elementos de fisicoquimica

http://fisicoquimicaonline.blogspot.com/ Prof. Diego Salvarezza

ELEMENTOS DE FÍSICOQUÍMICA

ELEMENTOS DE FISICOQUIMICA

La Fisicoquímica es una ciencia cuyo objetivo es el estudio de los procesos químicos desde un punto de vista físico. Para abordar el estudio de estos procesos, la Fisicoquímica lo hace a través de enfoques microscópicos y macroscópicos , estableciendo modelos y postulados que van a permitir predecir y explicar los fenómenos estudiados.

La Fisicoquímica como disciplina científica trata de explicar las propiedades químico- físicas de los materiales desde un punto de vista puramente físico. Las áreas de la química de las que más trata la fisicoquímica son la termodinámica química, cinética química y química cuántica

Objetivo General

Que el alumno logre una idea general sobre la ciencia físicoquímica, su lenguaje, su simbología y objetivos; a efectos de facilitarle futuros aprendizajes superiores en la disciplina.

Objetivos específicos

- Que el alumno ingresante logre un concepto claro aunque general sobre cual es el objeto de estudio en la Físicoquímica. Cuales son las propiedades principales que hacen a la caracterización de los sistemas materiales. El recurso de las unidades para su cuantificación. En especial el mol como unidad.

- Que logre una idea sobre los grados de división de la materia, a efectos de poder utilizar números atómicos, masas atómicas y moleculares, como así también la utilización de la tabla periódica.

- Que llegue a una comprensión clara de las leyes fundamentales de la química y su relación con la formulación química, las valencias de los elementos y la estequiometría.

- Que adquiera habilidades suficientes para interpretar y resolver problemas relacionados a la estequiometría de las reacciones químicas, es decir, su aspecto cuantitativo en lo que respecta a las masas y moles intervinientes.

___________________________________________________________________________ 111


- Que lleguen a un aprendizaje elemental pero suficiente, para el inicio de sus actividades curriculares, en el lenguaje de la química inorgánica, como ser nomenclatura, unión química y formulación.

- Que el alumno después de desarrollar conceptos fundamentales, logre con el auxilio de la presente guía, afianzar esos conocimientos por medio de la ejercitación en situaciones problema.

PROGRAMA

Tema I: Sistemas Materiales. Materia y energía. Leyes de la conservación de materia y energía. Estados de un sistema. Cambio de estado. Propiedades extensivas e intensivas. Sistemas homogéneos y heterogéneos. Substancias y mezclas. Substancias simples y compuestas. Elementos.

Molécula y átomo: caracterización de las partículas subatómicas principales. Número atómico y número másico. Isótopos. Masas atómicas.

Clasificación periódica de los elementos: su relación con la configuración electrónica de los elementos. La tabla periódica como recurso práctico.

Tema II: La Físiccouímica como ciencia experimental. Concepto de medición. Sistemas de unidades. Leyes fundamentales de las combinaciones químicas. Cantidades en el cambio químico: masas atómicas, moleculares y de unidad de fórmula. Unidad de cantidad de materia: mol. Número de Avogadro. Composición centesimal; fórmulas mínima y molecular. Unidades de concentración: molaridad, molalidad, fracción molar, porcentajes.

Tema III: Metodología de formulación y nomenclatura química inorgánica. Símbolos químicos. Valencia y formulación. Nomenclatura: enfoques clásico y moderno. Balances Estequiométricos; métodos de determinación de coeficientes estequiométricos: prueba/error y algebraico. Número de oxidación. Reacciones redox: balance de casos sencillos. Cálculos estequiométricos: relaciones de masas, números de moles y volúmenes.

112 __________________________________________________________________________


INDICE Página

IV.1.1 FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ........................................................................... 114 IV.1.2 MATERIA .............................................................................................................. 114 IV.1.3 ESTADOS DE LA MATERIA ................................................................................ 114 IV.1.4 MASA Y PESO....................................................................................................... 115 IV.1.5 ENERGÍA ............................................................................................................... 115 IV.1.6 LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA ........................................ 116 IV.1.7 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA ............................................... 116 IV.1.8 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA ................... 116 IV.1.9 SUSTANCIAS Y MEZCLAS ................................................................................. 117 IV.1.10 SEPARACIÓN DE MEZCLAS ........................................................................... 117 IV.1.11 PROPIEDADES QUÍMICAS Y FÍSICAS ........................................................... 119 IV.1.12 CAMBIOS QUÍMICOS Y FÍSICOS ................................................................... 121 IV.1.13 LAS MEDICIONES EN QUÍMICA .................................................................... 121 IV.1.14 UNIDADES DE MEDICIÓN .............................................................................. 122 IV.1.15 CIFRAS SIGNIFICATIVAS ............................................................................... 124 IV.1.16 DENSIDAD Y GRAVEDAD ESPECÍFICA........................................................ 127 IV.1.17 CALOR Y TEMPERATURA .............................................................................. 129 IV.1.18 TRANSFERENCIA DE CALOR Y MEDICIÓN DEL CALOR .......................... 131 IV.1.19 GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES .................................................. 133 IV.2.1 LA TABLA PERIÓDICA ....................................................................................... 134 IV.2.2 AFINIDAD ELECTRÓNICA.................................................................................. 137 IV.2.3 ELECTRONEGATIVIDAD .................................................................................... 138 IV.2.4 METALES, NO METALES Y METALOIDES....................................................... 138 IV.2.5 ÁTOMOS Y MOLÉCULAS ................................................................................... 141 IV.2.6 FÓRMULAS QUÍMICAS ....................................................................................... 142 IV.2.7 IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS ...................................................................... 143 IV.2.8 NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO DE MASA E ISÓTOPOS ................................. 145 IV.2.9 MASAS ATÓMICAS.............................................................................................. 146 IV.2.10 MASA ATÓMICA PROMEDIO ......................................................................... 147 IV.2.11 PESOS ATÓMICOS ........................................................................................... 147 IV.2.12 MASA MOLAR DE UN ELEMENTO, MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO ... 148 IV.2.13 PESOS FÓRMULA, PESOS MOLECULARES Y MOLES ................................ 150 IV.2.14 NÚMEROS DE OXIDACIÓN ............................................................................ 152 IV.3.1 COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FÓRMULAS DE COMPUESTOS ................. 154 IV.3.2 LEYES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA ......................................................... 155 IV.3.3 ECUACIONES QUÍMICAS.................................................................................... 156 IV.3.4 NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS.................................... 158 IV.3.5 CÁLCULOS QUE SE REALIZAN A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS ... 164 IV.3.6 GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES ...................................................... 167

___________________________________________________________________________ 113


IV.1.1 FUNDAMENTOS DE QUÍMICA

La química es una ciencia eminentemente experimental. La mayoría de los

químicos trabaja en un laboratorio en una forma u otra. En un sentido amplio se puede visualizar a la Química en tres niveles. El primer nivel es la “observación”. En este nivel, el químico observa lo que en realidad ocurre en un experimento: un aumento de temperatura, un cambio de color, una formación de gas, etc. El segundo nivel es la “representación”. El químico registra y describe el experimento en un leguaje científico mediante el uso de símbolos y ecuaciones. Este lenguaje ayuda a simplificar la descripción y establecer bases comunes en las cuales los químicos pueden comunicarse entre sí. El tercer nivel es la “interpretación” , el cual significa que el químico intenta explicar el fenómeno observado.

Tomemos un ejemplo: toda persona ha presenciado la corrosión del hierro alguna vez. Este proceso ocurre en el mundo macroscópico, donde se enfrentan cosas que pueden ser vistas, tocadas, pesadas, etc. Si se estudiara la corrosión del hierro como un proyecto químico, el siguiente paso sería describir este proceso con una “ecuación química” que explicara la forma en que se produce la herrumbre a partir de hierro, oxígeno gaseoso y agua en un conjunto de condiciones dadas.

Por último se harían preguntas como: “¿Qué ocurre realmente cuando el hierro se

corroe?” y “¿por qué en condiciones semejantes el hierro se corroe y el oro no?” Para contestar estas preguntas y otras relacionadas, es necesario

conocer el comportamiento de las unidades fundamentales de las sustancias, que son los átomos y moléculas. Debido a que éstos son extremadamente pequeños comparados con los objetos macroscópicos, las interpretación de un fenómeno observado nos lleva al mundo microscópico.

En el estudio de la química, es necesario considerar ambos mundos, el microscópico y el macroscópico. Los datos para las investigaciones químicas por lo general provienen de fenómenos de gran escala y observaciones. Pero las hipótesis, teorías y explicaciones demostrables, que hacen de la Química una ciencia experimental, a menudo se expresan en términos del invisible y parcialmente imaginario mundo microscópico de los átomos y las moléculas. Se ha dicho a menudo, que el químico ve una cosa (en el mundo macroscópico) y piensa otra (en el mundo microscópico). En el ejemplo dado, un químico verá una chapa oxidada, y pensará en las propiedades fundamentales de las unidades individuales del hierro y en la misma forma en que estas unidades interactúan para producir el cambio observado.

IV.1.2 MATERIA

Cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa se llama materia. Materia es todo lo que nos

rodea, ya sea que se le pueda ver y tocar (como agua, tierra y árboles) o no (como el aire). Debido a que todos los cuerpos en el universo cumplen con la definición de materia,

todos están formados por ella. Los sentidos de la vista y el tacto permiten reconocer que un objeto ocupa un lugar en el espacio. En el caso de gases incoloros, inodoros e insípidos (tales como el aire), los sentidos pueden fallar.

IV.1.3 ESTADOS DE LA MATERIA

La materia se clasifica en tres estados, aun cuando algunos ejemplos no se


ajusten completamente a cualquiera de las tres categorías. En el estado sólido las sustancias son rígidas y tienen forma definida. El volumen de los sólidos no varía en forma considerable con los

114 __________________________________________________________________________


cambios de temperatura y presión; en algunos sólidos denominados cristalinos, las partículas individuales que los conforman ocupan posiciones definidas en la estructura cristalina. Las fuerzas de interacción entre las partículas individuales determinan la dureza y la resistencia del cristal. En el estado líquido las partículas individuales están confinadas en un volumen dado. Los líquidos fluyen y toman la forma del recipiente que los contiene, sin que su volumen varíe. Los líquidos son difíciles de comprimir. Los gases son menos densos que los líquidos y los sólidos, y ocupan todo el recipiente que los contiene; pueden expandirse hasta el infinito y se comprimen con facilidad. Se concluye que los gases consisten principalmente de espacio vacío; esto es, las partículas individuales están bastante separadas.

Los tres estados de la materia son convertibles entre ellos mismos. Un sólido se fundirá, por calentamiento, para formar un líquido. (La temperatura a la cual ocurre esto se denomina punto de fusión.) Un calentamiento ulterior convertirá el líquido en gas. (Esta conversión se lleva a cabo en el punto de ebullición del líquido.) Por otro lado, el enfriamiento de un gas lo condensará para formar un líquido. Cuando el líquido se enfría aún más, se congelará para producir un sólido.

IV.1.4 MASA Y PESO

La masa es una medida de la cantidad de materia en un objeto. Los términos "masa" y "peso" se usan a menudo como sinónimos, aunque, en rigor, se refieren a cantidades diferentes. En el lenguaje científico, el peso es la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto. Una manzana que cae de un árbol es atraída hacia abajo por la fuerza de gravedad de la Tierra. La masa de la manzana es constante y no depende de su situación, pero su peso sí. Por ejemplo, en la superficie de la Luna la manzana pesaría sólo la sexta parte de lo que pesa en la Tierra, dado que la gravedad lunar es sólo un sexto de la terrestre. Ésta es la razón por la cual los astronautas son capaces de saltar en la superficie de la Luna a pesar de lo voluminoso de su equipo y sus trajes espaciales. La masa de un objeto se puede determinar con facilidad empleando una balanza, proceso que, en el extremo del desatino, se denomina pesar.

IV.1.5 ENERGÍA

Se define como la capacidad de realizar trabajo o transferir calor. Se conocen diversas formas de energía, que incluyen la energía mecánica, eléctrica, calorífica y luminosa. Los vegetales utilizan la energía luminosa del sol para su crecimiento. La energía eléctrica permite iluminar un cuarto con sólo cerrar un interruptor. La energía calorífica permite cocinar los alimentos y calentar los hogares.

La energía se puede clasificar en dos tipos principales: cinética y potencial. Un cuerpo en movimiento, como una roca que se despeña, posee energía

debido a su movimiento; ésta se denomina energía cinética, y representa la capacidad de realizar trabajo en forma directa y se transfiere fácilmente de un objeto a otro. La energía potencial es la energía que posee un cuerpo debido a su posición o su composición. El carbón, por ejemplo, posee energía química, una forma de energía potencial debido a su composición. Algunas plantas generadoras de electricidad utilizan carbón, como combustible para producir calor y en forma subsecuente, energía eléctrica. Una roca que se encuentra en la cima de una montaña posee energía potencial debido a su altura. Cuando se despeña convierte su energía potencial en energía cinética. En este texto se estudia la energía debido a que todos los procesos químicos están acompañados de


cambios de energía hacia el medio circundante al producirse, generalmente en forma de energía calorífica, éstas reacciones se denominan exotérmicas; sin embargo, otras reacciones son endotérmicas, es decir, absorben energía del ambiente circundante. ___________________________________________________________________________ 115


IV.1.6 LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

Cuando se quema una muestra de magnesio metálico en el aire, éste se combina con el oxígeno para formar óxido de magnesio, un polvo blanco. En esta reacción química se liberan grandes cantidades de energía calorífica y luminosa. Cuando se pesa el producto de la reacción, el óxido de magnesio, se encuentra que es más pesado que la muestra original de magnesio; este incremento en la masa del sólido se debe a la combinación del oxígeno con el magnesio para formar óxido de magnesio. Muchos experimentos han demostrado que la masa del óxido de magnesio es exactamente igual a la suma de las masas del magnesio y del oxígeno que se combinaron para formarlo. Lo mismo ocurre en todas las reacciones químicas. Estas observaciones se resumen en la ley de la conservación de la materia.

No hay un cambio observable en la cantidad de materia durante una reacción y química ordinaria. Este enunciado es un ejemplo de una ley científica (natural) y es un enunciado general que se basa en el comportamiento observado de la materia y no se conocen excepciones del mismo.

IV.1.7 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA

En las reacciones químicas exotérmicas, la energía química casi siempre se convierte en

energía calorífica, aunque en algunos procesos exotérmicos también se producen otros tipos de cambios de energía. Por ejemplo, en algunas reacciones se libera energía luminosa sin calor, y en otras, se produce energía eléctrica sin desprendimiento de calor o luz. En las reacciones endotérmicas, la energía calorífica, luminosa o eléctrica, se convierten en energía química. Aún cuando los cambios químicos siempre llevan consigo cambios de energía, algunas transformaciones de energía no implican cambios químicos. Por ejemplo, la energía calorífica se puede convertir en energía eléctrica o en energía mecánica sin cambios químicos simultáneos. Los experimentos han demostrado que toda la energía que interviene en algún cambio químico o físico aparece en alguna otra forma después del cambio; estas observaciones se resumen en la ley de la conservación de la energía, la cual se expresa en el enunciado siguiente:

“La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”

IV.1.8 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA Y LA ENERGÍA

Con el advenimiento de la era nuclear en la década de los 40, los

científicos, y posteriormente el mundo entero, comprendieron que la materia se puede convertir en energía. En las reacciones nucleares la materia se transforma en energía. La relación entre materia y energía fue establecida por Albert Einstein mediante su famosa ecuación:

E = mc2

Esta ecuación establece que la cantidad de energía que se libera, cuando la materia se transforma en energía, es el producto de la masa que se transforma y el cuadrado de la velocidad de la luz. Hasta el momento no se ha observado la transformación de la energía en materia a gran escala; sin embargo, se ha logrado a escala mínima en los "desintegradores atómicos" o aceleradores de partículas utilizados para llevar a cabo reacciones nucleares. Una vez que se reconoce la equivalencia de la materia y la energía, se puede expresar la ley de la conservación de la materia y la energía en un enunciado sencillo:


“La cantidad combinada de la materia y energía en el universo es fija”

116 __________________________________________________________________________


IV.1.9 SUSTANCIAS Y MEZCLAS

Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición constante o definida (el número y tipo de unidades básicas presentes) y propiedades distintivas. Algunos ejemplos son: agua, amoníaco, azúcar (sacarosa), oro, oxígeno, etc. Las sustancias difieren entre sí por su composición y se pueden identificar por su aspecto, olor, sabor y otras propiedades. A la fecha, el número de sustancias conocidas excede los cinco millones, y la lista aumenta con rapidez.

Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual éstas mantienen su identidad. Algunos ejemplos familiares son aire, bebidas gaseosas, leche y cemento.

Las mezclas no tienen composición fija; muestras de aire colectadas en dos ciudades distintas probablemente tendrán composiciones diversas como resultado de sus diferencias en altitud, contaminación, etcétera.

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Cuando una cuchara de azúcar se disuelve en agua, la composición de la mezcla, después de agitar lo suficiente, es la misma en toda la solución. Esta solución es una mezcla homogénea. Sin embargo, si se colocan juntas arena y virutas de hierro resulta una mezcla heterogénea, pues los componentes individuales permanecen físicamente separados y se pueden ver como tales. Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea, se puede separar en sus componentes puros por medios físicos sin cambiar la identidad de dichos componentes. Así, el azúcar se puede separar de la mezcla homogénea antes descrita evaporando la solución hasta la sequedad. Si se condensa el vapor de agua que se libera, es posible obtener el componente agua. Y se puede utilizar un imán para recuperar las virutas de hierro de la arena, dado que el imán no atrae a esta última. Después de la separación, no habrá ocurrido cambio alguno en la composición de las sustancias que constituían la mezcla.

IV.1.10 SEPARACIÓN DE MEZCLAS

Las muestras de elementos y compuestos rara vez se encuentran en la naturaleza en forma pura, o casi pura, por lo que es necesario separarlos de las mezclas en las que se encuentran. Cuando se prepara un compuesto en el laboratorio, se requieren varios pasos para separarlo en forma pura de la mezcla de reacción donde se formó (subproductos, materiales iniciales sin reaccionar y disolvente). Por tanto, la separación de las mezclas es muy importante; a continuación, se describen algunos métodos para separar las sustancias puras de las mezclas.

Filtración

La filtración es el proceso para separar los sólidos que se encuentran suspendidos en los líquidos al pasar la mezcla a través de un embudo de filtración; cuando el líquido atraviesa el filtro, las partículas sólidas se retienen en él. La cantidad de plata en una solución puede determinarse agregando ácido clorhídrico para formar cloruro de plata, el cual se recoge en un filtro, se seca y se pesa.

___________________________________________________________________________ 117


Figura 1 - Montaje de laboratorio para destilación. Durante la destilación de un líquido impuro, las sustancias no volátiles permanecen en el matraz de destilación. El líquido se vaporiza y se condensa antes de ser recolectado en el matraz receptor

Destilación

Un líquido que se vaporiza fácilmente se llama líquido volátil. Cuando un líquido se

calienta a una temperatura lo suficientemente alta, entra en ebullición, es decir, pasa al estado gaseoso o de vapor. La destilación es el método por el cual se puede separar en sus componentes una mezcla que contenga sustancias volátiles; por ejemplo, si se calienta una solución salina, el agua, que es el componente más volátil, se evapora dejando atrás la sal sólida. En la figura 1 se muestra un equipo sencillo de laboratorio para destilación. El recipiente en que se calienta la mezcla se denomina matraz de destilación. El condensador es un tubo de vidrio de doble pared. Por la cámara exterior pasa agua fría para condensar el vapor caliente (gas) a un líquido. Cuando una mezcla líquida consta de dos o más líquidos volátiles; se emplea la destilación fraccionada (véase Fig. 2). El líquido con el punto de ebullición más bajo en forma general se destila primero. Las columnas fraccionadoras se empacan con perlas de vidrio para tener mayor superficie de contacto para que la parte menos volátil del vapor se condense. La temperatura es mayor en la parte inferior y menor en la superior de la columna fraccionadora; así, el líquido con punto de ebullición más bajo se evapora primero, mientras que el líquido menos volátil se condensa en las perlas y cae al matraz de destilación. Cuando el líquido más volátil se ha evaporado, la temperatura del matraz de destilación aumenta y el siguiente líquido más volátil comienza a evaporarse.

118 __________________________________________________________________________


Figura 2 - Equipo para destilación fraccionada. La fase de vapor que se eleva en la columna está en equilibrio con la fase líquida que se condensa y cae de nuevo con lentitud por la columna.

Cromatografía La cromatografía consiste en diversas técnicas utilizadas para separar mezclas. En ella se emplea una fase estacionaria y una móvil. Cromatografía en papel. Si en un pedazo de papel filtro se traza una línea con tinta, los

tintes que constituyen la tinta se separaran. Cuando un extremo del papel filtro seco se introduce en agua, cada tinte se aleja de la línea original a velocidad característica propia. Las fibras húmedas del papel son la fase estacionaria y la solución de tinta es la fase móvil. Como los diferentes tintes tienen distinta atracción por las fibras húmedas del papel, se desplazan a lo largo del mismo a distinta velocidad.

Cromatografía, en columna. Se hace pasar una mezcla líquida a través de una columna empacada con material absorbente. Después de que los compuestos se absorben en la columna, se agrega disolvente adicional que pasa a través de la misma columna. Algunos compuestos de la mezcla son atraídos por el material absorbente con mayor intensidad que otros. Estos componentes bajan por la columna con mayor lentitud que los que son retenidos con menor intensidad. Los componentes forman bandas a lo largo de la columna que se desplazan a diferente velocidad hasta salir por la parte inferior. Cada fracción se recoge y el compuesto de interés se separa del líquido.

IV.1.11 PROPIEDADES QUÍMICAS Y FÍSICAS

Las sustancias se caracterizan por sus propiedades individuales y algunas veces únicas. Para diferenciar las muestras de diferentes tipos de materia se determinan y comparan sus propiedades. Hay distintos tipos de materia según sus propiedades, las cuales se clasifican de manera general en propiedades químicas y físicas.

Las propiedades químicas son las que exhibe la materia cuando experimenta cambios en su composición. Estas propiedades de las sustancias se relacionan con los tipos de cambios

___________________________________________________________________________ 119


químicos que experimentan. Por ejemplo, el enunciado "el hidrógeno gaseoso se quema en presencia de oxígeno gaseoso para formar agua" describe un cambio químico del hidrógeno, en este caso la combustión. Después del cambio, los gases originales, hidrógeno y oxígeno, habrán desaparecido y todo lo que quedará será agua. No es posible recuperar el hidrógeno del agua por un cambio físico como la ebullición o la congelación del agua. Así mismo, se ha descrito la combinación del magnesio metálico con oxígeno gaseoso para formar óxido de magnesio, un polvo blanco. Una propiedad química del magnesio es que se puede combinar con el oxígeno, liberando energía en el proceso. Una propiedad química del oxígeno es aquella que se puede combinar con el magnesio.

Todas las sustancias tienen también propiedades físicas que se observan en ausencia de cualquier cambio en la composición. Se puede medir y observar sin modificar la composición o identidad de la sustancia. El color, la densidad, la dureza, el punto de fusión, el punto de ebullición y la conductividad eléctrica o térmica son propiedades físicas. Algunas propiedades físicas de las sustancias como la temperatura y la presión dependen de las condiciones bajo las que se miden. Por ejemplo, el agua es un sólido (hielo) a bajas temperaturas, pero es líquida a temperaturas más altas y a temperaturas aún mayores, es un gas (vapor). Cuando el agua pasa de un estado a otro, su composición es constante; sus propiedades químicas varían muy poco. Por otro lado, las propiedades físicas del hielo, el agua líquida y el vapor son diferentes (véase Fig. 3). De modo similar, cuando se dice que el helio es más ligero que el aire, se hace referencia a una propiedad física.

Las propiedades de la materia se pueden clasificar también en propiedades extensivas o intensivas. Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de material que se examine. El volumen y la masa de una muestra son propiedades extensivas porque dependen de, y son directamente proporcionales, a la cantidad de materia contenida en la muestra examinada. Las propiedades intensivas no dependen de la cantidad de material examinado. Por ejemplo, el color y el punto de fusión son los mismos para una muestra pequeña que para una más grande. Todas las propiedades químicas son propiedades intensivas. Debido a que ninguna sustancia tiene las mismas propiedades químicas y físicas en las mismas condiciones, es posible identificar y distinguir las diferentes sustancias. Por ejemplo, el agua es el único líquido claro e incoloro que se congela a 0° C, hierve a 100° C a una atmósfera de presión, disuelve relativamente grandes cantidades de sulfato de cobre (II) y reacciona violentamente con el sodio. En la tabla se comparan diversas propiedades físicas de algunas sustancias. Una muestra de cualquiera de esas sustancias se puede distinguir de las otras al determinar sus propiedades.

Figura 3: El hielo es H2O sólida H2O líquida El vapor es H2O gaseosa

120 __________________________________________________________________________


Propiedad

Rigidez Rígido Fluye y toma la forma del Llena en su totalidad recipiente que lo contiene. cualquier recipiente

Expansión al Leve Leve Se expande hasta el infinito calentarse

Compresibilidad Leve Leve Se comprime fácilmente

IV.1.12 CAMBIOS QUÍMICOS Y FÍSICOS

Se ha descrito la reacción del magnesio cuando se quema en el oxígeno del aire. Esta reacción, dijimos que es un cambio químico. En cualquier cambio químico, 1) se utilizan una o más sustancias (al menos parcialmente); 2) se forman una o más sustancias nuevas; y 3) se libera o se absorbe energía. Cuando las sustancias experimentan cambios químicos, demuestran sus propiedades químicas. Por otra parte, un cambio físico ocurre sin que se dé un cambio en la composición química. En forma general, las propiedades físicas se alteran considerablemente cuando la materia experimenta cambios físicos. En los cambios químicos siempre se libera o absorbe energía. Se necesita energía para fundir hielo y para hervir agua. Por el contrario, la condensación de vapor para formar agua líquida siempre libera energía, como ocurre en la congelación de agua líquida para formar hielo. Cada vez que el lector prepara un huevo cocido para el desayuno, está provocando cambios químicos. Al ser sometido a una temperatura aproximada de 100°C, tanto la clara como la yema experimentan reacciones que modifican no sólo su aspecto físico sino también su composición química. Al ser comido, el huevo cambia su composición química de nuevo por efecto de sustancias presentes en el estómago llamadas enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de un cambio químico. La forma específica en que este proceso se realiza depende de las propiedades químicas de los alimentos y de las enzimas implicadas.

