Las cantidades de átomos de los diferentes
elementos que aparecen en los reactivos deben ser
iguales a las cantidades de átomos de esos mismos
elementos en los productos. Por lo tanto para
comenzar la igualación se recomienda iniciar por
los elementos que aparecen menos veces, en este
caso el hidrógeno o el oxígeno.
Comenzaremos con el oxígeno.
En los reactivos se tienen 4 átomos de oxígeno y
en los productos se tiene sólo 1 átomo de este
elemento. Por lo tanto multiplicaremos por 4 a las
moléculas de agua:
77
N2H4(l) + N204(l) → N2(g) + 4H2O(g)
Se observa que en los reactivos se tienen 4 átomos
de hidrógeno y en los productos se tienen 8
átomos del mismo. Por lo tanto multiplicaremos
por 2 la molécula de hidracina, con lo que
tendremos:
2N2H4(i) + N204(i)
→
N2(g) + 4H20(g)
El número de átomos de nitrógeno en
los reactivos es 6, mientras que en los productos es
2. Entonces, multiplicamos por 3 las moléculas de
nitrógeno y obtenemos:
2N2H4(l) + N204(l)
→
3N2(g) + 4H20(g)
Revisemos los resultados hasta aquí obtenidos.
Indica el número de átomos de cada elemento en
los reactivos y productos en la reacción:
2N2H4(l) + N204(l) → 3N2(g) + 4H20(g)
Total átomos en reactivos: = Total átomos en
productos
N:_______
N:________
O:_______
O:________
H:_______
H:________
De esta manera queda balanceada la ecuación,
misma que nos indica que 2 moléculas de
hidracina reaccionan exactamente con 1 molécula
de tetróxido de nitrógeno, para producir 3
moléculas de nitrógeno molecular gaseoso y 4
moléculas de agua. Estos valores corresponden a
los coeficientes a, b, c, d, y son los mínimos.
Esto quiere decir que la ecuación podrá quedar
balanceada con otros números, siempre que sean
múltiplos enteros de ellos, así
4N2H4(I) + 2N204(I) → 6N2(g) + 8H20(g)
Observa que con estos coeficientes, la ecuación
también quedó balanceada.
•
Método Algebraico
Este método esta basado en la aplicación del
álgebra. Para balancear ecuaciones se deben
considerar los siguientes puntos
1) A cada fórmula de la ecuación se le asigna una
literal y a la flecha de reacción el signo de igual.
Ejemplo:
Fe + O2
ABC
→Fe2O3
2) Para cada elemento químico de la ecuación, se
plantea una ecuación algebraica
Para el Fierro A = 2C
Para el Oxigeno 2B = 3C
3) Este método permite asignarle un valor (el que
uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de
las ecuaciones algebraicas, en este caso la C
Por lo tanto si C = 2
Si resolvemos la primera ecuación algebraica,
tendremos:
2B = 3C
2B = 3(2)
B = 6/2
B=3
Los resultados obtenidos por este método
algebraico son:
A=4
B=3
C=2
Estos valores los escribimos como coeficientes en
las formulas que les corresponden a cada literal de
la ecuación química, quedando balanceada la
ecuación:
4Fe + 3O2
→
2 Fe2O3
Otros ejemplos:
Química
78
HCl + KMnO4 →KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
ABCDEF
• A = 2E
Cl) A = C + 2D + 2F
• B=C
Mn) B = D
O) 4B = E
Si B = 2
4B = E
4(2) = E
E=8
B=C
C=2
B=D
D=2
A = 2E
A = 2 (8)
A = 16
A = C + 2D + 2F
16 = 2 + 2(2) + 2F
F = 10/2
F=5
16HCl + 2KMnO4
•
→
2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
Método Redox
El método por tanteo utilizado para igualar las
ecuaciones químicas se vuelve insuficiente para
ecuaciones tan complicadas como en las que
interviene un intercambio de electrones. En ellas,
además de considerarse el principio de
conservación de la materia, debe contemplarse el
de "conservación de la carga”; en donde todos los
electrones cedidos por el agente reductor
(elemento que se oxida) deben ser ganados por el
agente oxidante (elemento que se reduce).
Existen dos métodos de balanceo que se basan en
estos principios y son: el del cambio en el número
de oxidación, del cual nos ocuparemos ahora.
Antes de estudiar este método de balanceo es
necesario conocer los conceptos oxidación y
reducción.
En una reacción química de oxidación-reducción
dos elementos se combinan para dar lugar a la
Química
formación de un compuesto, uno de ellos cede
electrones y el otro los gana, así en la reacción:
M + X € MX
Uno cede electrones y el otro los gana y puede
interpretarse de la siguiente manera:
M -n e- Mnn+ (catión)
X + ne- Xnn- (anión)
En el primer caso ocurre una oxidación (pérdida de
electrones) de un elemento M, que casi siempre es
un metal. A ésta se le llama media reacción de
oxidación.
En el segundo caso ocurre una reducción (ganancia
de electrones) de un elemento X, que siempre es
un no metal. A ésta se le llama media reacción de
reducción.
Por esto, a los metales se les llama reductores,
pues al ceder electrones reducen el número de
oxidación de los no metales, de cero a valores
numéricos negativos. A los no metales (elementos
que se encuentran a la derecha en la tabla
periódica, en su forma larga) se les llama
oxidantes, porque al ganar electrones. Aumentan
el número de oxidación de los metales, de cero a
valores numéricos positivos. Por ejemplo:
Na0 - 1 e- ———— Na1 + (se oxida, es reductor)
CI 0 + 1 e- ———— CI1- (se reduce, es oxidante)
Ambos iones, al atraerse eléctricamente forman el
cloruro de sodio, como se vio en la parte
correspondiente a la formación del enlace químico.
A continuación balancearemos, por el método del
cambio en el número de oxidación, la reacción
química con la que es posible obtener cloro en el
laboratorio.
KMn04(ac) + HCI(ac) KCI(ac) + MnCl2(ac) +
Cl2(g) + H2O(l)
En ella reaccionan dos sustancias químicas, una
oxidante, el permanganato de potasio y una
reductora, el ácido clorhídrico.
79
Para proceder a
siguientes pasos:
balancearla
seguiremos
los
Para obtener:
2Mn7+
1. Este método se aplicará solamente cuando en la
reacción haya cambios en el número de oxidación.
y
2. Las fórmulas de las sustancias que intervienen
en ella deberán estar escritas en forma correcta.
Para obtener:
3. Asignar a cada elemento
de la ecuación su
+10enúmero de oxidación, obedeciendo a las reglas
señaladas anteriormente, conviene escribirlos sobre
cada uno de los elementos que intervienen en la
reacción, así:
K1+Mn7+042"+H1+Cl1- € K1+CI1- + Mn2+ Cl1- +
Cl20+ H21+O2Observa que la suma algebraica de los números de
oxidación de los elementos que forman parte de
un compuesto es igual a cero. Lo cual indica que se
ha cumplido el paso 2. El número de oxidación de
un elemento en su estado fundamental (cloro) es
cero. En todos los casos es muy importante
cumplir con la regla de la electroneutralidad.
4. Identificar qué elementos cambian en la
reacción su número de oxidación y escribir la
media reacción de reducción y oxidación
respectivamente.
Mn7+ € Mn2+ (REDUCCIÓN)
2Cl1- € Cl20 (OXIDACIÓN)
Es conveniente igualar de una vez el número de
átomos de cloro en la media reacción de oxidación,
teniéndose entonces que dos iones cloruro pierden
cada uno un electrón para dar lugar a la formación
de una molécula de cloro gaseoso.
