CURSO DE INGRESO 2013 Cuadernillo de Elementos de Física y

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SANTIAGO DEL ESTERO
FACULTAD DE AGRONOMÍA Y AGROINDUSTRIAS
CURSO DE INGRESO 2013
Cuadernillo de Elementos de
Física y Química
Lic. Ricardo A. Mignone
Lic. Mariana García
Dra. Lucrecia L. Chaillou
Elementos de Física
Física es la ciencia que estudia las propiedades y fenómenos de la naturaleza con la
asistencia del lenguaje matemático. Es una ciencia experimental. Esta ciencia incluye el
estudio de las propiedades de la materia, la energía, el tiempo y sus interacciones.
Puede decirse que la Física es una ciencia que tiene como objetivo medir y relacionar
los resultados de estas medidas entre sí y con otras magnitudes que no son directamente
medibles, y deducir de estas relaciones leyes cuantitativas que puedan ser comprobadas
posteriormente mediante nuevas medidas.
Entre las principales teorías de la física, puede mencionarse a la mecánica clásica
(que describe el movimiento macroscópico), el electromagnes mo (se encarga de los
fenómenos electromagnéticos como la luz), la relav idad (analiza el espacio-tiempo y la
interacción gravitatoria), la termodinámica (sobre los fenómenos moleculares y de
intercambio de calor) y la mecánica cuántica (que estudia el comportamiento del mundo
atómico).
Bibliografía
- Resnik, R.; Halliday, D.; Krane K. 2001. Física Vol. 1. 4º Edición. Compañía Editorial Continental.
Mexico.
-Ledesma, M.M. 2009. Ingreso 2009. Área disciplinar: Física. Facultad de Ciencias Exactas y
Tecnologías. Universidad Nacional de Santiago del Estero.
- Anríquez, C.; Biasoni, E.; Sain, P.; Santucho López, D. 2008. Física para el Ingreso 2008-2009.
Facultad de Agronomía y Agroindustrias. Universidad Nacional de Santiago del Estero.
- Hewitt, P. 1999. Física conceptual. Ed. Prentice Hall, México
Curso de Ingreso FAyA 2013
Magnitudes Físicas
MAGNITUDES FÍSICAS
Se denomina magnitud física a aquellos parámetros que pueden ser medidos directa o
indirectamente en una experiencia y expresar su resultado mediante un número y una unidad. Son
ejemplos de magnitudes: la longitud, la masa, el tiempo, la superficie, la fuerza, la presión, la
densidad, etc. Una medición es directa si se concreta a través de un instrumento de medida, y es
indirecta si la medición se realiza a través de una variable que permite calcular otra distinta.
Las magnitudes físicas se utilizan para traducir en números los resultados de las
observaciones; así el lenguaje que se utiliza en la Física es claro, preciso y terminante.
1.1. CLASIFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍSICAS
1.1.1. POR SU ORIGEN
Las magnitudes físicas, por su origen, se clasifican en fundamentales y derivadas.
Magnitudes Fundamentales
Son aquellas que sirven de base para escribir las demás magnitudes.
Las magnitudes fundamentales son:
Longitud (L)
Masa (M)
Tiempo (T)
Temperatura termodinámica ( )
Intensidad luminosa (J)
Cantidad de sustancia ( )
Intensidad de corriente eléctrica (I)
Magnitudes Derivadas
Son aquellas magnitudes que se expresan en función de las magnitudes fundamentales. Por
ejemplo, velocidad, trabajo, presión, aceleración, superficie (área), potencia, fuerza, densidad,
etc.
1.1.2. POR SU NATURALEZA
Las magnitudes se clasifican por su naturaleza en magnitudes escalares y vectoriales.
Magnitudes Escalares
Son aquellas magnitudes que están perfectamente determinadas con sólo conocer su valor
numérico y su respectiva unidad.
Por ejemplo, volumen: 120 m3, tiempo: 20 min, temperatura: 38 ºC
3
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Magnitudes Físicas
Magnitudes Vectoriales
Son aquellas magnitudes que además de conocer su valor numérico y unidad, se necesitan la
dirección y sentido para que dicha magnitud quede perfectamente determinada.
Por ejemplo, en la Figura 1.1 se muestra que al bloque se le aplica una fuerza de 4 N, y la
flecha (vector) indica que la fuerza es vertical y hacia arriba. La fuerza es una magnitud vectorial.
Figura 1.1. Fuerza aplicada a un cuerpo
De acuerdo con lo expresado anteriormente, se desprende que el concepto de magnitud está
íntimamente relacionado con la idea de medición. Una magnitud física queda definida cuando se
conocen las prescripciones para medirla, es decir se le asocia valores numéricos comparándola con
otra de la misma clase tomada como unidad.
1.2. SISTEMAS DE UNIDADES
Un sistema de unidades es un conjunto ordenado de unidades de medida que guardan entre
sí relaciones definidas y sencillas.
1.2.1. SISTEMA INTERNACIONAL
El Sistema Internacional de Unidades (SI) es el resultado de un acuerdo alcanzado en 1960
por la Conferencia General de Pesas y Medidas y tiene vigencia en la actualidad.
Este Sistema Internacional de Unidades consta de 7 unidades básicas o
fundamentales que permiten expresar las magnitudes fundamentales. Estas se detallan en
la Tabla 1.
Tabla 1. Unidades básicas o fundamentales
MAGNITUD
UNIDAD
SIMBOLO
PATRON PRIMARIO
metro
m
Longitud de onda de la luz emitida por una
lámpara de criptón
kilogramo
kg
Cilindro de aleación de platino
Tiempo
segundo
s
Frecuencia de la radiación de un oscilador de
cesio especial
Intensidad de
corriente eléctrica
Ampere
A
Se basa en la fuerza magnética entre dos
alambres que transportan la misma corriente
Kelvin
K
Temperatura a la que hierve el agua y se
congela simultáneamente si la presión es
adecuada
Longitud
Masa
Temperatura
termodinámica
4
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Intensidad
Luminosa
Cantidad de
sustancia
Magnitudes Físicas
Candela
cd
mol
mol
Radiación de una muestra de platino
preparada especialmente
Definido partir de los átomos presentes en 12
g de carbono 12
Las unidades derivadas son las unidades correspondientes a las magnitudes derivadas, es
decir resultan de la combinación de las fundamentales. Por ejemplo, la unidad de superficie, el m2
resulta de combinar dos veces la longitud. En la Tabla 2 se presentan algunas de ellas.
Tabla 2. Ejemplo de unidades derivadas
MAGNITUD
UNIDAD
SIMBOLO
Newton
N
metro cuadrado
m2
Volumen
metro cúbico
m3
Velocidad
metro por segundo
m/s
Trabajo
Joule
J
Potencia
Watt
W
Presión
Pascal
Pa
Fuerza
Área
La relación entre las unidades derivadas y las fundamentales se establece mediante las
ecuaciones dimensionales.
1.2.2. MÚLTIPLOS Y SUBMÚLTIPLOS
En Física, es muy frecuente usar números muy grandes, pero también números muy pequeños; para
simplificar su expresión se utilizan los múltiplos y submúltiplos (Ver Tabla 3).
Tabla 3. Múltiplos y submúltiplos
Múltiplos
Submúltiplos
Símbolo
Factor de
multiplicación
Símbolo
Factor de
multiplicación
Yotta
Y
1024
yocto
y
10-24
Zetta
Z
1021
zepto
z
10-21
Exa
E
1018
atto
a
10-18
Peta
P
1015
femto
f
10-15
Tera
T
1012
pico
p
10-12
Giga
G
109
nano
n
10-9
Mega
M
106
micro
Kilo
k
103
mili
m
10-3
Hecto
H
102
centi
c
10-2
Deca
D
101
deci
d
10-1
Prej o
Prej o
10-6
5
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Magnitudes Físicas
Los símbolos de los múltiplos o submúltiplos se escriben en singular.
Al unir un múltiplo o submúltiplo con una unidad del S.I. se forma otra nueva unidad. Por
ejemplo, kilómetro (km), centímetro (cm), son nuevas unidades.
La escritura, al unir múltiplo o submúltiplo con una unidad del S.I. es la siguiente:
1. El número (valor de la magnitud).
2. El múltiplo o submúltiplo (dejando un espacio entre el número y el múltiplo
o submúltiplo)
3. La unidad del S.I. (sin dejar espacio).
Por ejemplo:
2 x103 m 2 kilómetros 2 km
4 x10-2 m 4 centímetros 4 cm
1.2.3. SISTEMA CEGESIMAL
El sistema cegesimal de unidades, también llamado sistema CGS, es un sistema de unidades basado
en el centímetro, el gramo y el segundo. Su nombre es el acrónimo de estas tres unidades. El sistema
CGS ha sido casi totalmente reemplazado por el Sistema Internacional de Unidades. Sin embargo se
utiliza en algunos campos científicos y técnicos muy concretos.
1.2.4. SISTEMA INGLÉS
El sistema inglés de unidades o sistema imperial, es aún usado ampliamente en los Estados Unidos
de América y, cada vez en menor medida, en algunos países con tradición británica. En este sistema
las unidades fundamentales son:
Longitud: pie (ft)
Fuerza: libra fuerza (lbf)
Masa: Libra - masa (lbm)
Energía, trabajo: Joule (J)
Tiempo: segundo (s)
Intensidad: Amperio (A))
Temperatura termodinámica
grados Rankine (º R)
1.2.5. EQUIVALENCIA ENTRE LOS SISTEMAS
En la Tabla 4 se presentan algunas equivalencias entre las unidades de los distintos sistemas
detallados anteriormente.
Tabla 4. Equivalencia entre unidades de distintos sistemas
MAGNITUD
VALOR EN UNIDADES DEL S.I.
Longitud
1 año luz
9,46055 x 1015 m
1 pulgada
0,0254 m
1 pie = 12 pulgadas
0,3048 m
1 yarda = 3 pies
0,9144 m
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Magnitudes Físicas
1 milla terrestre = 1760
yardas
1,609344 x 103 m (exactamente)
1 milla náutica
1,852 x 103 m
Velocidad
1 km/h
0,2778 m/.s
1 nudo = 1 milla náutica/h
1,852 km/h = 0,5144 m/s
Área
1 hectárea (ha)
1 x 104 m2
1 milla cuadrada
2,589988 km2 = 2,589988 x 106 m2
1 acre (ac)
4,04686 x 103 m2
Volumen
1 litro (l)
1 dm3
1 mililitro (ml)
1 cm3
1 UK galón
4,54609 dm3
1 US galón
3,785412 dm3
1 pie cúbico
2,831685 x 10-2 m3
1 pulgada cúbica
1,6387064 x 10 -5 m3 = 16,387064 cm3
Peso
1 tonelada métrica
1x103 kg
1 libra (lb)
0,45359327 kg
1 onza (oz)
2,834952 x 10-2 kg
Temperatura
Celsius a Fahrenheit:
T (ºF) = 9/5 (T ºC + 32)
Fahrenheit a Celsius:
T (ºC) = 5/9 (T ºF - 32)
Celsius a Kelvin
T (K) = T (ºC) +273
Fuerza
1 lb fuerza
4,48 N
1 dina
10-5 N
1 kg fuerza
9,8 N
Por ejemplo si se deseara expresar 720 km/h en m/s se procede de la siguiente manera:
a) se escriben los factores de conversión
b) se simplifican las unidades cuando sea posible
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Magnitudes Físicas
720
km
h
720 .1000 m
3600 s
c) se realizan las operaciones indicadas
4
2
1.3. ANÁLISIS DIMENSIONAL
El análisis dimensional es una parte de la Física que estudia la forma como se relacionan las
magnitudes derivadas con las fundamentales.
Toda unidad física, está asociada con una dimensión física, por ejemplo el segundo pertenece
a la dimensión del tiempo (T), el metro es una unidad de medida de la dimensión longitud (L), el kg es
una unidad de medida de la dimensión masa (M), etc. Además existen otras unidades que pueden
expresarse en términos de las dimensiones fundamentales, por ejemplo la unidad de velocidad en el
S.I. es m/s, que puede expresarse como combinación de las dimensiones mencionadas
anteriormente, es decir:
Dimensión de velocidad =
El Análisis Dimensional se utiliza para:
expresar (relacionar) las magnitudes derivadas en términos de las fundamentales.
comprobar la veracidad o falsedad de las fórmulas físicas, haciendo uso del principio de
homogeneidad dimensional.
deducir nuevas fórmulas a partir de datos experimentales.
Los símbolos que se utilizan para especificar las dimensiones básicas: longitud, masa y
tiempo son L, M y T respectivamente.
Comúnmente se usan corchetes [ ] para indicar las dimensiones de una magnitud y deben
expresarse como productos, así para el caso anterior se tiene:
L
v
=LT -1
T
Las dimensiones pueden tratarse como cantidades algebraicas, de manera que, en el análisis
dimensional:
las cantidades sólo pueden sumarse o restarse si tienen las mismas dimensiones.
los dos miembros de una igualdad (o ecuación) deben tener las mismas dimensiones.
Conviene remarcar que con este análisis se puede deducir o verificar una fórmula o expresión,
determinar las unidades (o dimensiones) de la constante de proporcionalidad, pero no su valor
numérico, por lo tanto no pueden determinarse las constantes adimensionales.
1 2
Por ejemplo, si se desea determinar si la expresión x
at es dimensionalmente correcta:
2
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Magnitudes Físicas
1. Se determinan las dimensiones de cada una de las variables:
[x] = L, [a] = L/T2=LT-2, [t]2=T2
2. Se igualan las dimensiones de cada variable:
[x] =[a][t]2
3. Se sustituyen las dimensiones de cada variable:
L = (LT-2)(T)2.
4. Se opera algebraicamente con las dimensiones (agrupando las dimensiones iguales y
aplicando propiedades de potencias):
L = L (T-2).(T)2 = L T (-2+2) = LT0 = L
5. Se observa si el resultado si es dimensionalmente correcto. En este caso sí lo es.
En la Tabla 5 se presentan magnitudes de uso frecuente con sus dimensiones, símbolos y
unidades (en S.I.).
Tabla 5. Dimensiones, símbolos y unidades de magnitudes físicas de uso frecuente
Magnitud
Dimensión
Símbolo
Unidad
Longitud
L
x, y
m
Masa
M
m
kg
Tiempo
T
t
s
Superficie
L2
A
m2
Volumen
L3
V
m3
Velocidad
L.T-1
v
m/s
Aceleración
L.T-2
a
m/s2
Fuerza
M.L.T-2
F
kg.m/s2
Trabajo
M.L2.T-2
J
kg.m2/s2
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Magnitudes Físicas
Guía de Ejercitación Nº1
Sistemas de unidades
1. Entre las alternativas, indique las unidades que no corresponden a las magnitudes fundamentales
del Sistema Internacional:
a) metro (m)
b) mol (mol)
c) Amperio (A)
d) candela (cd)
e) segundo (s)
f) kilogramo (kg)
g) dina (din)
2. Marque las magnitudes que no corresponden con la unidad asignada en el S.I.
a) Cantidad de sustancia - kilogramo
b) Tiempo - segundo
c) Intensidad de corriente - candela
d) Masa - kilogramo
e) Temperatura termodinámica kelvin
f) Intensidad luminosa- Amperio
3. Indique las unidades que no corresponden a una unidad fundamental en el S.I.
a) A Ampere
b) mol - mol
c) C - Coulomb
d) m metro
e) ergio - erg
f) libra - lb
g) pie ft
4. Entre las unidades mencionadas, señale las que pertenecen a unidades base en el S.I.
a) N Newton
b) Pa - Pascal
c) oz - onza
d) A - Amperio
e) g gramo
f) W watt
g) ºC grado centígrado o Celsius
5. ¿Qué relaciones no corresponden?
a) 1 YN = 1024 N
b) 4 PJ = 4x 1015J
c) 1 ns = 10-9 s
d) 3 pmol= 3x10-9
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Magnitudes Físicas
e) 5 fA = 5x10-18 A
f) 20 cd= 2x10-7 cd
6. Al convertir una señal de camino al sistema métrico, sólo se han cambiado parcialmente los datos.
Se indica que una población está a 20 km de distancia, y la otra a 10 millas de distancia (1 milla = 1,61
km). ¿Cuál población está más distante y en cuántos kilómetros?
7. Los diámetros de unas tuberías necesarias en una fábrica son 2; 4 y 12 pulg. Indique los diámetros
en cm y dm.
8. Realice las siguientes conversiones:
a) 520.314 m a km
b) 120 km/h a m/s
c) 145 ft a m
d) 1500 cm3 a l
e) 8240 l/s a m3/s
f) 4200s a min
g) 2 kW.h a J (recordar que W=N/s y J=N.m)
h) 15 lb/pulg3 a g/ml
9. Complete la siguiente tabla
Cand ad
Converr en
0,0220 m
cm
0,00120 mm
nm
450002 cm
m
25 km
m
4,2 mm2
cm2
2,5 días
h
2,5 días
min
2,5 días
s
34728 s
min
34728 s
h
34728 s
d
742 cm3
m3
412 dm3
m3
1248 l
cm3
1,033 g/cm3
g/l
Procedimiento
(Multiplicar / dividir por uno o
varios factores de conversión)
Respuesta
(número y unidad)
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Magnitudes Físicas
120 g/cm3
kg/m3
1,033 g/cm3
lb/ft3
1,033 g/cm3
g/dm3
1200 kg
tn
8740 mg
g
12 lb
g
350 ft
pulg
350 ft
m
12 kg fuerza
N
10. Hallar en Zm la distancia que existe desde la Tierra a una estrella, siendo esta distancia
equivalente a 4 años luz. (1 año luz = distancia que recorre la luz en un año de 365 días). Considere
que la luz recorre 300 000 km en 1 segundo.
11. Exprese en Gm la distancia que recorre en 2 Ts un móvil que marcha a 110 km/h
12. Las cepas de Bacillus cereus se reproducen en progresión geométrica a razón de 1200 bacterias
por hora. Si un cultivo tenía inicialmente 24 bacterias, cuántas se tendrá en 2 h? Exprese este
resultado en Tbacterias.
13. Si un mol de carbono tiene 6, 02 x1023 átomos y pesa 12 g, ¿cuánto pesaran en ng 21,25 x 10 13
átomos?
14. Un cuerpo tiene una masa de 2400 Gg y un volumen de 3500 km3, encuentre su densidad en
g/m3
Análisis dimensional
15. Siendo m una magnitud física, indique cuáles de las siguientes proposiciones se cumplen:
a)
b) m . m
c) m
2
/m
m2
m
d)
16. Indique las relaciones que son dimensionalmente correctas:
a) [fuerza]= MLT-3
b) [trabajo]=ML2T-2
c) [velocidad]=L.T1
d) [aceleración]= LT-2
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Magnitudes Físicas
17. Indique verdadero o falso
a) El análisis dimensional se utiliza para verificar fórmulas
b) El análisis dimensional se utiliza para deducir fórmulas empíricas
c) En una fórmula dimensional todos los términos de ambos miembros deben tener las mismas
dimensiones
d) La ecuación dimensional de los términos del primer miembro son diferentes a las dimensiones del
segundo miembro.
18. Marque las unidades que están asociadas incorrectamente a las dimensiones propuestas.
a)
b)
kg.s
m
ML 1T 1
kg.m 2
2
ML 2 T 2
s
c) A/s= I.T-1
19. A partir de la ley de Gravitación Universal de Newton: F
Gm 1m 2
r2
determinar las dimensiones
de la constante de gravitación G.
20. A partir de la Ecuación General de los Gases Ideales, PV=n RT determine las dimensiones de la
constante universal de los gases R.
21. Encuentre las dimensiones del período T de un péndulo de longitud l, siendo la fórmula:
T
k
l
, donde k es una constante adimensional y g es la aceleración de la gravedad.
g
22. El calor específico de una sustancia está dado por la ecuación c=a+bt2, donde a y b son constantes
y t es la temperatura en grados centígrados. El calor necesario para aumentar la temperatura de una
masa m de la sustancia desde 0 ºC hasta T ºC es:
a) m aT b
T3
o bien b) m aT
3
b
T2
4
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Cinemática
CINEMATICA
La Mecánica es una rama de la Física que estudia el movimiento de los cuerpos.