IV.1.13 LAS MEDICIONES EN QUÍMICA

Las mediciones en el mundo científico suelen expresarse en unidades del sistema métrico decimal o su moderno sucesor, el sistema internacional de unidades (SI), adoptado por el NBS en 1964. El sistema internacional de unidades (SI) se basa en siete unidades fundamentales, las cuales se indican en la tabla 1. Todas las demás unidades de medición se derivan de ellas.

Tabla 1.1 - Las siete unidades fundamentales de medición (SI)

Propiedades físicas Nombre de la unidad Símbolo longitud metro m masa kilogramo kg tiempo segundo s corriente eléctrica ampere A temperatura kelvin K intensidad luminosa candela cd cantidad de sustancia mol mol

En este texto se usarán tanto unidades métricas como unidades SI. Las conversiones entre unidades SI y de otros sistemas son fáciles y por lo general, directas.

___________________________________________________________________________ 121


mega- M 106 kilo- k 103

Los sistemas métrico y SI son sistemas decimales, en los que se emplean prefijos para indicar fracciones y múltiplos de diez. Los mismos prefijos se usan con todas las unidades de medición. Las distancias y masas de la tabla 2 ilustran el empleo de algunos prefijos comunes y las relaciones entre ellos.

TABLA 1. 2 - Prefijos de uso común en los sistemas métrico y SI

PREFIJO ABREVIATURA SIGNIFICADO EJEMPLO

1 megametro (Mm) = 1 x 106 m

1 kilómetro (km) = 1 x 103 m

deci- d 10 -1 1 decímetro (dm) = 0.1 m

centi- c 10 -2 1 centímetro (cm) = 0.01 m

mili- m 10 -3 1 miligramo (mg) = 0.001 g

micro- µ 10 -6 1 microgramo (µ g) = 1 x 10 -6g

nano- n 10 -9 1 nanogramo (ng) = 1 x 10 -9g

pico- p 10 -12 1 picogramo (pg) = 1 x 10 -12g

IV.1.14 UNIDADES DE MEDICIÓN

Masa y peso Hay que indicar la diferencia entre masa y peso. La masa mide la cantidad de materia que

un cuerpo contiene, la masa de un cuerpo no varia si el cuerpo cambia de posición. En cambio, el peso de un cuerpo es la medida de la atracción gravitacional de la Tierra sobre él, la cual varía según la distancia al centro de la Tierra. Un objeto pesa ligeramente menos en la cima de una montaña que en el fondo de un valle profundo. La masa de un cuerpo no varía según su posición, pero el peso sí. Por lo tanto, la masa es una propiedad más fundamental que el peso; sin embargo, se acostumbra usar el término "peso" cuando se requiere decir masa, porque el peso es una forma de medir la masa. Como generalmente se estudian las reacciones químicas en

condiciones de gravedad constante, las relaciones de peso son tan válidas como las de

masa. Sin embargo, conviene tener presente que los dos conceptos no son idénticos. La unidad fundamental del sistema SI es el kilogramo (véase Tabla 1.3). El kilogramo se

define como la masa de un cilindro de platino iridiado que se conserva en una bóveda de Sévres, cerca de París, Francia. Un cuerpo que pesa una libra, tiene una masa de 0.4536 kilogramos. La unidad fundamental del sistema métrico es el gramo.

TABLA 1. 3 Algunas unidades de masa del sistema SI

kilogramo, kg unidad fundamental gramo, g 1000 g = 1 kg miligramo, mg 1000 mg = 1 g microgramo, µg 1 000 000 µg = 1 g

Longitud

El metro es la unidad estándar (distancia) en los sistemas métrico y SI; se define como la distancia que viaja la luz en el vacío en un 1/299 792 468 de segundo, lo que equivale a 1 metro. Esto es aproximadamente 39.37 pulgadas. Las cantidades que el sistema inglés mide en pulgadas pueden expresarse en centímetros en el sistema métrico (1 cm es 1/100 metro).

122 __________________________________________________________________________


Volumen En el sistema métrico el volumen se mide en litros o mililitros. Un litro (1 L)

es un decímetro cúbico (1 dm3), o 1000 centímetros cúbicos (1000 cm3); un mililitro (1 ml) es 1 cm3. En el sistema SI la unidad fundamental de volumen es el metro cúbico, y el decímetro cúbico reemplaza a la unidad métrica, el litro.

Para medir líquidos se utilizan diferentes tipos de vasos graduados, la elección de los

mismos depende de la exactitud que se desee. Por ejemplo, el volumen medido con una bureta es más exacto que el medido con una probeta pequeña.

Velocidad y aceleración.

Por definición, la velocidad es el cambio de la distancia con el tiempo; esto es,

velocidad = espacio tiempo

La aceleración es el cambio de la velocidad con el tiempo; esto es, cambio de velocidad

aceleración = cambio de velocidad tiempo

Por consiguiente, la velocidad tiene unidades de m/s (o cm/s) y la aceleración tiene

unidades de m/s2 (o cm/s2). Se requiere la velocidad para definir la aceleración, que a su vez es necesaria para definir la fuerza y en consecuencia la energía. Tanto la fuerza como la energía son importantes en muchas áreas de la Química.

Fuerza.

De acuerdo con la segunda ley de Newton sobre el movimiento,

fuerza = masa x aceleración

En el lenguaje común, la fuerza a menudo se considera sinónimo de empuje o tracción. En Química las fuerzas estudiadas son principalmente las fuerzas eléctricas que existen

entre átomos y moléculas. La naturaleza de estas fuerzas se explorará más adelante en capítulos posteriores. La unidad de fuerza SI derivada es el newton (N), donde

1 N = 1 kg m/s2

Presión.

La presión se define como fuerza aplicada por unidad de área; esto es,

Presión = Fuerza Área

La fuerza experimentada por cualquier área expuesta a la atmósfera terrestre es igual al

peso de la columna de aire que soporte dicha área. La presión ejercida por esta columna de aire se llama presión atmosférica. El valor real de la presión atmosférica depende de la ubicación geográfica, temperatura y condiciones ambientales. Una referencia común de presión es una atmósfera (1 atm), que representa la presión atmosférica ejercida por una columna de aire seco al nivel de mar a 0°C. La unidad SI derivada para la presión se obtiene aplicando la unidad también derivada de fuerza de un newton sobre un metro cuadrado, el cual a su vez es la unidad derivada de área. Una presión de un newton por metro cuadrado(lN/m2) se denomina un pascal (Pa).

Entonces, una atmósfera se define por medio de la siguiente equivalencia exacta:

___________________________________________________________________________ 123


1 atm = 101,325 Pa = 101.325 kPa

Nota: Se utiliza la notación inglesa, donde el punto equivale a nuestra coma y la coma a

nuestro punto. IV.1.15 CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Hay dos clases de números: los exactos que pueden ser contados o definidos; se sabe que

son absolutamente exactos, por ejemplo, al contar el número preciso de personas en una habitación cerrada no se tiene duda de cuántas personas hay. Una docena de huevos se define exactamente como 12 huevos, ni más, ni menos. Los números se obtienen al efectuar mediciones no son exactos. En cada medición se hace una estimación; supóngase que se desea medir esta página con aproximación de 0.1 mm, ¿cómo se procede? Las divisiones menores (líneas de calibración) de las reglas de 1 metro están separadas 1 mm, y cualquier intento para medir 0.1 mm requiere de una estimación. Si tres personas distintas miden la longitud de la página con aproximación de 0.1 mm, ¿obtendrán la misma respuesta? Probablemente no. Para resolver este problema se utilizan las cifras significativas.

Las cifras significativas son dígitos que la persona que hace la medición considera como correctos. Las cifras significativas indican la incertidumbre en las mediciones. Supóngase que la persona es capaz de utilizar el dispositivo de medición; mide una distancia con una regla de 1 metro, y reporta 343.5 mm. ¿Qué significa este número? Ella considera que la distancia es mayor de 343.4 mm, pero menor de 343.6 mm y lo más aproximado es 343.5 mm. El número 343.5 contiene 4 cifras significativas, el último dígito 5 es el más aproximado y por lo tanto, es dudoso, pero se considera como cifra significativa. Existe cierto grado de incertidumbre en cualquier medición.

Al expresar los números que se obtienen de mediciones sólo debe reportarse un dígito estimado. Como la persona que efectúa la medición no tiene la certeza de que la cifra sea correcta, no tiene significado expresar la distancia como 343.53 mm.

Para ver en forma más clara el papel que desempeñan las cifras significativas al reportar el resultado de las mediciones. Las probetas graduadas se emplean para medir volúmenes de líquidos cuando no es necesario un alto grado de exactitud. Las líneas de calibración en una probeta de 50 ml, representan incrementos de 1 ml. Es posible estimar el volumen de un líquido en una probeta de 50 ml hasta 0.2 ml (1/5 de los incrementos de la calibración) con certeza razonable. Se puede medir el volumen de un líquido en esta probeta y reportarlo como 39.4 ml, es decir, con tres cifras significativas.

Las buretas se emplean para medir volúmenes de líquidos cuando se requiere un alto grado de exactitud. Las líneas de calibración en una bureta de 50 ml representan incrementos de 0.1 ml, permitiendo hacer estimaciones hasta de 0.02 ml (1/5 de los incrementos de calibración) con una certeza razonable. Las personas experimentadas estiman volúmenes de buretas de 50 ml hasta de 0.01ml con reproducibilidad muy buena. Por ejemplo, utilizando una bureta de 50 ml se pueden medir 36.95 ml (cuatro cifras significativas) con bastante exactitud.

La exactitud indica el grado de correlación entre el valor medido y el valor correcto. El número exacto se considera como aquél que contiene un número infinito de cifras significativas. La precisión se refiere a la correlación de mediciones individuales entre sí. Idealmente, todas las mediciones deben ser exactas y precisas. En realidad, las mediciones pueden ser bastante precisas pero muy inexactas, debido al error sistemático, que es un error que se repite en cada medición. (Por ejemplo, una balanza defectuosa puede producir un error sistemático.) Las mediciones muy exactas casi nunca son imprecisas.

124 __________________________________________________________________________


Las mediciones se deben repetir para mejorar su exactitud y precisión. Los valores promedio resultantes de varias mediciones son más confiables que mediciones individuales. Las cifras significativas indican la exactitud con que se efectúan las mediciones (considerando que la persona que las realiza es capaz). Existen reglas sencillas para el uso de cifras significativas en los cálculos.

Los ceros empleados para establecer la posición del punto decimal no son

cifras significativas.

Por ejemplo, el número 0.0234 g contiene sólo tres cifras significativas, ya que los dos ceros sirven para colocar el punto decimal. En la notación científica el número puede expresarse

como: 2.34 x 10 -2 g. Cuando hay ceros antes del punto decimal, pero después de otros dígitos es difícil decidir cuáles ceros son cifras significativas y cuáles no. ¿Cuántas cifras significativas tiene el número 23 000? Se tiene información insuficiente para contestar. Si los tres ceros sirven para colocar el punto decimal, el número se puede expresar como 2.3

x 10 4 (dos cifras significativas). Si sólo sirven dos ceros para colocar el punto decimal, entonces se expresa como

2.30 x 104 (tres cifras significativas). En el caso poco común de que se sepa que

número en realidad es 23 000 ± 1, se puede escribir como 2.3000 x 104 (cinco cifras significativas).

En la multiplicación y división, un resultado no contiene más cifras significativas que el número menor de cifras significativas utilizadas en la operación.

EJEMPLO 1.1 ¿Cuál es el área de un rectángulo de 1.23 cm de ancho y 12.34 cm de largo? Cuál área del

rectángulo es el producto de la base por la altura. Solución

A = l x w = (12.34 cm)(l.23 cm) = 15.2 cm 2

(resultado de calculadora =15.1782)

Como el número menor de cifras significativas es tres, el resultado debe contener sólo tres cifras significativas. El número que se obtiene con calculadora electrónica (15.1782) es incorrecto; el resultado no puede ser más exacto que la información que lo produce.

Las calculadoras no razonan, por lo que debe aplicarse el propio.

El cálculo paso a paso que muestra al margen demuestra por qué se expresa el área como

15.2 cm2 en lugar de 15.1782 cm2. La longitud, 12.34 cm, contiene cuatro cifras significativas, mientras que el ancho, 1.23 cm, tiene sólo tres. Si se subraya cada cifra incierta, así como cada cifra que se obtenga de otra incierta, la multiplicación paso a paso da el resultado expresado en el ejemplo 1.1 Se ve que se tiene certeza en sólo dos cifras en el resultado (15) por lo que se escribe sólo la primera cifra dudosa (.2) y ninguna más. La división es la operación inversa de la multiplicación, por lo que se aplican las mismas reglas.

En la adición y la sustracción, el último dígito que se retiene en la suma o resta se

determina por la posición del primer dígito.

___________________________________________________________________________ 125


EJEMPLO 1. 2 a. Sumar 37.24 ml y 10.3 ml

37.24 mL

+ 10.3 mL

47.54 mL se expresa como 47. 5 ml (la calculadora da 47.54)

b. Restar 21.2342 g de 27.87 g.

27.87 g - 21.2342 g

6.6358 g se expresa como 6. 64 g (la calculadora da 6.6358)

En las tres operaciones aritméticas sencillas que se han efectuado, la

combinación numérica generada por la calculadora no es la "respuesta" en un solo caso; sin embargo, se puede obtener el resultado correcto mediante "redondeo": Las reglas de las cifras significativas indican en dónde se debe redondear.

Las convenciones para redondear son las siguientes: Cuando el número que se va a eliminar es menor de 5, el número que le precede no se cambia (por ejemplo, 7.34 se redondea a 7.3); cuando es mayor de 5, el número que le precede se incrementa en 1 (por ejemplo, 7.37 se redondea a 7.4). Cuando el número que se va a eliminar es 5, el número que le precede no se cambia si es par (por ejemplo 7.45 se redondea a 7.4), cuando el número precedente es impar, se incrementa en 1 (por ejemplo 7.35 se redondea a 7.4). Se emplea la notación científica cuando se trabaja con números muy grandes o muy pequeños. Por ejemplo, 197 gramos de oro contienen aproximadamente

602 000 000 000 000 000 000 000 átomos de oro

la masa de un átomo de oro es aproximadamente

0.000 000 000 000 000 000 000 327 gramos

Al utilizar números muy grandes o pequeños, no es conveniente escribir todos los ceros. Se puede emplear la notación científica para indicar el número de cifras significativas. En la notación científica (exponencial) se coloca un dígito que no sea cero a la izquierda del punto decimal

4,300,000. = 4.3 x 106

6 lugares a la izquierda, por tanto, el exponente de 10 es 6

0.000348 = 3.48 x 10-4

4 lugares a la derecha, por tanto, el exponente de 10 es -4

El proceso inverso convierte los números de la forma exponencial a la forma decimal. Exactitud y precisión.

Al analizar mediciones y cifras significativas es útil distinguir dos términos: exactitud y precisión. La exactitud indica cuan cerca está una medición del valor real de la cantidad medida. La precisión se refiere a cuánto concuerdan dos o más mediciones de una misma cantidad. Supóngase que se pide a tres estudiantes que determinen la masa de una pieza de alambre de

126 __________________________________________________________________________


cobre cuya masa real es de 2.000 g. Los resultados de dos pesadas sucesivas hechas por cada estudiante son:

Estudiante A Estudiante B Estudiante C

1.964 g 1.972g 2.000 g 1.978 g 1.968 g 2.002 g Valor promedio 1.971 g 1.970 g 2.001 g

Los resultados del estudiante B son más precisos que los del estudiante A (1.972 g y

1.968 g se desvían menos de 1.970 g que 1.964 g y 1.978 g de 1.971 g). Sin embargo, ninguno de estos conjuntos de resultados es muy exacto. Los resultados del estudiante C no sólo son precisos sino también son los más exactos, dado que el valor promedio es el más cercano al real. Las medidas muy exactas suelen ser precisas también. Por otro lado, mediciones muy precisas no necesariamente garantizan resultados exactos. Por ejemplo, una regla de madera mal calibrada o una balanza defectuosa pueden dar por resultado lecturas muy precisas pero erróneas.

IV.1.16 DENSIDAD Y GRAVEDAD ESPECÍFICA

La densidad de una muestra de materia se define como la masa por unidad de volumen,

densidad = masa o bien D = M volumen V

La densidad se puede emplear para distinguir entre dos sustancias o para identificar

determinada sustancia. Suele expresarse en g/cm3 o g/ml, para líquidos y sólidos y en g/L para gases. Estas unidades también se pueden expresar como g • cm-3 , g • ml–1 , y g • L–1 , respectivamente.

EJEMPLO 1. 3 Una muestra de 47.3 ml de alcohol etílico (etanol) tiene una masa de 37.32 g. ¿Cuál

es su densidad? Solución

D = M / V = 37.32 g / 47.3 ml = 0.789 g/ml

EJEMPLO 1. 4 Si se requieren 103 g de etanol para una reacción química, ¿qué volumen de

líquido se debe usar? Solución

La densidad del etanol es 0.789 g/ml

D = M / V Por tanto, V= 103 g / 0.789 g/ml = 130 ml.

La gravedad específica (gr. esp.) de una sustancia es la relación entre su densidad y la densidad del agua, ambas a la misma temperatura. Las gravedades específicas son números adimensionales

gr. esp. = Dsustancia / Dagua

___________________________________________________________________________ 127


La densidad del agua es 1.000 g/ml a 3.98° C, la temperatura en la cual la densidad del agua es mayor. Sin embargo, las variaciones de densidad del agua son tan pequeñas que se puede emplear 1.00 g/ml hasta 25° C sin introducir un error significativo en los cálculos.

EJEMPLO 1. 5

La densidad de la sal de mesa es 2.16 g/ml a 20° C. ¿Cuál es su gravedad específica? Solución

Gr. Esp. = Dsal / Dagua = 2.16 g/ml / 1.00 g/ml = 2.16

Este ejemplo demuestra también que la densidad de una sustancia y su gravedad específica son numéricamente iguales, a temperatura cercana a la ambiental, y si la

densidad se expresa en g/ml (g/cm3). Las etiquetas de soluciones comerciales de ácidos y bases indican su gravedad específica

y su porcentaje en masa del ácido o base presente en la solución. Con esta información se puede calcular la cantidad de ácido o base presente en un volumen dado de solución.

EJEMPLO 1. 6

El ácido de un acumulador tiene 40% de ácido sulfúrico H2SO4 y 60% de agua en masa. Su gravedad específica es de 1.31. Calcule la masa de ácido sulfúrico puro, H2SO4, en 100

ml de ácido del acumulador. Solución 1

Se ha demostrado que la densidad y la gravedad específica son numéricamente iguales a 20° C ya que la densidad del agua es 1.00 g/ml. Por tanto,

Densidad =1.31 g/ml

La solución es 40% H2SO4 y 60% H2O en masa. De esta información se puede formar el factor unitario deseado:

40.0 g H2SO4 porque 100.0 g de solución 100.0 g sol. contienen 40.0 g de H2SO4

A continuación, se resuelve el problema:

? g. H2SO4 = 100.0 ml sol. x 1.31 g sol x 40.0 g H2SO4 = 52.4 g. H2SO4

1 ml sol. 100.0 g sol.

Se utilizó primero la densidad como factor unitario para convertir el volumen dado de solución a masa de solución. Después se usó el porcentaje en masa para convertir la masa de solución en masa de ácido. Solución 2

También puede resolverse este problema, utilizando reglas de tres simple, de la siguiente manera:

1.31 g de solución ------------- 1 ml de solución 100 g “ “ -------------- X

X = 100 g de solución x 1 ml de solución = 76. 336 ml de solución

1.31 g de solución

128 __________________________________________________________________________


76. 336 ml de solución --------------- 40.0 g H2SO4

100 ml “ “ ---------------- X

X = 100 ml de solución x 40.0 g H2SO4 = 52.4 g. H2SO4

76.336 ml de solución

Cualquiera de los dos métodos utilizados, debe arribar al mismo resultado.

TABLA 1. 4 - Densidades de algunas sustancias comunes*

DENSIDAD DENSIDAD

SUSTANCIA (g/cm3) SUSTANCIA

(g/cm3) Hidrógeno (gas) 0.000089 Arena* 2.32 Dióxido de carbono (gas) 0.0019 Aluminio 2.70 Corcho* 0.21 Hierro 7.86 Madera de encino* 0.71 Cobre 8.92 Alcohol etílico 0.789 Plomo 11.34 Agua 1.00 Mercurio 13.59 Magnesio 1.74 Oro 19.3 Sal de mesa 2.16

*E1 corcho, la madera de encino y la arena son materiales comunes que se han incluido como puntos de referencia familiares. No son elementos o compuestos puros como las demás sustancias en la tabla.

IV.1.17 CALOR Y TEMPERATURA

En la sección 1-5 se estableció que el calor es una forma de energía. Asimismo, se indicó que las diferentes formas de energía pueden convertirse entre sí, y que en los procesos químicos la energía química se convierte en energía térmica y viceversa. La cantidad de calor que requiere una reacción (endotérmica) o que libera (exotérmica) brinda una gran cantidad de información acerca de dicha reacción. Por esta razón es importante poder medir la intensidad del calor.

La temperatura mide la intensidad del calor, si un cuerpo está "caliente" o "frío". ¿Por qué se siente caliente un pedazo de metal a 100° C, mientras que un cubo de hielo a 0° C se siente frío? Esto se debe a que la temperatura del metal es mayor que la temperatura de la mano, y la del cubo de hielo menor. El calor fluye en forma espontánea del cuerpo más caliente al más frío, nunca fluye en dirección opuesta.

Las temperaturas se miden, por lo regular, mediante termómetros de vidrio que contienen mercurio. Un termómetro de mercurio consiste en un depósito de mercurio en la base de un tubo de vidrio, conectado a una columna ascendente muy delgada (capilar). El mercurio se expande más que otros líquidos conforme aumenta su temperatura. Al efectuarse la expansión, puede observarse a través del capilar o columna al vacío.

Anders Celsius, un astrónomo sueco, desarrolló la escala de temperatura Celsius, la cual en sus inicios se denominó escala centígrada. Cuando se coloca un termómetro Celsius en un recipiente con hielo triturado y agua, el nivel del mercurio indica exactamente 0° C, el punto de referencia inferior. En un recipiente con agua hirviendo, el nivel del mercurio indica 100° C el

___________________________________________________________________________ 129


punto de referencia superior. Hay 100 pasos o divisiones de igual tamaño entre esos dos niveles de mercurio, lo que equivale a un intervalo de 100 grados entre el punto de fusión del hielo y el punto de ebullición del agua a una atmósfera.

En Estados Unidos, las temperaturas generalmente se miden en la escala de temperatura diseñada por Gabriel Fahrenheit, un fabricante de instrumentación alemán. En esta escala, los puntos de congelación y ebullición del agua se definen como 32° F y 212° F, respectivamente. En el trabajo de investigación, las temperaturas suelen expresarse en la escala de temperatura (absoluta) o Kelvin. Como se verá, el punto cero de la escala de temperatura Kelvin se deriva del comportamiento observado en toda la materia.

En las escalas Celsius y Kelvin, los grados tienen la misma separación. Existen 100 grados entre el punto de congelación y ebullición del agua en ambas escalas; cada temperatura Kelvin se encuentra 273.15° por encima de la Celsius correspondiente. La relación entre las dos escalas es como sigue:

? K = °C + 273.15 ° o ?°C = K - 273.15°

En el sistema SI, los grados Kelvin se abrevian K en lugar de °K, y se llaman kelvins.

Comparando las escalas Celsius y Fahrenheit, se encuentra que los intervalos entre los mismos puntos de referencia son 100° C y 180° F, respectivamente, de manera que el grado Celsius es mayor que el grado Fahrenheit, es decir, 1.8 grados Fahrenheit cubren el mismo intervalo de temperatura que 1.0 grados Celsius. Con esta información, se encuentra el factor unitario:

1.8°F 1.0°C

1.0°C y 1.8°F

Pero como los puntos iniciales de las dos escalas son diferentes, no se puede convertir una temperatura de una escala a una temperatura de la otra solamente multiplicándola por el factor unitario. Para convertir °F a °C, se debe agregar 32 grados Fahrenheit para ajustarse al punto cero de la escala Celsius.

?° F = ( x°C X 1.8 °F ) + 32 °F y ¿?°C = 1.0 °C (x°F - 32 °F)

1.0 °C 1.8 °F EJEMPLO 1. 7

Cuando la temperatura alcanza los "100° F a la sombra", hace calor ¿A cuántos grados Celsius equivale esta temperatura?

Solución

?°C = 1.0 °C (100 °F - 32 °F)

1.0 °C (68 °F) = 38 °C 1.8 °F 1.8 °F

EJEMPLO 1. 8

Cuando la temperatura absoluta es de 400° K, ¿cuál es la temperatura Fahrenheit? Solución

?°C = (400 K - 273 k) 1.0 °C = 127 °C 1.0 K

130 __________________________________________________________________________


?°F = (127 °C X 1.8 °F) + 32 °F = 261 °F 1.0 °C

IV.1.18 TRANSFERENCIA DE CALOR Y MEDICIÓN DEL CALOR

Las reacciones químicas y los cambios físicos ocurren tanto con una evolución simultánea de calor (procesos exotérmicos) o con una absorción de calor (procesos endotérmicos). La cantidad de calor que se transfiere en un proceso generalmente se expresa en calorías o en la unidad SI, que es el joule. La caloría se definió originalmente como la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de agua a presión de una atmósfera de 14.5° C a 15.5° C. En la actualidad se define exactamente como 4.184 joules. La cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua líquida varía ligeramente según la temperatura y la presión, por lo que es necesario especificar un incremento de temperatura específico y una presión constante para describir a la caloría. Para los objetivos del texto, se considera que dichas variaciones son lo suficientemente pequeñas para ignorarlas. Las kilocalorías, (1000 calorías) sirven para expresar el contenido de energía de los alimentos. En el presente texto los cálculos se efectúan en joules.