5. Dado que en las medias reacciones de reducción
y oxidación, los electrones no están en la misma
cantidad, es necesario igualarlos. Multiplicando la
media reacción de reducción por 2 y la media
reacción de oxidación por 5 lo obtendremos, con
lo que queda así:
(Mn7+
Química
€
(2Cl1-
€
€
2Mn2+
Cl20 ) 5
10Cl1- € 5Cl20
Una vez igualadas las cantidades
de electrones en
-2elas dos medias reacciones, se suman éstas, para
obtener la ecuación que representa la reacción
química total:
2Mn7+
10Cl1-
€
€
2Mn2+
5Cl2
2Mn7+ + 10Cl1- 2Mn 2+ + 5Cl20
6. Los números obtenidos se llevan a la ecuación
original que se desea balancear, colocándolos
como coeficientes del compuesto donde se
encuentra el elemento que cambió su número de
oxidación, según corresponda:
2KMnO4 + 10HCl- € KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 +
H2O
7. Como puedes observar la ecuación aún no está
balanceada, por lo que tiene que utilizarse el
método de tanteo para terminar de igualar las
cantidades de los elementos que hacen falta. Hasta
ahora, el manganeso es el único elemento
balanceado, pero es indudable que la ecuación
resultará más cómoda para su balanceo final.
Trátese de modificar lo menos posible los
coeficientes indicados.
No es válido cambiar los subíndices en las
fórmulas.
En los reactivos se tienen dos átomos de potasio y
en los productos se tiene sólo uno. Por lo tanto
multiplicaremos por 2 el KCI.
Mn2+) 2
80
2KMn04 + 10HCI
€
2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 +
H 2O
En los reactivos se tienen ocho átomos de oxígeno
y en los productos sólo uno. Por lo tanto,
multiplicar por 8 las moléculas de agua.
2KMn04+10HCI €
2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 +
8H2O
En los productos se tienen dieciséis átomos de
hidrógeno y en los reactivos sólo diez. Cambiar el
coeficiente 10 por el 16 Quedando así:
2KMn04+16HCI €
2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 +
8H2O
La ecuación queda finalmente balanceada.
Una de las limitaciones más importantes del
método estudiado es el tener que recurrir también
al de tanteo, para finalmente balancear las
ecuaciones químicas. Este hecho no lo detrimento,
ya que el método de tanteo por sí solo es aún
menos eficaz. En cambio el método redox, como
también se le denomina, proporciona una idea
más amplia de lo que son las reacciones químicas.
•
Agentes oxidantes
El agente oxidante es aquel que acepta electrones,
se refiere a la semireacción que implica la perdida
de electrones.
El Hierro.- Expuesto al aire húmedo, se corroe
formando óxido de hierro hidratado, una sustancia
pardo-rojiza, escamosa, conocida comúnmente
como orín. La formación de orín es un fenómeno
electroquímico en el cual las impurezas presentes
en el hierro interactúan eléctricamente con el
hierro metal. Se establece una pequeña corriente
en la que el agua de la atmósfera proporciona una
disolución electrolítica. El agua y los electrólitos
solubles aceleran la reacción. En este proceso, el
hierro metálico se descompone y reacciona con el
oxígeno del aire para formar el orín. La reacción es
más rápida en aquellos lugares donde se acumula
el orín, y la superficie del metal acaba
agujereándose.
Química
Peróxido, compuesto químico que contiene dos
átomos de oxígeno enlazados, O-O. Algunos de
estos productos tienen aplicaciones importantes en
tecnología química como agentes oxidantes
El cromato de potasio (K2CrO4), un sólido cristalino
amarillo, y el dicromato de potasio (K2Cr2O7), un
sólido cristalino rojo, son poderosos agentes
oxidantes utilizados en cerillas o fósforos y fuegos
artificiales, en el tinte textil y en el curtido de
cuero.
•
Agentes reductores
Los elementos de transición presentan múltiples
estados de oxidación que varían desde +1 hasta
+8 según los compuestos. En los compuestos
organometálicos, consistentes en metales unidos a
especies orgánicas, los metales de transición
presentan a veces estados de oxidación negativos.
Los elementos de transición tienen las propiedades
típicas de los metales: son maleables, dúctiles,
conducen el calor y la electricidad, y tienen un
brillo metálico. Tienden a actuar como agentes
reductores (donantes de electrones), pero son
menos activos en este sentido que los metales
alcalinos y los metales alcalinotérreos, que tienen
valencias +1 y +2 respectivamente. Los elementos
de transición tienen por lo general densidades y
puntos de fusión elevados y presentan propiedades
magnéticas. Forman enlaces iónicos y covalentes
con los aniones (iones cargados negativamente) y
sus compuestos suelen tener colores brillantes.
El Fósforo (P) es también un importante agente
reductor
Realiza una síntesis de las reglas para asignar el
número de oxidación.
Elabora en equipo un resumen de los pasos del
balanceo por tanteo.
81
Elabora en equipo un resumen de los pasos del
balanceo por REDOX.
distintas de forma que al final sólo quedaba la
unidad que se pedía.
Compara tus resúmenes con tus compañeros de
equipo para enriquecer el trabajo.
Unidades fundamentales, que son siete: Metro
para longitud; kilogramo para masa; Segundo para
tiempo; Ampere para intensidad eléctrica; Kelvin
para temperatura; Candela para intensidad
luminosa y; Mol para la cantidad de sustancia.
RESULTADO DE APRENDIZAJE
2.4.
Calcular las cantidades de reactivos y
productos que intervienen en una reacción
utilizando los factores de eficiencia, pureza y
exceso.
2.4.1
•
Estequiometría.
Definición
Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos
en una reacción química.
•
Factores de conversión
El factor de conversión es una fracción en la que
el numerador y el denominador son medidas
iguales expresadas en unidades distintas, de tal
manera, que esta fracción vale la unidad. Método
efectivo para cambio de unidades y resolución de
ejercicios sencillos dejando de utilizar la regla de
tres.
Ejemplo 1:
Pasar 15 pulgadas a centímetros (factor de
conversión: 1 pulgada = 2,54 cm).
15 pulgadas × (2,54 cm / 1 pulgada)
= 15 × 2,54 cm = 38,1 cm.
Ejemplo 2:
Pasar 25 metros por segundo a kilómetros por
hora (factores de conversión: 1 kilómetro = 1000
metros, 1 hora = 3600 segundos)
25 m/s × (1 km / 1000 m) × (3600 s / 1 h) = 90
km/h.
En cada una de las fracciones entre paréntesis se
ha empleado la misma medida en unidades
Química
Unidades derivadas que se obtienen a partir de
las fundamentales, como por ejemplo; metro
cuadrado para área; metro cúbico para volumen;
pascal para presión, entre otras.
Unidades Básicas del Sistema Internacional de
Unidades
Magnitud
Unidades básicas
Símbolo
Longitud
metro
m
Masa
Kilogramo
Kg
Tiempo
segundo
s
Energía
ampere
A
eléctrica
Temperatura
Kelvin
°K
Intensidad
candela
cd
luminosa
Cantidad de
mol
mol
sustancia
Magnitud
Unidades
Símbolo
Complementarias
Ángulo plano
radián
rad
Ángulo sólido
esterradián
sr
A continuación se definen las unidades que
emplearás en tu curso de Química.
Unidad de longitud: metro (m). Originalmente se
estableció como la diezmillonésima parte de la
distancia del Polo Norte al Ecuador, la cual se
grabó en una barra de platino e iridio que se
encuentra depositada en la Oficina de Pesas y
Medidas de París.
Actualmente se define como la distancia que
recorre la luz en:
1
2. 997 925 x 109
seg.
82
Unidad de masa: Kilogramo (Kg). Se puede definir
como la masa de 1 dm3 (1L) de agua a 40°C. El
kilogramo patrón es una pieza metálica que se
conserva en Francia.
Unidad de tiempo: segundo (s). Se considera
como una ochenta y seis mil cuatrocientosava
parte (1/86400) del día solar medio y actualmente
se mide con la duración de la radiación emitida por
los átomos de cesio 133.
Unidad de temperatura: Kelvin (K); Corresponde a
una doscientos setentaitresava parte (1/273) de la
temperatura del punto en el que ocurren los tres
estados físicos del agua (temperatura a la que el
agua coexiste en estado sólido, líquido y gaseoso).
Unidad de cantidad de sustancia mol (mol). Se
estableció de acuerdo con el número de partículas
contenidas en 12 gramos de carbono (6.023 x
1023). Este número se conoce como el número de
Avogadro.
