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COMPENDIO COMPLETO DE QUÍMICA I PARA NIVEL DE BACHILLERATO...COLEGIO AMERICANO DE SAN CARLOS...tango/tangoTRANSCRIPT
INDICE
Tema Pag
1.1. Definición de química…………………………………………………….. 1
1.2. Importancia de la química…………………………………………………2
1.3. Química y medio ambiente………………………………………………..3
1.3. Química, transformación de los alimentos y conservación……………4
1.4. Química y nuevos materiales……………………………………………..5
1.5. Conceptualización de materia…………………………………………….6
1.6. Clasificación de la materia…………………………………………………8
1.7. Estados de agregación de la materia……………………………………..10
1.8. Métodos de separación de mezclas………………………………………13
2.1. Partículas subatómicas…………………………………………………….16
2.2. Modelos atómicos…………………………………………………………..17
2.3. Números cuánticos…………………………………………………………24
2.4. Isótopos………………………………………………………………………26
2.5. Principio de máxima multiplicidad de Hund……………………………..29
1
2.6. Principio de exclusión de Pauli……………………………………………30
2.7. Número de oxidación………………………………………………………30
3.1. Estructura de la tabla periódica…………………………………………...33
3.2. Periodicidad…………………………………………………………………34
3.3. Propiedades periódicas……………………………………………………38
3.4. Reglas para la construcción de fórmulas………………………………..42
4.1. Reacciones químicas………………………………………………………44
4.2. Balanceo de ecuaciones por el método de tanteo……………………...46
4.3. Peso molecular y peso equivalente……………………………………...51
4.4. Ácidos………………………………………………………………………..53
4.5. Nomenclatura de hidrácidos y oxiácidos………………………………..55
4.6. Bases…………………………………………………………………….….56
4.7. Sales………………………………………………………………………...58
4.8. Óxidos………………………………………………………………………60
5.1. Tipos de enlace……………………………………………………………61
2
5.2. Estequiometria de compuestos en términos de masa…………………...68
5.3. Estequiometria de ecuaciones que involucran sustancias gaseosas….70
5.4. Titulación o valoración……………………………………………………….71
5.5. Hidrólisis……………………………………………………………………….75
5.6. Presión…………………………………………………………………………79
5.7. Volumen………………………………………………………………………..82
5.8. Temperatura…………………………………………………………………...82
5.9. Mol………………………………………………………………………………84
6.0. Volumen molar o volumen molecular gramo………………………………84
6.1. Número de Avogadro…………………………………………………………85
6.2. Ley de Boyle-Marootte……………………………………………………......86
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DEFINICIÓN DE QUIMICA
Podemos definir a la “ciencia” como un conjunto sistematizado de
conocimientos ordenados lógicamente, que se refieren a hechos relacionados entre
sí que se pueden comprobar mediante la experimentación, el uso de aparatos o de
las matemáticas y que conducen a la verdad relativa.
Química: Se ocupa de la composición y de las transformaciones de la materia, así
como de los cambios energéticos que acompañan a éstos.
Además hay otras ciencias como: Medicina, Agricultura, Oceanografía,
Ingeniería y Matemáticas, entre otras.
Gracias a la aplicación científica de la Química, se han obtenido millares de
sustancias que el hombre ha creado para su bienestar.
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QUÍMICA
BIOQUÍMICA
FISICOQUIMICA
ASTROQUÍMICA
GEOQUÍMICA
Transformaciones químicas que ocurren en los seres vivos: digestión, crecimiento, etc.
Efectos de la energía sobre la materia. Estudio del átomo.
Cambios químicos ocurridos en las rocas, en las diferentes eras geológicas.
Estructura y constitución de los astros.
BIOLOGÍA
FÍSICA
GEOLOGÍA
ASTRONOMÍA
IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA EN LA SOCIEDAD
De los siguientes ejemplos discute aquellos en los que tú creas que ha
intervenido la Química o algún proceso químico.
Combustibles: gas de cocina, gasolina, diesel, carbón.
Diversiones: televisión, cine, videojuegos, música electrónica.
Desechos: industriales, vía pública, hospitales, basura doméstica.
Escribe el nombre del producto o productos que requieren algún proceso
químico en su elaboración.
En todos los ejemplos mencionados ha intervenido la Química. Los
combustibles que quemamos para producir energía y mover nuestros medios de
transporte, industria, aparatos del hogar; los materiales que empleamos para
producir objetos y cosas, los alimentos que ingerimos, las ropas que vestimos; los
productos que usamos en la limpieza de nuestro cuerpo, nuestra ropa y del hogar;
los medicamentos que curan nuestras enfermedades, las nuevas drogas que
emplean los veterinarios para sanar a los animales, los brazos, piernas y válvulas
artificiales que sustituyen la parte respectiva del cuerpo humano; las diversiones que
tenemos, el manejo de los desechos de nuestro hogar y de la escuela; todos han
requerido algún proceso químico en su extracción, elaboración, conservación o
destrucción.
El agua que bebemos y aún el aire que respiramos están compuestos de
sustancias químicas. Tu propio cuerpo es una fábrica química muy complicada que
trabaja constantemente y produce miles de sustancias que te mantienen vivo.
La Química te permite gozar de muchas comodidades, beneficios y cosas
útiles.
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QUÍMICA Y MEDIO AMBIENTE
AIRE: Es una mezcla que contiene nitrógeno, oxígeno, que nos es imprescindible
para vivir, y otras sustancias en pequeñas cantidades. (N2, Ar, Xe, O2, He,
Rn).
INTRODUCCIÓN
El cielo nebuloso, espuma en los lagos y ríos, basura en las calles, todo esto
representa una forma de contaminación del ambiente, porque se acumulan
sustancias en un determinado lugar; sin embargo, no todos los tipos de
contaminación se pueden distinguir tan fácilmente.
Cuando la acumulación de sustancias naturales o artificiales en un lugar es
muy grande, y la naturaleza no los puede asimilar o transformar, se produce
contaminación.
Algunos tipos de contaminación pueden considerarse como material
inconveniente colocado en el sitio incorrecto, en tanto que otros son muy peligrosos y
dañan a los seres vivos, al ambiente y al planeta.
El hombre contamina el aire, el agua y el suelo de diversas maneras al
quemar llantas y materiales plásticos; al arrojar desperdicios sólidos (basura); al
desarrollar sus actividades cotidianas en forma irreflexiva, genera diversos tipos de
contaminantes, como el ruido que puede producir sordera. La contaminación del aire
es un problema muy grave.
Los humos están formados de gases tóxicos como el CO, hidrocarburos,
óxidos de nitrógeno y azufre, etcétera, que envenenan al aire, penetran a nuestros
pulmones cuando respiramos y se producen muchas enfermedades como:
bronquitis, neumonía, enfisema y cáncer.
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¿Que podemos hacer?:
Afinar motores.
Reciclar (plásticos biodegradables).
Filtros.
QUÍMICA TRANSFORMACIÓN DE LOS ALIMENTOS Y CONSERVACIÓN
¿Crees que hay suficiente comida para alimentar a toda la población del
mundo?
Producción, conservación, transportación, manufacturación.
INTRODUCCIÓN
El hombre primitivo se alimentaba de frutos de los árboles, raíces tiernas,
animales que cazaba o pescaba y lo que encontraba en la naturaleza. Al formar
pequeñas comunidades aprendió a cultivar la tierra, a criar animales domésticos y a
usar el fuego. Las pequeñas comunidades que tenían un número reducido de
personas, se convirtieron en ciudades y éstas en metrópolis con varios millones de
habitantes. El crecimiento desmesurado de la población, el agotamiento de los
suelos, las sequías prolongadas, la contaminación del agua, son factores que han
provocado la gran escasez de alimentos en muchas regiones.
El químico ha ideado formas de hacer más productivas las tierras con los
fertilizantes, lograr que el ganado produzca más leche y carne mediante hormonas,
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CONTAMINACIÓN
Tierra (plásticos).
Aire (CO, CO2,NO)
Medio ambiente.
Lagos, ríos, mares.
Ruido
así como evitar que los alimentos se descompongan. En todos estos procesos se
deben agregar sustancias químicas.
Conservadores.
Fertilizantes, fumigantes.
Hormonas.
Aditivos
Edulcorantes, colorantes.
Salado, almibarado, curtido, salmuera.
Pasteurización.
Congelación, refrigeración.
PROCESOS PARA CONSERVAR ALIMENTOS
PROCESO TRATAMIENTO PRODUCTO TRATADO
Refrigeración Frío Carnes, verduras, lácteos, frutas.Congelación Frío (menos de 0º C) Carnes, pescado.Deshidratación Eliminación de agua. Leche en polvo, café, huevo.Ahumado Humo y calor. Jamón, salchichas, pescado.Salado Sal. Carne, pescado.Curtido Vinagre. Chiles, verduras.Salmuera Sal. Aceitunas.Almibarado Azúcar. Frutas.Adición de con-
servadoresÁcido benzoico, ácido sórbico.
Alimentos enlatados.
Radiación Rayos gamma, beta. Papas, manzanas.
QUÍMICA Y NUEVOS MATERIALES
¿A qué se le llama producto natural y a qué material sintético?
¿La mayoría de las cosas que usamos son productos naturales o
sintéticos?
La mayoría de cosas que usamos están fabricadas con diferentes materiales
que se pueden clasificar en naturales y sintéticos.
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Productos naturales: Provienen de la naturaleza y se aprovechan directamente o se
usan en la fabricación de objetos, materiales, etc. Los
productos naturales son de origen vegetal (madera, caucho,
cáñamo, yute), animal (lana, seda, piel) o mineral (cobre,
carbón mineral, plata).
Nuestra sociedad usa tal cantidad de objetos y productos que los que la
naturaleza le brinda ya no son suficientes, por lo que la Química ha ideado procesos
para obtener materiales sintéticos que sustituyan a los naturales.
Materiales sintéticos: Son los fabricados por el hombre a partir de la transformación
química de los productos naturales o materia prima. Entre los
materiales sintéticos o artificiales, se tiene: el acero, el
cemento, vidrio, plásticos como el polietileno, fibras artificiales
como acrilán, nylon, medicinas, colorantes, etc.
ALGUNOS TIPOS DE MEDICAMENTOS
MEDICAMENTO EFECTO EJEMPLOS
Vacunas Previenen una enfermedad. Contra: rabia, viruela, poliomielitis.
Antisépticos Combaten la infección. Merthiolate, Isodine.Analgésicos Disminuye el dolor. Aspirina, morfina,
Acetaminofén.Antipirético Baja la temperatura. Aspirina, Acetaminofén.Antiinflamatorio Baja la inflamación. Aspirina, Naproxen.Antibióticos. Inhibe el crecimiento de micro-
organismos.Penicilina, Ampicilina, tetraciclina.
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CONCEPTUALIZACIÓN DE MATERIA
MATERIA. Es todo aquello que constituye los cuerpos; es la base del Universo,
ocupa un espacio, tiene masa y energía. La materia se presenta en
forma muy diversa, pero toda ella tiene la misma estructura química:
está formada por átomos y moléculas.
Aunque se ha indicado una definición de materia, la mejor forma de
reconocerla y describirla es mediante sus propiedades.
Propiedades de la materia: Son las características que la identifican, es decir, las
diversas formas como es percibida por nuestros sentidos, por ejemplo:
color, olor, densidad, estado de agregación molecular, punto de fusión,
punto de ebullición, etc.