2 2 La unidad SI de energía y trabajo es el joule (J), el cual se define como 1 kg m /s . La

energía cinética (Ec) de un cuerpo de masa m y que se mueve con una velocidad v , y está

2 dada por ½ mv

2 .Un objeto de 2 kg que se mueve a un metro por segundo tiene Ec = ½ (2 kg)(l

m/s) = l 2

1 kg • m /s = 1 joule. Puede ser más conveniente expresar esta unidad en función de la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua de 14.5 ° C a 15.5

° C, que es de 4.184 joules. El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para

elevar la temperatura de un gramo de la sustancia un grado centígrado (también un kelvin) sin cambio de fase. Los cambios de fase (estado físico) absorben o liberan grandes cantidades de energía. El calor específico de cada sustancia, que es una propiedad física, difiere para las fases sólida, líquida y gaseosa de la sustancia. Por ejemplo, el calor específico del hielo es 2.09 J/g • ° C, cerca de los 0° C; para el agua líquida es 4.18 J/g • ° C, mientras que para el vapor es 2.03 J/g • ° C cerca de 100 ° C, el calor específico del agua es bastante elevado.

calor específico = (cantidad de calor en J) .

(masa de la sustancia en g) (cambio de temperatura en º C)

La capacidad calorífica de un cuerpo es la cantidad de calor necesaria para elevar su temperatura 1° C. La capacidad calorífica de un cuerpo es igual al producto de su masa en gramos por su calor específico.

EJEMPLO 1. 9 ¿Qué cantidad de calor en joules se requiere para elevar la temperatura de 205 g de agua

de 21.2° C a 91.4° C?

___________________________________________________________________________ 131


Solución El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para elevar la

temperatura de 1 g de sustancia 1° C La expresión antes vista, puede reordenarse, para despejar:

cantidad de calor = (masa de la sustancia)(calor específico)(cambio de temperatura) 4

= (205 g) (4.18 J/g • °C) (70.2°C) = 6.02 x 10 J

Observe que todas las unidades, excepto los joules, se cancelan. Si 205 g de agua se enfrían de 91.4° C a 21.2° C, seria necesario quitar exactamente la misma cantidad de calor, 60.2 kJ.

EJEMPLO 1. 10

¿Qué cantidad de calor en calorías, kilocalorías, joules y kilojoules, se necesita para

elevar la temperatura de 205 g de hierro de 21.2° C a 91.4° C? El calor específico del hierro es 0.106 cal/g • ° C o 0.444 J/g • ° C. Solución

3 ? cal = (205 g)(0.106 cal/g • °C)(70.2 °C) = 1.52 x 10

3

cal o 1.52 kcal

? J = (205 g)(0.444 J/g • °C)(70.2 °C) = 6.39 x 10

cal o 6.39 kcal

Debido a que el calor específico del hierro es mucho menor que el calor específico del agua, se requiere una cantidad considerablemente menor para elevar la temperatura de 205 g de hierro a 70.2° C, que la que se requirió para elevar la temperatura de 205 g de agua.

132 __________________________________________________________________________


IV.1.19 GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES

Átomo La partícula más pequeña de un elemento. Calor Una forma de energía que fluye entre dos especimenes de materia debido a su diferencia

de temperatura. Calor específico Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de

una sustancia un grado Celsius. Caloría Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua de 14.5° C

a 15.5° C 1 caloría = 4.184 joules. Cambio físico Aquel en el cual una sustancia pasa de un estado físico a otro, pero no se forman

sustancias con diferente composición. Cambio químico Aquel en el cual se forman una o más sustancias nuevas. Capacidad calorífica La cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un cuerpo

(de cualquier masa) un grado Celsius. Cifras significativas Dígitos que indican la precisión de las mediciones; dígitos

de una medición con incertidumbre sólo en el último dígito. Compuesto. Una sustancia formada por dos o más elementos en proporción fija. Los

compuestos se pueden descomponer en sus elementos constituyentes. Densidad. Masa por unidad de volumen, D =M/V. Elemento Sustancia que no puede descomponerse en otras más simples por métodos químicos. Endotérmico Describe procesos que absorben energía térmica. Energía Capacidad de realizar trabajo o transferir calor. Energía cinética Energía que posee la materia debido a su movimiento. Energía potencial Energía que posee la materia debido a su posición, condición o composición. Exactitud Concordancia entre el valor medido y el valor correcto. Exotérmico Describe procesos que liberan energía térmica. Gravedad específica Relación entre la densidad de una sustancia y la densidad del agua.

Joule Unidad de energía del sistema SL Un joule es 1 kg • m2/s2, o también, 0.2390 calorías. Ley de la conservación de la energía La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Ley de la conservación de la materia No existe cambio detectable en la cantidad de materia

durante una reacción química normal. Ley de la conservación de la materia y la energía La cantidad total de materia y energía en el

universo es constante. Masa Medida de la cantidad de materia que posee un objeto; suele medirse en

gramos o kilogramos. Materia Todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Mezcla Muestra de materia compuesta de dos o más sustancias, cada una de las cuales conserva

su identidad y propiedades. Mezcla heterogénea Mezcla que no tiene composición ni propiedades uniformes. Mezcla homogénea Mezcla que tiene composición y propiedades uniformes. Molécula Partícula más pequeña de un compuesto que puede existir en forma individual. Peso Medida de la atracción gravitacional de la Tierra sobre un cuerpo. Precisión Concordancia entre diversas determinaciones de una misma cantidad. Propiedad extensiva Una propiedad que depende de la cantidad de material en una muestra. Propiedad física Véase propiedades. Propiedad intensiva Propiedad que no depende de la cantidad de material en una muestra. Propiedad química Véase propiedades.

___________________________________________________________________________ 133


Propiedades Características que describen a una muestra de materia. Las propiedades químicas se observan cuando la materia experimenta cambios químicos, y las propiedades físicas se observan sin que se produzcan cambios de composición química.

Símbolo Letra o grupo de letras que representa (identifica) a un elemento. Sustancia Cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen la misma composición

química y propiedades físicas idénticas. Temperatura Mide la intensidad del calor, es decir, qué tan caliente o frío se

encuentra un objeto o muestra. IV.2.1 LA TABLA PERIÓDICA

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán, Lothar

Meyer, publicaron en forma independiente ordenamientos de los elementos conocidos, que son muy similares a la tabla periódica que se usa en la actualidad. La clasificación de Mendeleev se basó principalmente en las propiedades químicas de los elementos, mientras que la de Meyer se basó principalmente en propiedades físicas. Las tabulaciones fueron sorpresivamente similares. Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al incrementar el peso atómico.

Mendeleev ordenó los elementos conocidos según el aumento de peso atómico en

secuencias sucesivas, de manera que los elementos con propiedades químicas similares quedasen en la misma columna. Observó que tanto las propiedades físicas como químicas de los elementos varían en forma periódica según el peso atómico. Su tabla periódica de 1872 contenía los 62 elementos conocidos en esa época.

Considérense los elementos H, Li, Na y K, todos los cuales aparecen en "Gruppe I" de la tabla de Mendeleev. Se sabe que todos se combinan con F, Cl, Br e I del "Gruppe VII" para producir compuestos con fórmula similar a HF, LiCl, NaCl y KI. Todos estos compuestos se disuelven en agua para producir soluciones que conducen electricidad. Los elementos del "Gruppe II" forman compuestos como BeCl2, MgBr2, y CaCl2, y también compuestos con O y S del "Gruppe VI" como MgO, CaO, MgS y CaS.

Uno de los éxitos más significativos de la tabla periódica de Mendeleev fue que tuvo en cuenta elementos desconocidos al construirla. Cuando Mendeleev consideraba que "faltaba" algún elemento, dejaba el espacio en blanco. Puede apreciarse en parte su ingenio para construir la tabla comparando las propiedades predichas (1871) y observadas del germanio, que no fue descubierto sino hasta 1886. Mendeleev llamó al elemento aún no descubierto ekasilicio, porque quedaba debajo del silicio en su tabla. Él conocía las propiedades de los elementos vecinos al germanio y le sirvieron como base para sus predicciones acerca de las propiedades de este último. Algunos valores modernos de propiedades del germanio difieren significativamente de los reportados en 1886, pero muchos de los valores en que Mendeleev basó sus predicciones eran tan inexactos como los valores obtenidos en 1886 para el elemento Ge.

En este punto, puede observarse que en diversas áreas de investigación, el progreso es lento y difícil. Sin embargo, existen individuos excepcionales que desarrollan conceptos y técnicas que permiten aclarar situaciones confusas; Mendeleev fue uno de ellos.

134 __________________________________________________________________________


Debido a que el ordenamiento de Mendeleev de los elementos se basó en el incremento de pesos atómicos, aparentemente varios elementos quedaron fuera de lugar en su tabla. Mendeleev colocó a los elementos controvertidos (Te e I, Co y Ni) en lugares que correspondían a sus propiedades. Pensó que la aparente inversión de pesos atómicos se debía a valores inexactos de los mismos. Una redeterminación cuidadosa, demostró que los valores eran correctos. La resolución del problema de los elementos "fuera de sitio" tuvo que aguardar al desarrollo del concepto de número atómico. Entonces pudo formularse la ley periódica prácticamente en la forma que se conoce en la actualidad: Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

La ley periódica indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su

número atómico, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas similares. Las tablas periódicas que se emplean en la actualidad son ordenamientos de este tipo. Las columnas verticales se conocen como grupos o familias y las líneas horizontales como periodos.

Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, y los que se encuentran dentro de un periodo tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla. Los diversos grupos de elementos tienen nombres comunes que se emplean con tal frecuencia que es conveniente memorizarlos. Los elementos del grupo IA, con excepción del H, se conocen como metales alcalinos, y los elementos del grupo IIA se llaman tierras alcalinas o metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA se llaman halógenos que significa "formadores de sales", y los elementos del grupo O se llaman gases nobles (o raros).

Diferencias entré el grupo A y el B

Los grupos de elementos de la tabla periódica se designaron como A y B de manera arbitraria, y en algunas tablas se encuentran invertidos. Otras más designan a los grupos numerándolos del 1 al 18. Los elementos que se encuentran dentro del grupo del mismo número pero con letra distinta tienen relativamente pocas propiedades similares. El origen de la designación A y B es que algunos compuestos de elementos con el mismo número de grupo tienen fórmulas similares aunque propiedades muy diferentes; por ejemplo, NaCl (IA) y AgCl (IB); MgCl2 (IIA) y ZnCl2 (IIB). Como se verá, las variaciones de las propiedades de los grupos B a lo largo de una línea no son tan notables como las variaciones que se observan a lo largo de una línea de elementos del grupo A. En los grupos B se añaden electrones a los orbitales d, (n – l), en donde n representa el nivel de energía más alto que contiene electrones. Los electrones más externos tienen mayor influencia sobre las propiedades de los elementos. Al añadir un electrón a un orbital interno d se producen cambios menos notables en las propiedades que al añadir un electrón a un orbital s o p externo. A continuación, se da una clasificación muy útil de los elementos:

Gases nobles Durante muchos años, los elementos del grupo O se conocieron como gases inertes, porque se creía que no participaban en reacciones químicas. En la actualidad se sabe que los miembros más pesados forman compuestos, en su mayoría con flúor y oxígeno. Con excepción del helio estos elementos tienen ocho electrones en el nivel de energía superior ocupado. Sus estructuras pueden representarse como . . . ns2np6.

Elementos representativos Los elementos del grupo A de la tabla periódica se llaman

elementos representativos. Sus niveles de energía más altos están parcialmente ocupados. Su

___________________________________________________________________________ 135


"último" electrón entra en un orbital s o p. Estos elementos muestran variaciones diferentes y bastante regulares de sus propiedades con su número atómico.

Elementos de transición d Los elementos del grupo B (con excepción del IIB) de la tabla

periódica se conocen como elementos de transición d o en forma más sencilla, elementos de transición o metales de transición. Se consideraban como transiciones entre los elementos alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los que forman ácidos en la derecha. Todos ellos son metales y se caracterizan porque tienen electrones en los orbitales d. Dicho de otro modo, los elementos de transición d contienen un nivel de energía interno que aumenta de 8 a 18 electrones (es el siguiente al más alto ocupado). Se conocen como:

Primera serie de transición: 21Sc a 29Cu Segunda serie de transición: 39Y a 47Ag Tercera serie de transición: .57La y 72Hf a 79Au Cuarta serie de transición: (está incompleta) 89Ac y elementos del 104 al 111

De manera estricta, los elementos del grupo IIB (zinc, cadmio y mercurio) no son metales

de transición d porque sus "últimos" electrones penetran a orbitales s. Suelen estudiarse junto con los metales de transición d porque sus propiedades químicas son similares.

Elementos de transición interna Estos elementos se conocen en ocasiones

como elementos de transición f. Son elementos en los que se añaden electrones en los orbitales f. En ellos, el segundo nivel con respecto al nivel de energía más alto ocupado aumenta desde 18 hasta 32 electrones. Todos son metales. Los elementos de transición interna se localizan entre los grupos IIIB y IVB de la tabla periódica. Son:

Primera serie de transición interna (lantánidos): 58Ce a 71Lu Segunda serie de transición interna (actínidos): 90Th a 103Lr

2.2 - ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La primera energía de ionización, (EI 1) también conocida como primer potencial de

ionización, es: La cantidad mínima de energía que se requiere para remover al

electrón enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con carga +1

Por ejemplo para el calcio, la primera energía de ionización, (EI 1), es 590 kJ/mol:

Ca(g) + 590 kJ ——» Ca+(g) + e

La segunda energía de ionización (EI 2), es la cantidad de energía que se requiere para desplazar al segundo electrón. En el caso del calcio se representa así:

Ca+ (g) + 1145 kJ ——» Ca2+(g) + e

Para un elemento dado, (EI 2) siempre es mayor que (EI 1) porque siempre es más difícil desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que del átomo neutro correspondiente.

Las energías de ionización miden la fuerza con que los electrones se encuentran enlazados a los átomos. En la ionización siempre se requiere energía para eliminar a un electrón de la fuerza de atracción del núcleo. Las energías de ionización bajas indican que los electrones se eliminan con facilidad y por tanto, se forma fácilmente un ión positivo (catión).

136 __________________________________________________________________________


El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización ayudan a predecir si es probable que el elemento forme compuestos iónicos o moleculares (covalentes). Los elementos con energía de ionización baja forman compuestos iónicos al perder electrones, dando lugar a iones con carga positivas (cationes). Los elementos con energía de ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta, por ejemplo, el grupo VIA y el VIIA, a menudo ganan electrones para formar iones con carga negativa (aniones).

IV.2.2 AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica (AE) de un elemento se define como:

La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga - 1

Por convención se asigna valor positivo a la energía que se absorbe y valor negativo a la

que se libera. En la mayoría de los elementos se absorbe energía. Las afinidades electrónicas del berilio y el cloro pueden representarse como sigue:

Be(g) + e - + 241 kJ ——» Be- (g) AE = 241 kJ/mol

Cl(g) + e - ——» Cl - (g) + 348 kJ AE = - 348kJ/mol

La primera ecuación indica que cuando los átomos de berilio gaseoso ganan un electrón para formar iones gaseosos de Be–, se absorben 241 kJ/mol de iones (reacción endotérmica). La segunda ecuación dice que cuando un mol de átomo gaseoso de cloro gana un electrón para formar iones cloro gaseosos, se liberan 348 kJ de energía (reacción exotérmica).

La afinidad electrónica es la adición de un electrón a un átomo gaseoso neutro. El proceso mediante el cual el átomo neutro X gana un electrón (AE),

X(g) + e - ——» X - (g) (AE)

no es el inverso del proceso de ionización,

X + (g) + e- ——» X(g)

El primero se inicia en un átomo neutro, mientras que el segundo se inicia en un ión positivo. Por tanto, (EI 1) y AE no tienen el mismo valor y signos opuestos.

Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). Las afinidades electrónicas, por lo general, se hacen más negativas de izquierda a derecha a lo largo de una línea en la tabla periódica (excluyendo a los gases nobles). Esto significa que los elementos representativos de los grupos IA a VIIA muestran mayor atracción para un electrón adicional de izquierda a derecha. Los halógenos que tienen la

2 configuración electrónica externa ns np

5 , tienen afinidades electrónicas de tipo más negativo.

2 6 Forman aniones estables con configuración de gas noble, . . . ns np electrón.

, al obtener un

La afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo al igual que la energía de ionización, aunque es difícil de medir.

Por diversos motivos, las variaciones de afinidades electrónicas no son regulares a lo largo de un periodo. La tendencia general es que las afinidades electrónicas de los elementos ___________________________________________________________________________ 137


se hacen más negativas de izquierda a derecha en cada periodo. Algunas excepciones notables son los elementos del grupo IIA y del grupo VA. Éstos tienen valores menos negativos (más. positivos) de lo que sugiere la tendencia. La afinidad electrónica de un metal HA es muy positiva porque implica la adición de un electrón a un átomo que tiene orbitales ns completamente llenos y orbitales np vacíos. Los valores para los elementos VA son ligeramente menos negativos de lo esperado porque implican la adición de un electrón a un

2 3 conjunto semilleno y relativamente estable de orbitales np (ns np

2 4 ——» ns np ).

La adición de un segundo electrón para formar un ión con carga 2 – siempre es endotérmica, de manera que las afinidades electrónicas de aniones siempre son positivas.

IV.2.3 ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los

electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los elementos se expresan en una escala algo

arbitraria llamada escala de Pauling. La electronegatividad del flúor (4.0) es la más alta de todos los elementos. Esto indica que cuando el ion flúor está enlazado químicamente a otros elementos, muestra mayor tendencia a atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.

Para los elementos representativos, las electronegatividades suelen aumentar

de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos

Las variaciones entre los elementos de transición no son tan regulares. Por lo general, tanto las energías de ionización como las electronegatividades son bajas para los elementos que se encuentran en la parte izquierda inferior de la tabla periódica y altas para los que están en la parte superior derecha.

Aunque la escala de electronegatividad es algo arbitraria, puede emplearse para predecir el tipo de enlace con bastante exactitud. Los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a reaccionar entre sí para formar compuestos iónicos. El elemento menos electronegativo cede su electrón (o electrones) al elemento más electronegativo. Los elementos con diferencias pequeñas de electronegatividad tienden a formar enlaces covalentes entre sí, es decir, comparten sus electrones. En este proceso el elemento más electronegativo atrae más a los electrones.

IV.2.4 METALES, NO METALES Y METALOIDES

Al principio del capítulo se clasificaron los elementos de diversas maneras, basándose en

sus posiciones en la tabla periódica. En otro esquema de clasificación, los elementos suelen dividirse en tres clases: metales, no metales y metaloides.

Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea es zig-zag son metales (con

excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. Esta clasificación es algo arbitraria y hay varios elementos que no se adaptan bien a cualquiera de estas clases.

Los elementos adyacentes a la línea marcada suelen llamarse metaloides (o semi- metales) porque muestran algunas propiedades características tanto de los metales como de los no-metales.

138 __________________________________________________________________________


La propiedades físicas y químicas que permiten distinguir a los metales de los no-metales se resumen en las tablas 2-1 y 2-2. Las propiedades generales de los metales y los no-metales son opuestas. No todos los metales y no-metales poseen dichas propiedades, pero las comparten en grado variable. Las propiedades físicas de los metales pueden explicarse basándose en el enlace metálico de los sólidos. La fuerza del enlace metálico en sí depende del número de electrones, en especial electrones desapareados que se encuentran más allá de la "última" capa con configuración de gas noble.

Como se indicó con anterioridad, los metaloides muestran algunas propiedades

características tanto de metales como de no metales. Muchos de los metaloides como el silicio, el germanio y el antimonio, actúan como semiconductores, y son importantes para los circuitos electrónicos de estado sólido. Los semiconductores son aislantes a temperaturas inferiores, pero algunos son conductores a temperaturas más altas.

TABLA 2-1 Algunas propiedades físicas de metales y no-metales

METALES NO-METALES

1. La elevada conductividad eléctrica dis- 1. Mala conductividad eléctrica (excepto minuye al aumentar la temperatura el carbono en forma de grafito)

2. Alta conductividad térmica 2. Buenos aislantes térmicos (excepto, el carbono en forma de diamante)

3. Gris metálico o brillo plateado* 3. Sin brillo metálico 4. Casi todos son sólidos # 4. Sólidos, líquidos o gases 5. Maleables (pueden laminarse para for- 5. Quebradizos en estado sólido

mar placas) 6. Dúctiles (se pueden formar alambres 6. No dúctiles

con ellos) 7. El estado sólido se caracteriza por enla- 7. Moléculas con enlace covalente, los ga- ce metálico ses nobles son monoatómicos

•Excepto cobre y oro. #

Excepto mercurio; el cesio y el galio se funden en la mano con protección.

El aluminio es el más metálico de los metaloides y en ocasiones se clasifica como metal.

Tiene apariencia metálica y es un conductor excelente de la electricidad, pero su conductividad eléctrica aumenta al elevarse la temperatura. Las conductividades de los metales disminuyen al elevarse la temperatura.

TABLA 2-2 Algunas propiedades químicas de metales y no-metales

METALES NO-METALES

1. Las capas externas contienen pocos 1. Las capas externas contienen cuatro o electrones; por lo general 3 o menos más electrones*

2. Energías de ionización bajas 2. Energías de ionización altas 3. Afinidades electrónicas ligeramente ne- 3. Afinidades electrónicas muy negativas

___________________________________________________________________________ 139

http://fisicoquimicaonline.blogspot.com/ Prof. Diego

Salvarezza

gativas o positivas 4. Electronegatividades bajas 4. Electronegatividades altas

- - 5. Forman cationes perdiendo e 5. Forman aniones ganando e 6. Forma compuestos iónicos con los no- 6. Forman compuestos iónicos con meta-

metales les # y compuestos moleculares (covalentes) con otros no-metales

* Excepto el hidrógeno. #

Excepto los gases nobles. 140 __________________________________________________________________________


IV.2.5 ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

El lenguaje que los químicos emplean para describir las formas de la

materia y los cambios posibles en su composición se encuentra en todo el mundo científico. Los símbolos químicos, las fórmulas y las ecuaciones aparecen en áreas tan diversas como son agricultura, economía doméstica, ingeniería, geología, física, biología, medicina y odontología. En esta sección se describirá la teoría atómica más sencilla, la cual se empleará para representar fórmulas químicas de los elementos y compuestos. La palabra "estequiometría" se deriva del griego stoicheion, que significa "primer principio o elemento", y metron, que quiere decir "medida". La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los. elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción).

Aproximadamente 400 a.C., el filósofo griego Demócrito sugirió que toda la materia estaba formada por partículas minúsculas, discretas e indivisibles, a las cuales llamó átomos. Sus ideas fueron rechazadas durante 2000 años, pero a finales del siglo dieciocho comenzaron a ser aceptadas.

En 1808, el maestro de escuela inglés, John Dalton, publicó las primeras ideas

"modernas" acerca de la existencia y naturaleza de los átomos. Resumió y amplió los vagos conceptos de antiguos filósofos y científicos. Esas ideas forman la base de la teoría atómica de Dalton, que es de las más relevantes dentro del pensamiento científico. Los postulados de Dalton se pueden enunciar en la siguiente forma condensada:

1. Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un elemento dado tienen propiedades idénticas, las

cuales difieren de las de átomos de otros elementos. 3. Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en átomos de

otros elementos. 4. Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan

entre sí en una proporción fija. 5. Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.

En la época de Dalton ya se conocían la ley de la conservación de la materia y la ley de

las proporciones definidas, las cuales fueron la base de su teoría atómica. Dalton consideró que los átomos eran esferas sólidas e indivisibles, idea que en la actualidad se rechaza, pero demostró puntos de vista importantes acerca de la naturaleza de la materia y sus interacciones. En ese tiempo algunos de sus postulados no pudieron verificarse (o refutarse) experimentalmente, ya que se basaron en las limitadas observaciones experimentales de su época. Aun con sus limitaciones, los postulados de Dalton constituyen un marco de referencia que posteriormente los científicos pudieron modificar o ampliar. Por esta razón se considera a Dalton como el padre de la teoría atómica moderna.

La partícula más pequeña de un elemento que mantiene su identidad química a través de todos los cambios químicos y físicos se llama átomo. En casi todas las moléculas, dos o más átomos se unen entre sí formando unidades discretas muy pequeñas (partículas) que son eléctricamente neutras.

Una molécula es la partícula más pequeña de un compuesto o elemento que tiene existencia estable e independiente. Un átomo de oxígeno no puede existir sólo a temperatura ambiente y presión atmosférica normal; por tanto, cuando se mezclan átomos de oxígeno en esas condiciones, de inmediato se combinan en pares. El oxígeno que se conoce está formado por dos ___________________________________________________________________________ 141


átomos de oxígeno; es una molécula diatómica O2. Otros ejemplos de moléculas diatómicas son el hidrógeno, el nitrógeno, el flúor, el cloro, el bromo y el yodo.

Otros elementos existen como moléculas más complejas; por ejemplo, el fósforo forma moléculas de cuatro átomos y el azufre moléculas de ocho átomos a temperatura y presiones normales. Las moléculas que contienen más de dos átomos se denominan moléculas poliatómicas.