UNIDADES DERIVADAS
Unidades derivadas para las cantidades físicas
comunes
Cantidad
Unidad derivada
Símbolo
Área
metro cuadrado
m2
Volumen
metro cúbico
m3
Densidad de
kilogramo por
Kg/m3
masa
metro cúbico
metro por
Velocidad
m/s
segundo
metro por
Aceleración
segundo al
m/s2
cuadrado
Presión
pascal
Pa
Factores de Conversión en Masa y Molares
Las conversiones de masas a moles y de moles a
masas se encuentran frecuentemente en los
cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos
cálculos se hacen fácilmente a través de análisis
dimensional, como se ilustra en los siguientes
ejercicios:
Química
1.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por
consiguiente, debe haber más de 1 mol en 538
gramos.
1mol de C H O
6 12 6
Moles de C H O = 538g de C H O x
6 12 6
6 12 6 180 g de C H O
6 12 6
= 2.99 moles
2.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por
consiguiente, debe haber menos de 1 mol en 1
gramo.
1mol de C H O
6 12 6
Moles de C H O = 1g de C H O x
6 12 6
6 12 6 180 g de C H O
6 12 6
= 5.56x10
-3
moles
Como la masa molar de una sustancia se puede
definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de
sustancia, entonces sus unidades serán g/mol.
Observa que el número de moles siempre es la
masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol
(masa molar), por tanto podemos expresar:
número
moles "n" =
de masa en
sustancia
Masa molar
(g/mol)
gramos
de
la
de la sustancia
A partir de este cuadro, indica la expresión
matemática que relaciona el número de moles con
la masa de cualquier sustancia y con el volumen de
un gas en condiciones normales.
•
Eficiencia o conversión
Muchas reacciones no se efectúan en forma
completa; es decir, los reactivos no se convierten
completamente en productos. El término
"rendimiento" indica la cantidad de productos que
se obtiene en una reacción.
83
•
Pureza de reactivos
La mayor parte de las sustancias que se emplean
en el laboratorio no son 100% puras, poseen una
cantidad determinada de otras sustancias no
deseadas, llamadas impurezas.
Consideremos la preparación de nitrobenceno,
C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3, en
exceso con una cantidad limitada de benceno,
C6H6. La ecuación ajustada de la reacción es :
C6H6
+
HNO3
C6H5NO2
+
H2O
1 mol
1 mol
1mol
1 mol
78,1 g
63,0 g
123,1 g
18,0 g
Una muestra de 15,6 gramos de C6H6 reacciona con
HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál
es el rendimiento de esta reacción con respecto al
C6H5NO2? Calcúlese en primer lugar el rendimiento
teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la
ESTEQUIOMETRÍA.
123.1g C H NO
6 5 2
? gramos C H NO = 15 g de C H x
6 5 2
6 6
78.1g de C H
6 6
= 24.6 de C H NO
6 5 2
Es importante disponer de esta información antes
de usar cualquier sustancia química para llevar a
cabo una reacción dada.
Por ejemplo, si poseemos NaCl 99,4%, sabemos
que las impurezas están representando el 0,6% de
la masa total, es decir de 100 g de muestra 99,4 g
corresponden a NaCl y 0,6 g a impurezas.
Veamos un ejemplo que nos ayudará a la
comprensión del concepto de pureza:
Consideremos la muestra de NaCl 99,4%. Calcule la
masa de NaCl y la de impurezas presentes en 10 g.
100 g NaCl impuro ----------- 99,4 g de NaCl puro
10 g NaCl impuro -----------x = 9,94 g de NaCl puro
10 – 9,94 = 0,06 g de impurezas
Realiza un mapa conceptual de la estequiometría
Realiza un cuadro resumen con los factores de
conversión que estarán usando constantemente.
Esto significa que si todo el C6H6 se convirtiera en
C6H5NO2, se obtendrían 24,6 de C6H5NO2
(rendimiento del 100%); sin embargo, la reacción
produce solamente 18,0 gramos de C6H5NO2, que
es mucho menos que el 100%.
Tus conocimientos de estequiometría aumentarán
si observas que la mayor parte de las sustancias no
son 100% puras. Al utilizar sustancias impuras,
como generalmente lo son, han de tenerse en
cuenta algunas o todas las impurezas. El término
pureza (o impureza) suele indicar el "Tanto Por
Ciento de Pureza"
Química
Recopila información documental sobre
fórmulas de los factores de las reacciones.
2.4.2
las
Cálculo en las Reacciones Químicas.
El viejo adagio "no desperdiciar, no querer" se
puede aplicar de igual manera a nuestra vida diaria
y en el trabajo de laboratorio. En casi todas las
profesiones entra en juego la determinación de
cantidades correctas. Por ejemplo, la anfitriona de
una reunión determina las cantidades de alimentos
y bebidas necesarias para atender a sus invitados.
84
Esas cantidades las definen recetas específicas, y
también el conocimiento de las preferencias y
gustos de los huéspedes. Una modista determina
la cantidad de material, forro y encaje, necesaria
para confeccionar un vestido para su cliente,
tomando como base un patrón o su propia
experiencia. Un colocador de alfombras determina
calculando áreas- las cantidades correctas, de
alfombra y tapiz necesarios para remodelar la casa
de su cliente. Las autoridades hacen- darías
calculan la deducción correcta que debe aparecer
en las nóminas, por concepto de impuestos
federales, tomando como base el ingreso anual
esperado por cada persona.
También, el químico realiza el cálculo de
cantidades de productos o de reactivos, usando
ecuaciones químicas balanceadas. Con dichos
cálculos puede controlar la cantidad de producto,
escalando la reacción hacia arriba o hacia abajo
para ajustarse a las necesidades de sus
investigaciones, y con ello puede reducir al mínimo
el desperdicio o formación de exceso de sustancias
durante la reacción.
Controlar la cantidad de producto, escalando la
reacción hacia arriba o hacia abajo para ajustarse a
las necesidades de sus investigaciones, y con ello
puede reducir al mínimo el desperdicio o
formación de exceso de sustancias durante la
reacción.
•
Reacciones Ideales
Se entiende como reacción ideal a aquella en
donde todos los reactivos reaccionaran como debe
de ser, es decir, de acuerdo a las porciones
pondérales
que
implique
el
proceso
(ESTEQUIOMETRÍA) reaccionará el 100% del
reactivo puro, obteniéndose el 100% de producto
•
Reacciones Reales
La reacción real solo es aquella en donde
obedeciendo a los factores externos e internos de
los reactivos será el total del producto que se
obtiene, en su caso será menor al 100%.
Química
Imagínate que estas trabajando sobre la forma de
mejorar el proceso mediante el cual el mineral de
hierro, que contiene Fe2O3 , se convierte en hierro.
En sus ensayos, realiza la reacción siguiente a
escala de laboratorio:
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
a) Si parte de 150 g de Fe2O3 como reactivo
limitante, ¿cuál es el rendimiento teórico de
hierro?
(b) Si el rendimiento real de Fe en su ensayo fue de
87.9 g, ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento?
(a) rendimiento teórico:
(b) % rendimiento
•
Reactivo Limitante y en Exceso
En muchos procesos químicos se usan cantidades
de reactivos tales que, según la ecuación química,
la de uno de ellos está en exceso respecto a la de
otro.
La cantidad del o los productos que se formen en
ese caso dependerá del reactivo que no está en
exceso. Por esta razón, al reactivo que no está en
exceso se le llama reactivo limitante, porque es el
que limita la cantidad de producto que se puede
obtener. Veamos el caso que se muestra. ¿Cuántas
bicicletas se pueden armar con ocho ruedas, tres
pedales y cuatro cuadros?
En este caso, el reactivo limitante es la cantidad de
pedales. Esa parte es la que limita la cantidad de
bicicletas que se pueden armar. Las ruedas y los
cuadros son reactivos en exceso.