Propiedades generales: Son aquellas características que posee la materia en
general, sin importar su estado de agregación molecular.
Son propiedades generales:
Extensión o volumen: La materia ocupa un lugar en el espacio, en el vacío
no hay materia.
Peso: Es atraída por fuerzas gravitacionales.
Inercia: Se opone a cambiar el estado de movimiento rectilíneo uniforme o
de reposo en que se encuentre.
Impenetrabilidad: Dos cuerpos no pueden ocupar al mismo tiempo el
mismo lugar.
Porosidad: Entre las partículas que forman la materia existen espacios o
huecos.
Divisibilidad: La materia no puede fragmentarse.
Elasticidad: Dentro de cierto límite la materia se deforma cuando se le
aplica una fuerza y recupera su forma original al dejar de aplicarle dicha
fuerza.
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Propiedades específicas: Color, olor, sabor, solubilidad, densidad, punto de fusión,
punto de ebullición, peso específico (sal y azúcar se distinguen
por su sabor).
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Ley de la conservación de la materia: Antoine L. Lavoisier (1743 – 1794).
Lavoisier midió cuidadosamente la masa de las sustancias antes y después de
diversas reacciones químicas y llegó a la conclusión de que la materia no se crea ni
se destruye, sólo de transforma.
Podemos clasificar a las propiedades de la materia en físicas y químicas.
Físicas: Son aquellas características que presenta la materia sin alterar su estructura
íntima, es decir sin transformarse en otras sustancias distintas, ejemplo:
cambios de estado molecular, color, olor, sabor, dureza (propiedades
organolépticas); punto de fusión, punto de ebullición, peso específico,
maleabilidad, ductibilidad, solubilidad.
Químicas: Son aquellas que presenta la materia al transformarse de una sustancia a
otras diferentes, alterando su estructura íntima, ejemplo: combustibilidad,
la mayor o menor facilidad con que una sustancia se transforma en una u
otras diferentes o se combina con otras.
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MATERIA
Heterogénea
Homogénea
MezclasHeterogéneas
Soluciones
Sustancias
Mezclas
Compuestos
Elementos
Clasificación básica de la materia en términos de heterogénea y homogénea.
Heterogénea: Cuando podemos detectar en ella fácilmente, a simple vista o con
ayuda de una lupa o microscopio dos o más partes que la forman,
cada una de las cuales tiene propiedades diferentes. Ejemplo:
madera y granito.
Homogénea: La materia es homogénea cuando no podemos distinguir en ella las
partes que la forman. Ejemplo: agua de mar, acero, aluminio, cobre,
cal, etc.
Sustancias: Son sustancias aquellas clases de materia homogénea que tienen
composición definida e invariable y que presentan las mismas
propiedades en todas sus partes. Son sustancias el Fe, H2O, NaCl,
Ag, cal, pero no el agua salada (se puede separar el agua-sal por
medio mecánicos).
Solución: Es una mezcla homogénea que puede tener composición variable, las
soluciones constan de dos partes: disolvente y soluto.
Disolvente: Es la parte que existe en mayor proporción.
Soluto: Es la parte que se encuentra en menor proporción.
Las soluciones pueden ser: sólidas, líquidas, gaseosas.
DISOLVENTE SOLUTO DISOLUCIÓN EJEMPLO
Gas Gas Gaseosa Aire
Líquido Gas Líquida Refrescos embotellados.Líquido Líquido Líquida Alcohol en agua.
Líquido Sólido Líquida Azúcar en agua.
Sólido Sólido Sólida Latón, acero.
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Solubilidad: Es la propiedad que tienen las sustancias de formar una mezcla
homogénea con un disolvente.
Disolución diluida: Es la que contiene menor cantidad de soluto que otro. Ejemplo: 1
gr. en 1000 mililitros.
Disolución concentrada: Es la que contiene mayor cantidad de soluto que otra.
Ejemplo: 20 gr. en 1000 mililitros.
Disolución saturada: Es la que contiene la máxima cantidad de soluto que se puede
disolver en un volumen determinado del disolvente y a una cierta
temperatura.
Disolución sobresaturada: Es la que contiene una mayor cantidad de soluto de la que
normalmente se disuelve en un determinado volumen de disolvente y a
una cierta temperatura. Si a tu disolución saturada, que se encuentra a
determinada temperatura por ejemplo a 20º C le agregas un exceso de
soluto y la calientas a 50º C, el exceso del soluto se disuelve. Cuando
dejas que esta disolución se enfríe en reposo puede suceder que, al
regresar a la temperatura inicial de 20 º C, el exceso de soluto no
precipite; en ese momento tienes una disolución sobresaturada.
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Y TRANSFORMACIÓN DE FASE
ESTADO GASEOSO. Los gases se consideran formados por moléculas, o sea,
pequeñísimas partículas que están muy separadas unas de
otras y en constante movimiento. Los gases no tienen
forma ni volumen propios; se comprimen, se expanden y
ocupan todo el espacio al que tienen acceso.
A pesar de que el aire es una mezcla gaseosa invisible, tiene peso al igual que
otras formas de materia.
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Un gas es como una nube de moléculas libres que cruzan el espacio a
grandes velocidades, giran, rebotan y chocan casi sin freno. El incesante
movimiento y las colisiones de las moléculas es lo que explica el comportamiento
característico de los gases. La presión que ejercen los gases se debe a los choques
de las moléculas sobre una superficie.
Los choques de las moléculas del aire sobre el cristal de una ventana (que son
muchos trillones por segundo y por centímetro cuadrado) harían pedazos al cristal si
no hubiera del lado contrario la misma cantidad de choques moleculares.
Cuando se comprime un gas, se reduce su volumen debido a que disminuyen
los espacios intermoleculares; al reducirse estos espacios, se amontonan más las
moléculas y golpean más la superficie del recipiente lo que ocasiona un aumento de
presión del gas. Esto sucede cuando empujas el émbolo de la jeringa.
Un gas puede difundirse, mezclarse y llenar un recipiente de cualquier forma o
tamaño debido al constante movimiento o energía cinética de sus moléculas. Al abrir
el frasco de perfume, su aroma se difunde en toda la habitación debido a que al
evaporarse, sus moléculas gaseosas son arrastradas por el aire, hasta que se
distribuyen en él.
El movimiento molecular o energía cinética de un gas se mide por su
temperatura. A mayor temperatura, mayor energía cinética de sus moléculas. El
volumen de un gas varía con la presión y la temperatura.
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MOVIMIENTO DE LAS MOLÉCULAS DE LOS GASES
ESTADO LÍQUIDO
El comportamiento de los líquidos está entre el de los sólidos y el de los
gases.
En los líquidos, como en los gases, las moléculas se hallan en movimiento
incesante, pero al mismo tiempo, debido a las fuerzas de atracción que se presentan
entre sus moléculas, están casi tan juntas como en los sólidos; sus moléculas no se
mueven libremente como las de los gases, más bien resbalan unas sobre otras. Esto
explica por qué los líquidos no tienen forma propia, pero si tienen volumen propio, no
se pueden comprimir y se fluyen.
Cuando se les vierte en un recipiente adoptan al instante la forma del fondo de
éste, excepto cuando la cantidad de líquido es muy pequeño y adoptan una forma
propia, la de una gotita, que tiene forma esférica.
Tiene la propiedad de la tensión superficial
Capilaridad: Lleva los líquidos a todos los espacios pequeños, donde se adhieren y
extienden. Ayuda a que las toallas sequen el cuerpo y hacen que la cera
fundida siga alimentando la mecha de una vela. Cada líquido tiene un
punto de ebullición característico, es decir, hierve a una determinada
temperatura. Entre mayor es la fuerza de cohesión o atracción entre sus
moléculas, mayor es su punto de ebullición.
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MOLÉCULAS SUPERFICIALES
MOLÉCULAS EN EL INTERIOR DEL LÍQUIDO
ESTADO SÓLIDO
Todos los sólidos tienen forma y volumen propios y no se pueden comprimir,
no fluyen ni se difunden. Sin embargo, algunos son maleables, otros son frágiles,
otros solubles o insolubles; unos funden a temperatura ambiente, otros a
temperaturas altas.
En los sólidos, las fuerzas de cohesión o tracción entre sus partículas
(átomos, iones o moléculas) son lo suficientemente fuertes para mantenerlas en
sitios fijos. Es obvio que un sólido no puede fluir como un líquido; la única forma en
que las partículas de un sólido se pueden mover es por vibración. Debido a ello, un
sólido tiene forma y volumen propios y no se pueden comprimir.
Muchas de las propiedades de un sólido están determinadas por su estructura
y por la manera en que se unen. Casi todos los sólidos son cristales aun los que
tienen apariencia de polvo y no sólo los de variedad traslúcida. Entre las
excepciones están el alquitrán, el vidrio y el ópalo.
Los cristales al tener un arreglo definido de sus partículas cuando se golpean,
se rompen en unidades con una estructura semejante a la original.
Las fuerzas de atracción entre los diferentes tipos de bloques y la formación
de dichos bloques dependen de cómo se enlazan los átomos entre sí. Estas
diferencias son las que ocasionan las propiedades particulares de las sustancias
sólidas como maleabilidad, solubilidad, conductividad, puntos de fusión, etc.
METODOS DE SEPARACION DE MEZCLAS
Centrifugación: En ocasiones la sedimentación del sólido es muy lenta y se acelera
mediante la acción de la fuerza centrífuga. Se coloca la mezcla en
recipientes que se hacen girar a gran velocidad; los componentes
más densos se depositan en el fondo
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Hay otros procedimientos en los que se aprovecha el diferente punto de
ebullición de los componentes; tales procedimientos son: la evaporación,
sublimación, la destilación y cristalización.
Evaporación: Este método se emplea para separar un sólido de un líquido, cuando
se quiere recuperar el sólido. Ejemplo: agua salada. Simplemente se
calienta la mezcla y al evaporarse el componente líquido, queda el
sólido en el recipiente.
Sublimación: La sublimación se utiliza para separar mezclas heterogéneas de
sólidos. Se puede hacer cuando uno de los sólidos sublima y el otro
no. También es importante tener en cuenta que la otra sustancia no se
afecte por el calor.
En la separación por sublimación, la mezcla sólida molida se coloca en
un recipiente de vidrio tapado con un vidrio de reloj que contenga hielo,
a continuación se calienta lentamente la mezcla; la sustancia que
sublima se convertirá en vapor.
Cuando la sustancia que sublima llega al vidrio de reloj, el vapor se
enfría y se convierte nuevamente en sólido; de esta forma se logra la
separación en la parte de abajo del vidrio de reloj. En la parte de abajo
del vidrio de reloj queda uno de los sólidos y en recipiente de vidrio el
otro.
Existen varios métodos de separación de mezclas y su uso depende de las
características de los componentes que las forman. Cuando se aprovecha la
diferente densidad de los componentes se emplea la decantación, la filtración o la
centrifugación.
Decantación: En este método se deja reposar mediante cierto tiempo una mezcla de
componentes sólidos y líquidos para que la acción de la gravedad los
separe. Se utiliza para separar mezclas heterogéneas. Ejemplo: agua
y arena.
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Cuando la mezcla heterogénea es de dos líquidos que no se mezclan,
se utiliza un embudo de separación para realizar la decantación.
