Química cuantitativa I - Dirección General de Escuelas Preparatorias

Colaboradores y Coautores del capitulo III
Gloria Fca. Navarrete Sarabia, Ana Cecilia Méndez Monzón, Angélica María Félix Madrigal,
Bertha Alicia Valenzuela Uzeta, Claudia Nevárez Ibarra, Gloria Maribel Zavala Bejarano, Edelia
Godínez Martínez, Altagracia Cabrera Bernal, Griselda Zavala Bejarano, Alfredo Cabrera
Hernández, Felipa Acosta Ríos, Ana Alicia Esquivel Leyva, Guadalupe Gómez Quiñónez, Quetzalli
Alejandra Hernández Zárate, Maricruz Pérez Lizárraga, Filomeno Pérez Pérez, Blanca Gutierrez
Ruiz, Patricia Zapata Esquivel, Felix Fco. Aguirre, Asia Cecilia Carrasco Valenzuela, Maura
Elena Velázquez C., Rosa R. Romero Castañeda, Jorge Manuel Sandoval Sánchez, María del
Rosario Zapata Esquivel y Celia Monárrez García
Colaboradores
Elmidelia Espinoza López, Martín Robles Soto, Rosa Imelda Moreno Flores, Martín Castro,
Jesús Torres Sumbra, Marcos Alfredo Lara Flores, Celso Olais Leal, Waldo Muñoz Espinoza,
Jorge Alberto Rodríguez Escobedo, Zenaida Meza Villalba, Carlos Valdez Miranda, Ángel Rafael
Álvarez Paz, Waldo Apodaca Medina, María del Rosario Mascareño Mendoza, Juan Manuel
Bojorquez García, Conrado Alfonso Díaz Acosta, Alfredo Valdez Gaxiola, Fco. Lenin Omega
Franco, Wendy Azucena Rodríguez Cárdenas, Abel Denny Castro Romo, Rosa Amelia Zepeda
Sánchez, Carmen Imelda Parra Ramirez, Gabriela Galindo Galindo, Aaron Pérez Sánchez, María
Luisa González Verdugo, Nora Leyva Leyva, Denisse Vega Gaxiola, Leticia Márquez Martínez,
Tomás Ambrosio Castro Sepúlveda, Jenny Salomón Aguilar y Jorge Rafael Linarez Amarillas.
Comisión Responsable de la Revisión Técnica
Gloria Fca. Navarrete Sarabia, Ana Cecilia Méndez Monzón, Angélica María Félix Madrigal,
Bertha Alicia Valenzuela Uzeta, Claudia Nevárez Ibarra, Gloria Maribel Zavala Bejarano, Edelia
Godínez Martínez, Griselda Zavala Bejarano, Felipa Acosta Ríos, Filomeno Pérez Pérez, Blanca
Gutierrez Ruiz, José Adolfo Pérez Higuera, Martín Camilo Camacho Ramírez, Laura Beatríz
Corona Morales, Milca Iris Félix P., Olga G. Alarcón Pineda, Alejandrina Madrigal G., Abel Denny
Castro Romo, Luz Odilia Félix Villalba, Cruz Cárdenas Prieto, Marcela Naiví Quiroz López,
Gilberto García Ramírez, María Lourdes López Machado, Grimilda Sánchez Romo, María de los
Angeles Guadalupe Reyes Gutiérrez, Alondra Castro Morales, Blanca Delia Coronel M., Jesús
Isabel Ortiz Robles, Javier Cruz Guardado.
Química cuantitativa I
Portada: Juan Carlos Sepúlveda Castro y María Elena Osuna Sánchez
Corrección de estilo y ortografía: Javier Cruz Guardado
Cuidado de la edición: Javier Cruz Guardado, Jesús Isabel Ortiz Robles y
María Elena Osuna Sánchez
Primera edición, 2008.
Segunda edición, 2010.
Tercera edición, 2011.
Cuarta edición 2012.
Dirección General de Escuelas Preparatorias
Universidad Autónoma de Sinaloa
Ciudad Universitaria, Circuito Interior Ote. S/N
Culiacán, Sinaloa, México.
Impreso en México
Servicios Editoriales Once Ríos
Río Usumacinta 821 Col. Industrial Bravo
Culiacán, Sinaloa, México.
Prólogo
1. Conceptos básicos de estequiometría
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
Conceptos básicos -------------------------------------------------------- 14
1.1.1 Masa atómica ------------------------------------------------------- 14
Masa molecular ----------------------------------------------------- 16
Masa fórmula -------------------------------------------------------- 17
1.1.2 Mol y número de Avogadro --------------------------------------- 19
Masa molar ---------------------------------------------------------- 22
Volumen molar ------------------------------------------------------ 24
Conversiones: masa-mol-partículas-volumen ------------------------ 26
Fórmulas químicas --------------------------------------------------------- 44
1.3.1 Características de una fórmula química ----------------------- 45
Símbolos químicos ------------------------------------------------- 45
Subíndices ----------------------------------------------------------- 45
Coeficientes --------------------------------------------------------- 45
Composición porcentual de las sustancias:
Ley de las proporciones definidas ------------------------------------ 47
Determinación de fórmulas químicas ---------------------------------- 51
1.5.1 Fórmula empírica --------------------------------------------------- 51
1.5.2 Fórmula real o verdadera ----------------------------------------- 54
2. Nomenclatura de química inorgánica
2.1 Tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos -------- 65
2.1.1 Nomenclatura común ----------------------------------------------- 66
2.1.2 Nomenclatura sistemática ---------------------------------------- 67
2.2 Nomenclatura de compuestos iónicos -------------------------------- 68
Óxidos básicos ------------------------------------------------------ 68
Hidróxidos ------------------------------------------------------------ 72
Sales haloideas ----------------------------------------------------- 75
Oxisales -------------------------------------------------------------- 78
Hidruros iónicos ----------------------------------------------------- 84
2.3 Nomenclatura de compuestos covalentes. --------------------------- 86
Óxidos ácidos o anhídridos -------------------------------------- 88
Oxiácidos ------------------------------------------------------------- 90
Hidrácidos ----------------------------------------------------------- 94
Hidruros covalentes ------------------------------------------------ 96
3. Reacciones y ecuaciones químicas
3.1
Reacciones y ecuaciones químicas ---------------------------------- 99
Características macroscópicas de una reacción química ------ 100
Niveles de representación de una reacción química ------------- 101
3.2 Tipos de reacciones químicas ---------------------------------------- 109
Balanceo por tanteo ----------------------------------------------------- 110
Balanceo por método algebraico ------------------------------------ 112
Reacciones endotérmicas y exotérmicas -------------------------- 117
Reacciones de síntesis o combinación directa ------------------- 119
Reacciones de descomposición ------------------------------------- 122
Reacciones de sustitución simple o desplazamiento ------------ 126
Reacciones de sustitución doble ------------------------------------- 130
3.3 Reacciones de óxido-reducción y balanceo de ecuaciones --- 136
Conceptos de oxidación y reducción -------------------------------- 137
Reglas de los números de oxidación -------------------------------- 139
Balanceo de ecuaciones por redox ---------------------------------- 142
3.4 Estequiometría de reacciones ---------------------------------------- 150
Cálculos masa-masa ---------------------------------------------------- 151
Cálculos masa-mol ------------------------------------------------------ 154
Cálculos mol-mol --------------------------------------------------------- 157
Cálculos de reactivo limitante y en exceso ------------------------- 160
Porcentaje de rendimiento --------------------------------------------- 163
Cálculos estequiométricos de reacciones con gases ----------- 166
Cálculos masa-volumen ------------------------------------------------ 167
Cálculos relacionados con la ley general de los gases ---------- 169
Respuestas a los ejercicios de las unidades I y III ----------------------------- 175
Química cuantitativa I
Un nuevo enfoque en la enseñanza de la Química
Presentación
Este libro de Química Cuantitativa I fue diseñado para la fase especializada de QuímicoBiológicas del nivel bachillerato de la Universidad Autónoma de Sinaloa, en el marco de la
implementación del Diseño Curricular 2009, en el cual se plantea un nuevo enfoque en la
enseñanza y el aprendizaje de la química. Al respecto, consideramos de gran importancia
continuar atendiendo los tres niveles de representación del conocimiento de esta ciencia: lo
macroscópico, lo submicroscópico y lo simbólico, con el propósito de lograr una mejor
comprensión de la química, que permita orientar la formación de los estudiantes que tienen
como objetivo continuar sus estudios de licenciatura en carreras afines.
Nivel macroscópico
A este nivel pertenece el mundo de los hechos o lo concreto, por tanto, es al que tienen mayor
acceso los estudiantes. Esta referido a todo aquello que podemos observar directamente
mediante los sentidos.
Nivel submicroscópico
Comprende el mundo de los modelos, las hipótesis y las teorías. Debido a la imposibilidad de
observar a los átomos, las moléculas y los iones, en química es común el uso de modelos
físicos y de representación asistida por computadora para interpretar los cambios que ocurren
en la naturaleza.
Nivel simbólico
Este nivel representa el mundo del lenguaje y de los símbolos. Implica un elevado nivel de
abstracción, pues en él se utilizan símbolos, fórmulas y ecuaciónes químicas para expresar la
composición de las sustancias, y para describir lo que sucede en una reacción química.
Al igual que en los libros de Química General y Química del Carbono, correspondientes al tronco
común, ésta obra ofrece una serie de herramientas didácticas con la finalidad de favorecer la
formación de habilidades, de fomentar el razonamiento crítico, de promover la búsqueda de
información, el trabajo colaborativo, la resolución de problemas teóricos y experimentales, y el
desarrollo de ejercicios de autoevaluación. El objetivo es que los estudiantes confronten y/o
reafirmen sus aprendizajes. Con el mismo propósito se incluyen pequeños apartados que
muestran información adicional al tema, tales como: sabías qué, conozca más y la sección
compruébalo tu mismo. Pueden ser datos, cifras, biografías de científicos, experimentos, o bien
abordar temas sobre educación ambiental, donde está presente la reflexión y la acción, para
desarrollar una actitud más positiva hacia nuestro entorno.
Sin duda, el enriquecimiento de esta obra, es resultado de la reflexión colectiva y colegiada
realizada por los profesores de la academia de química, quienes de manera entusiasta se
sumaron a ésta tarea.
Las actividades para la elaboración de éste libro se iniciaron en el mes de febrero del 2006, en
las que participaron docentes de química de las Unidades Regionales Norte y Centro-Norte.
Nuestro agradecimiento a los profesores de las Unidades Académicas: Ruiz Cortines,
Guamúchil, Guasave, Mochis, Choix, Valle del Carrizo y San Blas, que colaboraron en esta
primera etapa.
Unidad Regional Norte
Elmidelia Espinoza López, Martín Robles Soto, Rosa Imelda Moreno Flores, Martín Castro,
Jesús Torres Sumbra, Marcos Alfredo Lara Flores, Celso Olais Leal, Waldo Muñoz Espinoza,
Jorge Alberto Rodríguez Escobedo, Zenaida Meza Villalba, Carlos Valdez Miranda, Ángel Rafael
Álvarez Paz, Waldo Apodaca Medina, María del Rosario Mascareño Mendoza, Juan Manuel
Bojorquez García, Conrado Alfonso Díaz Acosta, Alfredo Valdez Gaxiola, Fco. Lenin Omega
Franco, Wendy Azucena Rodríguez Cárdenas.
Unidad Regional Centro-Norte
Carmen Imelda Parra Ramirez, Gabriela Galindo Galindo, Aaron Pérez Sánchez, María Luisa
González Verdugo, Nora Leyva Leyva, Denisse Vega Gaxiola, Leticia Márquez Martínez y Tomás
Ambrosio Castro Sepúlveda.
Un merecido y especial reconocimiento a los compañeros profesores de las Unidades
Regionales Centro y Sur, de las Unidades Académicas: Central Diurna, Emiliano Zapata, Hnos.
Flores Magón, Dr. Salvador Allende, La Cruz, Central Nocturna, Rubén Jaramillo y Mazatlán,
que aportaron sugerencias y comentarios de gran valor, desde el inicio hasta la culminación de
esta obra. Contribuyeron de manera muy significativa en el mejoramiento del libro, y de manera
particular en el tema de «Reacciones y ecuaciones químicas», el cual fue resultado del trabajo
conjunto.
Por ello, de manera muy especial agradecemos y reconocemos a los profesores
colaboradores por sus valiosas aportaciones.
Unidad Regional Centro
Gloria Fca. Navarrete Sarabia, Ana Cecilia Méndez Monzón, Angélica María Félix Madrigal,
Bertha Alicia Valenzuela Uzeta, Claudia Nevárez Ibarra, Gloria Maribel Zavala Bejarano, Edelia
Godínez Martínez, Altagracia Cabrera Bernal, Griselda Zavala Bejarano, Alfredo Cabrera
Hernández, Felipa Acosta Ríos, Ana Alicia Esquivel Leyva, Guadalupe Gómez Quiñónez, Quetzalli
Alejandra Hernández Zárate, Maricruz Pérez Lizárraga, Filomeno Pérez Pérez, Jenny Salomón
Aguilar, Jorge Rafael Linarez Amarillas, Abel Denny Castro Romo y Rosa Amelia Zepeda Sánchez.
Unidad Regional Sur
Blanca Gutierrez Ruiz, Rosalío Carrasco Macias, Patricia Zapata Esquivel, Felix Fco. Aguirre,
Asia Cecilia Carrasco Valenzuela, Maura Elena Velásquez C., Rosa R. Romero Castañeda,
Jorge Manuel Sandoval Sánchez, María del Rosario Zapata Esquivel y Celia Monárrez García.
Un amplio reconocimiento al apoyo brindado por la profesora Gloria Maribel Zavala Bejarano
al compartir sus experiencias en lo referente a la actividad experimental.
Agradecemos por su apoyo incondicional en diseño gráfico para el mejoramiento del libro a
Juan Carlos Sepúlveda Castro.
A nuestras familias por su paciencia, comprensión y estimulo.
Valoramos profundamente el apoyo recibido para la publicación de este libro a los directivos de
la Dirección General de Escuelas Preparatorias de la Universidad Autónoma de Sinaloa.
ACADEMIA ESTATAL DE QUÍMICA
DGEP-UAS
Culiacán, Rosales, Septiembre de 2008
11
Conceptos básicos de estequiometría
Unidad I
Conceptos básicos de
estequiometría
CuSO4.5 H2O
12
Química cuantitativa I
Conceptos básicos de estequiometría
13
Propósito de la unidad I
Comprender y utilizar los conceptos básicos como mol, masa molar y volumen molar para
desarrollar la habilidad necesaria en las conversiones entre mol, masa, litros y partículas.
Actividad 1.1 Contesta de manera individual las siguientes preguntas para
explorar tus ideas y posteriormente comenta con tus compañeros sobre la
respuesta correcta.
1. Cuando escuchas la palabra mol con cuál de los siguientes ejemplos lo relacionas:
a) La mole de la historieta de los 4 fantásticos.
b) El mole oaxaqueño o poblano
c) Con un «montón»,»bulto» o «bonche» de cosas
d) Cantidad de sustancia
2. ¿Cuál de los siguientes enunciados consideras que corresponde al concepto mol?
a) Cantidad de sustancia de un sistema que contiene la misma cantidad de partículas, que el
número de átomos presentes en 12 g del isótopo de carbono-12.
b) Unidad fundamental del Sistema Internacional que mide la cantidad de sustancia.
c) En un mol de cualquier sustancia habrá un número igual de partículas
d) Todas son correctas
3. ¿Cuántas partículas están presentes en un mol de partículas?
a. 1
b. 3.0 x 108
c. 6.02 x 1023
d. 12
4. La frase «La masa atómica del aluminio es 27.0», sugiere cuatro interpretaciones. Señala
cuál de ellas es la incorrecta.
a) La masa de un átomo de aluminio es 27.0 g.
b) La masa de un átomo de aluminio es 27.0 u.m.a.
c) La masa de un mol de átomos de aluminio es 27.0 g.
d) Un átomo de aluminio es 27.0 veces más pesado que 1/12 de un átomo de carbono-12.
Química cuantitativa I
14
Introducción
Como ya lo mencionamos, esta unidad tiene como propósito fundamental el de introducir al
alumno en el conocimiento,comprensión y aplicación de los conceptos básicos de la
estequiometría.
La palabra estequiometría viene del griego stoicheion, que significa «elemento», y metron,
«medida», por tanto etimológicamente se define como la «medida de los elementos» o a la
cuantificación de las relaciones en que intervienen los elementos en los compuestos y en las
reacciones químicas.
La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de las
masas y los volúmenes de los reactivos y productos que participan en una reacción química. En
1792 el químico alemán Jeremías Benjamín Richter Wenzel fue el primero en utilizar la palabra
estequiometría en su libro Fundamentos de la estequiometría.
1.1 Conceptos básicos
Existen algunos términos que se emplean en la vida diaria, pero que en el contexto científico
adquieren un nuevo significado, por ejemplo, la palabra mole, de la cuál hablaremos más
adelante.
También de manera frecuente se utilizan indistintamente los términos masa y peso como si
fueran sinónimos. En nuestro caso utilizaremos el término masa para referirnos a la cantidad de
materia. En ocasiones encontramos conceptos como, masa atómica, masa atómica relativa y
masa atómica promedio, buscaremos definirlos y encontrar las semejanzas y las diferencias
entre ellos. Asimismo revisaremos los conceptos masa molecular, masa fórmula y masa molar,
dejando claro donde y cuando deben ser utilizados.
Masa atómica
Se define como la masa de un átomo, expresada en
unidades de masa atómica (uma).
22.99
+1
Na
Masa
atómica
Sodio
11
Unidad de masa atómica (uma)
Una uma se define como la doceava parte de la masa de
un átomo de carbono-12. Asimismo es igual a 1.66 x10-24g.
uma
Masa atómica relativa
Se dice que la masa de un átomo es relativa, porque para medir la masa de los átomos se
asigna un valor a la masa de un átomo determinado, para utilizarlo como patrón de referencia.
Por ejemplo, actualmente por razones de precisión, se utiliza la masa del isótopo de carbono12, al que se le asigna un valor exacto de 12 uma.
15
Conceptos básicos de estequiometría
La masa atómica relativa nos indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que la
unidad de masa atómica.
Por ejemplo, se ha encontrado experimentalmente que en promedio un átomo de helio tiene
33.36% de la masa del carbono-12. Entonces si la masa de un átomo de carbono-12 es
exactamente 12 unidades de masa atómica, la masa atómica del helio debe ser:
0.3336 x 12 = 4.003 uma
Con la finalidad de clarificar todavía más, el
por qué las masas atómicas son relativas,
veamos la siguiente analogía:
24 kg
4 kg
Si el patrón de referencia es el gato y su
masa es de 4 kg, entonces la masa del perro
será 6 veces mayor que la del gato.
Si comparamos una misma masa para
ambos grupos de animales, numéricamente
serán diferentes. Pero, la masa de un perro
será la misma que la de seis gatos.
La relación sigue siendo 1: 6
24 kg
24 kg
Masa atómica promedio
Debido a la existencia de isótopos naturales, la masa de un átomo se expresa como masa
atómica promedio y se puede determinar si se conoce la masa relativa de los isótopos y la
abundancia relativa de cada uno. Esta información la proporciona un espectrómetro de masas.
La masa atómica promedio se define como la masa promedio de los isótopos de un mismo
elemento.
Por ejemplo: Si tomamos en cuenta los isótopos del oxígeno y su abundancia relativa, la masa
atómica promedio del oxígeno será 15.998 uma.
Química cuantitativa I
16
Símbolo Masa atómica Abundancia Masa isotópica X abundancia
(uma)
(%)
100
Fracción de masa
16
O
15.994
99.758
15.994 (0.99758)
15.955
17
O
16.999
0.037
16.999 (0.00037)
0.00629
18
O
17.999
0.205
17.999 (0.00205)
0.03689
Abundancia relativa
O
Masa atómica promedio (uma)
15.998
15.994
100
En un espectro de masas se grafica la
abundancia relativa de las partículas cargadas
contra la relación masa/carga.En este caso
se muestra el espectro de masas de los iones
de 16O+, 17O+ y 18O+.
50
16.999 17.999
0
0 1
2 3
4 5
6 7
8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
m/e
Actividad 1.2 En forma colaborativa determina la masa atómica promedio
del silicio.
El silicio presenta tres tipos de isótopos cuyas masas relativas son: 27.99858, 28.5859 y
29.9831. Sus abundancias relativas son de 92.27, 4.68 y 3.05, respectivamente. ¿Cuál será la
masa atómica promedio del silicio?
Masa molecular
Se define como la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica (uma).
La masa molecular se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran la
molécula.
Por ejemplo: la molécula de ácido sulfúrico, H2SO4 , tiene una masa molecular de 98 uma.
Tipo de átomo
Masa atómica
Número de átomos
Fracción de masa
H
1.008
2
= 2.016
S
32.06
1
= 32.06
O
16
4
= 64.0
Masa molecular del ácido sulfúrico= 98.068 uma
17
Conceptos básicos de estequiometría
La masa molecular del anhídrido sulfúrico (trióxido de azufre) SO3 , es de 80.06 uma.
Tipo de átomo
Masa atómica
S
O
32.06
16
Número de átomos
Fracción de masa
1
3
= 32.06
= 48.0
Masa molecular del anhídrido sulfúrico= 80.06 uma
Actividad 1.3 En forma individual o colaborativa determina las masas
moleculares de las siguientes especies químicas.
Masa molecular
a)
HNO3
Ácido nítrico
b)
H3PO4
Ácido fosfórico
c)
H2CO3
Ácido carbónico
d)
NO2
Dióxido de nitrógeno
e)
CO2
Dióxido de carbono
f)
Cl2O
Anhídrido hipocloroso
g)
H3BO3
Ácido bórico
h)
H2SO3
Ácido sulfuroso
i)
HClO3
Ácido clórico
j)
I2O5
Anhídrido yódico
k)
As2O3
Anhídrido arsenoso
l)
Br2O7
Anhídrido perbrómico
Masa fórmula
En un compuesto iónico no podemos hablar en términos de moléculas, porque éstos están
formados por una red de iones positivos y negativos y su representación simbólica es la celda
unitaria o unidad fórmula (fórmula unitaria). La masa de esta fórmula unitaria la denominaremos
masa fórmula.
La masa fórmula se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran la
fórmula unitaria.
Química cuantitativa I
18
Por ejemplo: la unidad fórmula del sulfato cúprico, CuSO4 , tiene una masa fórmula de:
Tipo de átomo Masa atómica Número de átomos
Cu
S
O
63.5
32.06
16
1
1
4
Fracción de masa
= 63.5
= 32.06
= 64
Masa fórmula del CuSO4= 169.56
Actividad 1.4 En forma individual o colaborativa determina la masa
fórmula de las siguientes especies químicas.
Masa fórmula
a)
NaNO3
Nitrato de sodio
b)
Ca3(PO4)2
Fosfato de calcio
c)
K2CO3
Carbonato de potasio
d)
Mg(NO2)2
Nitrito de magnesio
e)
Al2(SiO3)3
Silicato de aluminio
f)
Fe(ClO)2
Hipoclorito de hierro II
g)
Li3BO3
Borato de litio
h)
BaSO3
Sulfito de bario
i)
KClO3
Clorato de potasio
j)
CaO
Óxido de calcio
k)
Ca(OH)2
Hidróxido de calcio
l)
MgO
Óxido de magnesio
m)
NaOH
Hidróxido de sodio
n)
Na2O
Óxido de sodio
o)
Mg(OH)2
Hidróxido de magnesio
19
Conceptos básicos de estequiometría
Mol y número de Avogadro
La necesidad de contar con una unidad de comparación más grande entre átomos y moléculas
que permitiera relacionar la masa de cualquier sustancia con su número de partículas, llevó a
los químicos a establecer la unidad de cantidad de sustancia denominada mol.
El término mol fue utilizado por primera vez, por el
químico alemán Wilhelm Ostwald en la primera década
del siglo XX. Él mismo lo estableció así, el peso normal
o molecular de una sustancia expresada en gramos
se debe llamar a partir de ahora mol».
Esta definición prevaleció hasta 1971, año en que esta
magnitud se adoptó al SI (sistema internacional de
unidades) como una entidad diferente de la masa por
acuerdo de la IUPAP y la IUPAC, dos grupos integrados
por especialistas en física y química, respectivamente.
Fig.1.2. Wilhelm Ostwald químico alemán (1853-1932).
El término «mol» etimológicamente proviene del latín moles, que significa masa grande.
Asimismo el término molecular proviene del latin molécula, que significa masa pequeña, en la
cual el sufijo – cula denota una versión diminutiva de la palabra que modifica.
¿Cómo se define al mol?
El mol se define como la unidad fundamental de la magnitud «cantidad de sustancia» en el
sistema internacional de unidades (SI).
Magnitud
Nombre de la unidad
Símbolo
Longitud
Masa
Metro
Kilogramo
m
kg
Temperatura
Kelvin
K
Tiempo
Segundo
s
Cantidad de sustancia
Mol
mol
Intensidad luminosa
Candela
cd
Intensidad de corriente
Ampere
A
La IUPAC define al mol como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas
entidades elementales como átomos hay en 0.012 kilogramos de carbono-12. (átomos,
moléculas, iones o electrones) o bien, como la cantidad de sustancia que contiene 6.022 x
1023 partículas fundamentales (átomos, iones, moléculas o electrones).
Química cuantitativa I
20
El término cantidad de sustancia es una magnitud fundamental, química, macroscópica y
extensiva. Surge de la necesidad de establecer una relación entre las propiedades
macroscópicas, masa, volumen y la variable submicroscópica, número de partículas que
intervienen en los procesos. En otras palabras, de la necesidad de contar partículas o entidades
elementales submicroscópicas en forma indirecta a partir de propiedades macroscópicas, como
la masa y el volumen.
Esto porque las partículas son tan pequeñas que su masa y tamaño no pueden medirse directamente. Para ello, es necesario medir un número muy grande de ellas, y a partir de ahí determinar de manera indirecta, su masa y tamaño. Es aquí donde se introduce el concepto mol y la
constante de Avogadro.
Cantidad de sustancia
Mol
12 g de C
40 g de NaOH
98 g de H2SO4
63 g de HNO3
6.022 x 1023 entidades elementales
6.022 x 1023 = 602 200 000000 000000 000000 partículas
Este número se lee como:
Seiscientos dos mil doscientos trillones de partículas
Recibe el nombre de número de Avogadro (NA) en honor al físico Italiano Amadeo Avogadro,
quién estableció en 1811, la siguiente hipótesis convertida hoy en Ley de Avogadro: «A volúmenes
iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura tendrán el
mismo número de moléculas»
¿Sabías qué ... Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro di Quaregna e di
Cerreto (1776-1856). Físico y matemático italiano practicó la abogacía por
muchos años antes de interesarse en la ciencia? Su trabajo más famoso,
ahora conocido como ley de Avogadro, fue ignorado durante su vida, aunque
a fines del siglo XIX se convirtió en la base para la determinación de las
masas atómicas.
21
Conceptos básicos de estequiometría
Es difícil imaginar qué tan grande es el número de Avogadro en realidad, pero quizás las
siguientes analogías ayudarán a expresarlo:
Para que te des una idea ...
Según los datos del INEGI hasta el 2005 en Sinaloa había un total de 2,608,442 habitantes. Si
cada habitante contara a una velocidad de 60 partículas por minuto y tuviera un promedio de
vida de100 años, sin tomar en cuenta que además tiene que dormir, trabajar y alimentarse. No
alcanzarían a realizar el conteo. Si tienes duda, revisa los siguientes cálculos:
2,608,442 habitantes
X
100 años
1 hab
X
365 días
X
1 año
24 hrs.
1 día
X
60 min.
X
1 hr
60 seg
X
1 min
1partícula
1 seg
= 8.226 x 1015
partículas
Los dos millones seiscientos ocho mil cuatrocientos cuarenta y dos habitantes de Sinaloa
lograrían contar sólo 8,226,000,000,000,000 partículas.
Esto se lee: Ocho mil doscientos veintiseis billones de partículas.
¿Y el resto quién lo contaría?
No obstante, que el número de Avogadro es demasiado grande para contarlo de esa manera,
si se trata de relacionar lo macro con lo submicro, se encontrará que en un mol de agua, existen
6.022 x 1023 moléculas de agua, las cuales son proporcionales a 18 g o 18 mL de agua, esta
cantidad es insuficiente para saciar la sed. Si en un mililitro hay aproximadamente 20 gotas de
agua. Entonces cabría hacernos la siguiente pregunta: ¿cuántas moléculas estarán contenidas
aproximadamente en una gota de agua?
1 gota de agua x 1mL de agua x 1 mol de agua x 6.022x1023moléculas de agua
20 gotas de agua 18 mL de agua
1 mol de agua
Actividad 1.5. Compruébalo tú mismo.
Propósito:
a) Utilizar el semillol para comprender el concepto mol
y número de Avogadro.
b) Promover el trabajo colaborativo
¿Qué se necesita?
25 granos de alubias
25 granos de frijol
25 granos de garbanzo
1 balanza granataria
3 vasos de plástico (chicos)
= 1.67 x 1021 moléculas H2O
Química cuantitativa I
22
¿Cómo lo vamos a hacer?
1. Se forman los equipos de trabajo y se reúne el material necesario.
2. Se taran previamente los vasos de plástico. Registra la masa de cada uno de ellos. Debe
corresponder un vaso a cada tipo de grano:
Vaso
Masa del vaso(g)
1
2
3
3. Coloca 25 granos en cada vaso: vaso (1), alubias, vaso (2), frijoles y vaso (3), garbanzos.
Registra la masa de cada vaso + granos. Obtenga la masa correspondiente a los 25 granos
de cada conjunto, al restar la masa del (vaso), de la masa del (vaso + granos).
Masa del vaso + granos
Masa del vaso
Grano
Masa de 25 granos (X)
1. Alubia
2. Frijol
3. Garbanzo
4. Determina la masa de un grano (de alubias, frijol y garbanzo) mediante la expresión:
X
n
Grano
donde X = masa de 25 granos
n = 25 (número de granos)
Masa de un grano (X/n)
Masa relativa
Semillamol
Masa Molar (g)
Semillagadro
(No. de semillas)
1. Alubia
2. Frijol
3. Garbanzo
5. Para calcular el semillagadro, mida en el vaso correspondiente el semillamol (masa molar)
de los granos, luego cuente el número de granos obtenidos, ese número es el semillagadro.
6. El experimento se realiza de acuerdo a la siguiente analogía:
Nivel macroscópico
Entidades: Semillas
Unidad básica: Semillamol
No. de semillas: Semillagadro
Nivel submicroscópico
Entidades: Átomos
Unidad básica: mol
No. de Átomos: 6.022 x 1023 Átomos / mol
Masa molar
La masa molar de una sustancia se puede expresar como la masa en gramos de 1 mol de
entidades elementales (átomos, iones o moléculas) de la sustancia.
Masa molar de un elemento
La masa molar de un elemento es numéricamente igual a la masa atómica sólo cambian las
unidades de uma a gramos/mol.
Por ejemplo, el helio, (He) que es un gas valioso utilizado en la industria, en investigación, en
buceo profundo en el mar y en globos, tiene una masa atómica de 4.003 uma. Por tanto, la
masa molar del helio será de 4.003 g/mol.
23
Conceptos básicos de estequiometría
Masa molar de un compuesto
La masa molar de un compuesto se obtiene al sumar las masas de todos los átomos que
aparecen en una fórmula química, expresada en gramos/mol.