Ahora pasemos a un caso químico, en el que se
mezclan soluciones que contienen 1.0 mol de
hidróxido de sodio y 1.5 mol de ácido clorhídrico:
NaOH + HCI
1mol 1 mol
→
NaCI + H20
1 mol 1 mol
Según la ecuación, es posible obtener 1.0 mol de
NaCI a partir de 1.0 mol de NaOH, y 1.5 mol de
NaCI a partir de 1.5 mol de HCl. Sin embargo, no
85
se pueden tener dos rendimientos distintos de
NaCI con esa reacción. Cuando se mezclan 1.0 mol
de NaOH con 1.5 mol de HC1, no hay suficiente
NaOH para reaccionar con todo el HC1. En
consecuencia, el HCl es el reactivo en exceso y la
NaOH es el reactivo limitante. Como la cantidad de
NaCI que se forma depende del reactivo limitante,
sólo se formará 1.0 mol de NaCl. Si 1.0 mol de
NaOH reacciona con 1.0 mol de HCI, 0.5 mol de
HCl quedará sin reaccionar:
Casi siempre, los problemas donde se dan las
cantidades de dos o más reactivos son del tipo de
reactivo limitante y existen varios métodos para
identificarlos en una reacción química. En el
método más directo se necesitan dos pasos para
determinar al reactivo limitante ya la cantidad de
producto formado
1. Se calcula la cantidad de producto (moles o
gramos, según se necesite) que se pueda formar a
partir de cada reactivo.
2. Se determina cuál reactivo es el limitante. (Es el
reactivo que origina la cantidad mínima de
producto; los demás reactivos están en exceso. El
reactivo limitante determinará la cantidad de
producto que se formará en la reacción).Sin
embargo, a veces será necesario calcular la
cantidad del reactivo, en exceso.
3. Esto se puede hacer calculando primero la
cantidad del reactivo en exceso que se requiere
para reaccionar con el reactivo limitante. A
continuación se resta el resultado del reactivo
inicial. La diferencia es la cantidad de esa sustancia
que queda sin reaccionar.
Investiga como se determinan el por ciento de
reactivo en exceso en una reacción.
Ejercicios
1.- Completa la siguiente tabla de los cationes
monoatómicos:
Fórmula
K+
Fr+
Recopila información documental sobre los
cálculos necesarios para obtener los reactivos que
intervienen en las reacciones reales.
Realiza los cálculos necesarios para obtener la
deficiencia de una reacción.
Química
Otro nombre
ion calcio
Fe2+
Fe3+
ion férrico
ion plomo (IV)
ion cuproso
2.- Completa la siguiente tabla de los iones
poliatómicos:
Fórmula
Nombre
#oxidación Carga total
metal o nodel
metal
oxianión
SO4-2
ion silicato
ion
carbonato
+4
(+4) + 3(-2)
= -2
HCO3 HPO4 -2
ion
ortofosfato
ácido
ion
ortofosfato
diácido
3.- Completa la siguiente tabla hidrácidos:
Fórmula
HBr
Realiza un mapa conceptual de las reacciones
químicas ideales.
Nombre
Nombre
Otro nombre
Ácido
yodhídrico
4.- Escribe el significado de los siguientes prefijos o
sufijos
–ico (acido)
–ato
–ito
–oso
86
hipohidro
per-
HF
5.- Escribe la formula de cada uno de los siguientes
iones.
¾ sulfato
¾ nitrato
¾ carbonato
¾ cloruro
¾ clorito
¾ bromato
¾ bromito
¾ perbromato
¾ carbonato ácido (bicarbonato)
6.- Escribe el nombre correcto de cada uno de los
siguientes compuestos:
a) ClO2
b) P2S5
c) N2O5
d) N20
e) SO2
f) CO
g) P4O6
h) CO2
I) N2O4
J) SO3
7.- Completa la siguiente tabla escribiendo la
fórmula correcta de los compuestos que se forman
al combinarse los siguientes cationes y aniones:
clorur
o
carbonato
sulfato
fosfato
Potasio
Hierro(III)
Aluminio
Química
NiCl2
9.- Calcula la masa molecular de cada de las
siguientes sustancias:
a) CH4
b) H20
c) H202
d) C6H6
e) PCl5
10.- ¿Cuántos moles de átomos de Cu se obtienen
cuando reaccionan 3 moles de átomos de Zn con
cantidad suficiente de sulfato cúprico?
11.- ¿Cuántos moles de átomos de Fe y cuantos
moles de CO2 se obtienen cuando reaccionan 1
mol de CO con cantidad suficiente de oxido
férrico?
12.- ¿Cuántos moles de agua y de sulfuro ácido de
calcio se obtienen cuando se hacen reaccionar 6
moles de Ca(OH)2 con 3 moles de ácido
sulfhídrico?
13.- En algunas ocasiones se ha sospechado que el
MSG (glutamato monosódico), resaltador de sabor
de uso generalizado, provoca cáncer. Su
composición en masa es: 35.51% de C, 4.77% de
H, 37.85% de 0, 8.29% de N y 13.60% de Na.
¿Cuál es la fórmula molecular si su masa molecular
es de 169 daltones?
14.- ¿Cuál es la masa en gramos de 13.2 uma? ¿A
cuantas uma equivalen 8.4 g?
15.- ¿Cuántos moles de átomos de cobalto hay en
6.00 X 109 de átomos de Co?
8.- En cada uno de los siguientes compuestos
químicos, indica el número de oxidación del
elemento subrayado. Nómbralos según la
nomenclatura basada en Stock
KMnO4
CaSO4
CsNO2
Cl2O7
HNO3
PO4
NaClO
TiO2
CaF2
K2SnO2
Na2CO3
KH2
K3AsO3
LiIO
NaHCO3
Ca(ClO3)2
RbI
16.- ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 X 1012
átomos de plomo? ¿Cuántos átomos están
presentes en 3.14 mg plomo?
17.- Calcula la masa molar de la clorofila
(C55H72MgN405), un pigmento verde de las
plantas, que participa en el proceso de la
fotosíntesis.
87
18.- Un producto secundario de la reacción que
infla las bolsas de aire para automóvil es sodio,
que es muy reactivo y puede encenderse en el aire.
El sodio que se produce durante el proceso de
inflado reacciona con otro compuesto que se
agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la
reacción
10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2
¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para
eliminar 5.00 g de Na?
19.- Con base en la fórmula estructural siguiente,
calcule el porcentaje de carbono presente.
(CH2CO)2C6H3(COOH)
20.- La progesterona es un compuesto común de
la píldora anticonceptiva. Si su fórmula es
C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual?
21.- Determina la fórmula mínima de un
compuesto que presenta la siguiente composición
centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%.
26.- Balance de Ecuaciones.
FeCl3 + H2S →
FeCl2 + S + HCl
K2Cr2O7 + H2SO4 →K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
+ O2
Fe2O3 +CO →
Fe
+
CO2
NH4+ +NO2 →
N2
+
H2O
FeCl3 +Zn
→
FeCl2 +
ZnCl2
Fe+H+ +ClO4 →Fe3++
Cl2
+H2O
PbS + HNO3 → Pb(NO3)2 + NO2 + S + H2O
Zn+HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4(NO3)+H2O
27.- El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre,
como SnO2. Calcule la composición porcentual en
masa de Sn y de O en el SnO2.
28.- Todas las sustancias que aparecen a
continuación se utilizan como fertilizantes, que
contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de
ellas representa una mejor fuente de nitrógeno, de
acuerdo a su composición porcentual en masa?
Urea (NH2)2CO
Nitrato de amonio, NH4NO3
Guanidina, HNC(NH2)2
Amoniaco, NH3
22.- A partir de los siguientes datos calcula la
fórmula mínima de un compuesto que contiene
25.92% N y 74.07% O.
¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es
alrededor de 162 g?