Las moléculas de los compuestos están formadas por más de un tipo de átomos. Una molécula de agua consta de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Una molécula de metano consta de un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno. Los átomos son los componentes de las moléculas, y éstas a su vez son los componentes

de los elementos y de la mayor parte de los compuestos. A simple vista es posible observar las muestras de compuestos y elementos, formadas por grandes números de átomos y moléculas. Con el microscopio electrónico es posible "ver" en la actualidad a los átomos. Para formar una fila de 2.5 cm de largo serían necesarios 217 millones de átomos de silicio.

IV.2.6 FÓRMULAS QUÍMICAS

La fórmula de una sustancia indica su composición química. Representa a los elementos

que contiene y la relación en que se encuentran los átomos. La fórmula de un solo átomo es la misma que el símbolo del elemento. Así, Na puede representar un solo átomo de sodio. Con excepción de los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn), no es común encontrar átomos aislados en la naturaleza. El subíndice que acompaña al símbolo del elemento indica el número de átomos en una molécula. Por ejemplo, F2 indica una molécula que contiene dos átomos de flúor, y P4 representa cuatro átomos de fósforo en una molécula.

Algunos elementos existen en más de una forma; ejemplos familiares son: 1) el oxígeno, que forma moléculas de O2, y el ozono, que forma moléculas de O3 y 2) las

dos formas cristalinas distintas del carbono, el diamante y el grafito. A las formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico se les llama modificaciones alotrópicas o alótropos.

Los compuestos contienen dos o más elementos en combinación química en proporciones fijas. Por tanto, cada molécula de cloruro de hidrógeno, HC1, está formada por un átomo de hidrógeno y un átomo de cloro; cada molécula de tetracloruro de carbono, CCl4, contiene un átomo de carbono y cuatro átomos de cloro: una molécula de aspirina, C9H8O4, contiene nueve átomos de carbono, ocho átomos de hidrógeno y cuatro átomos de oxígeno.

Algunos grupos de átomos se comportan químicamente como entidades únicas; por ejemplo, un átomo de nitrógeno y dos átomos de oxígeno se combinan en un grupo o radical nitro, el cual puede formar parte de una molécula. En las fórmulas de compuestos que contienen dos o más de los mismos grupos, la fórmula del grupo se encierra entre paréntesis para indicar su presencia. De este modo, el 2, 4, 6-trinitrotolueno (con frecuencia abreviado TNT) contiene tres grupos nitro y su fórmula es C7H5(NO2)3 ; para multiplicar por 3, el número de átomos de nitrógeno y oxígeno del grupo NO2; por lo tanto, en una molécula de TNT hay siete átomos de carbono, cinco de hidrógeno, tres de nitrógeno y seis de oxígeno.

Los compuestos se consideraron sustancias distintas debido a sus diferentes propiedades físicas, y a que se podían separar uno de otro. Una vez establecido el concepto de átomos y moléculas, se comprendió la razón de las diferencias en las propiedades: dos compuestos son diferentes entre sí porque sus moléculas son distintas. Por el contrario, si dos moléculas contienen el mismo número de átomos del mismo tipo, arreglados de manera similar, entonces ambas son moléculas del mismo compuesto. De esta manera, la teoría atómica explica la ley de las proporciones definidas.

142 __________________________________________________________________________


Esta ley, conocida también como la ley de la composición constante tiene gran importancia para realizar los cálculos del presente capítulo, por lo que se volverá a enunciar:

Diferentes muestras puras de un compuesto siempre contienen los

mismos elementos en la misma proporción en masa.

En el campo de la química, los compuestos se citan por su nombre. En la tabla 2-3 se dan algunos ejemplos. Se ha hecho notar que para una sustancia compuesta por moléculas, la fórmula química

indica el número de átomos de cada tipo en las moléculas, pero no expresa el tipo de enlace ni el orden en que se unen los átomos en las moléculas.

La fórmula estructural indica cómo están unidos los átomos. Las líneas que unen a los símbolos atómicos representan enlaces químicos entre los átomos.

Estos enlaces representan fuerzas que mantienen a los átomos a ciertas distancias y ángulos entre sí. Por ejemplo, la fórmula estructural del propano indica que los tres átomos C están enlazados en una cadena con tres átomos H unidos a cada uno de los átomos C del extremo de la cadena y dos átomos de H unidos al átomo de C central.

TABLA 2-3 Fórmula y nombres de algunos compuestos moleculares comunes

FÓRMULA NOMBRE

HCl cloruro de hidrógeno (o ácido clorhídrico si está disuelto en agua) H2SO4 ácido sulfúrico HNO3 ácido nítrico CH3COOH ácido acético NH3 amoníaco SO2 dióxido de azufre SO3 trióxido de azufre CO monóxido de carbono CO2 dióxido de carbono CH4 metano C2H6 etano C3H8 propano

IV.2.7 IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS

Hasta el momento se han estudiado sólo los compuestos que forman moléculas discretas. Algunos compuestos, como el cloruro de sodio, NaCl, están formados por iones. Un ión es un átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica. Los iones con carga positiva, como el ión sodio Na+, se denominan cationes, y los que tienen carga negativa, como el ion cloro Cl -, se llaman aniones. Cuando se escribe la fórmula de un solo ión, es preciso incluir siempre su carga.

Como se verá más adelante, un átomo está formado por un núcleo, pequeño, denso y con carga positiva, rodeado por una distribución difusa de partículas con carga negativa llamada electrones. El número de carga positiva en el núcleo define la identidad del elemento al cual corresponde el átomo. Los átomos eléctricamente neutros contienen el mismo número de electrones fuera del núcleo, y de cargas positivas (protones) en el interior del núcleo. Los iones

se forman cuando un átomo neutro pierde o gana electrones. Un ión Na + se forma cuando el

___________________________________________________________________________ 143


Ca2+ 2+ ion calcio

Zn2+ 2+ ion zinc

3

átomo de sodio pierde un electrón, y el ión Cl - se forma cuando el átomo de cloro gana un electrón.

El compuesto NaCl está formado por un conjunto extenso de iones Na + y

Cl - . Es posible identificar un par de iones Na + y Cl - como “molécula”. De hecho, en el

interior del cristal (aunque no en la superficie), cada ión Na + está rodeado por seis

iones Cl - en forma equidistante, y cada ión Cl - está rodeado igualmente por seis Na +.

Los iones Na + y Cl - se encuentran en relación 1 : 1, como indica la fórmula NaCl.

Por el momento se indicará qué sustancias son iónicas y cuáles covalentes, cuando sea importante saberlo. Posteriormente el alumno aprenderá a establecer por sí mismo la diferencia.

Los iones poliatómicos son grupos de átomos que llevan carga eléctrica; algunos ejemplos son: el ion amonio, NH4

+, el ion sulfato, SO4 2- , y el ion nitrato, NO -

En la tabla 2-4 se indican las fórmulas, cargas iónicas y nombres de algunos iones

comunes.

TABLA 2-4 Fórmulas, cargas iónicas y nombres de algunos iones comunes

CATIONES COMUNES (IONES POSITIVOS) ANIONES COMUNES (IONES NEGATIVOS)

Fórmula Carga Nombre Fórmula Carga Nombre -

Na+ 1+ ion sodio F 1- ion floruro

K+ 1+ ion potasio Cl-

1- ion cloruro

NH4+ 1+ ion amonio Br

- 1- ion bromuro

-

Ag+ 1+ ion plata OH 1- ion hidróxido -

Mg2+ 2+ ion magnesio CH3COO 1- ion acetato

N03-

1- ion nitrato

O2- 2- ion óxido

Cu2+ 2+ ion cobre (II) o cúprico S2-

2- ion sulfuro

Fe2+ 2+ ion hierro (II) o ferroso S042- 2- ion sulfato

Fe3+ 3+ ion hierro (III) o férrico C032- 2- ion carbonato

Al3+ 3+ ion aluminio P043-

3- ion fosfato

144 __________________________________________________________________________


IV.2.8 NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO DE MASA E ISÓTOPOS

Las partículas subatómicas son útiles para entender mejor las propiedades de los átomos; se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen (Tabla 2.5).

El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones, de tal manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de un átomo se puede determinar a partir de su número atómico. Por ejemplo, el número atómico del nitrógeno es 7; esto significa que cada átomo neutro de nitrógeno tiene siete protones y siete electrones. O bien, visto de otra manera, cada átomo en el universo que contenga siete protones se llama correctamente "nitrógeno".

Tabla 2.5 Masa y carga de partículas subatómicas

Carga

Partícula Masa (g) En coulombs Carga unitaria

-19

Electrón* 9.1095 X 10-28 -1.6022 X 10

-24 -1

-19 Protón 1.67252 X 10

-34 +1.6022 X 10 +1

Neutrón 1.67495 X 10 O O

Millikan. *En experimentos más sensibles se han obtenido valores más exactos para la masas del electrón que los encontrados por

El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo

de un átomo de un elemento. A excepción del hidrógeno en su forma más común, que tiene un protón y ningún neutrón, todos los núcleos atómicos contienen ambos, protones y neutrones. En general, el número de masa está dado por

número de masa = número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones

El número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el

número atómico, o (A - Z). Por ejemplo, el número de masa del flúor es 19 y su número atómico es 9 (lo cual indica que tiene 9 protones en el núcleo). En consecuencia, el número de neutrones en un átomo de flúor es 19 - 9 = 10. Nótese que las tres cantidades (número atómico, número de neutrones y número de masa) deben ser enteros positivos.

En la mayoría de los casos no todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. Por ejemplo, existen tres tipos de átomos de hidrógeno, que difieren entre sí sólo en su número de neutrones. Ellos son hidrógeno, (protio) con un protón y sin neutrones; deuterio, con un protón y un neutrón, y tritio, con un protón y dos neutrones. Los átomos que tienen el mismo número atómico pero diferentes números de masa se llaman isótopos.

La forma aceptada para anotar el número atómico y el número de masa de un átomo de un elemento X es la que sigue:

(Número de masa) A

X (Número atómico) Z

Así, para los isótopos de hidrógeno se escribe

1 2 3

___________________________________________________________________________ 145


H H H 1 1 1

hidrógeno deuterio tritio

Como otro ejemplo, se pueden considerar dos isótopos comunes de uranio con números de masa de 235 y 238, respectivamente:

235 238

U U

92 92

El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y bombas atómicas, mientras que el

segundo carece de las propiedades necesarias para ser destinado a estos usos. A excepción del hidrógeno, los isótopos de los elementos se identifican por su número de masa. Así, los isótopos anteriores se llaman uranio 235 y uranio 238.

Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tienen el mismo comportamiento químico: forman el mismo tipo de compuestos y presentan reactividad similar.

IV.2.9 MASAS ATÓMICAS

Una de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con el número de electrones,

protones y neutrones en el átomo. El conocimiento de la masa atómica es también importante en el trabajo de laboratorio. Sin embargo, los átomos son partículas extremadamente pequeñas; ¡aun la partícula más pequeña de polvo que puede apreciarse a simple vista contiene 1

X 1016 átomos! Si los átomos son tan pequeños, ¿cómo puede siquiera esperarse poder

determinar su masa? No es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales para

determinar la masa de un átomo en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar

un valor a la masa de un átomo de un elemento dado, de tal forma que pueda ser utilizado

como patrón. Por acuerdo internacional, un átomo del isótopo de carbono que tiene seis protones y seis neutrones

(llamado carbono 12) presenta una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica {uma). Este átomo de carbono 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica (uma) se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.

masa de un átomo de carbono 12 = 12 uma

1 uma = masa de un átomo de carbono 12 12

En experimentos se ha demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo

8.400 % de la masa del átomo patrón de carbono 12. Si se acepta que la masa de un átomo de carbono 12 es exactamente 12 uma, entonces la masa atómica (esto es, la masa del átomo en unidades de masa atómica) del hidrógeno debe ser 0.08400 X 12 = 1.008 uma. Cálculos similares demuestran que la masa atómica del oxígeno es de 16.00 uma y que la del hierro es de 55.85 uma. Debe hacerse notar que si bien no se conoce la masa promedio de un átomo de hierro, se sabe que éste es unas 56 veces más masivo que el átomo de hidrógeno.

146 __________________________________________________________________________


IV.2.10 MASA ATÓMICA PROMEDIO

Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla, se encontrará que el valor es de 12.01 uma y no de 12.00 uma. La razón de tal diferencia es que la mayoría de los elementos naturales (incluyendo el carbono) tiene más de un isótopo. Esto significa que cuando se mide la masa atómica de un elemento, se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del carbono 12 y del carbono 13 es de 98.89 % y 1.11 %, respectivamente. Se ha determinado que la masa atómica del carbono 13 es de 13.00335 uma. En consecuencia, la masa atómica promedio del carbono se puede calcular como sigue:

masa atómica promedio del carbono natural = (0.9889)(12.00000 uma) +

(0.0111)(13.00335 uma) = 12.0 uma

Una determinación más exacta revela que la masa atómica del carbono es de 12.01 uma. Nótese que en cálculos que incluyen porcentajes, es necesario convertir porcentajes en fracciones. Por ejemplo, 98.89 % se trasforma en 98.89/100 o 0.9889. Debido a que en carbono natural hay muchos más átomos de carbono 12 que de carbono 13, la masa atómica promedio se acerca más a 12 que a 13 uma.

Es importante entender que cuando se dice que la masa atómica del carbono es de 12.01 uma, se hace referencia a un valor promedio. Si los átomos de carbono se pudieran examinar individualmente, se encontrarían átomos con masa atómica de 12.00000 o de 13.00335 uma, pero ninguno de 12.01 uma.

Las masas atómicas de muchos elementos se han determinado de modo exacto con cinco o seis cifras significativas. Sin embargo, para propósitos de cálculo en este texto, se utilizarán normalmente masas atómicas aproximadas a sólo cuatro cifras significativas

IV.2.11 PESOS ATÓMICOS

Cuando los químicos de los siglos XVIII y XIX buscaron afanosamente la información sobre la composición de los compuestos y trataron de sistematizar sus conocimientos, comprendieron que evidentemente cada elemento tenía una masa relativa con respecto a los otros elementos. Aun cuando esos primeros científicos no tenían los medios experimentales para medir la masa de cada tipo de átomo, definieron con éxito una escala relativa de masas atómicas.

Una de las primeras observaciones estableció que el carbono y el oxígeno tenían masas atómicas relativas, llamadas tradicionalmente pesos atómicos, PA, de 12 y 16, respectivamente. Miles de experimentos sobre la composición de los compuestos han dado como resultado una escala de pesos atómicos relativos, que se basa en la unidad de masa atómica (uma), la cual se define exactamente como 1/2 de la masa de un átomo de un tipo particular de carbono, llamado

carbono-12. La palabra “peso atómico” se acepta generalmente debido a su empleo tradicional, pero es

más adecuado decir masa, en lugar de peso. A menudo se emplea “masa atómica”. En esta escala, el peso atómico del hidrógeno (H) es de 1.00794 uma, el del sodio (Na) es

de 22.989768 uma, y el del magnesio (Mg) de 24.3050 uma. Esto indica que los átomos de Na tienen aproximadamente 23 veces la masa de los átomos de H, mientras que los átomos de Mg son 24 veces más pesados que los átomos H.

___________________________________________________________________________ 147


IV.2.12 MASA MOLAR DE UN ELEMENTO, MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO

Se ha visto que las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos. Pero dado que los átomos tienen masas tan pequeñas, no es posible diseñar balanza práctica alguna para pesarlos usando unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real (por ejemplo, en el laboratorio) se manejan muestras de sustancias que contienen una enorme cantidad de átomos. En consecuencia, sería conveniente contar con una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos.

La idea de una unidad para describir un número particular de objetos no es nueva. Por ejemplo, el par (dos cosas), la docena (12 cosas) y la gruesa (144 cosas) son todas unidades familiares.

La unidad definida por el sistema SI es el mol, que es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos (0.012 kg) de carbono 12. Nótese que esta definición especifica sólo el método por el cual se puede encontrar el número de partículas elementales. El número real se determina experimentalmente. La palabra “mol” se deriva de la palabra latina moles, que significa “una masa”. “Molécula” es el diminutivo de dicha palabra y significa “una masa pequeña”. El valor aceptado en la actualidad es

1 mol = 6.022045 X 1023 partículas

Este número se llama número de Avogadro, en honor del científico italiano Amadeo

Avogadro. (1776-1856).

En la mayoría de los cálculos, dicho número se redondeará a 6.022 X 1023

átomos de hidrógeno. Se ha visto que 1 mol de átomos de carbono 12 tiene masa

exactamente de 12 g y contiene 6.022 X 1023 átomos. Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12 y es la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de la sustancia. Dado que cada átomo de carbono 12 tiene masa exactamente de 12 uma, es útil observar que la masa molar de un elemento (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma. Así, la masa atómica del sodio (Na) es de 22.99 uma y su masa molar es de 22.99 g; la masa atómica del cobre (Cu) es de 63.55 uma y su masa molar es de 63.55 g, y así sucesivamente. Si se sabe la masa atómica de un elemento, también se sabe su masa molar.

De acuerdo con su definición, la unidad mol se refiere a un número fijo de "entidades" cuya identidad se debe especificar. En la misma forma que se dice una docena de huevos o de automóviles, se debe indicar si se trata de un mol de átomos, de moléculas (o de iones, electrones u otras partículas). Incluso se podría pensar en un mol de huevos, aun cuando el tamaño del recipiente de cartón necesario es casi imposible de imaginar. El helio existe en forma de átomos

He discretos, por tanto, un mol de helio consta de 6.022 x 1023 átomos de He. El hidrógeno, en general, se encuentra en forma de moléculas atómicas (dos átomos); por tanto, un

mol de hidrógeno contiene 6.022 x1023 moléculas de H2 y 2 (6.022 x 1023) átomos de H. Cualquier tipo de átomo, molécula o ión tiene una masa característica y definida, por lo

que se deduce que un mol de una sustancia pura dada también tiene masa definida, sin importar el origen de la muestra. Esta idea es de suma importancia en los cálculos que se efectúan en el campo de la química y ciencias que se relacionan con la misma.

Debido a que el mol se define como el número de átomos que hay en 0.012 kg (o 12 gramos) de carbono-12, y debido a que la unidad de masa atómica, uma, se define como 1/2 de la masa de un átomo de carbono-12, la siguiente proposición es verdadera:

148 __________________________________________________________________________


La masa en gramos de un mol de átomos de un elemento puro es numérica- mente igual al peso atómico en uma de dicho elemento.

Por ejemplo, si se obtiene una muestra pura del elemento metálico titanio (Ti), cuyo peso

atómico es de 47.90 uma, y se miden 47.90 gramos del mismo, se tiene un mol o 6.022 x 1023 de átomos de titanio.

El símbolo de un elemento puede 1) identificar al elemento, 2) representar a un átomo del elemento, o, como se verá posteriormente, 3) representar un mol de átomos del elemento. La última interpretación es de gran utilidad para los cálculos a realizar.

La cantidad de una sustancia pura se puede expresar de varias formas. Por ejemplo, considérese una docena de huevos, 55.847 gramos de limaduras de hierro, o un mol de hierro. La cantidad de huevos o de limaduras de hierro se puede expresar en diversas unidades. A continuación, se pueden construir factores unitarios que relacionen la cantidad de una sustancia expresada en cierto tipo de unidades con la misma cantidad de sustancia expresada en otro tipo

de unidades. El concepto de un mol es muy útil cuando se aplica a los átomos, ya que constituye una

base de referencia para comparar números iguales de átomos de distintos elementos. En el ejemplo 2-1 se ilustra la relación entre la masa de una muestra de elemento y el

número de moles de átomos en la muestra.

EJEMPLO 2-1 ¿Cuántas moles de átomos contienen 245.2 g de níquel metálico?

Solución El peso atómico del níquel es de 58.69 uma, por lo que un mol de átomos de níquel es 58.69 gramos del metal.

? mol de átomos Ni = 245.2 g Ni x 1 mol de átomos Ni = 4.178 mol de átomos Ni

58.69 g Ni

También se puede plantear como regla de tres simple:

58.69 g de níquel ------------- 1 mol 245.2 g “ “ -------------- X

X = 245.2 g de níquel x 1 mol = 4. 178 mol de átomos de Ni

58.69 g de níquel

Una vez que se conoce el número de moles de átomos de un elemento, se puede calcular el número de átomos de la muestra, como se ilustra en el ejemplo 2-2.

EJEMPLO 2-2

¿Cuántos átomos hay en 4.178 moles de átomos de níquel? Solución

Un mol de átomos de níquel contiene 6.022 x 1023 átomos.

? átomos Ni = 4.178 mol átomos Ni x 6.022 x 1023 átomos Ni =

1 mol átomos de Ni ___________________________________________________________________________ 149


1 x O = 1 X

O también:

= 2.516 x 10 24 átomos de Ni

1 mol átomos de níquel ------------- 6.022 x 1023 átomos 4.178 moles “ “ -------------- X

X = 4.178 moles átomos de Ni x 6.022 x 1023 átomos Ni = 2.516 x 10 24 átomos de Ni

1 mol de átomos de níquel

Si se conoce el peso atómico de un elemento en la escala del carbono-12, se puede emplear el concepto de la mol y del número de Avogadro para calcular la masa promedio, en gramos (o en cualquier unidad que se elija), de un átomo de ese elemento.

EJEMPLO 2-3

Calcule la masa, en gramos, de un átomo de níquel. Solución

Se sabe que una mol de átomos de Ni tiene una masa de 58.69 g y que contiene 6.022 x

1023 Átomos de Ni. Por tanto ? g de Ni = 58.69 g Ni x 1 mol Ni . =

átomos de Ni 1 mol Ni 6.022 x 1023 átomos de Ni

= 9.746 x 10 –23 g Ni/ átomos Ni IV.2.13 PESOS FÓRMULA, PESOS MOLECULARES Y MOLES

El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos (PA) de los

elementos de la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que está presente el elemento. Es la masa en unidades de masa atómica, uma, de una fórmula unitaria. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los cuales se basan, son masas relativas expresadas en uma. El peso fórmula (redondeado a 0.01 uma) para el hidróxido de sodio, NaOH, se determina como sigue:

Núm. de átomos de un tipo específico X masa de un átomo 1 x Na = 1 X 23.00 uma = 23.00 uma de Na 1 x H = 1 X 1.01 uma = 1.01 uma de H

16.00 uma = 16.00 uma de O

Peso fórmula de NaOH =40.01 uma

El término peso molecular (PM) se emplea con el término peso fórmula cuando se hace referencia a las sustancias moleculares (no iónicas), es decir, sustancias que pueden existir como moléculas discretas.

150 __________________________________________________________________________


2 x N = 2 X 8 x H = 8 X 1 x C = 1 X 3 x 0 = 3 X

A continuación, se calculará el peso fórmula del carbonato de amonio (NH4)2CO3,

utilizando los valores más precisos de pesos atómicos que se conocen. Los datos del problema indican el número de cifras significativas que se emplean en el cálculo.

Núm. de átomos de un tipo específico X masa de un átomo

14.006/4 uma = 28.01348 uma de N 1.00794 uma = 8.06352 uma de H 12.011 uma = 12.011 uma de C 14.00674 uma = 15.9994 urna de O

Peso fórmula = 96.086 uma

La cantidad de sustancia que contiene la masa expresada en gramos es igual, en número,

al peso fórmula en urna de 6.022 x 1023 unidades fórmula. Una mol de hidróxido de sodio es 40.01 g e NaOH, y una mol de carbonato de amonio es 96.086 g de (NH4)2CO3.

EJEMPLO 2-4 Cual es la masa en gramos, de 10.0 mil millones de moléculas SO2.

Solución

Un mol de SO2 contiene 6.022 x 1023 moléculas de SO2 y tiene una masa de 64.1 gramos.

? g de SO2 = 10.0 x 10 9 moléculas de SO2 x 64.1 g de SO2 .

6.022 x 1023 moléculas de SO2

= 1.06 x 10 –12 g de SO2

Diez mil millones de moléculas de SO2 tienen una masa de sólo 0.00000000000106 gramos. La

balanza analítica de uso común, solo puede pesar hasta 0.0001 gramos.

EJEMPLO 2-5 ¿Cuántas a) moles de O2, b) moléculas de O2 y c) átomos de O están contenidas en 40.0

gramos de oxígeno gaseoso a 25° C? Solución

Una mol de O2 contiene 6.02 x 1023 moléculas de O2 y su masa es de 32.0 gramos.

a) ? moles de O2 = 40.0 g O2 x 1 mol de O2 = 1.25 moles de O2

32 g de O2

b) ? moléculas de O2 = 40.0 g O2 x 6.022 x 1023 moléculas de O2

32.0 g de O2

= 7.52 x 1023 moléculas

O bien, se puede utilizar el número de moles O2 de calculando en el inciso a) para determinar el número de moléculas de O2 .

? moléculas de O2 = 1.25 moles de O2 x 6.022 x 1023 moléculas de O2

1 mol de O2

= 7.52 x 1023 moléculas de O2

___________________________________________________________________________ 151


Salvarezza

? átomos de O = 40.0 g O2 x 6.022 x 1023 moléculas de O2 x 2 átomos de O . 32.0 g de O2 1 molécula de O2

= 1.50 x 1024 átomos de O IV.2.14 NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación (también llamado estado de oxidación o Valencia)

de un elemento en un compuesto iónico binario simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el compuesto. O también, el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.

El concepto de números de oxidación es fundamental para nombrar los compuestos. En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga real del ión. En compuestos

covalentes los números de oxidación no tienen el mismo significado físico que en compuestos iónicos. Sin embargo, son de gran ayuda para escribir fórmulas y balancear ecuaciones. En especies con enlace covalente, los números de oxidación se asignan siguiendo un conjunto de reglas arbitrarias pero de gran utilidad. Al elemento más electronegativo se le asigna un número de oxidación negativo y al elemento menos electronegativo se le asigna número de oxidación positivo.

Las siguientes reglas ayudan en la asignación del número de oxidación de los elementos.