Sustancia Masa atómica
Masa molecular
Masa fórmula
Masa molar
Número de átomos, moléculas o
unidades fórmula
H
1.008 uma
1.008 g/mol
6.022 x 10 23 átomos de hidrógeno
H2
2.016 uma
2.016 g/mol
6.022 x 10 23 moléculas de hidrógeno
Na
22.99 uma
22.99 g/mol
6.022 x 10 23 átomos de sodio
NaCl
58.44 uma
58.44 g/mol
6.022 x 10 23 unidades fórmula de
cloruro de sodio
H3PO4
97.988 uma
97.988 g/mol
6.022 x 10 23 moléculas de ácido
fosfórico
74.096g/mol
6.022 x 10 23 unidades fórmula de
hidróxido de calcio
Ca(OH)2 74.096 uma
Ejemplo 1.
El agua es un líquido vital. Es esencial para la vida en general, y para las plantas en
particular, que son los productores primarios, por lo cual su deterioro afecta al
ecosistema global del planeta. Determina la masa molar del agua.
Información necesaria:
Se necesita conocer las masas atómicas del hidrógeno y el oxígeno, las cuales se
consultan en la tabla periódica.
H= 1.008 uma
O=16 uma
Estrategia:
Se suman las masas de los átomos que constituyen un mol de agua (H2O) y el
resultado se expresa en gramos/mol.
Solución:
2 mol de átomos de H
= 2 x 1.008 g
= 2.016 g
1 mol de átomos de O
= 1 x 16 g
= 16 g
1 mol de agua (H2O)
= 1 x 18.016 g = 18.016 g
Química cuantitativa I
24
¿Sabías qué ... tres cuartas partes de la superficie de la Tierra están cubiertas de
agua?
El 98% corresponde a agua salada de mares y océanos, y el 2% es agua dulce de los
ríos, lagos, manantiales, mantos acuíferos y de las capas polares. Sólo el 0.6% del agua
dulce es aprovechada por el ser humano, las plantas y los animales.
Actividad 1.6 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de cálculos de masa molar.
a) El ácido sulfúrico, H2SO4, tiene muchas propiedades útiles: es un ácido fuerte,
un buen agente deshidratante, un agente oxidante moderadamente bueno, y es
usado en los acumuladores de los automóviles. Calcula su masa molar.
b) La urea, (NH2)2CO, se utiliza como fertilizante. Determina su masa molar.
c) El carbonato de sodio decahidratado, (Na2CO3.10 H2O), conocido como sosa
para lavar, se emplea en los detergentes en polvo como agente ablandador. Calcula la masa molar.
d) El sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, se utiliza en las plantas potabilizadoras de
agua, como agente floculizante. ¿Cuál es su masa molar?
Volumen molar
Los científicos Amadeo Avogadro (1776-1856), italiano y André Marie Ampere (1775-1876),
francés, simultáneamente enunciaron una hipótesis que posee gran importancia y que de un
modo injusto se suele atribuir sólo a Avogadro. Dicha hipótesis se expresa así:
Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de
moléculas si se hallan en iguales condiciones de presión y temperatura.
¿A quién se le podría ocurrir en esa época que un gas compuesto por moléculas enormes (con
diez átomos cada una, por ejemplo) ocupara el mismo volumen que otro con moléculas
monoatómicas? Sin embargo, Avogadro tuvo razón...No importa el tamaño ni el número de los
átomos que constituyen las moléculas de los gases; en un volumen dado de cualquiera de ellos
existe el mismo número de moléculas (a la misma presión y temperatura).
25
Conceptos básicos de estequiometría
La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en el
recipiente. En un mol están presentes 6.022 x 10 23 partículas, por tanto, un mol de cualquier gas
a la misma temperatura y presión tendrá el mismo volumen.
Se ha calculado experimentalmente que el volumen ocupado por un mol de cualquier gas es
22.4 Litros a temperatura y presión normales. Este volumen (22.4 L) se denomina volumen
molar de un gas.
16.0 g CH4
36.5 g HCl
131.3 g Xe
32.0 g O2
44.0 g CO2
28.2 cm
22.4 L
28.2 c
m
.2
28
28.0 g N2
64.1 g SO2
2.016 g H2
cm
34.1 g H2S
17.0 g NH3
H2
He
¡Me siento ligero! Porque
llevo a cuestas 3 mol de
gases diferentes. ¿Cuántos litros y partículas
estarán contenidos?
O2
La cantidad de sustancia en relación con otras magnitudes
Las relaciones entre la cantidad de sustancia, n; la masa, m; el volumen, V y el número de
partículas o entidades elementales, N, se dan a partir de la masa molar, M, el volumen molar,
Vm, y la constante de Avogadro, NA.
Química cuantitativa I
26
Masa
Volumen
n=V/Vm
n=m/M
Cantidad
de sustancia
n=N/NA
Número de
partículas
(N)
Donde:
Vm= Volumen molar
NA= Número de Avogadro
Fig. 1.3 La cantidad de sustancia en relación con otras magnitudes
Estas relaciones nos permiten realizar conversiones entre masa, mol, número de partículas y
volumen.
1.2 Conversiones masa, mol, número de partículas y volumen
En el estudio de la química es esencial aprender a plantear y resolver problemas numéricos de
modo sistemático.
Los procedimientos que se pueden utilizar para resolver problemas estequiométricos, son la
regla de tres y el método del factor unitario o razón unitaria. Este último consiste en un conjunto
de operaciones de proporcionalidad directa, que se resuelven mediante el análisis dimensional;
el cual consiste en un análisis de las unidades de lo que se desea obtener y las unidades de los
datos con que se cuenta. Las razones unitarias o factores unitarios indican la relación que
existe entre diferentes unidades que son físicamente equivalentes o que expresan la misma
cantidad física. Por ejemplo:
1 kilogramo
1000gramos
1 mol de partículas
6.022 x 1023partículas
1 año
365 días
100 centímetros
1 metro
6.022 x 1023partículas
22.4 L
30 días
1 mes
1 atmósfera
760 mm de Hg
22.4 L
1 mol de partículas
2.016 gramos
1 mol de H2
¿Sabías qué ... existe ya un día para festejar al mol? Este festejo inicia a las 6:02 am del
día 23 de octubre. ¿Encuentras alguna relación de estos datos con el número de Avogadro?
27
Conceptos básicos de estequiometría
Un litro de gasolina en el motor de un automóvil produce 2.51kg de CO2, que es un
gas invernadero, es decir que promueve el calentamiento de la atmósfera terrestre. ¿Cuántos kilogramos de CO2, se generan en un año en el estado de Sinaloa?
Si hasta el 2006 circulaban 625 769 vehículos particulares y en promedio cada uno
recorre 8,000 kilómetros por año con un consumo de 8.5 km/litro.
Ejemplo:
Información necesaria:
No se necesita información adicional.
Estrategia:
Se recomienda leer con atención el problema y determinar con qué datos se cuenta y cuál se necesita obtener. En este caso, se conoce el rendimiento de km/litro
por cada auto; la cantidad de CO2 que se genera con un litro de gasolina; el kilometraje promedio por año de cada auto y el número de autos en Sinaloa. Se necesita
determinar los kilogramos de CO2 producidos en un año.
Esquema de solución:
Número de autos→ km.año/auto →L/km→kg de CO2/L
Solución:
625 769 autos
X
8000 km/año
1 auto
X
1L de gasolina
8.5 km
X
2.51 kg de CO2
=1,478,287,238 kg de CO2/año
1 L de gasolina
Resultado = 1,478,287.238 ton de CO2/año
Química cuantitativa I
28
Conversiones mol a masa
Ejemplo 1:
El hidruro de calcio es un compuesto que se emplea principalmente como agente
desecante para obtener éter seco en el laboratorio. Calcula la masa en gramos
que equivale a 1.73 mol de CaH2.
Información necesaria:
Con el apoyo de la tabla periódica se determina la masa molar del hidruro de calcio. Masas atómicas: Ca=40.08 uma, H=1.008 uma.
Masa molar del CaH2= 42.096 g/mol
Estrategia:
Si se conoce que un mol de hidruro de calcio equivale a 42.096 gramos, entonces
se puede utilizar una regla de tres o por factor unitario, para determinar la masa
equivalente a 1.73 mol de CaH2.
Esquema de solución: mol → gramos
Solución: a) Por regla de tres
1 mol CaH2
42.096 g
1.73 mol CaH2
Xg
X=
(1.73 mol de CaH2) (42.096 g)
1 mol de CaH2
X= 72.826 g de CaH2
b) Por factor unitario
1.73 mol de CaH2 x
Ejemplo 2:
42.096 g de CaH2
1 mol de CaH2
= 72.826 g de CaH2
Un consumo excesivo de cloruro de sodio, puede provocar un aumento en la presión
sanguínea, arteriosclerosis, edemas. Sin embargo, la falta de sodio puede causar
convulsiones, deshidratación, parálisis muscular, disminución del crecimiento y
entumecimiento general. Calcula la masa en gramos que equivale a 0.575 mol de
cloruro de sodio, NaCl.
Información necesaria:
Las masas atómicas del sodio, Na=22.99 uma y del cloro, Cl=35.45
Estrategia:
Determinar la masa molar del cloruro de sodio, NaCl, relacionar a un mol y convertir
0.575 mol de NaCl a gramos.
Esquema de solución: moles → gramos
Solución:
a) Por regla de tres
29
Conceptos básicos de estequiometría
Solución:
a) Por regla de tres
1 mol NaCl
0.575 mol NaCl
X=
58.44 g de NaCl
X g de NaCl
(0.575 mol de NaCl) (58.44 g de NaCl)
1 mol de NaCl
X= 33.603 g de NaCl
b) Por factor unitario
0.575 mol de NaCl x
58.44 g de NaCl
= 33.603 g de NaCl
1 mol de NaCl
¿Sabías qué ...un mol de sal común, NaCl, tiene una masa de 58.45 g cantidad que puedes
tener en la palma de la mano; y que un mol de agua tiene una masa de 18 g y ocupa un
volumen de 18 mL (un poco menos de 4 cucharadas de ese líquido); y que un mol de cualquier gas ocupa 22.4 litros, lo cual es suficiente para inflar un globo hasta un diámetro de 35
cm, a temperatura de 00C y una presión de 1 atmósfera?
Sal, NaCl
Agua, H2O
Gas helio, He
Actividad 1.7 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones mol a masa.
a) El oro puro, Au, (denominado de 24 quilates) es demasiado blando para usarlo
en joyería. Por tanto, para hacerlo más fuerte se alea con plata o cobre. ¿Cuántos
gramos de oro corresponden a 0.20 mol del mismo?
Química cuantitativa I
30
b) El fulminato de mercurio Hg(CNO)2 es un explosivo muy sensible al choque y se
utiliza en la fabricación de fulminantes para proyectiles (balas). ¿Cuántos gramos
de este compuesto se corresponden con 0.50 mol?
c) La preparación de fulminato de mercurio es peligrosa. No solamente el producto
es altamente explosivo sino que debe trabajarse con mercurio líquido (que emite
vapores peligrosos) y ácido nítrico concentrado (sumamente corrosivo). En una
prueba de ensayo se emplearon 2.5 mol de ácido nítrico y se obtuvieron 20.7g de
fulminante de mercurio. ¿Cuántos gramos de HNO3 fueron utilizados?
d) Un químico al desarrollar un procedimiento para mejorar la hidrogenación de
aceites vegetales, a fin de obtener margarinas para uso en el hogar, utilizó 6 mol de
ácido oleico (C18H32O2), ¿Cuántos gramos de aceite utilizó en su experimento?
e) El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para formar latón (al alearse con
el cobre) y para recubrir el hierro a fin de prevenir la corrosión (proceso de
galvanizado). ¿Cuántos gramos hay en 0.420 mol de Zn?
f) ¿Cuántos gramos hay en cada una de las muestras siguientes?
1) 1.5 mol de Cu
2) 0.75 mol de glucosa, C6H12O6
3) 0.5 mol de etanol (CH3CH2OH)
4) 1.5 mol de aspirina, C9H8O4
5) 0.75 mol de CO2
6) 0.5 mol Mg(OH)2
31
Conceptos básicos de estequiometría
Conversiones masa a mol
Ejemplo 1.
El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo y el tercero en abundancia en la corteza terrestre, desempeña un papel importante en los procesos industriales: se utiliza en la síntesis de amoniaco, en la producción de metanol, en la
hidrogenación catalítica de aceites vegetales para producir grasas sólidas comestibles, también se utiliza para reducir o transformar diferentes óxidos metálicos
(como los de plata, cobre, plomo, bismuto, mercurio, molibdeno y wolframio) en
metales. Ante el agotamiento de las reservas de combustibles fósiles (petróleo) el
hidrógeno puede ser una fuente alternativa de energía y además no contaminante.
¿Cuántos mol de hidrógeno hay en 6.46 g de hidrógeno molecular?
Información necesaria:
Se necesita conocer la masa molar del hidrógeno molecular a partir de la masa
atómica del hidrógeno. H = 1.008 uma
H2= 2.016 g/mol
Estrategia: Si se conoce que un mol de hidrógeno molecular equivale a 2.016 gramos, entonces se puede utilizar una regla de tres o por factor unitario, para convertir los 6.46
g de H2 a mol.
Esquema de solución: gramos → mol
Solución: a) Por regla de tres
1 mol de H2
X mol de H2
X=
2.016 g de H2
6.46 g de H2
(1 mol de H2) (6.46 g de H2)
2.016 g de H2
X= 3.204 mol de H2
b) Por factor unitario
6.46 g de H2 X
1 mol de H2
2.016 g de H2
= 3.204 mol de H2
Química cuantitativa I
32
Actividad 1.8 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones masa a mol.
a) El ion calcio, Ca 2+, es el principal integrante de los huesos y dientes.
Aproximadamente el 90% de calcio en el organismo se encuentra en forma de
fosfato o carbonato. ¿Cuántos mol de calcio están contenidos en 5.0 g de ese
elemento?
b) Las unidades de refrigeración utilizan freones, sustancias inodoras y no tóxicas
para el ser humano, pero dañinas para la capa de ozono. El freón-12 tiene fórmula
CCl2F2. ¿Cuántos mol de freón-12 fueron utilizados en un compresor de un
refrigerante al ser cargado con 156 g de dicho gas?
c) El bicarbonato de sodio (NaHCO3) es un compuesto que se utiliza como antiácido
estomacal, como polvo de hornear y en los extinguidores, ya que al descomponerse
por el calor libera dióxido de carbono. ¿Cuántos mol de bicarbonato de sodio están
contenidos en 500 g de este compuesto?
d) Una conocida marca comercial de sal yodada contiene 0.010% en masa de
yoduro de potasio (KI). ¿Cuántos mol de KI se encuentran en un paquete ordinario
de esta sal, cuya masa es de 1000g?
e) El magnesio es el sexto elemento en abundancia en la corteza terrestre, alrededor del 2.5 % de su masa. El agua de mar es una buena fuente de magnesio, es
posible obtener casi 1.3 gramos de magnesio, de cada kilogramo de agua de mar.
Es uno de los responsables de la dureza del agua. ¿Cuántos mol de magnesio hay
en 87.3 gramos de magnesio?
f) Convierte a mol las cantidades siguientes:
1) 20 g de Au
2) 20 g de Fe2O3
3) 120 g de etanol (CH3CH2OH)
4) 120 g de gas hidrógeno, H2
5) 90 g de gas oxígeno, O2
6) 90 g de glucosa, C6H12O6
33
Conceptos básicos de estequiometría
Conversiones masa a número de partículas
Ejemplo 1.
El azufre es un elemento no metálico que está presente casi siempre en las
gasolinas. Cuando la gasolina se quema en el pistón del motor, el azufre que
contiene se transforma en óxidos de azufre, que al salir a la atmósfera reaccionan
con el agua formando ácido sulfúrico, lo cual da origen al fenómeno denominado
«lluvia ácida». ¿Cuántos átomos hay en 16.3 gramos de azufre?
Información necesaria:
Con el apoyo de la tabla periódica se obtiene la masa atómica del azufre, igual a
32.06 uma.
Estrategia:
Determinar la masa molar del azufre, S=32.06 g/mol, de ahí se obtiene el equivalente en gramos de 1 mol de azufre y se relaciona con el número de Avogadro para
determinar el número de átomos de azufre.
1 mol de S= 32.06 g = 6.022 x 1023 átomos de azufre
Esquema de solución: gramos → mol → átomos
Solución: a) Por regla de tres
32.06 g de azufre
6.022 x 1023 átomos de azufre
16.3 g de azufre
X átomos de azufre
23
X= (16.3 g de azufre) (6.022 x 10 átomos de azufre)
32.06 g de azufre
X= 3.062 x 1023 átomos de azufre
b) Por factor unitario
16.3 g de azufre X 1 mol de azufre X 6.022x1023 átomos de azufre= 3.062 x 1023 átomos de S
32.06 g de azufre
1 mol de azufre
Ejemplo 2.
La ponzoña de la abeja común es una mezcla acuosa de diferentes compuestos.
Entre estos está la histamina (cuya acción fisiológica puede neutralizarse con
antihistamínicos) en un porcentaje que puede llegar al 0.013%. En promedio el
aguijón de una abeja puede inocular en las víctimas aproximadamente 35 mg de
ponzoña. ¿Cuántas moléculas de histamina (C5H9N3) son inoculadas en promedio
en cada picadura?
Información necesaria:
Se necesita conocer la masa molar de la histamina.
C5H9N3=111g/mol
Química cuantitativa I
34
Estrategia:
Convertir los 35 miligramos de ponzoña a gramos y determinar la cantidad de
histamina presente en esos 35 miligramos, sabiendo que en 100 gramos de ponzoña hay 0.013 gramos de histamina. Una vez determinada la cantidad de histamina,
se convierte a mol y estos a moléculas.
Esquema de solución: gramos → mol → moléculas
Solución: a) Por regla de tres
1g de ponzoña
Xg
X=
1000 mg
35 mg
(1 g) (35 mg )
1000 mg
= 0.035 g de ponzoña
100 g de ponzoña
0.035g de ponzoña
X=
0.013 g de histamina
X g de histamina
(0.035g) (0.013g )
100 g
X= 0.00000455 g de histamina
X= 4.55 x 10-6g de histamina
1mol de hist.
111 g de histamina
1mol de histamina
X mol de hist.
4.55 x 10-6 g de hist.
4.099 x 10-8 mol de hist.
X=
(4.55 x 10-6g) (1mol )
111 g
X= 4.099 x 10-8 mol de histamina
6.022 x 1023 moléculas
X moléculas de hist.
-8
23
X= (4.099 x 10 mol) (6.022 x 10 moléculas)
1mol de histamina
X= 2.468 x 1016 moléculas de histamina
b) Por factor unitario
0.035g ponz x 0.013g histamina x 1 mol histamina x 6.022x1023moléculas de histamina
100g ponzoña
111g histamina
1 mol histamina
X= 2.468 x 1016 moléculas de histamina
Conceptos básicos de estequiometría
35
Actividad 1.9 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones masa a número de partículas.
a) Uno de los primeros gases propulsores usados para aerosol en envases
metálicos fue el óxido nitroso, (N2O) llamado también «gas hilarante», debido a
que la persona que lo inhala le produce risa. ¿Cuántas moléculas de óxido nitroso
están contenidas en un envase aerosol cargado con 160 gramos de dicho gas?
b) El titanio es un metal ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la construcción
de naves espaciales, aviones y motores para éstos. ¿Cuántos átomos de titanio
hay en 1g de este metal?
c) El propano (C3H8) es un componente del gas natural y se utiliza como combustible
en la cocina. ¿Cuántas moléculas existen en 15 g de propano?
d) El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, dentífricos y
bebidas gaseosas. ¿Cuántas moléculas de ácido fosfórico hay en 40g del mismo?
e) El fluoruro de sodio es la sustancia que se usa en algunas pastas dentales para
combatir caries. ¿Cuantos iones sodio hay en 200g de NaF?
f) El kilate es la unidad de masa usada por los joyeros. Un kilate equivale a 200
mg, ¿cuántos átomos de carbono están presentes en un diamante de 5 kilates?
g) La densidad del agua es d= 1.00 g/mL a 40C. ¿Cuántas moléculas de agua,
están presentes en 6.5 mL de agua a dicha temperatura?
Química cuantitativa I
36
h) El mercurio es un metal líquido cuyo símbolo Hg proviene del latín, hidrargirium,
que significa «plata líquida». La densidad del mercurio es de 13.6 g/cm3. ¿Cuántos átomos hay en 2 cm3 de Hg?
i) Se determinó la masa de una gota de agua, resultando ser 0.05 g. ¿Cuántas
moléculas de agua tiene dicha gota?
Conozca más ...sobre el mercurio
El mercurio tiene muchas aplicaciones, pero es un veneno acumulativo. Su elevado coeficiente de expansión térmica hace que sea un líquido adecuado para su uso en termómetros y barómetros. También algunos metales, se disuelven en mercurio y producen amalgamas, como la amalgama de plata que se utiliza en empastes en odontología. Pero el mercurio tiene una elevada volatilidad, y el líquido se evaporiza, ocasionando que el aire de los
alrededores se ubique en un nivel muy por encima de los límites de seguridad. De esta
manera, las amalgamas son una fuente de vapor de mercurio, y las de los empastes de los
dientes liberan vapor tóxico directamente al organismo. La investigación ha demostrado
que el cepillado de los dientes y el masticar aumentan el proceso de vaporización. Después de introducirse en el organismo como vapor de mercurio, el metal se acumula en los
riñones, cerebro y testículos, se enlaza con las proteínas; y el resultado final del envenenamiento con mercurio es un grave daño al sistema nervioso central. Su tiempo de retención
en los tejidos es muy elevado (en los riñones un promedio de 65 días), lo cual es una de las
causas de su elevada toxicidad. En México se siguen utilizando las amalgamas de mercurio, tal vez porque se cree que son seguras o porque el envenenamiento es tan lento que los
daños ocasionados no se relacionan con la puesta de éstas. Sin embargo, ya empieza a
ser reemplazado por el uso de bismuto y resinas que son menos tóxicos.
¿Sabías qué ...el quilate o kilate es una unidad de masa que se utiliza en dos formas
distintas? Cuando nos referimos al kilate de joyería éste se utiliza para pesar gemas y
diamantes y equivale a 200 mg. El kilate de orfebrería se utiliza para designar la pureza o
ley de los metales y equivale a 1/24 parte de la masa total de la aleación que la compone.
Por ejemplo, si una cadena está hecha con una aleación de oro de 14 kilates, contiene 14/
24 partes de oro y tiene una pureza de 58.33%. Mientras que una pieza de 24 kilates tiene
una pureza de 100% y es de oro puro.
37
Conceptos básicos de estequiometría
Conversiones de número de partículas a masa
Ejemplo 1.
El carbono es un elemento no metálico que se presenta en la naturaleza en diversas
formas alotrópicas, tales como el grafito (una de las sustancias más blandas y más
baratas) y el diamante (una de las sustancias más duras y más caras). ¿Cuál es la
masa en gramos de un átomo de carbono?
Información necesaria:
La masa atómica del carbono, es igual a 12.01 uma.
Estrategia:
A partir de la masa molar del carbono, que equivale a la masa de 6.022 x 1023átomos de carbono, se determina la masa correspondiente a un sólo átomo.
1 mol de C= 12.01 g = 6.022 x 1023 átomos de carbono
Solución: a) Por regla de tres
12.01 g de carbono
6.022 x 1023 átomos de carbono
X g de carbono
1 átomo de carbono
X= (12.01 g de carbono) (1 átomo de carbono )
6.022 x 1023 átomos de carbono
X= 1.995 x 10-23 gramos de carbono
b) Por factor unitario
1 átomo de C
X
1 mol de carbono X
12.01g de C = 1.995 x 10-23 g de C
23
6.022 x 10 átomos de C 1 mol de carbono
Actividad 1.10 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de número de partículas a masa.
a) El oro es un metal de transición, blando, brillante, dúctil, de color amarillo, el cual
no reacciona con la mayoría de las sustancias químicas, pero es sensible al cloro y
al agua regia. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de oro?
38
Química cuantitativa I
b) La aspirina es un analgésico y antipirético muy utilizado en el hogar, tiene además propiedades anticoagulantes. ¿Cuál es la masa en gramos de una molécula
de aspirina, C9H8O4?
c) Desde hace muchos siglos, el etanol, C2H5OH, se ha producido por fermentación
de la glucosa derivada del almidón de los granos (en especial, maíz y cebada).
¿Cuál es la masa en gramos de 1.35 x1021 moléculas de etanol?
d) El combustible de los encendedores desechables es mayormente butano (C4H10),
¿cuál es la masa en gramos de 3.6 x1023 moléculas de butano?
e) La glucosa (C6H12O6), es un monosacárido, componente del suero fisiológico, su
nombre común es dextrosa. Es uno de los productos del metabolismo de los
carbohidratos en los seres humanos. ¿Cuál es la masa en gramos de 5.4 x1022
moléculas de glucosa?
f) Por muchos años, los elementos del grupo 18 (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) se
denominaron «gases inertes», porque nadie había logrado sintetizar algún
compuesto que los contuviera. Sin embargo, desde 1962 se han preparado varios
compuestos de Xenón, como el XeF6 (hexafluoruro de xenón). ¿Cuál es la masa en
gramos de 3.5 x 1023 moléculas de XeF6?
g) El ácido ascórbico (vitamina «C») cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el
resfriado común. ¿Cuál es la masa en gramos de 2.7 x 1022 moléculas de ácido
ascórbico, si la fórmula molecular del compuesto es C6H8O6?
39
Conceptos básicos de estequiometría
Conversiones masa-mol-partículas-volumen
Los cálculos estequiométricos que incluyen volúmenes gaseosos se resuelven de la misma
manera que aquellos en que las cantidades se dan en masa o mol. Sin embargo, aquí es
necesario considerar la ley de Avogadro: «Volúmenes iguales de gases distintos, a la misma
temperatura y presión, contienen igual número de partículas».
Si un mol de cualquier tipo de sustancia, tiene un mismo número de partículas, 6.022 x 1023,
entonces un mol de cualquier gas, ocupa en las mismas condiciones de presión y temperatura,
el mismo volumen. Se ha comprobado experimentalmente que este volumen es de 22.4 litros/
mol. Este valor se conoce como volumen molar.
Se tienen así nuevos factores unitarios:
22.4 L
6.022 x 1023partículas
1 mol de partículas
22.4 L
Los procesos químicos reales se cumplen dentro de un amplio margen de temperaturas y
presiones. Aquí utilizaremos factores unitarios que se limitan al volumen en condiciones normales.
Las condiciones de O°C (273 K) y 1 atm (760 mm de Hg) se conocen como temperatura y
presión normales (ordinarias o estándar).
Conversiones masa a volumen y volumen a masa
Ejemplo 1.
El nitrógeno molecular (N2) es muy estable y no puede ser utilizado por las plantas
para elaborar compuestos nitrogenados. Sólo algunas bacterias y algas que poseen
una enzima llamada nitrogenaza pueden romper el triple enlace N ≡ N. Éstas se
encuentran en las leguminosas. ¿Qué volumen ocuparán 50 g de N2 en condiciones
normales?
Información necesaria:
Se necesita conocer la masa y volumen molar del nitrógeno.
Masa molar= 28.02 g
Volumen molar= 22.4 L
Estrategia:
Conociendo la masa y el volumen molar del nitrógeno se determina el volumen
correspondiente a los 50 g de N2.
Esquema de solución: masa → volumen
Solución: a) Por regla de tres
28.02 g de N2
22.4 Litros de N2
50 g de N2
X Litros de N2
Química cuantitativa I
40
X=
(50 g de N2) (22.4 L de N2)
28.02 g de N2
X= 39.97 Litros de N2
b) Por factor unitario
50 g de N2
X
1 mol
28.02 g
X
22.4 L de N2
1 mol
X= 39.97 Litros de N2
Actividad 1.11 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes
ejercicios de conversiones de volumen a masa y de masa a volumen.
a) El dióxido de azufre es un peligroso contaminante atmosférico que puede ser
reducida su emisión a la atmósfera, si se hace reaccionar con «cal» para producir
sulfito de calcio. ¿Qué volumen ocupa un kilogramo de SO2 en condiciones normales?
b) El cloro, Cl2, desempeña un papel biológico importante en el cuerpo humano,
porque el ion cloruro es el principal anión en los fluidos intracelulares y extracelulares.
¿Qué volumen ocuparán 200 g de éste gas, en condiciones ordinarias?
c) El flúor, F2, es un gas que encuentra bastantes aplicaciones: en la industria (para
producir teflones), en el cuidado de la salud (para fluorar el agua y reducir las caries
dentales) y en otras áreas. ¿Qué volumen ocuparán 75 g de éste gas en condiciones
normales?
d) El ácido sulfhídrico, H2S, es una sustancia gaseosa que su presencia se delata
por el olor nauseabundo, «a huevo podrido». Es un producto de la descomposición
de la proteína, pero en el laboratorio se obtiene a partir de la reacción entre la pirita,
FeS2 y el ácido clorhídrico, HCl. En condiciones normales, ¿cuál será la masa de 30
litros de H2S?
41
Conceptos básicos de estequiometría
e) El CO2 se utiliza en la elaboración de bebidas carbonatadas, como refrescos y
cerveza. Pero también encuentra aplicación en los extinguidores de fuego. ¿A cuánta masa corresponden 250 litros de CO2?
f) El ozono, O3 , es un gas que encuentra uso industrial en la síntesis de compuestos
orgánicos como aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos a partir de alquenos o
alquinos (ozonólisis). ¿Cuál será la masa de 150 litros de ozono?
Conversiones mol a volumen y volumen a mol
Ejemplo 1.
El oxígeno, O2 es con mucho, el elemento más abundante de la corteza terrestre
(46%), pero el segundo en abundancia en la atmósfera (21%). Sin él, un ser humano
es incapaz de sobrevivir unos cuantos minutos. ¿Qué volumen ocuparán 2.7 mol de
éste gas en condiciones estándar?
Información necesaria:
Se necesita conocer el volumen molar del oxígeno, O2.
Volumen molar= 22.4 L
Estrategia:
Conociendo el volumen molar del oxígeno se determina el volumen correspondiente a los 2.7 mol de O2.
Esquema de solución: mol → volumen
Solución: a) Por regla de tres
X=
1 mol de O2
22.4 Litros de O2
2.7 mol de O2
X Litros de O2
(2.7 mol de O2) (22.4 L de O2)
1 mol de O2
X= 60.48 Litros de O2
Química cuantitativa I
42
b) Por factor unitario
2.7 mol de O2
X
22.4 L de O2
1 mol de O2
X= 60.48 Litros de O2
Actividad 1.12 Realiza en forma individual o colaborativa los siguientes ejercicios de conversiones de mol a volumen y de volumen a mol.
a) El helio, He, es un gas utilizado en el llenado de globos y dirigibles. Además,
encuentra aplicación en globos meteorológicos para la investigación de las condiciones climatológicas. Este gas inerte se utiliza como protección en soldadura
autógena. ¿En condiciones normales de presión y temperatura, a cuántos litros de
helio corresponden 7.7 mol de He?
b) El metano, CH4, es un gas que se produce en la putrefacción anaeróbica de las
plantas, este proceso natural se puede aprovechar para producir biogás. Puede
constituir hasta el 97% del gas natural. En las minas de carbón se le denomina gas
grisú y es muy peligroso por su facilidad para inflamarse. ¿Qué volumen ocuparán
15 mol de CH4, en condiciones normales de presión y temperatura?
c) El óxido nitroso o anhídrido hiponitroso, N2O es un subproducto tanto en los procesos de nitrificación como de desnitrificación biológica. El aumento en la utilización de fertilizantes para aplicaciones agrícolas, es la explicación más probable de
la mayoría de las emisiones antropogénicas de óxido nitroso. ¿En condiciones
estándar de presión y temperatura, ¿qué volumen ocuparán 24 mol de N2O?