Ejemplo: aceite y agua.
Para esto, primero se deja reposar la mezcla en el embudo hasta que
se observen las dos fases o capas; el líquido de mayor densidad será el
de abajo, luego se abre la llave del embudo para que salga el líquido
más denso. Cuando el líquido termina de salir y antes de que empiece
a trasvasarse el siguiente, la llave se cierra y se tendrán los dos
líquidos separados.
Filtración: La filtración es un método físico que se utiliza para separar mezclas
heterogéneas y en las cuales uno de los componentes es una sustancia
líquida y el otro una sólida. Por ejemplo agua y arena. En la filtración
la mezcla se hace pasar por un material poroso, donde el sólido queda
atrapado. El líquido pasa y se recolecta en otro recipiente.
Es posible usar como materiales porosos, papel filtro, tela, cerámica o
plástico. Esto depende del tamaño de las partículas del sólido.
Destilación: La destilación es un método que se emplea para separar mezclas
homogéneas líquidas. En este procedimiento se aprovecha la
diferencia de la temperatura de ebullición de las sustancias.
La destilación consiste en calentar lentamente una mezcla de dos
líquidos. La sustancia con menor punto de ebullición se convertirá en
vapor primero y la otra se quedará líquida.
Para recolectar la sustancia que se evapora primero, se utiliza un
refrigerante y se enfría. Al enfriarse, se convierte en líquido. En forma
líquida se recolecta en otro recipiente. Es posible utilizar la destilación
para separar más de dos sustancias líquidas o un sólido que no sufra
alguna transformación química con el calor y se encuentre disuelta en
un líquido, como la sal en agua.
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Cristalización: La cristalización se utiliza para separar mezclas homogéneas y
heterogéneas, sólidas o líquidas.
La separación por cristalización se basa en la diferencia de
solubilidades de los componentes de la mezcla. La sustancia menos
soluble se convierte en sólido más fácilmente que las otras. Una vez
en estado sólido, este componente puede separarse de los demás por
filtración.
Cromatografía: La cromatografía se utiliza para separar mezclas homogéneas y
heterogéneas, sólidas o líquidas. La base de este método es la
absorción, que ocurren cuando las partículas de una sustancia sólida,
líquida o gaseosa se adhieren a la superficie de un sólido.
Al sólido se le llama absorbente o fase estacionaria. Para la separación
se hace pasar un disolvente con la mezcla sobre la fase estacionaria.
Al disolverse ser le llama eluyente o fase móvil.
Existen diferentes tipos de cromatografía.
1) Cromatografía en papel: La fase estacionaria es un papel poroso,
que puede ser papel filtro. Sobre el papel pasa el eluyente o fase
móvil con la mezcla.
2) Cromatografía en columna. Se utiliza un tubo de vidrio lleno de un
material sólido poroso, que puede ser sílica o aluminio. La fase
móvil que puede ser líquida o gaseosa, se hace pasar a través de la
columna con la mezcla que quiere separarse. Los componentes de
la mezcla se absorben y separan en la columna.
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
INTRODUCCIÓN
En la actualidad sabemos que el átomo consta de dos partes: el núcleo y la
corteza o envoltura.
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Las partículas que interesan en el estudio de Química son el electrón, el
protón y el neutrón a los que llamamos partículas subatómicas fundamentales.
Electrón: los electrones son estables y forman la envoltura del átomo. Su
masa es prácticamente nula (9.11 x 10-28 ó la masa de un átomo de
hidrógeno).
Protón: es estable y forma parte del núcleo de todos los átomos; su carga
eléctrica es positiva y su masa es de 1,67 x 10-24 gr.
Neutrón: junto con los protones, los neutrones constituyen el núcleo de los
átomos (debido a esto, a ambas partículas se les llama nucleones). Los
neutrones no tienen carga eléctrica y su masa es ligeramente mayor a la del
protón 1,675 x 10-2 gr.
ELECTRÓN (e-) PROTÓN (p+) NEUTRÓN (n)
PARTÍCULA LOCALIZACIÓN CARGA ELÉCTRICA SÍMBOLO
Electrón Envoltura Negativa e-
Protón Núcleo Positiva p+
Neutrón Núcleo Neutra n0
MODELOS ATOMICOS
Átomo: palabra que significa indivisible. Leucipo Demócrito
La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados: (1803 –
1808).
1) Las sustancias simples (elementos) están formados por la unión de átomos
iguales, cuyo peso es invariable y característico.
2) Las sustancias compuestas se forman al unirse átomos de diversos
elementos, átomos que nunca se dividen, sino que entran enteros en la
combinación formada.
Su teoría suponía que los átomos eran partículas indestructibles muy
20
1
1830
- +
pequeñas y de forma esférica, sólidos y de peso fijo; además que los átomos de un
mismo elemento tenían el mismo peso y se combinaban entre sí para formar
compuestos.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
El físico inglés Thomson, en 1897, al realizar estudios sobre los rayos
catódicos, descubre que pueden ser desviados por un campo magnético y los
considera como partículas eléctricamente negativas que existen en toda la materia y
los llama electrones: destaca la naturaleza eléctrica de la materia. Para 1910, su
modelo del átomo era el más aceptado, el cual se representaba como una esfera de
electricidad positiva en donde se encontraban dispersos los electrones, como pasas
en un pastel, pero todavía concebía al átomo como una partícula de material
compacto e indivisible.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
En 1911, empleando una sustancia radioactiva, bombardea una lámina
delgada de oro con partículas alfa y observa que la mayor parte de las partículas
atraviesan la lámina, otras se desvían y algunas regresan; debido a esto, propone
que el átomo está formado por un pequeño núcleo positivo, que la mayor parte de la
masa del átomo se concentra en el núcleo y que los electrones se encuentran
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REPRESENTACIÓN DEL ÁTOMO DE THOMSON. DESTACA SU NATURALEZA ELÉCTRICA
alrededor del núcleo, formando la mayor parte del volumen del átomo.
Aunque le debemos a Rutherford el descubrimiento del átomo nuclear, su
modelo no se aceptó debido a que los electrones eléctricamente negativos, al girar
deberían perder energía y al final chocar con el núcleo produciendo la destrucción
del átomo y esto en la realidad no ocurre.
Durante los años de 1913 a 1915, el físico danés Niels Bohr, discípulo de
Rutherford, supone que la energía es emitida en cuantos o “paquetes”; un cuanto es
un paquete discreto de energía.
En 1905, Einstein desarrolló las ideas de Planck y demostró que “no sólo la
radiación es emitida en porciones discretas o cuantos sino que existe siempre en
forma de energía en la luz y supuso que la energía luminosa desprendida por
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REPRESENTACIÓN DEL ÁTOMO DE RUTHERFORD.
APARECE EL CONCEPTO DE NÚCLEO.
partículas atómicas es emitida en paquetes o cuantos de energía a los que
generalmente se les llama “fotones”.
En relación con los espectros luminosos, diremos lo siguiente: cuando la luz
blanca se hace pasar por un prisma, nos da una imagen continua en la que aparecen
bandas de distintos colores que se llama espectro continuo. El arco iris es un
ejemplo de espectro continuo.
Ahora bien, si se calienta en un arco eléctrico una sustancia y la luz que emite
se descompone mediante un prisma, no da lugar a un espectro continuo, sólo a
rayos de colores que son distintos para cada elemento. Estos rayos se llaman
espectro de emisión discontinuo.
La relación entre la cantidad de energía irradiada y la longitud de onda de la
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PANTALLA
PRISMA
LÁMPARA DE HIDRÓGENO
RENDIJA
PANTALLA
PRISMAFOCO
LUMINOSO
RENDIJA
luz que se emite (de la cual depende el color de la banda luminosa), está dada por la
ecuación de Planck:
Donde:
E = Energía emitida o absorbida.
h = Constante de Planck = 1,5836 x 10-37 Kcal = 6,6282 x 10-27 ergios/s
v = Frecuencia en ciclos/s
Para explicar las bandas de los espectros, Bohr propone un modelo de átomo
que se basa en los siguientes postulados:
1) Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo formando
niveles de energía a los que se les llama niveles estacionarios.
2) Los electrones en movimiento en un nivel estacionario no emiten energía.
3) Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, emite o absorbe un fotón cuya
energía es igual a la diferencia de energías de los niveles entre los que tiene
lugar la transición.
Cada nivel de energía queda determinado por medio del número cuántico “n”.
si n = 1, se tiene el nivel con menor energía (más cercano al núcleo), siguen
en orden creciente de energía n = 2, n = 3, etc.
El número de niveles energéticos depende del número de electrones que
tenga el átomo.
El número de niveles que un átomo puede tener es de 7.
Los electrones no se distribuyen en forma arbitraria en los diferentes niveles
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E = hv
hv
de energía, sino que sigue una regla establecida por Rydberg, que se enuncia
de la siguiente manera: los electrones se distribuyen alrededor del núcleo en
los diferentes niveles de energía, de acuerdo con el doble del cuadrado de los
números naturales, esto es, 2n2, donde los valores de n van desde uno hasta
siete.
n = 1 2 x 12 = 2 x 1 = 2 (dos electrones como máximo en el primer nivel).
n = 2 2 x 22 = 2 x 4 = 8 (ocho electrones como máximo en el segundo nivel).
n = 3 2 x 32 = 2 x 9 = 18 (18 electrones como máximo en el tercer nivel).
n = 4 2 x 42 = 2 x 16 = 32 (32 electrones como máximo en el cuarto nivel).
Esta regla no se aplica para los niveles quinto, sexto y séptimo. La misma
regla establece que en el nivel que quede como último, no puede haber más de ocho
electrones, ni más de 18 en el penúltimo.
Ejemplos:
3Li dos electrones en el nivel 1 y uno en el nivel 2
3Li 2) 3)
9F 2) 7)
13Al 2) 8) 3)
Sommerfeld introduce el concepto de subniveles para explicar las bandas
finas del espectro del hidrógeno modificando el modelo de Bohr e indica que las
órbitas de los electrones no sólo son circulares, sino también elípticas.
Estos subniveles son indicados por el número cuántico “l”
El número de electrones que tienen los átomos en su último nivel los cuales se
25
llaman “electrones de valencia”; este resultado es de gran importancia pues dichos
electrones son los que emplean los átomos de los elementos representativos para
combinarse con otros y así constituir las moléculas.
Distribuye en niveles los electrones de los siguientes átomos
1H 10Ne 19K
2He 11Na 20Ca
3Li 12Mg 37Rb
4Be 13Al 38Sr
5B 14Si 54Xe
6C 15P 55Cs
7N 16S
8O 17Cl
9F 18Ar
TEORÍA CUÁNTICA
El modelo atómico actual se basa en la mecánica cuántica ondulatoria
fundada entre otros por Heisenberg (1925) y Schrödinger (1926).
Principios fundamentales de la mecánica cuántica ondulatoria:
Principio de dualidad de De Broglie (1923): “Los electrones, al igual que los fotones
(cuantos de energía luminosa) se comportan como partículas (masa) y
onda, (energía). Tratemos de ilustrar lo anterior, un lápiz (una masa)
ocupa un lugar en el espacio; la luz que emite una lámpara incandescente
(energía) no ocupa un lugar en el espacio pero “existe” en todo el espacio.