Cinemática es una parte de la Mecánica que se encarga de estudiar el movimiento de los cuerpos sin
considerar las causas que lo producen.
2.1. CONCEPTOS BÁSICOS
Partícula
Un cuerpo puede considerarse como partícula o punto material cuando pueden despreciarse sus
dimensiones geométricas y no hay interés en su estructura interna comparadas con el fenómeno
estudiado. Por ejemplo si un ómnibus que mide 15 m se desplaza 1 cuadra no pude considerarse
como una partícula, sin embargo si este ómnibus se desplaza de Santiago del Estero a Las Termas, sí
puede considerarse una partícula.
Posición
La posición de una partícula puede decirse que es el punto del espacio que ocupa esa partícula con
respecto a un sistema de referencia. De manera que dado un sistema de coordenadas, a cada
posición de la partícula le corresponde una única coordenada. Por ejemplo en la Figura 2.1 se indican
dos posiciones diferentes de una partícula en un sistema de referencia de coordenadas cartesianas.
y
y1
P1=(x1,y1)
y2
P2=(x2,y2)
x1
x2
x
Figura 2.1. Diferentes posiciones de una partícula
La posición de una partícula se puede representar como un vector, , cuyo origen coincide
con el origen del sistema de coordenadas y cuyo punto final está en el punto correspondiente a su
posición. En la Figura 2.2. se presentan los vectores que representan a las posiciones de la figura
anterior.
14
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Cinemática
y
y1
P1
y2
P2
r2
x1
x2
x
Figura 2.2. Representación vectorial de dos posiciones de una partícula
Desplazamiento
Desplazamiento es la diferencia entre dos vectores posición de la partícula, es la diferencia entre el
vector posición inicial y el vector posición final. En la Figura 2.3 se muestra el desplazamiento entre
las posiciones P1 y P2: Como puede observarse el desplazamiento es un vector trazado desde la
posición inicial hasta la posición final.
.
y
y1
P1
y2
2
x1
P2
x2
x
Figura 2.3. Desplazamiento de una partícula de la posición 1 a la 2
Movimiento
Puede definirse al movimiento como el fenómeno físico que consiste en el cambio de posición que
realiza un cuerpo (móvil) en cada instante con respecto a un sistema de referencia, el cual se
considera fijo.
UN CUERPO ESTÁ EN MOVIMIENTO SI SU POSICIÓN CAMBIA CON EL TIEMPO, respecto a un
punto o sistema de referencia.
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Cinemática
Trayectoria
Es el lugar geométrico de las posiciones sucesivas por las que pasa un cuerpo en su movimiento. Es la
línea que describe la partícula en su movimiento. La longitud de la trayectoria se denomina longitud
recorrida x. En la Figura 2.4 se presentan ejemplos de trayectorias de una partícula.
Figura 2.4. Ejemplos de trayectorias de una partícula
Intervalo de Tiempo
El intervalo de tiempo es el tiempo en el que se desarrolla un fenómeno o acontecimiento, es
la diferencia entre el tiempo final y el inicial. Se denota como (
ti) o bien (
t1), etc.
2.2. MOVIMIENTO RECTILÍNEO
Se denomina movimiento rectilíneo a aquel cuya trayectoria es una línea recta.
A continuación se considerarán distintos conceptos vinculados a este tipo de movimiento.
2.2.1. POSICIÓN
Considerando el caso de una partícula que se mueve en línea recta, desde el punto 0 al punto P, su
posición, en el instante t, queda determinada por el vector
(considerando que el sistema de
referencia tiene origen en 0 y el eje x coincide con la dirección del movimiento) cuyo origen es el
punto 0 y su extremo el punto P de coordenada x1, como se muestra en la Figura 2.5.
P
0
x1
x
Figura 2.5. Posición de una partícula en un instante de tiempo
En el sistema de referencia de la Fig. 2.5 se observa que arbitrariamente se tomó como
positivo el sentido del desplazamiento de la partícula. Como se indicó en el apartado 1.6 del capítulo
anterior, se debe elegir una escala para representar adecuadamente el vector.
Si la partícula se desplazara en sentido contrario al que se eligió como positivo, su posición
será negativa.
Si la partícula está en reposo la coordenada del punto P no varía, si la partícula se mueve con
respecto al origen, la coordenada cambia.
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Cinemática
2.2.2. DESPLAZAMIENTO
Suponiendo que en el tiempo t1, la partícula se encuentra en posición x1, y más tarde en el tiempo t2,
la partícula se encuentra en la posición x2 (Fig. 2.6). Puede afirmarse que la partícula se ha
desplazado (ha variado su posición con el tiempo), ese desplazamiento se denota con
, el mismo se produjo en el intervalo de tiempo t = t2-t1.
P1
P2
x
x1
0
x
x2
Figura 2.6. Posición de una partícula en dos instantes de tiempo
El desplazamiento x como se indicó anteriormente es un vector cuyo origen coincide con la
posición de la partícula en el primer instante de tiempo y su extremo se encuentra en el punto que
ocupa la partícula en el tiempo final. Por ello el desplazamiento no es una medida del camino
recorrido, por ejemplo si la partícula se mueve a las posiciones x1, x2, x3 y x4 y regresa en el tiempo
final a la posición x3, el x= x3 - x1.
Por ejemplo, si el vector
=3 m y
2
= 5 m, entonces el desplazamiento es
El desplazamiento indica el cambio neto de posición en el intervalo de tiempo considerado.
2.4. CAMINO RECORRIDO
Al desplazarse, la partícula describe una trayectoria, la longitud de la misma se denomina camino
recorrido o longitud de la trayectoria L, que es una magnitud escalar.
Por ejemplo, si las posiciones de la partícula son
=3 m,
2
= 5 m,
de coordenadas P1= 3m, P2=5 m y P3= 9 m) y luego retorna a la posición
3
= 9 m (con puntos
entonces la longitud del
camino recorrido es: L= P1P2 + P2P3 +P3P1= [(5-3) + (9-5) + (9-3)] m =(2 + 4 + 6) m= 12 m
2.5. VELOCIDAD
La velocidad es una magnitud vectorial cuyo módulo indica cual es el espacio recorrido por una
partícula en cada unidad de tiempo. Físicamente, el módulo o valor de la velocidad indica la rapidez
con la cual se mueve un cuerpo, se denota con
.
La velocidad media entre los instantes t1 y t2 está definida por la siguiente fórmula:
v m 12
x12
t12
x2
t2
x1
t1
La interpretación geométrica de esta definición es la siguiente:
Si una partícula se mueve en línea recta, su posición es una función del tiempo, es decir x
=f(t). Por lo tanto para cada instante de tiempo existe un valor determinado de posición. Si se grafica
esta función se obtiene una curva como la representada en la Fig. 2.7.
17
Curso de Ingreso FAyA 2013
Cinemática
x
P
x2
x
x1
R
t
t1
t2
t
Figura 2.7. Interpretación geométrica de la velocidad media
La velocidad media
en el intervalo t = t2-t1 es la pendiente de la recta secante a la
curva x =f(t), en los puntos R y P. De la gráfica esa pendiente es:
x12
t12
x2
t2
x1
t1
Cuanto mayor es la pendiente mayor es el módulo de la velocidad media.
La ecuación dimensional para la velocidad es:
, su unidad en el S. I es m/s.
2.3. MOVIMIENTO RECTILÍNEO UNIFORME (MRU)
Una partícula posee movimiento rectilíneo uniforme si cumple las siguientes condiciones:
1. La trayectoria que recorre es una línea recta.
2. La velocidad (v) es constante (por lo tanto la aceleración es igual a cero)
Que la velocidad sea constante implica que el desplazamiento es proporcional al e mpo
En esta clase de movimiento, la partícula recorre distancias iguales en tiempos iguales.
En la Figura 2.9 se representa v= v(t):
v
v
t1
t2
t
Figura 2.9. Representación de velocidad vs. tiempo para una partícula que se desplaza con
Movimiento Rectilíneo Uniforme
18
Curso de Ingreso FAyA 2013
Cinemática
Como se observa en la figura anterior,
, el signo de la velocidad
(recordar que es una magnitud vectorial) coincide con el del desplazamiento puesto que el tiempo es
siempre positivo.
Si
, el movimiento es de avance, la partícula se desplaza en el sentido positivo
del eje de referencia.
Si
, el movimiento es de retroceso, la partícula se desplaza en el sentido
negativo del eje de referencia.
El gráfico de la posición en función del tiempo es una recta de pendiente constante, negativa
o positiva de acuerdo con el sentido del movimiento (Ver ejemplo en la Figura 2.10).
x
x2
x
x1
t
t1
t2
t
Figura 2.10. Representación de posición vs. tiempo para una partícula que se desplaza con
Movimiento Rectilíneo Uniforme
De la ecuación
, se puede despejar el desplazamiento (para simplificar
la notación se escribe v en lugar de v , lo mismo para el desplazamiento, pero recordando siempre
que son magnitudes vectoriales. Considerando además que el tiempo inicial se denota con t0 y la
posición inicial con x0.
x
x0
v.( t t 0 ) es la ecuación de la posición en función del tiempo para el MRU.
Como puede verse esta ecuación indica que la posición es una función de primer grado del
tiempo.
Puede suceder que t0=0, entonces:
Si x0=0, la ecuación queda reducida a:
x = v.t (su representación es una recta que pasa
por el origen de coordenadas).
A partir de la ecuación
, se ve que el desplazamiento es igual al producto de la
velocidad (que es una constante) por el intervalo de tiempo, es decir el área sombreada en la Fig.
2.11.
19
Curso de Ingreso FAyA 2013
Cinemática
v
v
x
t1
t2
t
Figura 2.11. Área encerrada por la curva del el gráfico velocidad vs. tiempo para una
partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniforme.
20
Curso de Ingreso FAyA 2013
Cinemática
Guía de Ejercitación Nº2
Movimiento Rectilíneo Uniforme
1. Considerando una partícula que se mueve en línea recta, grafique los vectores posición para:
a) t =0 s y x= 2 m; b) t =1 s y x= 2,5 m; c) t =3 s y x= 3 m; d) t=5 s y x= 6 m
2. Considerando las posiciones del ejercicio 1, calcule y grafique los vectores desplazamiento para los
intervalos de tiempo:
a) (0,1) s; b) (0,3) s ; c) (1,3) s; d) (3,5) s; e) (1,5) s; f) (0,5) s
3. Calcule la velocidad media para los intervalos de tiempo del ejercicio 2, indicando módulo,
dirección y sentido, grafique.
4. Si un tren circula a 240 km/h, cuanto tiempo tardará en recorrer 500 km?
5. Si un auto mantiene constante su velocidad de 110 k/h, ¿que distancia recorrerá en 24 min?
6. Un automóvil circula a 120 km/h y otro a 30 m/s, indique cuanto tiempo tardan en recorrer 45 km.
7. Considere una partícula que se desplaza de la manera siguiente para t =0 s, x= 2 m; t =4 s y x= 6 m,
para t =8 s y x= 15 m y para t= 12 s retrocede 8 m. Calcule el camino recorrido y el desplazamiento.
8. Si el registro de la posición con respecto al tiempo, de un automóvil que desciende por una colina
es la siguiente, encuentre la velocidad promedio y la velocidad media del automóvil durante:
a) el primer segundo,
d) durante los cuatro primeros segundos
c) durante todo el descenso.
x(m) 0 9 16 25 32 36
38
t (s)
6
0 1
2
3
4
5
9. Un ciclista viaja hacia el Sur durante 35 min a 20 km/h, se detiene durante 25 min. Después
continúa hacia el Este, recorriendo 50 km en 2 h. Indique:
a) ¿cuál es su desplazamiento?
b) ¿Qué distancia recorrió?
c) ¿cuál es su velocidad promedio? ¿ y la velocidad media?
10. Un maratonista avanza en línea recta con una velocidad promedio de + 5 m/s durante 8 min, y
después con una velocidad promedio de + 4.00 m/s durante 6 min. Indique su velocidad promedio
durante este tiempo?
11. Si la ecuación en función del tiempo para una partícula es x= 4 + 2.t, donde x se mide un m y t en
segundos, indique:
a) la posición de la partícula para:
i) el instante inicial
ii) t= 6 s
iii) t = 12 s
b) el desplazamiento a cabo de 1 s
c) el tiempo para que la partícula se encuentre a 16 m del origen de coordenadas
21
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Cinemática
12. Considere el gráfico de una partícula que se mueve con MRU
x (m)
24
12
3
t (s)
Determine:
a) la posición inicial
b) la velocidad media
c) el desplazamiento en el intervalo (0,6) s
d) la ecuación de x=x(t)
13. Si dos ómnibus salen al mismo tiempo, y en sentido contrario de dos ciudades separadas 550 km,
y se desplazan a velocidad constante de 100 y 90 km/h, calcule la distancia a la que se encontrarán y
el tiempo que tardarán en llegar al punto de encuentro. Grafique.
14. Considere el gráfico de una partícula que se mueve con MRU
x (m)
6,5
5
4
3
Determine:
e) la posición inicial
f) la velocidad media
g) el desplazamiento en el intervalo (0,7) s
h) la ecuación de x=x(t)
7
t (s)
22
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Cinemática
2.4. MOVIMIENTO RECTILÍNEO UNIFORMEMENTE VARIADO (MRUV)
Para describir este movimiento se necesita un nuevo concepto, el de aceleración.
Aceleración
La aceleración es una magnitud vectorial cuyo módulo mide el cambio de la velocidad por cada
unidad de tiempo. Físicamente, el módulo de la aceleración mide la rapidez con la cual varía la
velocidad. Se denota con
.
Si la velocidad de una partícula varía con el tiempo, la partícula sufre una aceleración y el
movimiento es variado.
La aceleración media entre los instantes t1 y t2 está definida por la siguiente fórmula:
a m 12
v 12
t12
v2
t2
v1
t1
Al igual que la velocidad media su interpretación geométrica involucra un gráfico de la
velocidad en función del tiempo, es decir v =f(t). Por lo tanto para cada instante de tiempo existe un
valor determinado de velocidad. Si se grafica esta función se obtiene una curva como la representada
en la Fig. 2.8. Si se traza la recta secante por los puntos S y U, su pendiente representa la aceleración
media en el intervalo t = t2-t1
v
U
v2
v
v1
S
t
t1
t2
Figura 2.8. Interpretación geométrica de la aceleración media
t
Cuanto mayor es la pendiente mayor es el módulo de la aceleración media.
La ecuación dimensional para la aceleración es:
, su unidad en el S. I es m/s2.
Una partícula posee movimiento rectilíneo uniformemente variado si cumple las siguientes
condiciones:
1.
La trayectoria que recorre es una línea recta.
2.
La aceleración (a) es constante
Que la aceleración sea constante implica que la velocidad es proporcional al tiempo
En la Figura 2.12 se representa a= a(t):
23
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Cinemática
a
a
t1
t2
t
Figura 2.12. Representación de aceleración vs. tiempo para una partícula que se desplaza con
Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado
Como se observa en la figura anterior,
, el signo de la aceleración (recordar
que es una magnitud vectorial) coincide con el de la velocidad puesto que el tiempo es siempre
positivo.
El gráfico de la velocidad en función del tiempo es una recta de pendiente constante,
negativa o positiva de acuerdo con el sentido del movimiento (Ver ejemplo en la Figura 2.13).
v
v2
v
v1
t
t1
t2
t
Figura 2.13. Representación velocidad vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento
Rectilíneo Uniformemente Variado
De la ecuación
, se puede despejar la velocidad (para simplificar la
notación se escribe v en lugar de v , lo mismo para el desplazamiento, la aceleración, pero
recordando siempre que son magnitudes vectoriales. Considerando además que el tiempo inicial se
denota con t0 y la velocidad inicial con v0.
0
0
0
0
es la ecuación de la velocidad en función del tiempo para el MRUV.
Como puede verse esta ecuación indica que la velocidad es una función de primer grado del
tiempo.
Puede suceder que t0=0, entonces:
24
Curso de Ingreso FAyA 2013
Cinemática
Si v0=0, la ecuación queda reducida a:
v = a.t (su representación es una recta que pasa
por el origen de coordenadas).
Para conocer la ecuación temporal de la posición para el MRUV, se considera el significado
físico del área encerrada por la curva v=v(t) y el eje temporal, que como se desarrolló para el MRU
corresponde al desplazamiento. De la Figura 2.14 se tiene que el área involucrada corresponde al
área de un trapecio que a su vez puede considerarse formado por un triángulo rectángulo y un
rectángulo.
v
v2
v
v1
t
t1
t2
t
Figura 2.14. Area encerrada por la curva del gráfico velocidad vs. tiempo para una partícula que se
desplaza con Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado.
El área del triángulo es:
1
v. t , la del rectángulo es t.v1, por lo tanto el desplazamiento x
2
en el intervalo t= t-t0 es:
Como
, se tiene:
x
v1 t
1
a. t 2
2
1
a.( t 2 t1 ) 2
2
Si t1=0 y t2 = t, y x1=x0 y x2=x, se puede escribir una ecuación más simple que es:
x2
x1
v 1( t 2
t1 )
Si además x0=0 y v0=0, la ecuación es:
1 2
a.t
2
La representación gráfica de la posición en función del tiempo para un MRUV es la que se
presenta en la Fig. 2.15.
x
25
Curso de Ingreso FAyA 2013
x
Cinemática
x
a >0
a<0
t
t
Figura 2.15. Posición vs. tiempo para una partícula que se desplaza con Movimiento Rectilíneo
Uniformemente Variado
26
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Cinemática
Guía de Ejercitación Nº3
Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado
1. Calcule la aceleración de un auto que a los 20 s de ponerse en marcha alcanza una velocidad de 25
km/h.
2. Si un motociclista circula 40 km/h , frena y se detiene a los 3 s, indique la aceleración y la distancia
a la que se detiene.
3. Una partícula se desplaza a 20 m/s y la aceleración constante es 1,5 m/s2, calcule la velocidad
luego de 30 s y la posición al cabo de ese tiempo.
4. Si una partícula se mueve sobre una recta de forma tal que su posición varía con el tiempo como
se indica en el gráfico:
x(m)
20
4
10
12
t (s)
Determine:
a) la velocidad media en los intervalos (0,4); (4,10); (10,12); (0,12)
b) describa el movimiento de la partícula
c) represente esquemáticamente v=v(t)
5. La ecuación v= 4 t +6 representa la velocidad en función del tiempo para una partícula que se
mueve sobre el eje x. Donde v se mide en m/s y el tiempo en s. Calcule:
a) la velocidad en el instante inicial
b) la velocidad en t= 4, 10 y 12 s
c) la aceleración
d) la variación de la velocidad al cabo de 4 s
e) la ecuación de x=x(t) para x0= 5 m
f) el desplazamiento a los 4 s.
6. Considere el gráfico de v=v(t) para una partícula se mueve con MRUV y determine:
a) la velocidad inicial de la partícula
b) su aceleración media
c) la aceleración a los 5 s
d) el desplazamiento en el intervalo (0,5) s
e) la velocidad media en el intervalo (0,10) s
f) la ecuación x=x(t)
27
Curso de Ingreso FAyA 2013
Cinemática
v (m/s)
10
5
t (s)
-6
7. El gráfico v= v(t) para una partícula es:
v (km/h)
75
7
12
t (h)
Indique:
a) la velocidad media; b) la aceleración media
8. Una partícula se mueve con una velocidad inicial de 50 m/s en 30 s, la velocidad disminuye
uniformemente hasta cero. ¿Cuál es la aceleración promedio durante ese intervalo?
9. Si la ecuación temporal de la posición de una partícula es x= 4 + 2t + 5t2 cuyas unidades son m
para la posición y segundos para el tiempo, determine la velocidad y la aceleración de la misma.
28
Elementos de Química
Química es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades, su estructura, su composición,
las transformaciones que experimenta y la energía involucrada en dichos cambios y las leyes
que los rigen.
La materia, según el diccionario, es "aquello que constituye la sustancia del universo físico".
La Tierra, los mares, la brisa, el Sol, las estrellas, todo lo que el hombre contempla, toca o
siente, es materia. También lo es el hombre mismo.