23.- Cuál es la fórmula molecular del compuesto
siguiente? fórmula empírica CH, masa molar 78
g/mol
29.- El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los
componentes del esmog. Esta formado por C, H, N
y O. Determine la composición porcentual del
oxígeno y la formula empírica, a partir de la
siguiente composición porcentual en masa:
24.- Desdobla las siguientes ecuaciones
semirreacciones de oxidación y reducción:
Cl2 + 2.FeCl2 →
H2 + CuO
2.Na + 2.H2O →
2.Na + Cl2
en
2.FeCl3
→
H2O + Cu
2.NaOH + H2
→
2.NaCl
25.- Indique cuales de las siguientes ecuaciones
representan reacciones del tipo Redox:
Zn + HCl
→
ZnCl2
AgNO3 + NaCl →
NaNO3 + AgCl
H2SO4 + CaCO3
→
CaSO4 + H2CO3
Química
19.8% de C, 2.50 de H y 11.6 de N
30.- ¿Cuál es la formula empírica de cada uno de
los compuestos que tienen la siguiente
composición?
40.1 % de C; 6.6 % de H y 53.3 % de O
18.4% de C, 21.5% de N y 60.1 % de K
31.- En un proceso industrial similar al de la
ecuación, se ponen a reaccionar 5 moles de
amonio y 5 de nitrito, Cuántos litros de agua es
posible obtener y cual es el reactivo limitante en el
proceso?
88
NH4+NO2→N2+H2O
32.- Se sospecha que glutamato monosódico
(MSG), saborizante de alimentos, es el causante del
“Síndrome del Restaurante Chino”, ya que puede
causar dolores de cabeza y de pecho. El MSG tiene
la siguiente composición porcentual en masa:
35.51% de C, 4.77% de H, 37.5% de O, 8.29% de
N y 13.60% de Na. Si su masa molar es de 169 g
¿Cuál es su fórmula molecular?
b) ¿Qué reactivo está en exceso?
c) ¿Qué masa de hidrógeno se obtiene?
d) ¿Cuál es el volumen en CNPT ocupado por esa
masa de hidrógeno?
e) ¿Cuál sería el volumen de hidrógeno en CNPT si
el rendimiento de la reacción es del 80 %?
33.- Un recipiente de 20 mL contiene nitrógeno a
25ºC y 0,8 atm y otro de 50 mL helio a 25ºC y 0,4
atm. Calcular:
a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada
recipiente.
34.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a
25ºC y 0,8 atm y otro de 50 ml helio a 25ºC y 0,4
atm. Calcular:
a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada
recipiente.
35.- ¿Cuál es el peso máximo de NaCl que podría
obtenerse de 10g de NaOH, si esta droga tiene una
pureza de 90 %? La reacción es:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
36.- Calcula la cantidad de caliza (CaCO3 impuro)
cuya riqueza en carbonato de calcio es del 85,3 %
que se necesita para obtener; por reacción con un
exceso de HCl, 9,26 L de CO2 en CNPT. Escribir y
balancear la ecuación química correspondiente.
37.- Calcular la cantidad de pirita (FeS impuro) con
90,6 % de FeS que se necesitan para obtener
mediante ácido sulfúrico diluido 1,86 L de H2S en
CNPT.
38.- Se parte de 20 g de hierro (pureza 60%) y de
30 g de ácido sulfúrico (pureza 80%) para obtener
sulfato ferroso e hidrógeno.
a) ¿Qué masas de hierro y de ácido sulfúrico
reaccionan?
Química
89
Prácticas y Listas de Cotejo
Unidad de aprendizaje
2
Práctica número:
5
Nombre de la práctica:
Manejo de Nomenclatura química inorgánica en forma contextualizada.
Propósito de la Práctica
Al finalizar la práctica, el alumno aplicará las reglas de nomenclatura
establecida de acuerdo con los criterios de la Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada para nombrar y formular compuestos químicos
inorgánicos.
Escenario
Aula en que se imparte el curso..
Duración
1h
Materiales
• Material impreso.
Química
Maquinaria y Equipo
• Pizarrón.
•
Mesas.
•
Sillas
Herramienta
90
Procedimiento
­ Aplicar las medidas de seguridad e higiene.
­ Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.
1.- Trabajar en forma individual.
2.- Leer el material presentado a continuación.
3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones.
De acuerdo al siguiente diagrama, aplicando las reglas propuestas y aceptadas por la Unión Internacional de Química Pura
y Aplicada (IUPAC)
Escribe el nombre y la fórmula de las especies químicas situadas al extremo y sobre cada flecha.
N) 3
C
(
Fe
Ion cianuro
H1+
Agua
HIO4
P3-
NO21-
NiH
2
Química
91
Unidad de aprendizaje
2
Práctica número:
5
Nombre de la práctica:
Manejo de Nomenclatura química inorgánica en forma contextualizada.
Propósito de la Práctica
Al finalizar la práctica, el alumno aplicará las reglas de nomenclatura
establecida de acuerdo con los criterios de la Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada para nombrar y formular compuestos químicos
inorgánicos.
Escenario
Aula en que se imparte el curso..
Duración
1 hr.
Materiales
• Material impreso.
Química
Maquinaria y Equipo
• Pizarrón.
•
Mesas.
•
Sillas
Herramienta
92
Procedimiento
­ Aplicar las medidas de seguridad e higiene.
­ Realizar la práctica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.
1.- Trabajar en forma individual.
2.- Leer el material presentado a continuación.
3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones.
De acuerdo al siguiente diagrama, aplicando las reglas propuestas y aceptadas por la Unión Internacional de Química Pura
y Aplicada (IUPAC)
Escribe el nombre y la fórmula de las especies químicas situadas al extremo y sobre cada flecha.
F
N) 3
C
(
e
Ion cianuro
H1+
Agua
HIO4
P3-
NO21-
N iH
2
Química
93
Lista de cotejo de la práctica Manejo de Nomenclatura
contextualizada
número 5:
química
inorgánica
en
forma
Nombre del alumno:
Instrucciones:
A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados en
el desempeño del alumno mediante la observación del mismo.
De la siguiente lista marque con una 9 aquellas observaciones que
hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño
Desarrollo
Aplicó las medidas de seguridad e higiene.
1.- Realizó la práctica con responsabilidad.
2.- Trabajó adecuadamente.
3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica.
4.- Nombró los compuestos.
5.- Formuló los compuestos.
6.- Aplicó las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada para nombrar y formular los compuestos..
Sí
No
No aplica
Observaciones:
PSP:
Hora
inicio:
Química
de
Hora
de
término:
Evaluación:
94
Unidad de aprendizaje
2
Práctica número:
6
Nombre de la práctica:
Determinación del porcentaje en masa de ácido acético en un vinagre.
Propósito de la Práctica
Al finalizar la práctica, el alumno realizará cálculos estequiométricos de
acuerdo a las leyes pondérales y masas molares de los compuestos. para la
determinación del porcentaje en masa
Escenario
Laboratorio
Duración
2h
Materiales
Soporte.
Bureta.
Pinzas para bureta.
Matraz Erlen Meyer
Disolución de NaOH
0,1M.
• Fenolftaleína
• Vinagre comercial
•
•
•
•
•
Química
Maquinaria y Equipo
• Pizarrón.
• Mesas para laboratorio
Herramienta
95
Procedimiento
­ Aplicar las medidas de seguridad e higiene.
­ Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.
1.- Formar equipos de cuatro personas.
2.- Leer el material presentado a continuación.
3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones.
a. Se añade en un matraz Erlen Meyer 1 mL de vinagre, unas gotas de fenolftaleína y se diluye con agua.
b. Se llena la bureta con la disolución de NaOH 0,1 M.
c.
Se coloca el matraz Erlen Meyer debajo de la bureta y se añade gota a gota el NaOH agitando
continuamente hasta que la disolución cambie a color rojo.
d. Se anota el volumen da NaOH gastado V(NaOH) ------------Preguntas
a. Formula y ajusta la reacción
b. Calcula los moles de NaOH utilizados en la neutralización
c.