Conceptos básicos de estequiometría
43
d) El acetileno o etino, C2H2, es el alquino más sencillo y uno de los gases altamente
flamables, su combustión produce una flama de hasta 3000º C, la mayor temperatura de combustión hasta ahora conocida. Por ello, se utiliza en equipos de soldadura.
¿Cuántos mol de acetileno corresponden a 500 litros de dicho gas en condiciones
normales?
e) El eteno o etileno, C2H4, es el alqueno más sencillo y una de las sustancias más
importantes en la industria química. La mayor parte del etileno se emplea para la
obtención de polímeros, como el polietileno. El etileno también se emplea para acelerar la maduración de las frutas. ¿Cuántos mol de etileno corresponden a 225 litros
de dicho gas, en condiciones normales?
f) Hasta antes de 1962 se consideraba a los gases nobles como sustancias químicamente inertes e incapaces de formar compuestos. A partir de esta fecha se han
sintetizado alrededor de 80 compuestos de xenón, Xe, al unirlo con el flúor y el oxígeno. Algunos de estos compuestos son: diflúor, hexaflúor, perxenato de sodio e hidróxido de xenón. ¿Cuántos mol de xenón estarán contenidos en 25 litros de dicho
gas en condiciones normales de presión y temperatura?
¿Sabías qué ... el gas natural es una mezcla de gases que se encuentra frecuentemente
en yacimientos fósiles, solo, disuelto o asociado con petróleo o en depósitos de carbón?
Está constituido principalmente por metano (90 ó 95%) y suele contener otros gases
como nitrógeno, etano, CO2, H2S, butano, propano, mercaptanos y trazas de hidrocarburos
más pesados. Puede también obtenerse por procesos de biodegradación de restos
orgánicos (basura, plantas vegetales, estiércol, etc.) en ausencia de aire. El gas obtenido
así, se le denomina biogás. Este gas es una fuente de energía alternativa que se puede
utilizar en hornos, estufas, secadores, calderas, u otros sistemas de combustión a gas.
Química cuantitativa I
44
1.3 Fórmulas químicas
La química al igual que otras ciencias tiene un lenguaje común y universal, en él se utilizan
símbolos y signos que permiten formular y dar nombre a las sustancias en cualquier parte del
mundo.
(s)
Fe
Hg
Ag
→
Al
(ac)
→
→
Co
(g)
S
Una fórmula química expresa macroscópicamente el tipo de elementos que constituyen la sustancia y submicroscópicamente, la proporción numérica que existe entre cada tipo de átomo,
en todas las partículas o celdas unitarias de una sustancia.
Por ejemplo, la fórmula NaCl, representa al compuesto cloruro de sodio, pero también a la
celda unitaria del cloruro de sodio. Ésta nos indica que los elementos que la componen son el
sodio y el cloro. Así como la proporción en que se encuentran los átomos, 1:1, es decir un átomo
de sodio por cada átomo de cloro.
NaCl
Nivel macroscópico
Nivel simbólico
Nivel submicroscópico
De la misma manera, la fórmula H2O representa tanto al compuesto, como a la molécula de
agua. Macroscópicamente indica que los elementos que la componen son el hidrógeno y el
oxígeno, cuyos átomos se encuentran en una proporción de 2:1, es decir dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno.
H 2O
Nivel macroscópico
Nivel simbólico
Nivel submicroscópico
45
Conceptos básicos de estequiometría
Características de una fórmula química
Una fórmula química está constituida por símbolos químicos, subíndices y coeficientes.
Símbolos químicos
Coeficiente
3 Na3PO4
Subíndices
El símbolo químico sirve para representar tanto al elemento como al átomo presentes en un
compuesto, molécula o unidad fórmula.

→
→

→
3 Na3 P O4
Los subíndices representan el número de átomos presentes en una molécula o unidad fórmula
del compuesto. Se escriben siempre en la parte inferior derecha del símbolo químico.
→
→
→
3 Na3 P O4
Los coeficientes indican el número de moléculas o unidades fórmula; así como también el número
de mol presentes de la sustancia.
→
3 Na3 P O4
La cuantificación o conteo correcto de los átomos a partir de una fórmula, es importante en la
realización del balanceo de una ecuación química. Por ejemplo, en la fórmula del fosfato de
sodio, existen:
Elemento
Número de átomos
Na
9 átomos de sodio
P
3 átomos de fósforo
O
12 átomos de oxígeno
¿Qué representa la fórmula química, 3 Na3PO4?
1. Macroscópicamente podemos decir que el fosfato de sodio es una sustancia compuesta que
se forma por la combinación de las sustancias elementales, sodio, fósforo y oxígeno.
2. Que desde el punto de vista submicroscópico tiene una proporción atómica 3:1:4
3. El coeficiente tres, indica macroscópicamente la presencia de tres mol de fosfato de sodio
y submicroscópicamente tres celdas unitarias (unidades fórmula) de fosfato de sodio.
Química cuantitativa I
46
Actividad 1.13 En forma individual o colaborativa determina el número
relativo de átomos en las siguientes fórmulas químicas.
Fórmula
Nombre
Número de átomos
Fe2(CO3)3
Carbonato de hierro (III)
Fe:
C:
O:
Pb(NO3)4
Nitrato de plomo (IV)
Pb:
N:
O:
Na3BO3
Borato de sodio
Na:
B:
O:
2Fe2(SO4)3
Sulfato de hierro (III)
Fe:
S:
O:
KClO3
Clorato de potasio
K:
Cl:
O:
3H3PO4
Ácido fosfórico
H:
P:
O:
HClO4
Ácido perclórico
H:
Cl:
O:
Actividad 1.14 En forma individual expresa qué información te sugieren las
siguientes fórmulas químicas desde un punto de vista macroscópico y
submicroscópico.
Fórmula
2 Fe2(SO4)3
Sulfato férrico
3 H3PO4
Ácido fosfórico
Pb(NO3)4
Nitrato plúmbico
Punto de vista macroscópico
Punto de vista submicroscópico
La presencia de dos mol de sulfato
férrico.
Que el sulfato férrico lo constituyen
los elementos: hierro, azufre y
oxígeno.
La presencia de dos unidades fórmula de sulfato férrico.
Cada unidad fórmula contiene dos
átomos de hierro, tres de azufre y
doce de oxígeno.
47
Conceptos básicos de estequiometría
1.4 Composición porcentual de las sustancias: Ley de las proporciones definidas
Las leyes cuantitativas de la química son enunciados que sintetizan hechos experimentales
relacionados con el comportamiento de la materia. Desde el siglo XVIII científicos como Antoine
Laurent Lavoisier, Joseph Louis Proust, John Dalton, Jeremías Benjamín Richter, Joseph GayLussac, Amadeo Avogadro, entre otros, establecieron estas leyes.
Leyes cuantitativas
Ponderales
Volumétricas
Ley de la conservación
de la masa
A. L. Lavoisier
Ley de las combinaciones
volumétricas
Ley de las proporciones
definidas
J. L. Proust
J.Gay-Lussac
Ley de las proporciones
múltiples
J. Dalton
Ley de las proporciones
recíprocas
J. B. Richter
Ley de Avogadro
A. Avogadro
¿Sabías qué ... la palabra ponderal se deriva del latín ponderere que significa ponderar,
pesar con la balanza o determinar un peso. Esta palabra por tanto, está referida a la
determinación de las masas de las sustancias que participan en una reacción química.
Ley de las proporciones definidas o constantes
Esta ley fue postulada en 1799 por Joseph Louis Proust (químico francés). Su presentación fue
producto de las investigaciones sobre el análisis elemental de una gran cantidad de compuestos.
Uno de estos experimentos fue la descomposición térmica del carbonato de cobre (CuCO3), cuyo análisis arrojó que la proporción de
los elementos era siempre de 5.3 partes de cobre, 1 de carbono y 4
de oxígeno, sin importar de donde hubiera sido obtenida la muestra.
Elemento Masa atómica No. de átomos Masa total
Proporción
Cu
63.55
1
63.55
63.55/12.01= 5.3
C
12.01
1
12.01
12.01/12.01= 1
O
16.00
3
48
48 /12.01= 4
Joseph Louis Proust (1754-1826)
Química cuantitativa I
48
Los resultados obtenidos en éste y otros experimentos, lo llevaron a concluir:
Un compuesto químico específico contiene siempre los mismos elementos en proporciones idénticas, sin importar su origen y quien lo haya preparado.
En otro sentido:
Cuando dos o más elementos se combinan para producir un determinado compuesto,
siempre lo hacen en las mismas proporciones de masa, es decir, estas son siempre iguales, definidas y constantes.
Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal,
esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento en el compuesto.
Como todos los compuestos existentes siempre tendrán las mismas proporciones de sus
componentes, la ley de Proust puede también enunciarse de la siguiente manera:
La composición centesimal de toda sustancia siempre es constante
La proporción en masa que guardan los elementos en un compuesto, se puede expresar en
partes, gramos, mol o porcentajes. Para el caso del carbonato de cobre (CuCO3) se expresaría
de la siguiente manera:
Proporción en:
Elemento Partes Gramos
Porcentaje
Composición centesimal
Cu
5.3
5.3
63.55/123.56= 51.43%
0.5143
C
1
1
12.01/123.56=9.72%
0.0972
O
4
4
48/123.56=38.84%
0.3884
Si se analiza la fórmula del CuCO3 la proporción en que se encuentran los átomos siempre es
1:1:3, es decir, se unen un átomo de cobre, uno de carbono y tres de oxígeno.
5 átomos de cobre
5 átomos de carbono
15 átomos de oxígeno
Ahora, si se unen 5 átomos de cobre, 5 átomos de carbono y 15 átomos de oxígeno, la proporción sigue siendo 1:1:3, y estos formarían 5 unidades fórmula de CuCO3.
Red cristalina del CuCO3
Malaquita: CuCO3 hidratado
5 unidades fórmula de CuCO3
Conceptos básicos de estequiometría
49
Actividad 1.15 Contesta en forma individual o colaborativa las siguientes preguntas referidas a la ley de las proporciones definidas.
a) El agua se compone siempre de 88.8 % de oxígeno y 11.2% de hidrógeno. ¿Qué
ley explica esta composición?
b) ¿Cuál es la proporción en masa a la que se combina el sodio y el cloro para
formar el cloruro de sodio, NaCl?
c) El ácido nítrico es uno de los ácidos inorgánicos más importantes, actúa como
agente oxidante poderoso. Calcule la composición porcentual en masa del HNO3.
d) El ácido fosfórico es el responsable del sabor ácido de los refrescos, cuya función
es la de evitar el desarrollo microbiano. Calcule la composición porcentual en masa
del H3PO4.
e) El ácido bórico tiene propiedades antisépticas, que lo hacen una sustancia idónea
para el lavado de ojos. Industrialmente se usa en la fabricación de vidrio
térmicamente resistente, denominado vidrio borosilicato (vidrio Pyrex). Calcule la
composición porcentual en masa del H3BO3.
f) ¿Cuál es la masa de oxígeno que se combina con 1 g de calcio para formar el
óxido de calcio, CaO?
Química cuantitativa I
50
g) El bicarbonato de sodio es una base débil que se utiliza como antiácido estomacal en el hogar; cuando se encuentra decahidratado su fórmula es NaHCO3.10 H2O.
Determina la composición porcentual de cada elemento en el compuesto
decahidratado y el porcentaje correspondiente al agua de hidratación.
h) La urea, NH2.CO.NH2, el nitrato de amonio, NH4NO3, la guanidina, NH2.CNH.NH2
y el amoníaco, NH3 se utilizan como fertilizantes por el aporte de nitrógeno al suelo.
¿Cuál de los compuestos anteriores representa una mejor fuente de nitrógeno, de
acuerdo a su composición porcentual en masa?
Conozca más..
De manera experimental en el laboratorio se puede determinar la composición porcentual, conociendo las masas de los elementos que se combinan para formar un
compuesto. Por ejemplo, si al entrar en combustión 1
gramo de magnesio con 0.664 gramos de oxígeno para
formar 1.664 gramos de óxido de magnesio. ¿Cuál será
la composición porcentual del óxido de magnesio?
Procedimiento
a) Es necesario conocer la masa total del producto.
1 g de Mg + 0.664 g de O = 1.664 g de MgO
b) Para determinar la composición porcentual, se puede plantear una regla de tres.
Porcentaje del magnesio
1.664 g de MgO
1g de Mg
Porcentaje del oxígeno
100%
X%
X= 60.09%
1.664 g de MgO
0.664 g de O
100%
X%
X= 39.90%
c) ¿Cuál será su fórmula empírica?
Elemento
% Masa atómica Relación atómica
Mg
60.09
24.31
O
39.90
16
Fórmula empírica= MgO
60.09/24.31= 2.471
39.90/16= 2.49
Relación atómica
2.471/2.471= 1
2.49/2.471= 1
51
Conceptos básicos de estequiometría
1.5 Determinación de fórmulas químicas
En esta unidad se ha estudiado qué es una fórmula química, cuáles son sus componentes y qué
información puede expresar cada una de ellas. Se ha aprendido a determinar la composición
porcentual de cada elemento a partir de la fórmula química. Ahora, lo haremos a la inversa, a
partir de la composición porcentual determinaremos la fórmula química.
Es importante señalar que existen diversos tipos de fórmulas químicas, pero aquí sólo revisaremos la fórmula empírica y la molecular.
1.5.1 Fórmula empírica o mínima
La fórmula empírica se denomina también fórmula mínima, ya que expresa la relación más
sencilla o mínima entre los elementos que constituyen un compuesto.
¿Cómo determinarla?
a) Se necesita conocer la composición porcentual o la masa de cada elemento que constituye
al compuesto.
El análisis químico nos permite determinar experimentalmente los porcentajes de cada
elemento en un compuesto.
Por ejemplo, supongamos que se determinó experimentalmente la composición porcentual de
un compuesto: O= 40.0%; H= 2.52% y Na= 57.48%
b) El porcentaje o la masa de cada elemento se divide entre su respectiva masa atómica. Esto
se realiza con el único propósito de obtener las relaciones atómicas.
O= 40.0 = 2.5
16
H= 2.52 = 2.5
1.008
Na= 57.48 = 2.5
22.99
c) Los valores obtenidos corresponden a la mínima relación de combinación entre los átomos
de los elementos. Para obtener números enteros, se divide cada valor entre el valor más
pequeño.
O= 2.5 = 1
2.5
H= 2.5 = 1
2.5
Na= 2.5
2.5
=1
d) Los números obtenidos expresan la mínima relación entre los átomos de los elementos y se
colocan como subíndices para construir la fórmula empírica.
Fórmula empírica
NaOH
Sosa cáustica o hidróxido de sodio
Química cuantitativa I
52
Actividad 1.16 Determina en forma individual o colectiva, la fórmula
empírica a partir de la composición porcentual o molar en las siguientes preguntas.
a) El ácido láctico, se forma en el cuerpo durante la actividad muscular, debido a la
oxidación de la glucosa. Esto provoca que al realizarse ejercicio fuerte por primera
vez, el músculo se endurezca y provoque dolor muscular. El análisis de una muestra
de ácido láctico reveló que contenía: C= 40.0% ; H = 6.71% y O = 53.29%. ¿Cuál es
su fórmula empírica?
Elemento
%
masa atómica Relación atómica Relación atómica
%/masa atómica
No. entero
C
40
12.01
40/12.01= 3.33
3.33/3.33= 1
1
H
6.71
1.008
6.71/1.008= 6.66
6.66/3.33= 2
2
O
53.29
16
53.29/16= 3.33
3.33/3.33=1
1
Fórmula empírica= CH2O
b) La alta temperatura que se alcanza dentro del pistón en un motor de combustión
interna, provoca una reacción entre el nitrógeno y el oxígeno que constituyen el aire,
formando los óxidos de nitrógeno como subproductos de la combustión. Uno de
estos óxidos se compone de N=30.45% y O=69.55%.¿Cuál es la fórmula empírica
de este compuesto?
Elemento
%
masa atómica Relación atómica Relación atómica
%/masa atómica
No. entero
Fórmula empírica=
c) El primer anestésico local efectivo e inyectable, empleado inicialmente a finales
del siglo XIX, fue la cocaína. Después de un tiempo se descubrió que su uso producía
dependencia física o adicción y desórdenes mentales. El análisis cuantitativo de
ésta droga reveló que contenía: C=67.305%; H=6.978%; O=21.097%; N=4.618%.
¿Cuál es la fórmula empírica de la cocaína?
Elemento
%
Fórmula empírica=
masa atómica Relación atómica Relación atómica
%/masa atómica
No. entero
53
Conceptos básicos de estequiometría
d) El yeso es un compuesto que se utiliza bastante en la construcción y en odontología para elaborar moldes de dentaduras. ¿Cuál será la fórmula empírica del yeso,
si su composición porcentual es: Ca= 29.44%; S= 23.55% y O= 47.01%?
Elemento
%
masa atómica Relación atómica Relación atómica
%/masa atómica
No. entero
Fórmula empírica=
e) El dicromato de potasio es un agente oxidante fuerte, fue utilizado en los
alcoholímetros, donde oxida al etanol del aire expirado a aldehído, y posteriormente a ácido acético. ¿Cuál será la fórmula empírica del dicromato de potasio si la
composición porcentual de los elementos que lo constituyen son: K= 26.58%; Cr=
35.35% y O= 38.07%?
Elemento
%
masa atómica Relación atómica Relación atómica
%/masa atómica
No. entero
Fórmula empírica=
f) Si los únicos productos del análisis de un compuesto fueron 0.5 mol de átomos
de carbono y 0.75 mol de átomos de hidrógeno, ¿cuál será la fórmula empírica de
este compuesto?
Elemento Relación molar
Relación atómica
No. entero
Fórmula empírica=
g) Un óxido del elemento A contiene 79.88 % de A. Si el elemento A es 3.78 veces
más pesado que el átomo de oxígeno, ¿cuál será la fórmula del óxido?
Elemento
%
masa atómica Relación atómica Relación atómica
%/masa atómica
Fórmula empírica=
No. entero
Química cuantitativa I
54
Fórmula molecular, real o verdadera
Son tres los nombres que se utilizan para denominar este tipo de fórmula: molecular, real o
verdadera. Sin embargo, tradicionalmente se ha utilizado el término fórmula molecular. Para
compuestos moleculares, el término fórmula molecular es correcto, dado que se encuentra constituido por moléculas. Pero, ¿qué término utilizar cuando el compuesto es iónico? Consideramos que lo correcto debe ser, utilizar el término fórmula real o verdadera, ya que se puede usar
de manera indistinta.
La fórmula molecular, real o verdadera indica el número real de átomos
presentes en la molécula o celda unitaria
En ocasiones la fórmula real es igual a la fórmula empírica, o a un múltiplo de ella. ¿Cómo
determinar la fórmula real de un compuesto? Para hacerlo, es necesario conocer tanto su fórmula empírica como su masa molecular o masa fórmula.
Como la fórmula real de un compuesto es igual a la fórmula empírica o a un múltiplo entero de la
misma, entonces:
(Fórmula empírica) n = Masa molecular o masa fórmula
De donde despejamos n:
n=
Masa molecular o masa fórmula
Masa de la fórmula empírica
n es el número que muestra cuántas veces la fórmula empírica está contenida en la fórmula real.
Los subíndices de la fórmula real se obtienen al multiplicar por n los subíndices de la fórmula
empírica.
Por ejemplo, si el benceno tiene fórmula empírica CH y una masa molecular de 78.108 uma,
¿cuál es su fórmula molecular o fórmula real?
(Fórmula empírica) n = Masa molecular o masa fórmula
(CH)n=78.108
78.108
CH
n=
n=
78.108
78.108
=
(12.01+1.008) 13.018
n=6
La fórmula real del benceno es: (CH)n= (CH)6=C6H6
Conceptos básicos de estequiometría
55
Actividad 1.17 Determina en forma individual o colectiva, la fórmula
molecular, real o verdadera a partir de la fórmula empírica en las siguientes preguntas.
a) La glucosa es un monosacárido cuyo nombre común es dextrosa. Es un
componente de los sueros fisiológicos y uno de los productos del metabolismo de
los carbohidratos. Si su masa molecular es de 180.156 uma y su fórmula empírica
es CH2O. ¿Cuál será su fórmula molecular?
b) El etilenglicol es un compuesto que se utiliza en mezclas anticongelantes y tiene
una masa molecular de 62.068 uma. ¿Cuál será su fórmula molecular, si la fórmula
empírica del etilenglicol es CH3O ?
c) Se sometió a calentamiento una muestra de 5.65 g de hierro en polvo, en presencia de oxígeno. Al reaccionar completamente el hierro, la masa del compuesto
obtenido fue de 8.0779 g. ¿Cuál es su fórmula empírica y fórmula real, si la masa
fórmula del compuesto es de 159.7 uma?
d) El glutamato es un aminoácido que está presente en todos los alimentos que
contienen proteínas tales como el queso, leche, hongos, carne, pescado y verduras. El glutamato monosódico es la sal sódica del glutamato que se utiliza para
resaltar el sabor de los alimentos en la comida china. Utilizado en exceso provoca
lo que se ha dado en llamar el «síndrome del restaurante chino», cuyos malestares
son similares a los de un infarto. Una muestra de 17.5 g de glutamato contiene 6.2
g de C; 0.8 g de H; 6.6 g de O;1.5 g de N y el resto de sodio. Determina la composición porcentual, la fórmula empírica y la fórmula real de este compuesto si su
masa molar es de 169 g/mol.
56
Química cuantitativa I
e) El teflón es un material inerte e impermeable utilizado como aislante eléctrico,
pero su cualidad más conocida es la antiadherencia. El análisis del monómero de
este material reveló que contenía 24.02% de C y 75.98% de F. Determina su fórmula
empírica y su fórmula real, si su masa molecular es 100.02 uma?
Conceptos básicos de estequiometría
57
Cuestionario de la primera unidad
Conceptos básicos de estequiometría
I. Contesta el siguiente crucigrama:
Horizontales
1. El volumen ocupado por un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y
temperatura se denomina ...
3. A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura,
tendrán el mismo número de moléculas, esta hipótesis fue planteada por...
7. Representación cualitativa y cuantitativa de un compuesto.
9. Masa en gramos de un mol de partículas.
10. Fórmula que indica el número real de átomos en una molécula o celda unitaria.
Verticales
2. Masa de un átomo expresada en uma.
4. La ley de las proporciones definidas o constantes fue planteada por ...
5. Número que se escribe en la parte inferior derecha del símbolo del elemento y que indica el
número de átomos en una molécula o celda unitaria.
6. Fórmula que expresa la relación más sencilla entre los elementos de un compuesto.
8. La unidad fundamental del sistema internacional de unidades de la magnitud cantidad de
sustancia.
58
Química cuantitativa I
II. Conversiones: masa-mol-partículas-volumen
1. ¿Qué cantidad contiene mayor número de átomos?
a) 0.5 mol de SO2.
b) 14 g de N2.
c) 67.2 Litros de He (en condiciones normales.).
d) 4 g de H2.
2 ¿Cuántos mol de cloro estárán contenidos en 100g de cloro gaseoso (Cl2)?
a) 100
b) 0.355
c) 1.41
d) 2.82
3. ¿Cuál es la unidad fundamental del SI usada para la magnitud «cantidad de sustancia»?
a) mol
b) kelvin
c) kilogramo
d) metro
4. Si la masa atómica del Ti es igual a 47.9 uma, podemos afirmar que un mol de Ti equivale a:
a) 47.9 átomos.
b) 47.9 g.
c) 6.23 x 1032 g.
d) 47.9 kg
5. Si disponemos de 10 g de amoníaco, NH3 y eliminamos 1 x1023 moléculas de NH3, ¿cuánto
amoníaco en gramos quedará aproximadamente?
a) 3.52 mol
b) 3.53 x1023 moléculas
c) 7.17 g
d)1.68 moles de NH3
6. Indica cuál de los siguientes enunciados es correcto:
a) Cuando combinamos un mol de H2 con un mol de N2 se forman 2/3 de mol de amoníaco.
b) Un átomo de plata pesa 108 g.
c) El peso de una molécula de agua es 1.08 x1021 g
d) En una reacción química se conservan siempre los mol, pero no necesariamente los átomos.
7. El tetrahidrocanabinol (THC), es el principio activo de la mariguana. Para producir intoxicación
se requiere un mínimo de 25 microgramos de THC. La fórmula molecular es: C21H30O2.
a) ¿Cuántos mol de THC representa 25 µ g?
b) ¿Cuántas moléculas de THC existen en 25 µg?
8. La magnetita, Fe3O4, es un importante mineral de hierro. Según estudios revelan que diferentes
animales (abejas, moluscos, palomas, etc.) la usan para orientarse en el campo magnético de
la tierra. Por ejemplo, las palomas tienen en el pico granos de magnetita que les permite
orientarse. Calcula las toneladas de hierro que se pueden obtener a partir de 5x106 kilogramos
de este mineral.
59
Conceptos básicos de estequiometría
III. Composición porcentual, fórmula empírica y real
1. ¿Cuál es la masa de calcio que se puede obtener a partir de 1 kilogramo de caliza (CaCO3),
si ésta se encuentra con una pureza de 50%?
a) 0.05 kg
b) 0.5 kg
c) 0.2 kg
d) 0.4 kg
2. El análisis de un compuesto covalente mostró que contenía 14.4 % de hidrógeno y 85.6% de
carbono en masa. ¿Cuál es la fórmula empírica y real de este compuesto, si su masa molecular
es de 56.104 uma?
Fórmula empírica
Fórmula real
a.
CH
C2H2
b.
C2H3
C4H6
c.
CH3
C3H9
d.
CH2
C4H8
3. El nitrógeno forma una serie de compuestos con el oxígeno, analiza los siguientes datos y
determina la fórmula empírica de cada uno de ellos. De acuerdo con los resultados que se
obtengan contesta la opción correcta.
Gramos de cada elemento en el compuesto
Elemento
A
B
C
D
E
N
0.45
0.25
1.00
2.00
1.25
O
0.257
0.286
1.73
4.58
3.57
Se puede afirmar que:
a) A, B, C y D son el mismo compuesto.
b) Todos los compuestos son distintos.
c) D y E son el mismo compuesto.
d) B y C son el mismo compuesto.
4. Un compuesto contiene azufre, oxígeno y cloro. El análisis de una muestra reveló que contenía
26.95% de azufre, 59.61% de cloro. Determina la fórmula empírica para este compuesto.
a. SOCl2
b. SO2Cl2
c. SO2Cl
d. SOCl
Química cuantitativa I
60
5. Dos elementos gaseosos A y B se combinan para formar dos compuestos distintos C y D,
también gaseosos. Al medir los volúmenes de cada uno de ellos (a la misma P y T) se encontró que 2 L de A reaccionan con 1 L de B para formar 2L de C; mientras que 2L de A reaccionan con 3L de B para formar 2L de D. Señale las fórmulas moleculares de C y D:
a) C = AB2, D = A3B2
b) C = AB2, D = A2B3
c) C = A2B, D = A3B2
d) C = A2B, D = A2B3
6. Si los elementos gaseosos A y B están constituidos por moléculas diatómicas, ¿cuál será
la ecuación que representa la formación del compuesto C, de la pregunta anterior?
a) A2 + B2
2 AB
b) 2 A2 + B2
2 A2B
c) A2 + 2 B2
2 AB2
d) 2 A2 + 3 B2
2 A2B3
7. Si los elementos gaseosos A y B están constituidos por moléculas diatómicas, ¿Cuál será
la ecuación que representa la formación del compuesto D?
a) A2 + B2
2 AB
b) 2 A2 + B2
2 A2B
c) A2 + 2 B2
2 AB2
d) 2 A2 + 3 B2
2 A2B3
8. Un plástico que se utiliza para hacer tarjetas de crédito, tuberías para drenaje y revestimiento
para exteriores de las casas, es el PVC (cloruro de polivinilo). Su composición porcentual es
:C=38.40%; H=4.8% y Cl=56.80%. ¿Cuál es su fórmula empírica?
Conceptos básicos de estequiometría
61
9. El nutrasweet, es un edulcorante bajo en calorías que contiene aspartame, el cual es utilizado en diversos productos alimenticios light. La fórmula molecular del aspartame es:
C14H18N2O5.
a) Calcula la masa molar
b) ¿Cuántos mol de aspartame hay en un miligramo?
c) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en un miligramo?
10. Suponga que el cuerpo humano promedio pesa 58 kg. Considera que un 75% de la masa
corporal corresponde al agua.
a) ¿Cuántos mol de agua tiene un cuerpo humano?
b) ¿Cuántas moléculas son?
11. Una muestra de uranio de 2.5 gramos se calentó en presencia de aire. El óxido resultante
fue de 2.949 gramos. Determina la fórmula empírica del óxido de uranio.
12. Un compuesto de fórmula empírica NaCO2, tiene masa fórmula de 134 g/mol. Calcula la
fórmula verdadera.
13. El olor característico del ajo se debe a una sustancia llamada alicina. El análisis de este
compuesto reporta la siguiente composición porcentual: C=44.44%; H=6.21%; S=39.5% y
O=9.86%. Al determinar su masa molar se encontró que es igual 162 g/mol. ¿Cuál es la fórmula
empírica y molecular de este compuesto?
14.Determina el % en masa de hierro que hay en el FeCl3.6H2O, cloruro férrico hexahidratado.
Nomenclatura de química inorgánica
Unidad II
Nomenclatura de química
inorgánica
63
64
Química cuantitativa I
Nomenclatura de química inorgánica
65
Nomenclatura de química inorgánica
Propósito de la unidad
Desarrollar la habilidad en la escritura y nomenclatura de las sustancias inorgánicas, buscando
relacionar los tres niveles de representación: simbólico, macroscópico y submicroscópico, para
el logro de una mejor comprensión de la química y su vinculación con la vida cotidiana.
Introducción
Conocer y aprender el lenguaje de la química nos permitirá desarrollar la habilidad para escribir
símbolos, fórmulas y ecuaciones, así como dar nombre a las sustancias que más utilizamos en
la vida cotidiana. Sin embargo, nuestro propósito busca ir más allá, que además seamos
capaces de comprender y explicar los hechos y fenómenos que ocurren en nuestro entorno,
utilizando los tres niveles de representación de la química.
2.1 Tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos
Cuando en la química no existían reglas para dar nombres a las sustancias, se utilizó un conjunto de nombres triviales o comunes que en la actualidad algunos se siguen utilizando. Así, para
el óxido de calcio, su nombre común es el de cal. De la misma forma, el nombre común del
hidróxido de sodio es el de sosa cáustica o el de yeso para el sulfato de calcio.
Los primeros en presentar un sistema de nomenclatura que permitiera escribir el nombre a partir de la fórmula o viceversa, fueron
Guyton de Morveau, Antoine Laurent Lavoisier, Claude Louis
Berthollet y Antoine Fourcroy en 1787, al cual titularon Méthode de
nomenclature chimique. En él se proponían nombres binarios para
las sustancias compuestas, en los que se utilizaban las raíces de
los nombres de las sustancias elementales para indicar su composición química.
Fig.2.1
Méthode
de
nomenclature chimique publicado en 1787 por Morveau,
Lavoisier, Berthollet y Fourcroy.
Fig.2.2 Nomenclatura química que surgió a
partir de la publicación del Méthode de
nomenclature chimique.
Química cuantitativa I
66
Actualmente se utilizan diferentes sistemas de nomenclatura, la tradicional o común, la sistemática
o del prefijo multiplicativo y la de Stock (estas dos últimas recomendadas por la IUPAC), que
permiten determinar el nombre o la fórmula de la sustancia a partir de su composición química.