A la energía, se la define generalmente como la capacidad para realizar trabajo.
A pesar que la energía puede asumir muchas formas que son interconvertibles no se crea ni
se destruye. Cuando una forma de energía desaparece, otra forma de igual magnitud debe
aparecer y viceversa. La energía total del universo permanece constante: ley de
conservación de la energía.
Bibliografía
- R. Chang, W. College. Química 7° Edición. Ed. McGraw-Hill (2002).
- Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall,
Madrid, 2003).
- R.Usón. Química, una ciencia experimental. Ed. Reverté S.A. (1990)
- G. Fabiani, M. Garcia, R. Mignone, V. Palazzi. Química para el Ingreso 2012. Facultad de Agronomía
y Agroindustrias. Universidad Nacional de Santiago del Estero.
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
ESTRUCTURA ATÓMICA
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba
constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello,
llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los
átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su
época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de
nuevo en consideración.
La Tabla 3.1. resume los descubrimientos científicos que permitieron desarrollar los distintos
modelos atómicos propuestos antes del modelo atómico actual. También se enuncian los principales
postulados de los mismos.
Tabla 3.1. Resumen de algunos modelos atómicos.
Año
1808
Científico
John
Dalton
Joseph J.
Thomson
1897
Ernest
Rutherford
1911
Niels Bohr
1913
Descubrimiento
Modelo Atómico
Durante el siglo XVIII y principios
del XIX algunos científicos habían
investigado distintos aspectos de
las
reacciones
químicas,
obteniendo las llamadas leyes
clásicas de la Química.
La imagen del átomo expuesta por
Dalton en su teoría atómica, para
explicar estas leyes, es la de
minúsculas
partículas
esféricas,
indivisibles e inmutables, iguales entre
sí en cada elemento químico.
Demostró que dentro de los
átomos hay unas partículas
diminutas, con carga eléctrica
negativa, a las que se llamó
electrones.
De este descubrimiento dedujo que el
átomo debía de ser una esfera de
materia cargada positivamente, en
cuyo interior estaban incrustados los
electrones.
Demostró que los átomos no
eran macizos, como se creía, sino
que están vacíos en su mayor
parte y en su centro hay un
diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar
formado por una corteza con los
electrones girando alrededor de un
núcleo central cargado positivamente.
Espectros atómicos discontinuos
originados por la radiación
emitida por los átomos excitados
de los elementos en estado
gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico,
según el cual los electrones giran
alrededor del núcleo en unos niveles
bien definidos.
30
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
3.1. CONCEPTOS BÁSICOS
En el átomo se distinguen dos zonas bien diferenciadas:
1- Zona corc al externa: formada por electrones que se distribuyen alrededor del núcleo en
orbitales o niveles de energía. Los electrones se desplazan acercándose o alejándose del núcleo,
formando una esfera difusa alrededor del mismo (nube electrónica).
Los electrones del nivel mas externo se denominan electrones de valencia, los restantes se llaman
electrones satélites.
2- Núcleo: formado por protones y neutrones.
Los protones son partículas cargadas positivamente, cuya masa es 1836 veces mayor que la del
electrón. Se encuentran en cada átomo en número igual a los electrones.
Los neutrones son partículas subatómicas de masa ligeramente superior a la de los protones pero no
poseen igual carga eléctrica.
La suma de la masa de los protones y neutrones equivale al 99% de la masa total del átomo. Al
conjunto de estas dos partículas se las conoce como nucleones.
El átomo es eléctricamente neutro.
3.1.1. NÚMERO ATÓMICO (Z)
Se denomina número atómico al número de protones que tiene un átomo en su núcleo. Se designa
con la letra Z.
Como en un átomo hay igual cantidad de protones que de electrones, el número atómico indica
también el número de electrones que posee un átomo.
Z= ne- = np+
3.1.2. NUMERO MÁSICO (A)
Es el número que resulta de sumar los protones y neutrones de su núcleo atómico. Se designa con la
letra A.
Tiene un valor igual o aproximado a la masa atómica relativa de cada elemento.
A = np + nn
A = Z + nn
nn = A Z
Notación Espectroscópica
De acuerdo con esta notación, se consignan los elementos con su símbolo químico al que se le
adicionan abajo y a la esquina Z y arriba y a la izquierda o derecha A:
ZX
A
o
A
ZX
Un átomo puede a su vez ganar o perder electrones transformándose en una especie cargada
eléctricamente que se denomina ion. Los iones que se originan por ganancia de electrones se
denominan aniones y los que se originan por pérdida de estos, cationes.
X + eX- (anión)
X - eX+ (catión)
31
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
Resumen
Los átomos no tienen carga eléctrica.
Los átomos al ganar o perder electrones se transforman en iones.
Si un átomo gana electrones adquiere carga eléctrica negativa y se transforma en un ion
negativo denominado anión.
Si un átomo pierde electrones adquiere carga positiva y se transforma en un ion positivo
denominado catión.
Se denominan especies isoelectrónicas a las que poseen igual número de electrones.
ISOTOPOS
Se llaman isótopos de un elemento a los átomos de un mismo elemento cuyos núcleos
contienen el mismo número de protones (igual número atómico) pero diferente número
de neutrones.
Difieren por lo tanto en el número másico.
La palabra isotópo deriva del griego (iso = igual; topo = lugar) o sea que son elementos que ocupan el
mismo lugar en la Tabla Periódica, por tener el mismo número atómico.
Los isotópos poseen las mismas propiedades químicas, difiriendo entre sí solamente en lo
relacionado con algunas propiedades físicas.
Ejemplos:
Figura 3: Los isótopos del hidrógeno.
32
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
Aunque los isotópos tienen diferente masa atómica, poseen, como ya se dijo, las mismas
propiedades químicas, esto nos demuestra que las propiedades químicas dependen del número
atómico y no del número másico. En cambio las propiedades físicas dependen de este último.
Ejercicio:
Complete la siguiente tabla:
Especie
Ba
Mn
Si
Kr
Ca++
N-3
Protones
Electrones
36
Neutrones
60
30
16
38
Z
56
55
14
20
10
A
40
15
VARIEDADES ALOTRÓPICAS
Alotropía es la propiedad de algunos elementos de formar distintas sustancias simples.
Entre los elementos que poseen esta propiedad podemos mencionar:
Carbono que posee dos variedades alotrópicas: diamante y grafito.
Oxígeno que posee dos variedades alotrópicas: oxígeno molecular (O2) y ozono (O3).
Fósforo que posee tres variedades alotrópicas: fósforo blanco, rojo y negro.
Las variedades alotrópicas de un elemento presentan propiedades intensivas diferentes.
MODELO ATÓMICO ACTUAL
El fracaso del modelo de Bohr para explicar los espectros de átomos distintos al hidrógeno,
sumado a los descubrimientos de principios de siglo que revolucionaron toda la Física, llevó
a crear un modelo atómico mejorado que, hasta el momento, explica satisfactoriamente los
resultados de las experiencias atómicas.
Este modelo se conoce con el nombre de modelo atómico actual y fue el resultado de varias
contribuciones hechas por De Broglie, Heissenberg, Planck, Schrödinger, Pauli, entre otros.
El modelo actual sostiene básicamente que los electrones no ocupan una órbita a distancia
fija, sino que hay probabilidad de encontrarlos dentro de una determinada región del
espacio que rodea al núcleo llamada orbital.
En 1926 el físico austríaco Erwin Schrödinger formuló una ecuación que describe el comportamiento
y la energía de las partículas subatómicas en general. Esta ecuación incorpora tanto el
comportamiento de partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en términos de una
función de onda (psi), la cual depende de la ubicación del sistema en el espacio (como la que
guarda un electrón en un átomo).
33
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
La función de onda en sí misma no tiene un significado físico directo. Sin embargo, la probabilidad de
encontrar al electrón en cierta región del espacio es proporcional al cuadrado de la función de onda,
2
.
Números cuánticos
Cuando se quiere caracterizar e identificar cada uno de los electrones de un átomo, el modelo
atómico actual define los números cuánticos, que se representan con las letras n, l, m y s. Los
primeros tres derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger y se utilizan para
describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están dentro. El número s describe
el comportamiento de un determinado electrón y completa la descripción de los electrones en el
átomo.
Número cuántico principal (n): define el nivel de energía en que se ubica el electrón. También está
relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital, como así
también al tamaño o volumen de dicho orbital
La cantidad de electrones que puede alojar cada nivel de energía es igual a 2n2.
Número cuántico secundario o azimutal (l): indica dentro de cada nivel energético, el subnivel
donde se encuentra el electrón. Está relacionado con la forma del orbital. Los valores de l dependen
del valora asignado al número cuántico principal. Para un cierto valor de n, l tiene todos los valores
enteros posibles desde 0 hasta (n-1).
subnivel
nombre
0
s
sharp
1
p
principal
2
d
diffuse
3
f
fundamental
4
g
--
5
h
--
Cantidad de subniveles en cada nivel energético:
El primer nivel: n = 1 tiene subnivel: l = 0 (s)
El segundo nivel: n = 2 tiene 2 subniveles: l = 0 (s) y l = 1 (p)
El tercer nivel: n = 3 tiene 3 subniveles: l = 0 (s), l = 1 (p) y l = 2 (d)
El cuarto nivel: n = 4 tiene 4 subniveles: l = 0 (s), l = 1 (p), l = 2 (d) y l = 3 (f)
Cantidad de orbitales en cada nivel energético:
La cantidad de orbitales atómicos para cada nivel de energía es igual a: n2
Nivel de energía
Primer nivel: n = 1
Segundo nivel: n = 2
Tercer nivel: n = 3
Número de orbitales
12 = 1
22 = 4
32 = 9
Número cuántico magnético (m): Indica el orbital que ocupa cada electrón en un subnivel y está
relacionado con la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, el valor de m depende
del valor que tenga el número cuántico secundario. Para cierto valor de l, existen (2 l +1) valores
enteros de m:
34
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
- l, (-l
l-1), l
La cantidad de orbitales atómicos para cada nivel de energía es igual a n2
Para l = 0 (s)
Para l = 1 (p)
Para l = 2 (d)
Para l = 3 (f)
m=0
m = -1, 0, +1
m = -2, -1, 0, +1, +2
m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Número cuántico de spin (s): está relacionado con el sentido de giro del electrón sobre sí mismo.
Puede tomar solamente dos valores: +½ y -½.
Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos
0
0
-1, 0, 1
número de
orbitales
1
1
3
número de
electrones
2
2
6
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
1
3
5
2
6
10
n
l
m
1
0
0
1
0
1
2
2
3
designación
1s
2s
2px, 2py, 2pz
3s
3px, 3py, 3pz
3dxy, 3dyz, 3dxz, 3d 2 2 ,3d 2
x -y
z
Representación espacial de los distintos subniveles de los orbitales s, p, d y f.
35
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Estructura Atómica
Resumiendo
El nivel está definido por el número cuántico principal (n).
El subnivel está definido por n y el número cuántico azimutal (l).
El orbital está definido por n, l y el número cuántico magnético (m).
El electrón está definido por n, l, m y el número cuántico del spin (s).
PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI
Wolfgang Pauli enunció en 1925 un principio que hoy lleva su nombre y que se denomina principio
de exclusión.
Establece que dos electrones en un mismo átomo no pueden tener iguales valores de n, l y m, por lo
tanto deben diferir en su valor de s.
Conclusiones:
En un orbital no puede haber más de dos electrones y ellos deben tener sus spins opuestos.
Cada orbital se representa mediante rectángulos. Los electrones que se ubican en el orbital se
simbolizan con una flecha.
Si un orbital posee un solo electrón se denomina incompleto o desapareado.
Cuando un orbital e ne dos electrones se llama completo o apareado.
Cuando un orbital no tiene electrones se llama vacío.
REGLAS DE HUND O DE MAXIMA MULTIPLICIDAD
Estas reglas establecen que:
1-Los electrones ocupan primero los orbitales de menor contenido energético (más próximos al
núcleo).
2-Cuando los electrones ocupan un subnivel que tiene varios orbítales (Ej. El subnivel p, que tiene 3),
lo hacen de forma tal que todos los orbitales posean un electrón con spins paralelos antes que se
produzca el apareamiento entre ellos.
px
pz
py
Principio de mínima energía
Los electrones se ubican en un átomo de tal manera que les corresponda el menor valor de energía
posible.
La secuencia de llenado de los subniveles, según su energía creciente es:
1s, 2s, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f, 7d, 7f
36
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
CONFIGURACIONES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS
Se llama configuración electrónica de un elemento a la expresión simbólica de la distribución de los
electrones en niveles y subniveles.
Se simboliza con:
1-Un número que es el Número Cuántico Principal e indica el nivel.
2-Una letra que representa el Número Cuántico Secundario e indica el subnivel (s, p, d, f).
3-Un exponente que indica el número de electrones en el subnivel. La suma de todos los exponentes
indica el número total de electrones (Z).
4-La suma de todos los exponentes indica la cantidad total de electrones.
Una forma práctica de obtener la secuencia de llenado de los subniveles se obtiene aplicando la
siguiente regla:
En la tabla siguiente se resume la configuración de los primeros once elementos.
Elemento Nro de electrones Configuración electrónica
H
1
1s1
He
2
1s2
Li
3
1s22s1
Be
4
1s22s2
37
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
B
5
1s22s22p1
C
6
1s22s22p2
N
7
1s22s22p3
O
8
1s22s22p4
F
9
1s22s22p5
Ne
10
1s22s22p6
Na
11
1s22s22p63s1
Sobre la base del número atómico y la configuración electrónica es posible ubicar a un elemento en
la Tabla Periódica.
Para ello se aplica la siguiente regla:
Número de electrones en el último nivel
Valencia máxima = Número del grupo
Número de niveles = Número del Período
Se debe señalar que el subnivel 4s posee menos energía que el 3d, y el 5s menos que el 4d; como los
orbitales se llenan de acuerdo con estados de energía crecientes, estas alteraciones se deben tener
en cuenta para escribir correctamente la configuración electrónica de los distintos elementos.
Aclaración: Para calcular si 4s tiene mayor o menor energía que 3d, se suman los valores
correspondientes a los números cuánticos que determinan esos niveles y subniveles de energía:
4s
n = 4 y l = 0 luego n + l = 4
3d
n = 3 y l = 2 luego n + l = 5
Por lo tanto el estado energético de 4s es menor que el de 3d y se escribe antes 4s que 3d. Ejemplo:
la configuración electrónica del Zn es: 1s22s22p63s23p64s23d10
De la misma forma se puede calcular la relación entre el estado energético de 5s y 4d,
comprobándose que en la estructura electrónica corresponde colocar 5s antes que 4d.
5s
n = 5 y l = 0 luego n + l = 5
4d
n = 4 y l = 2 luego n + l = 6
Existen elementos que tienen configuraciones electrónicas experimentales distintas a las teóricas,
presentan pequeñas diferencias de ordenación de electrones y por consiguiente de variación
energética.
1-Caso del Cu
Estructura electrónica teórica: 1s22s22p63s23p64s23d9
Estructura electrónica experimental: 1s22s22p63s23p64s13d10
2-Caso del Cr
Estructura electrónica teórica: 1s22s22p63s23p64s23d4
Estructura electrónica experimental: 1s22s22p63s23p64s13d5
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Curso de Ingreso FAyA 2013
Estructura Atómica
Guía de Ejercitación Nº4
1. Los números atómicos de los elementos P y Mn son 15 y 25, respectivamente. Escribe la
configuración electrónica de cada uno de ellos.
2. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
A: 1s22s22p63s23p4
B: 1s22s2
C: 1s22s22p6
Indica razonadamente: a) El grupo y el período en los que se hallan A, B y C; b) Los iones más estables
que formarán A, B y C.
3. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?
a. 12 b. 13 c. 24 d. 25
4. Los isótopos de oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:
a. nº de protones
b. nº atômico c. nº de neutrones d. nº de electrones
5. Indica la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números
atómicos son, respectivamente, 13,17 y 20. Escribe la configuración electrónica del ion más estable
de cada uno de ellos.
6. Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen números atómicos 6, 9, 13 y 19, respectivamente.
Se desea saber, sin necesidad de identificarlos:
a) La configuración electrónica y b) el número de electrones de valencia de cada uno de ellos
7. Contestar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a. Todos los electrones de un mismo nivel energético tienen igual spin.
b. En los orbitales atómicos f se pueden ubicar 14 electrones.
c. Todos los electrones que se encuentran en los orbitales del segundo nivel tienen la misma
energía.
8. ¿Cuántos electrones sin aparear hay en un átomo de oxigeno (Z=8)?
9. ¿Cuáles son los números cuánticos n y l del último electrón de un átomo de P (Z=15)?
10. indica la composición nuclear de un átomo Z=40 y A=84
11. indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si es válida o no:
Para un átomo dado:
a. Los protones ocupan la zona nuclear.
b. El número atómico es la suma de protones y neutrones.
c. La masa de un protón es mucho menor que la masa de un neutrón.
d. Los electrones forman parte del núcleo.
e. Los neutrones ocupan la zona extra nuclear.
f. El número de protones es igual al de electrones.
g. Con el número atómico se puede determinar el número de neutrones.
h. La zona nuclear ocupa un pequeño volumen si masa.
39
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Estructura Atómica
12. indicar para cada una de las siguientes afirmaciones si son verdaderas o falsas:
a. Los isótopos son átomos que tienen igual número de neutrones.
b. Si los átomos tienen igual número de masa, son isótopos.
c. 6C12 y 6C13 forman un par de isótopos.
d. El numero másico es suficiente para conocer la estructura nuclear.
e. Dos isótopos tienen igual número de masa, pero distinto numero atómico.
13. completar el siguiente cuadro:
Símbolo Z A Nº de p Nº de e Nº de n
Ca
20
20
Ne
10
10
29 64
30
35
Mn
55
30
P
15
16
6
3
Ag
47
61
Na
11
12
14. ¿Qué es un orbital?
15. ¿Cuáles son los números cuánticos?
16. ¿Cuáles son los nombres, masas y cargas de las principales partículas subatómicas?
17. Si en un elemento el número másico es 22 y el número atómico es 10. El numero de protones y
neutrones será:
a. 10 y 10
b. 10 y 12
c. 22 y 12
d. 12 y 22
e. 22 y 22
18. El átomo de cloro tiene Z=17 y A=37 por lo tanto en número de protones, neutrones y electrones
será:
a. 17-17-17
b. 17-17-37
c. 17-37-17
d. 17-20-17
e. 20-17-17
19. Una de las estructuras que se indican a continuación corresponde a un isótopo del 11Na23 , diga
cual es:
a. 11p, 11n y 11e
b. 11p, 12n, 10e
c. 10p, 12n, 11e
40
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Estructura Atómica
d. 9p, 13n, 11e
e. 11p, 12n, 11e
20. ¿Cuál es la configuración electrónica del
a. 1s2 2s2 2p6 3s2
b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2
c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
d. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
e. Ninguna de las anteriores
20Ca
40
?
21. la configuración electrónica del ion 8O16(-2) es la siguiente:
a. 1s2 2s2 2p6
b. 1s2 2s2 2p6 3s2
c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
d. 1s2 2s2 2p5
22. la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a:
a. Ca
b. Ca+2
c. Cl+
d. K+2
e. b y c son correctas
23. El sodio tiene la siguiente configuración electrónica:
I- 1s2 2s2 2p6 3s1
Pero puede adquirir la siguiente en ciertas situaciones:
II- 1s2 2s2 2p6 4s1
En relación a lo anterior, indica la opción correcta:
a. I corresponde al estado fundamental y II a un estado de menor energía.
b. I es el estado más inestable.
c. En II un electrón externo ha pasado a ocupar un nivel cuántico superior.
d. A, b, y c son correctas
24. Dadas las siguientes series de especies químicas:
I) Na Mg+2 Al+3
Si
II) N
O-2 F- Na
III) F Ne Na Mg
Indica la opción que señala las series ordenadas por orden creciente de Z:
a. Solo I y II
b. Solo III
c. I, II, y III
d. Solo I
e. Todas
25. ¿Cuántos electrones desapareados tiene el átomo de nitrógeno?
a. 3
b. 1
41
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Estructura Atómica
c. 7
d. 23
e. Faltan datos
26. identifica los elementos que tienen los siguientes ordenamientos de electrones:
Nivel de energía 1 2 3 Elemento
I
2e 1e
II
2e 8e 2e
III
1e
IV
2e 8e 7e
V
2e 6e
42
Curso de Ingreso FAyA 2013
Tabla periódica
TABLA PERIÓDICA
La Tabla Periódica es el ordenamiento sistemático de los elementos químicos y una herramienta de
enorme utilidad.