Determina los gramos de ácido acético que han sido neutralizados.
d. Determina el % de ácido acético contenido en el vinagre, suponiendo que su densidad vale
aproximadamente 1 g/mL
4 Separar los residuos recuperables
4 Dar tratamiento a los residuos recuperables de acuerdo a las instrucciones del PSP.
1 Colocar desechos biológicos contaminados y materiales utilizados en
específicos para cada caso.
recipientes o lugares
Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del
PSA o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con
la NOM-087 y a las instrucciones del PSP.
Química
96
Lista de cotejo de la práctica número Determinación del porcentaje en masa de ácido acético en un
vinagre.
6:
Nombre del alumno:
Instrucciones:
A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados
en el desempeño del alumno mediante la observación del mismo.
De la siguiente lista marque con una 9 aquellas observaciones que
hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño
Desarrollo
Aplicó las medidas de seguridad e higiene.
1.- Realizó la práctica con responsabilidad.
2.- Trabajó adecuadamente en equipo.
3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica.
4.- Manipuló en forma correcta los materiales del laboratorio.
5.- Realizó con precisión las lecturas en la bureta.
6.- Realizó una secuencia de cálculos
7.- Determinó el por ciento en masa de ácido acético en el vinagre.
Sí
No
No aplica
4 Separó los residuos recuperables
4 Dio tratamiento a los residuos recuperables.
Observaciones:
PSP:
Hora
inicio:
Química
de
Hora
de
término:
Evaluación:
97
Unidad de aprendizaje
2
Práctica número:
7
Nombre de la práctica:
Identificación de una reacción redox. (Ni uno ni otro, pero sí a la vez)
Propósito de la Práctica
Al finalizar la práctica, el alumno aplicará los conceptos de oxidación
reducción de acuerdo con la reacción para identificar la acción de los
agentes oxidantes y reductores.
Escenario
Laboratorio
Duración
2h
•
•
•
•
•
Materiales
Tres matraces Erlen Meyer
Tres tapones para matraz
Hilos de cobre
Ácido clorhídrico 0.1M
Agua oxigenada
Química
Maquinaria y Equipo
• Pizarrón.
• Mesas de laboratorio
Herramienta
98
Procedimiento
­ Aplicar las medidas de seguridad e higiene.
­ Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.
1.- Formar equipos de cuatro personas.
2.- Leer el material presentado a continuación.
3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones
A)
B)
C)
D)
E)
Introducir un hilo de cobre en cada matraz.
En el primero de ellos verter la disolución de ácido clorhídrico.
En el segundo verter agua oxigenada.
En el tercero verter, sucesivamente, ácido clorhídrico y agua oxigenada.
Tapar los tres matraces y esperar.
OBSERVACIONES A REALIZAR
1.- Anotar que sucede en el primer matraz
2.- Anotar que sucede en el segundo matraz
3.- Anotar que sucede en el tercer matraz
4.- Explicar los porque de las observaciones realizadas
. Indispensables las medidas de seguridad y el trabajo en la campana de gases.
PREGUNTAS
1. ¿Exige tomar precauciones y medidas de seguridad especiales?
2. ¿Requiere utilizar instrumental o productos típicos de laboratorio?
3.- Qué se formó en el tercer matraz?
4 Separar los residuos recuperables
4 Dar tratamiento a los residuos recuperables de acuerdo a las instrucciones del PSP.
1 Colocar desechos biológicos contaminados y materiales utilizados en
específicos para cada caso.
recipientes o lugares
Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del
PSA o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con
la NOM-087 y a las instrucciones del PSP.
Química
99
Lista de cotejo
número 7
de
la
práctica Identificación de una reacción redox Ni uno ni otro pero si a la vez
Nombre del alumno:
Instrucciones:
A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados
en el desempeño del alumno mediante la observación del mismo.
De la siguiente lista marque con una 9 aquellas observaciones que
hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño
Desarrollo
Aplicó las medidas de seguridad e higiene.
Sí
No
No aplica
1.- Realizó la práctica con responsabilidad.
2.- Trabajó adecuadamente en equipo.
3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica.
4.- Anotó las observaciones del primer matraz.
5.- Anotó las observaciones del segundo matraz.
6.- Anotó las observaciones del tercer matraz.
7.- Estableció conclusiones de sus observaciones.
8.- Contestó correctamente el cuestionario.
4 Separó los residuos recuperables
4 Dio tratamiento a los residuos recuperables.
Observaciones:
PSP:
Hora
inicio:
Química
de
Hora
de
término:
Evaluación:
100
Unidad de aprendizaje
2
Práctica número:
8
Nombre de la práctica:
Identificación de productos químicos de la vida diaria
Propósito de la Práctica
Al finalizar la práctica, el alumno identificará algunas sustancias comunes
encontradas en el hogar por medio de reacciones sencillas para detectar su
comportamiento..
Escenario
Laboratorio.
Duración
3h
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Materiales
6 Tubos de 13 x 100
3 goteros
Papel tornasol rojo y azul
1 Vaso de 150 ml.
1 Espátula
8 Tubos pequeños
1 Varilla con alambre de
nicrome
Amonia casera
Fertilizante químico
• Blanqueador
• Sal de mesa
• Bicarbonato de sodio
• Sales epsom
• Vinagre
• Gis
• NaI
• CHCl3
• Sólido desconocido
conteniendo CO3-2,
Cl-, SO4-2, ó I-.
• NH4OH 1M
• (NH4)2CO3 sólido
• HCl 2M
• Ba(OH)2 (solución
saturada)
• HNO3 3M
• AgNO3 0.1M
• BaCl2 0.2M
• Hidróxido de sodio 2 M
Química
•
•
Maquinaria y Equipo
Pizarrón.
Mesas de laboratorio
Herramienta
•
101
Procedimiento
­ Aplicar las medidas de seguridad e higiene.
­ Realizar la práctica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.
1.- Formar equipos de cuatro personas.
2.- Leer el material presentado a continuación.
3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones
ANTECEDENTES:
Un aspecto importante de la química es la identificación de substancias. La identificación de
minerales, (por ejemplo, la pirita "el oro de los tontos" está compuesta de FeS y no contiene
Oro) sigue siendo de gran importancia para localizar buenos yacimientos de metales.
La rápida identificación de una sustancia ingerida por un infante puede propiciar la pronta
recuperación del niño, ó podría ser un factor determinante para salvar una vida. Las
substancias son identificadas por el uso de instrumentos o por reacciones características de la
sustancia, o por ambos. Las reacciones que son características de una sustancia son
frecuentemente referidas como pruebas. Por ejemplo, una prueba para Cl- por adición de
nitrato de plata a una solución acidificada da la formación de un precipitado blanco, esto
sugiere la presencia de Cl-, como otras substancias también podrían dar un precipitado blanco
bajo estas condiciones uno confirma la presencia de Cl- al observar que este precipitado se
disuelve en hidróxido de amonio. El área de la química dedicada a la identificación de
substancias es llamada "análisis cualitativo".
(Precaución: Aun cuando los químicos del hogar pueden parecer inofensivos NUNCA los
mezcles a menos que sepas lo que estás haciendo. Los químicos inofensivos, cuando son
combinados, pueden algunas veces producir severas explosiones u otras reacciones
peligrosas.)
Química
102
Procedimiento
DESARROLLO DEL EXPERIMENTO.
1 AMONIA CASERA:
Coloca 5 ml de amonia de casa en un vaso de 150 ml, sostenga una pieza seca de papel
tornasol rojo sobre el vaso, siendo cuidadoso de no tocar las paredes del vaso o la solución
con el papel. Anota tus observaciones. Repite la operación usando una pieza de papel
tornasol rojo que haya sido humedecida con agua de la llave. ¿Notas alguna diferencia en el
tiempo requerido por el papel
Las sales de amonio son convertidas a amonia, NH3, por la acción de bases fuertes: por lo
tanto se puede probar para iones amonio, agregando hidróxido de sodio y notando el olor
familiar del NH3 o por el uso de papel tornasol rojo. La reacción es como sigue:
NH4+(aq) + OH-(aq) ==== NH3 (aq) + H2O (l)
-+-Coloca cerca de 1 mL de NH4Cl 1M en un tubo y coloque un papel tornasol rojo húmedo e
n la boca del tubo. Registra tus observaciones. Ahora agregue cerca de 1 ml de NaOH 2M y
repita la prueba. Si el papel no cambia de color calienta el tubo suavemente, no permita que
la solución hierva. Registra tus observaciones.