Nomenclatura común
La nomenclatura común también se conoce como nomenclatura clásica o tradicional, en ella se
utilizan prefijos y sufijos.
a) Cuando el elemento metálico presenta dos números de oxidación diferentes o forma dos
cationes de carga distinta, se utilizan los sufijos oso e ico. El sufijo oso se utiliza para el catión
que tiene la carga menor e ico para el de carga mayor. Por ejemplo:
Fe2+
Fe3+
Catión
ion ferroso
ion férrico
Cu1+
Cu2+
ion cuproso Au1+
ion cúprico Au3+
Nombre del catión
Nombre sistemático
Nombre común
Cu +
ion cobre (I)
ion cuproso
Cu2+
ion cobre (II)
ion cúprico
Fe 2+
ion hierro(II)
ion ferroso
Fe 3+
ion hierro(III)
ion férrico
Zn2+
ion zinc
Au +
ion oro (I)
ion auroso
Au3+
ion oro (III)
ion áurico
Co2+
ion cobalto (II)
ion cobaltoso
Co3+
ion cobalto (III)
ion cobáltico
* Hg2 2+
ion mercurio (I)
ion mercuroso (un dímero)
Hg2+
ion mercurio(II)
ion mercúrico
Ag +
ion plata
Sn2+
ion estaño (II)
ion estannoso
Sn4+
ion estaño (IV)
ion estánnico
Pb2+
ion plomo (II)
ion plumboso
Pb4+
ion plomo (IV)
ion plúmbico
Al3+
ion aluminio
Ca2+
ion calcio
2+
Mg
ion magnesio
K+
ion potasio
* Obsérvese que los iones mercurio (I) siempre se enlazan para formar Hg2 2+
ion auroso
ion áurico
¿Sabías que ... un ion, es un
átomo o grupo de átomos que
ha ganado o perdido electrones
y que por tanto, presenta carga eléctrica?
¿Sabías qué … la palabra ion o
ión proviene del griego ion,
participio presente de ienai que
significa «ir»? De ahí que se diga
que ion es «el que va». Los iones
positivos se denominan cationes
(porque son atraídos por el
cátodo) y los iones negativos se
denominan aniones (porque son
atraídos por el ánodo).
¿Sabías qué … la palabra ánodo
proviene del griego (odos: camino,
vía y ana: elevación, hacia arriba)
y significa «el camino hacia
arriba» y la palabra cátodo del
griego (kata: abajo, de arriba para
abajo, a través) y significa «el
camino hacia abajo»?
¿Sabías qué ...los iones son
esenciales para la vida y que algunos de ellos juegan un papel
importante en los procesos que
se realizan en las membranas celulares, como el sodio (Na+),
potasio (K+) y el calcio (Ca2+)?
Tabla 2.1 Los iones monoatómicos
de algunos elementos de transición
y representativos.
67
Nomenclatura de química inorgánica
b) Cuando el elemento no metálico tiene más de dos números de oxidación se utilizan los
siguientes prefijos y sufijos.
No. de oxidación
Prefijo
+1
+2
+3
+4
oso
+5
+6
ico
Hipo
Por ejemplo:
IVA
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
VA
anhídrido hipocloroso
anhídrido cloroso
anhídrido clórico
anhídrido perclórico
VIA
B+1,+3 C+2,+4,-4 N+1,+3,+5,-3 O-2
Si+2,+4,-4 P+1,+3,+5,-3 S+2,+4,+6,-2
VIIA
F-1
Cl+1,+3,+5,+7,-1
As+1,+3,+5,-3 Se+2,+4,+6,-2 Br+1,+3,+5,+7,-1
Te+2,+4,+6,-2
oso
ico
Per
+7
IIIA
Sufijo
I+1,+3,+5,+7,-1
Tabla 2.2. Números de oxidación positivos y negativos de los elementos no metálicos y anfotéricos.
¿Sabías qué ... el número de oxidación (también llamado estado de oxidación) es un
número entero, positivo o negativo, que se asigna a cada elemento presente en un compuesto y se refiere, al número de cargas aparentes que tendría un átomo en una molécula
(o compuesto iónico), si los electrones fueran transferidos completamente.
Nomenclatura sistemática
La nomenclatura de Stock y la del prefijo multiplicativo son tipos de nomenclatura propuestas
por la IUPAC, ambas son sistemáticas, porque hacen uso de un conjunto de reglas sistematizadas
para nombrar o escribir las fórmulas de las sustancias.
a) Nomenclatura Stock
El sistema o método Stock se denomina así, en honor al químico alemán Alfred Stock (18761946).
Esta nomenclatura se utiliza cuando el elemento tiene más de un número de oxidación. La regla
consiste en colocar después del nombre de la función química, el estado de oxidación del elemento en número romano y entre paréntesis.
FeO óxido de hierro (II)
Cl2O3 óxido de cloro (III)
CuOH hidróxido de cobre (I)
N2O5 óxido de nitrógeno (V)
Química cuantitativa I
68
b) Nomenclatura del prefijo multiplicativo
Esta nomenclatura también se conoce como sistemática o nomenclatura descriptiva, porque
describe la proporción de átomos de cada elemento presentes en la molécula.
Para dar nombre a las sustancias se utilizan prefijos numéricos, como mono, di, tri, tetra, penta,
hexa, etc.
Compuesto
N.común
Cl2O
anhídrido hipocloroso
N. Stock
óxido de cloro (I)
N. sistemática
monóxido de dicloro
Cl2O3
anhídrido cloroso
óxido de cloro (III)
trióxido de dicloro
Cl2O5
anhídrido clórico
óxido de cloro (V)
pentóxido de dicloro
Cl2O7
anhídrido perclórico
óxido de cloro (VII)
heptóxido de dicloro
2.2 Nomenclatura de compuestos iónicos
Los compuestos iónicos están constituidos por cationes y aniones. A excepción del ion amonio
(NH4+), todos los cationes se derivan de átomos metálicos. Los compuestos iónicos más simples
son los compuestos binarios (que están formados por dos elementos diferentes), los cuales se
forman de la unión química de un metal con un no metal, ejemplo de ello, son las sales haloideas,
los hidruros y los óxidos de cualquier catión metálico. Sin embargo, existen compuestos iónicos
ternarios y cuaternarios como los hidróxidos, las oxisales y algunas sales haloideas.
Es necesario precisar, que la nomenclatura binaria, parte del supuesto que todas las sustancias
están constituidas por una parte positiva y otra negativa, asi sean compuestos binarios, ternarios
o cuaternarios. En este apartado revisaremos la nomenclatura de cada uno de estos tipos de
compuestos iónicos.
Nomenclatura de óxidos básicos o metálicos
Los óxidos básicos o metálicos, son compuestos iónicos binarios que resultan de la combinación de un metal con el oxígeno. Por ejemplo, el óxido de sodio
Nivel macroscópico
Nivel
submicroscópico
Na
Na
Na
Na
+ O O
Nivel
simbólico
Na +
O
Na+
Na +
O
Na +
2-
2-
Óxido de sodio
69
Nomenclatura de química inorgánica
+
Nivel submicroscópico
Se denominan óxidos básicos porque al reaccionar con el agua forman hidróxidos o bases, o
porque al reaccionar con los ácidos forman sales.
Hidróxido de sodio
Óxido de sodio
Nivel submicroscópico de la reacción de formación del hidróxido de sodio
+
Modelo de la red cristalina
del hidróxido de sodio
Para dar nombre a los óxidos básicos generalmente se utilizan dos tipos de nomenclatura. El
método de Stock y la nomenclatura común.
Actividad 2.1 Completa en forma individual o colaborativa la siguiente
tabla de óxidos, con la fórmula y nombre de cada uno de ellos, según
corresponda.
Catión
M+
Cu2+
Al3+
Na+
Mg2+
K+
O2-
Anión
O2-
Fórmula
CuO
Nombre Stock
Nombre común
Óxido de cobre (II)
Óxido cúprico
Química cuantitativa I
70
Catión
M+
Cu+
O2-
Anión
Fórmula
Nombre Stock
Nombre común
O2-
Fe3+
Li+
Hg2+
Ca2+
Actividad 2.2 En forma individual o colaborativa, escriba la fórmula
química de los siguientes óxidos básicos.
a) Óxido de estroncio
____________
f) Óxido auroso
____________
b) Óxido de bario
____________
g) Óxido cobáltico
____________
c) Óxido plumboso
____________
h) Óxido de estaño (IV) __________
d) Óxido niquélico
____________
i) Óxido de hierro (II) ____________
e) Óxido de cromo (VI)
____________
j) Óxido de plata
____________
Actividad 2.3 En forma individual o colaborativa, escriba el nombre
sistemático (Stock) y común de los siguientes óxidos básicos, donde
sea posible.
a) Cr2O3
_____________________________________________________________
b) FeO
_____________________________________________________________
c) PbO2
_____________________________________________________________
d) Au2O3
_____________________________________________________________
e) ZnO
_____________________________________________________________
f ) Rb2O
_____________________________________________________________
g) Cs2O
_____________________________________________________________
71
Nomenclatura de química inorgánica
Actividad 2.4 Completa en forma individual o colaborativa la siguiente
tabla de óxidos básicos, utilizando los tres tipos de nomenclatura donde
sea posible.
Fórmula
BeO
MgO
CaO
Nombre común
N. Stock y Sistemática
Usos
Se usa en los reactores atómicos
como regulador de temperatura.
En la fabricación de ladrillos refractarios (para hornos) e instrumentos
ópticos y en la fabricación de talco.
En la construcción y en la fabricación de acero y cemento. En el tratamiento de agua.
Al2O3
En la fabricación de abrasivos, refractarios, cerámica y gemas artificiales.
SnO2
En la obtención de Sn y sus compuestos.
Na2O2
Como blanqueador en la industria
textil.
GeO2
En la fabricación de transistores y
de vidrios que transmiten luz
infrarroja.
PbO
En la fabricación de acumuladores,
elaboración de cerámica y vidrio.
PbO2
Como cátodo en los acumuladores
(baterías de autos). Como agente
oxidante en la fabricación de cerillos
y pirotecnia.
HgO
En la elaboración de pintura marina y pigmentos para porcelana.
Como ánodo en las baterías de mercurio.
CrO2
Se utilizó en la elaboración de cintas magnéticas.
Cr2O3
En la fabricación de abrasivos, refractarios y semiconductores.
Como pigmento verde para colorear
el vidrio.
MnO2
TiO2
En la fabricación de acero. Como
componente de las pilas alcalinas,
pilas secas y en la fabricación de
pinturas para los textiles.
Como colorante en cerámica, en
pintura y laca blanca.
Química cuantitativa I
72
Nomenclatura de hidróxidos o bases
Los hidróxidos son compuestos iónicos ternarios, que resultan de la combinación de un óxido
básico con el agua, o de la combinación de un metal activo con el agua.
Ca
+
O H
2-
O
+
+
Ca
O H
H
_
Ca 2+
O H
_
Fig.2.4. Óxido de
calcio (Cal)
Óxido de calcio
Hidróxido de calcio
Para dar nombre a los hidróxidos se utilizan la nomenclatura común y la de Stock.
Actividad 2.5 En forma individual o colaborativa completa la siguiente
tabla combinando los cationes metálicos (M+) con el anión oxhidrilo
(OH-) para formar los hidróxidos y escribir la fórmula química y los
nombres correspondientes.
Catión
M+
Anión
(OH)-
Fórmula
Nombre Stock
Nombre común
Fe3+ (OH)-
Fe(OH)3
Hidróxido de hierro (III)
Hidróxido férrico
Hg2+
Li+
Pt2+
Fe2+
Ca2+
Pb4+
Au3+
Zn2+
K+
Sn2+
Pt4+
73
Nomenclatura de química inorgánica
Actividad 2.6 En forma individual o colaborativa, escriba la fórmula
química de los siguientes hidróxidos.
Nombre del hidróxido
Fórmula
Nombre del hidróxido
a) Hidróxido de cobalto (II)
b) Hidróxido cúprico
c) Hidróxido de níquel (III)
d) Hidróxido de plata
e) Hidróxido mercuroso
f) Hidróxido cuproso
g) Hidróxido de manganeso (IV)
h) Hidróxido de cadmio
i) Hidróxido de amonio
j) Hidróxido de magnesio
k) Hidróxido de platino (IV)
l) Hidróxido plumboso
m) Hidróxido de sodio
n) Hidróxido niquélico
o) Hidróxido cobáltico
p) Hidróxido de plomo (II)
q) Hidróxido de aluminio
r) Hidróxido de estaño (IV)
s) Hidróxido áurico
t) Hidróxido de berilio
u) Hidróxido de estroncio
v) Hidróxido de bario
Fórmula
Los hidróxidos son bases, pero debe quedar claro que no todas las bases son hidróxidos. Se
denominan así por la presencia del ion hidróxido (OH-) unido al ion metálico.
Los hidróxidos o bases son sustancias que en disolución acuosa presentan las siguientes características:
a) En solución acuosa muestran reacción básica, es decir, al disociarse liberan iones oxhidrilo (OH-).
b) Tiñen de azul el papel tornasol rojo.
c) Colorean de rosa fucsia al adicionarles fenolftaleína.
d) Su pH es superior a 7.
e) Tienen la capacidad de reaccionar vigorosamente con
los ácidos, dando como resultado sal y agua.
Fig. 2.5 Papel tornasol rojo y fenolftaleína
Química cuantitativa I
74
Actividad 2.7 Compruébalo tú mismo.
Propósitos
a) Realizar la reacción entre un óxido y el agua para formar un hidróxido.
b) Propiciar el espíritu investigativo y el trabajo cooperativo en los estudiantes.
¿Qué se necesita?
0.2 g de óxido de calcio (cal)
3 mL de agua
Pinzas para tubo de ensayo
Tubos de ensayo
Mechero
¿Cómo lo vamos a hacer?
Coloca en un tubo de ensaye 0.2 g de óxido de calcio, enseguida agrega 3 ml de agua y
agita vigorosamente hasta disolver, si es necesario calentar coloca unas pinzas para tubo
en la parte superior de éste y pasa suavemente el tubo por la llama del mechero. Después
añade unas gotas de fenolftaleína a la mezcla y observa lo que sucede.
a) ¿Qué observaste?
b) ¿Hubo reacción entre el óxido de calcio y el agua?
c) ¿Cuál es tu interpretación? ¿A qué atribuyes el cambio?
d) ¿Cuál es la función de la fenolftaleína?
e) Investiga la composición química de la fenolftaleína y explica por qué cambia de color y el
uso que le puedes dar a ésta sustancia en futuras investigaciones.
f) Realiza un reporte de tu actividad.
75
Nomenclatura de química inorgánica
Usos o aplicaciones de algunos hidróxidos en la vida cotidiana
El hidróxido de litio (LiOH), es un compuesto utilizado en la fabricación de jabón a base de litio,
para limpiar grasas. Fue utilizado para eliminar el CO2 en la cabina de la nave espacial Apolo,
ya que al reaccionar con éste, se forma carbonato de litio.
El hidróxido de sodio (NaOH) también se utiliza en la fabricación de jabón y como destapacaños
o quitacochambre en la cocina de los hogares y restaurantes.
El hidróxido de potasio (KOH) también se utiliza en la manufactura de jabones ligeros.
El hidróxido de calcio, Ca(OH)2, se utiliza en la construcción para hacer argamasa o mezcla,
utilizada en la construcción para la pega de ladrillos. También se utiliza en la nixtamalización del
maíz, para elaborar tortillas.
El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, se utiliza como antiácido
estomacal, laxante y para obtener Mg a partir de él. El hidróxido
de aluminio Al(OH)3, mezclado con el hidróxido de magnesio son
el principio activo del «Melox» utilizado como antiácido y
antiflatulento.
Fig. 2.6 Tabletas de melox
Nomenclatura de sales
Las sales son sustancias iónicas que se forman al reaccionar generalmente un ácido con una
base, produciéndose así una reacción de neutralización. Existen dos tipos de sales: binarias y
ternarias. Cuando la sal proviene de la reacción de un ácido binario (HF, HCl, HBr, HI, H2S), ésta
puede ser binaria o ternaria. Si la sal proviene de un ácido ternario (HCN, H2SO4, HNO3, H3PO4,
HClO, etc.), ésta puede ser ternaria o cuaternaria.
Nomenclatura de sales haloideas
Las sales haloideas mejor conocidas como haluros, son sales que se forman de la combinación de un hidrácido (binario o ternario) con una base. Estas sales no poseen oxígeno en su
composición. Al dar nombre a los haluros, éstos siempre llevarán la terminación uro.
Cloruro
de hidrógeno
Cloruro
de sodio
Hidróxido
de sodio
Grupo IVA(14) Grupo VA(15) Grupo VIA(16) Grupo VIIA(17)
C4-
Carburo N3-
Nitruro
F-
Fluoruro
Si4-
Siliciuro P3-
Fosfuro S2-
Sulfuro Cl-
Cloruro
Se2- Selenuro Br-
Bromuro
Te2- Telururo I-
Yoduro
Tabla 2.2 Aniones
monoatómicos según su
posición en la tabla periódica.
Química cuantitativa I
76
Actividad 2.8 Combina los cationes y aniones respectivos, construye
las fórmulas de las sales y asigna nombre común o de Stock a cada
una de las sales formadas y anótalos en la parte inferior de la tabla.
Anión
F-
Catión
Zn2+
K+
Sn2+
Cl-
N3-
S2-
P3-
Br -
CN-
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
Pt4+
Ni2+
Pb2+
Co3+
Fe2+
Na+
Sn4+
Pt2+
Mg2+
Ca2+
Au3+
1. _________________________________ 2. ___________________________________
3. _________________________________ 4. ___________________________________
5. _________________________________ 6. ___________________________________
7. _________________________________ 8. ___________________________________
9. _________________________________10. ___________________________________
11. ________________________________12. ___________________________________
13. ________________________________14. ___________________________________
15. ________________________________16. ___________________________________
17. ________________________________18. ___________________________________
19. ________________________________20. ___________________________________
Nomenclatura de química inorgánica
77
21. ________________________________22. __________________________________
23. ________________________________24. __________________________________
25. ________________________________26. __________________________________
27. ________________________________28. __________________________________
29.
31.
33.
35.
37.
39.
________________________________30.
________________________________32.
________________________________34.
________________________________36.
________________________________38.
________________________________40.
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
41. ________________________________42. __________________________________
43. ________________________________44. __________________________________
45. ________________________________46. __________________________________
47. ________________________________48. __________________________________
49. ________________________________ 50. ___________________________________
51. ________________________________52. __________________________________
53. ________________________________54. __________________________________
55. ________________________________56. __________________________________
57. ________________________________58. __________________________________
59.
61.
63.
65.
67.
69.
________________________________60.
________________________________62.
________________________________64.
________________________________66.
________________________________68.
________________________________70.
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
71. ________________________________72. __________________________________
73. ________________________________74. __________________________________
75. ________________________________76. __________________________________
77. ________________________________78. __________________________________
79. ________________________________ 80. ___________________________________
81.
83.
85.
87.
89.
________________________________82.
________________________________84.
________________________________86.
________________________________88.
________________________________90.
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
__________________________________
91. ________________________________92. __________________________________
93. ________________________________94. __________________________________
95. ________________________________96. __________________________________
Química cuantitativa I
78
97. ________________________________98. __________________________________
Actividad 2.9 En forma individual o colaborativa, escriba la fórmula o
el nombre de cada una de las siguientes sales, según corresponda.
a) Cianuro de bario _______________
n) Nitruro de potasio ________________
b) Bromuro de plata _______________
o) Fosfuro de berilio ________________
c) Yoduro de mercurio (II)____________
p) Cloruro de hierro (II) ______________
d) Fluoruro de hierro (III) ____________
q) Bromuro de niquel (II) _____________
e) Sulfuro de litio
r) Yoduro de cobre (II) _______________
_______________
f) Selenuro de berilio ______________
s) Fluoruro de oro (III) _______________
g) Carburo de sodio _______________
t) Sulfuro de cobre (I) _______________
h) SrCl2
____________________
u) CuS
_____________________
i) Ca(CN)2
____________________
v) PtBr4
_____________________
j) Ag2Se
____________________
w) K2Te
_____________________
k) Na3N
____________________
x) BaS
_____________________
l) AlCl3
____________________
y) SnCl4
_____________________
m) PbI2
____________________
z) PbBr4
_____________________
Nomenclatura para las oxisales
Las oxisales son sustancias que como su nombre lo indica, contienen oxígeno y se pueden
formar, al combinar un oxiácido con un hidróxido o un metal activo.
79
Nomenclatura de química inorgánica
Las oxisales pueden ser: neutras, ácidas, dobles y básicas.
Fórmula
CaSO4
Ca(HSO4)2
Ca Na2(SO4)2
Ca(OH)NO3
Tipo de oxisal
Oxisal neutra
Oxisal ácida
Oxisal doble
Oxisal básica
En nuestro caso se pondrá énfasis en las
oxisales neutras y sólo abordaremos algunas de
las otras oxisales de mayor uso en la vida cotidiana.
Para dar nombre a las oxisales es necesario aprender los nombres y fórmulas de los oxianiones
o radicales. Para ello, consideraremos las siguientes reglas:
1. La carga en el oxianión o radical será numéricamente igual al número de iones hidrógeno
que se sustituyen o liberan de la molécula del ácido.
2. Los nombres de los oxianiones se derivan del nombre del oxiácido que le da origen y cambian
las terminaciones oso e ico del ácido por ito y ato, respectivamente.
-
-
Así, el ion nitrito (NO2) se deriva del ácido nitroso, HNO2, y el ion nitrato (NO3) , del ácido
nítrico, HNO3.
NaNO3
Nitrato de sodio
Ca(NO3)2
Al(NO2)3
Nitrato de calcio
Nitrito de aluminio
3. Al dar nombre a las oxisales, primero se nombra al oxianión o anión poliatómico y enseguida
el nombre del metal, con la terminación oso e ico si se utiliza la nomenclatura común, y el
número de oxidación del metal entre paréntesis cuando se utiliza la nomenclatura de Stock.
CuSO4
Sulfato de cobre (II)
Sulfato cúprico
Nombre del radical
Tabla 2.3 Oxianiones.
Hipobromito
Bromito
Bromato
Perbromato
Fosfato
Fosfito
Sulfato
Sulfito
Hiposulfito
Perclorato
Clorato
Clorito
Hipoclorito
Pb(SO4)2
Sulfato de plomo (IV)
Sulfato plúmbico
Radical
BrO BrO2BrO3BrO4PO43PO33SO42SO32SO22ClO4ClO3ClO2ClO -
-
Nombre del radical
Radical
Carbonato
Bicarbonato
Cromato
Dicromato
Peryodato
Yodato
Permanganato
Silicato
Nitrato
Nitrito
Arsenato
Arsenito
Borato
CO32HCO3 CrO4 2Cr2O7 2IO4 IO3 MnO4 SiO32NO31NO21
AsO43AsO33BO32-
Química cuantitativa I
80
Actividad 2.10 En forma individual o colaborativa, combina los
cationes y aniones respectivos para construir las fórmulas de cada
oxisal, asigna nombre común o de Stock a cada una de ellas y anótalos
en la parte inferior de la tabla.
Anión
Catión
1
CO32-
2
SO42-
3
NO3-
4
PO43-
5
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
IO4-
Fe2+
Na
+
4+
Sn
2+
Pt
2+
Mg
Ca2+
Au3+
1. _________________________________ 2. ___________________________________
3. _________________________________ 4. ___________________________________
5. _________________________________ 6. ___________________________________
7. _________________________________ 8. ___________________________________
9. _________________________________10. ___________________________________
11. ________________________________12. ___________________________________
13. ________________________________14. ___________________________________
15. ________________________________16. ___________________________________
17. ________________________________18. ___________________________________
19. ________________________________ 20. ___________________________________
21. _______________________________ 22. __________________________________
23. _______________________________ 24. __________________________________
25. _______________________________ 26. __________________________________
27. _______________________________ 28. __________________________________
29. _______________________________ 30. __________________________________
81
Nomenclatura de química inorgánica
31. ________________________________32. __________________________________
33. ________________________________34. __________________________________
35. ________________________________
Actividad 2.11 En forma individual o colaborativa, combina los
cationes y aniones respectivos para construir las fórmulas de cada
oxisal, asigna nombre común o de Stock a cada una de ellas y anótalos
en la parte inferior de la tabla.
Anión
(BO3)3-
(SiO3)2-
(NO2)-
(IO3)-
(AsO4)3-
Catión
Fe3+
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
K+
Pb4+
+
Li
Ag+
Ba2+
Cu2+
1. _________________________________ 2. ___________________________________
3. _________________________________ 4. ___________________________________
5. _________________________________ 6. ___________________________________
7. _________________________________ 8. ___________________________________
9. _________________________________10. ___________________________________
11. ________________________________12. ___________________________________
13. ________________________________14. ___________________________________
15. ________________________________16. ___________________________________
17. ________________________________18. ___________________________________
Química cuantitativa I
82
19. ________________________________ 20. ___________________________________
21. _______________________________ 22. __________________________________
23. _______________________________ 24. __________________________________
25. _______________________________ 26. __________________________________
27. _______________________________ 28. __________________________________
29. _______________________________ 30. __________________________________
31. _______________________________ 32. __________________________________
33. _______________________________ 34. __________________________________
35. _______________________________
Actividad 2.12 De manera inividual o colaborativa asigna fórmula
química a cada una de las siguientes oxisales.
a) Carbonato de amonio
b) Fosfito de zinc
c) Sulfato de aluminio
d) Nitrato de plata
e) Sulfato de cadmio
f) Fosfato de potasio
g) Permanganato de potasio
h) Hipoclorito de sodio
i) Nitrito de calcio
j) Carbonato de cobre (II)
k) Yodato de cobre (I)
l) Yodito de oro (III)
m) Arsenato de plomo (II)
n) Clorito de magnesio
o) Bromato de hierro (II)
p) Bromito de cobre (I)
q) Perclorato de potasio
r) Peryodato de sodio
s) Borato de cobalto (III)
t) Arsenito de plata
83
Nomenclatura de química inorgánica
Actividad 2.13 De manera individual o colaborativa escriba el nombre
de las siguientes oxisales, utilizando la nomenclatura apropiada.
Fórmula
Nombre
Usos
CaSO4
Se usa como yeso en la construcción. En la elaboración de gises y
enyesado de fracturas óseas.
KMnO4
Se emplea como agente oxidante,
desinfectante y en la purificación del
agua y aire.
Al2(SO4)3
Li2CO3
Se usa en el curtido de pieles.
Como mordente en la industria papelera y textil. En la fabricación de
telas a prueba de fuego y repelentes al agua. Como agente
clarificante de aceites. En el tratamiento de agua. Como decolorante,
deodorizante, antitranspirante.
Es usado en medicina como depresor del sistema nervioso, se usa
como tranquilizante en el tratamiento de la esquizofrenia.
KNO3
En la fabricación de fertilizantes, explosivos, cohetes, cerillos y en el tratamiento del tabaco.
K2CO3
En la fabricación de vidrios especiales para instrumentos ópticos.
NaNO3
En la fabricación de explosivos y fertilizantes.
Na3PO4
En la fabricación de detergentes y
como ablandador de agua.
MgSO4. 7H20
En la fabricación de fertilizantes,
laxantes y analgésicos. Como mordente en tintorería. Para lavar tejidos
infectados (Sal de Epsom).
Mg(ClO4)2
Na2CO3
Como desecante.
En la fabricación de vidrio y
detergentes. Como ablandador de
agua.
Química cuantitativa I
84
Fórmula
Nombre
Usos
Sr(NO3)2
Como agente oxidante y como aditivo en alimentos.
En la fabricación de cohetes para señales luminosas (rojo).
BaSO4
Como pigmento en la detección de
úlceras gastrointestinales a través
de radiografías.
KBrO3
BaCO3
Como veneno para ratas.
Ba(NO3)2
En la fabricación de cohetes para
señales luminosas (verde)
Ca(CIO)2
Como agente blanqueador: de harina, en la industria textil y papelera,
en la refinación de azúcar y como
blanqueador doméstico (clorálex).
CaCO3
Principal constituyente de las conchas marinas, corales, cáscara de
huevo, caracoles, mármol, perlas. Es
el principal ingrediente del cemento.
Se utiliza como antiácido en la fabricación de vinos y pastas dentales.
NH4NO3
En la fabricación de fertilizantes, explosivos, insecticidas y herbicidas.
Como combustible sólido para cohetes.
NaCIO
Se utiliza como blanqueador y desinfectante.
KCIO3
Se usa como agente oxidante y en
la elaboración de explosivos y
cerillos.
Nomenclatura de hidruros iónicos
Los hidruros iónicos son compuestos que resultan de la unión química entre un metal y el hidrógeno. En este tipo de compuestos el hidrógeno se presenta como anión, H -, y recibe el nombre
de hidruro.
Los hidruros formados con los metales de transición se conocen como hidruros intersticiales,
porque consisten en una red metálica más o menos distorsionada, dentro de la cual se encuentran dispersos los átomos de hidrógeno, ocupando los huecos disponibles en la estructura del
metal.
85
Nomenclatura de química inorgánica
Debido a esto, es muy difícil contar con un buen contenedor metálico para el hidrógeno, ya que
éste se mete entre los intersticios metálicos. De los metales de transición, el paladio es el que
mayor capacidad tiene para absorber hidrógeno y formar hidruros.
Fórmula
Nombre
LiH
Hidruro de litio
NaH
Hidruro de sodio
MgH2
Hidruro de magnesio
CaH2
Hidruro de calcio
AlH3
Hidruro de aluminio
HgH2
Hidruro de mercurio (II)
PbH4
Hidruro de Plomo (IV)
GaH3
Hidruro de Galio (III)
KH
Hidruro de potasio
Tabla 2.4 Hidruros iónicos
Actividad 2.14 De manera individual o colaborativa escriba el nombre
de los siguientes hidruros utilizando la nomenclatura apropiada.
Fórmula
Nombre
LiH
LiAlH4
Usos
Como agente reductor en síntesis orgánica.
En la síntesis de compuestos farmacéuticos y perfumes.
Conozca más...sobre los hidruros metálicos
La fácil absorción del H2 por el metal paladio se ha empleado para separar H2 de otros
gases y para la purificación del hidrógeno a escala industrial. A una temperatura de 300 a
400 K, el H2 se disocia en hidrógeno atómico sobre la superficie del Pd. Los átomos de H
se disuelven en metal y bajo la presión de H2, los átomos se difunden y se recombinan para
formar H2 sobre la superficie opuesta. Debido a que ninguna otra molécula presenta esta
propiedad, el resultado es hidrógeno (H2) absolutamente puro.
Química cuantitativa I
86
2.3 Nomenclatura de compuestos covalentes
Los compuestos covalentes resultan de la unión de elementos no metálicos, entre ellos tenemos a los óxidos ácidos también conocidos como anhídridos, los oxiácidos conocidos como
oxácidos, los hidrácidos y los hidruros covalentes.
Nomenclatura de óxidos ácidos o anhídridos
Los óxidos ácidos o anhídridos son compuestos covalentes binarios que resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. Ejemplo:
Anhídrido hipocloroso
Nivel simbólico
Nivel submicroscópico
+
Los anhídridos se caracterizan porque al reaccionar con el agua producen oxiácidos. Ejemplos:
Ácido hipocloroso
Nivel simbólico
Nivel submicroscópico
+
Se les denomina anhídridos, porque provienen de ácidos inorgánicos completamente
deshidratados. Aunque no todos los óxidos ácidos son anhídridos.
Para dar nombre a los óxidos ácidos se puede utilizar la nomenclatura clásica (común), la de
Stock y la descriptiva, estas dos últimas de la IUPAC.
Nomenclatura común
Para los elementos no metálicos (o metaloides) que presentan sólo dos números de oxidación,
como el boro (B) , el carbono (C) y el silicio (Si), se utilizará el sufijo oso para el menor y el ico
para el mayor número de oxidación. Ejemplos:
B203
Anhídrido bórico
CO2
Anhídrido carbónico (más conocido como dióxido de carbono)
87
Nomenclatura de química inorgánica
B2O
CO
Anhídrido boroso
Anhídrido carbonoso (más conocido como monóxido de carbono)
Actividad 2.15 En forma individual anota la fórmula y nombres comunes
de los óxidos ácidos del silicio.