Propuesta en el año 1869 por el químico ruso Dimitri Mendeleiev, el sistema periódico fue elaborado
originalmente a partir de las propiedades químicas de los elementos y de sus masas atómicas esta
fue la base sobre la cual se construyo la actual tabla periódica
La Tabla Periódica Moderna es una tabulación de todos los elementos químicos naturales y
artificiales conocidos hasta el momento, donde los mismos se acomodan en orden creciente de sus
números atómicos y no de sus masas atómicas como se propuso originalmente, en este
ordenamiento las propiedades químicas son repetitivas es decir presentan un patrón periódico, por
ello su nombre.
En la tabla los elementos están ordenados de acuerdo con sus números atómicos, distribuidos en 7
periodos (filas horizontales) y 18 grupos o familias (columnas verticales).
Existen dos criterios para numerar los grupos:
El Tradicional en el cual los grupos se clasifican en Representav os y de Transición utilizando para
su identificación números romanos seguidos de la letra mayúscula A o B respectivamente. Los
Bloque s (representativo)
Grupo 1 (IA): metales alcalinos
Grupo 2 (IIA): metales alcalinotérreos
Bloque d (metales de transición)
Grupo 3 al Grupo 12: IB al VIIB
Bloque p (representativos)
Grupo 13 (IIIA)
Grupo 14 (IVA)
Grupo 15 (VA)
Grupo 16 (VIA)
Grupo 17 (VIIA): halógenos
Grupo 18 (VIIIA): gases nobles
Bloque f (transición interna)
Constituyen dos familias: la de los lantánidos y la de los actínidos. Se colocan en dos filas, fuera del
entorno general.
El hidrogeno suele colocarse encima del grupo de los metales alcalinos por tener un solo electrón
alojado en el orbital 1s, pero no es un metal.
La tabla periódica efectúa también una división natural de los elementos en su estado elemental (o
no combinado) en metales y no metales. La línea gruesa escalonada separa a la derecha los no
metales, y a la izquierda los metales.
Los elementos adyacentes a esta línea, se llaman metaloides porque muestran características tanto
de metales como de no metales. Ejemplos: silicio, germanio.
43
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Tabla periódica
La base electrónica de la tabla periódica
Todos los elementos de un mismo periodo tienen el mismo valor de número cuántico n de su capa de
valencia. Llamándose capa de valencia o capa externa, aquella que contiene los electrones del último
nivel de energía y que son los que efectivamente participan en la unión con otros átomos.
Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de
electrones en su último nivel n como lo indica el número del grupo de la tabla periódica al que
pertenecen.
Así mismo coincide el valor de número cuántico l: por eso es que la tabla también se divide en
bloques, a saber: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f.
Reglas practicas para ubicar un elemento en la Tabla Periódica (T.P.)
1. el periodo esta dado por el nivel energético más alto en el que se ubica un electrón.
2. el grupo:
Si la configuración electrónica termina en s, el numero del grupo es igual al número de
electrones que hay en s, seguida de la letra A. Ejemplo: Li (Z=3) 1s2 2s1; segundo periodo,
grupo IA.
Si la configuración electrónica del elemento termina en p, el numero del grupo es igual al
número de electrones que hay en p mas 2, seguido de la letra A. Ejemplo: Cl (Z=17) 1s2 2s2
2p6 3s2 3p5; tercer periodo, grupo VIIA.
Para los elementos de transición (d) el grupo se obtiene sumando los electrones del subnivel
s y d. Ejemplo: Co (Z=27) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7; grupo 9 periodo 3.
PROPIEDADES PERIODICAS:
Una cantidad muy grande de propiedades químicas y físicas de los elementos, varían periódicamente
según el numero atómico. Las más importantes son:
1. Radio atómico:
Se define como radio atómico a la mitad de la distancia que existe entre los centros de dos átomos
que están en contacto.
En un grupo, aumenta a medida que aumenta el número atómico, porque se agregan electrones a las
capas externas del núcleo.
En un periodo, aumenta a medida que disminuye el número atómico, debido a la disminución de la
carga nuclear efectiva Zef (es una medida de la atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones.
Esta dada por el número del grupo de la TP)
2. Radio iónico:
Los elementos que forman iones positivos, tendrán un radio menor que el del átomo neutro. Esto se
debe a que se produce una contracción de la nube electrónica, que será mayor cuanto mayor sea la
carga del catión.
Los elementos que forman iones negativos tendrán un radio mayor que el del átomo neutro. Habrá
una expansión de la nube electrónica, que será mayor cuanto mayor sea la carga del anión.
44
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Tabla periódica
3. Energía de ionización o potencial de ionización:
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental,
transformándolo en un ion positivo. La cantidad de energía que se necesita para quitar un electrón,
se llama 1º energía de ionización y esta será menor a la 2ºenergia de ionización, y así sucesivamente.
Esto se debe al exceso de carga positiva que tiene el núcleo.
X + energía
X+ + e1º energía de ionización
+
++
X + energía
X + e- 2º energía de ionización
La energía de ionización es una medida de la fuerza con que los electrones se encuentran unidos al
núcleo del átomo.
La energía de ionización aumenta al ascender en un grupo, porque es menor la distancia al núcleo, y
por lo tanto mayor la fuerza de atracción nuclear.
En un periodo, aumenta de izquierda a derecha porque es menor la distancia al núcleo, y por ende
mayor la fuerza de atracción nuclear.
4. Afinidad electrónica:
Es la energía que desprende un átomo gaseoso en su estado fundamental cuando capta un electrón
libre transformándose en un ion negativo.
X (g) + eX- (g)
En un grupo, aumenta de abajo hacia arriba. En un periodo, de izquierda a derecha.
5. Electronegav idad:
Es la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un enlace, es una medida relativa. Se
emplea una escala propuesta por Pauling que considera al Cs como elemento de menor
electronegatividad con un valor igual a 0,7 y al F como el más electronegativo con un valor de 4.
-En la tabla varia de igual modo que la afinidad electrónica y de la energía de ionización.
Esquema de la Tabla Periódica:
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Tabla periódica
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Tabla periódica
Guía de Ejercitación Nº 5
1. Ubique al elemento sodio en la tabla periódica y resuelva:
A) ¿A qué periodo y grupo de la tabla periódica pertenece?
B) Enuncie su número atómico y símbolo químico
C) ¿Es un elemento de transición? Justifique
2. Ubique al elemento azufre en la tabla periódica y resuelva:
A) ¿A qué periodo y grupo de la tabla periódica pertenece?
B) Enuncie su número atómico y símbolo químico
C) ¿Es un elemento de transición? Justifique.
3. Cual de los siguientes elementos se encuentra en el mismo periodo que el antimonio:
Fósforo Europio Estroncio Arsénico Yodo
4. Discuta el Tamaño relativo de los siguientes elementos:
A) Li ; Cs
C) O ; Cl
B) C ; F D) Tc ; Re
5. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene menor radio?
N, Cl, S, F, O
6. Si se quita un electrón de cada una de las siguientes especies: He, Li, Be, se observa que la energía
necesaria para hacerlo:
A) Seria la misma ya que son isoeléctricos.
B) Seria mayor en el caso del Helio (es un gas noble)
C) Seria mayor en el Be
D) Seria mayor en el Li
E) Ninguna de las anteriores
7. Si se quita un electrón de cada una de las siguientes especies: He, Li +, Be2+, se observa que la
energía necesaria para hacerlo:
A) Seria la misma ya que son isoelectrónicos.
B) Seria mayor en el caso del Helio (es un gas noble)
C) Seria mayor en el Be2+
D) Seria mayor en el Li+
E) Ninguna de las anteriores
8. Indica cuales de estas expresiones son falsas o verdaderas:
a. Los elementos de los grupos 1, 2 ,13 ,14 ,15 ,19 y 20 se denominan representativos.
b. Los electrones de valencia pertenecen al penúltimo y ultimo nivel.
c. El nivel energético mas externo siempre está incompleto, excepto en los gases nobles.
d. Los electrones del nivel más externo se denominan de valencia.
9. según las siguientes configuraciones electrónicas señala:
a. Cuales corresponden a elementos de un mismo grupo.
b. Cuales a elementos de un mismo período.
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Tabla periódica
1s22s1
1s22s22p63s1
1s22s22p63s2
1s22s22p63s23p1
1s22s22p63s23p64s2
1s22s22p63s23p64s1
Dado este elemento: 51Sb122
a. Representa la configuración electrónica
b. ¿Cuántos electrones posee en el nivel energético externo?
c. ¿Cuántos en el cuarto nivel?
10. Señala, observando la TP a que periodos y grupos pertenecen los átomos de los siguientes
elementos:
a. Elemento M que produce un anión bivalente y que, entonces posee 18 electrones.
b. Elemento N con 15 protones en su núcleo.
c. Elemento Q que tiene sus últimos 5 electrones en nivel 5p.
11. ordena de manera decreciente según su electronegatividad los siguientes átomos.
A) C, Be, Li, B
B) Br, F, I
C) Mg, Ca, Sr, Ba
D) K, Cl, Rb, Na
12. Señala en orden creciente e radio de los átomos.
a. N, Cl, S, F, O
13. discuta el tamaño relativo de las siguientes especies.
a. Fe, Fe+2, Fe+3
b. S, S-2
14. El átomo de cloro tiene menor tamaño que el magnesio, dado que:
a. El átomo de Cl tiene mayor número cuántico principal.
b. El metal alcalino terreo tiene mayor numero cuántico principal.
c. El átomo del halógeno tiene mayor carga nuclear efectiva.
d. El átomo de Mg tiene mayor carga nuclear efectiva.
e. El átomo de Mg posee mayor número de neutrones.
15. Si comparamos la energía de ionización (EI) del segundo halógeno (x) con el tercer alcalino terreo
(y) podemos afirmar que:
a. EI x < EI y
b. EI x > EI y
c. EI x = EI y
d. No se puede predecir
e. Ninguna es correcta
16. Indica la opción incorrecta:
a. El anión del átomo de N tiene un radio mayor que el ion negativo del átomo de O.
b. Los cationes poseen siempre un radio menor que el del átomo neutro respectivo.
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Curso de Ingreso FAyA 2013
Tabla periódica
c. El radio de los elementos de un periodo es inversamente proporcional a su carga nuclear
efectiva.
d. Los gases nobles son los elementos más electronegativos de la tabla.
e. Los metales alcalinos tienen una alta electropositividad.
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Uniones Químicas
UNIONES QUÍMICAS
Los Elementos descriptos en la tabla periódica no se hallan aislados en la naturaleza. La tendencia
general es la unión de átomos. Por ejemplo, el oxígeno, nitrógeno, cloro, son moléculas diatómicas.
La molécula de azufre es octoatómica (S8), el fósforo blanco es tetraatómico (P4). El carbono en su
forma de diamante está constituido por millones de átomos con un ordenamiento en red. Los
metales tales como cobre, cinc, sodio y potasio son sólidos que poseen una red formada por
empaquetamiento compacto de átomos.
¿Cómo se unen o combinan los átomos?
Gilbert Lewis (científico norteamericano) realizo una serie de observaciones en base a las cuales
postuló la teoría de enlace que hoy lleva su nombre y cuyas premisas son las siguientes:
*Los gases nobles neón, argón, criptón, xenón y radón, por tener ocho electrones en su nivel
energético externo, son estables y presentan muy poca reactividad química. Lo mismo ocurre con el
He, que tiene dos electrones que completan el primer nivel.
* La actividad química de los metales y los no metales, generalmente, se explica por la tendencia a
adquirir una estructura más estable, similar a la del gas inerte más próximo en la tabla periódica.
Existen excepciones.
* Dicha estructura electrónica se logra cuando el átomo gana, pierde o comparte electrones.
La teoría de Lewis establece que:
cercano
La fuerza que mantiene unidos a los átomos o a los iones para formar las distintas sustancias se
denomina enlace químico.
Existen diferentes tipos de Uniones o enlaces químicos entre los átomos; según sea la naturaleza de
los elementos estas pueden ser:
- Uniones o Enlace Iónico (también llamado Electrovalente)
- Uniones o Enlace Covalente
- Uniones o Enlace Metálico
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, solo entran en contacto los
electrones de la capa de valencia.
Con el objeto de destacar los electrones de valencia y seguir su comportamiento en una reacción
química, se utilizan los símbolos de puntos de Lewis. Esta estructura propuesta por Lewis está
formada por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia que contenga éste
átomo.
Con excepción del helio, el número de electrones de valencia de un átomo Representativo es el
mismo que el número de grupo al cual pertenece.
A continuación se muestra una tabla con los símbolos de Lewis para distintos elementos. Los metales
de transición y los de transición interna tienen capas internas incompletas y en general no es posible
escribir símbolos de Lewis sencillos.
50
Curso de Ingreso FAyA 2013
Uniones Químicas
El enlace iónico
En la unidad anterior se estudió la variación de propiedades periódicas tales como la
electronegatividad y la afinidad electrónica de los elementos. Tal como se recordará aquellos
elementos con energía de ionización baja forman cationes, en tanto que los que tienen afinidad
electrónica alta, tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y los alcalinotérreos son los que
presentan la tendencia más alta a formar cationes, en tanto que los halógenos y el oxígeno son los
que tienden a formar aniones. Entonces los elementos con características similares formarán un tipo
de unión llamado enlace iónico.
El enlace iónico es la fuerza de atracción eléctrica que existe entre iones de cargas opuestas que los
mantienen juntos en una estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o más electrones
del metal hacia el no metal.
Propiedades de los Compuestos Iónicos:
1. A temperatura ambiental son sólidos, cuya estructura está definida por lo que son cristalinos (la
atracción de los iones es polidireccional)
2. Generalmente son solubles en agua y otros solventes polares como etanol, acetona, etc.
3. Tienen alta temperatura de fusión y ebullición.
El esquema muestra el aspecto electrónico del enlace
Ejemplo 1: cloruro de sodio
2 2
6 1
11Na: 1s 2s 2p 3s
2 2
6 2
5
17Cl: 1s 2s 2p 3s 3p
51
Curso de Ingreso FAyA 2013
Uniones Químicas
En el ejemplo puede notarse que cuando los átomos entran en contacto, el electrón de valencia o de
la capa externa del sodio se transfiere al cloro y de esta manera cumplen ambos con la teoría de
Lewis.
Ejemplo 2: bromuro de magnesio
2 2
6 2
12Mg: 1s 2s 2p 3s
10 2
5
35Br: [Ar] 3d 4s 4p
En este caso hay una transferencia de dos electrones por parte del magnesio, de los cuales sólo uno
es recibido por cada átomo de bromo y de este modo logra la configuración de gas noble más
cercano.
El NaCl, MgBr2 y otros compuestos de naturaleza iónica, en realidad no existen como entidades
aisladas, sino que cada catión se estabiliza cuando está rodeado por una cantidad determinada de
aniones y los aniones solo se estabilizan cuando se encuentra rodeado por iones de carga opuesta.
Como consecuencia de esta necesidad de estabilidad es que se forman los denominados sistemas
extendidos.
El enlace covalente en las moléculas
Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten electrones y de esta
manera adquieren la configuración del gas noble más cercano, cumpliendo con la teoría de Lewis.
Las moléculas son conjuntos de átomos que se encuentran unidos a través de enlaces químicos
llamados covalentes.
Propiedades de los Enlaces Covalentes:
1. A temperatura ambiental pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
2. Algunos pueden ser sólidos cristalinos
3. Generalmente tienen baja temperatura de fusión y ebullición.
4. Generalmente son insolubles en agua, pero si son solubles en solventes apolares.
5. Son aislantes, es decir, son malos conductores eléctricos.
Sin dudas, el caso más simple, pero a la vez más ilustrativo, de este tipo de enlace lo muestra la
molécula de hidrógeno H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del
estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad de encontrar este único electrón
esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno (figura a).
Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo es atraído por el
núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto como por su propio núcleo (figura b).
Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma región
(orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre los dos núcleos.
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Uniones Químicas
Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace covalente
simple. Se dice que los orbitales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora están en los orbitales
de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los átomos, más cierto es esto. En este
sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la configuración del helio 1s2.
Los átomos enlazados tienen una energía inferior a los átomos separados y es también un
justificativo para que la unión se lleve a cabo, ya que todos los sistemas tienden al estado de mínima
energía. Lo anterior queda representado en una curva conocida como curva de energía potencial
que muestra la variación de energía del sistema en función de la distancia entre los átomos que
formarán la molécula.
Otro ejemplo interesante es el de la molécula de flúor F2. La configuración electrónica del flúor es
1s22s22p5. Los electrones del nivel 1s no participan del enlace, por lo que se considera sólo a los 7
representado según Lewis será:
También pueden encontrarse representaciones en donde en lugar de un par de electrones se grafica
una línea llena que los representa. F--- F
Observe que en la formación de F2 solo participan dos electrones de valencia (cada átomo aporta
solamente 1 electrón). Los demás electrones que no intervienen en el enlace se llaman par de
electrones libres o no enlazantes, entonces cada átomo de flúor en el enlace tiene 3 pares de
electrones libres.
En los ejemplos citados los átomos se unen a través de un par de electrones, (dos electrones entre los
átomos enlazados) por lo que se forma una unión que recibe el nombre de enlace simple.
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Uniones Químicas
En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir son enlaces en las que los átomos
comparten dos o tres pares de electrones.
Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. El
enlace triple surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Algunos ejemplos los
constituye la molécula de dióxido de carbono y la de nitrógeno, respectivamente.
Es importante tener en cuenta que los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces sencillos. La
longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por el enlace
covalente de una molécula.
Enlace covalente coordinado
El enlace covalente se llama coordinado cuando uno sólo de los átomos aporta el par de electrones
que se comparte y sigue conservando ocho electrones en su nivel externo.
Un ejemplo muy conocido es el presenta el SO2.
Estructuras de Lewis para sistemas poliátomicos
Para poder representar los enlaces involucrados en las moléculas usando estructuras de Lewis, se
tienen en cuenta una serie sencilla de reglas.
1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos y si se trata de un anión se suman la
cantidad de electrones que contribuyen a la carga. En el caso de los cationes, los electrones se
restan.
2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar cuales están unidos entre si tratando de lograr una
estructura ordenada. En general el átomo menos electronegativo es el que se ubica en el centro.
3. Completar los octetos de los elementos unidos al átomo central (recordar que en el caso del
hidrógeno, este logra la configuración del He).
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Uniones Químicas
Colocar el resto de los electrones en el átomo central. Si no hay suficientes electrones para que este
complete su octeto, intentar con enlaces múltiples.
Algunos ejemplos
*Molécula de H3COH (metanol)
1. las configuraciones electrónicas de las capas externas de los elementos involucrados son: C 2s22p2;
O 2s22p4; H 1s1, por lo que el total de electrones de valencia será 14.
2. la distribución de los átomos será
3. se dibuja un enlace covalente sencillo entre el C y cada uno de los tres átomos de H y con el átomo
de O. Luego se dibuja el enlace entre el O y el H.
En la estructura anterior cada uno de los elementos involucrados cumplen con la teoría de Lewis y
cada átomo logra la configuración de gas noble más cercano en la tabla periódica.
* el anión CO3 2- (carbonato)
1. las configuraciones electrónicas de las capas externas de los elementos involucrados son: C 2s22p2
y O 2s22p4 y además deben sumarse dos electrones ya que se trata de un anión con dos cargas, por lo
que el total de electrones de valencia será 24.
2. la distribución de átomos será
3. se intenta en primer lugar con enlaces sencillos, lo que origina la siguiente
Representación:
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Uniones Químicas
4. como el C no completa el octeto, entonces se hace necesario utilizar un enlace múltiple
5.