Podrías sospechar que el fertilizante ordinario contiene compuestos de amonio. Confirma tus
sospechas colocando fertilizante sólido en un tubo, agrega ml de NaOH y prueba con papel
tornasol como antes. ¿Contiene el fertilizante sales de amonio?
¿Cual es el ingrediente activo en las sales olorosas? Sostenga una pieza de papel tornasol rojo
(húmedo) sobre la boca de un frasco abierto conteniendo carbonato de amonio, (NH4)2CO3;
cuidadosamente abanicando con la mano sobre el frasco, trate de detectar algún olor
familiar. Anote sus observaciones. La mayoría de las sales de amonia son estables; por
ejemplo el cloruro de amonio que se probó antes no debió haber tenido ningún efecto sobre
el papel antes de agregar NaOH.
Sin embargo el carbonato de amonio es inestable y se descompone en amoníaco y dióxido de
carbono:
(NH4)2CO3 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)
Las sales olorosas contienen carbonato de amonio que ha sido humedecido con hidróxido de
amonio.
Química
103
Procedimiento
2 BICARBONATO DE SODIO. NaHCO3:
Las substancias que contienen el ion carbonato, reaccionan con ácidos para liberar dióxido de
carbono, el cual es un gas incoloro e inodoro. El dióxido de carbono cuando es liberado del
bicarbonato de sodio por ácidos durante el proceso de horneado de pasteles ayuda a
incrementar el volumen de estos:
NaHCO3 + H+ CO2 + H2O + Na+
Coloca una pequeña cantidad de bicarbonato de sodio en un tubo pequeño seco. Luego
agrega una o dos gotas de ácido sulfúrico 18 M observe que sucede y registre sus
observaciones. Repite este procedimiento pero use vinagre en lugar de ácido sulfúrico.
Registra tus observaciones.
Una prueba confirmatoria para el dióxido de carbono es el permitir que reaccione con
hidróxido de bario. Se produce un precipitado blanco de carbonato de bario:
CO2(g) +Ba(OH)2 BaCO3 +H2O
Muchas substancias como la cáscara de huevo, las conchas de ostras contienen el ion
carbonato, determine si el gis común contiene el ion carbonato según el siguiente
procedimiento: Coloque una pequeña cantidad de gis en un tubo seco
Agrega unas cuantas gotas de HCl 2M haga la prueba para CO2 en el gas que se escapa
sosteniendo cuidadosamente una gota de hidróxido de bario suspendida de la punta de un
gotero o de una aro, a una corta distancia dentro de la boca del tubo. La opacidad de la gota
es debido a la formación de carbonato de bario y eso prueba la presencia de carbonato.
Registra tus observaciones. .
3 SAL DE MESA NaCl:
Las sales de cloro reaccionan con ácido sulfúrico para liberar cloruro de hidrógeno, el cual es
un gas pungente y sin color el cual cambia el papel tornasol azul a rojo
Otra reacción característica del ion cloruro es la reacción con nitrato de plata, para formar
una sustancia blanca, insoluble conocida como cloruro de plata.
Cl- + AgNO3 AgCl + NO3-
Química
104
Procedimiento
Coloca una pequeña cantidad de cloruro de sodio en un tubo pequeño seco y agréguele una
o dos gotas de ácido sulfúrico concentrado. Muy cuidadosamente observa el color y olor del
gas que se escapa abanicando con tu mano hacia tu nariz. NO COLOQUES TU NARIZ
DIRECTAMENTE SOBRE EL TUBO. Registra tus observaciones y completa la siguiente
ecuación:
.
NaCl +H2SO4
Coloca una pequeña cantidad de cloruro de sodio en un tubo pequeño y agréguele 15 gotas
de agua destilada y una gota de ácido nítrico 3M. Luego agrega de 3 a 4 gotas de nitrato de
plata 0.1M y mezcle el contenido. Registre sus observaciones. ¿Por que debiste usar agua
destilada en esta prueba? Contesta esta pregunta haciendo la prueba para iones cloruro en
agua de la llave: agrega una gota de ácido nítrico 3M a dos ml de agua de la llave y luego
agregue 3 gotas de nitrato de plata 0.1M. ¿Indica esto la presencia de ión cloruro en el agua
de la llave?
Los iones de sodio dan un color amarillo a la flama. Cuando se hierven hierve papas sobre una
estufa de gas o una fogata aparecen trazas de fuego amarillo debido a la presencia de sodio.
Coloca unos cuantos cristales de sal de mesa en la punta de una espátula limpia y colócala
sobre la flama del mechero por un breve momento. Registra tus observaciones.
4.4. SALES EPSOM, MgSO4 7H2O
Las sales epsom son usadas como un purgante y las soluciones de esta sal son usadas para
remojar pies cansados. Las siguientes pruebas son características del ion sulfato.
Coloca una pequeña cantidad de sales epsom en un tubo seco pequeño y agregue una o dos
gotas de ácido sulfúrico concentrado. Registre sus observaciones. Note la diferencia del
comportamiento de esta sustancia con el ácido sulfúrico comparándola con el
comportamiento del bicarbonato de sodio con el ácido sulfúrico.
Coloca una pequeña cantidad de sales epsom en un tubo y disuélvalo en 1 ml de agua
destilada. Agregue una gota de ácido nítrico 3M y luego una o dos gotas de cloruro de bario
0.2 M. Registre sus observaciones. El sulfato de bario es una sustancia blanca insoluble que se
forma cuando el cloruro de bario es agregado a una solución de cualquier sal soluble de
sulfato,(como las sales epsom) según la reacción:
SO42- + BaCl2 (aq)
Química
BaSO4(s) + 2Cl-(aq)
105
Procedimiento
5. BLANQUEADOR, Cl2 AGUA:
El blanqueador comercial es usualmente una solución de hipoclorito de sodio al 5%. Esta
solución se comporta como si tan solo el cloro se hubiera disuelto en ella. Como esta solución
es concentrada, el contacto directo con la piel y los ojos debe ser evitado. El elemento cloro se
comporta muy diferente como el ion cloruro. El cloro es un gas pálido, amarillo-verde, que
tiene un olor irritante y es poco soluble en agua, y es tóxico. Es capaz de liberar el yodo de las
sales de yodo:
Cl2(aq) +2I- I2(aq) + 2ClEl iodo da un color café rojizo al agua, es mas soluble en el cloroformo que en el agua y da un
color violeta al cloroformo. Por eso el cloro puede ser usado para identificar las sales de yodo.
Disuelve una pequeña cantidad de yoduro de sodio en ml de agua destilada en un tubo
pequeño; agregue 5 gotas de blanqueador. Nota el color, luego agregue varias gotas de
cloroformo agite y deje que se estabilice. Registra tus observaciones.
Otra reacción característica del iodo la formación de un precipitado amarillo pálido cuando es
tratado con una solución de nitrato de plata:
I- + AgNO3 AgI + NO3Disuelve una pequeña cantidad de yoduro de sodio en 1 ml de agua destilada y agregue una
gota de ácido nítrico tres molar, luego agrega tres o cuatro gotas de nitrato de plata 0.01M.
Registra tus observaciones.
Las sales sólidas de yodo reaccionan con ácido sulfúrico concentrado (conc.) tornando
instantáneamente la solución de café obscuro con la aparición de vapores violetas del yodo.
Coloca una pequeña cantidad de yoduro de sodio en un tubo seco y agregue 1 o 2 gotas de
ácido sulfúrico conc. Registra tus observaciones.
6 MUESTRA PROBLEMA.
El sólido desconocido contendrá solo uno de los siguientes iones: Carbonato, cloruro, sulfato
o yoduro. La tabla 1 explica el comportamiento de estos iones con el ácido sulfúrico.