1. En los elementos libres (esto es, en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, 02, P4

y S8, tiene el mismo número de oxidación: cero. 2. Para los iones compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la

carga del ión. Así, Li + tiene un número de oxidación de +1; Ba2+ ión, +2; Fe3+ ión, +3; I- ión, -1; O 2- ión, -2; etc. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1 y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio siempre tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.

3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, 2- MgO y H2O) es -2, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2 ) y en el ion peróxido (O2

número de oxidación es -1. ) su

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado a metales en compuestos binarios (esto es, compuestos que contienen dos elementos). Por ejemplo, en LiH, NaH y CaH2, su número de oxidación es -1.

5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan como iones haluro en los compuestos. Cuando se combinan con el oxígeno, por ejemplo en oxoácidos y oxoaniones, tienen números de oxidación positivos. 6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos

debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos debe igualar la carga neta del ion. Por ejemplo, en el ion amonio, NH4, el número de oxidación del N es -3 y el del H es +1. Así, la suma de los números de oxidación es -3 + 4(+ 1) = + 1, que es igual a la carga neta del ion.

Además como regla general se puede tener en cuenta lo siguiente:


Salvarezza

152 __________________________________________________________________________


• Los elementos metálicos sólo tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos.

• El máximo número de oxidación que puede tener un elemento representativo es el número de su grupo en la tabla periódica. Por ejemplo, los halógenos están en el grupo 7A, por lo tanto su máximo número de oxidación posible es +7.

• Los metales de transición (grupos 1B, 3B – 8B), por lo general tienen varios números de oxidación.

2.16 - GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES

Composición porcentual El porciento de masa de cada elemento en un compuesto. Estequiometría Descripción de las relaciones cuantitativas entre los elementos

y los compuestos cuando experimentan cambios químicos. Estequiometría de composición Describe las relaciones cuantitativas (en masa) entre

los elementos de los compuestos. Fórmula Combinación de símbolos que indica la composición química de una sustancia. Fórmula empírica Véase fórmula más simple. Fórmula empírica La proporción menor de números enteros de átomos en un compuesto;

también se llama fórmula más simple. Compárese con fórmula molecular. Fórmula molecular Fórmula que indica el número real de átomos presentes en una molécula de

una sustancia. Compárese con fórmula empírica. Hidrato Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él. Ion Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica. Ley de la composición constante Véase Ley de las proporciones definidas. Ley de las proporciones definidas Enunciado que establece que las muestras

diferentes de compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masas.

Mol 6.022 x 1023 (número de Avogadro) unidades fórmula de cualquier sustancia. Número de Avogadro Véase mol. Peso atómico El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento;

masas relativas de los átomos de diferentes elementos. Peso fórmula La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica. Peso molecular Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica. Porcentaje de pureza El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una

muestra impura. Modificaciones alotrópicas (alótropos) Formas diferentes del mismo elemento en el

mismo estado físico. Unidad de masa atómica (urna) Duodécima parte de la masa de un átomo del

isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual se le llama dalton.

Unidad fórmula o fórmula unitaria La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para las sustancias no iónicas.

___________________________________________________________________________ 153


TEMA 3

IV.3.1 COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FÓRMULAS DE COMPUESTOS

Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se puede expresar como porcentaje de masa de cada elemento en el compuesto. Una de las razones por las que es conveniente conocer la composición porcentual en masa de un compuesto, es que comparando el valor calculado con el encontrado experimentalmente, se puede verificar la pureza de ese compuesto. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono, CO2, contiene 1 átomo de C y dos átomos de O. El porcentaje es la parte dividida entre el todo, multiplicado por 100% (o simplemente las partes por 100), de manera que se puede representar la composición porcentual del dióxido de carbono en la forma siguiente:

%C = masa de C x 100 % = P. A. del C x 100 %

masa de CO2 P.M. del CO2

= 12.0 uma x 100 % = 27.3 % 44.0 uma

%O = masa de O x 100 % = 2 x P A. del O x 100 %

masa de CO2 P.M. del CO2

= 2 (16.0 uma) x 100 % = 72.7 % 44.0 uma

Un mol de CO2 (44.0 g) contiene un mol de átomos de C (12.0 g) y dos moles de átomos

de O (32.0 g). Por tanto, se podrían utilizar estas masas en el cálculo anterior. Estos números son los mismos que se emplearon (sólo las unidades son diferentes). En el ejemplo 3-1, el cálculo se basa en el concepto de mol en lugar del de una molécula.

EJEMPLO 3-1

Calcule la composición porcentual en masa del HNO3. Solución

Primero se calcula la masa de un mol de HNO3.

No. de moles de átomos Masa de una mol de átomos 1 x H = 1 x 1.0 g = 1.0 g de H 1 x N = 1 x 14.0 g = 14.0 g de N 3 x O = 3 x 16.0 g = 48.0 g de O

Masa de 1 mol de HNO3 = 63.0 g

Ahora su composición porcentual es:

% H = masa de H x 100 % = 1.0 g x 100 % = 1.6 % H masa de HNO3 63.0 g

% N = masa de N x 100 % = 14.0 g x 100 % = 22.2 % H masa de HNO3 63.0 g

% O = masa de O x 100 % = 48.0 g x 100 % = 76.2 % H

154 __________________________________________________________________________


masa de HNO3 63.0 g

Total = 100.0%

La composición porcentual en masa del ácido nítrico es: 1.6% H, 22.2% N y 76.2% O. De acuerdo con la Ley de las proporciones Constantes, todas las muestras de HNO3

puro tendrán esta composición.

IV.3.2 LEYES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA

Una vez analizadas las fórmulas químicas de moléculas y compuestos, se

considerarán ahora dos importantes leyes que jugaron un papel relevante en los primeros pasos hacia la comprensión de los compuestos químicos.

La ley de las proporciones definidas establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los elementos constituyentes en las mismas proporciones en masa. Esta ley por lo general se atribuye a Joseph Proust, químico francés que la publicó en 1799, ocho años antes de que la teoría de Dalton fuera propuesta. La ley dice si, por ejemplo, se analizan muestras del gas dióxido de carbono (CO2) obtenido de fuentes diferentes, se encontrará en cada una de las muestras la misma relación en masa entre carbono y oxígeno. En la actualidad este enunciado parece obvio, porque normalmente se espera que todas las moléculas de un mismo compuesto tengan la misma composición; es decir, que contengan las mismas proporciones de átomos de los elementos constituyentes. Si las proporciones de los diferentes átomos son fijas, también los serán las masas de dichos átomos.

La otra ley fundamental es la ley de las proporciones múltiples, la cual establece que si dos elementos se pueden combinar para formar más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con la masa fija de otro elemento se encuentran en relaciones de números enteros pequeños. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, a saber, CO (monóxido de carbono) y CO2 (dióxido de carbono).

El análisis químico de los compuestos arroja los siguientes datos: Primer compuesto (CO)

La masa del oxígeno que se combina con 12 g de C es de 16 g, de modo que la relación es

masa de C = 12 g masa de O 16 g

Segundo compuesto [CO2)

La masa de oxígeno que se combina con 12 g de C es de 32 g, por lo cual la relación es

masa de C = 12 g masa de O 32g

La relación de masas de O que se combinan con 12 g de C en estos dos compuestos está dada por

masa de O en CO = 16 g = 1 masa de O en CO2 32 g 2

La relación 1:2 cumple con la ley de las proporciones múltiples.

___________________________________________________________________________ 155


La teoría atómica de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de una forma

muy sencilla. Los compuestos difieren en el número de átomos de cada clase que se combinan. Para los dos compuestos formados entre C y O, las mediciones sugieren que un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el primer compuesto (esto es, en el CO) y que un átomo de carbono se combina con dos átomos de oxígeno en el otro compuesto (esto es, en el CO2).

IV.3.3 ECUACIONES QUÍMICAS

Comenzaremos a estudiar la estequiometría de las reacciones, es decir las

relaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en las reacciones químicas. Ya sea que se trate de describir una reacción que se emplea en algún análisis químico, o a

nivel industrial en la producción de algún plástico, o que se lleve a cabo durante el metabolismo en el cuerpo, es preciso describirlas con precisión. Las ecuaciones químicas constituyen un lenguaje sumamente exacto aunque muy versátil, para describir cambios químicos.

En las reacciones químicas siempre transforman una o más sustancias en una o más sustancias diferentes; esto es, los átomos o iones se reagrupan para formar otras sustancias.

Las ecuaciones químicas se emplean para describir las reacciones químicas e indican: 1) las sustancias que reaccionan o reactivos, 2) las sustancias que se forman o productos y 3) las cantidades relativas de las sustancias que participan en la reacción. Un ejemplo común es la combustión del gas natural, una reacción que se emplea en la calefacción de edificios y en la cocción de los alimentos. El gas natural es una mezcla de diversas sustancias, siendo el metano

CH4, el componente principal. La ecuación que describe la reacción del metano con exceso de oxígeno es

CH4 + 202 ——> CO2 + 2H2O

reactantes productos

¿Qué indica esta ecuación? En la forma más sencilla indica que el metano reacciona con

el oxígeno para producir dióxido de carbono, CO2 y agua. En una forma más específica, establece que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua. El signo “+” significa “ reacciona con” y la flecha “ ——>” significa “produce”.

Es decir: ∆

CH4 + 202 ——> CO2 + 2H2O 1 molécula 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas

En algunas reacciones son necesarias condiciones especiales que se indican mediante una

notación colocada sobre la flecha. La letra griega delta (∆) mayúscula significa que se requiere calor para indicar esta reacción.

Como se indicó antes, no se produce cambio detectable en la cantidad de materia durante una reacción química ordinaria. Este principio básico es la ley de la conservación de la materia, y constituye la base para el "balanceo" de las ecuaciones químicas y los cálculos que se realizan a partir de dichas ecuaciones. Como la materia no se crea ni se destruye durante una

156 __________________________________________________________________________


reacción química, una ecuación química balanceada siempre debe contener el mismo número de átomos de cada tipo en ambos miembros de la ecuación. Todas las sustancias deben representarse por medio de fórmulas que las describen en la forma en que existen antes de intentar balancear una ecuación.

Por ejemplo, para representar a la molécula diatómica del hidrógeno se escribe H2, no solamente H, ya que esta última representa únicamente a los átomos de hidrógeno. Una vez que la fórmula se encuentra expresada en forma correcta, no se pueden cambiar los subíndices de la misma, ya que diferentes subíndices en las fórmulas especifican compuestos diferentes, y, la ecuación no describe la misma reacción si se cambian las fórmulas.

Se va a escribir la ecuación balanceada para la reacción de aluminio metálico con ácido clorhídrico (cloruro de hidrógeno disuelto en agua) para obtener cloruro de aluminio e hidrógeno. La "ecuación" sin balancear es:

Al + HC1 ——» A1C13 + H2

Como es evidente, la "ecuación" no cumple con la ley de conservación de la

materia debido a que hay dos átomos H en la molécula H2 y tres átomos Cl en la fórmula unitaria de AlCl3 (lado derecho de la ecuación), pero sólo están presentes un átomo H y un átomo Cl en la molécula HC1 (lado izquierdo de la ecuación). Hay que observar que los átomos H y Cl deben guardar una relación 1 : 1, en el lado izquierdo, mientras que en el lado derecho los átomos Cl se encuentran en grupos de 3 y los de hidrógeno en grupos de 2. El mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6, de modo que para balancear la ecuación se debe colocar 2 como coeficiente de AlCl3 y 3 como coeficiente de H2 para tener seis átomos de H y seis átomos de Cl en el lado derecho de la ecuación (relación 1 : 1).

Al + HC1 ——» 2 A1C13 + 3 H2

Al cambiar el coeficiente de Al a 2 y el del HC1 a 6 se balancea la ecuación.

2 Al + 6 HC1 ——» 2 A1C13 + 3 H2

aluminio ácido clorhídrico cloruro de aluminio hidrógeno

El éter dimetílico, C2H6O, se quema en exceso de oxígeno produciendo bióxido de carbono y agua. Para balancear la ecuación de esta reacción, se tiene la forma no balanceada,

C2H6O + O2 ——> CO2 + H2O

En cada miembro de la ecuación aparece el carbono en un solo compuesto, al igual que el

hidrógeno. Se comienza por balancear estos elementos:

C2H6O + O2 ——> 2 CO2 + 3 H2O

Ahora se tiene un número impar de átomos de O en ambos lados, el O único del C2H6O se balancea con uno de los átomos de O en el lado derecho, para balancear los otros seis se coloca el número 3 como coeficiente de O2 en el lado izquierdo.

C2H6O + 3 O2 ——> 2 CO2 + 3 H2O

El balanceo "por método de tanteo o aproximación" de las ecuaciones químicas es un

método de ensayo y error, que requiere mucha práctica y es “muy importante”.

___________________________________________________________________________ 157


IV.3.4 NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Es necesario aprender los nombres de los compuestos con los cuales se trabaja. Cuando la Química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era pequeño, era posible memorizar sus nombres. Muchos de tales nombres se derivaban de atributos de los compuestos como aspecto físico, propiedades físicas o químicas, origen o aplicaciones; por ejemplo, leche de magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía, sosa para lavar y polvo de hornear. En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa con mucho los cinco millones. Por suerte, no es necesario memorizar sus nombres, aun cuando fuera posible hacerlo. A través de los años los químicos han diseñado formas claras y sistemáticas para nombrar las sustancias químicas. Los esquemas de nomenclatura son aceptados mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos y aporta medios útiles para trabajar con la abrumadora cantidad de sustancias identificadas en la actualidad.

Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente en combinación con elementos como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Algunos compuestos que contienen carbono como monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2), los que tienen el grupo cianuro (CN-) y los grupos carbonato (CO3

-2) y bicarbonato (HCO3

-), se consideran por conveniencia compuestos inorgánicos. Si bien la nomenclatura de los compuestos orgánicos no se estudiará, se utilizarán algunos compuestos para ejemplificar principios químicos.

Para organizar y simplificar el estudio de la nomenclatura química los compuestos inorgánicos se dividirán en cuatro categorías: compuestos iónicos, compuestos moleculares, ácidos y bases, e hidratos.

Compuestos iónicos

Ya vimos que los compuestos iónicos están formados por cationes (iones positivos) y aniones (iones negativos). Excepto por el ión amonio, NH4

+, todos los cationes de interés se derivan de átomos metálicos. Los cationes metálicos toman su nombre del metal del que se originen. Por ejemplo:

Elemento Nombre del catión Na sodio Na + ion sodio (o catión sodio) K potasio K + ion potasio (o catión potasio) Mg magnesio Mg 2+ ion magnesio (o catión magnesio) Al aluminio Al 3+ ion aluminio (o catión aluminio)

Muchos compuestos iónicos son compuestos binarios, o compuestos formados sólo por

dos elementos. Para compuestos binarios, el primer elemento que se escribe es el catión metálico, seguido del anión, no metálico. Así, el NaCl es cloruro de sodio, donde el anión se nombra tomando la primera parte del nombre del elemento (clor) agregando el sufijo uro. Las cargas del catión y el anión no se incluyen en la fórmula.

La terminación "uro" también se utiliza para algunos grupos de aniones formados por dos elementos diferentes, como cianuro (CN-). Así el KCN se denomina cianuro de potasio. Éste es un ejemplo de compuesto terciario, lo cual significa que está formado por tres elementos. Otro ejemplo de compuesto iónico terciario es el cloruro de amonio (NH4C1). En este caso el catión (NH4

+) está formado por dos elementos diferentes. En la tabla 3.1 se representan en orden alfabético, los nombres de varios cationes y aniones inorgánicos comunes.

158 __________________________________________________________________________


4 3

Tabla 3-1 Nombres y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes

Catión Anión

Aluminio (Al 3+) Bromuro (Br-) Amonio (NH +) Carbonato (CO -2) Bario (Ba2+) Carbonato ácido o bicarbonato (HCO3

-) Cadmio (Cd2+) Cianuro (CN-) Calcio (Ca2+) Clorato (ClO3)

-

Cesio (Cs+) Cloruro (Cl)- Cinc (Zn2+) Cromato (CrO4)

-2

Cobalto(II) o cobaltoso (Co2+) Dicromato (Cr2O7)-2

Cobre(I) o cuproso (Cu+) Fosfato (PO4)-3

Cobre(II) o cúprico (Cu2+) Fosfato ácido (HPO4)-2

Cromo(III) o crómico (Cr3+) Fosfato diácido (H2PO4)-

Estaño (II) o estañóso (Sn2+) Fluoruro (F)- Estroncio (Sr2+) Hidróxido (OH)-

Hidrógeno (H+) Hidruro (H-) Hierro(II) o ferroso (Fe2+) Nitrato (NO3)

-

Hierro(III) o férrico (Fe3+) Nitrito (NO2) -

Litio (Li +) Nitruro (N) –3

Magnesio (Mg2+) Óxido (O-2) Manganeso(II) o manganoso (Mn2+) Permanganato (MnO4 )

-

Mercurio(I) o mercurioso (Hg22+) Peróxido (O2)

-2

Mercurio(II) o mercúrico (Hg2+) Sulfato (SO4) -2

Plata (Ag+) Sulfato ácido o bisulfato (HSO4) -

Plomo(II) o plumboso (Pb2+) Sulfito (SO2) -2

Potasio (K+) Sulfuro (S) -2

Sodio (Na+) Tiocianato (SCN) -

Yoduro (I) -

Una guía importante para expresar de manera correcta las fórmulas de los

compuestos iónicos consiste en recordar que cada compuesto debe ser eléctricamente neutro. Esto significa que la suma de las cargas del catión y el anión en cada unidad de fórmula debe sumar cero. La neutralidad eléctrica se puede mantener aplicando la siguiente regla: el subíndice del catión es numéricamente igual a la carga del anión, y el subíndice del anión es numéricamente igual a la carga del catión. Si las cargas son numéricamente iguales, el subíndice tanto del catión como del anión es 1. Esto es consecuencia del hecho de que como las fórmulas empíricas, los subíndices deben siempre reducirse a las relaciones pequeñas. Se considerarán ahora algunos ejemplos.

• Bromuro de potasio. El catión es K+ y el anión es Br-. En consecuencia, la

fórmula es KBr. La suma de las cargas es (+l) + (-l) = 0. • Yoduro de zinc. El catión es Zn+2 y el anión es I-. Como resultado, la fórmula

es ZnI2. La suma de las cargas es (+2) + 2 . (-1) = 0. Nótese que dado que el catión zinc siempre tiene carga 2+ y el anión yoduro carga 1-, no es necesario indicar en el nombre la presencia de dos iones I-. Para mantener la neutralidad eléctrica en el yoduro de zinc, el subíndice del yodo debe ser 2.

• Oxido de aluminio. El catión es Al+3 y el anión es O-2. El siguiente diagrama ayuda a determinar los subíndices del catión y el anión:

___________________________________________________________________________ 159


: Mn203 óxido de manganeso (III ) : MnO2 óxido de manganeso (IV)

A12 O3

La suma de las cargas es 2. (+3) + 3. (-2) = 0. Como en los casos

anteriores, no es necesario indicar en el nombre la presencia de dos cationes Al+3 y tres aniones O-2.

Algunos metales, especialmente los metales de transición, pueden formar más de un tipo de catión. Considérese el hierro por ejemplo, el cual forma dos cationes: Fe+2 y Fe+3.

Un método antiguo que aún tiene cierto uso asigna la terminación "-oso" al catión con menor carga positiva y la terminación "-ico" al de mayor carga positiva:

Fe +2 ion ferroso

Fe +3 ion férrico

Los nombres de los compuestos que estos iones forman con cloro serian:

FeCl2 cloruro ferroso

FeCl3 cloruro férrico

Esta forma de nombrar los cationes presenta claras limitaciones. La primera es que las terminaciones "-oso" e "-ico" no informan sobre la carga de los dos cationes implicados.

Así, el ion férrico es Fe+3 pero el catión de cobre llamado cúprico tiene por fórmula Cu+2.

Además, las terminaciones "-oso" e "ico" sólo sirven para nombrar dos cargas positivas diferentes. Y algunos elementos metálicos pueden asumir tres o más cargas positivas al formar compuestos. Por lo anterior, cada vez es más común designar las diferentes cargas de los cationes con números romanos. Este procedimiento se llama sistema Stock. En él, el número romano I se emplea para una carga positiva, II para dos cargas positivas, y así sucesivamente. Por ejemplo, los átomos de manganeso (Mn) pueden tener diferentes cargas positivas.

Mn+2 : MnO óxido de manganeso (II) Mn+3

Mn+4

Los nombres de estos compuestos se leen óxido de manganeso dos, óxido de manganeso

tres y óxido de manganeso cuatro. Empleando el sistema Stock, el ion ferroso se puede expresar como hierro (II) y el ion férrico como hierro (III); el cloruro ferroso sería cloruro de hierro (II) y el cloruro férrico, cloruro de hierro (III).

Compuestos moleculares

A diferencia de los compuestos iónicos, los compuestos moleculares, están formados por

unidades moleculares discretas. Están comúnmente constituidos por elementos no metálicos. Se centrará sobre todo la atención en los compuestos binarios, dado que muchos de los compuestos moleculares inorgánicos están formados por sólo dos elementos. Los compuestos moleculares binarios se nombran de manera similar a como se hace con los compuestos iónicos; esto es, se nombra primero el segundo elemento tomando la primera parte de su nombre, agregando la terminación "uro" y mencionando el primer elemento después. Algunos ejemplos son:

HC1 cloruro de hidrógeno

160 __________________________________________________________________________


HBr bromuro de hidrógeno SiC carburo de silicio

A menudo se encuentra que un par de elementos puede formar diferentes

tipos de compuestos. En estos casos, se evita la confusión al nombrar estos compuestos usando prefijos griegos que denotan el número de átomos de cada elemento presente. Considérense los siguientes ejemplos:

CO monóxido de carbono CO2 dióxido de carbono

SO2 dióxido de azufre SO3 trióxido de azufre PCl3 tricloruro de fósforo PCl5 pentacloruro de fósforo NO2 dióxido de nitrógeno N2O4 tetróxido de dinitrógeno Cl2O7 hepóxico de dicloro

La siguiente guía es útil cuando se nombran compuestos con prefijos:

• El prefijo "mono" suele omitirse para el primer elemento. Por ejemplo, SO2 se denomina dióxido de azufre y no dióxido de monoazufre. Por tanto, la ausencia de prefijo implica que sólo hay un átomo del primer elemento presente en la fórmula de la molécula.

• Para los óxidos, la terminación "a" en el prefijo se omite algunas veces. Por ejemplo, N2O4 se puede llamar tetróxido de dinitrógeno en lugar de tetraóxido de dinitrógeno.

Una excepción en el uso de prefijos griegos es el caso de los compuestos moleculares que

tienen hidrógeno. Tradicionalmente, muchos de estos compuestos se llaman o bien por sus nombres comunes no sistemáticos o bien por nombres que no indican específicamente el número de átomos de hidrógeno presente:

B2H6 diborano CH4 metano SiH4 monosilano NH3 amoniaco

PH3 fosfina H2O agua H2S sulfuro de hidrógeno

Obsérvese que incluso el orden en que se escriben los elementos en las

fórmulas es irregular. Los ejemplos anteriores indican que el H se escribe primero en las fórmulas del agua y del sulfuro de hidrógeno, en tanto que se escribe al final en otros compuestos. Por lo general es muy sencillo escribir las fórmulas de los compuestos moleculares.

Así, el nombre trifluoruro de arsénico significa que hay un átomo de As y tres átomos de F en cada molécula, y la fórmula molecular es AsF3. Obsérvese que el orden de aparición de los elementos en la fórmula es inverso del nombre.

Ácidos y bases

Nomenclatura de ácidos. Un ácido se define aquí como una sustancia que libera iones de hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. Las fórmulas de los ácidos inorgánicos están constituidas por uno o más átomos de hidrógeno, así como un grupo aniónico. Los aniones cuyos nombres terminan en "uro" tienen asociados ácidos con terminación "hídrico", como se aprecia en la tabla 3-2. Se habrá notado que en algunos casos se asignan dos nombres diferentes a la misma fórmula química, por ejemplo:

HCl cloruro de hidrógeno HCl ácido clorhídrico

___________________________________________________________________________ 161


-

El nombre asignado al compuesto depende de su estado físico. Cuando el HC1 existe en estado gaseoso o en estado de líquido puro, es un compuesto molecular y se le llama cloruro de hidrógeno. Cuando se disuelve en agua, las moléculas se separan en los iones H+ y Cl- y entonces la sustancia se llama ácido clorhídrico.

Tabla 3.2 Algunos ácidos sencillos

Anión Ácido correspondiente F- (fluoruro) HF (ácido fluorhídrico) Cl- (cloruro) HC1 (ácido clorhídrico)

Br- (bromuro) HBr (ácido bromhídrico) I - (yoduro) HI (ácido yodhídrico) CN- (cianuro) HCN (ácido cianhídrico) S-2 (sulfuro) H2S (ácido sulfhídrico)

Los ácidos que están formados por hidrógeno, oxígeno y otro elemento (el elementocentral) se llaman oxoácidos. Las fórmulas de los oxoácidos suelen escribirse con el H primero, seguido del elemento del átomo central y luego el O, como se muestra en la siguiente serie de oxoácidos:

H2CO3 ácido carbónico HNO3 ácido nítrico H2SO4 ácido sulfúrico HC1O3 ácido dórico

A menudo dos o más oxoácidos tienen el mismo átomo central pero diferente número de

átomos de oxígeno. Empezando con los oxoácidos cuyos nombres terminan en ico, se utilizan las siguientes reglas para nombrar estos compuestos.

• Al agregar un átomo de O al ácido "ico": el ácido se llama ácido "per ... -ico". Así, cuando el HC1O3 se transforma en HC1O4, el ácido se llama ácido perclórico. • Al quitar un átomo de oxígeno al ácido "-ico": el ácido se llama ácido "-oso". De

este modo, cuando el HNO3 se convierte en HNO2 se llama ácido nitroso. • Al quitar dos átomos de oxígeno al ácido "-ico": el ácido se llama "hipo... -oso". Así, cuando el HBrO3 se transforma en HOBr el ácido se llama ácido hipobromoso.