Fórmula
Nombre
Cuando el elemento no metálico presenta más de dos números de oxidación, se utilizarán prefijos y sufijos de acuerdo con sus números de oxidación. Para ello utilizaremos la siguiente
tabla.
No. de oxidación
Prefijo
Nombre del no metal o metaloide
Sufijo
+1
+2
+3
+4
oso
+5
+6
ico
ico
Hipo
oso
Per
+7
Tabla 2.4 Prefijos y sufijos
Ejemplo:
+1 -2
N2O
Anhídrido hiponitroso
+3 -2
N2O3 Anhídrido nitroso
+5 -2
N2O5 Anhídrido nítrico
Actividad 2.16 Determina los óxidos ácidos restantes, que resultan
de combinar los no metales o metaloides con el oxígeno y escribe el
nombre común a cada uno de ellos. Para ello, es importante mencionar
que el flúor no forma óxidos ácidos.
IIIA
B
IVA
C
Si
VA
N
P
As
VIA
O
S
Se
Te
VIIA
F
Cl
Br
I
Química cuantitativa I
88
Fórmula
Nombre común
89
Nomenclatura de química inorgánica
Para dar nombre a los óxidos ácidos o anhídridos se puede utilizar la nomenclatura Stock y la
descriptiva.
Nomenclatura Stock
Como ya lo mencionamos, la nomenclatura Stock consiste en colocar después del nombre de
la función química, el número de oxidación del elemento no metálico (o metaloide) con el que se
está combinando el oxígeno.
N2O
Óxido de nitrógeno (I)
NO
Óxido de nitrógeno (II)
N2O3 Óxido de nitrógeno (III)
NO2
Óxido de nitrógeno (IV)
N2O5 Óxido de nitrógeno (V)
Nomenclatura descriptiva
Este tipo de nomenclatura es mucho más fácil para nombrar o escribir la fórmula de un compuesto,
dado que ésta expresa la cantidad de átomos de cada elemento presentes en la molécula.
Tabla 1.6 Los prefijos griegos describen el número de átomos en la molécula
Prefijo griego
Número
Compuesto
Nombre
mono
1
CO
Monóxido de carbono
di-
2
SO2
Dióxido de azufre
tri-
3
B2O3
Trióxido de diboro
tetra-
4
penta
5
P2O5
Pentóxido de difósforo
hexa-
6
As4 O6*
Hexóxido de tetraarsénico
hepta-
7
Cl2 O7
Heptóxido de dicloro
octa-
8
nona- (o ene)
9
P4 O10
Decóxido de tetrafósforo
deca
10
*Un dímero es una molécula compuesta de dos moléculas idénticas simples. Las moléculas As203 y P205
en realidad existen como As406 y P4010.
Química cuantitativa I
90
Actividad 2.17 Escriba el nombre de los siguientes oxidos ácidos
utilizando para ello, cualquiera de los tres tipos de nomenclatura.
Fórmula
N20
SO 2
SiO2
TeO2
Nombre
Usos
Se usó como anestésico.
Como desinfectante y preservativo en la industria alimenticia. Como agente blanqueador en
textiles, papel, aceite, etc. Como fumigante.
En la obtención del silicio y sus compuestos.
En la fabricación de vidrio y abrasivos.
Se usa para colorear el vidrio.
P 4O 10
En la fabricación de vidrio. Como Insecticida y
eliminación de roedores. Como preservativo de
la madera.
Como agente deshidratante.
B2 03
Se usa en la fabricación de vidrio resistente al
calor (pyrex) y telas incombustibles.
CO
Como combustible, agente reductor y en la síntesis del metanol.
CO 2
Como refrigerante, en la elaboración de bebidas carbonatadas y como extinguidor de fuego.
SeO2
Como antioxidante en la fabricación de aceites.
As4O6
El dióxido de azufre, SO2, y el dióxido de nitrógeno, NO2, se encuentran en el aire contaminado
y son de los contaminantes más peligrosos para el ser humano. La presencia de estos y otros
óxidos ácidos en la atmósfera, provoca la formación de lluvia ácida y aceleran la oxidación de
productos elaborados con hierro.
El monóxido de carbono producido principalmente por la combustión parcial de gasolina en los
automóviles, es uno de los mayores contaminantes del aire, capaz de provocar la muerte.
Oxiácidos
Sin duda, la mayoría de las personas conoce el término ácido. La palabra ácido proviene del
latín acidus, que significa agrio. Este término fue utilizado originalmente para referirse al vinagre. Existen dos tipos de ácidos inorgánicos: Los hidrácidos y los oxiácidos.
Los oxiácidos conocidos también por el nombre de oxácidos y oxoácidos, son compuestos
covalentes ternarios que resultan de la combinación de un óxido ácido con el agua.
91
Nomenclatura de química inorgánica
Usualmente son reconocidos por sus fórmulas químicas (HnXOn), que generalmente inician con
hidrógeno, seguido del elemento no metálico (o metaloide) y finalmente el oxígeno.
Se les llama oxiácidos porque dentro de su molécula contienen oxígeno. Se pueden clasificar
en: monopróticos, dipróticos o polipróticos, dependiendo del número de iones H+ disponibles o
sustituibles en el ácido.
El número de hidrógenos que posee cada ácido, generalmente se puede determinar si se
conoce el grupo al que pertenece el elemento no metálico central, al utilizar la siguiente expresión:
8 - Número de grupo. = No. de hidrógenos del ácido
Esto sólo se cumple para los elementos del grupo V, VI y VIIA , con excepción de los ácidos del
nitrógeno, que sólo llevan un hidrógeno.
IIIA
3H
B
IVA
2H
C
Si
VA
3H
N*
P
As
VIA
2H
O
S
Se
Te
VIIA
1H
F
Cl
Br
I
Tabla 2.5 No metales y metaloides
Nomenclatura común
La IUPAC recomienda, que la permanencia de nombres tradicionales sea limitado sólo a compuestos muy comunes, que ya tienen nombres establecidos. Sin embargo, la nomenclatura
común sigue teniendo un fuerte arraigo. Veamos algunas consideraciones:
Si un elemento forma solamente un oxiácido, este llevará la terminación ico.
H2CO3 ácido carbónico
Cuando un elemento no metálico (o metaloide) presenta dos estados de oxidación, se usa la
terminación –oso, para el menor estado de oxidación, e –ico para el mayor.
H3BO2 ácido boroso
H3BO3 ácido bórico
En caso de que el elemento central presente tres o más estados de oxidación, se utilizarán los
prefijos hipo o per según corresponda.
Prefijo
hipo
per
Sufijo
oso
oso
ico
ico
Números de oxidación
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
Fórmula
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
Nombre
Ácido hipocloroso
Ácido cloroso
Ácido clórico
Ácido perclórico
Química cuantitativa I
92
Actividad 2.18 Completa la tabla, según corresponda, con las fórmulas
o nombres comunes de algunos oxiácidos y oxianiones(radicales).
Ácido
Nombre del ácido
Radical
HBrO
Ácido hipobromoso
BrO -
Ácido brómico
BrO 3-
Hipobromito
Fosfato
H 3PO 4
Ácido fosforoso
PO 33-
Sulfato
H 2SO 4
Ácido nítrico
H 2SO 3
NO 3SO 32-
Ácido bórico
BO 33-
Hipoclorito
HClO
Ácido nitroso
HIO 4
Nitrito
IO4-
Carbonato
Ácido carbónico
H2SiO4
SiO42-
Ácido yódico
Yodato
lO-
HlO
Ácido perclórico
H3AsO4
Perclorato
AsO43-
Selenato
Ácido selénico
HMnO4
MnO4-
Ácido telúrico
H2CrO4
Nombre del radical
Telurato
CrO 42-
93
Nomenclatura de química inorgánica
Aplicaciones de los oxiácidos en la vida diaria
El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos, pinturas, así como
en la metalurgia.
El ácido fosfórico se utiliza en la fabricación de fertilizantes, detergentes, jabones y para
acidular los refrescos de cola.
El ácido nítrico es un ácido fuerte que se utiliza en la fabricación de fertilizantes, explosivos,
lacas, fibras sintéticas, drogas, colorantes y además como agente oxidante.
En la vida diaria utilizamos también ácidos orgánicos, como el ácido cítrico, ascórbico (vita-
mina C), acético y acetilsalicílico. El ácido cítrico como su nombre lo indica, se encuentra
presente en frutas como limones, naranjas y toronjas. El ácido acético diluido se conoce
como vinagre, el cual se añade para la preparación de chiles en escabeche, ensaladas o
aderezos. La vitamina C es el ácido ascórbico.
OH
O
C
CH2
OH
C
OH
C
C
O
O
OH
O
CH3
C
CH3
O
C
OH OH
OH
O
OH
Ácido cítrico
O
C
O
CH2
O
HO
CH2
HO CH
Ácido ascórbico
Ácido acetilsalicílico
Ácido acético
Precauciones que deben tenerse al utilizar ácidos y bases fuertes
Los ácidos minerales como el sulfúrico, el clorhídrico y el nítrico son muy corrosivos, destruyen los tejidos; al igual que algunas bases como el hidróxido de sodio.
Si de manera accidental cae en tu piel alguna de estas sustancias aplica bastante agua en
la zona afectada, con la finalidad de diluir ya sea el ácido o la base. Posteriormente si tratas
de neutralizar una base fuerte, se debe emplear un ácido débil como el vinagre o el ácido
bórico, H3BO3; este último sobre todo si el accidente ha ocurrido en los ojos. Asimismo, para
neutralizar la quemadura de un ácido fuerte hay que usar una base débil como la leche de
magnesia, Mg(OH)2 o el bicarbonato de sodio, NaHCO3.
Esta es una reacción de neutralización: ácido + base
sal + agua
Una precaución que siempre deberás tener presente:
¡Nunca le des de “beber” agua al ácido!
Esto significa que no debe agregarse agua al ácido porque al caer ésta se calienta y evapora violentamente, pudiendo salpicar partes de tu cuerpo. Por ello, lo que debe hacerse para
preparar una disolución ácida, es añadir lentamente el ácido al agua.
Química cuantitativa I
94
Hidrácidos
Los hidrácidos son generalmente compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno
con los no metales de los grupos VIA(16) y VIIA(17). Sin embargo, existen hidrácidos ternarios, como
el ácido cianhídrico o cianuro de hidrógeno, HCN.
La reacción de formación de un hidrácido pertenece a las reacciones de síntesis o combinación
directa.
Estos se caracterizan porque al reaccionar con una base o metal dan lugar a las sales haloideas.
Ejemplo:
Nomenclatura
Tradicionalmente a los hidrácidos se les nombra con la terminación hídrico, ya que al disolverse en agua forman disoluciones ácidas, debido a esa propiedad a estos compuestos se les da
el nombre con el sufijo hídrico. Pero cuando son gaseosos, se les nombra con la terminación
uro.
Por ejemplo, el HCl es un gas que se llama cloruro de hidrógeno, y a su disolución acuosa se
le conoce como ácido clorhídrico.
Para expresar la fórmula de un ácido binario se acostumbra escribir primero el símbolo del
hidrógeno, seguido del símbolo del segundo elemento no metálico, por ejemplo, HCl, HBr, H2S.
HCl
H2S
Tradicionalmente
Ácido clorhídrico
Ácido sulfhídrico
Actualmente
Cloruro de hidrógeno
Sulfuro de hidrógeno
+
Los ácidos son sustancias que liberan iones hidrógeno, H , al disolverse en agua. Se usa con
frecuencia la misma fórmula para expresar los compuestos binarios de hidrógeno, como HCl,
sin importar si están o no disueltos en agua.
Fórmula
Nombre del ácido
HF
Ácido fluorhídrico
HCl
Ácido clorhídrico
HBr
Ácido bromhídrico
Hl
Ácido yodhídrico
H2S
Ácido sulfhídrico
H2Se
Ácido selenhídrico
H2Te
Ácido Telurhídrico
95
Nomenclatura de química inorgánica
¿Sabías qué... el estómago secreta un hidrácido fuerte?
El estómago secreta ácidos (ácidos digestivos o ácidos estomacales) para ayudar a
digerir los alimentos. Estos ácidos, que incluyen el ácido clorhídrico, tienen una concentración aproximada de 0.1 M de H+. El estómago y todo el conducto digestivo están protegidos del efecto corrosivo de los ácidos por un recubrimiento de mucosa. En algunos
casos se desarrollan agujeros en este recubrimiento, permitiendo que el ácido ataque el
tejido subyacente. Estos agujeros se conoce como úlceras. Las úlceras pueden ser causadas, ya sea por la secreción de ácido en exceso o por la incapacidad del recubrimiento del tubo digestivo para resistir el ataque del ácido. Entre el 10 y el 20 % de los estadounidenses desarrollan úlceras en alguna etapa de su vida y muchos otros sufren indigestión o malestares digestivos ocasionales a causa de los niveles tan elevados de sus
ácidos digestivos.
El tratamiento de estos problemas se enfoca con frecuencia a la neutralización de los
ácidos digestivos a través de las sustancias llamadas antiácidos. Los antiácidos son
sencillamente bases simples. Su capacidad para neutralizar los ácidos se debe a los
iones hidróxido, carbonato o bicarbonato que tienen. Los ingredientes activos de algunos
antiácidos populares, son: el alka-seltzer, NaHCO3; leche de magnesia, Mg(OH)2; melox,
Mg(OH)2 y Al(OH)3.
Actividad 2.19 Completa la tabla, según corresponda, con los nombres
de algunos hidrácidos importantes.
Fórmula
Nombre
Usos
HF
Como catalizador en la industria petrolera. En la fabricación de compuestos de uranio y en el grabado de vidrio.
HCl
En la metalurgia, en la refinación de
minerales. Como limpiador de metales en el galvanizado. Está presente
en el ácido estomacal (digestivo).
HCN
Es utilizado como gas letal en las cámaras de gases de los Estados Unidos.
Química cuantitativa I
96
Hidruros covalentes
Los hidruros covalentes moleculares se forman por la unión del hidrógeno con los elementos de
los grupos 13 al 17, en condiciones adecuadas, exceptuando al aluminio que forma hidruros
poliméricos, (AlH3)n, el bismuto y el polonio.
El estado físico de los hidruros covalentes moleculares es variable, algunos pueden ser gases
(NH3, CH4, H2S), otros líquidos (H2O, C6H6) y generalmente presentan estructuras sencillas. Sin
embargo, el borano, BH3, se dimeriza para formar B2H6.
Actividad 2.20 Completa la tabla, según corresponda, con los nombres
de algunos hidruros covalentes moleculares, la mayoría son
compuestos familiares para tí, investiga aquellos que desconozcas su
nombre.
Hidruro
Nombre
a) CH4
b) SiH4
Silano
Hidruro
Nombre
g) PH3
Fosfina
Hidruro
m) H2Te
h) AsH3
n) HF
c) GeH4
i) SbH3
o) HCl
d) SnH4
j) H2O
p) HBr
e) PbH4
k) H2S
q) HI
f) NH3
l) H2Se
Nombre
97
Reacciones y ecuaciones químicas
Unidad III
Reacciones y ecuaciones
químicas
H2O
Cl-
Cu2+
CuCl2(ac)
Reactivos
H2O
-
OH
Cu(OH)2(s)+ NaCl(ac)
Productos
Na+
NaOH(ac)
98
Química cuantitativa I
Reacciones y ecuaciones químicas
99
Propósito de la unidad III
Utilizar los tres niveles de representación de la química para lograr una mejor interpretación de
la forma en que las partículas se reorganizan para formar nuevas moléculas, aglomerados de
átomos o celdas unitarias a nivel submicroscópico o la formación de nuevas sustancias a nivel
macroscópico cuando ocurre una reacción química.
3.1 Reacciones y ecuaciones químicas
Introducción
La materia siempre está en continuo devenir, en transformación constante. Los cambios que se
observan en el mundo pueden ser desde el simple cambio de lugar, como la caída de un objeto,
la atracción de un metal por un imán, el movimiento ondulatorio del agua en un estanque al
lanzar una piedra en él, o bien los cambios de estado físico que presenta el agua en la naturaleza,
la cual al encontrarse en estado líquido (ríos, mares, lagos), se evapora con la luz solar, y al
constituir una nube en la parte alta de la atmósfera, se condensa y se precipita en forma de
lluvia.
Fig. 3.1 Cambios físicos: caída de un cuerpo, atracción magnética, movimiento ondulatorio y evaporación.
Los cambios antes mencionados se denominan físicos, pues no se altera la composición de
las sustancias participantes. En estos cambios la identidad de las sustancias se mantiene,
aunque su estado físico, su tamaño o forma se modifiquen.
Existen también en la naturaleza otros cambios más complicados, en los cuales sí se modifica
la composición y propiedades de las sustancias que participan, las cuales alteran su esencia, y
dan origen a otras sustancias distintas a las iniciales. Este tipo de cambios se denominan
cambios químicos. Como ejemplos de estos cambios se tienen: la combustión de un cerillo,
la corrosión (oxidación) de un metal y la fermentación de la leche.
Fig. 3.2 Cambios químicos: combustión, corrosión y fermentación.
Los cambios químicos se conocen también como reacciones químicas, y son procesos que
se llevan a cabo a nivel de los átomos, los iones y las moléculas, pues para que se desarrolle un
cambio químico se deben romper los enlaces en las sustancias llamadas «reactivos», que son
las sustancias presentes al inicio de la reacción, y se deben formar enlaces químicos nuevos,
en las sustancias producidas, que son las resultantes de la reacción, o sea los «productos».
Química cuantitativa I
100
Ruptura y formación de enlaces químicos
Reactivos
Productos
Así, en el caso de la combustión del papel, los reactivos son el papel, que básicamente es
celulosa, y el oxígeno del aire. Al quemarse la celulosa (reacción de combustión), se obtienen
como productos el bióxido de carbono y el agua, además se libera energía luminosa y calorífica.
Celulosa + Oxígeno
Bióxido de carbono
Reactivos
+ Agua
Productos
Características macroscópicas de una reacción química
Para identificar un cambio químico (reacción química), se pueden aprovechar algunas
características macroscópicas, tales como:
Liberación o absorción
de calor.
Producción de
efervescencia.
Un cambio de color
(vire)
Aparición de un
sólido insoluble
(precipitado)
Las anteriores manifestaciones
macroscópicas son indicadores
de que a nivel submicroscópico
unas sustancias cambiaron su
esencia, modificaron su identidad
y se transformaron en otras
sustancias distintas, es decir, se
desarrolló una reacción química.
Considérese el caso de un alka-seltzer al agregarlo en
agua. La tableta de alka-seltzer contiene bicarbonato de
sodio y ácido cítrico. Al añadirle agua inicia una reacción
química, la cual produce citrato de sodio y bióxido de
carbono. Éste último compuesto como es gaseoso,
ocasiona el burbujeo característico observado en la
efervescencia:
3 NaHCO3
+ C6H8O7
Bicarbonato de sodio + Ácido cítrico
3 CO2
+ C6H5O7Na 3 + 3 H2O
Bióxido de
Carbono
+ Citrato de sodio + Agua
101
Reacciones y ecuaciones químicas
Nótese como las distintas sustancias participantes en la reacción química, tanto en los reactivos
como en los productos, se separan entre sí mediante el signo (+). Asimismo, la liberación del
gas (CO2) se indica mediante ( ) o (g).
Si se analiza el caso de una reacción química donde participan el ácido clorhídrico (HCl) y el
nitrato de plata (AgNO3) como reactivos, al reaccionar entre sí lo hacen de manera instantánea,
y se afirma que la reacción química se llevó a cabo al observar la aparición de un sólido blanco
insoluble (AgCl), que por acción debida a la gravedad tiende a depositarse en el fondo del
recipiente donde se desarrolla la reacción. A dicho sólido insoluble se le denomina «precipitado».
Para indicar la producción del precipitado se usa el símbolo ( ) o (s).
La manera de representar la reacción química anterior es:
AgNO3 (ac)
Nitrato de plata
+
HCl(ac)
AgCl(s)
Ácido clorhídrico
+
Cloruro de plata
HNO3(ac)
Ácido nítrico
Fig. 3.3 Sólido blanco insoluble,
precipitado de cloruro de plata
Niveles de representación de una reacción química
Nivel submicroscópico
Una reacción química se produce cuando en las sustancias se presentan cambios fundamentales
de identidad. A nivel submicroscópico (figura 3.4) una reacción química consiste en la interacción
entre átomos, moléculas o iones de los reactivos, lo que produce nuevas agrupaciones o
reordenamientos y con ello, la formación de nuevas sustancias. En una reacción química se
rompen y forman nuevos enlaces, por eso aparecen sustancias nuevas
Nivel macroscópico
Indicadores observables de que se efectuó la reacción:
Efervescencia, precipitado, vire, liberación o absorción de calor
Nivel submicroscópico
Ruptura y formación de enlaces químicos.
Reordenamiento de átomos, moléculas o iones.
Formación de nuevas agrupaciones de átomos o
iones. Uso de modelos y explicación teórica del
mecanismo de la reacción.
Nivel simbólico
Ecuación química: representación
simbólica de la reacción mediante
fórmulas químicas.
Figura 3.4 Los tres niveles de representación.
Química cuantitativa I
102
Nivel simbólico
Una reacción química se puede describir designando textualmente a los reactivos y los productos,
como en el proceso químico que tiene lugar al oxidarse un trozo de hierro:
Hierro + Oxígeno
Óxido de hierro (herrumbre, moho)
Pero la reacción anterior también se puede expresar mediante el lenguaje simbólico
característico de la química, utilizando símbolos y fórmulas químicas para representar tanto a
reactivos como a productos:
4 Fe (s) + 3 O2 (g)
2 Fe2O3 (s)
La expresión anterior es una ecuación química, la cual es un modelo de representación simbólica
de la reacción química (figura 3.5). La reacción química existe en el mundo real, y su modelo de
representación es la ecuación química.
REALIDAD
Interpretación
MODELO
REACCIÓN
QUÍMICA
Representación
ECUACIÓN
QUÍMICA
Fig. 3.5 Representación simbólica
La ecuación química es la representación de un proceso real en el que ocurre el cambio
químico, es decir, el cambio en el que aparecen las nuevas sustancias, con diferentes propiedades
físicas y químicas a las de los reactivos.
Para expresar una ecuación química se suelen emplear símbolos especiales que proporcionan
información específica acerca de las sustancias participantes o sobre las condiciones de
reacción. De esta manera, los reactivos se muestran al lado izquierdo de la ecuación, antes de
la flecha y los productos se ubican al lado derecho, después de la flecha.
La flecha horizontal (
) separa a reactivos y productos y se lee, como: «produce», «forma»,
«da» u otra expresión similar.
El estado físico de las sustancias se expresa mediante los símbolos: (s), (l) y (g), los cuales
indican los estados sólido, líquido y gaseoso, respectivamente. Si la sustancia que participa
está disuelta en agua, se usa el símbolo (ac), que significa «en solución acuosa». Cuando en
los productos se libera un gas, en la ecuación se indica con una flecha hacia arriba ( ) o el
símbolo (g). Asimismo, cuando se forma un sólido insoluble se indica con una flecha hacia
abajo ( ) o con el símbolo (s).
En ocasiones para que una reacción química se desarrolle, se necesitan condiciones especiales
tales como, la aplicación de calor, el uso de un catalizador para acelerar o para inhibir la velocidad
de reacción, o bien se requiere un medio de reacción diferente al agua. Estas condiciones de
reacción se indican sobre la flecha:
103
Reacciones y ecuaciones químicas
CALOR
CCl4
Ni
H+
ALCOHOL
Muchas reacciones se desarrollan en una sola dirección, es decir, de izquierda a derecha, o de
los reactivos hacia los productos. Estas reacciones se denominan «irreversibles», y en la ecuación química se simbolizan con una flecha horizontal (
).
También se presenta el caso de reacciones químicas en las que una vez formados los productos, éstos interactúan entre sí, y se invierte el sentido de la reacción hacia la formación de
reactivos. A estas reacciones se les llama «reversibles» y se simbolizan con una doble flecha
(
).
Actividad 3.1 En forma individual completa la siguiente tabla que resume
las condiciones de reacción.
Condiciones de una reacción
Símbolo
a) Aplicación de calor
b) Aparición de un sólido insoluble
c) Liberación de un gas
d) Signo para separar a las sustancias
e) Sustancia en estado sólido
f) Sustancia en estado líquido
g) Sustancia en estado gaseoso
h) Sustancia disuelta en agua
i) Reacción irreversible
j) Reacción reversible
Actividad 3.2 En forma individual o colaborativa determina la información
que proporciona la siguiente ecuación química.
a) Nombre de reactivos
b) Nombre de productos
c) Coeficientes
d) Estado físico de las sustancias
e) Condiciones de reacción
f) Reversible o irreversible
Química cuantitativa I
104
2. Escriba la ecuación que corresponde a cada una de las siguientes expresiones:
a) «Dos mol de hidrógeno al reaccionar con un mol de oxígeno y por acción de una corriente
eléctrica, producen dos mol de agua»
______________________________________________________________________
b) «El carbonato de calcio por calcinación a 900 0C, produce óxido de calcio y anhídrido
carbónico»
______________________________________________________________________
c) «Al aplicar calor al óxido mercúrico, se descompone en mercurio metálico y oxígeno que
se libera. Al poco tiempo se observa que esta reacción es reversible, el mercurio reacciona
con el oxígeno del aire y produce óxido mercúrico.
______________________________________________________________________
Actividad 3.3 Compruébalo tú mismo.
Propósito
a) Que el alumno intente explicar desde los tres niveles de representación de la química,
fenómenos de la vida cotidiana como la oxidación de los metales.
b) Propiciar el trabajo cooperativo.
¿Qué se necesita?
1 tornillo
1 clavo
1 frasco de gerber
1 balanza granataria
¿Cómo lo vamos a hacer?
Consigue un tornillo o clavo nuevo, anota sus características, mide su masa en una balanza
granataria, registra la masa y colócalo en un frasco con unas gotas de agua. Un mes después,
se vuelve a medir su masa estando seco el clavo o tornillo. Anota tus observaciones y las
conclusiones a las que llegaste.
a) ¿Qué le sucedió al clavo o tornillo?
________________________________________
b) ¿Qué elemento del aire produce el aumento de la masa del clavo? ___________________
c) Escriba la ecuación que representa esta reacción química:
En forma verbal:
En forma simbólica:
Reacciones y ecuaciones químicas
105
Actividad 3.4 Compruébalo tú mismo.
Propósito
Que el alumno intente explicar desde el mundo submicroscópico, fenómenos cotidianos como
la oxidación de los metales y sea capaz de representar de manera simbolica y mediante
ecuaciones dichos cambios.
¿Qué se necesita?
3 cm de tira de magnesio metálico
Pinzas
Mechero
Cápsula de porcelana o vidrio de reloj
Balanza granataria
¿Cómo lo vamos a hacer?
Consiga en el laboratorio una tira de magnesio, determine su masa y con la ayuda de unas
pinzas introduzca el magnesio a la flama del mechero. Deje caer la tira encendida en una
cápsula de porcelana o vidrio de reloj, a los que previamente se midió su masa.
Al término de la reacción, mida la masa de la cápsula que contiene la sustancia obtenida.
Anota las observaciones, conclusiones y dibujos del experimento, pues serán de utilidad para
contestar las siguientes preguntas:
a) ¿Qué tipo de sustancia es el magnesio?
b) ¿Qué propiedades físicas y químicas presenta?
c) ¿Qué le sucedió cuando se introdujo a la llama del mechero?
d) ¿Qué tipo de cambio presentó?
e) ¿Con cuál sustancia del aire reaccionó?
f) ¿Qué compuesto se formó?
g) Escriba la ecuación de la reacción en forma verbal y simbólica.
En forma verbal:
En forma simbólica:
Química cuantitativa I
106
Actividad 3.5 Compruébalo tú mismo.
Propósitos
a) Que el alumno identifique los diversos factores que se ponen de manifiesto en una reacción
química.
b) Propiciar el trabajo cooperativo
¿Qué se necesita?
Materiales
Gradilla
4 Tubos de ensayo
Frasco gotero
Mortero con pistilo
Probeta de 10 mL
Refractario
Sustancias
Agua oxigenada al 30%
Disolución de KI
Detergente líquido
Cristales de KNO3
Cristales de KI
Disolución de Ca(OH)2
¿Cómo lo vamos a hacer?
Actividad 1
Coloca la probeta dentro del refractario. Se adicionan 2 mL de agua oxigenada a la probeta,
enseguida se añade medio mililitro de detergente líquido y posteriormente unas gotas de
solución saturada de yoduro de potasio .
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de
representación?
c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química.
d) Investiga qué sustancias son las responsables de la formación de la espuma y del cambio
de color. Realiza un reporte de la actividad.
Reacciones y ecuaciones químicas
107
Actividad 2
Toma los tubos de ensayo que contienen solución saturada de yoduro de potasio y solución
de nitrato de plomo respectivamente, y hazlos reaccionar entre sí.
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de
representación?
c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química.
d) ¿A qué compuesto corresponde el precipitado amarillo que se formó?
e) Mezcla cristales de las sustancias anteriores (nitrato de plomo y yoduro de potasio) en
un mortero y tritúralas con el pistilo. ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
f) ¿Cómo lo interpretas?
g) Elabora un reporte de tu actividad.
Actividad 3
Sujeta el tubo que contiene disolución de hidróxido de calcio, añade unas gotas de fenolftaleína
e introduce un popote en tubo. Coloca la parte superior del popote en tus labios y sopla
suavemente haciendo burbujear la solución durante unos 3 minutos.
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
108
Química cuantitativa I
b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de
representación?
c) Menciona qué factores te permitieron concluir que se había efectuado una reacción química.
d) ¿A qué compuesto corresponde el precipitado blanco que se formó?
e) ¿Qué sucedió con la fenolftaleína? Plantea tu hipótesis
f) Adiciona nuevamente un poco de la disolución acuosa de hidróxido de calcio. ¿Qué
observas? ¿Los resultados obtenidos apoyan tu hipótesis o la descartan?
g) Elabora un reporte de tu actividad.
Reacciones y ecuaciones químicas
109
3.2 Tipos de reacciones químicas: balanceo por tanteo y método algebraico
Todas las reacciones que se llevan a cabo en nuestra vida cotidiana, como la combustión del
gas de la estufa, la putrefacción de la carne, la fermentación de la leche, la fermentación del
jugo de uva entre otras, cumplen con una ley natural; esta ley suele ser conocida como «Ley de
la conservación de la masa». Esta ley establece:
«Durante una reacción química la masa total de las sustancias
que participan como reactivos es exactamente igual a la masa
total de las sustancias que se obtienen como productos»
En otras palabras, «la materia no se crea ni se destruye, sólo se
transforma», esto significa, que las sustancias en una reacción química se transforman, pero la masa permanece constante, pues durante una reacción química los átomos o iones se reordenan o reagrupan para dar origen a nuevos agrupamientos de átomos o moléculas diferentes a las iniciales. Durante una reacción química los
átomos o iones se reordenan o reagrupan para dar origen a nuevos
agrupamientos de átomos o moléculas diferentes a las iniciales.
¿Sabías que…el estudio de las reacciones químicas permitió establecer la ley de la
conservación de la masa?
Probablemente, la aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier (17431794) a la química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los que
la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de la
masa en 1774.
Lavoisier comprobó que la masa (cantidad de materia) es algo permanente
e indestructible, algo que se conserva pese a todos los cambios. Newton
desde la física, había defendido la idea de una masa que permanecía
constante a través de todos los movimientos, y Lavoisier la aplicó al mundo
de la química.
Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones, la mayoría de las cuales consistían en
someter a calentamiento diversos metales, siempre en recipientes cerrados y con una
cantidad determinada de aire, pero, sobre todo, midiendo las masas de las sustancias
antes y después de la reacción. Estos experimentos le llevaron, no sólo a comprobar que el
oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación, sino también
a demostrar la conservación de la masa durante el proceso.
Los trabajos de Lavoisier marcaron el inicio de la representación simbólica de una reacción
química, mediante el uso de la ecuación química.
Tomado de: http://www.educared.net/concurso2001/410/ciencias.htm#lavoisier
Química cuantitativa I
110
Balanceo de ecuaciones químicas
Toda ecuación química debe cumplir con la ley de la conservación de la masa, para ello, es
necesario balancearla, ajustarla o nivelarla.
Balancear una ecuación química significa determinar qué valor debe tomar cada coeficiente, de tal manera que el número de átomos por cada elemento, sea igual en los
reactivos y productos, buscando que éste sea siempre el mínimo de todos los múltiplos
posibles.
Recuerda que una vez escrita la ecuación química con las fórmulas correctas, para balancearla,
no debes cambiar los subíndices de las fórmulas, pues esto alteraría la representación de la
composición de las sustancias.
Existen diversos métodos para balancear una ecuación, en este libro abordaremos los siguientes:
a) Método por tanteo, aproximación o inspección
b) Método algebraico
c) Método de óxido–reducción
Balanceo por el método de tanteo, aproximación o inspección
El balanceo por tanteo como su nombre lo indica, consiste en tantear, probar, contar o ensayar
hasta encontrar los coeficientes numéricos apropiados que permitan igualar el número de átomos
de los reactivos y productos en la ecuación química.
Para efectuar de manera más eficiente el balanceo por tanteo, se recomiendan los siguientes
pasos:
1. Escribir correctamente las fórmulas en la ecuación.
Por ejemplo: la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio, en la cual se produce
sulfato de sodio y agua.
2. Identifica qué elementos están presentes en los reactivos y en los productos. Elabora una
lista de acuerdo al siguiente orden:
Reactivos
Metal
No metal
Hidrógeno
Oxígeno
Productos
Na
S
H
O
3. Se cuentan los átomos de cada elemento tanto en reactivos como en productos.
Metal
No metal
Hidrógeno
Oxígeno
Reactivos
1
1
3
5
Na
S
H
O
Productos
2
1
2
5
111
Reacciones y ecuaciones químicas
4. Se observa que sólo los átomos de hidrógeno y de sodio no están ajustados. Para iniciar el
balanceo, se recomienda empezar por los elementos metálicos, en nuestro caso, el sodio.
Para ello, se coloca un coeficiente 2 en el hidróxido de sodio para igualar el número de átomos
de sodio en ambos lados de la ecuación.
2
Al colocar el coeficiente 2 en el NaOH, el número de átomos que se tenían en un inicio se
modifica, tal como se indica a continuación.
Reactivos
2
1
4
6
Metal
No metal
Hidrógeno
Oxígeno
Na
S
H
O
Productos
2
1
2
5
5. El siguiente paso sería igualar el número de átomos del no metal, en nuestro caso es el
azufre, el cual se observa que ya está nivelado.
6. Finalmente se ajusta el número de átomos de hidrógeno y oxígeno en ambos lados de la
ecuación. Si observamos, el número de átomos de hidrógeno en los reactivos y productos
puede igualarse colocando un coeficiente 2 en la molécula de agua.
2
2
Como verificación final, encontramos:
Metal
No metal
Hidrógeno
Oxígeno
Reactivos
2
1
4
6
Na
S
H
O
Productos
2
1
4
6
La ecuación química ha quedado balanceada.
Actividad 3.6 En forma individual o colaborativa balancea por tanteo las
siguientes ecuaciones químicas.
a)
b)
c)
d)
e)
Química cuantitativa I
112
f)
g)
h)
i)
j)
Balanceo por el método algebraico
El método algebraico como su nombre lo indica, consiste en utilizar los conocimientos de álgebra
elemental para balancear una ecuación química. En este método se considera a cada una de
las sustancias (reactivos y productos) como variables o incógnitas de una ecuación algebraica.
Para balancear una ecuación química por el método algebraico, se recomienda desarrollar los
siguientes pasos:
Ejemplo 1
a) Escriba correctamente la ecuación química.
b) Asigne a cada sustancia una literal o variable (a, b, c, d, ...etc.)
a
b
c
d
c) Establezca para cada elemento una ecuación algebraica, en función del número de átomos presentes en reactivos y productos.
Para el H es
2a + 2b = 2d
ecuación 1
Para el S es
a=c
ecuación 2
Para el O es
4a + 2b = 4c + d
ecuación 3
Para el Ca es
b=c
ecuación 4
d) Asigne un valor arbitrario a la literal que más se repita en las ecuaciones algebraicas.
Éste deberá ser siempre un número entero pequeño. En nuestro caso asignaremos valor de
1 a la literal a, aunque pudimos haberle asignado valor a la b, pues ambas literales se
encuentran en el mayor número de ecuaciones.
e) Resuelva las ecuaciones algebraicas generadas por cualquier procedimiento: igualación, eliminación o sustitución.
Si a =1 y según la ecuación 2; a = c entonces c = 1
113
Reacciones y ecuaciones químicas
Si c = 1 y según la ecuación 4; b = c entonces b = 1
En la ecuación 1, 2a + 2b = 2d
donde al despejar d = 2a + 2b (ecuación 5)
2
Al sustituir los valores de a y b, tenemos: d = 2(1) + 2(1) = 2 , d = 2
2
f) Los valores obtenidos para cada literal serán los coeficientes que se coloquen en cada
fórmula de la ecuación química.
a =1
b =1
c =1
d =2
La ecuación química ha quedado balanceada:
Ejemplo 2
a) Escriba correctamente la ecuación química.
b) Asigne a cada sustancia una literal o variable (a, b, c, d, ...etc.)
a
b
c
d
e
c) Establezca para cada elemento una ecuación algebraica, en función del número de átomos presentes en reactivos y productos.
Para el Cu es
a=c
ecuación 1
Para el H es
b = 2e
ecuación 2
Para el N es
b = 2c + d
ecuación 3
Para el O es
3b = 6c + d + e
ecuación 4
d) Asigne un valor arbitrario a la literal que más se repita en las ecuaciones algebraicas. En
nuestro caso es la literal b, y le asignaremos el valor de 2 .
e) Resuelva las ecuaciones algebraicas generadas por cualquier procedimiento: igualación, eliminación o sustitución.
Si b = 2 y según la ecuación 2; b = 2e , entonces e = 1
Química cuantitativa I
114
En la ecuación 3: b = 2c + d en ella, se desconoce el valor de c y d, por tanto se despeja
una de estas literales:
d = b - 2c
(ecuación 5)
En la ecuación 4: 3b = 6c + d + e sustituimos el valor de d (dada por la ecuación 5)
3b = 6c + d + e
3b = 6c + (b-2c) + e
3b = 6c + b -2c + e
3b = 4c + b + e
Sustituímos los valores de b y e.
3(2) = 4c + 2 + 1
6 = 4c + 3
6 - 3 = 4c
3 = 4c
c= 3
4
c = 0.75
3
En la ecuación 1: a = c por tanto, a =
4
a = 0.75
En la ecuación 5: d = b - 2c al sustituir los valores de b y c , tenemos:
d = 2 - 2(3/4)
d = 2 - 6/4
d = 2 - 1.5
d = 0.5
f) Los valores obtenidos para cada literal deben ser números enteros, ya que estos serán
los coeficientes que se coloquen en cada fórmula de la ecuación química. Si los valores
obtenidos son números fraccionarios, deberás multiplicarlos por su mínimo común múltiplo
para obtener números enteros. En nuestro caso es el valor de 4.
a = 0.75 x 4 = 3
b=2
x 4=8
c = 0.75 x 4 = 3
d = 0.5 x 4 = 2
e=1
x 4=4
La ecuación química ha quedado balanceada:
Reacciones y ecuaciones químicas
115
Actividad 3.7 En forma individual o colaborativa balancea por el método
algebraico las siguientes ecuaciones químicas y da nombre a cada una de
las sustancias que participan.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
Química cuantitativa I
116
Tipos de reacciones químicas
Actividad 3.8 Explorando las ideas sobre enlace químico. En forma
individual o colaborativa contesta las siguientes preguntas.
1. En una reacción química ...
a) Siempre se desprende energía.
b) Siempre se requiere de energía para que se lleve a cabo.
c) Siempre hay un intercambio de energía entre el sistema y los alrededores.
2. En una reacción química ...
a) Se forman nuevas sustancias.
b) No se forman nuevas sustancias.
c) Las sustancias sólo cambian de estado físico.
3. Si una sustancia pierde masa, aumenta o disminuye su volumen y cambia de color al calentarla,
se dice que en ella se experimentó ...
a) Un cambio físico
b) Un cambio químico
c) Ambos cambios
4. Si disolvemos azúcar en agua, se forma una disolución azucarada, ¿cómo clasificarías este
cambio?
a) Un cambio físico
b) Un cambio químico
c) Ambos cambios
5. ¿Qué ocurre con la cantidad de masa, en una reacción química?
a) Aumenta
b) Disminuye
c) Permanece constante
117
Reacciones y ecuaciones químicas
Para facilitar la comprensión y explicación de los cambios o transformaciones químicas, las
reacciones se han clasificado para su estudio en:
a. Reacciones endotérmicas y exotérmicas
b. Reacciones de síntesis o combinación directa
c. Reacciones de descomposición o de análisis
d. Reacciones de desplazamiento o sustitución simple
e. Reacciones de doble desplazamiento o sustitución doble
f. Reacciones de óxido-reducción
a ) Reacciones endotérmicas y exotérmicas
En una reacción química siempre hay un intercambio de energía entre el sistema y los alrededores,
algunas veces liberando y en otras absorbiendo energía. Esto nos lleva a clasificarlas como
reacciones endotérmicas y exotérmicas según corresponda.
Las reacciones endotérmicas necesitan de la aplicación de alguna forma de energía para
que se efectúen (calorífica, eléctrica o luminosa). En caso de aplicar algún tipo de energía se
debe indicar en la parte superior de la flecha horizontal.
Conozca más ...sobre reacciones endotérmicas
A continuación se muestra una reacción endotérmica que se presenta al reaccionar el cloruro de cobalto(II) y el cloruro de tionilo.
Cloruro de cobalto (II), antes de añadir
cloruro de tionilo.
Cloruro de cobalto (II), 7 minutos después de
añadir cloruro de tionilo.
El tubo de ensayo contiene 4 g de cloruro
de cobalto (II), de color violeta. Con un
sensor de temperatura, se mide la
temperatura inicial en el tubo de ensayo.
En nuestro caso registra una temperatura
de 21.9 °C.
Al tubo de ensayo se le adicionan 20
mL de cloruro de tionilo. En 7 minutos
la temperatura disminuye hasta 5.9°C.
Se desprende gas y el color cambia
de color violeta a azul.
Química cuantitativa I
118
Color violeta
Color azul
El agua de hidratación del cloruro de cobalto (II), reacciona con el cloruro de tionilo y produce
ácido clorhídrico y dióxido de azufre. La reacción es endotérmica, es decir, toma lugar al
absorber energía calorífica del ambiente (la temperatura disminuye). La entalpía de reacción
o ÄH0 es positivo. Sin embargo, la reacción ocurre espontáneamente dada la gran cantidad
de productos generadores de gases y por tanto, el desorden del sistema se incrementa. El
cloruro de cobalto (II), es utilizado en el llamado “gel azul” (sílica gel azul). El cambio de color
de azul a violeta indica que el poder desecante de la sílica gel se ha agotado y por tanto,
debe ser renovado.
Precauciones de seguridad: Dado que se produce cloruro de hidrógeno, la reacciones con
cloruro de tionilo deben ser realizadas en una campana para gases. Los posibles residuos
pueden ser desechados de manera segura al añadir hielo.
Tomado y adaptado de www2.uni-siegen.de/.../spanish/v41-2.html
En cambio, las reacciones exotérmicas, al efectuarse van acompañadas de la liberación de
gran cantidad de energía en forma de calor y en ocasiones en forma de luz.
El calor generado en este tipo de reacción es un producto y por tanto, se sugiere escribirlo al
lado derecho de la ecuación, ya sea, con la palabra calor o con el símbolo ÄH0.
Por ejemplo:
Algunas reacciones exotérmicas, no se llevan a cabo por sí solas a temperatura ordinaria, por
lo que se requiere aplicar una cantidad de energía para iniciar la reacción (en forma de chispa,
luz, flama, etc.). A esta cantidad de energía que se aplica al inicio, se le denomina energía de
activación.
Conozca más ...sobre reacciones exotérmicas: Reacción de deshidratación del azúcar
por el ácido sulfúrico.
Precauciones de seguridad: Dado que se desprenden vapores de ácido
sulfurico, esta reacción debe
ser efectuada en una campana para gases o al aire libre.
H2SO4
Azúcar
Se colocan 20 gramos de azúcar en un vaso de precipitado de
250 ML. Se le adicionan 10 mL
de ácido sulfúrico concentrado.
El azúcar se convierte en un
residuo negro de carbón,
mientras que el agua se desprende en forma de vapor.
Tomado y adaptado de
http://www.ebrisa.com/
portalc/ShowArticle.do?
source=S&id=497418
119
Reacciones y ecuaciones químicas
Reacciones de síntesis o combinación directa
A este tipo de reacción también se le conoce como de adición, porque en ella los átomos se
reagrupan para formar un sólo producto.
Tipo de reacción en la que dos o más sustancias (elementos o compuestos) se combinan para formar un sólo producto, con propiedades diferentes.
Las reacciones de este tipo se pueden representar por la ecuación general:
A + B
C
A este tipo de reacción pertenece la formación de funciones químicas como los óxidos, hidróxidos,
ácidos, sales haloideas e hidruros.
Ejemplos:
Sal haloidea
Óxido básico
Hidróxido
Hidrácido
Oxiácido
Hidruro metálico
Hidruro no metálico
Óxido ácido
Óxisal
Actividad 3.9 En forma individual o colaborativa completa y balancea cada
una de las siguientes ecuaciones que representan reacciones de síntesis y
nombra a todas las sustancias que participen como reactivos o productos.
a)
b)
120
Química cuantitativa I
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
Conozca más... sobre la contaminación del aire
La contaminación del aire hace referencia a la alteración de la atmósfera terrestre por la
emisión de sustancias tóxicas (gases, sólidas o líquidas)en cantidades diferentes a las
presentes de manera natural. Los contaminantes producen efectos perjudiciales sobre la
flora y la fauna. En la salud humana pueden ocasionar cáncer, malformaciones congénitas,
daños cerebrales y trastornos del sistema nervioso, así como lesiones pulmonares y de
las vías respiratorias.
La contaminación del aire es un problema ambiental que ha provocado daños en la capa
de ozono y el deterioro de edificios, monumentos, estatuas y otras estructuras. Pero
además, ha provocado el calentamiento global del planeta (efecto invernadero), todo esto
debido al aumento en la emisión de gases contaminantes por la quema de combustibles
fósiles, como el dióxido y monóxido de carbono (CO2 y CO), óxidos de nitrógeno y azufre,
metano, cloro e hidrocarburos no quemados.
¿Pero, todos somos responsables? Todos tenemos una cuota de responsabilidad,
por pequeña que ésta sea. En diciembre de 1997, 130 países industrializados se comprometieron bajo el auspicio de la ONU, en la ciudad de Kioto a ejecutar un conjunto de
medidas para reducir los gases de efecto invernadero. El objetivo principal es disminuir el
cambio climático de origen antropogénico. Según las cifras de la ONU, se prevee que la
temperatura media de la superficie del planeta aumente entre 1.4 y 5.8 °C de aquí a 2100,
a pesar que los inviernos son más fríos y violentos. Esto se conoce como calentamiento
global.
Reacciones y ecuaciones químicas
121
El compromiso es el de reducir en un 5.2% las emisiones contaminantes entre 2008 y 2012.
El acuerdo entró en vigor el 16 de febrero de 2005, pero Estados Unidos, uno de los mayores productores de CO2 en el mundo, se niega a ratificar este acuerdo.
Una de las razones, es que manifiestan que el CO2 que producen se consume por la fotosíntesis de los bosques de Alaska y otras zonas de su país y la otra que consideran que la
aplicación del Protocolo de Kioto es ineficiente e injusta al involucrar sólo a los países
industrializados y excluir de las restricciones a algunos de los mayores emisores de gases
en vías de desarrollo (China e India en particular), lo cual considera que perjudicaría gravemente la economía estadounidense.
¿Cómo la ves? ¿tú que opinas? ¿Sómos los ciudadanos comunes los responsables del
cambio climático? ¿Qué acciones debemos realizar para contribuir a disminuir los efectos
del cambio climático?
La lluvia ácida ...un producto de reacciones de síntesis
El agua de lluvia es ligeramente ácida por naturaleza, dado que al estar en contacto con
el dióxido de carbono de la atmósfera, se forman pequeñas cantidades de ácido
carbónico, y ésta tiene un pH de 5.6.
Sin embargo, en los últimos años se han detectado lluvias más ácidas de lo normal, es
decir con pH menores de 5. Esto se debe a la emisión de dióxido de carbono y óxidos de
azufre y nitrógeno. El CO2 se produce en incendios, en autos, en industrias, etc. Los
óxidos de azufre se emiten de manera natural en volcanes, en la industria metalúrgica y
quema de combustibles. Los óxidos de nitrógeno se forman de manera natural en
descargas eléctricas y en la combustión de gasolinas. Estos óxidos al reaccionar con el
vapor de agua de la atmósfera, forman el ácido sulfúrico y el ácido nítrico.
Química cuantitativa I
122
Efectos de la lluvia ácida
La lluvia ácida es perjudicial para la flora y la fauna. Dificulta el desarrollo de vida acuática
en lagos, ríos y mares. Afecta directamente a la vegetación, provocando deforestación e
infertilidad en la corteza terrestre.
Provoca daños materiales por su carácter
corrosivo a las construcciones y las
infraestructuras, pero principalmente a monumentos y edificaciones construidas con mármol o caliza.
¿Qué acciones debemos realizar para contribuir a disminuir los efectos de la lluvia ácida?
Reacciones de descomposición
A las reacciones de descomposición también se les conoce como reacciones de análisis, por
que en el análisis químico para estudiar la composición química de un material o muestra se
necesita descomponer el todo en sus partes.
La palabra análisis proviene del latín (ana= de abajo hacia arriba y lisis= romper, desmembrar,
destruir).
Este tipo de reacción se presenta cuando una sola sustancia por aplicación de alguna forma de
energia (calorífica, luminosa, eléctrica, etc.), se descompone o se separa en sus componentes
en dos o más sustancias distintas.
123
Reacciones y ecuaciones químicas
El reactivo suele ser por lo general un compuesto y los productos generados en la
descomposición pueden ser: elementos o compuestos.
Las reacciones de descomposición son opuestas a las reacciones de combinación.
Las reacciones de este tipo se pueden representar por la ecuación general:
AB
ENERGÍA
Compuesto
A + B
Elementos o compuestos
Predecir los productos de una reacción de descomposición no es nada fácil, porque se requiere tener una comprensión de cada reacción específica.
A este tipo de reacción pertenece la descomposición de óxidos metálicos, oxisales haloideas
y otros compuestos oxigenados como el agua y el agua oxigenada.
En general los óxidos metálicos al descomponerse liberan oxígeno molecular, sin embargo,
existen óxidos que se descomponen en óxidos de menor número de oxidación. Algunas oxisales
como carbonatos y bicarbonatos se descomponen liberando CO2. Los cloratos y nitratos se
descomponen por acción del calor en otros compuestos más el oxígeno molecular.
Ejemplos
Química cuantitativa I
124
¿Sabias que…una reacción de descomposición, puede salvar nuestra vida?
En la actualidad los automóviles modernos cuentan con bolsas de aire (en inglés, airbags)
que nos protegen al momento del impacto, ya que éstas, se inflan rápidamente y ayudan a
prevenir lesiones en accidentes automovilísticos.
¿Cómo funcionan?
La forma en la que funcionan es muy simple, constan de tres partes: la bolsa, el sensor y el
sistema de inflado.
La bolsa de nylon lubricada con almidón o talco, se guarda en el volante, el sensor se instala
en el exterior del automóvil y le indica a la computadora cuándo inflar la bolsa (usualmente
cuando haya un golpe igual a topar de frente con una pared sólida a 20 km/h).
¿Cuando se da el inflado?
El sensor emite una señal eléctrica y ésta genera una reacción química de descomposición
del azida de sodio, NaN3.
Esta reacción es exotérmica y muy rápida. Esto provoca la liberación de nitrógeno, el cual
infla la bolsa a un velocidad equivalente a 300 km/h.
El llenado se produce en tan solo 50 milisegundos, aproximadamente. Tras la dilatación
inicial, el gas de nitrógeno caliente, se enfría y la bolsa se desinfla parcialmente, liberando al
pasajero.
Aproximadamente 130 g de azida de sodio generará 67 litros de nitrógeno gaseoso, lo
suficiente para inflar la bolsa de aire del automóvil y salvar nuestra vida.
El ion azida es una sustancia sólida de color blanca, que se descompone por acción del
calor en sodio y nitrógeno.
+
Na
N
-
N
+
N
-
Tomado de: http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap6/bolsasdeaire.doc
http://www.esmas.com/deportes/automovil/281597.html
125
Reacciones y ecuaciones químicas
Actividad 3.10 En forma individual o colaborativa balancea cada una de
las siguientes ecuaciones que representan reacciones de descomposición
y da nombre a cada una de las sustancias que participan.
a)
b)
c) Perclorato de sodio
Cloruro de sodio + Oxígeno
d)
e) Carbonato de magnesio
f)
g)
h)
i)
j)
Óxido de magnesio + Bióxido de carbono
Química cuantitativa I
126
Reacciones de sustitución simple
Se les conoce como reacciones de desplazamiento simple, porque en ellas, un elemento más
activo químicamente reacciona desplazando o sustituyendo a otro elemento que se encuentra
formando parte de un compuesto.
Las reacciones de este tipo se ajustan a una ecuación general:
A + BC
B + AC
Un metal sustituye a otro metal.
Metal
más
activo
Metal
menos
activo
Un ejemplo de ello, es la reacción que se efectúa cuando se
sumerge un alambre o lámina de cobre en una solución de nitrato
de plata. Se forman cristales brillantes de plata, parecidos a
agujas, en el alambre o lámina de cobre, debido a que en esta
reacción, el cobre se oxida a iones Cu2+ y desplaza a los iones
Ag+ del AgNO3. Los iones Ag+ se reducen a plata metálica.
Un no metal sustituye a otro no metal.
A + BC
C + BA
No metal No metal
más
menos
activo
activo
Un ejemplo de ello, es la reacción que se efectúa entre el cloro y el bromuro de potasio. En un
tubo de ensayo se agregan 2 mL de una disolución de KBr (0.1M) y 1 mL de agua de cloro*,
inmediatamente se observa un cambio de color, de incoloro a amarillo. Esto es un indicio de
que el bromo ha sido despalzado por el cloro.
* A la disolución de cloro gaseoso en agua se le conoce comúnmente como agua de cloro. El
cloro molecular se transforma en ion hipoclorito, ClO- y cloruro, Cl-.
127
Reacciones y ecuaciones químicas
Serie de actividad, electromotriz o electroquímica
En cursos anteriores has tenido la oportunidad de analizar algunas propiedades de los elementos
metálicos y no metálicos, pero un vistazo de nuevo a la tabla periódica te permitirá predecir que
elemento puede ser capaz de desplazar a otro.
En el laboratorio podrás comprobar experiementalmente tus hipótesis y establecer un orden de
reactividad en metales y no metales. A ese orden se le conoce como serie de actividad, serie
electromotriz o serie electroquímica.
Desplazan al
hidrógeno
del agua fría
Desplazan al hidrógeno
del vapor del agua
Li
K
Ba
Ca
Na
Mg
Al
Zn
Cr
Fe
Cd
Co
Ni
Sn
Pb
(H)
Cu
Hg
Ag
Pt
Au
Desplazan al hidrógeno de los ácidos
Orden de reactividad
Serie de actividad de los metales más comunes en orden decreciente
Esta serie de actividad de los metales , indica el orden
o la tendencia a reducir espontáneamente a los iones
de cualquier otro metal ubicado por debajo de su
posición. El orden nos muestra además, la facilidad
con la que un metal puede desplazar o sustituir al
hidrógeno de un ácido o del agua.
Las diferencias de reactividad están relacionadas con
la tendencia a ceder o perder electrones para formar
cationes. Los metales que están más arriba en la
serie electromotriz, se oxidan con más facilidad que
los metales que aparecen más abajo en la misma
serie.
Serie de actividad de los no metales más comunes en
orden decreciente
El orden de reactividad de los no metales se
muestra a continuación y en él se puede apreciar
que los halógenos se pueden ordenar en otra
serie de actividad.
F2 > Cl2 > Br2 > I2
F
O
Cl
Br
I
S
P
Se
N
B
C
Si
Química cuantitativa I
128
Ejemplos de reacciones de sustitución simple
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Actividad 3.11 En forma individual o colaborativa constesta las siguientes
preguntas utilizando la serie de actividad de metales y no metales.
a) ¿Puede el magnesio reaccionar con el ácido clorhídrico? Si tu respuesta es afirmativa
escribe una ecuación química que represente dicha reacción.
b) ¿Puede el mercurio reaccionar con el ácido nítrico? Si tu respuesta es afirmativa escribe
una ecuación química que represente dicha reacción.
c) ¿Puede la plata desplazar al zinc en una disolución que contenga iones Zn2+ ? Si tu
respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.
d) ¿Puede el cloro sustituir al yodo en una disolución de ácido yodhídrico? Si tu respuesta
es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.
e) ¿Puede el cloro desplazar al flúor en una disolución que contenga iones fluoruro, F-? Si tu
respuesta es afirmativa escribe una ecuación química que represente dicha reacción.
f) ¿Qué podría esperar que ocurriese cuando el bromo, un líquido rojo, se mezcla con una
solución incolora de NaCl?
g) ¿Puede el Cu sustituir al hidrógeno del ácido clorhídrico? Si tu respuesta es afirmativa
escribe una ecuación química que represente dicha reacción.
Reacciones y ecuaciones químicas
129
Actividad 3.12 En forma individual o colaborativa completa y balancea cada
una de las siguientes ecuaciones que representan posibles reacciones de
sustitución simple y da nombre a cada una de las sustancias que participan.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
Química cuantitativa I
130
Reacciones de sustitución doble
A este tipo de reacciones también se les conoce como de doble desplazamiento o metátesis.
Estas reacciones se caracterizan porque,
dos compuestos reaccionan entre sí, para
producir dos compuestos distintos a los
iniciales.
¿Sabías qué... la palabra metátesis se deriva
del griego y significa transposición o cambio
de lugar?
En este tipo de reacción hay un intercambio de partículas positivas y negativas; atrayéndose
por diferencia de carga entre ellas. Las partículas que participan pueden ser iones monoatómicos
o poliatómicos (radicales).
La ecuación general de este tipo de reacción es:
A+B-
+
C+D-
A+D-
+
C+B-
En muchas de las reacciones de doble sustitución existe desprendimiento de calor, producción
de algún gas o bién, la formación de un precipitado insoluble. Para predecir si se formará un
precipitado es necesario considerar algunos datos sobre la solubilidad de los compuestos
iónicos en agua a 25oC, como se observa en la siguiente tabla:
Tabla 3.1 Reglas de solubilidad
1. Todos los compuestos de los metales alcalinos (grupo I A) son solubles en el agua.
2. Todos los compuestos de amonio (NH4+) son solubles en agua.
3. Todos los compuestos que contienen nitrato (NO3-), clorato (ClO3-) y perclorato (ClO4-)
son solubles en agua.
4. La mayoría de los hidróxidos (OH-) son insolubles en agua; las excepciones son los
hidróxidos de los metales alcalinos y el hidróxido de bario: Ba(OH)2 .
5. La mayoría de los compuestos que contienen cloruros (Cl-), bromuros (Br-) y yoduros (I-)
son solubles en agua, con excepción de aquellos que contienen Ag+ , Hg 2+ y Pb2+.
6. Todos los carbonatos (CO32 -), fosfatos (PO43 -) y sulfuros, (S2 -) son insolubles, excepto
los compuestos con metales alcalinos (grupo I A) y del ion amonio (NH4+).
7. La mayoría de los sulfatos (SO42 -) son solubles en agua. El sulfato de calcio (CaSO4) y el
sulfato de plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. Los sulfatos de bario (BaSO4), sulfato
de mercurio (II) (HgSO4) y el sulfato de plomo (PbSO4)son insolubles.
Las reacciones que caen dentro de este tipo, son las siguientes:reacciones de neutralización
(ácido y base), reacción entre dos sales, una oxisal y un ácido, una sal y una base, etc.
a) Reacción de neutralización (ácido y base)
Reacciones y ecuaciones químicas
131
b) Reacción entre dos sales
c) Reacción entre una sal y una base
d) Reacción entre un oxisal y un ácido
e) Reacción entre un óxido básico y un ácido
Actividad 3.13 En forma individual o colaborativa completa y balancea
cada una de las siguientes ecuaciones que representan posibles
reacciones de doble sustitución y da nombre a cada una de las sustancias
que participan.
a)
b)
c)
d)
Química cuantitativa I
132
e)
f)
g)
h)
i)
j)
Actividad 3.14 Compruébalo tú mismo.
Propósitos
a) Realizar diferentes reacciones químicas e identificar el tipo de reacción al que corresponde
cada una de ellas.
b) Propiciar el espíritu investigativo y el trabajo cooperativo.
¿Qué se necesita?
Materiales
Gradilla
Tubos de ensayo
Soporte universal con aro
Malla con asbesto
Mechero de Bunsen
Cápsula de porcelana
Agitador de vidrio
Matraz Erlenmeyer
Sustancias
Zinc en polvo y en granalla
Azufre en polvo
HCl concentrado
HgO
Disolución de Ba(OH)2
Disolución de Na2CO3
133
Reacciones y ecuaciones químicas
¿Cómo lo vamos a hacer?
Actividad 1
Identifica las propiedades físicas del zinc y el azufre.
Propiedades físicas del azufre
Propiedades físicas del zinc
En una cápsula de porcelana agregar 0.5 g de zinc en polvo y 0.5 g de azufre en polvo,
mezclar con la ayuda de un agitador. Coloca la cápsula sobre la malla de alambre con
asbesto,se calienta la mezcla sin agitar, hasta que termine la reacción química, lo cual se
manifiesta mediante la formación de un polvo gris.
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
b) ¿Se efectuó algún cambio químico? ¿Cómo lo interpretas desde los tres niveles de
representación?
c) ¿Qué compuesto se formó?
d) Menciona a qué tipo de reacción corresponde.
g) Elabora un reporte de tu actividad.
Zinc
Azufre
Química cuantitativa I
134
Actividad 2
Identifica las propiedades físicas del óxido de mercurio (II).
Propiedades físicas del óxido de mercurio (II)
Coloca en un tubo de ensayo 0.5 g de óxido de mercurio (II), y con la ayuda de unas pinzas
para tubo de ensayo procede a calentar el tubo durante un tiempo de 5 a 10 minutos.
Transcurridos los primeros 5 minutos, coloca una astilla de madera con un punto de ignición
en la boca del tubo.
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
b) ¿Cómo interpretas los cambios desde los tres niveles de representación?
c) ¿Qué sustancias se formaron?
d) Identifica a qué tipo de reacción corresponde.
e) Elabora un reporte de tu actividad.