De esta manera el electrón, al comportarse como onda (energía), “existirá”
en el espacio (volumen) que rodea al núcleo y no en capas como indicó
Bohr.
Principio de incertidumbre de Heisenberg: “No es posible conocer al mismo tiempo la
26
posición y la velocidad de un electrón”.
En realidad el electrón puede estar en cualquier sitio alrededor del núcleo,
menos en el núcleo mismo: hay regiones de ese espacio en donde es muy probable
encontrarlo y otros en donde es muy poco probable encontrarlo.
Principio de Schrödinger: Establece la relación entre la energía de un electrón y la
distribución de éste en el espacio, de acuerdo con sus propiedades
ondulatorias. En esta ecuación aparecen los parámetros cuánticos, n, l, m.
Principio de Dirac-Jordan: En la ecuación de Dirac-Jordan aparece el cuarto
parámetro cuántico denominado “s” y establece con mayor exactitud la
distribución de los electrones.
NÚMEROS CUÁNTICOS
n = Número cuántico principal.
L = Número cuántico secundario.
m = Número cuántico magnético.
s = Número cuántico de giro o spin.
Al número cuántico principal (n) se le asigna la letra “n” y define la distancia
que hay entre el núcleo atómico y cada uno de los niveles de energía. Los valores
aceptados para este número cuántico, son enteros positivos que van desde uno
hasta siete. En algunas ocasiones, se utilizan letras para designar los valores de “n”.
n = 1 ó K n = 5 ó O
n = 2 ó L n = 6 ó P
n = 3 ó M n = 7 ó Q
n = 4 ó N
En términos sencillos puedes decir que el valor de “n” te indica el valor de
27
energía de un átomo.
Número cuántico secundario (l), te indica el subnivel dentro del nivel
principal. También te indica la forma que este subnivel tiene alrededor del núcleo;
sus valores van desde 0 hasta n-1.
El valor de “n” te permite conocer los valores de “l” ya que el número de
subniveles posibles es igual al número del nivel; por ejemplo:
NIVEL NÚMERO DE SUBNIVELES
n = 1 l = 0 (sólo un subnivel)
n = 2 l = 0, 1 (sólo dos subniveles)
n = 3 l = 0,1,2
n = 4 l = 0,1,2,3
n = 5 l = 0,1,2,3,4
n = 6 l = 0,1,2,3,4,5
Según una convención acordada para evitar el uso de dos números juntos, los
valores numéricos de “l” pueden ser sustituidos por letras, siendo éstas las
siguientes:
VALOR DE “l” LETRA QUE CORRESPONDE AL ORBITAL
0 s
1 p
2 d
3 f
4 g
5 h
6 i
7 j
Si combinas los valores de “n” y “l” obtendrás una representación que te
28
indicará los siguientes niveles, subniveles y orbitales que existen.
1er. Nivel Subnivel
n = 1 l = 0n = 2 l = 0
l = 1n = 3 l = 0
l = 1l = 2etc.
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)
Representa la orientación de los orbitales. Sus valores dependen del valor
de “l”· y van desde “-1” hasta “+1”, pasando por cero. Cabe hacer notar que para
cada valor de “l” existe un valor de “m”.
VALOR DE “l” VALOR DE “m” ORIENTACIONES
l = 0 0 1
l = 1 -1, 0, +1 3
l = 2 -2, -1, 0, +1, +2 5
l = 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7
Si combinas los valores de “n, l, m”,obtendrás una representación más
adecuada de los diferentes niveles, subniveles y orbitales, así como la orientación de
estos últimos.
Por ejemplo:
a) Para un valor de n = 1, los valores de los restantes números cuánticos serán:
n = 1 nivel 1
l = 0 tiene un subnivel “s”
m = 0 el subnivel “s” tiene una orientación espacial.
La simbología que de esto se deriva es la siguiente: 1s
b) Para un valor de n = 2, los valores de los restantes números cuánticos serán:
29
n = 2 nivel 2
l = 0, 1 tiene dos subniveles, el “s” y el “p”
m = 0 el subnivel “s” tiene una orientación espacial.
m = -1, 0, +1 el subnivel “p” tiene tres orientaciones espaciales.
La simbología que de esto se deriva es la siguiente:
2s 2px 2py 2pz
ISOTOPOS: Son átomos de un mismo elemento con diferente masa atómica. Los
isótopos de un mismo elemento son átomos de un mismo elemento cuyo
núcleo es idéntico en cuanto al número de protones pero tienen distinto
número de neutrones.
Para distinguir a los isótopos entre sí, se escribe el símbolo y con exponente la
masa atómica aproximada, por ejemplo: H1 (protio), H2 (deuterio) y H3 (tritio), son los
tres isótopos del hidrógeno.
PROTIO DEUTERIO TRITIO
Electrón (-) Θ Electrón (-) Θ Electrón (-) Θ
ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
El flúor está constituido por un solo isótopo natural; el oxígeno por los isótopos
naturales O16, O17 y O18. El estaño por un total de 10 isótopos naturales; el uranio por
U234, U235 y U238.
Las masas atómicas de los elementos son realmente el promedio de las
masas de sus isótopos. Para determinar la masa atómica promedio de un elemento,
30
Protón (+)
Protón (+)Protón (+)
Neutrón (n)Neutrón (n)
se multiplican las masas de sus isótopos por el porcentaje de abundancia y estos
productos se suman; el resultado es la masa atómica del elemento.
Ejemplos: el elemento cloro está formado por dos isótopos naturales, el
isótopo 35 con una abundancia de 75.8% y el isótopo 37 con una abundancia de
24.2%.
35 x 75.8% = 26.53
37 x 24.2% = 8.954
35.484
Su masa atómica es: 35.484 uma.
El silicio está formado por una mezcla de tres isótopos naturales 92.2% de
isótopos de masa 28.0, 4.7% de isótopos de masa 29.0 y 3.09% de isótopos de
masa 30.0. ¿Cuál es la masa atómica del elemento silicio?
28.0 x 92.2% = 25.816
29.0 x 4.7% = 1.363
30.0 x 3.09% = 0.927
28.106
La masa atómica del silicio es 28.106 uma.
Los isótopos naturales del azufre tienen masas de 31,972, 31,971, 33,968 y
35,967 uma. Las abundancias porcentuales relativos en el mismo orden son:
95,01, 0,76, 4,22 y 0,01. Calcúlese el peso atómico promedio del azufre.
Peso isotópico x abundancia % = Contribución proporcional
31,972 x 95,01 = 30,38
32,971 x 0,76 = 0,25
33,968 x 4,22 = 1,43
35,967 x 0,01 = 0,00
32,06 uma
Los isótopos naturales del boro tienen masas de 10,0129 y 11,0093 uma, con
31
abundancias porcentuales relativos de 19,7% y 80,3% respectivamente. Calcule
el peso atómico del boro.
10.0129 x 19.7% = 1.9725
11.0093 x 80.3% = 8.8440
Los isótopos naturales del hierro tienen masas de 5.84%, 91,68, 2.17, 0.31
con abundancias porcentuales de 53,940, 55,935, 56,935 y 57,933
Calcúlese el peso atómico del hierro.
53.940 x 5.84% = 3.150
55.935 x 91.68% = 51.281
56.935 x 2.17% = 1.235
57.933 x 0.31% = 0.179
Los isótopos naturales del oxígeno tienen masa de 15.9949, 16.9991 y 17.9992
y sus abundancias porcentuales son: 99.759, 0,037 y 0.204. Calcula el peso
atómico del oxígeno.
15,9949 x 99,759% =
16,9991 x 0,037% =
17,9992 x 0,24% =
Los isótopos naturales del nitrógeno son 14N = 14.0031 y 15N = 15,0001 y sus
abundancias porcentuales son: 99.635 y 0.365 respectivamente. Calcula el
peso atómico promedio del nitrógeno.
14,0031 x 99,635% =
15,0001 x 0.365% =
Principio de máxima multiplicidad de Hund
Establece que dentro de un subnivel, los electrones ocupan orbitales
separados y tienen espines paralelos, ejemplo:
Átomo 8O Configuración
32
B = 10 uma
= 55.845 uma
1 s2 2s2 2p2x 2p1
y 2p1z
___ ___ ___ ___ ___
1 s2 2s2 2p2x 2p1
y 2p1z
La regla de las diagonales o de Auf Bau, te indica la secuencia que debe
seguir para ubicar a los electrones en los diferentes niveles y subniveles de energía.
2p 3p 3d 4p 4d 5p 4f 5d 6p 5f 6d 7p
El número de electrones que como máximo admite cada orbital de acuerdo
con el número de orientaciones.
Orbital s (una orientación). 2e- (s2)
Orbital p (tres orientaciones) 6e- (p6)
Orbital d (cinco orientaciones) 10e- (d10)
Orbital f (siete orientaciones) 14e- (f14)
Número cuántico de giro o spin (s)
Describe el giro del electrón alrededor de su propio eje; sólo tiene dos valores que
son: - ½ o + ½, los cuales también se pueden representar como dos flechas
verticales apuntando en distintas direcciones.
Si un orbital tiene un electrón girando en un sentido, puede aceptar a otro girando en
sentido contrario, por ejemplo:
Los números cuánticos nos permiten describir el comportamiento de los
33
NIVELES DE ENERGÍA
1
2
3
4
5
6
7
s
s p
s p d
s p d f
s p d f
s p d
s p
1
s
2
s
3
s
4
s5
s
6
s
7
s
___ 1s
electrones dentro de un átomo. Con ayuda de estos números, puedes conocer en
qué nivel, subnivel y orbital se encuentran ubicados estos electrones.
A la distribución de los electrones en los diferentes niveles y subniveles de
energía se les da el nombre de configuración electrónica.
De acuerdo con Bohr, el número de electrones posibles en cada nivel de
energía es igual a 2n2. Por lo tanto en el primer nivel encontrarás un máximo de dos
electrones; en el segundo ocho; en el tercero dieciocho electrones, etc.
Principio de exclusión de Pauli
Establece que en un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales. Lo anterior lleva a la conclusión de que en un orbital sólo
puede haber dos electrones, uno girando en un sentido y el otro en sentido contrario.
1H 1s1 2He 1s2 3Li 1s2 2s1
NÚMERO DE OXIDACIÓN
OBJETIVO. Escribir las reglas para determinar el número de oxidación de un
elemento.
INTRODUCCIÓN. Para identificar las especies oxidada y reducida en una reacción
química, es necesario explicar el concepto de número de oxidación, así
como la determinación del mismo.
Con frecuencia, los términos valencia y número de oxidación se consideran
sinónimos; recordemos.
VALENCIA. Es la capacidad de combinación de los átomos.
NÚMERO DE OXIDACIÓN. Es la carga eléctrica asignada a un átomo cuando se
combina con otro. Ejemplo: en el KI, el número de oxidación del K es
+1, y el del yodo es -1, ya que dada la elevada diferencia de
34
___ 1s
___ 1s
___ 1s
___ 2s
____ 1s Incorrecto
electronegatividades entre los dos átomos, se considera que el potasio
cede un electrón al yodo, mismo que el yodo acepta.
En el HBr, el número de oxidación del hidrógeno es +1 y el del bromo
es -1, ya que ambos átomos comparten un par de electrones; para
poder asignar cargas eléctricas, se supone que el bromo, al ser más
electronegativo acepta el electrón del hidrógeno.
REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UN ÁTOMO
1. El número de oxidación de cualquier elemento libre (sin combinar) es cero.
Ejemplo: H2, O2, Cl2, Fe, K, tienen número de oxidación cero.
2. Los metales alcalinos (grupo I A) tienen número de oxidación +1.
3. Los metales alcalinotérreos (grupo II A) tienen número de oxidación +2.
4. El número de oxidación del hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1,
por ejemplo: H2O, NH3, CH4; pero en los hidruros metálicos iónicos, como NaH,
CaH2, AlH3, el número de oxidación del hidrógeno es -1.
5. El oxígeno tiene número de oxidación de -2, excepto en los peróxidos que tiene
número de oxidación -1 (H2O2).
6. Todos los metales tienen número de oxidación positivo.
7. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un catión debe
ser igual a la carga del anión (neutra).
8. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un
compuesto debe ser cero.
Ejemplos: Ejercicios: H2S04 H ___ S ___ O ___
35
Na2 SO4
Al (OH)2
H3 PO4
KMnO4
Al2 (SO4)3
H2O
HCl
NaOH
MnCl2
+2
+1
Na2 S-2
+6 -6 0 +3 -2 (3)
Fe2 O3
6 = +2 +4 -6 0 CaCO3
-2 (3)
Cu (NO3)2
+2 +10 -12 = 0 +2 +5 (2) -2 (6)
Cu (N 03)2
SÍMBOLO QUÍMICO. Es la forma simplificada para representar a los elementos.
NÚMERO ATÓMICO. Indica el número de protones que hay en el núcleo del átomo y es
igual al de electrones cuando el átomo es neutro.
El número atómico se representa con la letra “Z” y se escribe en la parte
inferior izquierda del símbolo del elemento (zX); así por ejemplo: 1H, indica que el
número atómico del hidrógeno es 1 (Z = 1), por lo que este átomo tendrá un protón
en su núcleo y un electrón en la envoltura. Ejemplos:
8O 8p+ y 8e- 47Ag 47p+ y 47e-
7Cl 17p+ y 17e- 92U 92p+ y 92e-
26Fe 26p+ y 26e-
NÚMERO DE MASA. Es la suma de nucleones, es decir, protones más neutrones (los
neutrones fueron descubiertos por Chadwick en 1932).
El número de masa se indica con la letra A y se escribe en la
parte superior izquierda del símbolo del elemento (AX).
Conociendo lo que indica tanto el número atómico como el de masa se puede
obtener el número de neutrones, restando el número de masa y el número atómico
(N=A-Z). Este número de neutrones se escribe en la parte inferior derecha del
36
símbolo del elemento (Xn).
Así por ejemplo: 23892U146, indica que el átomo de uranio en su núcleo contiene
92 protones, 146 neutrones y que la suma de ambos (número de masa) es igual a
238.35
17Cl18Z = 17 17p+
N = 18 18 n0
A = 35 35 nucleones
El número de masa y la masa atómica son dos conceptos distintos, aunque
numéricamente son casi iguales. El número de masa se refiere al número de
partículas (protones y neutrones) mientras que la masa atómica nos indica cantidad
de materia que hay en los átomos.
PERIODICIDAD
En la actualidad se conocen 116 elementos químicos. Al combinarse forman
los miles de compuestos diferentes encontrados en la naturaleza o sintetizados en
los laboratorios.
Primeras clasificaciones:
El primer intento por clasificar a los elementos químicos fue llevado a cabo por
Döbereiner en 1817, el cual los clasificó en triadas. Posteriormente en 1864, el
químico inglés Newlands clasificó a los elementos en octavos.
En el año de 1869 dos científicos descubrieron lo que se conoce como la ley
periódica de los elementos químicos, ellos fueron Lotear Meyer y Dimitri Mendelejeff.
Ordenaron los elementos en base a su peso atómico.
Clasificación actual:
La clasificación actual de los elementos químicos y por consiguiente la
37
construcción de la tabla periódica de éstos, se basa en la configuración electrónica
de los mismos. A esta clasificación se le llama Clasificación Cuántica de los
Elementos.
Estructura de la tabla periódica
Ley Periódica: Las propiedades periódicas de los elementos y sus compuestos son
función periódica de su configuración electrónica externa.
Símbolos químicos. Un símbolo químico es una letra o un par de letras que
representan a un elemento químico.
NOMBRE SÍMBOLO
Hidrógeno H
Cloro Cl
Nitrógeno N
En la tabla periódica actual los elementos se encuentran distribuidos en:
Series, Bloques, Grupos y Períodos.
SERIES. Los elementos químicos dentro de la tabla se dividen en dos series: Serie A
y Serie B.
SERIE A. Esta serie incluye tanto elementos metálicos como no metálicos, a los
cuales se les llama Elementos Representativos. La configuración
electrónica de los elementos que forman parte de esta Serie A, siempre
terminan en subnivel “s” o “p”.
11Na = 1s2 2s2 2p6 16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
SERIE B. Esta serie incluye únicamente metales a los cuales se les llama Elementos
o Metales de Transición Interna. La configuración electrónica de los
elementos siempre termina en subnivel “d” o “f”.
Ejemplos: los elementos 11Na y 16S pertenecen a la Serie A debido a que su
configuración electrónica termina en subnivel “s” y “p” respectivamente.
38
Na = 1s2 2s2 2p6 3s1
S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 3py
1 3pz1
SERIES A Y B DE LA TABLA PERIÓDICA
B
BLOQUES. Cada serie de la tabla periódica está formada por dos bloques, los cuales
se designan en base al subnivel de energía en que termina la
configuración electrónica de los elementos que lo conforman, de tal forma
que, dentro de la tabla se distinguen cuatro bloques llamados: Bloque “s”,
Bloque “p”,Bloque “d” y Bloque “f”.
BLOQUE “s”. Todos los elementos incluidos en este bloque terminan su configuración
electrónica en subnivel “s” y con excepción del hidrógeno, todos son
metales.
BLOQUE “p”. Todos los elementos incluidos en este bloque terminan su configuración
electrónica en subnivel “p”. En este bloque encontramos tanto metales
como no metales.
BLOQUE “d”. Todos los elementos incluidos en este bloque terminan su configuración
electrónica en subnivel “d”.
BLOQUE “f”. Este bloque se localiza fuera de la tabla para no hacerla excesivamente
larga; a los elementos que forman parte de este bloque se les denomina
tierras raras. Todos los elementos incluidos en este bloque terminan su
configuración electrónica en subnivel “f”.
BLOQUES DE LA TABLA PERIÓDICA
39
AB
A
f
Ejemplos: Los elementos 20Ca y 24Fe, pertenecen a los bloques “s” y “d”
respectivamente debido a que su configuración electrónica termina en los
subniveles “s” y ”d”.
Ca = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 ó 6
GRUPOS. Se les llama grupos a los conjuntos de elementos cuya posición dentro de
la tabla se encuentran en forma vertical o de columna. La tabla está
formada por un total de 18 grupos de los cuales 8 pertenecen a la serie A y
10 a la serie B, a cada uno de los grupos se les asignan números romanos
seguidos de la letra que indica a qué serie pertenece dicho grupo, de tal
forma que para las dos series, los grupos quedarían numerados de la
siguiente manera:
SERIE A I A II A III A IV A V A VI A VII A VIII A
SERIE B I B II B III B IV B V B VI B VII B VIII B
Para los elementos de la serie A, el número de grupo en el cual se encuentran
localizados dentro de la tabla, es igual al número de electrones que cada elemento
posee en su nivel mayor de energía. A este nivel de mayor energía se le denomina
NIVEL DE VALENCIA, y a los electrones contenidos dentro de este nivel se les llama
electrones de valencia.
Ejemplo: los elementos 19K y 7N se localizan en los grupos I A y V B respectivamente,
debido a que poseen uno y cinco electrones de valencia.
19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (I A)
40
sd
p
7N = 1s2 2s2 2p3 X
4Be = 1s2 2s2 (II A)
Los elementos que forman parte de la Serie B, no cumplen con las
características anteriormente mencionadas y su localización en la tabla, se hace en
base al número de electrones que el elemento posee en el último subnivel de su
configuración, el cual puede ser “d” o “f”. De esta manera, se tiene que para los
elementos del bloque “d” los Grupos que les corresponden son:
III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B
d1 d2 d3 d4 d5 d6, d7,d8 d9 d10
Todos los elementos que forman parte de un mismo Grupo presentan
propiedades químicas similares. Algunos grupos de elementos reciben nombres
específicos, por ejemplo:
GRUPO I A Metales alcalinos (cenizas)
GRUPO II A Metales alcalino-térreos.
GRUPO III A Familia del boro.
GRUPO IV A Familia del carbono.
GRUPO V A Familia del nitrógeno.
GRUPO VI A Familia del oxígeno.
GRUPO VII A Familia de los alógenos.
GRUPO VIII A Gases nobles o grupo cero.
PERÍODOS. Son los renglones o conjuntos de elementos que se localizan dentro de la
tabla en posición horizontal. En total existen siete períodos o renglones.
Para todos los elementos que conforman la tabla periódica, el período en
el cual se encuentran localizados es igual a su nivel de valencia.
Ejemplo: Los elementos 13Al y 32Ge se localizan en los períodos 3 y 4, ya que en su
configuración electrónica se puede observar que sus niveles de valencia
son el tercero y cuarto respectivamente.
41
13Al = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
32Ge = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Los elementos químicos presentan algunas propiedades características que
pueden relacionarse con la posición de los mismos en la tabla periódica. Algunas de
estas propiedades son: el tamaño atómico, el potencial de ionización, la afinidad
electrónica y la electronegatividad.
A estas propiedades se les llama “Periódicas” debido a que se repiten
regularmente, tanto en los grupos como en los períodos. Es posible deducir estas
propiedades a partir de la posición que guardan los elementos en la tabla.
TAMAÑO O RADIO ATÓMICO. Debido a que no es posible aislar y medir el tamaño de
un átomo, este tamaño se determina midiendo la distancia que existe
entre los núcleos de dos átomos que se encuentran unidos. La mitad
de esta distancia corresponde al tamaño que tendría uno solo de los
átomos. De ahí que el tamaño o radio atómico se defina como: la mitad
de la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos enlazados.
En los grupos el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo, mientras que en
los períodos disminuye de izquierda a derecha.
Ejemplo: Los elementos B, Al y Ti forman parte del grupo III A, el elemento de mayor
radio atómico es el Ti debido a que está colocado más abajo en el grupo.
Ejemplo: Los elementos Na, Si y Cl, se localizan en el tercer período, el elemento de
menor radio atómico es el Cl, debido a que se encuentra colocado más
a la derecha de dicho período.
42
POTENCIAL DE IONIZACIÓN. Para separar un electrón de un átomo aislado, se requiere
aplicar una cierta cantidad de energía, la cual dependerá de qué tan
fuertemente se encuentre unido este electrón al núcleo. Cuando a un
átomo se le separa un electrón, es decir pierde un e -, adquiere una
carga positiva (+) y se dice que el átomo se convierte en un ion positivo
o catión.
El potencial de ionización es una propiedad que se define como: La energía
que se requiere para separar un electrón de un átomo aislado y convertirlo en un
catión o en un ion positivo.