*el catión NH4 + (amonio)
1. las configuraciones electrónicas de las capas externas de los elementos involucrados son: N
1s22s22p3 y H 1s1, además debe restarse un electrón ya que se trata de un catión con una carga, por
lo que el total de electrones de valencia será 7.
2. la distribución de los átomos que forman la molécula será
3. se intenta en primer lugar con enlaces sencillos. Como puede notarse todos los átomos cumplen
con la teoría de Lewis. Tenga en cuenta que el enlace entre el nitrógeno y uno de los átomos de
hidrógeno es dativo o coordinado (compare este esquema con el correspondiente al amoníaco NH3).
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Uniones Químicas
Enlace metálico
En general los metales son elementos químicos y por lo tanto están constituidos por un solo tipo de
átomos, pero esos átomos están enlazados a través de un tipo particular de enlace.
Para poder explicar este enlace es necesario definir un nuevo concepto, el de kernel. Los kernel
están formados por los núcleos de los átomos y todos sus electrones excepto los de valencia, por lo
tanto tendrá naturaleza positiva.
En el enlace metálico los kernels están rodeados por los electrones de valencia que se encuentran
deslocalizados a modo de un mar de electrones, pudiendo éstos desplazarse en todas direcciones
La fuerza de cohesión entre estos kernel y los electrones deslocalizados se llama enlace metálico.
Las características del enlace permiten explicar las propiedades de los metales y que permiten
diferenciarlos de otros compuestos y sustancias.
Propiedades
1. Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto
el mercurio que es líquido).
2. Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de
movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos).
3. Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión.
Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos
casos, la estructura cristalina se rompe.
4. Son en general duros (resistentes al rayado).
5. La mayoría se oxida con facilidad.
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Uniones Químicas
Guía de Ejercitación Nº 6
1- Cuando se combinan dos elementos A y B pertenecientes IIA y VIIA respectivamente se forma:
a- Una unión iónica doble
b- Dos uniones covalentes simples
c- Dos uniones covalentes coordinadas
d- Dos uniones iónicas simples
e- Una unión covalente simple
2- ¿En cuál de los siguientes casos puede esperarse la formación de una unión covalente coordinada?
a- Cuando se combinan dos átomos de igual electronegatividad
b- Cuando uno de los átomos toma dos electrones del otro y hay una verdadera cesión de electrones.
c- cuando uno de los átomos tiene un par de e- libres y ya tiene formado su octeto.
d- cuando los dos átomos reaccionantes no tienen completo su octeto
e- ninguna es correcta
3- en el compuesto amoniaco NH3 hay
a- 3 enlaces covalentes dativos
b- 2 enlaces covalentes y un covalente dativo
c- 3 enlaces covalentes simples
d- tres enlaces iónicos.
e- ninguna es correcta.
4- En el compuesto acido nítrico HNO3 hay:
a- 2 enlaces covalentes dativos y un enlace covalente simple.
b- un enlace covalente doble, dos enlaces covalentes simples y uno dativo.
c- un enlace covalente doble y un enlace covalente dativo
d- un enlace covalente simple, un covalente dativo y un enlace iónico.
e- ninguno es correcto.
5- Entre un elemento con Z=6 y otro con Z=8 se forman:
a- solamente enlaces iónicos.
b- solamente enlaces covalentes dativos
c-enlaces puente de hidrógeno
d- enlaces covalentes
e- ninguna de las anteriores
6- Realiza el diagrama de puntos del ion NH4+ e indica la veracidad o falsedad de las siguientes
afirmaciones:
a- posee 3 enlaces covalentes y un enlace iónico.
b- el N aporta 5e- para la formación de los enlaces presentes en la molécula.
c- tiene 3 enlaces iónicos y un enlace coordinado.
d- cuenta con 4 enlaces covalentes.
7- Representa las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas
a.CCl4
b. Cl2
c. HClO2
d. NaCl
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Uniones Químicas
8. Indicar la cantidad de enlaces simples, enlaces dobles y dativos del siguiente compuesto SO2.
9. ¿Qué relación hay entre la energía de la molécula de H2 y la suma de las energías de los dos átomos
de H?
a) Menor
b) Mayor
c) Igual
d) Ninguna relación
e) La energía es negativa en la molécula y positiva en los dos átomos
10. Indica la opción incorrecta:
a. En la molécula de HF se forma un enlace covalente.
b. El fósforo no cumple la ley del octeto al formar la molécula de PCl5
c. La diferencia entre el enlace covalente dativo y el covalente común reside en la fuerza del enlace.
11. Para cada uno de los siguientes pares de elementos, establezca si el compuesto binario (solo dos
tipos de átomos) que forman es iónico o covalente:
a) I y Cl
b) Mg y F
c) B y F
d) K y Br
e) Ca y O
f) C y O
12. Indique el tipo de unión existente en los siguientes sistemas:
a- Fluoruro de calcio sólido (CaF2)
b- Cloruro de hidrogeno gaseoso (HCl)
c- Hierro sólido
d- Diamante
e- Grafito
f- Cloruro de sodio (sal de mesa)
g- Dióxido de azufre gaseoso ( SO2)
h- Oxido de calcio (CaO)
i- Plomo sólido
13. El enlace de los átomos de cloro y de potasio es iónico. ¿Cuál es la razón de ello?
a- difieren mucho de tamaño
b- el Cl tiene mayor potencial de ionización que el K
c- la electronegatividad del Cl difiere mucho de la del K
14. Un elemento X, del grupo IA, reacciona con un elemento Y, del grupo VI. Señale cuales de las
siguientes afirmaciones son correctas:
a) X es un no metal
b) Y es un metal
c) La fórmula del compuesto es XY2
d) El compuesto es iónico.
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Nomenclatura Química
NOMENCLATURA QUÍMICA
Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era pequeño, era
posible memorizar todos los nombres. Muchos nombres se derivaban de su aspecto físico, de sus
propiedades, de su origen o de sus aplicaciones; por ejemplo, leche de magnesia (hidróxido de
magnesio), gas hilarante (óxido nitroso), piedra caliza (carbonato de calcio), soda caústica (hidróxido
de sodio), lejía (hipoclorito de sodio), etc.
En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los 13 millones, por lo que los
químicos han diseñado un sistema claro para nombrar las sustancias químicas. Las reglas propuestas
son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos y proporciona una
forma útil para trabajar con la abrumadora variedad de sustancias.
Para iniciar el estudio de la nomenclatura química (el nombre de los compuestos), es necesario
primero distinguir entre compuestos inorgánicos y orgánicos. Los compuestos orgánicos contienen
carbono, comúnmente combinado con elementos como hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y azufre. El
resto de los compuestos se clasifica como compuestos inorgánicos. Por conveniencia, algunos
compuestos que contienen carbono, como el monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO 2),
disulfuro de carbono (CS2), compuestos que contiene el grupo cianuro (CN-), así como los grupos
carbonatos (CO32-) y bicarbonatos (HCO3-) se consideran compuestos inorgánicos.
Las sustancias inorgánicas simples o elementos son aquellas formadas por una sola clase de átomos,
los que se encuentran unidos por enlaces covalentes puros. Ej.: H2, O2, He, Fe, etc.
Los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados de acuerdo al número de elementos químicos
diferentes que constituyen la fórmula química del compuesto.
Los compuestos binarios son aquellos constituidos por dos elementos diferentes
(independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.: HCl,
N2O, BaS, Fe2O3, CO2, Mn2O7, etc.
Los compuestos ternarios están constituidos por tres elementos diferentes (independientemente del
número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.: Na2CO3, KOH, H2SO4, etc.
Los compuestos cuaternarios tienen cuatro elementos diferentes (independientemente del número
de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.: NaHCO3, KNaSO4, etc.
Para aprender correctamente y de la forma más rápida la nomenclatura y formulación química son
imprescindibles los siguientes puntos:
Saber los símbolos de todos los elementos químicos de la Tabla Periódica.
Saber los elementos que están incluidos en los 18 grupos de la Tabla Periódica.
Localizar cualquier elemento químico en su grupo correspondiente.
Saber qué elementos son metales y cuáles son no metales.
Conocer el significado y los números de oxidación de los elementos químicos.
Concepto de número 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 (n.o.) del elemento en dicho
compuesto.
El n.o. se define como la carga eléctrica formal (puede que no sea real) que se asigna a un átomo en
un compuesto.
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Nomenclatura Química
Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie química se emplea un conjunto de reglas (que se
pueden deducir fácilmente a partir de la configuración electrónica), que se pueden resumir del modo
siguiente:
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 compartidos equitativamente y no se pueden asignar a
ninguno de los átomos).
El n.o. de cualquier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. Así, los n.o. del S 2 , Cl
, K+ y Zn2+ son, respectivamente, 2, 1, +1 y +2, que coinciden con sus respectivas
cargas eléctricas (reales).
El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es 1.
Los n.o. para el O son: a) -2 a menos que se combine con el F; b) -1 en los peróxidos
(O2)2-; c) -1/2 en superóxidos (O2)1-; d) -1/3 en ozónidos (O3)1-.
El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1.
El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2.
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.
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. En cambio, en CaO si ocurre esto, porque es iónico.
Número de oxidación y valencia
La valencia son los electrones que un átomo pone en juego en un enlace. Son los electrones que se
ganan, pierden o comparten. La valencia a diferencia del número de oxidación, no tiene signo.
Es importante distinguir entre n.o. y valencia. Consideremos, por ejemplo, los siguientes compuestos
del carbono:
4
CH4
2
CH3Cl
0
CH2Cl2
+4
CCl4
En todos ellos el carbono presenta invariablemente su valencia de 4, mientras que su n.o. es distinto
en cada compuestos (se indica encima del símbolo).
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Nomenclatura Química
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Nomenclatura Química
Sustancias simples o elementos: H2, O2, O3, He, Cu, Fe, Ag, etc.
Metálicos: BaH2, CaH2,
LiH, NaH, KH, etc.
Hidruros
No metálicos: HCl(g),
HF(g), H2S(g), H3N, etc.
Binarios
Hidrácidos
HCl(ac), HF(ac), H2S(ac),
etc.
Sales neutras
KI, NaCl, CaF2, FeS,
AlCl3, etc.
Metálicos: Na2O, CaO,
MgO, Al2O3, PbO2, etc.
Óxidos
Sustancias
inorgánicas
Compuestos
Ternarios
No metálicos: NO2,
SO3, CO2, N2O5, etc.
Peróxidos
K2O2, H2O2, CaO2, etc.
Hidróxidos
KOH, NaOH, Ba(OH)2,
Al(OH)3, Fe(OH)3 , etc.
Oxoácidos
H2CO3, HNO3, HIO,
H2SO4, etc.
Oxosales
K2SO4, Na2CO3, etc.
Sales ácidas derivadas de hidrácidos
NaSH, Ca(SH)2, etc.
Sales de amonio derivadas de hidrácidos
NH4Cl, NH4I, etc.
Oxosales ácidas
NaHSO4, KHCO3, etc.
Cuaternarios
Sales básicas
MgOHCl, Cu(OH)2CO3
Sales dobles
KAl(SO4)2, LiKSO4, etc.
Oxosales de amonio
(NH4)2SO4, (NH4)IO3,
etc. Excepto NH4NO3
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Nomenclatura Química
Para moléculas neutras, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos
involucrados, mulp licado por sus respecv as atomicidades, debe ser igual a cero. Dicho de otra
manera, el número de oxidación aportado por la parte electronegativa debe ser igual, en valor
absoluto, al aportado por la parte electropositiva. Para conseguirlo el procedimiento más utilizado
es intercambiar los números de oxidación y simplificar cuando sea posible
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:
SISTEMÁTICA: También llamada nomenclatura por atomicidad o estequiométrica, es el sistema
recomendado por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).
Debe escribirse primero los elementos menos electronegativos, seguidos de los más
electronegativos, cada uno afectado por un subíndice que indica el número de átomos que estos
aportan para formar la molécula (atomicidad).
Se debe nombrar primero al anión y luego al catión.
Para indicar la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula se usan
prefijos numéricos griegos:
Prej o
griego
atomicidad
mono
1
di-
tri-
2
3
tetra
4
penta
5
hexa
6
hepta
7
oct8
El prefijo mono, si resulta innecesario, puede omitirse. No es necesario mencionar las
proporciones estequiométricas si en el compuesto interviene un elemento de n.o. constante.
Ejemplos:
Cl2O7: heptaóxido de dicloro
CrBr3: tribromuro de cromo
CO: monóxido de carbono
STOCK: el número de oxidación del elemento se indica en números romanos y entre paréntesis
inmediatamente después del nombre. Si en el compuesto interviene un elemento cuyo número
de oxidación es cte., es innecesario indicarlo.
Ejemplos:
MnO: óxido de manganeso (II)
Mn2O3: óxido de manganeso (III)
MnO2: óxido de manganeso (IV)
TRADICIONAL: En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre
específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:
Cuando el elemento sólo tiene un número de oxidación, simplemente se coloca el nombre
de
ico.
Ej. K2O, óxido de potasio u óxido potásico.
Cuando tiene dos números de oxidación se usan los sufijos -oso (cuando el elemento usa el
menor n.o.) e -ico (cuando el elemento usa el mayor n.o.).
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Nomenclatura Química
Ej. Fe+2O-2 (hierro con n.o. +2): óxido ferroso.
Fe2+3O3-2 (hierro con n.o. +3): óxido férrico.
Cuando tiene tres números de oxidación se usan los prefijos y sufijos
hipo- -oso (para el menor n.o.)
-oso (para el n.o. intermedio)
-ico (para el mayor n.o.)
Cuando tiene cuatro números de oxidación se usan los prefijos y sufijos.
hipo- -oso (para n.o. 1 y 2)
-oso (para n.o. 3 y 4)
-ico (para n.o. 5 y 6)
per- -ico (para n.o. 7):
1 COMPUESTOS INORGÁNICOS BINARIOS
1.1) HIDRUROS: son compuestos binarios constituidos por hidrógeno (H) y otro elemento (metálico
o no metálico). De acuerdo al elemento que está unido al H, se clasifican en:
1.1.1) HIDRUROS METÁLICOS (iónico): combinación del ión hidruro (H-, n.o. = -1) con cao nes
metálicos (Mn+. n.o. = +n). Para escribir su fórmula, se coloca primero el símbolo del metal y
se coloca como subíndice del hidrógeno el n.o. del metal.
Nomenclatura sistemática: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento
metálico, indicando la proporción entre ellos.
Nomenclatura de Stock: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento metálico.
Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con números romanos.
Nomenclatura tradicional: se antepone hidruro de seguido del nombre del elemento
metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el
menor de estos e ico para indicar el mayor.
Nomenclatura
Fórmula
NaH
CaH2
AlH3
PbH4
FeH2
Sistemática
monohidruro de sodio
dihidruro de calcio
trihidruro de aluminio
tetrahidruro de plomo
dihidruro de hierro
Stock
hidruro de sodio
hidruro de calcio
hidruro de aluminio
hidruro de plomo (IV)
hidruro de hierro (II)
Tradicional
hidruro de sodio
hidruro de calcio
hidruro de aluminio
hidruro plúmbico
hidruro ferroso
1.1.2) HIDRUROS NO METÁLICOS (covalente): combinaciones del H (n.o. = +1) con los no metales
C, Si, N, P, As, Sb y O. Sus disoluciones en agua no presentan carácter ácido. Todos reciben
nombres particulares aceptados por la IUPAC. En todos los casos los elementos actúan con el
menor n.o.
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Fórmula
BH3
SiH4
NH3
PH3
AsH3
SbH3
H2O
CH4
Nomenclatura Química
Nomenclatura
Sistemác a
Tradicional
trihidruro de boro
borano
tetrahidruro de silicio
silano
trihidruro de nitrógeno
amoníaco
trihidruro de fosforo
fosfina
trihidruro de arsénico
arsina
trihidruro de antimonio
estibina
agua
tetrahidruro de carbono
metano
1.1.3) HIDRUROS NO METÁLICOS DE CARÁCTER ÁCIDO (covalentes): Son combinaciones del H
(n.o. = +1) con F, Cl, Br, I (n.o. = 1) y S, Se, Te (n.o. = 2). Tales compuestos dan disoluciones
ácidas cuando se disuelven en agua, llamándose en ese caso HIDRÁCIDOS. Los no metales
que los forman actúan siempre con su menor n.o.
Para escribir su fórmula, se coloca primero el hidrógeno seguido del no metal y se coloca
como subíndice del hidrógeno el n.o. del metal.
Nomenclatura tradicional: en estado gaseoso (estado natural) se designan añadiendo el
sufijo uro al nombre del elemento y agregando a continuación de hidrógeno. Disueltos en
agua llevan el nombre de ácido seguido del nombre del no metal al que se le agrega el sufijo
hídrico.
Fórmula
HF
HBr
H2S
H2Te
Nomenclatura tradicional
en estado gaseoso
en solución acuosa
fluoruro de hidrógeno
ácido fluorhídrico
bromuro de hidrógeno
ácido bromhídrico
sulfuro de hidrógeno
ácido sulfhídrico
teleruro de hidrógeno
ácido telurhídrico
1.2) ÓXIDOS: son compuestos binarios constituidos por oxígeno y otro elemento (metal o no metal).
De acuerdo al elemento que está unido al O, se clasifican en:
1.2.1) ÓXIDOS BÁSICOS: resultan de la combinación de un elemento metálico y oxígeno (n.o. = 2). El carácter básico de estos óxidos, se deben a que reaccionan con ácidos para dar como
producto una sal.
Los óxidos básicos que se disuelven en agua dan compuestos denominados bases o
hidróxidos que se estudiarán más adelante.
Para escribir su formula se coloca el símbolo del metal seguido del oxígeno, se coloca como
subíndice del metal el n.o. del oxígeno y como subíndice del oxígeno el n.o. del metal. Si los
subíndices son divisibles entre sí, se simplifican.
Nomenclatura sistemática: se indica primero el número de átomos de oxígeno seguido de la
preposición de y del número de átomos del elemento metálico y su nombre. El prefijo mono
se omite para el metal.
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Nomenclatura Química
Nomenclatura de Stock: se coloca la palabra óxido (de) seguido del nombre del elemento
metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con números
romanos.
Nomenclatura tradicional: se antepone óxido (de) seguido del nombre del elemento
metálico. Cuando el metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor
de estos e ico para indicar el mayor.
Fórmula
Na2O
ZnO
PbO
PbO2
Fe2O3
Cr2O3
Sistemática
monóxido de sodio
monóxido de zinc
monóxido de plomo
dióxido de plomo
trióxido de dihierro
trióxido de dicromo
Nomenclatura
Stock
óxido de sodio
óxido de zinc
óxido de plomo (II)
óxido de plomo (IV)
óxido de hierro (III)
óxido de cromo (III)
Tradicional
óxido de sodio
óxido de zinc
óxido plumboso
óxido plúmbico
óxido férrico
óxido crómico
1.2.2) ÓXIDOS ÁCIDOS: resultan de la combinación de un no metal y oxígeno (n.o. = -2). Se
caracterizan por reaccionar con el agua para formar oxoácidos.
Para escribir su formula se coloca el símbolo del no metal seguido del oxígeno, se coloca
como subíndice del metal el n.o. del oxígeno y como subíndice del oxígeno el n.o. del metal.
Si los subíndices son divisibles entre sí, se simplifican.
Nomenclatura sistemática y Stock: se procede de la misma manera que para básicos.