Actividad 3
En un matraz Erlenmeyer que contiene ácido clorhídrico concentrado, añade de 2 a 3
granallas de zinc.
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
Reacciones y ecuaciones químicas
135
b) ¿Qué le sucedió a la granalla de zinc a nivel macroscópico al estar en contacto con el
ácido?
c) ¿Qué elemento químico se desprende durante la reacción?
d) ¿Qué compuesto químico se produce y cómo puedes evidenciar su presencia?
e) Escribe y balancea por tanteo la ecuación de la reacción efectuada.
f) Identifica a qué tipo de reacción corresponde.
g) Elabora un reporte de tu actividad.
Actividad 4
En un tubo de ensayo combina 2 mL de la disolución de carbonato de sodio con 2 mL de
hidróxido de bario. Deja reposar.
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
b) Describe los cambios efectuados a nivel submicroscópico en la reacción anterior y
represéntalos de manera simbólica.
c) ¿Qué sustancias se formaron?
d) Identifica a qué tipo de reacción corresponde.
e) Elabora el reporte de la actividad.
Química cuantitativa I
136
3.3 Reacciones de óxido-reducción y balanceo de ecuaciones
En la vida diaria se presentan diversos fenómenos asociados a los procesos de oxido-reducción
como son la corrosión, la combustión, la respiración, el cocinar, el uso de agentes blanqueadores
por mencionar algunos.
En la extracción de un metal a partir de sus minerales, se lleva a cabo un proceso de reducción.
En cambio en la corrosión de los metales, se da un proceso de oxidación.
Reducción:
Oxidación:
En la combustión completa del gas butano se da un proceso oxidativo, en el cual el combustible
se transforma en dióxido de carbono, agua, y energía luminosa y calorífica.
En la respiración de los seres vivos se llevan a cabo procesos de oxidación, los cuáles se
efectúan en las células, donde se obtiene la energía necesaria para realizar el metabolismo. En
un proceso inverso(reducción), las plantas verdes durante la fotosíntesis, utilizan la energía solar para producir carbohidratos a partir de CO2 y agua.
Fotosíntesis
Energía solar
Respiración
¿Sabías qué... la oxidación biológica que realizan las plantas y los animales produce
bióxido de carbono y agua que se liberan hacia la atmósfera y la hidrósfera? Es interesante observar que mediante la fotosíntesis, las plantas del mar y de la tierra producen 1.3 x
1011 toneladas de oxígeno cada año aproximadamente. Sin embargo, esta misma cantidad de oxígeno es utilizada en el proceso de respiración por los animales, bacterias y
plantas. De tal forma, que el oxígeno atmosférico se mantiene en equilibrio.
¿Sabías qué...las actividades humanas añaden 2.5 x 1010 toneladas de bióxido de carbono a la atmósfera cada año? De esa cantidad cerca de 1.5 x 1010 toneladas son fijadas por
las plantas, los suelos y los océanos. El resto, 1 x 1010 toneladas, se está adicionando cada
año, lo que ocasiona un aumento en la concentración del bióxido de carbono, a razón de
una parte por millón al año. Lo anterior explica, el por qué del calentamiento global del
planeta.
Reacciones y ecuaciones químicas
137
Conceptos de oxidación, reducción, agente oxidante y reductor
Históricamente el término oxidación se relacionaba sólo con los procesos donde se combinan
las sustancias con el oxígeno (ganancia de oxígeno) y a la reducción como un proceso de pérdida
de oxígeno. Sin embargo, los químicos se dieron cuenta que existían procesos donde a pesar
de no participar el oxígeno se presentaba la oxidación. Un ejemplo de ello, son las reacciones
con el cloro, el bromo y otros no metales activos. Esto llevó a conceptualizar a la oxidación
como la pérdida de hidrógeno, y a la reducción como un proceso donde se daba la ganancia de
hidrógeno. Actualmente los conceptos de oxidación y reducción se asocian con la pérdida y
ganancia de electrones, respectivamente.
Puesto que la reducción y la oxidación son procesos químicos opuestos y simultáneos, donde
no puede existir uno sin el otro, es conveniente relacionar estos conceptos.
Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de pérdida y ganancia de electrones, se
aplican a la formación de compuestos iónicos. Sin embargo, estas definiciones en términos de
transferencia de electrones, no se aplican a la formación de compuestos covalentes.
Para eliminar este tipo de indefiniciones, los químicos introdujeron el concepto de número de
oxidación. Para compuestos iónicos, el número de oxidación corresponde a la carga del ion.
Para un compuesto covalente, los números de oxidación son asignados de tal forma que la
parte más electronegativa tiene un número de oxidación negativo y la parte más positiva (menos
electronegativa) tiene un número de oxidación positivo.
El número de oxidación (también llamado estado de oxidación) es un número entero,
positivo o negativo, que se asigna a cada elemento presente en un compuesto y se
refiere, al número de cargas aparentes que tendría un átomo en una molécula (o compuesto
iónico), si los electrones fueran transferidos completamente.
Por tanto, las reacciones redox se pueden definir en forma más general, en términos de cambio
en el número de oxidación.
Se dice que un elemento se oxida, si aumenta su número de oxidación en una reacción.
Si el número de oxidación de un elemento disminuye, se dice que se reduce.
Química cuantitativa I
138
En resumen, podemos decir que la oxidación puede definirse ya sea como un aumento en el
número de oxidación o como una pérdida de electrones, y la reducción como una disminución
en el número de oxidación o ganancia de electrones.
En una reacción de oxidación-reducción, la sustancia que se oxida se denomina agente
reductor, puesto que ésta causa la reducción de la otra. De igual modo, la sustancia que se
reduce, causa la oxidación de la otra y se denomina agente oxidante.
Concepto
Cambio en electrones
Cambio en el número
de oxidación
Oxidación
Pérdida
Aumento
Reducción
Ganancia
Disminución
Gana
Disminuye
Pierde
Aumenta
Agente oxidante
(sustancia que
se reduce)
Agente reductor
(sustancia que
se oxida)
Para determinar cuantos electrones se pierden cuando el elemento se oxida y cuantos electrones
se ganan si el elemento se reduce, se utiliza la recta redox.
Para utilizar la recta redox, nos ubicamos en el estado de oxidación inicial del elemento, y al
desplazarnos hacia su nuevo estado de oxidación, se cuentan los espacios numéricos que
existen entre los dos estados de oxidación del elemento oxidado o reducido.
Ejemplos
+3
Ni
Cu
+1
+2
Ni
Cu
+2
+5
Cl20
Cl
S+6
S
-2
se redujo en 1
se oxidó en 1
se oxidó en 5
se redujo en 8
139
Reacciones y ecuaciones químicas
Reglas generales para la asignación de los números de oxidación
Las siguientes reglas ayudan a asignar los números de oxidación de la mayoría de los elementos
químicos en los compuestos más comunes. Si estas reglas no cubren a todos los elementos, se
recomienda utilizar los conocimientos sobre tabla periódica, para determinar el número de
oxidación del elemento desconocido.
1. El número de oxidación de cualquier elemento libre o en su forma molecular, es siempre cero.
Al0, Fe0, Na0, P40, S80, I20, Br20, Cl20, F20, O20, N20, H20
Para tener presente, qué elementos existen en la naturaleza en forma diatómica, podemos
utilizar el siguiente ejercicio mnemotécnico:
Invierno Brumoso y Clima Frío, Ocasiona Nacimiento de Hongos.
I2
Br2
Cl2 F2 O2
N2
H2
2. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico, es igual a su carga, así:
Li+ es +1
Ba2+ es +2
Al3+ es +3
Ca2+ es +2
3. El número de oxidación del oxígeno, en la mayoría de los compuestos, es -2, excepto en los
peróxidos donde es -1, y en la combinación con el flúor, es +2.
+1 -2
+1 -1
+2 -1
H2O
Na2O2
OF2
4. El hidrógeno en la mayoría de sus compuestos presenta número de oxidación +1, excepto en
los hidruros metálicos donde participa con -1.
+1 -1
+1 -1
+2 -1
HCl
NaH
CaH2
5. Los elementos que presentan un sólo número de oxidación cuando se combinan son: los
metales alcalinos, grupo IA (1) y la plata del grupo IB (11), que tienen un número de oxidación +1;
los metales alcalinotérreos, grupo IIA (2), el zinc y el cadmio del grupo IIB (12), que presentan
número de oxidación +2; y el aluminio del grupo IIIA (13) que utiliza número de oxidación +3.
Li+1 Na+1 K+1 Rb+1 Cs+1 Ag+1
Be+2 Mg+2 Ca+2 Sr+2 Ba+2 Ra+2 Zn+2 Cd+2
Al+3
Química cuantitativa I
140
6. Los elementos del grupo VIIA (17), denominados halógenos presentan un número de oxidación de -1 cuando se unen a los metales y al hidrógeno. Asimismo los elementos no metálicos
del grupo VIA (16) al combinarse con los metales y el hidrógeno, presentan número de oxidación -2.
+1 -1
+2 -1
+1 -1
+2 -1
+1 -1
NaF
ZnCl 2
HBr
PbI 2
HCl
+4 -2
+1 -2
+1 -2
+1
K 2S
Ag 2 Se
-2
+2
-2
CdTe
PbS 2
H 2S
7. En un ion poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos
integrantes, debe ser igual a la carga neta del ion.
CO32-
NO31-
+4 -2
+5 -2
(CO3)2-
(NO3)1-
(+4) + 3 (-2) = -2
(+5) + 3 (-2) = -1
8. En un compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos
que lo integran debe ser cero.
+2 +4 -2
+1 +6 -2
Ca C O3
H2 S O4
(+2) + (+4) + 3 (-2) = 0
2 (+1) + (+6) + 4 (-2) = 0
Números de oxidación de algunos elementos representativos
H+1 Be+2 B+3
Li+1 Mg+2 Al+3
Na+1 Ca+2
K+1
C+2,+4 N+1,+3,+5,-3 O-2
Si+2,+4 P+1,+3,+5,-3 S+2,+4,+6,-2
Sn+2,+4 As+1,+3,+5,-3
Pb+2,+4
F-1
Cl+1,+3,+5,+7,-1
Br+1,+3,+5,+7,-1
I +1,+3,+5,+7,-1
El número de oxidación máximo que puede tener un elemento representativo es el número de
su grupo en la tabla periódica.
Números de oxidación de algunos elementos de transición
Cr +2,+3,+4,+5,+6 Fe+2,+3
Mn+2,+3,+4,+6,+7 Co+2,+3
Ni+2,+3
Cu+1,+2 Pd+2,+4
Hg+1,+2 Pt+2,+4
Cd+2 Au+1,+3
Zn+2 Ag+1
Los estados de oxidación más estables se indican con color azul.
141
Reacciones y ecuaciones químicas
Actividad 3.15 En forma individual o colaborativa determina el estado de
oxidación de los elementos que constituyen un compuesto o grupo
poliatómico.
a) H3PO4
b) Na2O
c) CaSO4
d) Cl2O5
e) Li2CO3
f) H BrO4
g) Mg (OH)2
h) NaNO3
3-
i) PO4
k) As O4
j) NO23-
2-
l) CO3
Actividad 3.16 En forma individual o colaborativa determina en una reacción
química, qué elementos se oxidan o se reducen e identifica al agente
oxidante y al reductor.
a) Reacción entre el aluminio y el acido sulfúrico:
Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________
Agente oxidante
________________ Agente reductor
________________
b) Reacción entre el zinc y el acido clorhídrico:
Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________
Agente oxidante
________________ Agente reductor
________________
c) Reacción entre el nitrógeno y hidrógeno:
Elemento que se oxida ________________ Elemento que se reduce ________________
Agente oxidante
________________ Agente reductor
________________
Química cuantitativa I
142
Balanceo de ecuaciones por el método de reducción-oxidación (redox)
Ejemplo 1
Para balancear ecuaciones por este método, es necesario seguir ciertas reglas.
a) Se escribe la ecuación de la reacción.
b) Se asigna el número de oxidación a cada elemento que interviene en la reacción. Se anota
en la parte superior del símbolo de cada elemento en cada fórmula.
0
+3 -1
+1 -1
0
c) Se determina qué elementos experimentaron cambio en su número de oxidación. Una forma
de expresar esto, es trazando una flecha que una a los elementos que se oxidan y se reducen
desde los reactivos hasta los productos, indicando encima de la flecha el aumento o disminución del número de oxidación.
Se oxidó en 1
0
+3 -1
+1 -1
0
Se redujo en 3
d) Los valores encontrados se anotan debajo de las fórmulas donde aparecen los elementos
oxidados y reducidos; en el miembro de la ecuación que contenga el mayor número de átomos.
1
3
e) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente.
1x1=1
3x1=3
f) Los números resultantes se cruzan entre sí y se escriben como coeficientes.
3
1
3
* El coeficiente 1 no se escribe.
g) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo.
3
La ecuación química ha quedado balanceada.
3
143
Reacciones y ecuaciones químicas
Ejemplo 2
Balancear por redox la siguiente ecuación
a) Sobre cada elemento, se anota su número de oxidación.
+1 +5 -2
0
+1 +5 -2
+4 -2
+1 -2
b) Se determina qué elementos sufren oxidación y reducción.
Se redujo en 1
+1 +5 -2
0
+1 +5 -2
+4 -2
+1 -2
Se oxidó en 1
c) Los valores encontrados se anotan debajo de dichos elementos, en los reactivos.
1
1
d) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente.
1x1=1
1x1=1
e) Se cruzan dichos números entre sí y se anotan como coeficientes. Como el coeficiente es 1
no se escribe.
f) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo.
2
La ecuación química ha quedado balanceada.
Ejemplo 3
Balancear por redox la siguiente ecuación
a) Sobre cada elemento, se anota su número de oxidación.
+2 -2
-3 +1
0
0
+1 -2
Química cuantitativa I
144
b) Se determina qué elementos sufren oxidación y reducción.
Se redujo en 2
+2 -2
-3 +1
0
0
+1 -2
Se oxidó en 3
c) Los valores encontrados se anotan debajo de dichos elementos, en los productos, pues en
ellos se encuentra el mayor número de átomos.
2
3
d) El número obtenido para cada elemento se multiplica por el subíndice correspondiente.
2x1=2
3x2=6
*Como ambos números (2 y 6) son múltiplos de 2, se reducen a 1 y 3.
e) Se cruzan entre sí los valores encontrados y se anotan como coeficientes. El coeficiente 1, no
se escribe.
1
3
3
f) El resto de los coeficientes se completa por simple inspección o tanteo.
3
2
3
3
La ecuación química ha quedado balanceada.
¿Sabías qué ... la corrosión es una reacción química que tiene un gran impacto económico
y social?
La corrosión es un fenómeno químico que puede provocar la inhabilitación total de plantas
industriales y de generación de energía eléctrica. Ésta es precisamente, una de las muchas
consecuencias indirectas que conllevarían a graves efectos económicos y sociales.
La corrosión puede causar accidentes, fuego, explosión, fuga de productos tóxicos, colapso
de construcciones, entre muchas otras. Representa además un costo económico importante,
ya que se calcula que en pocos segundos 5 toneladas de acero en el mundo se convierten
en herrumbre. En general la corrosión tiene un costo mundial no menor al 2% del producto
interno bruto.
La oxidación es una reacción química donde
un metal o un no metal cede electrones, y por
tanto aumenta su estado de oxidación. En
nuestro caso el hierro, Fe0, al perder
electrones, se oxida a hierro (II), Fe2+.
Reacciones y ecuaciones químicas
145
Actividad 3.17 En forma individual o colaborativa balancea por redox las
siguientes ecuaciones.
a)
b)
c)
d)
146
e)
f)
g)
h)
i)
Química cuantitativa I
147
Reacciones y ecuaciones químicas
j) HCl(ac)
k)
l)
m)
n)
+ Si(s)
SiCl4(s) +
H2(g)
Química cuantitativa I
148
Actividad 3.18 Compruébalo tú mismo.
Propósitos
a) Realizar reacciones de óxido reducción, plantear sus ecuaciones químicas y balancearlas
por el método de «redox».
b) Promover el trabajo cooperativo
¿Qué se necesita?
Materiales
Gradilla
3 Tubos de ensayo
Pipeta graduada
2 Frascos goteros
Sustancias
Agua oxigenada al 30%
Disolución saturada de KI
Ácido sulfúrico concentrado
Disolución saturada de KMnO4
¿Cómo lo vamos a hacer?
Numera los tubos del 1 al 3 y agrega un mililitro de agua oxigenada en cada uno de ellos.
Luego añade 3 gotas de disolución saturada de yoduro de potasio al tubo 1.
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
Añade 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado y 3 gotas de disolución saturada de
permanganato de potasio al tubo 2.
b) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
Al tubo 3 sólo se le agregan 3 gotas de disolución saturada de permanganato de potasio.
c) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
d) Las ecuaciones químicas que describen cada uno de estos procesos, se dan a continuación: balancéalas por el método de redox.
Reacciones y ecuaciones químicas
149
Ecuación química del tubo 1
Ecuación química del tubo 2
Ecuación química del tubo 3
e) En las ecuaciones anteriores, identifica que papel desempeña el agua oxigenada, ¿cómo
agente oxidante o reductor?
f) ¿Qué diferencias macroscópicas y sub-microscópicas encuentras en las reacciones
anteriores?
¿Qué recomendarías a tus compañeros acerca de los cuidados que se deben tener al
efectuar estas reacciones en futuros experimentos?
150
Química cuantitativa I
3.4. Estequiometría de reacciones químicas
Introducción
El tema de estequiometría de reacciones tiene como propósito introducir al alumno en el
conocimiento, comprensión y aplicación de las relaciones estequiométricas en forma teórica y
experimental.
Los químicos tienen en los cálculos estequiométricos una herramienta básica, es por eso que
en la industria química o las relacionadas con ella, es importante conocer qué cantidad de
reactivos son necesarios para poder obtener una determinada cantidad de producto.
En la vida diaria abundan situaciones que pueden resolverse mediante una estrategia similar a
la utilizada en la resolución de problemas estequiométricos. Los problemas teóricos que se
plantean buscarán estar vinculados a la aplicación en la vida cotidiana, buscando con ello que
el alumno valore el papel preponderante que tiene la química en la economía, la calidad de vida
y el medio ambiente
La palabra estequiometria se deriva de las palabras griegas stoicheion que significa principio
o elemento y metron que significa medida. En otras palabras:
Estequiometria es la rama de la química que se encarga de las relaciones cuantitativas de
las sustancias (reactivos y productos) que participan en una reacción química.
La ley de la conservación de la masa es una de las leyes cuantitativas fundamentales en el
desarrollo de la estequiometría.
Cálculos estequiométricos
Para realizar cálculos estequiométricos en una ecuación química, se pueden seguir los siguientes
pasos:
a) Se lee con atención la situación problemática para identificar qué sustancias participan.
b) Se escribe correctamente la ecuación química de la reacción involucrada y se balancea.
c) Se identifican los datos que proporciona el problema y el dato que deberá obtenerse.
d) Se establecen las relaciones estequiométricas, se realizan las operaciones y se obtiene el
resultado.
e) Siempre analiza tu resultado y pregúntate si éste es razonable o no.
151
Reacciones y ecuaciones químicas
Recuerda que la cantidad de reactivos y productos en una reacción puede expresarse en masa,
volumen o cantidad de sustancia. Sin embargo, para hacer cálculos en una ecuación química
es más conveniente utilizar cantidad de sustancia, cuya unidad es el mol, que resulta la más
adecuada para los cálculos estequiométricos.
Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear una ecuación, nos permiten conocer
el número de mol de productos que se obtienen a partir de cierta cantidad de mol de reactivos,
o viceversa.
Cálculos masa-masa
La relación entre la masa de un reactivo y la masa correspondiente de un producto es uno de los
problemas más frecuentes en química. Existen varios métodos para resolver este tipo de
problemas.
Ejemplo:
El oxigeno se puede obtener mediante la reacción de descomposición del clorato de potasio
por acción del calor. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán a partir de la descomposición
de 33 g de clorato de potasio?
Existen varias formas de resolver este tipo de problemas, veamos algunos de ellas:
a) Considera la siguiente ecuación balanceada:
b) Determina las masas molares de las sustancias involucradas.
1 mol de KClO3 = 122.55g
1 mol de O2 = 32 g
c) Anota los datos, encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y establece la
proporción.
2(122.55g)
33 g
X=
3(32 g)
X
33 g de KClO3 x 96 g O2
245.1 g de KClO3
X = 12.925 g de O2
Química cuantitativa I
152
2. Otra forma de resolver es la utilización de razones unitarias
33 g de KClO3 x
1 mol de KClO3
122.55 g KClO3
x
3 mol de O2
x
2 moles KClO3
32 g de O2
1 mol de O2
X=12.93 g de O2
Actividad 3.19 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos
estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones
problemáticas .
a) Calcula la masa de oxígeno que reacciona con 10.0 g de carbono en la reacción
de formación de dióxido de carbono.
b) El KClO3 se usa para fabricar cerillos y fuegos artificiales. En el laboratorio al
calentarlo se obtiene oxígeno. ¿Cuántos gramos de O2 se pueden preparar a partir
de 4.5 g de KClO3?
c) El propano C3H8 es un combustible común que se emplea como fuente de calor
en el hogar. ¿Qué masa de O2 se consume en la combustión de 1.0 g de propano?
d) El amoníaco es un fertilizante que se obtiene haciendo reaccionar H2 y N2 gaseosos
a alta temperatura y presión, ¿cuántos gramos de amoníaco se pueden obtener a
partir de 60 g de hidrógeno?
e) Cuántos gramos de oxígeno se deben consumir para que la reacción entre el
hidrógeno y el oxígeno produzca 9 g de agua?
Reacciones y ecuaciones químicas
153
f) La fermentación de la glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido
de carbono. La ecuación que representa dicho proceso es:
¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa?
g) Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente
el compuesto de azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la
reacción:
¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para obtener 20.0 g de nitrógeno
gaseoso?
h) El carburo de silicio, SiC, se conoce por el nombre común de carborundum. Esta
dura sustancia, que se utiliza comercialmente como abrasivo, se prepara calentando SiO2 y C a temperaturas elevadas:
¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar si se hacen reaccionar 15.0 g de SiO2
y 20.0 g de C?
i) El cloro que se utiliza en los sistemas de potabilización del agua, se obtiene
industrialmente por la disociación electrolítica del agua de mar, mediante una reacción que puede representarse así:
¿Qué masa de cloruro de sodio se debe utilizar para producir 400 g de cloro?
j) Tanto el hierro como el cromo que se utilizan en la fabricación de acero cromado
pueden obtenerse por reducción del mineral cromita, mediante la siguiente ecuación:
¿Cuántos gramos de carbono (coque) deben ser utilizados para producir 350 g de
cromo, mediante este procedimiento?
Química cuantitativa I
154
Cálculos masa a mol
Ejemplo:
¿Cuántos mol de oxígeno se obtendrán a partir de la descomposición de 33 g de clorato de
potasio?
a) Considera la siguiente ecuación balanceada:
b) Determina las masas molares de las sustancias involucradas.
1 mol de KClO3 = 122.55g
1 mol de O2 = 32 g
c) Anota los datos, encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y establece la
proporción.
2 (122.55 g)
3 mol
33 g
X mol
X=
33 g de KClO3 x 3 mol de O2
2 (122.55 g) de KClO3
X = 0.4039 mol de O2
¿Sabías que... el amoníaco es uno de los compuestos más importantes del nitrógeno? El
amoníaco es un gas tóxico e incoloro que tiene un olor irritante característico. Existen riesgos
en el manejo y traslado de este gas a los campos agrícolas, ya que se transporta en nodrizas.
Su mal manejo ha provocado accidentes ambientales, que han generado muertes o
quemaduras graves a personas de algunas comunidades. El caso más reciente se tuvo
en noviembre de 2005, al chocar una pipa que transportaba amoníaco con un camión de
pasajeros cerca de la caseta de peaje de San Miguel Zapotitlán, Ahome, Sinaloa, provocó
la fuga de este gas, con el lamentable resultado de 39 muertos, 4 heridos y varios intoxicados.
Sin embargo, son muchos los beneficios que genera este producto químico en la producción
de alimentos. Su uso como fertilizante ha multiplicado el rendimiento agrícola por hectárea,
tan importante hoy en día debido al déficit alimentario mundial.
Reacciones y ecuaciones químicas
155
Actividad 3.20 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos
estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones
problemáticas.
a) El óxido de aluminio es conocido también como alúmina, se utiliza como adsorbente
para purificar productos químicos. A partir de 80 g de O2, ¿cuántos mol de óxido de
aluminio, Al2O3 , se producen?
b) El alcohol etílico es un compuesto orgánico muy utilizado como antiséptico, desinfectante, como disolvente y en bebidas embriagantes. ¿Cuántos mol de bióxido de
carbono se producirán en la combustión de 100 g de alcohol etílico? Según la ecuación:
c) Utilizando la ecuación anterior, si la combustión del alcohol produce 55.0 g de
vapor de agua, ¿cuántas mol de O2 se utilizaron?
d) Si se neutralizan 250 gramos de ácido sulfúrico con suficiente hidróxido de sodio,
¿cuántos mol de sulfato de sodio se obtendrán? Según la ecuación sin balancear:
e) La sosa cáustica es una base muy utilizada en la industria química, ¿cuántos mol
de óxido de sodio se necesitan para producir 500 g de sosa caústica? Según la
ecuación:
156
Química cuantitativa I
f) El cianuro de hidrógeno puro, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con un ligero olor a
huesos de frutas (durazno, almendra, aguacate), sumamente venenoso. Hierve a 26
0
C. Se puede obtener de la reacción entre el amoníaco y el monóxido de carbono.
¿Cuántos gramos de amoníaco se necesitan para obtener 20 mol de HCN? Según la
ecuación:
g) El ácido sulfhídrico (H2S) es un gas incoloro, flamable, venenoso, con un olor característico a huevos podridos. Se le conoce comúnmente como gas de alcantarilla. La
gente puede detectar su olor a niveles muy bajos. ¿Cuántos mol de sulfuro de sodio
se producirán si se utilizan 150 g de H2S al hacerlos reaccionar con suficiente hidróxido de sodio? Según la ecuación:
h) El potasio es un metal alcalino muy reactivo, reacciona en forma violenta con el
agua para producir hidrógeno gaseoso,H2 e hidróxido de potasio, KOH. ¿Cuántos
gramos de potasio se necesita para obtener 10 mol de hidrógeno molecular? Según
la ecuación:
i) El sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, se emplea en el tratamiento de aguas y en el curtido
de pieles. ¿Cuánto gramos de sulfato de aluminio se obtendrán si se hacen reaccionar 3 mol de ácido sulfúrico?
157
Reacciones y ecuaciones químicas
Cálculos mol a mol
Los cálculos estequiométricos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de
mol de una sustancia, que reacciona con otra, o que se producen a partir de un cierto número de
mol de otra sustancia.
En este tipo de relación la sustancia inicial está expresada en mol y la sustancia deseada
también se expresa en mol.
Ejemplo:
Una de las reacciones que ocurre en un horno de fundición cuando un mineral de hierro es
reducido a hierro, se representa por la siguiente ecuación no balanceada:
¿Cuántos mol de monóxido de carbono se necesitan para obtener 200 mol de hierro?
a) Se balancea la ecuación:
b) Los coeficientes obtenidos son los mol que participan de cada sustancia. Por tanto, se anotan los datos, encima o debajo de la fórmulas de las sustancias involucradas y se establece la
proporción.
X=
3 mol
2 mol
X mol
200 mol
3 mol de CO x 200 mol de Fe
2 mol de Fe
X = 300 mol de CO
Química cuantitativa I
158
Actividad 3.21 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos
estequiométricos necesarios para resolver las siguientes situaciones
problemáticas.
a) El peróxido de sodio es un fuerte agente oxidante, que se utiliza para blanquear la
pasta de madera antes de producir el papel. Si se hacen reaccionar 5 mol de peróxido
de sodio con suficiente agua, ¿cuántos mol de oxígeno se producen? Según la ecuación:
b) El dicromato de potasio es un sólido de color naranja
intenso. Es un oxidante fuerte, que en contacto con sustancias orgánicas puede provocar incendios. El dicromato
de potasio se puede obtener de la reacción del cromato
de potasio con el ácido sulfúrico. ¿Cuántos mol de ácido
sulfúrico se necesitan para obtener 7 mol de dicromato de
potasio?
c) El sulfuro de carbono o disulfuro de carbono (CS2), es un líquido volátil, incoloro y muy
fácilmente flamable. El disulfuro de carbono arde con el oxígeno atmosférico, según la
ecuación:
¿Cuántos mol de disulfuro de carbono son necesarios para obtener 15 mol de dióxido
de azufre?
d) El sulfato de calcio, mejor conocido como yeso, se utiliza en la agricultura como
mejorador de suelos, pues su composición química, rica en azufre y calcio, hacen de él,
un compuesto de gran valor como fertilizante. Recientemente el yeso se empieza a
utilizar en desastres ambientales para eliminar metales pesados. ¿Cuántos mol de
sulfato de calcio se obtendrán a partir de 12.5 mol de carbonato de calcio y suficiente
ácido sulfúrico? Según la ecuación:
Reacciones y ecuaciones químicas
159
e) El carbonato de magnesio es utilizado por gimnastas,
levantadores de pesas y escaladores para agarrar mejor los
objetos o adherirse a la roca. El carbonato de magnesio al
reaccionar con el ácido clorhídrico, forma cloruro de
magnesio, bióxido de carbono y agua. Según la ecuación:
¿Cuántos mol de cloruro de magnesio se obtendrán si reaccionan completamente 5 mol de HCl con suficiente carbonato de magnesio?
f) El sulfato de amonio, (NH4)2SO4, es un compuesto utilizado
en agricultura como fertilizante, para enriquecer el suelo y
favorecer el crecimiento vegetal. Se obtiene de la reacción
entre el amoníaco y el ácido sulfúrico.
¿Cuántos mol de amoníaco se necesitan para obtener 5 mol
de sulfato de amonio?
g) El hidróxido de sodio, NaOH, conocido como sosa cáustica, se puede obtener en
el laboratorio al hacer reaccionar carbonato de sodio e hidróxido de calcio. Según la
ecuación:
¿Cuántos mol de hidróxido de calcio se utilizarán para
obtener 10.5 mol de hidróxido de sodio?
Química cuantitativa I
160
Cálculos de reactivo limitante y reactivo en exceso
En los cálculos estequiométricos realizados con anterioridad como masa-masa, masa-mol y
mol-mol, hemos utilizado expresiones como « reaccionan completamente», «se hacen reaccionar
con suficiente ...», esto significa que los reactivos reaccionan totalmente o se consumen por
completo. Sin embargo, en ocasiones la formación de un producto se detiene cuando uno de
los reactivos se agota o limita la reacción. A este reactivo se le conoce como reactivo limitante.
Es este reactivo el que debe ser tomado en cuenta al calcular el rendimiento teórico, ya que la
cantidad máxima de producto que se puede formar depende de la cantidad de reactivo o reactivos
limitantes.
Para entender la función del reactivo limitante, analicemos la siguiente analogía:
Un fabricante de bicicletas dispone de 2600 manubrios, 2820 cuadros y 4250 ruedas. Utilizando
los datos proporcionados, ¿cuántas bicicletas puede fabricar con estas partes?
+
2R
+
+
C
+
M
R2CM
Se tiene que para cada bicicleta se necesita 1 manubrio, y se dispone de 2600 manubrios, por
tanto, existe la posibilidad de fabricar 2600 bicicletas. Si se cuenta con 2820 cuadros de bicicleta y sólo se necesitan 2600, entonces se tiene un exceso de 220 cuadros. El fabricante
cuenta además con 4250 ruedas, con las cuales tiene la posibilidad de construir 2125 bicicletas.
a) ¿Se pueden fabricar 2600 bicicletas? No, porque se necesitan 5200 ruedas y sólo se tienen
4250.
b) ¿Qué partes limitan la fabricación de las 2600 bicicletas? Las ruedas.
c) ¿Qué partes se encuentran en exceso? Los marcos y los manubrios.