El potencial de ionización es una propiedad que en los grupos disminuye de
arriba hacia abajo y en los períodos aumenta de izquierda a derecha.
Ejemplo: Los elementos K, Zn y Br se localizan en el cuarto período de la tabla
periódica; el elemento de menor potencial de ionización es el K debido a
que se encuentra colocado más a la izquierda en el mismo período.
Ejemplo: Los elementos O, S y Po, forman parte del grupo VI A; el elemento de
mayor potencial de ionización es el O, debido a que está colocado más
arriba en el grupo.
PERÍODOS
DISMINUYE
AFINIDAD ELECTRÓNICA: Cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón,
desprende siempre una cierta cantidad de energía, convirtiéndose en
un átomo de carga negativa y se le llama entonces ion negativo o
anión. La cantidad de energía depende del tipo de átomo que gane ese
43
electrón. La afinidad electrónica se define como: la cantidad de energía
que se desprende cuando un átomo gaseoso gana un electrón para
convertirse en un ion negativo o anión. La afinidad electrónica en la
tabla periódica varía de la misma manera que el potencial de
ionización.
Ejemplos: Los elementos N, P y Sb forman parte del grupo V de la tabla periódica. El
elemento que posee la mayor afinidad electrónica es el N debido a que
se encuentra localizado en la parte superior del grupo.
ELECTRONEGATIVIDAD
Para que los átomos se unan entre sí, se requiere que éstos compartan,
ganen o bien pierdan sus e- de valencia, de tal forma que los átomos que unidos
gracias a estos e- también llamados electrones de enlace. Estos e- son atraídos con
una cierta fuerza por los núcleos de los átomos que participan en el enlace. La
magnitud de esta fuerza es diferente para cada átomo llamándosele a esta magnitud
electronegatividad, la cual se puede definir como la medida de la fuerza con la cual
los átomos atraen hacia sí, los electrones de enlace.
Los átomos que presentan baja electronegatividad tienden por lo general a
perder sus electrones de valencia; mientras tanto los que presentan altos valores de
electronegatividad tienden a ganarlos.
En la tabla periódica, la electronegatividad varía de la misma forma que el
potencial de ionización y la afinidad electrónica. En base a esto, puedes observar
que los elementos colocados a la izquierda de la tabla periódica, es decir los
metales, son elementos que tienden a perder sus electrones de valencia, esto debido
a que presentan bajo potencial de ionización y baja electronegatividad, mientras que
los elementos colocados a la derecha de la tabla, es decir los no metales, tienden a
ganar electrones debido a que presentan alta electronegatividad y alto potencial de
44
ionización.
Ejemplo: Los elementos: Na, Mg, P y Cl, forman parte del tercer período de la tabla
periódica. El elemento con mayor electronegatividad es el cloro debido que
se encuentra colocado más a la derecha en el mismo período.
FÓRMULA QUÍMICA
Las fórmulas y las ecuaciones químicas representan la forma en que los
elementos se combinan y acomodan para configurar los diferentes tipos de materia.
Los átomos de los elementos son partículas básicas. Son los constituyentes
fundamentales de los compuestos. Un compuesto es una sustancia determinada
que contiene dos o más elementos químicamente combinados en proporciones de
masa definidos. Al igual que el elemento se representa por medio de un símbolo, así
también, el compuesto se representa por medio de su fórmula.
Fórmula química. Es una combinación de símbolos que indican la composición de
un compuesto, es decir, las clases de elementos presentes y el
número de átomos combinados en cada elemento.
Una fórmula se lee pronunciando las letras y los subíndices. Por ejemplo, la
sal de mesa es el compuesto de cloruro de sodio, cuya fórmula es NaCl se lee N-a-
C-l y te indica que está formada por sodio y cloro y que se combinan un átomo de
sodio con un átomo de cloro.
El azúcar es el compuesto químico llamado sacarosa C12 H22 O11 (se lee C-12-
H-22-O-11). Observe que este compuesto está formado por 3 elementos: C, H y O y
que se combinan 12 átomos de C con 22 átomos de H y 11 átomos de O.
La fórmula de un compuesto es muy útil e importante, ya que describe en
45
forma precisa la composición química del compuesto; pero la fórmula de un
compuesto no te indica cómo se combinan los átomos.
Reglas para la construcción de fórmulas
Al construir las fórmulas hay que tener presente el principio de que los
compuestos son eléctricamente neutros, es decir, la carga eléctrica positiva total es
igual a la carga eléctrica negativa total, y además aplicar las siguientes reglas:
PRINCIPALES CATIONES
VALENCIA FIJA
+1 +2 +3
H+ Ácido Be+2 Berilio Al+3 Aluminio
Na+ Sodio Mg+2 Magnesio
K+ Potasio Ca+2 Calcio
Rb+1 Rubidio Sr+2 Estroncio
Cs+1 Cesio Ba+2 Bario
Ag+1 Plata Zn+2 Zinc
NH4+1 Amonio Cd+2 Cadmio
VALENCIA VARIABLE
Cu+1 Cobre (I) Ni+2 Níquel (II) Pb+2 Plomo (II)
Cu+2 Cobre (II) Ni+3 Níquel (III) Pb+4 Plomo (IV)
Hg+1 Mercurio (I) Fe+2 Hierro (II)
Hg+2 Mercurio (II) Fe+3 Hierro (III)
Co+2 Cobalto (II)
Co+3 Cobalto (III)
PRINCIPALES ANIONES
-1 -2 -3
F-1 Fluoruro O-2 Óxido PO4-3 Fosfato
46
Cl-1 Cloruro S-2 Sulfuro PO3-3 Fosfito
Br-1 Bromuro SO4-2 Sulfato
I-2 Yoduro SO3-2 Sulfito
OH-1 Hidróxido CO3-2 Carbonoato
NO3-1 Nitrato CrO4
-2 Cromato
NO2-1 Nitrito CrO7
-2 Dicromato
MnO4 -1 Permanganato
ClO-1 Hipoclorito
ClO2-1 Clorito
ClO3-1 Clorato
ClO4-1 Perclorato
Te indica los números de valencia o número de oxidación.
Ejemplo: Correcto Incorrecto
Na+1 cl-1 Cl-1 Na+1
REGLAS PARA LA CONSTRUCCIÓN DE FÓRMULAS
1. Se escribe primero el símbolo del metal o catión (+) que forma parte del
compuesto y luego el elemento no metálico o anión (-).
2. Si las valencias no son iguales, será necesario utilizar subíndices con
números arábigos para igualar las capacidades de combinación de los
elementos (total de cargas positivas igual a total de cargas negativas).
Para ello se usa la valencia de uno de los elementos del compuesto como el
subíndice del otro y se escribe en la base inferior derecha del símbolo del
elemento. El número 1 no se escribe.
Ejemplo:
Ca+2 Cl-1 CaCl2
Al+3 S-2 Al2S3
3. Si las valencias son iguales, no se utilizan subíndices.
Ejemplos: Na+1 Cl-1 NaCl
Ca+2 O-2 CaO
47
Al+3 PO4-3 AlPO4
4. Si al escribir los subíndices éstos resultan múltiplos entre sí, se deben de
simplificar. Ejemplo: Cr+6 O-2 Cr2O6 CrO3
Pb+4 O-2 Pb2O4 PbO2
5. Si los cationes y aniones son poliatómicos y se combinan más de una vez en
la fórmula, se deben de escribir entre paréntesis antes de escribir el subíndice.
Ejemplos:
Correcto Incorrecto
Al+3 NO3-1 Al(NO3)3 AlNO3
NH4+1SO4
-2 (NH4)2SO4 NH42SO4
REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química es un proceso mediante el cual, una o varias sustancias
iniciales llamadas reactivos, se transforman en una o varias sustancias finales,
llamadas productos. Una reacción puede expresarse mediante símbolos y fórmulas
de las sustancias participantes y se llama ecuación química. La ecuación química te
proporciona un medio de mostrar en un cambio químico los reactivos y productos, su
composición atómica y la relación molecular con que intervienen.
Las ecuaciones químicas en general se emplean para describir solamente los
estados inicial y final del proceso. La combinación de oxígeno e hidrógeno son los
reactivos y el agua es el producto. Convencionalmente se escriben a la izquierda es
decir, en el primer miembro los símbolos o fórmulas de las sustancias iniciales,
reactivos o reactantes.
H2 + O2
REACTIVOS
A la derecha de la ecuación, o segundo miembro se escriben los símbolos o
48
fórmulas de las sustancias que se forman, o productos de la reacción (las fórmulas
de los productos se escriben siguiendo las reglas para su construcción descrita
anteriormente).
H2 + O2 2H2O REACTIVOS PRODUCTOS
Para que una ecuación química represente con mayor fidelidad una reacción,
es necesario que los símbolos o fórmulas de las especies participantes involucren
todas las propiedades físicas y químicas de las mismas. Convencionalmente se
hacen notar algunas de esas propiedades mediante los siguientes signos auxiliares.
(g) = Gas ∆ = Calor
(l) = Líquido ↑ = Gas que se desprende
(s) = Sólido ↓ = Sólido que se precipita
(ac) o (aq) = Acuoso → = Reacción irreversible (un sentido)
E = Energía = Reacción reversible (ambos sentidos)
Además, debe de cumplir con la ley de la conservación de la materia, es decir,
el número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los
productos; para igualarlas se utilizan números llamados coeficientes, escritos antes
de la fórmula.
La ecuación química que representa la reacción que ocurre entre el H2 y el O2 será: E 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
METALES
La mayoría de los elementos químicos son metales. Las aplicaciones de
éstos son muy diversas en la actualidad; por ejemplo, el aluminio se utiliza para
elaborar: sartenes, marcos para ventanas y aviones.
Las principales características de los elementos metálicos son las siguientes:
Son sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio que es
líquido.
Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
Son dúctiles (es posible fabricar alambre con ellos) y maleables (se pueden
49
moldear como láminas).
Tienen lustre y brillo metálico.
La mayoría tienen altas temperaturas de fusión y alta densidad.
Los metales forman compuestos con facilidad, por esta razón en la naturaleza
están en forma de compuestos. Sólo el oro, la plata y el cobre se presentan a veces
en estado metálico, es decir, sin formar compuestos.
NO METALES
Los no metales son elementos químicos de gran utilidad. Para empezar los
seres vivos están formados por elementos no metálicos. Además, lo no metales se
utilizan entre otras cosas para fabricar ropa, combustibles y plásticos. Las
principales características de los elementos químicos no metálicos se enuncian a
continuación:
Son sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente.
Los sólidos son opacos y quebradizos (como el carbón).
En general, son malos conductores del calor y la electricidad.
La mayoría tiene bajas temperaturas de fusión y baja densidad.
METALOIDES
Los metaloides tienen propiedades intermedias de los metales y los no
metales. Son boro, silicio, germanio, arsénico, telurio, antimonio y polonio.
Las principales propiedades de los metaloides son:
Todos son sólidos a temperatura ambiente.
La mayoría tiene brillo metálico.
Son semiconductores de la electricidad, es decir, no conducen esta forma de
energía como los metales, pero tampoco son aislantes como los no metales,
que no conducen la electricidad.
Son malos conductores del calor.
BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DE TANTEOS
OBJETIVO. Balancear ecuaciones químicas por le método de tanteos.50
INTRODUCCIÓN. Para balancear una ecuación química se pueden utilizar varios
métodos; entre ellos se tiene el de tanteos, generalmente utilizado
para balancear ecuaciones sencillas. Para aplicar correctamente
este método se siguen los siguientes pasos:
1. Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se
repita en la mayoría de las sustancias que intervienen.
2. Asignar a la fórmula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre
igualar el número de átomos del elemento en reactantes y productos.
Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos,
incluso a los índices.
3. Repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta
que la ecuación esté balanceada.
Nota: Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes pero los subíndices
de las fórmulas no pueden ser alterados.
Ejemplo: Mg + HCl MgCl2 + H2
1 - Mg - 1
1 - H - 2
1 - Cl - 2
Mg + 2HCl MgCl2 + H2
1 - Mg - 1
2 - H - 2
2 - Cl - 2
Al + O2 Al2 O3
1 - Al - 2
2 - O - 3
Al + O2 2Al2 O3
1 - Al - 4
2 - O - 6
51
4Al + O2 2Al2 O3
4 - Al - 4
2 - O - 6
4Al + 3O2 2Al2 O3
4 - Al - 4
6 - O - 6
Al(NO3)3 + H2SO4 HNO3 + Al2 (SO4)3
1. Aluminio 1 - Al - 2
2. NO3 3 - NO3 - 1
3. SO4 2 - H - 1
1 - SO4 - 3
2Al(NO3)3 + 3H2SO4 6HNO3 + Al2 (SO4)3
Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2NaCl
“2”ZnS + “3”O2 “2”ZnO + “2” SO2
KOH + H2SO4 H2O + K2SO4
CaCO3 CaO + CO2
KClO3 KCl + O2
NaOH + H2SO4 Na2 SO4 + H2O
Mg + 2HCl MgCl2 + H2
HNO3 N2 O5 + H2O
HCl + O2 H2O + Cl2
Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + H2O + NO
Na2O2 + H2O NaOH + O2
ECUACIONES QUÍMICAS
KI + Pb (NO3)2 PbI2 + KNO3
Fe2 (SO4)3 + BaCl2 BaSO4 + FeCl3
52
SO2 + O2 SO3
HCl + O2 H2O + Cl2
CH4 + O2 CO2 + H2O
H2 + Cl2 HCl
N2O5 + H2O HNO3
Fe2O3 + CO FeO + CO2
NaOH + H2CO3 Na2CO3 + H2O
Fe + Cl2 FeCl3
KOH + H2SO4 H2O + K2SO4
CaCO3 CaO + CO2
KClO3 KCl + O2
Ca + 2HBr CaBr2 + H2
Na2O2 + Na Na2O
H2 + O2 H2O
ZnS + O2 ZnO + SO2
KOH + H2SO4 H2O + K2SO4
NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O
Mg + HCl MgCl2 + H2
Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + NaCl
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
A) Reacciones de óxido - reducción
a) Reacciones de combinación o síntesis.
En las reacciones de combinación, dos o más sustancias (elementos o
compuestos) reaccionan para producir únicamente otra sustancia.
La ecuación general es: A + B AB
Las principales son:
1. Metal + oxígeno óxido Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
2. No metal + oxígeno óxido no metálico C(s) + O2(g) CO2(g)
3. Metal + no metal sal 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)
53
b) reacciones de sustitución
Un elemento reacciona sustituyendo o reemplazando a otro dentro de un
compuesto, las reacciones de sustitución se llaman también de sustitución simple o
reacciones de desplazamiento.
Ecuación general. A + BC B + AC
Las principales reacciones son:
1. Un metal desplaza a un ion metálico de su sal.
Fe(s) + CuSO4(ac) FeSO4(ac) + m Cu(s)
2. Un metal desplaza a un hidrógeno en un ácido.
Sn(s) + 2HCl(ac) SnCl2(ac) + H2(g)
3. Un metal sustituye a un ion no metálico en su sal.
Cl2g + 2NaBr(ac) 2NaCl(ac) + Br2(ac)
c) Reacciones de descomposición
En las reacciones de descomposición, una sustancia sufre un cambio para
transformarse en dos o más sustancias. La sustancia que se descompone siempre
es un compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos. Con
frecuencia se necesita aplicar calor para lograr este proceso, la reacción se presenta
mediante la siguiente ecuación general.
AB A + B
Algunos compuestos se descomponen para formar oxígeno:
1. Óxidos de los metales de baja reactividad (Ag, Hg, Au)
2HgO(s) ∆
2Hg(1) + O2(g)
2. Nitratos y cloratos de los metales alcalinos; los nitratos forman nitritos y los
cloratos pierden todo el oxígeno.
2KNO3(s) 2KNO2(s) + O2(g)
2KClO3(s) 2KCl(s) + O2(g)
3. Reacciones de metátesis o doble sustitución.
54
La palabra metátesis significa cambio de estado, sustancia o forma. En las
reacciones de metátesis hay dos compuestos que participan en una reacción
en la que el catión (+) de un compuesto se intercambia con un anión (-) de otro
compuesto.
Ecuación general AB + CD AD + CB
1. Ácido + base sal + agua HCl + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(1)
2. Óxido + base sal + agua CO2(g) + 2NaOH(ac) Na2CO3(ac) + H2O(1) no metálico
3. Óxido + ácido sal + agua ZnO(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2O(1) metálico
Na2O(s) +H2SO4 Na2SO4(ac) + H2O(1)
PESO MOLECULAR
Es el peso de una molécula de una sustancia comparada con el peso de un
átomo de carbono 12, tomado como 12 unidades de peso atómico de masa atómica.
El peso molecular de una sustancia es igual a la suma de los pesos atómicos
de los elementos que forman una molécula.
Ejemplos:
1. El peso molecular del O2 es igual a 32 uma, pues el peso atómico del oxígeno
es igual a 16 uma y la molécula es diatómica.
2. El peso molecular del H2O es igual a 18 uma, pues el peso atómico del
oxígeno es igual a 16 uma y el hidrógeno es igual a 1 y tiene dos moléculas,
por lo tanto es igual a 2 y sumado da 18 uma.
3. El peso molecular del CO2 es igual a 44 uma ya que la molécula está
constituida por un átomo de carbono (PA = 12 uma) y dos átomos de O (PA =
16 uma).
Es decir: PMCO2: 1PAC + 2PAO = 12 + (2 x 16)= 12 + 32 = 44 uma
55
PESO EQUIVALENTE GRAMO
El equivalente gramo de una sustancia es igual al peso equivalente expresado
en gramos. El peso equivalente generalmente es un submúltiplo de la fórmula
molecular y podemos determinarlo matemáticamente, mediante la siguiente fórmula:
Peso molecularPeq = --------------------------------
Número de cargas (+) o (-)
Ejemplo 1: Mg(OH)2
Peq. Mg+2 (OH)2-2 = 58 = 29 g. eq. g.
2
Peq. Al+3 (OH)3-3 = 78 = 26 g. eq. g.
3
Peq. H3+3 PO4
-3 = 98 = 32, 66 g. eq. g. 3
Peq. Na2+2 SO4
-2 = 142 = 71 g. eq. g. 2
El peso equivalente de un ácido o una base se puede determinar dividiendo el
peso molecular entre el número de hidrógenos en el caso de los ácidos y entre el
número de OH – en el caso de las bases.
Peq. de un ácido = Peso molecular Número de H+
Peq. de una base = Peso molecular Número de OH-
Determina el peso molecular y el peso equivalente de los siguientes
compuestos:
Compuestos PM Peq.
H2SO4
HNO3
NaOH
56
Al (OH)3
Na2SO4
CaCO3
H3PO4
NaNO3
KOH
Ca (OH)2
H2CO3
Halógeno o hidrógeno + elemento del grupo VIIA Hidrácido
Ejemplos:
H2 + Cl2 2HCl ácido clorhídrico
H2 + F2 2HF ácido fluorhídrico
2H2 + S2 2H2S ácido sulfhídrico
2H2 + Se2 2H2Se ácido selenhídrico
Halógeno o hidrógeno + elemento del grupo VIA Hidrácido
Los oxiácidos se obtienen cuando reaccionan un óxido no metálico con el
agua.
Óxido no metálico + agua oxiácido
Ejemplos:
SO2 + H2O H2SO3 ácido sulforoso
CO2 + H2O H2CO3 ácido carbónico
ÁCIDOS
Un ácido se define como una sustancia que contiene hidrógeno y que genera
iones H+, cuando se encuentra en solución acuosa según la teoría de Arrhenius. Su
fórmula general es por lo tanto HA, en donde H representa al hidrógeno y A
representa a un elemento halógeno del grupo VIIA o a algún elemento del grupo VIA;
57
pero también algún ion poliatómico (SO4+2, NO2
+1, PO4+3, etc.).
Un ácido se define también como cualquier sustancia que sea capaz de
aceptar un par de electrones no compartidos en una reacción química, según la
teoría de Lewis.
Propiedades físicas y químicas
La principal propiedad física que identifica a los ácidos, es el hecho de que
presentan sabor agrio o ácido.
Químicas:
1. En solución acuosa son capaces de disolver algunos metales como zinc y
magnesio, liberando hidrógeno gaseoso.
2. Cambian el papel tornasol -un colorante vegetal- de color azul a rojo.
3. Reaccionan con sustancias llamadas bases, para producir sal y agua.
4. Reaccionan con carbonatos para producir CO2.
Métodos de obtención:
Los ácidos inorgánicos se clasifican en hidrácidos o ácidos binarios y
oxiácidos o ácidos ternarios.
Los hidrácidos se obtienen de la reacción del hidrógeno gaseoso con algún
alógeno o bien con elementos del grupo VIA.
Núm. de oxidación Prefijo Terminación
+1 a +2 Hipo oso
+3 a + 4 oso
+5 a + 6 ico
+7 Per ico
Ejemplo 1: Nombrar al ácido cuya fórmula es HMnO4.
1. Se determina el número de oxidación del elemento central en este caso el
manganeso (Mn).
H+1Mn+7 O4-2-8 El resultado de la suma algebraica es igual a: +1 -8
Por lo que el Mn tiene número de oxidación de +7.
2. Se escribe la palabra ácido.
58
3. Por el hecho de que el número de oxidación del elemento central es +7, se
indica el prefijo Per.
4. Se escribe la raíz del nombre, en este caso Mangan.
5. Se concluye con la terminación ico, conjuntado todo el nombre queda:
Ácido Per Mangan ico = Ácido Permangánico
Ejemplo 2: Nombrar el ácido cuya fórmula es HNO3.
1. Determinar número de oxidación H+1 N O3 -2 +1 -6 = -5 ó = +5
2. Se escribe la palabra ácido.
3. +5 no se antepone ningún prefijo.
4. Se escribe la raíz del nombre, en este caso Nitr.
5. Como el número de oxidación del N es +5, la terminación correspondiente es
ico y el nombre queda: Ácido nítrico
Nitroso HNO2 HClO4 Perclórico
H3PO4 HClO3 Clórico
H2SO4 HClO2 Cloroso
Sulfuroso H2SO3 HClO Hipoclorito
NOMENCLATURA DE HIDRÁCIDOS Y OXIÁCIDOS
En los hidrácidos, el hidrógeno siempre tiene un número de oxidación de +1.
Para escribir el nombre de éstos compuestos cuando se encuentran en
solución acuosa se siguen las siguientes reglas:
1. Se escribe la palabra ácido.
2. Enseguida se escribe el prefijo a raíz del nombre del elemento no metálico
que acompaña al hidrógeno.