Las reglas para nombrar los aniones de los oxoácidos, llamados oxoaniones,

son las siguientes. • Cuando todos los iones H se han eliminado del ácido "-ico", el nombre del anión

termina en "-ato". Por ejemplo, el anión CO3-2 derivado del H2CO3 se llama carbonato.

• Cuando todos los iones H se han eliminado del ácido "-oso", el nombre del anión termina en "-ito". Así, el anión ClO2 ; derivado del HC1O2 se llama clorito.

• Los nombres de los aniones en los cuales se han perdido uno o más iones

hidrógeno pero no todos deberán indicar el número de iones H presentes. Por ejemplo, considérense los aniones derivados del ácido fosfórico.

H3PO4 ácido fosfórico H2PO4

- fosfato diácido HPO4

-2 fosfato ácido PO4

-3 fosfato

162 __________________________________________________________________________


Nótese que comúnmente se omite el prefijo "mono-" cuando sólo hay un H en el anión, En la tabla 3.3 se presentan los nombres de los oxoácidos y oxoaniones que tienen cloro.

Tabla 3.3 Algunos ácidos sencillos

Anión Ácido correspondiente ClO4

- (perclorato) ClO4H (ácido perclórico) ClO3

- (clorato) ClO3H (ácido clórico) ClO2

- (clorito) ClO2H (ácido cloroso) ClO- (hipocloroso) ClOH (ácido hipocloroso)

Nomenclatura de bases. Una base se define aquí como una sustancia que libera iones hidróxido (OH -) cuando se disuelve en agua. Algunos ejemplos son:

NaOH hidróxido de sodio KOH hidróxido de potasio Ba(OH) 2 hidróxido de bario

El amoniaco (NH3), un compuesto molecular en el estado gaseoso o líquido puro, también

se clasifica como una base común. A primera vista podría parecer una excepción a la definición de base anterior. Pero debe hacerse notar que todo lo que se requiere para que una sustancia sea una base es que libere iones hidróxido cuando se disuelve en agua. No es necesario que la base original contenga iones hidróxido en su estructura. De hecho, cuando el amoniaco se disuelve en agua, el NH3 reacciona con ella al menos parcialmente para formar iones NH4

+ y OH-. Por ello es adecuado clasificarlo como una base.

Hidratos

Se denominan hidratos los compuestos que tienen unidas un número específico de moléculas de agua. Por ejemplo, en su estado normal (digamos, en un recipiente de reactivo) cada unidad de sulfato de cobre (II) tiene cinco moléculas de agua asociadas a él. La fórmula del sulfato de cobre pentahidratado es CuSO4 • 5 H2O. Las moléculas de agua se pueden eliminar por calentamiento. Cuando esto ocurre, el compuesto resultante es CuSO4 y suele llamarse sulfato de cobre (II) anhidro, donde "anhidro" quiere decir que ya no tiene moléculas de agua unidas a él. Algunos ejemplos de hidratos son:

BaCl2 • 2H2O cloruro de bario dihidratado LiCl • H2O cloruro de litio monohidratado MgSO4 • 7 H2O sulfato de magnesio heptahidratado Sr(NO3)2 • 4H2O nitrato de estroncio tetrahidratado

Algunos compuestos se conocen mejor por su nombre común que por el

nombre sistemático. Los nombres de algunos compuestos inorgánicos comunes se presentan en la tabla 3.4

___________________________________________________________________________ 163


Tabla 3.4 Nombres sistemáticos y comunes de algunos compuestos

Fórmula Nombre común Nombre sistemático H2O agua óxido de hidrógeno NH3 amoniaco nitruro de trihidrógeno CO2 hielo seco dióxido de carbono sólido NaCl sal de mesa cloruro de sodio N2O gas hilarante óxido de diinitrógeno (óxido nitroso) CaCO3 mármol, gis, piedra caliza carbonato de calcio CaO óxido de calcio cal viva Ca(OH)2 cal apagada hidróxido de calcio NaHCO3 polvo de hornear carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio. Na2CO3 • 10H2O sosa para lavar carbonato de sodio decahidratado MgSO4 • 7H2O sal de Epsom sulfato de magnesio heptahidratado Mg(OH)2 leche de magnesia hidróxido de magnesio CaSO4 • 2H2O yeso sulfato de calcio dihidratado

IV.3.5 CÁLCULOS QUE SE REALIZAN A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS

Como se indicó anteriormente, las ecuaciones químicas representan un lenguaje

muy preciso y versátil. A partir de este momento se pueden emplear para calcular las cantidades relativas de las sustancias que participan en las reacciones químicas. Por ejemplo, se considerará de nuevo la combustión del metano en exceso de oxígeno. La ecuación química balanceada para esta reacción es:

∆ CH4 + 2 O2 ——> CO2 + 2 H2O

Tomando el nivel molecular como referencia cuantitativa, la ecuación expresa:

CH4 + 2 O2 ——> CO2 + 2 H2O 1 molécula 2 moléculas 1 molécula de 2 moléculas de metano de oxígeno dióxido de carbono de agua

EJEMPLO 3-2 ¿Cuántas moléculas de O2 son necesarias para reaccionar con 47 moléculas de CH4 según

la ecuación anterior? Solución

La ecuación balanceada indica que una molécula de CH4 reacciona con dos moléculas de O2.

1 molécula de CH4 y 2 moléculas de O 2 moléculas de O2 1 molécula de CH4

En esta reacción, el numerador y el denominador son químicamente equivalentes, es

decir, representan la misma cantidad de reacción. ? Moléculas de O2 = 47 moléculas CH4 x 2 moléculas de O2 = 94 moléculas de O2

1 molécula de CH4

164 __________________________________________________________________________


Las ecuaciones químicas también indican las cantidades relativas de cada reactivo y producto en una reacción química dada. Se demostró anteriormente que las fórmulas pueden representar moles de sustancias. Supóngase que un número de moléculas de CH4 igual al de Avogadro participan en la reacción en lugar de sólo una molécula de CH4, por lo que la ecuación se puede expresar como sigue:

∆ CH4 + 2 O2 ——> CO2 + 2 H2O

6.02 x 1023 moléculas 2(6.02 x l023 moléculas) 6.02 x 1023 moléculas 2(6.02 x 1023 moléculas) 1 mol 2 moles 1 mol 2 moles

Esto indica que un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno para producir un

mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. Como se conoce la masa de un mol de cada una de las sustancias, se puede escribir lo siguiente:

CH4 + 2 O2 ——> CO2 + 2 H2O 1 mol 2 mol 1 mol 2 mol 16 g 2 (32g) 44 g 2 (18g) 16 g 64 g 44 g 36 g

80 g de reactivos 80 g de productos

Ahora la ecuación indica que 16 gramos de CH4 reaccionan con 64 gramos de O2 oxígeno para producir 44 gramos de CO2 y 36 gramos de H2O, lo cual satisface la ley de la conservación de la materia. Las ecuaciones químicas describen las proporciones de reacción, es decir, las proporciones molares de reactivos y productos así como a las masas relativas de reactivos y productos.

EJEMPLO 3-3 ¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen completamente 24 gramos de

CH4? Solución

Recordando la ecuación balanceada:

CH4 + 2 O2 ——> CO2 + 2 H2O 1 mol 2 mol 1 mol 2 mol 16 g 64 g 44 g 36 g

Esto indica que 16 gramos de CH4 reaccionan con 64 gramos de O2.

Estas dos cantidades son químicamente equivalentes, de manera que se pueden establecer lo siguiente:

16 g CH4 y 64 g

O 64 g O2 16 g CH4

La solución del problema es:

? g de O2 = 24 g CH4 x 64 g O2 = 96 g de O2

16 g CH4

___________________________________________________________________________ 165


El problema puede resolverse de otra manera, la cual se conoce como método del mol. En este método se calcula el número de moles de reactivos o de productos, y se convierte a gramos (o cualquier otra unidad que se desee). En el ejemplo 3-3 se deseaba saber qué masa de oxígeno se necesita para reaccionar con 24 gramos de CH4. A continuación se aplicará el método del mol, primero estableciendo la ecuación balanceada y efectuando los cálculos que a continuación se indican:

CH4 + 2 O2 ——> CO2 + 2 H2O

1 mol 2 mol 1 mol 2 mol

? mol CH4 = 24 g CH4 x 1 mol de CH4 = 1.5 mol CH4

16 g CH4

? mol O2 = 1.5 mol CH4 x 2 mol de O2 = 3.0 mol O2

1 mol CH4

? g O2 = 3.0 mol O2 x 32 g O2 = 96.0 g O2

1 mol O2

Todos los pasos anteriores se pueden combinar en uno solo:

? g O2 = 24 g CH4 x 1 mol CH4 x 2 mol O2 x 32 g O2 = 96.0 g O2

16 g CH4 1 mol CH4 1 mol O2

La misma respuesta, 96 gramos de O2, se obtiene por ambos métodos. En el ejemplo 3-4 se invierte la pregunta.

EJEMPLO 3-4 ¿Qué masa de CH4 en gramos es necesaria para reaccionar con 96 gramos de O2? Solución

? g CH4 = 96 g O2 x 1 mol O2 x 1 mol CH4 x 16 g CH4 = 24.0 g CH4

32 g O2 2 mol O2 1 mol CH4

o de manera más sencilla

? g CH4 = 96 g O2 x 16 g CH4 = 24.0 g CH4

64 g O2

En el ejemplo 3-3 ésta es la cantidad de CH4 que reacciona con 96 gramos de O2.

EJEMPLO 3-5 La mayor parte de las reacciones de combustión se llevan a cabo con exceso de O2, es decir, más O2 del necesario para quemar la sustancia por completo. Calcule la masa en gramos de CO2, que se produce al quemar 6.0 moles de CH4 en exceso de O2.

Solución 166 __________________________________________________________________________


Al recordar la ecuación balanceada

CH4 + 2 O2 ——> CO2 + 2 H2O 1 mol 2 mol 1 mol 2 mol 16 g 2 (32 g) 44 g 2 (18g)

la cual indica que una mol de CH4 produce una mol (44 g) de CO2.

? g CO2 = 6 mol CH4 x 1 mol CO2 x 44 g CO2 = 2.6 x 10 2g CO2

1 mol CH4 1 mol CO2

IV.3.6 GLOSARIO DE TÉRMINOS IMPORTANTES

Concentración Cantidad de soluto por unidad de volumen o masa de disolvente o de solución. Dilución Proceso para reducir la concentración de soluto en solución, agregando

simplemente más disolvente a la solución. Disolvente El medio dispersante de una solución. Ecuación química Descripción de una reacción química mediante colocación de las fórmulas de

los reactivos a la izquierda y las fórmulas de los productos a la derecha de una flecha, respectivamente.

Estequiometría Descripción de las relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos cuando experimentan cambios químicos.

Estequiometría de reacción Descripción de relaciones cuantitativas entre sustancias que participan en reacciones químicas.

Masa porcentual Expresión de la masa de soluto multiplicada x 100 y dividida por la masa de solución que la contiene.

Molaridad (M) Número de moles de soluto por litro de solución. Productos Sustancias que se forman en una reacción química. Proporción de reacción Cantidades relativas de reactivos y •productos que intervienen en una

reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas. Reactivo limitante Sustancia que limita estequiométricamente la cantidad de producto(s) que se

pueden tomar en una reacción. Reactivos Sustancias que participan en una reacción química. Rendimiento porcentual Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento

teórico. Rendimiento real Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada.

Compárese con rendimiento teórico. Rendimiento teópico Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir

de determinadas cantidades de reactantes, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento.

Solución Mezcla homogénea de dos o más sustancias. Soluto La fase dispersa (disuelta) de una solución.

___________________________________________________________________________ 167


Salvarezza

168 __________________________________________________________________________


IV.4 GUÍA DE TEMAS Y PROBLEMAS

Se considera prerrequisito indispensable para encarar el cursado en forma eficaz de las asignaturas curriculares relacionadas, la revisión de contenidos concretos incluídos en los programas de nivel medio.

La presente constituye una guía de ejercitación y revisión conceptual, que el alumno puede abordar previamente a su participación de las clases, en que docentes del área tratarán las situaciones problemas apoyándose en su necesario sustento teórico; previéndose la máxima participación activa estudiantil. como ayuda adicional, se agregan, acompañados de un sintético desarrollo teórico, problemas resueltos sobre los temas principales

En cuanto a la bibliografía a consultar para el seguimiento del curso, se recomienda principalmente la empleada en la enseñanza media.

IV.4 GUIA DE PROBLEMAS

IV.4.1 Guía Tema I

PROBLEMA 1: Establezca qué afirmaciones son correctas. Justifique a.- Un sistema de un solo componente debe ser homogéneo. b.- Un sistema de dos componentes líquidos debe ser homogéneo. c.- Un sistema homogéneo debe estar formado por un solo componente. d.- Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo. f.- Varios componentes distintos deben formar un sistema heterogéneo.

PROBLEMA 2 (RESUELTO) : Para un sistema formado por trozos de hielo en una solución acuosa de cloruro de sodio, indicar las proposiciones correctas y justificar.

a.- Es un sistema homogéneo. b.- El sistema tiene tres interfaces. c.- El sistema tiene cuatro componentes. d.- El sistema tiene tres fases líquidas y una sólida. e.- El sistema tiene dos componentes. f.- Los componentes del sistema se pueden separar por filtración. g.- Los componentes del sistema se pueden separar por destilación.

--Sistema es la parte del universo que es objeto de análisis o investigación. En la

Fisicoquímica se compone de materia, por lo que se trata de sistemas materiales. La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. --Un sistema material es homogéneo cuando sus propiedades intensivas son las mismas

en toda su extensión. En cambio un sistema es heterogéneo cuando presenta variaciones de propiedades intensivas entre distintas regiones.

--El valor de una propiedad intensiva no depende de cuanta materia se considere. Si la propiedad depende de la cantidad de materia considerada, se trata de una propiedad extensiva.

-- En un sistema se definen como componentes a las especies químicas que lo integran y

fases a las regiones del sistema diferenciadas a través de sus propiedades intensivas. Se denomina interfase al límite que separa una fase de otra. Un sistema homogéneo consta entonces de una única fase y no posee interfases.

____________________________________________________________________________169


Respuestas: a) Es falso, pues consta de dos fases, una sólida y otra líquida (además de diferentes

composiciones). b) Es falso, pues podemos definir una única interfase, que es la que separa el hielo sólido

de la solución. c) Es falso, pues los componentes presentes son únicamente agua (como

sólido y líquido) y cloruro de sodio (en la fase líquida). d) Es falso, pues el sistema posee una única fase líquida: la solución salina. e) Es verdadero, los componentes son agua y cloruro de sodio. f) Es falso, pues al filtrar quedarían retenidos en la malla los trozos de hielo

(agua) y pasaría la parte de agua que integra la solución, en la que además el agua y la sal permanecerían sin separar.

g) Es verdadero, pues por calentamiento se funde primero el hielo y a continuación el agua, ahora líquida en su totalidad, puede separarse por evaporación, quedando la sal como residuo sólido.

PROBLEMA 3 : Para un sistema formado por azúcar y sal disueltas en agua,

indique las afirmaciones correctas. a.- El sistema a una dada temperatura, presenta tres valores diferentes de densidad. b.- La densidad es igual en todas las regiones del sistema. c.- El sistema presenta una interfase sólido-líquido. d.- El sistema es heterogéneo.

PROBLEMA 4 : Indique a que estado/s de agregación de la materia son

adjudicables las siguientes características. a.- Tiene volumen propio y adopta la forma del recipiente. b.- No tiene forma propia. c.- Tiene forma propia. d.- Tiene volumen propio y éste se modifica fácilmente con la presión y la temperatura. e.- Tiene volumen propio y adopta la forma del recipiente. f.- Tiene forma propia y adopta el volumen del recipiente.

PROBLEMA 5 : Dados los siguientes sistemas, indique cuáles son mezclas y cuales sustancias puras. a.- Agua. e.- Hielo y agua en equilibro b.- Agua destilada f.- Cristales de cloruro de sodio.

c.- Agua potable g.- Leche d.- Una barra de bronce

PROBLEMA 6 : A partir de las sustancias: agua, sal y alcohol, ejemplifique sistemas que cumplan las condiciones indicadas.

a.- Sistema líquido homogéneo de dos componentes. b.- Sistema de tres fases y un componente. c.- Sistema gaseoso de dos componentes. d.- Sistema de dos fases no gaseosas con dos componentes. e.- Sistema de dos fases sólidas. f.- Sistema de tres fases y tres componentes.

PROBLEMA 7 : a)Ejemplifique casos de alimentos de consumo directo que sean

especies químicas definidas. b)Lo mismo del punto anterior, para otros materiales de uso cotidiano.


170 __________________________________________________________________________


PROBLEMA 8 (RESUELTO): Discuta la clasificación de los siguientes sistemas en : aislado, abierto o cerrado.

a.- Agua hirviendo en un vaso de precipitados. b.- Agua hirviendo en un vaso Dewar. c.- Agua en una olla de presión, al comienzo del calentamiento. d.- Mercurio contenido en un termómetro clínico. --Un sistema es abierto cuando puede intercambiar masa y energía con el entorno. --Un sistema es cerrado cuando permite intercambiar energía con el entorno, pero

no masa. --Un sistema es aislado, cuando no permite la transferencia ni de masa ni de energía con

el entorno. a) Es un sistema abierto, pues el vaso de precipitados es un recipiente de vidrio abierto en

su parte superior, permitiendo tal abertura el paso de materia y energía, además sus paredes permiten el paso del calor.

b) Imaginando al vaso Dewar (similar al “termo” de uso cotidiano) tapado y con sus paredes como aislante perfecto: el sistema es aislado.

c) El sistema es cerrado en tales condiciones, pues inicialmente la válvula no permite la salida de vapor, pero sus paredes si permiten el paso del calor.

d) El sistema es cerrado por diseño, no pudiendo ser aislado por su objetivo (Debe intercambiar calor con el entorno para medir la temperatura en función de la dilatación del líquido encerrado).

PROBLEMA 9 : Indique cuales de los siguientes gráficos representa la densidad de una sustancia a una determinada temperatura en función de su masa, medida isobáricamente.

d d d d

m m m m

PROBLEMA 10 : En cada uno de los siguientes sistemas, determine el número de fases y el número de componentes.

a.- Agua líquida en equilibrio con su vapor. b.- Solución de cloruro de sodio en equilibrio con el vapor de la disolución. c.- Solución saturada de cloruro de sodio en equilibrio con cristales de la sal y el vapor de la disolución.

PROBLEMA 11 : Ejemplifique:

a.- Un sistema formado por dos componentes y tres fases. b.- Un sistema formado por tres componentes y una fase. c.- Un sistema formado por un componente y tres fases. d.- Un sistema formado por tres componentes y tres fases.

PROBLEMA 12: Determine para cada una de las siguientes transformaciones, cuáles representan entradas y cuales salidas de energía del sistema. Describa cada transformación:

a.- agua líquida a 20 ºC agua a 60 º C b.- agua líquida a 0 º C hielo a 0 º C c.- humedad ambiente niebla d.- O2 + N2 + CO2 en compartimentos separados aire e.- hierro fundido a su temperatura de fusión. hierro a 40 º C

____________________________________________________________________________171


f.- sal gruesa + agua salmuera ( en recipiente adiabático )

combustión g.- carbón + O2 1) CO2 a igual temperatura inicial.

2) CO2 a la temperatura de combustión PROBLEMA 13: Indique cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles no, dando una explicación de cada respuesta.

a.- La materia es discontinua en la mayoría de los casos. b.- Toda muestra de una sustancia definida, resulta múltiplo de una unidad configurativa

característica de la sustancia. c.- Toda molécula de una sustancia dada se compone de iguales cantidades y calidades de

átomos. d.- El átomo es la unidad de configuración de una sustancia. e.- Toda reacción química definida viene representada por una relación

característica entre número de moléculas de sustancias reaccionantes. PROBLEMA 14: I. Indique cuales son los enunciados verdaderos y cuales falsos. Justifique.

a.- Los átomos se agrupan en elementos químicos según el número de protones que contengan sus núcleos.

b.- Todas las partículas subatómicas tienen igual carga eléctrica en valores absolutos. c.- Las partículas subatómicas fundamentales se ordenan másicamente según el siguiente

esquema: 1. mN>mP>me 2. mP=mN=me 3. mP>mN>me 4. mP>me<mN (indicar cual/es es/son verdadero/s)

II. El número de electrones que contiene cada átomo de un elemento es:

a.- Mayor que el número de protones. d) No hay una regla de aplicación general. b.- Menor que el número de protones. c.- Igual al número de protones.

PROBLEMA 15 (RESUELTO): El átomo normal de un cierto elemento, cuenta con 15 e-;

a) Indicar su número atómico. b) Ubicarlo en la tabla periódica y obtener de ésta su símbolo, número de

protones y cantidad de neutrones más probable. c) Tomar de la misma fuente su masa atómica relativa y calcular su masa atómica absoluta [en gramos] d) Determinar el número másico de su isótopo más probable. e) Indicar el número de electrones que posee en cada nivel ocupado y su configuración

electrónica simplificada. f) Determinar de la tabla, a que grupo y período pertenece; indicando si se trata de un

metal, un no metal o un gas noble. --Todo átomo cuenta con un núcleo, donde se sitúan los protones y los neutrones. Los electrones se ubican en la periferia del átomo, en niveles energéticos definidos. Estos niveles se escalonan, no resultando los valores intermedios posibilidades de presencia de electrones. Por ello estas partículas pueden tomar o ceder solo cantidades discretas de energía denominadas cuantos y corresponden a las diferencias energéticas entre niveles. --Todos los átomos de un mismo elemento cuentan con igual número de protones en su núcleo, a este número se denomina número atómico (Z) y es entonces característico del elemento. En un átomo normal (neutro) el número de electrones coincide con el de protones (la carga de un electrón [-] coincide en valor absoluto con la del protón[+]). El número de neutrones puede diferir con el de protones (frecuentemente es mayor). La suma

172 __________________________________________________________________________


de protones más neutrones en un átomo se denomina número másico (A), que al variar en átomos del mismo elemento constituye los isótopos. --Cada electrón se caracteriza en un átomo a través de cuatro números (“cuánticos”), no pudiendo haber dos con todos ellos iguales (“principio de exclusión”). --Los números cuánticos son: n: principal (define el nivel), l: azimutal (define el subnivel), m: magnético y ms: spin. Los niveles se denominan con los números 1, 2, 3, 4, .... y los subniveles con las letras s, p, d, f, ....(poseen además una denominación numérica). --La configuración electrónica “simplificada” consiste en dar el detalle de electrones que posee el átomo de un elemento consignando nivel, subnivel y número de electrones como supraíndice de este último (respetando el órden en que se van completando subniveles). Ejemplificando: el átomo de Cl tiene Z = 17 ⇒ 17 e-, resultando su configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 . La mejor manera de determinar el orden de llenado por subniveles, lo constituye la tabla periódica: las dos primeras columnas (grupos) representan las zona de llenado de los sucesivos subniveles s , indicando el nivel la fila o período a que corresponde. Las seis últimas columnas (grupos) corresponden al llenado de los subniveles p, el nivel se obtiene del período al igual que para los s. Las 10 columnas al medio de la tabla corresponden al llenado de los subniveles d comenzando por el 3d y las series de 14 que habitualmente se adicionan al pie de la tabla, corresponden al llenado de los orbitales f, comenzando por el 4f. --La Tabla Periódica consiste en un ordenamiento natural de los elementos según números atómicos crecientes. Como las propiedades de los elementos son función periódica de tales números, se van agrupando a la vez en grupos de elementos análogos (en general dados por las columnas). Estas analogías surgen precisamente de las similitudes de las configuraciones electrónicas de los últimos niveles. a) El número de protones coincidirá con el de electrones ⇒ Z = 15 b) El elemento es el fósforo, símbolo P. Posee 15 protones y el número más probable de

neutrones es 16 (dada la masa atómica ≅ 31, y que las masas de protones y de neutrones se aproximan a la unidad).

c) La masa atómica relativa (de tabla periódica) es 30,97 (valor comparado con la 1/12 de la masa del 12C). La unidad de masa atómica relativa se relaciona con el gramo con el número de Avogadro; 1 g ≡ 6,023 . 1023 unidades de masa at. ⇒ masa atómica absoluta del P es: m = 30,97 ÷6,023.1023 = 5,142 . 10-23 g

d) 31 (por lo expresado en b) e) Nivel 1: 2 e-; Nivel 2: 8 e- y Nivel 3: 5 e- .

Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2

3p3

f) Es un no metal perteneciente al período 3 y el grupo V (del nitrógeno)

PROBLEMA 16: Determine el número de protones, neutrones y electrones que contienen en su estructura, cada uno de los siguientes átomos (o iones):

12C 14C 1H 3H 75As 35Cl- 40Ca+2

PROBLEMA 17: Para los siguientes elementos: oxígeno, cloro, silicio, potasio, bario, cobalto, argón y mercurio; con el auxilio de la tabla periódica, precise:

a) número atómico b) número másico de su isótopo más probable c) número de protones, electrones y neutrones en su isótopo más probable d) número de electrones en los niveles que tengan ocupados e) a que grupo y período pertenece


____________________________________________________________________________173


f) si es metal, no metal o gas inerte PROBLEMA 18: Desarrolle la configuración electrónica simplificada para los elementos: N,

Na, Ca, P y Ar. PROBLEMA 19: Indique el número atómico y número másico para cada uno de los siguientes átomos:

a) átomo de plomo que cuenta en su núcleo con 125 neutrones b) átomo de calcio que posee igual cantidad de neutrones que electrones c) átomo neutro que posee 56 electrones y el número de neutrones excede en

25 al número de protones de su núcleo. d) Átomo correspondiente al isótopo más probable del bismuto

PROBLEMA 20: Indique de cual se trata (consignando símbolo y número atómico):

a) elemento del 4º período que cuenta con un electrón en su último nivel b) elemento perteneciente al grupo del N, que posee electrones en sus primeros

cuatro niveles c) elemento del grupo de los halógenos, que posee igual número de niveles ocupados por

electrones, que el antimonio d) elemento que posee 3 electrones en el subnivel 4p e) metal alcalino cuyo isótopo más probable tiene número másico 133

PROBLEMA 21: En la tabla periódica se ordenan a los elementos estrictamente según:

a) números atómicos crecientes b) masas atómicas crecientes

Analice cual o cuales de las aseveraciones es o son correctas. En caso de que alguna fuera falsa, busque de la tabla dos ejemplos que lo demuestren (elementos consecutivos)

PROBLEMA 22: Observando los datos que su tabla periódica presenta; para dada una de las siguientes ternas de elementos, dé una justificación a partir de sus configuraciones electrónicas, para que integren igual grupo (propiedades análogas):

a) magnesio, bario, calcio b) argón, xenón, neón c) bromo, yodo, fluor d) hierro, cobalto, níquel

PROBLEMA 23: Determine de que elemento se trata:

a) Metal monovalente cuyo óxido tiene una masa molecular de 131,7 b) Metal bivalente cuyo óxido tiene una masa molecular de 56

PROBLEMA 24: Cierto elemento que no reacciona con el oxígeno tiene en los núcleos de sus átomos más protones que los del azufre y menos que el calcio. ¿Cuál es el símbolo del elemento, cuál su número atómico y a qué grupo pertenece?

PROBLEMA 25: La densidad de los gases anhídrido carbónico (CO2), nitrógeno (N2) y oxígeno (O2) a 0º C y una atmósfera son: 1,964 g/dm3, 1,251 g/dm3, 1,429 g dm3.

Si adoptamos como referencia 16,000 unidades de masa atómica para la masa relativa de un átomo de oxígeno, sabiendo que la molécula de oxígeno es biatómica, ¿ Cuál será la masa molecular relativa del N2 y de CO2 ?.

174 __________________________________________________________________________


IV.4.3 Guía Tema II

PROBLEMA 1: Exprese las siguientes magnitudes en función de dimensiones fundamentales: Fuerza, Masa, Longitud, Tiempo.

a.- Área. b.- Volumen. c.- Velocidad. d.- Aceleración. e.- Fuerza.

f.- Energía Cinética. g.- Energía Potencial. h.- Trabajo. i.- Calor. j.- Potencia. k.- Densidad. l. Peso específico. ll. Presión.

PROBLEMA 2: Un sistema tiene como unidades fundamentales: gramo masa, metro y minuto. Exprese las unidades de las siguientes magnitudes.

a.- Fuerza. b.- Peso específico c.- Presión. d.- Trabajo. e.- Densidad.

PROBLEMA 3 (RESUELTO PARCIALMENTE) :

I . Indique a que magnitud física corresponden las siguientes cantidades. a.- 12 kg. b.- 200 cal. c.- 30 kg d.- 40 g de soluto. e.- 2,5 utm f.- 14 m3/h g.- 18 N ejercidos sobre una superficie. h.- 0,4 mol de soluto. i.- 0,7 g/cm3

j.- 20 % p/p so/sn k.- 350 cal/g º C l.- 0,5 m3/h cm2

ll.- 1/5 kg/m3

m.- 1,5 kg/m3 n.- 7/5 N/m2 ñ.- 1012 hPa.

II. De las magnitudes nombradas, determine cuáles expresan propiedades intensivas

y cuáles extensivas. III. Forme pares entre las propiedades intensivas y sus correspondientes extensivas.

--Puede entenderse a una magnitud como el conjunto de cantidades comparables entre sí. Los valores medidos de una propiedad intensiva (cantidades: donde al valor numérico acompaña la indicación de la unidad utilizada) hacen a la correspondiente magnitud intensiva; y los

____________________________________________________________________________175


valores de una propiedad extensiva, a la correspondiente magnitud extensiva. Una magnitud extensiva, se transforma en intensiva, refiriéndola a la unidad de otra propiedad extensiva adecuada.

a) 12 kg: Pertenece a la magnitud masa (cantidad de materia de la muestra, o medida de su inercia) (extensiva), y se corresponde con la expresada en m) l,5 kg/m3

que se pertenece a la magnitud densidad (intensiva), que consiste en la cantidad de masa por unidad de volumen.

b) 200 cal: Pertenece a la magnitud energía (calor) (extensiva), y se corresponde con la expresada en k) 350 cal/gºC (calor específico) (intensiva), que expresa la cantidad de calor por unidad de masa para incrementar la temperatura en una unidad de escala.

c) 30 kgfr : pertenece a la magnitud fuerza o peso (este último: fuerza con que la atracción de la gravedad actúa sobre cierta masa) (extensiva), y se corresponde con la expresada en ll) 1/5 kgfr /m

3, que corresponde a la magnitud peso específico (peso de la unidad de volumen de un material) (intensiva).

d) 40 g de soluto: representa la masa de uno de los componentes de una solución y por ello constituye una propiedad extensiva, y se corresponde con j) 20% p/p so/sn que pertenece a la magnitud concentración (intensiva), que expresa la cantidad de masa de soluto contenida en 100 unidades de masa de solución.

PROBLEMA 4: A una atmósfera y 25º C, 50 cm3 de oro, tienen una masa de 965 g y una densidad de 19,3 g/cm3. ¿Cuales serán la masa y la densidad de 100 cm3 del mismo material a iguales presión y temperatura?

PROBLEMA 5: Se ha observado que una pelota de tenis viaja a una velocidad promedio de 95 millas por hora.

a.- Exprese la misma en metros por segundos. b.- ¿Cuánto tiempo demora la pelota en recorrer la longitud de la cancha?

PROBLEMA 6: La presión atmosférica normal es la ejercida por una columna de 0,76 m de mercurio a 0º C y 45º de latitud, a nivel del mar, donde la aceleración de la gravedad es de 9,80665 m/s2.

siguientes unidades.

a.- Kg/cm2

b.- hPa.

La densidad del mercurio a 0º C es 13,595 g/cm3. Calcule la presión en las

c.- Dinas/cm2

PROBLEMA 7: La velocidad promedio de una molécula de oxígeno a 0º C es 42.500 cm/s.

a.- Exprese la velocidad en m/s; m/min., Km/h. b.- Calcule el tiempo, en minutos, que necesita dicha molécula para recorrer 1 Km, admitiendo que no se produzcan colisiones en su trayectoria.

PROBLEMA 8: Un aumento de la temperatura, produce un aumento en la energía cinética de las moléculas. Una molécula de oxígeno a 0º C, tiene una velocidad de 42.500 cm/s, y a 25 º C, la velocidad promedio es de 44.200 cm/s. Calcule la aceleración correspondiente a ese incremento de la temperatura en 5 minutos, expresándola en: m/min2; Km/h2 y m/s2.

PROBLEMA 9: Una molécula de oxígeno tiene una masa de 5,31 x 10-23 g. ¿Qué fuerza producirá la aceleración del problema anterior?.

176 __________________________________________________________________________


PROBLEMA 10: La densidad del oxígeno a 0º C y a 1 atm es de 1,429 g/lt., y la masa de una molécula es de 5,31 x 10-23 g. Calcule la masa del gas y el número de moléculas en 1 m3 a 0º C y 1 atm.

PROBLEMA 11: El gas del problema anterior está contenido en un cubo de 100 cm. de arista, a 0º C y 1 atm. Calcular la fuerza ejercida por las moléculas sobre la superficie del recipiente y la fuerza promedio que ejerce una molécula.

PROBLEMA 12: Se realizan varias experiencias, donde se hacen reaccionar cantidades conocidas de carbono ( C ) y oxígeno ( O2 ), para obtener anhídrido carbónico ( CO2

), con los siguientes resultados:

Masa de reactivos Masa de producto Masa residual de reactivos a) 72 g de C + 192 g de

O2 264 g de CO2 -------------- b) 66 g de C + 200 g de

O2 242 g de CO2 24 g de O2 c) 60 g de C + 128 g de

O2 176 g de CO2 12 g de C d) 90 g de C + 270 g de

O2 330 g de CO2 -------------- e) 100 g de C + 100 g de O2 132 g de CO2 64 g de C + 4 g de O2

A.- Indique qué reglas, relacionadas a las proporciones de masas para la reacción,

podría expresar con tales datos. B.- Analizando los datos, se comprueba que se ha realizado un error al indicar una de las masas

de O2. ¿ Cuál es el caso ?. Justifique C.- ¿ Cuántos gramos de O2 se combinarían con 102 gramos de C y cuántos gramos de CO2 se

obtendrían ?.

PROBLEMA 13: El magnesio ( Mg ) se combina con el oxígeno formando un óxido. Experimentalmente se obtuvo la siguiente información.

Masa de Magnesio ( g ) Óxido de Magnesio ( g )

3,04 5,04 4,86 8,06 12,15 20,15 60,31 100

Del análisis de las masas citadas, ¿qué conclusiones puede obtener?

PROBLEMA 14: Se obtuvieron 282,1 g de óxido de magnesio por reacción de una determinada masa de Mg con 120 g de O2. Determine:

a) Masa de Mg y Oxígeno en la masa de óxido obtenido. b) Masa de oxígeno que no reaccionó.

PROBLEMA 15: A partir de 10 g de calcio se pueden obtener 14 g de óxido de calcio. El óxido de calcio reacciona con agua obteniéndose hidróxido de calcio, de tal forma se obtuvieron 9,25 g de hidróxido partiendo de 7 g de óxido de calcio. Calcule:

a) Porcentaje de calcio en el hidróxido de calcio b) Masa de agua necesaria para hacer reaccionar de igual manera 28 Kg. de calcio.

PROBLEMA 16: El cloro gaseoso ( Cl2 ) reacciona con el oxígeno (O2) formando diversas sustancias. Se consignan a continuación las masas de ambas que reaccionaron para formar productos diferentes.

a) 40 g de Cl2 + 63,1 de O2 anhidrido perclórico ____________________________________________________________________________177


b) 40 g de Cl2 + 27,04 de O2 anhídrido cloroso c) 40 g de Cl2 + 9,01 de O2 anhídrido hipocloroso d) 40 g de Cl2 + 45,07 de O2 anhídrido clórico

I. Determine en cada caso la masa de producto obtenido. II. Analice si existe alguna relación entre la masa de oxígeno que interviene en las

distintas reacciones, con relación a las masas de cloro en cada una de ellas. III. Verifique si la regla enunciada (de existir alguna), es también aplicable a la siguiente serie de datos: 248,5 g de Cl2

+ 56 g de O2 anhídrido hipocloroso

35,5 g de Cl2

+ 24 g de O2 anhídrido cloroso

710 g de Cl2

+ 800 g de O2 anhídrido clórico

497 g de Cl2

+ 784 g de O2 anhídrido perclórico

PROBLEMA 17: El hierro se combina con el oxígeno formando un óxido. Del análisis cuantitativo de una muestra de óxido de hierro se obtuvo la siguiente información:

Oxido de hierro ( g ) Contenido de hierro ( g ) 36 28 40 28

160 112 90 70 10 7 3,50 2,72

Del análisis numérico de la información anterior, ¿qué regularidades se pueden inferir?. PROBLEMA 18: Mediante el análisis cualitativo y cuantitativo se obtuvo la siguiente información.

Muestra Azufre (g) Oxígeno (g) Sodio (g) 1 16 32 23 2 80 160 1153 56 112 80,5

Analice si:

a) Si se trata de tres compuestos diferentes. b) Son tres muestras de un mismo compuesto. c) Son dos muestras de un compuesto determinado y la otra de un compuesto diferente. d) ¿Es factible aplicar la ley de Proust a un compuesto ternario (tres elementos)?

PROBLEMA 19: a) Conocidas las masas atómicas de los siguientes elementos: Azufre, 32,06 uma; Oxígeno, 16 uma; Hidrógeno, 1,01 uma; Hierro, 55,85 uma. Calcule las masas moleculares de las siguientes sustancias:

a.- Oxígeno: cuya molécula contiene 2 átomos de oxígeno. b.- Ozono: cuya molécula contiene 3 átomos de oxígeno. c.- Agua oxigenada: cuya molécula contiene 2 átomos de oxígeno y 2 átomos de hidrógeno. d.- Hidróxido férrico: cuya molécula contiene un átomo de hierro y 3 oxidrilos (cada oxidrilo se compone de un átomo de oxígeno y un átomo de hidrógeno). e.- Hidróxido ferroso: cuya molécula contiene un átomo de hierro y dos grupos oxidrilo. f.- Ácido sulfúrico: cuya molécula contiene un átomo de azufre, 4 átomo de oxígeno y 2 átomos de hidrógeno. g.- Sulfato férrico: cuya molécula contiene 2 átomos de hierro y 3 grupos sulfato (cada sulfato se compone de un átomo de azufre y cuatro de oxígeno).

b) Determine el número de moléculas contenidas en:


178 __________________________________________________________________________


a.- 720 uma de ozono. b.- 629,09 uma de hidróxido ferroso. c.- 3432,8 uma de ácido sulfúrico. d.- Una cantidad de hidróxido ferroso que contiene 70 oxidrilos. e.- Una cantidad de sulfato férrico que contiene 75 sulfatos.

PROBLEMA 20: Sabiendo que el número de Avogadro indica el número de uma contenido en 10-3 Kg.

a) Determine las masas atómicas (en gramos) de los elementos detallados en el punto anterior.

b) Con el mismo criterio, determine las masas moleculares absolutas (en gramos) de las sustancias indicadas en el punto anterior.

PROBLEMA 21: Calcule las masas moleculares absolutas y relativas de las siguientes sustancias:

a) H2O b) HNO3 c) Na(OH) d) Pb(SO4)2 e)CH3-COO-CH3

PROBLEMA 22: Determine cuántos átomos de cada elemento hay en 200 gr. de una sustancia cuya fórmula molecular es [Fe2(S2O3)3].

PROBLEMA 23: Determine las masas moleculares con una aproximación de hasta 0,01 uma para: H2SO4; Cl2; S8; Ca3(PO3)2; Fe4(Fe(CN)6)3.

PROBLEMA 24 (RESUELTO): Dados 0,008 mol de NH3 calcular qué cantidad representa: a) en gramos; b) en moles de N y H; c) en gramos de N y H; d) en moléculas de NH3; e) en átomos de N y H.

--El mol constituye la unidad de cantidad de materia, en el que están contenidos tantos entes fundamentales como los que hay en 0,012 kg del isótopo 12 del C; es decir 6,023 . 1023; y entonces se da su equivalencia con el número de partículas a través de ese coeficiente (conocido como número de Avogadro), que en este caso toma las unidades de partículas/mol. También tiene equivalencia con la masa, a través de la masa molar de la sustancia considerada, que tendrá la unidad g/mol (para el caso de expresar la masa en gramos). El número de Avogadro también representa la relación entre unidad de masa atómica y gramos, tomando en este caso la unidad uma/g. Esta similitud de relación de dimensiones: 6,023.1023 una/g y 6,023.1023 moléculas o átomos/mol; hace que la cifra representativa de la masa de un mol [g] coincida con la cifra que en una representa la masa (P.ej) de la molécula. Por caso: masa de1 molécula de agua = 18 uma y masa de un mol de agua = 18 g (representando esta última cantidad 6,023.1023 veces la primera).

a) Masa molecular NH3: MAN + 3 MAH = 14 + 3 x 1 = 17 → Mmol = 17 g masa = Nº moles x masa molar = 0,008 mol x 17 g/mol = 0,136 g

b) A partir de la fórmula del compuesto: c/mol de NH3 contiene 1 mol de átomos de N y 3 moles de átomos de H: moles N = moles NH3 = 0,008 mol ; moles H = 3 x moles NH3 = 3 x 0,008 = 0,024 mol

c) masamol N = 14 g masamol H = 1 g masa N = Nº moles x masa molar = 0,008 mol x 14 g/mol = 0,112 g masa H = 0,024 mol x l g/mol = 0,024 g

d) moléculas NH3 = Nº moles x Avogadro = 0,008 moles x 6,023 . 1023 = 4,818.1021

moléculas.


e) de la fórmula: átomos N = moléculas NH3 = 4,818.1021 átomos átomos H = 3 x moléculas NH3 = 1,4455.1022 átomos

____________________________________________________________________________179


c.- 1,1x10-3 kg. de H2O ó 10-2 moles de H2O d.- 0,012 moles de CO2 ó 6,02x1020 moléculas de CO2e.- 2,5 moles CaSO4 ó 390,35 gr. de CaSO4

PROBLEMA 25: Dadas las siguientes cantidades de nitrato de calcio Ca(NO3)2: a) 10-4 moles. b) 1,6x10-3 gr. c) 0,8x1020 moléculas, d) 1,5x 1021 uma, e) cantidad de sustancias que contiene 1022 átomo de oxígeno.

a.- Ordénelos de mayor a menor en función del número de partículas. b.- Ordénelos de mayor a menor en función de sus masas. c.- Ordénelos según sus números de moles. d.- Ordénelos como quiera e indique su criterio.

PROBLEMA 26: Determine cuántos moles representan:

a.- 4 gr. de H2O b.- 3,01x1024 moléculas de hipoclorito de sodio c.- 0,0253 gr. de CO2

d.- 6x10-4 Kg. de H2SO4

e.- Una cantidad de H2SO4 que contiene 0,2 moles de oxígeno atómico. f.- 1,2x1015 moléculas de N2O3

g.- Cierta cantidad de N2O3 que contiene cuatro moles de O2

h.- 3x1025 uma de H2O PROBLEMA 27: Calcular la masa que corresponde a cada caso, expresándola en gr. y kg.

a.- 1,2 mol de H2O b.- 0,04 mol de CO2

c.- 20 moles de O3

d.- 1,2x10-4 moles de CH3-COO-CH3

e.- Un número igual al de dos veces el de Avogadro de moléculas de H2SO4

PROBLEMA 28: Compare cada par de cantidades y justificando, diga cuál representa mayor cantidad de sustancia.

a.- 10 gr. de H2SO3 ó 0,1 mol de H2SO3

b.- 8x1023 moléculas de HNO2 ó 1,2 moles de HNO2

PROBLEMA 29: ¿Qué masa en gramos representan 300.000 moléculas de Cl2O5?

PROBLEMA 30: El ácido sulfúrico (H2SO4) y el hidróxido de aluminio Al(OH)3 reaccionan en una relación de 3 moles a 2 moles. Indique en cada caso si las cantidades señaladas guardan las proporciones estequiométricas (en caso contrario especifique cuáles están en exceso):

a.- 6,023 x 1023 moléculas de H2SO4 + 3,0115 x 1023 moléculas de Al(OH)3

b.- 20 gr. de H2SO4 + 15 gr. de Al(OH)3

c.- 1,5 gr. de H2SO4 + 78,01 gr. de Al(OH)3

PROBLEMA 31 (RESUELTO PARCIALMENTE) : Dadas las fórmulas de los siguientes compuestos, determine las respectivas composiciones centesimales. a.- Cloruro de potasio, KCl b.- Ácido fosfórico, H3PO4

c.- Ácido acético, CH3-COOH --La composición centesimal (en forma más completa: composición centesimal másica elemental) expresa en que proporciones másicas intervienen los elementos en un dado compuesto; en cambio la fórmula expresa en que proporciones de número de átomos están presentes los elementos en la molécula o unidad de fórmula del compuesto.


180 __________________________________________________________________________


Entonces, para cada elemento el coeficiente que transforma la proporción másica en atómica, es la masa atómica.

c) CH3-COOH → mC = 2 x MAC = 2 x 12 = 24 mO = 2 x MAO = 2 x 16 = 32 mH = 4 x MAH = 4 x

1 = 4

masa molecular 60

→ % C = mC/m.molec. x 100

= 24/ 60 x 100 = 40 % % O = mO/m.molec. x

100 = 32/60 x 100

= 53,33 % % H = mH/m.molec. x 100 = 4/60 x 100 = 6,67 %

PPROBLEMA 32: Una muestra impura de mineral de sulfuro contiene 42,34 % de zinc. Calcule el porcentaje de ZnS puro en la muestra.

PROBLEMA 33: Un hidrocarburo de masa molecular 42, tiene la siguiente composición centesimal: 85,63 % de C y el resto corresponde a H. Calcular:

a.- La fórmula mínima. b.- La fórmula molecular del hidrocarburo.

PROBLEMA 34: Deduzca la fórmula de los compuestos cuyas relaciones de masa se consignan:

a.- mC / mO = 0,75 d.- mo / mMn = 0,571b.- mcl / mSn = 1,195 e.- mPb / ms = 6,463 c.- mFe / mo / mH = 27,65 / 15,84 / 1 f.- mH / ms / mo = 0,032 / 0,501 / 1

PROBLEMA 35: Dé las fórmulas de los siguientes compuestos ternarios: a.- mMn / mo / mH = 27,27 / 15,88 / 1 e.- mcr / mo / mH = 25,80 / 15,88 / 1 b.- mMn / mo / mH = 13,64 / 15,88 / 1 f.- mcr / mo / mH = 17,15 / 15,88 / 1 c.- mMn / mo / mH = 27,27 / 31,76 / 1 g.- mcr / mo / mH = 25,80 / 31,76 / 1 d.- mMn / mo / mH = 54,51 / 63,49 / 1

PROBLEMA 36 (RESUELTO): Una solución 40% m/m so/sn de H2SO4 en agua, tiene una densidad de 1,3 g/ml a 25ºC.

Determinar: a) % m/v so/sn b) % m/m so sv c) % m/v so sv d) Molaridad e) Molalidad f) Fracción molar de H2SO4

--Una solución consiste en un sistema homogéneo con dos o más componentes. Frecuentemente al que esté presente en mayor proporción se denomina solvente y al de menor proporción: soluto. --La forma de agregación de los componentes al formar la solución es particular para cada caso, en consecuencia lo será también su densidad, que no puede obtenerse por cálculo directo a partir de las densidades de sus componentes. En consecuencia, para un par (o más) de componentes, en la proporción considerada, la densidad es un dato experimental que habitualmente se obtiene de tablas. Además la densidad depende de la temperatura.


____________________________________________________________________________181


--Las proporciones en que los componentes integran una solución se expresa a través de la magnitud concentración. La concentración indica las cantidad de un componente, en relación con el total de solución, o la cantidad de solvente. Esta relación, según la unidad de concentración utilizada, se puede expresar entre diversas magnitudes y unidades. Por ejemplo: % m/m so/sn: relaciona un componente (so) con el total (sn), a través de la magnitud masa para ambos. Habitualmente la masa se expresa en gramos, lo que en este caso es poco significativo, pues resulta adimensional su cociente. M (molaridad): indica cuantos moles de soluto (en unidad mol) están presentes por cada unidad de volumen de solución (en litros) Mol: unidad de cantidad de materia que contiene tantos entes fundamentales (átomos, moléculas, iones, e-,...), como los que hay en 0,012 kg de 12C.

a) 40 % m/m so/sn ⇒ 40 g H2SO4 x c/100 g de Sn ⇒ 100 – 40 = 60 g de H2O

Planteando la relación: so % = 40 g so ⇒ 100 g sv 60 g sv

% m/m so/sv = 40 g so x 100 = 66,67%

60 g sv b) de d = m/v ⇒ v = m/d , y para los 100 g sn: v = 100 g = 76,92 ml

1,3 g/ml

de % so = 40 g ⇒ % m/v so/sn = 40 g so x 100 = 52 %

100 ml sn 76,92 ml 76,92 ml sn c) dagua= 1 g/ml ⇒ v = m/d ⇒ vsv = 60 g = 60 ml

1 g/ml

de % so = 40 g so ⇒ % m/v so/sv = 40 g so x 100 = 66,67% 100 ml sv 60 ml sv 60 ml sv

d) Molaridad: M = nso [mol] ⇒ MM.so = (2 MAH + 1 MAS + 4 MAO)

vsn [ l ] =(2.1 + 1.32 + 4.16) = 98 g/mol

nso = masa soluto = 40 g = 0,408 mol M.molar so 98 g/mol

Vsn = 76,92 ml (del punto b) = 76,92ml x 10-3 l/ml = 0,0769 l sn.

⇒ M = 0,408 mol = 5,3 molar

0,0769 l e) Molalidad: m = nso [ mol ] masasv = 60 g x 10-3 kg/g = 0,06 kg

masasv [kg]

m = 0,408 mol = 6,8 molal 0,06 kg

e) xso = ___nso___ ⇒ nso = o,408 mol ; nsv = 60g/18g/mol = 3,33


nso + nsv

182 __________________________________________________________________________


xso = 0,408 = 0,109 0,408 + 3,333

PROBLEMA 37: Determinar la molaridad de cada una de las siguientes soluciones: 4 litros de solución que contienen 0,24 moles de soluto

a) 2,5 l de solución, conteniendo 0,8 moles de Na(OH) b) 10 l de solución, conteniendo 10 g de Na(OH) c) 16 l de solución, conteniendo 196 g de H2SO4

PROBLEMA 38: Calcular:

a) Cuantos moles de soluto se necesitan para preparar 12 l de solución 4 M b) Cuantos litros de solución 0,5 M se pueden preparar con 2,5 moles de soluto c) Cuantos litros de solución 0,2 M se pueden preparar con 0,8 moles de Ca(OH)2

d) Cuantos moles de Ca(OH)2 se requieren para preparar l,5 l de solución 0,2 M e) Cuantos gramos de Ca(OH)2 se necesitan para 15 l de solución 0,2 M f) Cuantos gramos de H2SO4 se necesitan para 0,5 l de solución 1,2 M

PROBLEMA 39:

a) Determinar las fracciones molares de Na(OH) y H2O en una solución que contiene 20 g del primero y 45 g del segundo componente.

b) Si a la misma solución del punto anterior se le agregan 10 g de KCl, calcular para esta situación las fracciones molares de los tres componentes.