Actividad 3.22 En forma individual o colaborativa determina que
ingrediente es el reactivo limitante, en la siguiente analogía.
En una nevería se utilizan los siguientes ingredientes para preparar un postre:
3 bolas de helado
2 cucharadas de jarabe
1 cucharada de crema
1 cereza.
161
Reacciones y ecuaciones químicas
¿Cuántos postres se podrán preparar a partir de:
2.5 L de helado (12 bolas / L)
250 mL de jarabe de chocolate (1cucharada = 15 mL)
200 g de crema (1cucharada = 10 g)
10 cerezas
Pasos a seguir para realizar los cálculos estequiométricos cuando existe un reactivo
limitante:
Por ejemplo
¿Qué ocurrirá si se hacen reaccionar 8 mol de cloro y 5.5 mol de aluminio para formar cloruro
de aluminio?
a) Se escribe la ecuación balanceada.
b) Se calcula la cantidad de sustancia de cada reactivo por separado, cuando se exprese en
masa.
Para nuestro caso: 8 mol de cloro y 5.5 mol de aluminio
c) Se determina la cantidad de sustancia de producto a partir de la cantidad inicial de reactivo
5.5 mol
8 mol
X mol
2 mol
3 mol
2 mol
X=
5.5 mol de Al x 2 mol de AlCl3
2 mol de Al
X = 5.5 mol de AlCl3
X=
8 mol de Cl2 x 2 mol de AlCl3
3 mol de Cl2
X = 5.33 mol de AlCl3
Química cuantitativa I
162
d) Se compara la cantidad de producto que se obtiene para cada reactivo
e) El reactivo que produzca menor cantidad de producto será el reactivo limitante
f) Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante.
a) ¿Quién es el reactivo limitante? Es el cloro.
b) ¿Qué sustancia se encuentra en exceso? El aluminio.
c) ¿Cuánto cloruro de aluminio se forma? 5.33 mol de AlCl3.
d) ¿Cuánto aluminio queda sin reaccionar? 0.166 mol de Al.
e) ¿Cuánto cloro queda sin reaccionar? Nada, reacciona completamente.
Actividad 3.23 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos
estequiométricos y determina el reactivo limitante.
a) El fósforo es un elemento que está presente en todas las células y fluidos del
organismo, su presencia en el cuerpo se estima en los 650 mg. Interviene en la
formación y el mantenimiento de los huesos, el desarrollo de los dientes, la secreción
normal de la leche materna, la formación de los tejidos musculares y el metabolismo
celular. Al agregar un trozo de fósforo a bromo líquido, la reacción es instantánea y
libera calor. ¿Qué pasará si se hacen reaccionar 8.5 g de fósforo con 50.2 g de Br2?
Según la ecuación:
¿Quién es el reactivo limitante?
¿Cuántos gramos de PBr3 (tribromuro de fósforo) se forman?
¿Cuánto fósforo queda sin reaccionar?
¿Cuánto bromo queda sin reaccionar?
¿Qué reactivo queda en exceso?
b) El cromo puede ser obtenido a partir de la cromita, FeCr2O4, mediante un proceso
de reducción. La etapa final del proceso consiste en calentar en presencia de aluminio, el óxido de cromo (III), Cr2O3. ¿Qué sucede si se calientan 250 g de óxido de
cromo (III) con 125 g de aluminio?
¿Quién es el reactivo limitante?
¿Cuántos gramos de Cr se depositan?
¿Cuánto aluminio queda sin reaccionar?
¿Cuánto óxido de cromo (III) queda sin reaccionar?
¿Qué reactivo queda en exceso?
163
Reacciones y ecuaciones químicas
Porcentaje de rendimiento
La estequiometría nos permite calcular solamente el rendimiento teórico de un producto. El
rendimiento real de cualquier proceso debe de ser determinado experimentalmente.
Cuando una reacción química se lleva a cabo, son muchos los factores que intervienen, y
generalmente la cantidad de producto que se obtiene en forma real es menor que la que se
calcula teóricamente. Esto puede deberse a las impurezas de los reactivos, a la forma de
manipular los reactivos, en fín son muy diversas las causas por las cuales el rendimiento de una
reacción no es la más óptima.
Para determinar la eficiencia de una reacción se determina el porcentaje de rendimiento. El
cual nos indica la relación entre la producción real y el rendimiento teórico, expresada como
porcentaje.
Rendimiento real x 100
% de rendimiento =
Rendimiento teórico
Por ejemplo
Al reaccionar 15 gramos de bicarbonato de sodio con 25 gramos de ácido clorhídrico, ¿cuántos gramos de cloruro de sodio se podrán obtener teóricamente? De acuerdo con la siguiente
ecuación:
Si experimentalmente se obtuvieron 8 gramos de cloruro de sodio, ¿cuál fue el porcentaje de
rendimiento de la reacción?
a) La ecuación debe estar balanceada.
b) Se determinan las masas de las sustancias involucradas.
84.0 g
36.458 g
15 g
25 g
58.44 g
Xg
c) Se determina la cantidad en gramos del producto a partir de la cantidad inicial de bicarbonato.
X=
15 g de NaHCO3 x 58.44 g de NaCl
84.0 g de NaHCO3
X = 10.43 g de NaCl
Química cuantitativa I
164
c) Se determina la cantidad en gramos del producto a partir de la cantidad inicial de ácido
clorhídrico.
X=
25 g de HCl x 58.44 g de NaCl
36.458 g de HCl
X = 40.073 g de NaCl
d) Se compara la cantidad de producto que se obtiene para cada reactivo. El reactivo que
produzca menor cantidad de producto será el reactivo limitante.Todos los cálculos se realizan
con base en la cantidad inicial del reactivo limitante.
El reactivo limitante es el bicarbonato, ya que se obtiene menor cantidad de producto.
e) Finalmente se determina el porcentaje de rendimiento
% de rendimiento =
% de rendimiento =
Rendimiento real x 100
Rendimiento teórico
8 g de NaCl x 100
10.43 g de NaCl
% de rendimiento = 76.70%
Actividad 3.24 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos
estequiométricos para determinar el reactivo limitante, y el porcentaje de
rendimiento de la reacción.
a) El ácido acético puede ser obtenido industrialmente a partir de la reacción entre el
metanol y el monóxido de carbono en presencia de un catalizador de acuerdo con la
ecuación:
Si en una prueba de ensayo se hicieron reaccionar 25.0 g de metanol y 15.0 g de
monóxido de carbono, ¿cuál será el porcentaje de rendimiento de la reacción, si se
obtuvieron experimentalmente 24 g de ácido acético?
165
Reacciones y ecuaciones químicas
b) El ácido benzoico es un polvo blanco, cristalino,
que se emplea como conservador de alimentos,
tanto como ácido o en su forma de sales de sodio,
de potasio o de calcio. Sólo debe utilizarse para
conservar alimentos con un pH ácido. El ácido
benzoico se obtiene de la oxidación del tolueno en
presencia de permanganato de potasio en medio
ácido. Al hacer reaccionar 85 g de tolueno con
KMnO4, en presencia del aire, se obtuvieron 95 g
de ácido benzoico. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción?
CH 3
O
2
+ 3 O2(g)
(l)
KMnO4/H+
2
C
+ 2 H2O(l)
OH(s)
c) El dióxido de titanio es el pigmento más utilizado en el mundo, ya que proporciona
a los productos finales una brillante blancura, opacidad y protección. Se utiliza principalmente en la producción de pinturas y plásticos, así como en papel, tintas de impresión, cosméticos, productos textiles y alimentarios. Si el óxido de titanio (IV) es calentado en una atmósfera de hidrógeno, este se puede reducir a óxido de titanio(II). ¿Cuál
es el porcentaje de rendimiento de esta reacción, si se calientan 25 g de TiO2 y sólo
se obtienen 15 g de TiO?
d) En el inciso a) de la actividad 3.23, se determinó el reactivo limitante de la reacción
entre el fósforo y el bromo.
¿Si experimentalmente se obtuvieron 45g de bromuro de fósforo, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción?
Química cuantitativa I
166
Cálculos estequiométricos de reacciones donde participan gases
Al realizar los cálculos de masa-volumen o volumen-volumen, a partir de una ecuación química
debemos tener en cuenta que las relaciones volumen-volumen son las mismas que las relaciones mol-mol. Pero para llegar a esta conclusión, en el siglo XIX debieron realizarse varios experimentos con sistemas gaseosos.
¿Sabías qué ... a principios del siglo XIX Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) en
Francia, estudió las relaciones volumétricas de gases reaccionantes? Sus resultados están
enunciados en la ley de los volúmenes de gases reaccionantes, la cual establece:
«Cuando se miden a la misma temperatura y presión, las relaciones de los volúmenes de
gases que reaccionan, presentan siempre una relación de números enteros pequeños».
Los estudios realizados por Gay-Lussac permitieron a Amadeo Avogadro establecer su hipótesis:
«A volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y
temperatura tendrán el mismo número de moléculas»
De los trabajos de Gay-Lussac y Avogadro podemos concluir que en condiciones normales de
temperatura y presión, los volúmenes de los gases reaccionantes son directamente
proporcionales a los números de moles y de moléculas en la ecuación balanceada.
Ejemplo
Considérese la síntesis de amoniaco a partir de hidrógeno molecular y nitrógeno molecular. La
relación de volúmenes de hidrógeno y nitrógeno moleculares, así como la del amoniaco son: 3,
1, 2
+
3 H2(g)
3 mol de H2
3 volúmenes de H2
+
N2(g)
+
1 mol de N2
+ 1 volumen de N2
2 NH3(g)
2 mol de amoníaco
2 volúmenes de amoníaco
Fig. Relación de volúmenes de gases en una reacción química.
Suponiendo que todos ellos continúan siendo gases en esas condiciones normales, podríamos
decir que 3 moles (67.2 L) de gas H2 reaccionan con 1 mol (22.4 L) de gas nitrógeno, N2, para
formar 2 moles (44.8 L) de gas amoniaco, NH3. Observe que en todos los casos, la relación
entre los volúmenes continúa siendo la misma 3:1:2, para H2, N2, NH3, respectivamente.
167
Reacciones y ecuaciones químicas
Dado que el volumen de los gases depende de las condiciones de presión y temperatura a las
que se encuentren, convencionalmente se consideran como condiciones normales aquellas en
las que los gases se aproximan al comportamiento ideal, que son una temperatura de 00C (273
K) y presión de 1 atm (760 mm de Hg).
En condiciones normales, un mol de cualquier gas contiene un volumen de 22.4 L (volumen
molar), y se sujeta a la ley general de los gases ideales. Un gas se aleja de este comportamiento al modificarse las condiciones de presión y temperatura.
PV=nRT
Donde:
P= 1 atm
n= 1 mol
R= Constante de proporcionalidad=0.08206 L.atm.K-1.mol-1
T= 273 K
Al despejar el volumen:
V=
V=
nRT
P
(1 mol) ( 0.08206 L.atm.K-1. mol-1) (273 K)
1 atm
V= 22.4L
Cálculos masa-volumen
Ejemplo
a) Durante la fabricación del acero, el óxido de hierro (III) se reduce a hierro metálico tratándolo
con coque, de acuerdo a la siguiente reacción.
¿Qué volumen de dióxido de carbono se producirá en condiciones normales si reaccionan 100
g de óxido de hierro (III) ?
319.4 g
3 (22.4 L)
100 g
X
X=
100 g de Fe2O3 x 3(22.4 L)
319.4 g
X= 21.039 L de CO2
Química cuantitativa I
168
Cálculos masa-volumen
Ejemplo
a) ¿Qué volumen de oxígeno reaccionará con 25.0 L de propano (C3H8) para formar bióxido de
carbono y agua?, de acuerdo con la ecuación:
¿Qué volumen de vapor de agua y de bióxido de carbono se formará?
22.4 L
3(22.4 L)
25 L
X
X=
25 L de C3H8 x 3 (22.4L)
22.4 L
X= 75 L de CO2
X= 25 L de C3H8 x 4 (22.4L)
22.4 L
X= 100 L de H2O
4(22.4 L)
X
169
Reacciones y ecuaciones químicas
Cálculos relacionados con la ley general de los gases
La ecuación general de los gases, PV=nRT nos permite realizar cálculos estequiométricos
para reacciones donde participan sustancias gaseosas. Por ejemplo, si se conoce la presión,
el volumen y la temperatura a la que se encuentra una muestra de gas, se puede calcular el
número de mol presentes de la sustancia.
Ejemplo
a) Calcular la presión ejercida por 0.35 mol de cloro, que se encuentran en un recipiente de 1,5
litros medidos a 27°C.
Datos
n = 0.35 mol de Cl2
V = 1.5 L
T = 27 0C + 273= 300 K
P=?
R= 0.08206 L.atm.K-1.mol-1
P=
Fórmula
PV=nRT
De donde
P= nRT/V
0.35 mol x 0.08206 L.atm.K-1.mol-1 x 300 K
1.5 L
P = 5.744 atm
b) El amoníaco se produce exclusivamente por el proceso de Haber-Bosch, que consiste en la
reacción directa del nitrógeno e hidrógeno gaseoso. Esta reacción se lleva a cabo a temperaturas de 7000C y presiones de 1000 atm. Considerando estas condiciones si se hace reaccionar 350 g de nitrógeno en un exceso de hidrógeno, ¿qué volumen de amoníaco se formará?
* Se convierten los 350 gramos de nitrógeno a mol= 12.49 mol de N2
1mol de N2
2 mol de NH3
12.49 mol de N2
X mol de NH3
Datos
n = 24.98 mol de NH3
V=?
T = 700 0C + 273= 973 K
P=1000 atm
R= 0.08206 L.atm.K-1.mol-1
V=
Fórmula
PV=nRT
De donde
V= nRT/P
24.98 mol x 0.08206 L.atm.K-1.mol-1 x 973 K
1000 atm
V = 1.99 L de NH3
170
Química cuantitativa I
Actividad 3.25 En forma individual o colaborativa realiza los cálculos
estequiométricos en reacciones donde participan gases.
a) En condiciones normales o estándar de temperatura y presión, se calientan 45 g
de azufre en presencia de oxígeno. ¿Qué volumen de dióxido de azufre se producirá?
b) Si se descomponen 80 g de azida de sodio, NaN3, a 25 0C y una presión de 800
mm de Hg, ¿qué volumen de nitrógeno se produce?
c) ¿Cuántos gramos de aluminio deben reaccionar con ácido sulfúrico para producir
4.5 litros de hidrógeno gaseoso en condiciones normales?
d) ¿Cuántos litros de cloro y de hidrógeno molecular se necesitan para obtener 50
litros de cloruro de hidrógeno en condiciones normales? Según la ecuación
balanceada:
Reacciones y ecuaciones químicas
171
Actividad 3.26 Compruébalo tú mismo.
Propósitos
a) Aplicar la ley de la conservación de la masa para calcular teórica y experimentalmente las
cantidades de reactivos y de productos que participan en una reacción química. utilizando
sustancias y materiales económicos y de uso cotidiano.
b) Propiciar el espíritu de investigación y el trabajo colaborativo.
¿Qué se necesita?
Materiales
2 frascos de vidrio de 250 mL (jugos del valle)
1 globo de látex No. 9
Balanza granataria
Sustancias
2 tabletas de alka-seltzer
Agua destilada.
¿Cómo lo vamos a hacer?
Agrega con cuidado 100 mL de agua a cada uno de los frascos, luego coloca uno de los
frascos y una de las tabletas de alka-seltzer sobre la balanza y determina su masa (M1),
posteriormente agrega la tableta de alka-seltzer al agua que contiene el frasco.
a) ¿Qué observaste? Anota todas tus observaciones.
Cuando hayas terminado la reacción, vuelve a medir la masa del frasco con el agua y la
tableta disuelta (M2).
M1 =Masa del frasco + agua + alka-seltzer sin reaccionar
M2 =Masa del frasco + agua + alka-seltzer después de la reacción
b) ¿Hubo diferencia entre M1 y M2? ¿Cómo lo interpretas?
172
Química cuantitativa I
c) ¿Se efectuó algún cambio químico? Cómo lo interpretas:
Macroscópicamente
Submicroscópicamente
A nivel simbólico*
* Para plantear la ecuación química, necesitas investigar la composición del alka-seltzer.
Pulveriza e introduce la tableta de alka-selzer
restante en el globo de látex, con la ayuda de un
embudo. Inserta el globo en la abertura del frasco
(boca) que contiene los 100 mL de agua,
teniendo cuidado de que esté bien ajustado el
globo al frasco, y que no caiga el alkaseltzer en
el agua. Determina su masa (M3). Posteriormente,
deja caer el alka-seltzer en el agua. Cuando haya
terminado la reacción vuelve a pesar (M4).
M3 =Masa del frasco + agua + globo + alka-seltzer sin reaccionar
M4 =Masa del frasco + agua + globo+ alka-seltzer después de la reacción
d) ¿Hubo variación entre M3 y M4? ¿Cómo lo interpretas?
e) ¿Se cumplieron las hipótesis que planteaste?
f) ¿A qué conclusión llegas?
Reacciones y ecuaciones químicas
173
Actividad 3.27 Compruébalo tú mismo.
Propósitos
a) Determinar el porcentaje de rendimiento de una reacción química aplicando las relaciones
estequiométricas adecuadas.
b) Determinar experimentalmente la cantidad de carbonato de sodio que se obtiene en la
reacción de descomposición del bicarbonato de sodio.
c) Promover el trabajo colaborativo.
¿Qué se necesita?
Materiales
Soporte universal con aro
Cápsula de porcelana
Balanza granataria
Malla de alambre con asbesto
Mechero de Bunsen
Sustancias
Bicarbonato de sodio
¿Cómo lo vamos a hacer?
Haciendo uso de la balanza granataria determina la masa de la capsula de porcelana y
registra el dato en la tabla. En la cápsula tarada se agregan 5 g de bicarbonato de sodio.
Coloca el recipiente que contiene el bicarbonato de sodio sobre la malla de alambre con
asbesto y se procede a calentar durante 10 minutos, aproximadamente. Se deja enfriar y se
determina la masa de la cápsula con el residuo.
(M1)= Masa de la cápsula de porcelana
(M2)=Masa de la cápsula de porcelana + 5 g de NaHCO3
(M3)= Masa de la cápsula de porcelana + residuo
a) ¿Hubo diferencia entre la masa M2 y M3? ¿Cómo lo interpretas?
174
b) ¿Se cumplieron las hipótesis que planteaste?
c) ¿A qué conclusión llegas?
d) ¿Qué cantidad de carbonato de sodio obtuviste?
e) ¿Qué cantidad de CO2 y de agua se produjeron?
f) Plantea la ecuación que describe este proceso.
g) ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción?
Química cuantitativa I
175
Respuestas a los ejercicios
Respuestas de los ejercicios de la unidad I
Actividad 1.1 Son preguntas de evaluación diagnóstica.
Actividad 1.2 Respuesta: 28.0865 uma
Actividad 1.3
a) HNO3
= 63.018
g) H3BO3
= 61.834
b) H3PO4
= 97.994
h) H2SO3
= 82.086
c) H2CO3
= 62.026
i) HClO3
= 84.458
d) NO2
= 46.01
j) I2O5
= 333.8
e) CO2
= 44.01
k) As2O3
= 197.84
f) Cl2O
= 86.9
l) Br2O7
= 271.8
a) NaNO3
= 85.0
i) KClO3
= 122.55
b) Ca3(PO4)2 = 310.18
j) CaO
= 56.08
c) K2CO3
k) Ca(OH)2
= 74.096
Actividad 1.4
= 138.21
d) Mg(NO2)2 = 116.33
l) MgO = 40.31
e) Al2(SiO3)3 = 282.23
m) NaOH
= 39.998
f) Fe(ClO)2
= 158.75
n) Na2O
= 61.98
g) Li3BO3
= 79.633
o) Mg(OH)2
= 58.326
h) BaSO3
= 217.36
Actividad 1.5 Los resultados pueden diferir por diversos factores: variabilidad de la muestra,
tipo de balanza, lectura del observador. Sin embargo, los valores obtenidos para
el semillagadro deben ser muy cercanos entre sí. El valor que nosotros obtuvimos
para el semillagadro fue de 9.
Actividad 1.6
a) 98.076 g/mol
b) 60.062 g/mol
c) 286.11 g/mol
d) 342.14 g/mol
Actividad 1.7
a) 39.4g de Au
Química cuantitativa I
176
b) 142.32 g de Hg(CNO)2
c) 157.54 g de HNO3
d) 1,682.616 g de C18H32O2
e) 27.459 g de Zn
f)
1. 95.325 g de Cu
2. 135.117 g de C6H12O6
3. 23.034 g de CH3CH2OH
4. 270.231 g de Aspirina
5. 33.0 g de CO2
6. 29.163 g de Mg(OH)2
Actividad 1.8
2+
a) 0.1247 mol de ion Ca
b) 1.29 mol de Freón -12
c) 5.951 mol de NaHCO3
d) 0.0006 mol de KI
e) 3.5911 mol de Mg
f)
1. 0.1015 mol de Au
2. 0.1252 mol de Fe2O3
3. 2.604 mol de CH3CH2OH
4. 59.52 mol de H2
5. 2.8125 mol de O2
6. 0.499 mol de C6H12O6
Actividad 1.9
a) 2.189 x 1024 moléculas de N2O
22
b) 1.257 x 10 átomos de Ti
23
c) 2.0485 x 10 moléculas de propano
23
d) 2.458 x 10 moléculas de ácido fosfórico
e) 2.868 x 1024 iones sodio
f) 5.014 x 1022 átomos de carbono
g) 2.172 x 1023 moléculas de agua
h) 8.165 x 1022 átomos de mercurio
i) 1.6713 x 1021moléculas de H20
Respuestas a los ejercicios
Actividad 1.10
a) 3.271 x 10-22 g de Au
b) 2.989 x 10-22g de aspirina
c) 0.1031 g de alcohol
d) 34.67 g de butano
e) 16.14 g de glucosa
f) 142.57g de XeF6
g) 7.89 g de vitamina «C»
Actividad 1.11
a) 349.618 L de SO2
b) 63.187 L de Cl2
c) 44.210 L de F2
d) 45.637 g de H2
e) 491.183 g de CO2
f) 321.428 g de O3
Actividad 1.12
a) 172.48 L de He
b) 336 L de CH4
c) 537.6 L de N2O
d) 22.32 mol de C2H2
e) 10.04 mol de C2H4
f) 1.16 mol de Xe
Actividad 1.13
Fe= 2; C= 3; O= 9
Pb= 1; N= 4; O= 12
Na= 3; B= 1; O= 3
Fe= 4; S= 6; O= 24
K= 1; Cl= 1; O= 3
H= 9; P= 3; O= 12
H= 1; Cl= 1; O= 4
Actividad 1.14 La respuesta es variable
177
Química cuantitativa I
178
Actividad 1.15
a) Ley de las proporciones definidas
b) Na= 1 g; Cl= 1.54 g
c) H= 1.60%; N= 22.23%; O= 76.17%
d) H= 3.09%; P= 31.60%; O= 65.31%
e) H= 4.89%; B= 17.48%; O= 77.63%
f) 0.4 g de oxígeno
g) Na= 8.70%; H= 8.01%; C= 4.55%; O= 78.74%; H2O= 68.20%
h) Urea=46.65% de N; nitrato de amonio= 35% de N; guanidina= 71.14% de N
y amoníaco= 82.24% de N
Actividad 1.16
a) CH2O
b) NO2
c) C17H21O4N
d) CaSO4
e) K2Cr2O7
f) C2H3
g) AO
Actividad 1.17
a) C6H12O6
b) C2H6O2
c) Fórmula empírica= fórmula molecular= Fe2O3
d) Fórmula empírica= fórmula molecular=C5H8O4NNa
e) Fórmula empírica= fórmula molecular=C2F4
Cuestionario de la primera unidad:
I. Crucigrama
II. Conversiones: masa-mol-partículas-volumen
1. d) 4 g de H2.
2. c) 1.41
3. a) mol
4. b) 47.9 g.
5. c) 7.17 g
6. a) Cuando combinamos un mol de H2 con un mol de N2 se forman 2/3 de mol
de amoníaco.
7. a) 7.96 x 10-8 mol
b) 4.79 x 1016 moléculas de THC
8. 3618 toneladas de Fe
Respuestas a los ejercicios
III. Composición porcentual, fórmula empírica y real
1. c) 0.2 kg
2. d) CH2 y C4H8
3. b) Todos los compuestos son distintos
4. a) SOCl2
5. d) C = A2B, D = A2B3
6. b)
7. d)
8. C2H3Cl
9. a) 294.3 g
b) 3.3978 x 10-6 mol
c) 3.6831 x 1019 átomos de hidrógeno
10. a) 2414.52 mol de agua
b) 1.454 x 1027 moléculas de agua
11. U3O8
12. Na2C2O4
13. Fórmula empírica= fórmula molecular= C6H10S2O
14. 20.66%
* Para los ejercicios de la unidad II, se consideró pertinente no agregar los resultados.
Respuestas de los ejercicios de la unidad III
Actividad 3.1
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
+
(s) c)
(l)
(g)
(ac)
i)
j)
Actividad 3.2
a) Peróxido de hidrógeno o agua oxigenada
b) Agua y oxígeno
c) 2, 2,1
d) líquido, líquido y gas
179
Química cuantitativa I
180
e) Bióxido de manganeso como catalizador
f) Reacción irreversible
Actividad 3.3 Se resuelve experimentalmente
Actividad 3.4 Se resuelve experimentalmente
Actividad 3.5 Se resuelve experimentalmente
Actividad 3.6
a) 2, 3, 2
b) 2, 2, 3
c) 1, 2, 1, 1
d) 3, 1, 1, 3
e) 2, 5, 2
f) 1, 2, 2, 1
g) 1, 3, 1, 3
h) 1, 2, 1, 1, 1
i) 2, 3, 1, 6
j) 2, 3, 1, 6
Actividad 3.7
a) 2, 1, 3, 2
b) 1, 2, 1, 2
c) 5, 3, 3, 6, 5
d) 4, 1, 1, 1, 2
e) 3, 2, 1, 3, 3
f) 8, 3, 3, 8, 5, 2
g) 10, 1, 2, 10, 4
h) 4, 4, 4, 2, 2, 5
i) 3, 1, 1, 3
j) 1, 6, 7, 4, 1, 3, 7
Actividad 3.8 Son preguntas de evaluación diagnóstica.
Actividad 3.9
a) Ácido bromoso
b) Yoduro de bario
c) Nitrógeno y litio
d) Óxido de sodio y agua
e) Hidróxido cúprico
f) Ácido yodhídrico
Respuestas a los ejercicios
g) Ácido carbónico
h) Óxido de magnesio
i) Dióxido de azufre
j) Hidruro de sodio
Actividad 3.10
a) 2, 2, 3
b) 2, 4, 3
c) 1, 1, 2
d) 2, 2, 1
e) 1, 1, 1
f) 2, 1, 4, 2
g) 2, 2, 1,
h) 2, 2, 3, 2
i) 1, 1, 1
j) 1, 1, 4, 1
Actividad 3.11
a) Si reacciona
b) No reacciona
c) No lo desplaza
d) Si lo sustituye
e) No lo desplaza
f) No hay reacción
g) No lo sustituye
Actividad 3.12
a) No hay reacción
b) 1, 2, 2, 1
c) 1, 2, 1, 1
d) No hay reacción
e) 2, 3, 1, 3
f) No hay reacción
g) 2, 3, 1, 3
h) 1, 1, 1, 1
i) 1, 2, 2, 1
j) 2, 3, 1, 3
181
Química cuantitativa I
182
Actividad 3.13
a) 2,3,1,6
b) 1,2,1,2
c) 1,1,1,1
d) 2,1,1,1
e) 1,2,2,1
f) 1,1,2,1
g) 1,1,1,1
h) 1,2,2,1
i) 1,1,1,3
j) 1,3,1,3
Actividad 3.14 Se resuelve experimentalmente
Actividad 3.15
a) +1, +5, -2
b) +1, -2
c) +2, +6, -2
d) +5, -2
e) +1, +4, -2
f) +1, +7, -2
g) +2, -2, +1,
h) +1,+5,-2
i) +5, -2,
j) +3, -2
k) +5, -2,
l) +4, -2
Actividad 3.16
a) Se oxida el aluminio y se reduce el hidrógeno. El agente oxidante es el
hidrógeno y el agente reductor es el aluminio.
b) Se oxida el zinc y se reduce el hidrógeno. El agente oxidante es el hidrógeno
y el agente reductor es el zinc.
c) Se oxida el hidrógeno y se reduce el nitrógeno. El agente oxidante es el
nitrógeno y el agente reductor es el hidrógeno.
Respuestas a los ejercicios
Actividad 3.17
a) 2, 3, 3, 1
b) 4, 1, 1, 1, 2
c) 4, 1, 1, 2, 2
d) 8, 3, 3, 2, 4
e) 4, 4, 4, 1, 4, 2
f) 1, 4, 4, 1, 2
g) 10, 12, 3, 20, 8
h) 2, 6, 10, 6, 1, 10
i) 2, 1, 1, 2
j) 4, 1, 1, 2
k) 3, 8, 3, 3, 4, 2
l) 2, 5, 10, 2, 5, 4
m) 1, 14, 2, 2, 7, 3
n) 2, 16, 2, 2, 8, 5
Actividad 3.18 Se resuelve experimentalmente
Actividad 3.19
a) 26.64 g de O2
b) 1.76 g de O2
c) 3.6286 g de O2
d) 337.976 g de amoníaco
e) 7.993 g de O2
f) 5.114 g de alcohol etílico
g) 30.9398 g de azida de sodio
h) 10.032 g de carburo de silicio
i) 659.41 g de cloruro de sodio
j) 161.67 g de coke
183
Química cuantitativa I
184
Actividad 3.20
a) 1.66 mol de óxido de aluminio
b) 4.34 mol de bióxido de carbono
c) 3.05 mol de oxígeno
d) 2.549 mol de sulfato de sodio
e) 6.25 mol de óxido de sodio
f) 340.68 g de amoníaco
g) 4.40 mol de sulfuro de sodio
h) 782 g de potasio
i) 342.14 g de sulfato de aluminio
Actividad 3.21
a) 2.5 mol de oxígeno
b) 7 mol de ácido sulfúrico
c) 7.5 mol de disulfuro de carbono
d) 12.5 mol de sulfato de calcio
e) 2.5 mol de cloruro de magnesio
f) 10 mol de amoníaco
g) 5.25 mol de hidróxido de calcio
Actividad 3.22
Resp: 8 helados, el reactivo limitante es el jarabe de chocolate.
Actividad 3.23
a)
Reactivo limitante: el bromo
PBr3 = 56.686 g
P =2.014 g
Br: reacciona completamente
Reactivo en exceso: el fósforo
Respuestas a los ejercicios
b)
Reactivo limitante: Cr2O3
Cr = 171.05 g
Al = 36.25 g
Cr2O3: reacciona completamente
Reactivo en exceso: el aluminio
Actividad 3.24
a) 74.629% de rendimiento
b) 84.32% de rendimiento
c) 75.037% de rendimiento
d) 79.38% de rendimiento
Actividad 3.25
a) 31.44 L de SO2
b) 42.879 L de N2
c) 3.613 g de Al
d) 25 L de H2 y 25 L de Cl2
Actividad 3.26 Se resuelve experimentalmente
Actividad 3.27 Se resuelve experimentalmente
185
187
Respuestas a los ejercicios
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