Nomenclatura tradicional: se antepone la palabra anhídrido seguido del nombre del
elemento no metálico terminado en ico (cuando el no metal tiene un solo n.o.) Cuando el no
metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para
indicar el mayor. Cuando el no metal puede actuar con cuatro n.o. (Cl, Br, I) se antepone la
palabra anhídrido y al no metal se lo nombra como sigue:
hipo(no metal)oso (n.o.=+1)
(no metal)oso (n.o.=+3)
(no metal)ico (n.o.=+5)
per(no metal)ico (n.o.=+7)
Fórmula
CO2
SO2
Cl2O
Br2O5
I2O7
Sistemática
dióxido de carbono
dióxido de azufre
monóxido de dicloro
pentóxido de bromo
heptóxido de iodo
Nomenclatura
Stock
óxido de carbono (IV)
óxido de azufre (IV)
óxido de cloro (I)
óxido de bromo (V)
óxido de iodo (VII)
Tradicional
anhídrido carbónico
anhídrido sulfuroso
anhídrido hipocloroso
anhídrido brómico
anhídrido periódico
Notas:
1) El nitrógeno presenta un comportamiento especial. Con números de oxidación +3 y +5 forma los
óxidos nitroso (N2O3) y nítrico (N2O5), respectivamente. Pero con +1 forma en monóxido de
dinitrógeno (N2O), con +2 el monóxido de nitrógeno (NO) y con +4 el dióxido de nitrógeno (NO2).
67
Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
2) El manganeso con números de oxidación +6 y +7 forma los anhídridos mangánico (MnO3) y
permangánico (Mn2O7), respectivamente.
3) El cromo con números de oxidación +6 forma el anhídrido crómico (CrO3).
1.2.4) ÓXIDOS ANFÓTEROS: son óxidos metálicos que se comportan como óxidos ácidos frente a las
bases fuertes y como óxidos básicos frente a ácidos fuertes.
Los metales que forman estos óxidos son: Be, Al, Ga, Sn, Pb, Zn, Cr.
Se designan de la misma forma que lo óxidos básicos.
1.2.5) ÓXIDOS NEUTROS: provienen de no metales y no tiene propiedades ácidas ni básicas. No
reaccionan con el agua.
Ejemplos:
NO: monóxido de nitrógeno
NO2: dióxido de nitrógeno
CO: monóxido de carbono
MnO2: dióxido de manganeso
SO: monóxido de azufre
1.2.6) PERÓXIDOS: son óxidos que se caracterizan por presentar en su molécula en anión
peróxido, O22- (n.o. = -2). Se denominan así porque estas moléculas presentan mayor cantidad de
oxígeno que los óxidos correspondientes. Solo forman peróxidos los elementos de los grupos IA y
IIA de la tabla periódica.
Los elementos del grupo IA actúan con n.o. = +1 y por lo tanto forman peróxidos de
fórmula general: E2O2.
Los elementos del grupo IA actúan con n.o. = +2 y por lo tanto forman peróxidos de
fórmula general: EO2.
Fórmula
H2O2
Li2O2
K2O2
BeO2
MgO2
CaO2
Nomenclatura
peróxido de hidrógeno
peróxido de litio
peróxido de potasio
peróxido de berilio
peróxido de magnesio
peróxido de calcio
1.3) SALES DE HIDRÁCIDOS: sustancia resultante de la sustitución de los átomos de hidrógeno de un
hidrácido por átomos de un metal.
Nomenclatura tradicional: se escribe el nombre del elemento no metálico terminado en uro,
seguida del nombre del elemento metálico. Si el metal posee dos n.o., se agrega el sufijo oso
para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.
68
Curso de Ingreso FAyA 2013
Fórmula
NaCl
CaS
PbF2
Fel3
Co2S3
Nomenclatura Química
Sistemática
cloruro de sodio
sulfuro de calcio
difluoruro de plomo
triyoduro de hierro
trisulfuro de dicolbato
Nomenclatura
Stock
cloruro de sodio
sulfuro de calcio
fluoruro de plomo (II)
ioduro de hierro (III)
sulfuro de cobalto (III)
Tradicional
cloruro de sodio
sulfuro de calcio
fluoruro plumboso
ioduro férrico
sulfuro cobáltico
1.4) COMPUESTOS ENTRE NO METALES: resulta de la combinación de dos elementos no metálicos.
Nomenclatura sistemática: Para designar estos compuestos se agrega la terminación uro al
no metal más electronegativo, precedida de un prefijo que indica la cantidad de átomos de
este y a continuación se designa el otro no metal.
Nomenclatura de Stock: se escribe el nombre del elemento no metálico más electronegativo
terminado en uro, seguida del nombre del otro elemento no metálico. Cuando el no metal
posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con números romanos.
Nomenclatura
Fórmula
PCl3
PCl5
CCl4
SiC
IBr
NCl3
Sistemática
tricloruro de fósforo
pentacloruro de fósforo
tetracloruro de carbono
carburo de silicio
bromuro de yodo
tricloruro de nitrógeno
Stock
cloruro de fósforo (III)
cloruro de fósforo (V)
cloruro de carbono (IV)
carburo de silicio
bromuro de yodo (I)
cloruro de nitrógeno (III)
2 COMPUESTOS INORGÁNICOS TERNARIOS
2.1) HIDRÓXIDOS: compuestos ternarios constituidos por un elemento metálico, oxígeno e
hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno se encuentran unidos formando una
especie iónica con una carga negativa, llamada ion oxidrilo o hidroxilo (OH-).
Para escribir su formula se coloca el símbolo del metal seguido del ion
oxidrilo, se coloca como subíndice del ion oxidrilo el n.o. del metal.
Nomenclatura sistemática: se coloca la palabra hidróxido precedida del prefijo que indica la
cantidad de oxidrilos que hay en la fórmula y a continuación el nombre del metal.
Nomenclatura de Stock: se coloca la palabra hidróxido (de) seguido del nombre del elemento
metálico. Cuando el metal posee más de un n.o. este se indica entre paréntesis con números
romanos.
Nomenclatura tradicional: se antepone hidróxido (de) seguido del nombre del elemento
metálico. Cuando el metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor
de estos e ico para indicar el mayor.
69
Curso de Ingreso FAyA 2013
Fórmula
Na(OH)
Ca(OH)2
Cu(OH)
Fe(OH)3
Pb(OH)4
Sistemática
monohidróxido de sodio
dihidróxido de calcio
monohidróxido de cobre
trihidróxido de hierro
tetrahidróxido de plomo
Nomenclatura Química
Nomenclatura
Stock
hidróxido de sodio
hidróxido de calcio
hidróxido de cobre (I)
hidróxido de hierro (III)
hidróxido de plomo (IV)
Tradicional
hidróxido de sodio
hidróxido de calcio
hidróxido cuproso
hidróxido férrico
hidróxido plúmbico
2.2) OXOÁCIDOS: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico, hidrógeno (n.o.
= +1) y oxígeno (n.o. = -2). Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido
correspondiente sumándole una molécula de agua.
Para escribir su fórmula:
Se coloca el símbolo del hidrógeno, seguido del no metal y por último el
oxígeno.
Si el n.o. del no metal es impar se coloca un átomo de hidrógeno, si es par
se colocan dos.
El número de átomos de oxígeno se obtiene sumando el n.o. del no metal
más el número de átomos de hidrógeno y dividiendo el resultado entre
dos.
Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula
mediante prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no metálico
terminado siempre en ato. Finalmente se designa el de hidrógeno precedido del prefijo que
indica la cantidad de este elemento en la fórmula.
Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado en ato y
el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a continuación se agrega de
hidrógeno.
Nomenclatura tradicional: se coloca la palabra ácido (de) seguido del nombre del no metal
terminado en ico (cuando el no metal tiene un solo n.o.). Cuando el no metal posee dos n.o.
se debe colocar el sufijo oso para indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.
Cuando el no metal puede actuar con cuatro n.o. (Cl, Br, I) se lo nombra como sigue:
hipo(no metal)oso (n.o. = +1, +2)
(no metal)oso (n.o.=+3, +4)
(no metal)ico (n.o.=+5, +6)
per(no metal)ico (n.o.= +7)
Nomenclatura
Fórmula
H2SO3
HNO3
HClO4
H2CO3
HBrO
Sistemática
trioxosulfato de diH
trioxonitrato de H
tetraoxoclorato de H
trioxocarbonato de diH
monooxobromato de H
Stock
sulfato (IV) de H
nitrato (V) de H
clorato (VII) de H
carbonato (IV) de H
bromato (I) de H
Tradicional
ácido sulfuroso
ácido nítrico
ácido perclórico
ácido carbónico
ácido hipobromoso
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Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
Notas:
1) El nitrógeno solo forma oxoácidos con los n.o. +3 (ácido nitroso) y +5 (ácido nítrico).
2) El cromo con n.o. +6 forma el ácido crómico (H2CrO4). Este ácido es inestable y se descompone
con pérdida de agua originando el ácido dicrómico (H2Cr2O7) según la siguiente reacción:
2 H2CrO4 H2Cr2O7 + H2O
3) El manganeso con los n.o. +6 y +7 forma los ácidos mangánico (H2MnO4) y permangánico
(HMnO4), respectivamente.
Ácidos meta, piro y orto.
Los óxidos ácidos de los elementos P, As, Sb, B pueden reaccionar con una, dos o tres moléculas de
agua originando los ácidos denominados meta, piro y orto.
Ejemplo:
óxido ácido
P2O3
P2O3
P2O3
P2O5
P2O5
P2O5
ecuación
P2O3 + H2O 2 HPO2
P2O3 + 2H2O H4P2O5
P2O3 + 3H2O 2 H3PO3
P2O5 + H2O 2 HPO3
P2O5 + 2H2O H4P2O7
P2O5 + 3H2O 2 H3PO4
N. Tradicional
ácido metafosforoso
ácido pirofosforoso
ácido ortofosforoso
ácido metafosfórico
ácido pirofosfórico
ácido ortofosfórico
Nota: Por lo general el prefijo orto se puede omitir, por lo tanto los ácidos ortofosforoso y
ortofosfórico se pueden denominar ácido fosforoso y ácido fosfórico, respectivamente.
2.3) OXOSALES: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico, un metal y
oxígeno (n.o. = -2). Provienen de reemplazar totalmente los átomos de
hidrógenos de los oxoácidos. Para escribir su formula se aplican las siguientes
reglas:
Se cribe primero el oxoácido del cual deriva la sal, se eliminan los
hidrógenos de éste a fin de obtener el anión del oxoácido, teniendo en
cuanta siempre que el número de hidrógenos eliminados nos dará la carga
del anión del oxoácido.
Se coloca primero el símbolo del metal y luego el anión del oxoácido.
Se colocan como subíndice del anión el n.o. del metal y como subíndice
del metal la carga del anión.
Fórmula del
ácido
Nombre del ácido
Representación
del anión
Nombre del
anión
Carga del
anión
HNO2
H2SO4
HClO
H2CO3
ácido nitroso
ácido sulfúrico
ácido hipocloroso
ácido carbónico
NO 2SO42ClOCO 32-
nitrito
sulfato
hipoclorito
carbonato
-1
-2
-1
-2
Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula
mediante prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no metálico
71
Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
terminado siempre en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos.
Finalmente se designa el metal precedido del prefijo que indica la cantidad de este elemento
en la fórmula.
Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado siempre
en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a continuación se agrega
la preposición de y el nombre del metal. Si el metal posee dos n.o., se coloca el mismo entre
paréntesis y en números romanos
Nomenclatura tradicional:
Se coloca el nombre del no metal terminado en ato (cuando el no metal tiene un
solo n.o.). Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo ito para indicar
el menor de estos e ato para indicar el mayor.
Si el no metal presenta más de dos n.o. se usan los prefijos hipo y per para indicar el
menor y mayor respectivamente.
Por último se designa al metal. Si solo tiene un n.o. se coloca el nombre del metal; si
presenta dos n.o. se escribe el nombre del metal con terminación oso (menor n.o.) o
ico (mayor n.o.).
Fórmula
K2CO3
Sn(NO3)2
Fe2(SO3)3
NaClO
Ni(BrO4)2
Sistemática
trioxocarbonato de
dipotasio
bis(trioxonitrato) de
estaño
tris(trioxosulfato) de
dihierro
monooxoclorato de sodio
bis(tetraoxobromato) de
niquel
Nomenclatura
Stock
Tradicional
carbonato de potasio
carbonato de potasio
nitrato (V) de estaño (II)
nitrato estannoso
sulfato (IV) de hierro (III)
sulfito férrico
clorato (I) de sodio
hipoclorito de sodio
bromato (VII) de niquel (II)
perbromato niqueloso
2.4) SALES ÁCIDAS DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS: resultan de la sustitución parcial de átomos de
hidrógeno de hidrácidos.
Nomenclatura tradicional:
Anteponer la palabra bi a la nomenclatura tradicional de la sal neutra
correspondiente. Si el metal posee dos n.o., se agrega el sufijo oso para
indicar el menor de estos e ico para indicar el mayor.
Intercalar la palabra ácido a la nomenclatura tradicional de la sal neutra
correspondiente.
Fórmula
NaHS
Ca(HS)2
Fe(HS)2
Co(HS)3
Nomenclatura tradicional
bisulfuro de sodio
sulfuro ácido de sodio
bisulfuro de calcio
sulfuro ácido de calcio
bisulfuro ferroso
sulfuro ácido ferroso
bisulfuro cobáltico
sulfuro ácido cobáltico
72
Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
2.5) SALES DE AMONIO DERIVADAS DE HIDRÁCIDOS: son compuestos ternarios constituidos por
hidrógeno, nitrógeno y un no metal. Con la característica particular que el hidrógeno
se encuentra siempre unido al nitrógeno formando una unidad, denominada ion
amonio, NH4+. Resultan de la sustitución de todos los átomos de hidrógeno del
hidrácido por el ion amonio.
Nomenclatura: nombre del no metal terminado en uro, seguida de la preposición de y del
nombre del ión amonio.
NH4Cl: cloruro de amonio
(NH4)2S: sulfuro de amonio
3 COMPUESTOS INORGÁNICOS CUATERNARIOS
3.1) OXOSALES ÁCIDAS: compuestos que resultan del reemplazo parcial de átomos de hidrógeno por
metales en oxoácidos que tienen dos o más hidrógenos en su fórmula.
Fórmula
KHSO3
NaHCO3
Ba(HSO4)2
Na2HPO4
LiH2PO4
FeHPO4
Fe(H2PO4)3
Nomenclatura
bisulfito de potasio
sulfito ácido de sodio
bicarbonato de sodio
carbonato ácido de sodio
bisulfato de bario
sulfato ácido de bario
fosfato monoácido de sodio
fosfato diácido de litio
fosfato monoácido ferroso
fosfato diácido férrico
3.2) OXOSALES BÁSICAS: compuestos que resultan del reemplazo parcial de iones OH- por aniones
de ácidos (hidrácidos u oxiácidos) en hidróxidos que tienen dos o más iones OH-.
Fórmula
Nomenclatura
Mg(OH)Cl
cloruro básico de magnesio
Al(OH)2Cl
cloruro dibásico de aluminio
Al(OH)Cl2
cloruro básico de aluminio
Pb(OH)2S
sulfuro dibásico plúmbico
Cu(OH)(NO3)
nitrato básico cúprico
Pb(OH)(NO3)
nitrato básico plumboso
[Co(OH)2]2(SO4)
sulfato dibásico cobáltico
Al2(OH)4(SO4)
sulfato tetrabásico de aluminio
3.3) SALES DOBLES: compuestos por dos elementos metálicos (también puede ser el ión NH 4+),
oxígeno y un elemento no metálico.
Nomenclatura: nombre primero el anión, según el ítem 2.3 (sulfato, carbonato, etc) seguido
de la palabra doble, luego la preposición de y d a continuación los nombre de los n
elementos metálicos (comenzando por el de mayor n.o.). Se indica entre paréntesis el n.o. de
los metales cuando sea necesario.
73
Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
AgK(NO3)2: nitrato doble de plata y potasio
LiAl(SO4)2: sulfato doble de aluminio y potasio
KNaCO3: carbonato doble de sodio y potasio
74
Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
Guía de Ejercitación Nº7
1.1) Nombre los siguientes hidruros metálicos.
Fórmula
NaH
KH
LiH
CaH2
BeH2
SnH4
PbH2
FeH2
FeH3
AlH3
CuH2
AuH
NiH2
CuH
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
1.2) Nombre los siguientes hidruros no metálicos.
Nomenclatura
Fórmula
Sistemática
Tradicional
BH3
SiH4
Si2H6
NH3
PH3
P2H4
AsH3
As2H4
SbH3
CH4
1.4) Nombre los siguientes hidrácidos.
Fórmula
HF
HCl
HBr
HI
H2S
H2Se
H2Te
Nomenclatura tradicional
en estado gaseoso
en solución acuosa
75
Curso de Ingreso FAyA 2013
1.4) Formule los siguientes hidruros.
Hidruro de cesio:
Hidruro de magnesio:
Hidruro de estaño (IV):
Hidruro de cromo (III):
Hidruro niqueloso:
Hidruro cobáltico:
Nomenclatura Química
Hidruro de cinc:
Hidruro de titanio (IV):
Hidruro de cobalto (II):
Dihidruro de estaño:
Trihidruro de niquel:
Hidruro plúmbico:
1.5) Nombre las siguientes sales de hidrácidos.
Fórmula
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
KCl
BaCl2
FeS
Fe2Se3
CaF2
LiI
PtS
AuI3
HgCl2
HgS
PbSe
LiBr
NiS
CoBr2
K2Se
CuCl
KI
PbCl4
1.6) Formule las siguientes sales de hidrácidos.
Cloruro de plomo (II):
Fluoruro de plata:
Bromuro de manganeso (III):
Dicloruro de níquel:
Trifluoruro de aluminio:
Fluoruro de hierro (II):
Sulfuro platinoso:
Bromuro de calcio:
Yoduro de hierro (III):
Cloruro de cobalto (II):
Pentafluoruro de bismuto:
Disulfuro de plomo:
Seleniuro cúprico:
Cloruro ferroso:
1.7) Formule los siguientes óxidos básicos.
Óxido de titanio (IV):
Óxido de calcio:
Óxido férrico:
Óxido platínico:
Monóxido de hierro:
Trióxido de dihierro:
Óxido de cobre (II):
Óxido de sodio:
Óxido auroso:
Trióxido de dicobalto:
Óxido de oro (III):
Óxido de aluminio:
76
Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
1.8) Nombre los siguientes óxidos básicos.
Fórmula
CaO
SrO
CrO
MnO
Ni2O3
ZnO
CdO
Ag2O
HgO
PtO2
PbO
Au2O3
Ni2O3
K2O
BaO
FeO
Li2O
SnO2
SnO
NiO
Cu2O
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
Nomenclatura
Stock
Tradicional
1.9) Nombre los siguientes óxidos ácidos.
Fórmula
Sistemática
N2O3
N2O5
P2O3
SiO2
Sb2O5
Sb2O3
I2O
I2O3
Cl2O5
Cl2O7
SO3
As2O3
MnO3
Mn2O7
CrO3
SO2
77
Curso de Ingreso FAyA 2013
1.10) Formule los siguientes óxidos ácidos.
Anhídrido carbónico:
Heptóxido de dibromo:
Anhídrido crómico:
Trióxido de difósforo:
Anhídrido fosforoso:
Pentóxido de dinitrógeno:
Nomenclatura Química
Anhídrido fosfórico:
Óxido de cloro (V):
Óxido de arsénico (III):
Dióxido de azufre:
Trióxido de diyodo:
Óxido de selenio (VI):
1.11) Nombre los siguientes óxidos.
Fórmula
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
CO
BeO
B2O3
SO2
CO2
Cr2O3
MgO
Br2O7
As2O5
CaO2
H2O2
Mn3O4
Fe2O3
Bi2O5
Na2O
NO2
MnO
Sb2O3
1.12) Formule los siguientes óxidos.
Óxido de potasio:
Óxido de arsénico:
Óxido aúrico:
Pentóxido de difósforo:
Monóxido de carbono:
Óxido hipocloroso:
Óxido nítrico:
Óxido arsenioso:
Óxido permangánico:
Óxido de bromo (V):
Anhídrido carbónico:
Óxido de manganeso (IV):
Heptóxido de diyodo:
Óxido arsénico:
Óxido brómico:
Trióxido de dialuminio:
Peróxido de bario:
Peróxido de potasio:
Óxido de oro (I):
Dióxido de plomo:
Anhídrido fosforoso:
Anhídrido nítrico:
78
Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
1.13) Nombre los siguientes hidróxidos.