Química
106
Procedimiento
ION
REACCIÓN
Se produce CO2 que es un gas sin color y sin olor.
Se produce HCl, un gas pungente sin color.
Reacción no observable.
Se forman vapores violetas de I2.
CO32ClSO42I-
Antes de empezar este experimento contesta las siguientes preguntas:
1. ¿Por qué no se deben mezclar los químicos que se usan en el hogar?
2. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion NH4+?
3. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion CO32-?
4. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion Cl-?
5. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion SO42-?
6. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion I-?
7. Complete y balancee las siguientes ecuaciones:
BaCl2(s) + H2SO4(aq)
NH4+(aq) + OH- (aq)
AgNO3(aq) + I- (aq)
8. ¿Por qué se debe usar agua destilada cuando se hacen pruebas químicas?
9. Considere que tiene una mezcla de los sólidos Na2CO3 y NaCl. ¿Podría usar tan solo ácido sulfúrico
para determinar si está o no presente el carbonato de sodio? Explíquese.
10. Como podría demostrar la presencia de iodo y sulfato en una muestra problema?
11. Que precauciones debe de considerar para el transporte adecuado de los productos químicos que
evaluó?
12. Cuales son sus sugerencias respecto a la disposición de los productos químicos que se usan en el
hogar.
Química
107
Procedimiento
13. Por regla general los productos químicos para el hogar están disponibles para su venta al público en
un área determinada del almacén que los expende. Visite Ud. uno de estos almacenes e indique si la
forma en que están colocados para su venta cumple con la Norma NOM 054-ECOL 93 la cual
establece los procedimientos para determinar la compatibilidad e incompatibilidad de productos o
residuos químicos.
4 Separar los residuos recuperables
4 Dar tratamiento a los residuos recuperables de acuerdo a las instrucciones del PSA.
1 Colocar desechos biológicos contaminados y materiales utilizados en
recipientes o lugares
específicos para cada caso.
Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del
PSA o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con
la NOM-087 y a las instrucciones del PSA.
Química
108
Lista de cotejo de la práctica número Identificación de productos químicos de la vida diaria
8:
Nombre del alumno:
Instrucciones:
A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados
en el desempeño del alumno mediante la observación del mismo.
De la siguiente lista marque con una 9 aquellas observaciones que
hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño
Desarrollo
Aplicó las medidas de seguridad e higiene.
1.- Realizó la práctica con responsabilidad.
2.- Trabajó adecuadamente en equipo.
3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica.
4.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones del amonia.
5.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones de la sal de
epsom.
6.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones del cloro.
7.- Anotó las observaciones con relación a la sal de mesa.
8.- Anotó las observaciones con relación a la muestra problema.
9.- Identificó la muestra problema
10.- Estableció conclusiones de sus observaciones.
11.- Contestó correctamente el cuestionario.
Sí
No
No aplica
4 Separó los residuos recuperables
4 Dio tratamiento a los residuos recuperables.
Observaciones:
PSP:
Hora
inicio:
Química
de
Hora
de
término:
Evaluación:
109
Química
110
Resumen
En este capítulo se mostraron la nomenclatura
para formular, nombrar e identificar los
compuestos inorgánicos, así como la aplicación de
los compuestos más comunes.
Para determinar el número de átomos o moléculas
que intervienen en cualquier cambio químico, se
requiere conocer las fórmulas y emplear la tabla
periódica (masa molar). Así podemos determinar
las cantidades correspondientes y establecemos la
relación: 1 mol contiene 6.023 x 1023 átomos,
moléculas o partículas.
Los números de oxidación facilitan el seguimiento
de la distribución de carga y se asigna a todos los
átomos presentes en un compuesto o ión de
acuerdo con las reglas específicas. La oxidación se
define como un aumento en el número de
oxidación; reducción se define como una
disminución en el número de oxidación.
Muchas reacciones redox se pueden clasificar en
subtipos: de combinación, de descomposición, de
desplazamiento o de dismutación.
La estequiometría es el estudio cuantitativo de los
productos y reactivos en una reacción química. Los
cálculos estequiométricos se realizan de manera
óptima expresando, tanto las cantidades conocidas
como las desconocidas, en términos de moles y
después, si es necesario, se convierten en otras
unidades. Un reactivo limitante es el reactivo que
está
presente
en
la
menor
cantidad
estequiométrica y limita la cantidad del producto
que se puede formar. La cantidad de producto que
se obtiene en una reacción (rendimiento real)
puede ser menor que la máxima cantidad posible
(rendimiento teórico). La reacción de los dos se
expresa como porcentaje de rendimiento.
La composición porcentual en masa de un
compuesto es el porcentaje en masa de cada
elemento presente. Si se conoce la composición
porcentual en masa de un compuesto, es posible
deducir su fórmula empírica, y, además, su fórmula
molecular, si se conoce su masa molar aproximada.
Química
Autoevaluación de Conocimientos
del Capítulo 2
1.
Realiza un cuadro sinóptico con los iones
monoatómicos y poliatómicos más comunes
2.
¿Menciona como se construye el nombre de
los compuestos iónicos?
3.
¿Explica los conceptos de ácido, base y sales?
4.
¿Cuáles son los usos de los compuestos
inorgánicos en tu vida cotidiana?
5.
¿Cuál es proceso para determinar el número
de Avogadro?
6.
¿Cómo se determina la masa molar de un
compuesto?
7.
¿A partir de qué se obtiene la fórmula
molecular de un compuesto?
8.
¿Cuál es el concepto de reacción química?
9.
Realiza un cuadro sinóptico con los tipos de
reacciones y sus características.
10. ¿Qué es la estequiometría?
11. Escribe las fórmulas de los siguientes iones:
ion bromuro, ion yoduro, ion nitruro.
12. Escribe la fórmula de cada uno de los
siguientes iones
cromato
a.
dicromato
b.
hierro (III)
c.
hierro (II)
d.
bario
e.
cobre(II)
f.
aluminio
g.
potasio
h.
estaño (IV)
i.
estañoso
j.
111
13. En los siguientes compuestos químicos,
calcula el número de oxidación de los
elementos subrayados.
HCl
Al(OH)3
H3BO3
NaCl
Na2SO4
Fe(OH)2
KHS
NaBrO
K2Cr207
MnSO4
Ca(OH)2
KClO4
14. Calcula la masa molar de un compuesto
sabiendo que 0.372 moles de moléculas del
mismo tienen una masa de 152 g.
compuesto muestra la siguiente composición
porcentual en masa: C:44.4%; H:6.21%;
S:39.5%; O:9.86%. Calcula su fórmula
empírica.
21. Se hacen reaccionar 1 g. de Mg con 3 g. de
cloruro áurico.
3 Mg + 2 AuCl3 → 3 MgCl2 + 2 Au
Calcula:
a) ¿Qué masa de Au se obtiene?
b) ¿Qué masa del reactivo excedente
queda sin reaccionar?
15. ¿Cuántos gramos de agua se obtienen cuando
se hacen reaccionar 6 moles de Ca(OH)2 con
100 ml de SH2 0.135 M?
16. Las bolsas de aire para automóvil se inflan
cuando se descompone rápidamente azida de
sodio, NaN3, en los elementos que la
componen según la reacción
2NaN3 2Na + 3N2
¿Cuántos gramos de azida de sodio se
necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno
gaseoso?
17. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea
en grandes cantidades en la producción del
papel. ¿Cuál es su composición porcentual?
18. Indica la fórmula empírica del compuesto
siguiente si una muestra contiene 40.0% de C,
6.7% de H y 3.3% de O en masa
19. Balance de Ecuaciones
C + HNO3 € CO2 + NO2 + H2O
H2SO3 + HNO3 € H2SO4 + NO + H2O
MnS + H2O2 € MnSO4 + H2O
CuO + NH3 € N2 + H2O + Cu
HNO3 + CdS →Cd(NO3)2 + NO + S + H2O
KMnO4 + HCl →KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
20. La alicina es el compuesto responsable del
olor característico del ajo. Un análisis de dicho
Química
112