PROBLEMA 40: Una aleación de hierro y cobalto contiene el 60% en peso de Fe y el resto de Co. Determinar las fracciones molares de los dos metales.

PROBLEMA 41: La molalidad de una solución de NaCl en agua es m = 1,5.

a) Si la masa total de agua es 1800 g, calcular la masa de NaCl que contiene. b) Determinar las fracciones molares de ambos componentes en la misma solución.

PROBLEMA 42: Calcular cuantos gramos de H2SO4 se necesitan agregar a 20 l de agua, para obtener una solución 1,2 molal.

PROBLEMA 43: Se prepara una solución con 20 g de un soluto A en 60 g de agua. La densidad de la solución resulta de 1,2 g/ml. Determinar:

a) % m/m so/sn b) % m/m so/sv c) % m/v so/sv d) % m/v so/sn

____________________________________________________________________________183


IV.4.3 Guía Tema III PROBLEMA 1: Consigne el tipo de sustancia que obtendría de la reacción entre:

a.- Metal + Oxígeno _ ______________________ b.- Sodio + Oxígeno _ ______________________ c.- No metal + Oxígeno _______________________ d.- Carbono + Oxígeno _______________________ e.- Metal + Hidrógeno _______________________ f.- No metal + Hidrógeno _______________________ g.- Óxido ácido + agua _______________________ h.- Sodio + Hidrógeno ______________________ i.- Trióxido de dinitrógeno + agua ______________________ j.- Óxido básico + agua ______________________ k.- Óxido de sodio + agua ______________________ l.- Anhídrido + agua ______________________ m.- Pentóxido de dinitrógeno + agua ______________________ n.- Hidrácido + hidróxido ______________________ o.- Cloruro de Hidrógeno + Hidróxido Ferroso ________________ p.- Oxácido + Base ______________________ q.- Ácido clórico + Hidróxido férrico. ______________________

PROBLEMA 2 (RESUELTO): I) Consigne las fórmulas de los siguientes compuestos, desarrollando reacciones de formación a partir de substancias más sencillas:

a) Anhídrido nítrico b) Óxido férrico c) Hidróxido de aluminio d) Ácido sulfúrico e) Ácido sulfídrico f) Carbonato de calcio g) Nitrato niquélico h) Cloruro plúmbico

II) Exprese los nombres de los siguientes compuestos:

a) Cl2O5 b) Cu2O c) Fe(OH)3 d) HClO4 e) Al(NO3)3 f) CaBr2 g) Na2HPO4 h)

NaH PO

Respuestas: I):

a) N2O5 (también: pentóxido de dinitrógeno) 2 N2 + 5 O2 ⇔ 2 N2O5

b) Fe2O3 [también: óxido de hierro (III)]

4 Fe + 3 O2 ⇔ 2 Fe2O3

c) Al(OH)3 (también: trihidróxido de aluminio)

Al 2O3 + 3 H2O ⇔ 2 Al(OH)3

d) H2SO4 (también: tetraoxo sulfato de dihidrógeno) SO3 + H2O ⇔ H2SO4

e) H2S (también: sulfuro de

hidrógeno) S + H2

⇔ SH2

f) CaCO3

Ca(OH)2 + H2CO3 ⇔ CaCO3 + 2 H2O

g) Ni(NO3)3 [también: nitrato de níquel (III)] Ni(OH)3 + 3 HNO3 ⇔ Ni(NO3)3 + 3 H2O


184 __________________________________________________________________________


h) Pb(OH)4 [también: cloruro de plomo (IV)] Pb(OH)4 + 4 HCl ⇔ PbCl4 + 4 H2O ó Pb + 4 HCl ⇔ PbCl4 + 2 H2O

II)

a) Pentóxido de dicloro ó anhídrido clórico u óxido de cloro (V) b) Monóxido de dicobre u óxido de cobre (I) c) Hidróxido férrico ó hidróxido de hierro (III) d) Ácido perclórico ó tetraoxoclorato de hidrógeno e) Nitrato de aluminio f) Bromuro de calcio g) Hidrógeno fosfato de sodio ó ortofosfato ácido de sodio h) Dihidrógeno fosfato de sodio u ortofosfato diácido de sodio

(Nota: pueden haber otras formas de nombrar a estos compuestos, que no se consignan)

PROBLEMA 3 Teniendo en cuenta la reacción: ácido + hidróxido sal + agua, complete las siguientes ecuaciones, escribiendo el nombre del compuesto faltante:

a.- Ácido Clorhídrico + …………………… cloruro de sodio + agua b.- Ácido bromhídrico + hidróxido férrico ………………. + agua c.- Ácido sulfúrico + hidróxido de calcio …………….... + agua d.- Ácido hipocloroso + hidróxido de calcio …………… + agua e.- …………………… + hidróxido férrico sulfito férrico + agua f.- …………………… + hidróxido de potasio perclorato de potasio + agua g.- Ácido sulfuroso + ……………………….. sulfito cúprico + agua

PROBLEMA 4 Dados los elementos: Boro, Magnesio, Hierro, Carbono, Cobre, Plomo, Azufre, Cloro y Fósforo.:

a.- Indique sus símbolos y sus valencias. Clasifíquelos en metales y no metales. b.- Desarrolle las fórmulas de todos los óxidos posibles para tales elementos y escriba los correspondientes nombres.

PROBLEMA 5: Escriba las fórmulas de los siguientes óxidos:

a.- Óxido ferroso b.- Monóxido de hierro. c.- Trióxido de dinitrógeno. d.- Óxido plúmbico. e.- Anhídrido perclórico. f.- Pentóxido de diyodo. g.- Óxido cobáltico. h.- Óxido mercúrico. i.- Anhídrido sulfuroso. j.- Anhídrido nítrico. k.- Óxido nítrico.

PROBLEMA 6:Dé el nombre de los siguientes compuestos binarios:

a.- HCl g.- Li2O b.- NiO h.- SO3

c.- N2O3 i.- P2O3

d.- Cl2O5 j.- H2CO3

e.- CO2 k.- Sn2O3

f.- LiH l.- SH2

____________________________________________________________________________185


PROBLEMA 7: Formule los hidróxidos de los siguientes elementos: a) K b) Ca c) Al d) Cu e) Ni f) Cr g) Pb

PROBLEMA 8: Indique de que ácidos provienen las siguientes sales:

a.- Cloruro de sodio b.- Sulfato de potasio c.- Nitrito de bario e.- Hipoclorito de sodio

PROBLEMA 9: Complete las siguientes expresiones.

a.- N2O5 + H2O b.- CO2 + H2O c.- Cl2O5 + H2O d.- P2O5 + H2O e.- ……. + ………. HNO3

PROBLEMA 10: Dados los siguientes compuestos, escriba las fórmulas correspondientes y su sinónimo.

a.- Amoníaco e.- Fosfamina b.- Anhídrido clórico f.- Óxido de Cobre c.- Anhídrido nítrico g.- Pentóxido de difósforo d.- Trióxido de azufre h.- Hidróxido cúprico

PROBLEMA 11: Escriba el nombre de los siguientes compuestos:

a.- HClO b.- HClO2

c.- HClO3 d.- HClO4

e.- HPO2 f.- H3PO3

g.- H4P2O5 h.- Sn(OH)2

i.- Sn(OH)4 j.- Na2 SO4

k.- NaHSO4 l.- NaKSO4

m.- Na2HPO4 n.- NaH2PO4

PROBLEMA 12: Escriba las ecuaciones del problema 2 por medio de las fórmulas de los compuestos correspondientes.

PROBLEMA 13: De las sales cuyas fórmulas se consignan a continuación:

I. Descompóngalas en los ácidos e hidróxidos de los cuales provienen (hidrólisis) II. Dé el nombre de esos ácidos e hidróxidos. III. A partir de los nombres obtenidos en el punto II, deduzca el nombre de la sal. a.- KNO3 b.- CaBr2 c.- FeCl3 d.- K2CO3 e.- SnCl4 f.- PbSO4 g.-PbS2 h.- NH4Cl i.- NaHSO3

PROBLEMA 14: Dados los siguientes compuestos por sus fórmulas, esprese sus nombres:

a.- CuNO3 b.- KNO2

c.- NaIO3 d.- Sn(SO4)2

e.- K2Cr2O7 f.- Al2(SO4)3

PROBLEMA 15: Dé directamente los nombres de las siguientes sales:

a.- KClO3 b.- PbSO4 c.- Pb(SO3)2 d.- NH4NO2 e.- Ca3(PO4)2

PROBLEMA 16: Exprese mediante fórmulas los siguientes compuestos:

a.- Hidrógeno sulfato (IV) de sodio. b.- Dihidrógeno fosfato (V) de potasio. c.- Hidrógeno carbonato de cobre (I).

186 __________________________________________________________________________


S I S T E M A D E A C C E S O C O M Ú N A L A S C A R R E R A S D E I N G E N I E R Í A D E L A U N a M

d.- Nitrato (III) de hidrógeno. e.- Nitrato (V) de manganeso(II). f.- Fosfato (V) de cobalto (III). g.- Yodato (III) de zinc. h.- Sulfato (IV) de plomo (IV). i.- Hidrógeno sulfuro de antimonio (III).

PROBLEMA 17: Nombre los siguientes compuestos:

a.- H3PO3 b.- H2SiO3

c.- HPO2 d.- H6Si2O7

e.- H4P2O7 f.- H4SiO4

PROBLEMA 18: Nombre los siguientes compuestos:

a.- NH4NO3 d.- FeSO4

b.- Mg(ClO)2 e.- Ba(PO3)2

c.- Cr(SH)3 f.- HCLO3

PROBLEMA 19: Exprese simbólicamente:

a.- Óxido de paladio (II) d.- Óxido de mercurio (I) b.- Óxido de uranio (VI) e.- Óxido de nitrógeno (III) c.- Óxido de azufre (VI) f.- Óxido de carbono (IV)

PROBLEMA 20: Cite los nombres de los siguientes compuestos:

a.- Co2O3 e.- Cu2O i.- ZnO b.- PbO2 f.- MoO3 j .- FeBr3 c.- BaCl2 g.- TiCl4 k.- BiCl3 d.- NiS h.- MnS l.- Ag2S

PROBLEMA 21: Plantee las fórmulas y dé los nombres para todas las sales teóricamente posibles de obtener a partir de los siguientes ácidos y bases:

a.- HCl Ácido clororoso Sn(OH)2

Ácido perclórico Sn(OH)4

b.- Ácido sulfúrico

H2SO3 Hidróxido ferroso

Ácido sulfhídrico Hidróxido férrico

PROBLEMA 22: Balancee las siguientes reacciones químicas: a.- Ca + O2 CaO b.- Al + O2 Al 2O3

c.- K + O2 K2O d.- N2 + O2 N2O5

e.- HCl + Al AlCl3 + H2

f.- FeS + O2 Fe2O3 + SO2

g.- H2SO4 + Al(OH)3 Al 2(SO4)3 + H2O h.- I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + H2O i.- C3H8 + O2 CO2 + H2O


j .- CoCl2 + K(OH) + KCl3 Co2O3 + KCl + H2O

____________________________________________________________________________187


PROBLEMA 23: Determine los coeficientes estequiométricos para las siguientes reacciones: a.- C10H2O + O2 CO2 + H2O b.- Ácido pirofosfórico + hidróxido de aluminio pirofosfato biácido de

aluminio + agua PROBLEMA 24: Plantee las ecuaciones respectivas de las reacciones que se indican, balanceándolas por el método algebraico.

a.- Anhídrido bórico + magnesio óxido de magnesio + boro b.- Óxido de aluminio + carbono + cloro cloruro de aluminio + monóxido de carbono c.- Óxido de aluminio + ácido sulfhídrico sulfuro de aluminio + agua d.- Óxido plumboso + sulfuro plumboso anhídrido sulfuroso + plomo e.- Amoníaco + oxígeno ( O2 ) agua + óxido nítrico (N2O5) f.- sulfuro arsenioso + oxígeno anhídrido sulfuroso + trióxido de diarsénico g.- Ortofosfato de calcio + anhídrido silísico + carbono metasilicato de calcio

+ monóxido de carbono + fósforo (P2) PROBLEMA 25 (RESUELTO): Balancear la siguiente reacción por un método redox:

CH4 + CuO ⇔ CO2 + H2O + Cu --Reacciones de óxido – reducción (redox): cuando en una reacción, un átomo pierde electrones (en forma total o parcial, como en este caso se da en una covalencia polar), se dice que se oxida; en cambio, cuando gana electrones, se dice que se reduce. En la reacción total, las ganancias y las pérdidas de electrones naturalmente se compensan: el total de electrones ganados por los átomos que se reducen, queda exactamente compensado por los electrones perdidos por los átomos que se oxidan. Balancear una reacción redox, no es otra cosa que cuidar que tal condición se cumpla, determinando cuantas veces debe darse la reacción de oxidación y cuantas la de reducción, para compensarse.

Balance por el método del número de oxidación:

--Existen reglas básicas sobre las cuales se realiza el análisis: 1) --El número de oxidación de un átomo, es la carga que posee cuando participa de un enlace

iónico (transferencia neta de e-) o la que resulta Cuando se asignan los electrones de un enlace covalente al átomo más electronegativo (carga que poseería si el enlace fuera iónico, cuando lo que hay es un desplazamiento de la nube electrónica).

2) El número de oxidación de los metales alcalinos en los compuestos es +1. 3) El número de oxidación de los metales alcalino-térreos en los compuestos es +2. 4) El número de oxidación de los halógenos cuando forman haluros

(compuestos no oxigenados) es –1. 5) El número de oxidación del azufre en sulfuros es –2. 6) En general el número de oxidación en compuestos del hidrógeno es +1 (excepto hidruros). 7) En general el número de oxidación en compuestos del oxígeno es –2 (excepto

peróxidos donde es –1). 8) El número de oxidación de un átomo en una sustancia simple es 0. 9) La suma de los números de oxidación de los átomos que integran una molécula, unidad de

fórmula o ion, es igual a la carga. --Para balancear una reacción por el método del número de oxidación, se determinan los coeficientes de la especie que se oxida (reductor) y de la que se reduce (oxidante), para que la variación total de los números de oxidación se iguale a 0.

-4/ +1 +2/ -2 +4/ -2 +1/-2 0 (tomados de las reglas)

x CH4

+ y CuO ⇔ CO2

+ H2O + Cu

188 __________________________________________________________________________


Oxidación: C: -4 → +4 ⇒ variación Nº oxidación = +8 Reducción: Cu: +2 → 0 ⇒ variación Nº oxidación = -2

Entonces: 8x + (-2)y = 0 ⇒ 8x = 2y

El par de menores números naturales que satisface es: x = l e y = 4 ⇒ CH4 + 4 CuO ⇔ CO2 + 2 H2O + 4 Cu (completándose los coeficientes faltantes a partir de los calculados)

Balance por el método del ión electrón:

--El método del ión se basa en el funcionamiento de una pila electroquímica. La pila se compone de una solución acuosa de electrolito (sustancia que al disolverse en agua se disocia en iones conductores de la electricidad), y dos terminales eléctricos (electrodos) sumergidos en la solución, unidos entre sí por medio de un conductor metálico. En uno de los electrodos y su entorno se encuentran las especies necesarias para que ocurra la oxidación (entrega de e- al electrodo), y en el otro, la reducción (toma de e- del electrodo). La corriente por la línea externa la transportan los electrones. Este esquema habilita el análisis de las reacciones de oxidación separadamente (una en cada electrodo), la participación de los e- en las reacciones, como asimismo del agua y las especies en que se disocia: H+ y OH-. --Para balancear una ecuación por este método: a) se separan las dos semirreacciones (oxidación y reducción). b) Se balancean con las especies presentes, todos los elementos diferentes de H y O. c) Se balancean O con H2O. d) Se balancean H con H+. d) Se balancean cargas con e- en ambas semirreacciones. e) Se determina cuantas veces deben ocurrir las reacciones de oxidación y de reducción, para que las pérdidas y ganancias de electrones se compensen exactamente.

Para el caso las semirreacciones son:

CH4 ⇔ CO2

⇓ CH4 + 2 H2O ⇔ CO2

⇓ CH4 + 2 H2O ⇔ CO2 + 8 H+

⇓ CH4 + 2 H2O ⇔ CO2 + 8 H+ + 8 e- (oxidación: pérdida e-),

4 x [CuO + 2 H+ + 2 e- ⇔ Cu + H2O] (reducción, obtenida de forma similar)

CH4 + 4CuO ⇔ CO2 + 4 Cu + 2 H2O (obtenida de sumar las semirreacciones y cancalar especies que aparecieran en ambos miembros)

PROBLEMA 26: Determinar el número de oxidación de cada elemento en las siguientes substancias: CaO Cl2O3 N2 CoCl3 O3 Al 2S3 CO2

Na(OH) HCl Mn(OH)2 HNO3 Na2SO4 Fe2(SO3)3

PROBLEMA 27: Balancear las siguientes expresiones por un método redox:

a) Fe + Cu+2 ===== Fe+3 + Cu+

b) Al + HgO ===== Al2O3 + Hg2O c) C + Fe2O3 ===== CO2 + Fe d) N2O3 + Ca ===== NO + CaO e) CO + H2O + PbO2 ===== H2CO3 + PbO

____________________________________________________________________________189


C: a = d O: a + b

+ 3c

PROBLEMA 28 (RESUELTO): a) Balancear la expresión siguiente por el método algebraico:

CO + H2O + Al2O3 ⇔ H2CO3 + Al

b) Calcular en que relación de moles se producen H2CO3 y Al. c) Si reaccionan 153 g de Al2O3, calcular cuantos moles de H2CO3 se obtendrán. d) Para la misma cantidad de óxido, ¿cuántos gramos de Al se producirán? e) Determinar que volumen de CO (gaseoso) ha intervenido en la reacción, para la

cantidad indicada de Al2O3. f) Si se inicia la reacción con 50 g de CO y 50 g de Al2O3, indicar cual de ambos está

en exceso y cual sería el residuo que en consecuencia se produciría, si la reacción evolucionara hasta que se consumiera totalmente el reactivo limitante.

--Como ampliación de la Ley de conservación de la masa (Lavoisier),

puede decirse que: los átomos no se crean ni se destruyen durante ninguna reacción química. Por ello, una ecuación química debe tener iguales cantidades de átomos de cada elemento a izquierda (habitualmente reactivos) y a derecha (habitualmente productos) Ello hace que a través del número de átomos igualado para cada elemento

entre reactivos y productos, se tenga una ecuación a cumplir. Los números que se anteponen a cada fórmula de sustancia se denominan coeficientes

estequiométricos; y el número de átomos de cada elemento que tal sustancia aporta, se obtiene multiplicando su coeficiente por el subíndice propio del elemento (indica número de átomos de éste por unidad de fórmula) --“Balancear una ecuación” consiste entonces en encontrar los valores de los coeficientes que satisfacen todas las ecuaciones planteadas de la forma indicada. -- Manteniendo las proporciones que los coeficientes estequiométricos establecen, se tienen las relaciones entre moles para reactivos y productos (equivale a multiplicar todos los coeficientes por el número de Avogadro). Ej.: si 2 moléculas de H2

se combinan con una de O2, para dar 2 moléculas de agua: 2 moles de H2 se combinarán con uno de O2, para dar 2 moles de agua. --Si se multiplican los moles por sus masas molares en cada caso, se obtendrán naturalmente las relaciones en masas, también para reactivos y productos. Además pueden obtenerse relaciones en volumen, cuando se trata de gases, en los que para comportamiento ideal (gases suficientemente expandidos), el volumen por cada mol es de 22,414 l en CNTP (esto significa: T = 273ªK y P = 1 atm).

a) de la expresión: a CO + b H2O + c Al2O3 ⇔ d H2CO3 + Al , deben

calcularse: a, b, c, d y e, para ello se plantea una ecuación por elemento: dando a d el valor 1 resultan: d = 1, a = l

= 3d ; utilizando la de H: 1 + 1 + 3c = 3: 3c = 1; y c = 1/3 H: 2b = 2d b = 1 Al: 2c = e 2(1/3) = e: e = 2/3 Es posible multiplicar todos los coeficientes por un mismo número, pues de tal

manera se mantienen las proporciones. Lo hacemos por 3, para eliminar las fracciones, resultando:

a = 3, b = 3, c = 1, d = 3 y e = 2 A la ecuación que así queda planteada se acompaña de las proporciones en moles,

masas y volúmenes: 3 CO(g) + 3 H2O + Al2O3 ⇔ 3 H2CO3 + 2 Al

3 mol 3 mol 1 mol 3 mol 2 mol


84 g 54 g 102 g 186 g 54 g 3x22,4 = 67,2 l

b) De la relación al pie de la ecuación: 3 moles de H2CO3 por c/2 moles de Al 190 __________________________________________________________________________


c) La relación es: moles H2CO3 = 3 mol ⇒

masa Al2O3 102 g

mol H2CO3 = 3 mol x 153 g / 102 g = 4,5 mol

d) masa Al = 54 g masa Al2O3 102 g ⇒ masa Al = 54 g x 153 g / 102 g = 81 g

e) volumen CO = 67,2 l

masa Al2O3 102 g ⇒

volumen CO = 153 g x 67,2 l / 102 g = 100,8 l (litros)

f) masa experimental CO = 50 g = masa experimental Al2O3

estequiométricamente: masa Al2O3 = 102 g ⇒

masa CO 84 g

exceso de CO (mayor relación que estequiometría)

masa CO reaccionante = 84 g x 50 g / 102 g = 41,2 g ⇒ residuo CO = inicial – reaccionante = 50 – 41,2 = 8,8 g

Reactivo que se encuentra en exceso es aquel presente en una cantidad que supera la proporción estequiométrica y el que se encuentra en defecto es aquel cuya cantidad es menor a la que correspondería a tal proporción. A este último se denomina limitante.

PROBLEMA 29: El hierro reacciona con ácido clorhídrico, formando cloruro férrico y desprendiendo hidrógeno. Calcular las masas de hierro y ácido clorhídrico necesarias estequeométricamente, que permitan la obtención de 8 gramos de hidrógeno.

PROBLEMA 30: El dióxido de manganeso y el ácido clorhídrico reaccionan para dar cloruro manganoso, cloro y agua.

Calcular las masas de dióxidos de manganeso y ácido clorhídrico necesarias estequiométricamente para obtener 1420 gramos de cloro. PROBLEMA 31: Se hacen reaccionar 468 gramos de hidróxido de aluminio con 300 gramos de ácido sulfúrico. Calcular la masa de sulfato de aluminio producida.

PROBLEMA 32: El ácido sulfúrico (H2SO4) y el hidróxido de aluminio Al(OH)3 reaccionan en una relación de 3 moles a 2 moles. Indique en cada caso si las cantidades señaladas guardan las proporciones estequiométricas (en caso contrario especifique cuáles están en exceso):

a.- 6,023 x 1023 moléculas de H2SO4 + 3,0115 x 1023 moléculas de Al(OH)3

b.- 20 gr. de H2SO4 + 15 gr. de Al(OH)3

c.- 1,5 gr. de H2SO4 + 78,01 gr. de Al(OH)3

PROBLEMA 33: En la obtención del fósforo, el anhídrido fosfórico es reducido por el carbón de acuerdo a la siguiente expresión no balanceada:

P2O5 + C CO + P ¿ Cuantos moles de carbono serán necesarios para la obtención de 2,480 Kg. de fósforo.?

PROBLEMA 34: 2260,5 gramos de óxido estáñico reaccionan exactamente con 30 moles de carbono ( C ) para dar 0,84 Kg. de monóxido de carbono más cierta cantidad de una segunda sustancia. Determine cuál es esa sustancia y la cantidad que se produce de ella.

____________________________________________________________________________191


PROBLEMA 35: En la reacción de cierta cantidad de hidrógeno con nitrógeno se obtuvo 6,8 gramos de amoníaco.

a.- ¿Cuántos moles de hidrógeno reaccionaron?. b.- ¿Qué volumen, medido en CNPT, de nitrógeno fue consumido?.

PROBLMA 36: Para la síntesis de óxido de sodio, se cuenta con 8,12 moles de sodio. Si la reacción prosigue hasta agotarse totalmente este reactivo, ¿qué cantidad de oxígeno se habrá consumido?. Exprésela en:

a.- moles b.- número de moléculas c.- gramos d.- litros medidos en CNPT PROBLEMA 37: De una muestra de 5 gramos que contiene aluminio, se obtuvieron 17,10 gramos de sulfato de aluminio. ¿Qué porcentaje de aluminio contiene la muestra?.

PROBLEMA 38: Al reaccionar tres moles de hierro (Fe) con cuatro moles de agua, se obtiene hidrógeno gaseoso y otro compuesto que denominamos XX, y que no contiene hidrógeno.

a.- Ajuste estequiométricamente la reacción. b.- Determine cuál es el compuesto XX y cuántos gramos de éste se obtienen en la

reacción. PROBLEMA 39: De acuerdo a la reacción: Plomo + nitrato (V) de hidrógeno nitrato (V) de plomo (II) + óxido de nitrógeno (IV)

+ agua

Se obtuvieron 29 gramos de sal de plomo a partir de una muestra de 40 gramos de contiene dicho metal.

a.- Ajuste estequiométricamente la reacción b.- ¿Cuál es el contenido porcentual de plomo en la muestra?

PROBLEMA 40: Para las siguientes reacciones químicas y cantidades de reactivos, determinar en cada caso si los reactivos están en relación estequiométrica. En caso contrario, indicar cuál es el reactivo limitante:

a.- 40 gr. de S + 1,20 moles de O2 SO2

b.- 1,142 lts. (CNPT) de NO + 0,80 gr. de O2 NO2

c.- 5 moles de P2 O3 + 290 gr. de H2O H3PO3

d.- 2,75 gr. de CO2 + 0,625 moles de H2O H2CO3


192 __________________________________________________________________________

elementos de fisicoquimica

Documents