Nomenclatura
Fórmula
Pb(OH)4
Fe(OH)3
Hg(OH)
Rb(OH)
Sn(OH)2
Ni(OH)3
Al(OH)3
Sn(OH)4
Bi(OH)5
Pt(OH)4
Cr(OH)2
Sr(OH)2
Au(OH)3
Ag(OH)
Co(OH)3
Fe(OH)2
Cu(OH)
Cu(OH)2
Li(OH)
Sistemática
1.14) Formule los siguientes hidróxidos.
Hidróxido ferroso:
Hidróxido de sodio:
Hidróxido de níquel (II):
Hidróxido de estroncio:
Hidróxido de bismuto (III):
Hidróxido paládico:
Hidróxido cádmico:
Hidróxido de potasio:
Stock
Tradicional
Hidróxido de oro (III):
Hidróxido plúmbico:
Hidróxido de manganeso (II):
Hidróxido crómico:
Hidróxido de cesio:
Hidróxido mercúrico:
Hidróxido de platino (IV):
Hidróxido de oro (I):
1.15) Nombre los siguientes oxoácidos.
Fórmula
HIO
HClO
HClO2
HBrO3
HIO4
HNO2
HBO2
H2CrO4
H2Cr2O7
H2SeO3
H4P2O5
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
79
Curso de Ingreso FAyA 2013
Nomenclatura Química
HMnO4
H4SiO4
H3PO3
H2CO2
HAsO2
HAsO3
H3AsO3
H2SO4
HNO3
H3PO4
1.16) Formule los siguientes oxoácidos.
Ácido perclórico:
Ácido carbónico:
Ácido cromoso:
Ácido permangánico:
Ácido selénico:
Ácido pirobórico:
Ácido antimonioso:
Ácido sulfúrico:
Ácido metasilícico:
Ácido nitroso:
Ácido nítrico:
Ácido ortofosfórico:
Ácido crómico:
Ácido meta arsénico:
Ácido sulfuroso:
Ácido fosforoso:
Ácido cloroso:
Ácido hipoiodoso:
Ácido ortobórico:
Ácido mangánico:
1.17) Nombre las siguientes oxosales.
Fórmula
Ca(IO4)2
Co(NO3)2
BaCrO4
Pb(SeO3)2
Ni4(SiO3)3
K2Cr2O7
Fe(MnO4)2
FeMnO4
AgAsO3
NiPO4
CuBrO3
PbSO4
LiAsO3
HgClO
Pb(IO3)2
Sr(PO3)2
Cu2P2O5
PtSeO4
SnCO3
Pb2P2O7
Al(PO3)3
Sistemática
Nomenclatura
Stock
Tradicional
80
Curso de Ingreso FAyA 2013
1.18) Formule las siguientes oxosales.
Nitrato de litio:
Hipoclorito niquélico:
Dicromato de sodio:
Carbonato auroso:
Sulfato (IV) de mercurio (I):
Permanganato de cobalto (III):
Pirofosfito platinoso:
Piroantimoniato platinoso:
Nitrato de cádmico:
Clorato férrico:
1.19) Nombre las siguientes sales.
Fórmula
AgH2PO4
Ni(H2BO3)2
HgHAsO3
NH4HSO3
Fe2(H2P2O7)3
CuHSeO4
Ba(HMnO4)2
Ba(HS)2
Fe(HS)3
Pb(HSe)4
Co(OH)CO3
Pb(OH)BrO3
Cu(OH)ClO4
[Fe(OH)2]2SO4
Pb(OH)2 SO3
Au(OH)2NO3
Hg(OH)Cl
[Ba(OH)]2S
Mg(OH)ClO4
KNaMnO4
LiNH4S
AgMgPO4
RbCsCO3
MgNH4PO4
KAl(SO4)2
CaBaP2O7
AlNaP2O5
[KNH4]3(PO4)2
Nomenclatura Química
Sulfito plumboso:
Arsénico de plata:
Cromato de cesio:
Iodato de aluminio:
Clorato (III) de cobre (II):
Piroborato áurico:
Hipobromito de sodio:
Sulfato de magnesio:
Carbonato de hierro (III):
Ortosilicato estañoso:
Nomenclatura
81
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
ESTEQUIMETRIA
El término estequiometría deriva del griego steicheion
metron
estequiometría fue introducida en 1792 por
Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones
ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.
La estequiometría es una herramienta indispensable para la resolución de problemas tan
diversos como la determinación de la concentración de calcio en una muestra de agua, la de colesterol
en una muestra de sangre, la medición de la concentración de óxidos de nitrógeno en la atmósfera, etc.
5.1. CONCEPTOS BÁSICOS
Elemento
Sustancia pura conformada por átomos que poseen el mismo número atómico. Ejemplo: una
varilla de cobre, una lámina de zinc, etc.
Átomo
Mínima porción de materia que posee aún las propiedades del elemento.
Compuesto
Sustancia pura conformada por dos o más elementos unidos íntimamente, es decir los
átomos que lo conforman son diferentes. Ejemplo: Sal común, yeso, agua, etc.
Molécula
Es la menor porción de sustancia pura (simple o compuesta) que puede existir en estado libre,
conservando las propiedades de esa sustancia. También puede definirse como un conjunto neutro de
átomos que se comporta como una unidad.
Fórmula
Es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su
composición química.
Atomicidad
Se llama así al número de átomos que forman la molécula de una sustancia pura.
5.2. MASAS ATÓMICAS
Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas, por ejemplo, la masa de un átomo de
plomo es de 3,53×10-26 kg. Si se usa como unidad de masa el kilogramo, resultan números muy
pequeños y, por tanto, difíciles de manejar.
¿Dónde encontrar una unidad de masa que sea acorde con las dimensiones del átomo?,
solamente la podemos hallar en el propio mundo de los átomos.
Por ello, las masas de los átomos se van a comparar con la masa de uno de ellos, al que
llamaremos átomo patrón. Aunque, a lo largo de la historia de la química, se han escogido varios
patrones, actualmente las masas de los átomos se comparan con el átomo de carbono de número
másico 12 (12C), al que se le asigna el valor de doce unidades. La unidad, por tanto, será la doceava
parte de la masa de un átomo de 12C.
82
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
Se define unidad de masa atómica (u.m.a.) como la doceava parte del isótopo de 12C. Lo que
equivale a 1,66×10-27 kg.
Se define peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento al cociente que resulta de
dividir la masa de un átomo de un elemento entre la doceava parte de la masa del isótopo de 12C.
Por ejemplo, cuando se dice que la masa atómica del cloro es 35,45 lo que se quiere expresar
es que un átomo de cloro tiene 35,45 veces la masa de la doceava parte del isótopo de 12C.
PESO MOLECULAR (PM)
Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos en una molécula de una sustancia y se
expresa en unidades de masa atómica. Por ejemplo, el PM del agua, H2O:
2×1.0 uma + 1×16.0 uma = 18.0 uma.
PESO FÓRMULA (PF)
Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos en una unidad formular del
compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el cloruro de sodio, NaCl, tiene un peso fórmula de
58.44 uma. Este compuesto es iónico, así que estrictamente la
no tiene significado. El peso molecular y el peso fórmula calculados a partir de la fórmula molecular
de una sustancia son idénticos.
MOL
Se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas moléculas o
unidades elementales como el número de átomos en exactamente 12 g de 12C. El número de
átomos en una muestra de 12 g de 12C, se llama número de Avogadro (NA) y tiene un valor
de 6.02×1023. Por lo tanto, un mol de moléculas, de átomos, etcétera, contiene el número de
Avogadro. Por ejemplo, un mol de etanol es igual a 6.02×1023 moléculas de etanol.
MASA MOLAR (M)
Es la masa de un mol de la sustancia. El 12C tiene, por definición, una masa molar de
exactamente 12 g/mol. Para todas las sustancias, la masa molar en gramos por mol es
numéricamente igual al peso fórmula en unidades de masa atómica.
1 u.m.a. = 1 g/mol
Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el NA de esa sustancia.
Un mol de S
6.02×1023 át de S = 32.0 g
Un mol de H2SO4
6.02×1023 moléculas de H2SO4 = 98.0 g. 1.204×1024
át de H; 6.02×1023 át de S y 2.408×1024 át de O.
83
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la
masa molar (M) de dicha sustancia:
n
m
M
Ejemplo: ¿Cuántos moles hay en 24.5 g de ácido sulfúrico (H2SO4)?
La masa molar del H2SO4 es 98g/mol, por lo tanto:
2
4
2
2
4
4
98 g H2SO4 ------------- 1 mol
24.5 g H2SO4 ----------- x = 0.25 mol
VOLUMEN MOLAR
La Ley de Avogadro enuncia que un mol de cualquier gas en las mismas condiciones de
presión y temperatura ocupa el mismo volumen, independientemente del tipo de gas. En condiciones
normales de presión y temperatura (CNPT) el volumen corresponde a 22.4 L. Las condiciones
normales son: temperatura de 0°C (273 K) y presión de 1 atm (760 mmHg).
A partir de los conceptos anteriores es posible establecer las siguientes igualdades:
1 mol de átomos de X = 1 átomo-gramo = 6.02×1023 átomos de X = PA en g
1 mol de moléculas de AB = 6.02×1023 moléculas de AB = M o PM en g = 22.4 L (gas en CNPT)
5.3. EJERCICIOS RESUELTOS
MOLES
¿Cuántos moles se encuentran contenidos en 120 g de H2O?
1 mol H2O ---------- 18g
X ----------- 120g
X = (120g)×(1mol) / (18g) = 6.6 moles
¿A cuántos gramos equivalen 0.6 moles de NaNO2?
1 mol NaNO2 ------------- 69g
0.6 moles NaNO2--------- X
X = (0.6mol)×(69g) / (1mol) = 41.4 g
NÚMERO DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
¿Cuántos átomos están contenidos en 15 moles de Cu?
1 mol Cu -------------- 6.02×1023 átomos
15 moles Cu---------- X
X = (15mol)×(6.02×1023át)/(1 mol)
X = 9.02×1024 át
84
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
¿Cuántos átomos están contenidos en 230 g de Ni?
1°) Convertir g en moles
1 mol Ni ------------- 58.5g
X -------------230g
X = (230g)×(1mol) / (58.5g) = 3.93 moles
2°) Convertir moles en átomos
1 mol Ni ------------- 6.02×1023 átomos
3.93 mol Ni --------- X
X = (230g)×(1mol) / (58.5g) = 2.36×1024 át
Otra forma
58.5g Ni ------------- 6.02×1023 átomos
X = (230g)×(6.02×1023át)/(58.5g)
230g Ni -------------- X
X = 2.37×1024 át
¿Cuántas moléculas están contenidas en 0.25 moles de CO2?
1 mol CO2 -------------- 6.02×1023 moléc
0.25 moles C O2---------- X
X = (0.25mol)×(6.02×1023moléc)/(1 mol)
X = 1.50×1024 moléc
¿Cuántas moléculas están contenidas en 10g de HCl?
Convertir g en moles (10g HCl = 0.27 moles)
1 mol HCl -------------- 6.02×1023 moléc
0.27 moles CO2---------- X
X = (0.27mol)×(6.02×1023moléc)/(1 mol)
X = 1.60×1024 moléc
¿Cuántos átomos de H están contenidos en 0.85 moles de H2CO3?
1 mol H2CO3 ---------------2 mol de át H
0.85 mol H2CO3 ---------- X
X = (0.85mol)×(2mol)/(1mol) = 1.7 mol át H
1 mol de át H------------- 6.02×1023 át H
1.7 mol de át H------------X
X = (1.7mol)×(6.02×1023át)/(1mol)
X = 1.02×1024 át de H
Otra forma:
1 mol H2CO3 ----------2 × 6.02×1023 át H
0.85 mol H2CO3------- X
X = (0.85mol)×(2×6.02×1023moléc)/(1 mol)
X = 1.02×1024 át de H
VOLUMEN MOLAR
¿Qué volumen ocupan 0.75 moles de N2 en CNPT?
1 mol N2 -------------22.4 L
0.75 mol N2 ---------X
X = (0.75mol)×(22.4L)/(1mol) = 16.8L
85
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
¿Qué volumen ocupan 100 g de CO2 en CNPT?
1°) Convertir g en moles
1 mol CO2 -------------44 g
X ---------------100g
X = (100g)×(1mol) / (44g) = 2.27 moles
2°) Convertir moles en L
1 mol CO2 -------------22.4 L
2.27 mol CO2 ---------X
X = (2.27mol)×(22.4L)/(1mol) = 50.8L
Otra forma
44g CO2 -------------- 22.4L
100g CO2 ------------X
X = (100g) ×(22.4L)/(44g) = 50.9L
¿Cuántas moléculas de O2 están contenidas en un recipiente de 36L a CNPT?
1°) Convertir L en moles
1 mol O2 -------------22.4 L
X ---------------36 L
X = (36L)×(1mol) / (22.4L) = 1.61 moles de
O2
2°) Convertir moles en moléculas
1 mol O2 -------------- 6.02×1023 moléc
1.61 moles O2---------- X
X = (1.61mol)×(6.02×1023moléc)/(1 mol)
X = 9.69×1023 moléc
Otra forma
22.4L O2 -------------- 6.02×1023 moléc
36L O2 ------------------X
X = (36L)×(6.02×1023moléc)/(22.4L)
X = 9.67×1023 moléc
86
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
Guía de Ejercitación Nº 8
1. Calcule el Peso molecular de:
a) NaCl
b) HNO3
c) AgNO3
d) KNO3
e) BaO
f) O2
2. Calcular el nº de átomos presentes en 2,3 g de Sodio (PM = 23,0 g/mol)
3. Calcular cuantas moléculas hay en 4,4 gramos de CO2 (PM = 44,0 g/mol)
4. Calcular la masa de agua que contiene 0,23 moles de agua (H = 1, O = 16 g/mol)
5. Calcular el número de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H2S (H=1, S=32 g
mol)
6. Determinar cuál es el peso de las siguientes mezclas:
a. 0,15 moles de Hg más 0,15 g de Hg más 4,53 x1022 átomos de Hg.
b. 0,25 moles de O2 más 4,15 x1022 átomos de oxígeno
7. Una muestra de 1 gramo de un elemento contiene 1,5 x1022 átomos. ¿Cuál es la masa molar del
elemento?
8. Considerando que el SO3 es un gas:
a. ¿Cuántas moléculas contienen 160 g de SO3?
b. ¿Cuántos átomos y gramos de oxigeno contiene?
9. Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya masa molar es 60. Cuando
analizamos su contenido obtenemos: 4 g de C; 0,67 g de H y 5,33 g de O. Calcular la fórmula empírica
y la fórmula molecular.
10. Se disponen de 2 moles de moléculas de N2, calcular:
1. Masa en gramos
2. Número de moléculas
3. Volumen en CNPT
11. ¿Cuál es la m asa en gramos de 0.257 mol de sacarosa,C12H22O11?
12. Determine el peso formular aproximado del compuesto siguiente: Ca(C2H3O2)2
13. Un amuestra de glucosa C6H12O6, contiene 4.0 x 1022 átomos de carbono. ¿Cuántos átomos de
hidrógeno y cuantas moléculas de glucosa contienen la muestra?
1. 8.0 x 1022 átomos de H, 8.0 x 1022 moléculas de glucosa
2. 8.0 x 1022 átomos de H, 4.0 x 1022 moléculas de glucosa
3. 4.0 x 1022 átomos de H, 4.0 x 1022 moléculas de glucosa
87
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
14. Con base en la fórmula (CH2CO)2C6H3(COOH), calcule el porcentaje de carbono presente.
1. 64,70%
2. 66,67%
3. 69,25%
4. 76,73%
15. ¿Cuántos átomos están contenidas en 15 ATG de Cobre?
16. ¿Cuántos átomos están contenidos en 230 g de Niquel ?
17. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 0.25 moles de CO2?
18. ¿Cuántas moléculas están contenidas en 10 g de HCl?
19. ¿Qué volumen ocupan 0.75 moles de N2 en condiciones estándar?
20. ¿Qué volumen ocupan 100g de CO2 en condiciones estándar?
5.4. REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA
Constantemente observamos cómo en la naturaleza y en nuestra vida cotidiana se producen
cambios. Un charco se seca, un cubo de hielo se derrite, un trozo de hierro se oxida con el tiempo,
los alimentos cambian al ser cocinados, las plantas y los animales crecen, etc.
Hay cambios es los que las sustancias siguen siendo las mismas, solo cambian su aspecto o su
estado de agregación. A este tipo de cambio se los denomina cambios físicos.
En otros cambios, sin embargo, no solo se modifica el aspecto sino que las sustancias que
tenemos después del cambio son otras de las que teníamos antes de que se produjera. Es decir que
cambian también sus propiedades. A estos cambios se los conoce como cambios químicos o
reacciones químicas, donde una o más sustancias, denominadas rea vos, se transformas en otra u
otras sustancias, denominadas productos.
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. En una ecuación
química se escribe la fórmula de los reactivos separados por un signo de adición, a continuación una
flecha que indica en sentido en el que se produce la reacción y por último la fórmula de los productos
separados también por el signo de adición. A menudo se indica el estado de agregación de las
distintas sustancias que intervienen en la reacción: (s, sólido); (l, líquido); (g, gaseoso); (ac, disolución
acuosa)
Ajuste de ecuaciones químicas
En los procesos químicos los átomos que constituyen los reactivos se reorganizan para
formar los productos, pero no se transforman ni desaparecen, por lo tanto, el número de átomos de
cada elemento que aparece en los reactivos debe ser igual al número de átomos del mismo en los
productos. Cuando se produce esta situación decimos que la ecuación está ajustada o balanceada.
88
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
La ley de conservación de la masa de Lavoisier establece que la masa total de los productos
de una reacción química es igual a la masa total de los reacv os, de modo que la masa permanece
constante durante la reacción.
Si una ecuación química no está balanceada, lo primero que se debe hacer antes de realizar
ningún cálculo a partir de ella es ajustarla. Para ello se colocan delante de la fórmula de cada
compuesto un coeficiente apropiado, llamados coeficientes estequiométricos, para que el número
total de átomos de cada elemento sea el mismo en cada miembro de la ecuación.
La ecuación:
no está balanceada, ya que el número de átomos de hidrógeno (4) y el de oxígeno (2) en los reactivos
es distinto al de los productos (2 y 3, respectivamente). En cambio si la escribimos de la siguiente
manera:
los números coinciden y la ecuación está, por lo tanto, balanceada.
Importante:
No se pueden modificar los subíndices de los elementos en las fórmulas para ajustar la ecuación
química.
Los coeficientes estequimétricos indican proporciones entre moléculas y por lo tanto también será
una proporción entre número de moles de cada sustancia. NUNCA será una proporción entre masas.
Frecuentemente es fácil obtener los coeficientes adecuados para el ajuste de la reacción por
tanteo. No existe ninguna norma acerca de cómo proceder para ajustar una ecuación química por
tanteo, sin embargo, un consejo generalmente útil es empezar por ajustar los elementos que solo
aparecen en una sustancia en cada miembro de la reacción.
La ecuación ajustada puede leerse de la siguiente manera: 1 molécula de CH4 (metano)
reacciona con 2 moléculas de O2 (oxígeno) produciendo 1 molécula de CO2 (dióxido de carbono) y 2
moléculas de H2O (agua).
La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones (en masa, en moles, en
volumen) existentes entre las distintas sustancias que intervienen en una reacción química. Es decir,
entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre productos.
La siguiente tabla resumen las distintas relaciones que pueden existir:
Dato
mol
gramos
volumen
moléculas
mol
mol-mol
gr-mol
vol-mol
moléc-mol
gramos
mol-gr
gr-gr
vol-gr
moléc-gr
volumen
mol-vol
gr-vol
vol-vol
moléc-vol
moléculas
mol-moléc
gr-moléc
vol-moléc
moléc-moléc
89
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
El protocolo que debe seguirse para realizar un cálculo estequiométrico podría resumirse en
los siguientes pasos:
1) Escribir y balancear la reacción química (este paso es fundamental, y el que genera
más fallos. Un error en las fórmulas de algunas de las sustancias o en el ajuste, hará
que todos los cálculos posteriores sean incorrectos).
2) Escribir el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos.
3) Calcular la masa molar (masa molecular en gramos) del dato y de la incógnita.
4) Atendiendo al resultado que se pide, se debe trabajar con la proporción existente
entre la sustancia dato y la sustancia incógnita (indicado por los coeficientes).
5) Utilizando la relación del ítem 4 y mediante un simple cálculo (regla de tres imple o
factor de conversión) se obtendrá el resultado buscado en la unidad que se pide en
el problema (en moles, volumen, n° de moléculas, etc).
Ejemplo:
El agua oxigenada (H2O2) es una sustancia que se descompone espontáneamente en agua y oxígeno.
¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 12 gramos de agua?
1) Escribimos y balanceamos la ecuación
2
2( g )
2
2( g)
( g)
2) Escribimos el dato e incógnita debajo de los respectivos compuestos.
2 H 2 O2 ( g )
2 H 2O ( g )
+
12 g
O2 ( g )
m de O2
Dato
Incógnita
3) Calculamos la masa molar del dato y de la incógnita
M(H2O2) = 2×(H) + 2×(O) = 2×(1 g/mol) + 2×(16 g/mol) = 34g/mol
M(O2) = 2×(O) = 2×(16 g/mol) = 32g/mol
4) Convertimos los gramos del dato en moles,
34g H2O2---------------1mol
12g H2O2-------------- X = 0.35 mol
y establecemos la relación (en moles) entre el dato y la incógnita,
La descomposición de dos moles de H2O2 produce 1 mol de O2
5) Calculamos los moles de O2 que se producen a partir de los moles de H2O2 calculados en el
ítem 4.
2mol H2O2 ----------------- 1mol O 2
0.35mol H2O2 ------------- X = 0.175mol O2
Utilizando la masa molar de O2, convertimos los moles de O2 en gramos,
1mol O2 ----------------32g
0.175mol O2 ----------X = 5.6g
90
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
Debido a las diversas relaciones que se pueden tener entre el dato y la incógnita, muchas
veces resulta conveniente escribir todas estas posibles relaciones y luego elegir la más adecuada para
resolver el problema, tal como se muestra en la siguiente reacción,
2 H 2 O2 ( g )
2 H 2 O( g )
2moles
2 34 g
2moles
2 18 g
2 6.02 1023 moléc
2 22.4 L
+
2 6.02 1023 moléc
2 22.4 L
O2 ( g )
1mol
32 g
6.02 1023 moléc
22.4 L
Como se puede ver seleccionando la relación correcta, sólo es necesario un simple cálculo
para obtener el resultado deseado.
Volviendo al problema anterior:
2×34g H2O2---------------32 g O2
12g H2O2 ---------------- X = 5.6g
que es el mismo resultado obtenido anteriomente.
Ejercicios:
a) Obtener la cantidad en gramos de agua que se producen por la descomposición de 1.5 moles de
H2O2.
b) ¿Cuántos litros de O2 se produjeron a partir de 1.23×1023 moléculas de H2O2?
c) Si durante la reacción se formaron 1.81×1024 moléculas de O2, ¿Cuántos moles de H2O se
formaron?
Pureza de reacv os (P)
Algunas sustancias no se encuentran puras al cien por cien, sino que contiene impurezas; por
lo que se necesita disponer de un dato adicional para poder realizar los cálculos. Este dato es la
pureza, que indica el porcentaje de sustancia pura que contiene la muestra. Así, por ejemplo una
muestra de sulfuro de plomo (II) al 70% de pureza, indica que por cada 100 g de la muestra sólo 70 g
corresponden al compuesto PbS.
Ejemplo:
Se hace reaccionar 300g de hidróxido de aluminio (70% de pureza) con suficiente cantidad de
ácido sulfúrico. Obteniéndose sulfato de aluminio y agua. Calcular la masa de sulfato de aluminio
obtenida.
1) Escribir los reactivos y productos y balancear la reacción
91
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
3
2
4
2
4 3
2
2) Calcular la cantidad pura del reactivo con impurezas (Al(OH)3)
100% --------------300g Al(OH)3
70% --------------- X = 210 g Al(OH)3
(este es el dato que ul izaremos
para el cálculo de la
incógnita)
3) Calculamos las masas molares del dato y la incógnita
M(Al(OH)3) = 1×(Al) + 3×(O) + 3×(H) = 78 g/mol
M(Al2(SO4)3) = 2×(Al) + 3×(S) + 12×(O) = 342 g/mol
4) La relación entre el dato y la incógnita (gr-gr) es:
Cuando reaccionan 2×78g de Al(OH)3 se forman 342 g de Al2(SO4)3.
5) Obtenemos en resultado con la relación del ítem 4 y los gramos de Al(OH)3 puros del ítem
2.
2×78g de Al(OH)3 ------------ 342 g de Al2(SO4)3
210g de Al(OH)3 ------------ - X = 460.4 g de Al2(SO4)3
Reacv o Limitante (RL)
Es posible que inicialmente se tenga datos de dos reactivos y lo más posible es que no se
consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando
parte del otro reactivo. El reactivo que se agota en primer lugar se denomina reacv o limitante y se
debe identificar ya que es con él con el que se trabajará, considerándolo el dato inicial. El reactivo
que no se consume completamente se denomina reacv o en exceso (RE).
Ejemplo:
La reacción de 18.9 g de ácido nítrico con 0,2 moles de hidróxido de calcio, produce nitrato
de calcio agua. Determinar el reactivo limitante y los gramos de nitrato de calcio obtenidos.
1) Escribir los reactivos y productos y balancear la reacción
3
2
3 2
2
2) Calcular la cantidad pura de los reactivos con impurezas
3) Determinar el RL y RE. Para ello utilizar la relación (en moles, gramos o volumen) de la
reacción balanceada entre los reactivos indicados. Se lo puede realizar utilizando cualquiera
de los dos reactivos
Relación
2 moles de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2
2 63 g de HNO3 reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2
2 63 g de HNO3 --------------- 1 mol de Ca(OH)2
18.9 g de HNO3 ---------------- X = 0.15 moles de Ca(OH)2
92
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
La cantidad de Ca(OH)2 obtenida (0.15 moles) es menor a la cantidad que se hace
reaccionar (0.2 moles), por lo tanto este reactivo está en exceso y el HNO 3 es el reacv o
limitante.
Ejercicio: a) Realice el cálculo de RL utilizando el dato de los 0.2 moles de Ca(OH)2.
b) Repetir la operación utilizando la relación de moles.
3) La relación entre el dato y la incógnita (gr-gr) es:
Cuando reaccionan 2×63g de HNO3 se forman 164 g de Ca(NO3)2.
4) Obtenemos en resultado con la relación del ítem 3 y los gramos del RL (HNO3).
2×63g de HNO3 ------------ 164 g de Ca(NO3)2
18.9g de Al(OH)3 ------------- X = 24.6g de Ca(NO3)2
Rendimiento de una reacción ( )
En teoría una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante
reacciona completamente (se agota). Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo
quede sin reaccionar.
El rendimiento de la reacción nos indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente
reacciona y por lo tanto qué porcentaje de producto se forma, respecto a la cantidad teórica.
El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor al 100%.
Ejemplo:
20 g de trióxido de azufre reaccionan con suficiente agua produciéndose ácido sulfúrico.
Calcular los gramos de ácido que se forman si el rendimiento de la reacción es del 80%.
1)
3
2
2
4
2) Debido a que se tiene el dato de solo uno de los reactivos, no es necesario obtener el RL,
además este reactivo está puro.
3) Sabiendo la relación entre el dato y la incógnita, obtenemos la cantidad de ácido si la
reacción fuera con un rendimiento del 100 %.
Cuando reaccionan 80g de SO3 se forman 98g de H2SO4. 100% rendimiento
80g de SO3 ------------ 98g de H2SO4
20g de SO3 ------------- X = 24.5g de H2SO4
4) Ahora obtenemos la cantidad de H2SO4 real con el rendimiento de 80%.
100% -----------------24.5 g H2SO4
80% -----------------X = 19.6 g H2SO4
93
Curso de Ingreso FAyA 2013
Estequiometria
Guía de Ejercitación Nº 9
1. Teniendo en cuenta la siguiente ecuación química:
2 NO(g) + O2(g)
2 NO2(g)
1. Señalar cuáles son los reactivos y productos
2. Marcar cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas.
a. dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinan con una molécula de oxígeno para dar dos
moléculas de dióxido de nitrógeno.
b. dos gramos de monóxido de nitrógeno se combinan con un gramo de oxígeno para dar dos gramos
de dióxido de nitrógeno.
c. dos moles de moléculas de monóxido de nitrógeno reaccionan con un mol de moléculas de
oxígeno para formar dos moles de moléculas de dióxido de nitrógeno.
d. en CNPT 44,8 L de NO se combinan con 22,4 L de O2 para dar 44,8 L de NO2.
e. dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinan con un átomo de oxígeno para dar dos
moléculas de dióxido de nitrógeno.
3. Señalar las respuestas correctas a medida que transcurre la reacción:
a. el número de moléculas de NO aumenta.
b. el número de moléculas de O2 permanece constante.
c. el número de moléculas de NO2 aumenta.
d. el número de moléculas de NO disminuye.
e. el número de moles de NO (g) que se transforman es igual al número de moles de NO 2 (g) que se
forman.
2. A partir de la siguiente ecuación:
2 H2S(g) + 3 O2(g)
2 SO2(g) + 2 H2O(g)
Calcule:
a. los moles de O2 necesarios para reaccionar con 0,60 moles de H2S.
b. los moles de SO2 producidos a partir de 0,60 moles H2S.
c. los gramos de O2 necesarios para reaccionar con 0,60 moles H2S.
3. Si 30 litros de cloro reaccionan con hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno. Calcular:
a. masa de hidrógeno empleada.
b. volumen de cloruro de hidrógeno medido en CNPT
c. moles de moléculas de hidrógeno empleado.
4. Se hacen reaccionar cuatro moles de dióxido de azufre con oxígeno obteniéndose el óxido ácido
correspondiente.
2 SO2 + O2
2 SO3
Calcular:
a. el volumen de oxígeno que reacciona en CNPT
b. la masa de trióxido de azufre que se obtiene.
5. Calcular las masas de ácido clorhídrico y de hidróxido de sodio que se necesitan para obtener 292
g de NaCl.
HCl + NaOH
NaCl
6. El gas amoníaco es oxidado por el oxígeno según la reacción:
2 NH3 (g)+ 5/2 O 2 (g)
2 NO (g)+3 H2O (g)
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Estequiometria
a. ¿Cuántos litros de oxígeno serán necesarios para reaccionar 500 L de amoníaco?
b. ¿Cuántos litros de NO se formarán?
c. ¿Cuántos litros de H2O se formarán?
(Todos los gases han sido medidos en condiciones normales de presión y temperatura).
7. A partir de la descomposición de la piedra caliza (CaCO3)
CaCO3
CaO + CO2
Calcular:
a. ¿Cuántos gramos de CaCO3 serán necesarios para obtener 1,5 moles de óxido de calcio
b. ¿Cuántos litros de dióxido de carbono, medidos en CNPT, se desprenden en esta reacción?
8. Dos litros de hidrógeno reaccionan con 1 litro de oxígeno, ambos medidos en CNPT. Indique:
a) ¿Cuántos moles de moléculas de agua se obtienen?
b) ¿Qué masa de agua se obtiene?
9. Si se hace reaccionar 64 g de metano con 355 g de cloro, de acuerdo a la ecuación:
CH4 + 4 Cl2
CCl4 + 4 HCl
Calcular la cantidad de CCl4 y HCl formado.
10. El gas propano, C3H8, en presencia de oxigeno reacciona para dar CO2 y H2O.
¿Cuántos moles de CO2 se forman cuando se queman 110,0 g de propano en presencia de aire?
11. ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350,0 g de H2S según la ecuación:
FeS + 2HCl
H2S + FeCl2
12. ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0,80 moles de Cl2 según la ecuación
4 HCl + O2
2 H2O + 2 Cl2
13. ¿Qué peso de FeS se necesitan para preparar 6.75 moles de H2S?
FeS + 2 HCl
H2S + FeCl2
14. Utilizando la reacción balanceada:
4 FeS + 7 O2
2 Fe2O3 + 4 SO2
Calcular:
a. el número de moléculas SO2 formadas a partir de 80 moléculas de FeS
b. el número de moléculas de O2 necesarias para reaccionar con 40 moléculas de FeS.
15. Balancee la siguiente ecuación
"a" Mg3N2 + "b" H2O
1. a=1; b=2; c=1; d=1
2. a=1; b=6; c=3; d=2
3. a=1; b=6; c=3; d=1
4. a=1; b=3; c=3; d=2
"c" Mg(OH)2 + "d" NH3
16. ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.00 g O2 en presencia de
H2, según la ecuación 2H2 + O2
2H2O?
17. El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:
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Estequiometria
C2H5OH + 3O2
2CO2+ 3H2O
¿Cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de C2H5OH de esta manera?.
18. La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono:
C6H12O6(ac)
2C2H5OH(ac) + 2CO2(g)
¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa?
19. 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?
20. ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno?
Mg + N2
Mg3N2
21. ¿Cuántos g de H2O se producen cuando reaccionan 28 g de Zn(OH) 2 ?
Zn(OH) 2 + H2S
ZnS + 2 H2O
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Soluciones Químicas
SOLUCIONES QUÍMICAS
La mayoría de las de las reacciones químicas ocurren, no entre sólidos, líquidos o gases, sino entre
iones o moléculas disueltos en agua o en otros disolventes. En base a esto definimos una solución (o
disolución) química como una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Clasificando sus
componentes en soluto y solvente.
soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El
soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido
de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un
soluto disuelto en líquidos (agua).
solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio en que
disuelve al soluto. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más
común es el agua
Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
Características de las soluciones (o disoluciones):
Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación,
filtración, centrifugación, etc.
Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.
En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes
más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la
imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.
Cuantitativamente, el estudio de una disolución, requiere del conocimiento exacto de la cantidad de
soluto presente en una determinada cantidad de la misma. Para ello se utiliza una magnitud
denominada Concentración.
Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas,
saturadas, sobresaturadas.
Diluidas: es aquella en la que la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.
Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.
Concentradas: es aquella en que la proporción de soluto con respecto del solvente es
grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.
Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando
no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100
gramos de agua a 20º C.
Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2
gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.
Sobresaturadas: es una disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a
una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o
por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.
Si bien las disoluciones líquidas son más comunes, las disoluciones también pueden existir en estados
gaseosos y sólidos. Las disoluciones sólidas con un metal como disolvente se llaman aleaciones.
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Soluciones Químicas
Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse
en unidades físicas y en unidades químicas.
Unidades físicas de concentración
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma
porcentual, y son las siguientes:
Porcentaje peso en peso (% P/P): es la relación de la masa de un soluto en la masa de la
disolución, multiplicada por 100%.
Porcentaje volumen en volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100
unidades de volumen de la solución.
Porcentaje peso en volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada
100 ml de solución.
Partes por millón (ppm): Expresa la cantidad de miligramos (mg) de soluto por litro de
solución. Generalmente, este tipo de expresión de la concentración, se utiliza para
soluciones gaseosas en las que se encuentra uno o varios componentes volátiles y/o
particulado en suspensión, como polvos y humos.
Densidad (d, ): indica la masa de solución por unidad de volumen de solución.
Unidades químicas de concentración
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Soluciones Químicas
Fracción molar (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente de la
solución (ya sea solvente o soluto) y los moles totales presentes en la solución.
solvente
solu to
Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución.
Molalidad (m): se define como la relación entre el número de moles de soluto que se
encuentran disueltos en un kilogramo de disolvente.
Normalidad (N): Se define como el número de pesos equivalentes, o simplemente
equivalentes, de soluto por litro de disolución. También puede ser expresado en
miliequivalentes por mililitro de disolución.
El peso equivalente de un elemento es igual al peso atómico divido por la valencia.
El peso equivalente de un ácido o una base es igual al peso molecular dividido por el número de
hidrógenos o grupos hidroxilo sustituibles de su fórmula.
El peso equivalente de una sal se expresa con referencia a un ion (grupo o radical) determinado y es
igual al peso molecular dividido por el número de equivalentes del ión o radical correspondiente
contenidos en el mismo.
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Soluciones Químicas
El peso equivalente de un ion es igual al peso fórmula del mismo dividido por su valencia.
El peso equivalente de un oxidante o un reductor es igual a su peso molecular dividido por el número
de electrones que intervienen en la ecuación de su transformación.
Por último, la normalidad es igual a la molaridad por el número de equivalente por mol:
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Soluciones Químicas
Guía de Ejercitación Nº 9
1. Una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl), tiene una concentración de 37.9 % p/p.
¿Cuántos gramos de esta solución contendrán 5.0 g de ácido clorhídrico?.
2. Se desea preparar una solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 19 % p/v, cuyo volumen
sea de 100 mL (la densidad de la solución es de 1.09 g/mL). ¿Cuántos gramos de agua y de
NaOH se deben usar?.
3. ¿Qué concentración en % p/p tendrá una solución preparada con 20.0 g de NaCl (cloruro
de sodio) y 200.0 g de agua?.
4. Se prepara una solución acuosa con 55.0 g de KNO3 (nitrato de potasio), disolviendo la sal
hasta completar 500 mL de solución. Calcule su concentración en % p/v.
5. Al mezclar 13.5 g de NaOH con 56.8 g de agua se obtiene una solución cuya densidad es
de 1.15 g/mL. Determine el % m/v de la solución resultante.
6. En una reacción química se producen 350 mg de clorhidrato de anilina (C6H8NCl). Si las
aguas madres alcanzan un volumen de 150.0 mL, ¿cuál será la concentración p/v del
clorhidrato en la solución resultante de la reacción?.
7. Se prepara una solución acuosa con 55.0 mL de metanol (CH3OH), cuyo volumen total es
de 500 mL. Calcule su concentración en % v/v.
8. ¿Cuál es la concentración molar de una solución de HCl (ácido clorhídrico) que contiene
73.0 g de soluto en 500 cm3 de solución?.
9. Calcule el número de mol de soluto en las siguientes soluciones:
a) 2.5 L de BaCl2 (cloruro de bario), 2.0 M.
b) 5.0 L de NaI (yoduro de sodio), 0.53 M.
10. Calcule la molaridad de 3.50 L de una solución que contienen 41.7 g de MgCl2 (cloruro de
magnesio).
11. Se desea preparar 500 mL de solución de ácido clorhídrico (HCl) 0.10 M a partir de un
ácido comercial cuya densidad es 1.19 g/mL y su concentración 37.0 %p/p. Calcule el
volumen del ácido que necesite para preparar esta solución.
12. ¿Cómo prepararía 30.0 L de una solución acuosa de arcilla de concentración 500 ppm?.
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Soluciones Químicas
13. En un análisis se encontró, después de aspirar y filtrar (durante una hora), un volumen de
500 mL de aire por segundo, que se retuvo 0.540 kg de finísimo polvo de carbón, producto
de la contaminación ambiental, provocada por los motores de combustión interna. ¿Cuál
era la concentración en ppm del centro de la capital a esa hora?.
14. Se disuelven 22,5 g de hidróxido de sodio en 50 ml de agua destilada a 4º C. La densidad
de la disolución es 1340 kg/m3. Calcula la concentración de la disolución expresada de las
siguientes formas:
a) Molaridad
b) molalidad
c) fracción molar
15. Se disuelven 20 g de cloruro sódico en 100 ml de agua. La densidad de la disolución
resultante es 1,2g por cm3. Calcula su concentración expresada de las siguientes formas:
a) Molaridad
b) Fracción molar del soluto
c) Molalidad
16. ¿Cómo prepararías 500 ml de disolución de cloruro sódico 0,5 M?
17. Calcule la normalidad de una solución que contiene 49 gramos de H3PO4 en 500 mL de
solución.
18. Una disolución preparada con 44 g de ioduro potásico y 250 mL de agua tiene una
densidad de 1,12 g/mL. Calcular la molaridad, fracción molar y tanto por ciento de ioduro
potásico en esa disolución.
19. Un cierto tipo de ácido nítrico cuya densidad es 1,405g/ml, contiene una concentración
de 68.1% p/p de ácido en agua. ¿Cuál es su concentración molar?
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