3. Se agrega al prefijo la terminación hídrico.
Ejemplos: HF(ac) Ácido fluorhídrico
HBr(ac) Ácido Bromhídrico
59
HI(ac) Ácido Yodhídrico
La nomenclatura de los oxiácidos, depende en gran medida del número de
oxidación del elemento no metálico diferente del hidrógeno y del oxígeno.
Las reglas de nomenclatura para estos compuestos son:
1. Determinar el número de oxidación del elemento central.
2. Se escribe la palabra acido.
3. Si el número de oxidación del elemento central lo requiere, se escriben los
prefijos Hipo o Per, de acuerdo a lo indicado en la tabla 7.
4. Seguidamente se escribe el nombre de la raíz del elemento central.
5. Finalmente se escriben las terminaciones oso o ico. siguiendo la referencia de
la tabla 7.
BASES
INTRODUCCIÓN
Clásicamente una base se define como una sustancia formada por la unión de
iones Hidróxilos (OH-) con metales, y capaces de liberarlos cuando se encuentran en
solución acuosa, según la teoría de Arrehenius. La fórmula general de las bases es
por lo tanto MOH, en donde M representa el metal y el OH- es el ion hidroxilo.
Una base se define también, como una sustancia aceptadora de protones (H+),
según la teoría de Bronsted-Lowry.
A las soluciones acuosas de las bases o hidróxidos se les llama soluciones
alcalinas o soluciones básicas.
Propiedades físicas
1. Tienen un sabor cáustico o amargo agudo.
2. Reaccionan con ácido para formar sales y agua.
60
Métodos de obtención
Una base o hidróxido se puede obtener de varias formas; tres de ellas son:
A) Reacción de un óxido metálico con el agua.
Óxido metálico + agua Base o hidróxido
Ejemplos:
CaO + H2O Ca (OH)2 Hidróxido de calcio
K2O + H2O 2KOH Hidróxido de potasio
Na2O + H2O 2NaOH Hidróxido de sodio
B) Los hidróxidos se pueden obtener también de la reacción de sulfuros de
metales alcalinos con el agua.
Sulfuro de metal + agua Base o hidróxido alcalino
Ejemplos:
Li2S + H2O 2LiOH + 2H2S Hidróxido de litio
Na2S + H2O 2NaOH + 2H2S Hidróxido de sodio
C) Se pueden obtener bases o hidróxidos por la reacción de metales activos
como Na, K y Ca, directamente con el agua.
Metal activo + agua Base o hidróxido
Ejemplos:
2Na + 2H2O 2NaOH + H2 Hidróxido de sodio
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 Hidróxido de calcio
Nomenclatura de bases:
Para nombrar a las bases o hidróxidos, se antepone la palabra HIDRÓXIDO
seguida de la preposición de y finalmente se indica el nombre del metal
correspondiente.
Ejemplos:
NaOH Hidróxido de sodio
61
NH4OH Hidróxido de amonio
Si un mismo metal forma dos hidróxidos diferentes, para distinguirlos se
escribe entre paréntesis al final del nombre, un número romano que indica la valencia
o estado de oxidación del metal.
Ejemplos:
Ni(OH)2 Hidróxido de níquel (II)
Ni(OH)3 Hidróxido de níquel (III)
CuOH Hidróxido de cobre (I)
Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (II)
Ejemplos:
H3PO4 + 3KOH K3PO4 + 3H2O Fosfato de potasio
H2SO4 + 2NuOH Nu2SO4 + 2H2O Fosfato de sodio
Nomenclatura:
A) Sales binarias: Para dar nombre a este tipo de sales, se cambió la terminación
hídrico del ácido por la terminación uro, seguida del nombre del metal
correspondiente.
Ejemplos:
Nacl Cloruro de sodio
AlBr Bromuro de aluminio
Kl Yoduro de potasio
B) Sales ternarias u oxisales: Este tipo de sales se nombran cambiando la
terminación oso del ácido por ito en la sal, e ico del ácido por ato en la sal.
Ejemplos:
NaSO4 Sulfato de sodio
Pb(NO3)2 Nitrato de plomo
Ca(ClO)2 Hipoclorito de calcio
KMnO4 Permanganato de potasio
(NH4)2SO4 Sulfato de amonio
62
SALES
DEFINICIÓN
Las sales se definen como el producto de la reacción entre un ácido y una
base, quedando estructurados como un metal más un no metal. Se
dividen en sales binarias, sales ternarias u oxisales (sales que poseen
oxígeno), y sales con más de un tipo de ion positivo.
Características y propiedades
Las sales son muy abundantes en la naturaleza, la mayor parte de las rocas y
minerales del manto terrestre son sales de un tipo u otro. También se encuentran
gigantescas cantidades de sales en los océanos. Generalmente las sales son
cristalinas y tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Las sales son siempre
compuestos iónicos que se disocian al encontrarse en solución acuosa, aumentando
la conductividad del solvente.
Métodos de obtención
Las sales en general se obtienen cuando reacciona un ácido con una base,
generando como producto secundario agua. Para el caso de las sales binarias se
requiere de la reacción de un hidrácido con una base:
Sal binaria: Hidrácido + base Sal binaria + H2O
Ejemplo:
HCl + NaOH NaCl + H2O Cloruro de sodio
2HBr + Ba(OH)2 BaBr2 + H2O Bromuro de bario
Para el caso de las sales ternarias u oxisales, se hace reaccionar un oxiácido
con una base:
Sal ternaria: Oxiácido + base Sal ternaria +H2O
Ejemplos:
S + O2 SO2 Bióxido de azufre
N2 + O2 2NO Óxido nitroso
63
C + O2 CO2 Bióxido de carbono
Nomenclatura de óxidos
a) Óxidos metálicos. Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra
óxido, seguida del nombre del metal correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula Nombre
Na2O Óxido de sodio
Li2O Óxido de litio
CaO Óxido de calcio
b) Óxidos no metálicos.
Para dar nombres a estos óxidos, se utilizan los prefijos griegos mono (1),
di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), etcétera, para indicar el número respectivo de
átomos en el compuesto correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula Nombre
CO Monóxido de carbono
CO2 Bióxido de carbono
NO2 Dióxido de nitrógeno
SO3 Trióxido de azufre
Cl2O7 Heptóxido de dicloro
ÓXIDOS
DEFINICIÓN
Los óxidos son compuestos formados por el oxígeno y casi cualquier otro
elemento.
64
Características y propiedades
El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre. Se combina
con todos los elementos, excepto el He, Ne y Ar.
Dependiendo del tipo de elemento con el que reaccione el O, dependerá el
tipo de óxido que se forme. Por ejemplo, si el oxígeno reacciona con un metal que
pierde electrones se formará un óxido iónico, metálico o básico.
Con los no metales el oxígeno tiende a compartir sus electrones formando
óxidos no metálicos, anhídridos u óxidos ácidos.
Métodos de obtención de óxidos
a) Óxidos metálicos. Los metales más activos como son los alcalinos y
alcalinotérreos, se pueden combinar directamente al oxígeno para formar
óxidos.
Metal + Oxígeno Óxido metálico
Ejemplos:
4Na + O2 2NaO Óxido de sodio
4K + O2 2K2O Óxido se potasio
2Ca + O2 2CaO Óxido de calcio
2Mg + O2 2MgO Óxido de magnesio
b) Óxidos no metálicos. Cuando el oxígeno se combina directamente con un no
metal, se forma un óxido no metálico o anhídrido.
No metal + Oxígeno Óxido no metálico
TIPOS DE ENLACE
INTRODUCCIÓN
En el proceso de transferencia o compartición de electrones para formar un
enlace, siempre intervienen cambios de energía, los cuales se manifiestan en forma
de calor y son susceptibles de medirse; esta manifestación energética también se
65
presenta cuando se rompe un enlace.
A la cantidad de energía que se requiere para formar o romper un enlace, se
le conoce como energía de enlace.
Otro aspecto interesante en los enlaces, es la distancia entre los átomos que
se encuentran unidos. Esta longitud de enlace es específica para los distintos pares
atómicos unidos.
En forma general, los enlaces se pueden clasificar como: atómicos y
moleculares.
ENLACES ATÓMICOS
Dentro de los enlaces atómicos encontrarás los siguientes tipos: Iónico,
covalente y metálico.
ENLACE IÓNICO. Se forma por la transferencia de uno o varios electrones de un
elemento metálico (poco electronegativo) a uno no metálico (muy
electronegativo); por ejemplo: en la formación del cloruro de sodio
intervienen el sodio (metal) que es un elemento del grupo uno y
con electronegatividad de 0, 9, 4, el cloro (no metal) que es un
elemento del grupo VII y con electronegatividad de 3,0.
a) Na + Cl NaCl
Na Na+ + 1e-
1s2 2s2 2p6 3s1 = Na+ (catión)
++
b) ++Cl + 1e- Cl- (anión)
++ ++ ++
Na+ + +Cl++ Na +Cl++
++ ++
Energía de enlace = -98.3 Kcal
Diferencia de electronegatividad = 2.1
66
El enlace iónico se forma entre átomos cuya diferencia de electronegatividad
sea en promedio 1.7 o mayor.
Las principales propiedades de lo compuestos iónicos son los siguientes:
Forman cristales geométricos.
Presentan los puntos de fusión.
La mayoría de los compuestos iónicos son muy solubles en agua.
Son electrolitos fuertes, es decir, cuando se disuelven en agua o se funden,
son muy buenos conductores de la corriente.
Un par de electrones compartidos está en el centro, a igual distancia de cada
núcleo.
Las propiedades de las sustancias con este tipo de enlace son las siguientes:
Son moléculas.
Tienen actividad química media.
Tienen baja solubilidad en agua.
No son conductores del calor o la electricidad.
Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como sólidos o líquidos.
ENLACE COVALENTE. Se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, es decir,
entre no metales.
El enlace covalente es posible explicarlo en base a dos conceptos: el concepto
de Lewis y el del orbital molecular. Lewis establece que en la formación del enlace
covalente, lo átomos que se unen comparten uno o más pares de electrones
obteniendo así su configuración electrónica estable.
Ejemplos: O + O O O
H. + +H H. +H
El concepto del orbital molecular, establece que el enlace covalente se forma
por la superposición de dos orbitales atómicas completos.67
Ejemplo: +
Enlace covalente puro del hidrógeno
Se distinguen tres tipos de covalencia: polar, no polar y coordinado.
ENLACE COVALENTE NO POLAR. Lo observas cuando dos átomos de un mismo
elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin
carga eléctrica, simetría y cuya diferencia de electronegatividad
es cero; por ejemplo:
H + +H H +H
H + H H2
+ 1s1 1s1
Estas sustancias presentan las siguientes propiedades:
Tienen gran actividad química.
Son solubles en solventes polares.
En solución acuosa, son conductores de la electricidad.
Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero más altos que los de las
sustancias no polares.
ENLACE COVALENTE POLAR. Se forma cuando se unen dos átomos no metálicos de
diferente electronegatividades; comparten electrones pero la
nube electrónica se deforma y se ve desplazada hacia el átomo
de mayor electronegatividad, originando polos en la molécula.
Uno de los polos presenta carga parcial positiva y el otro queda
con carga parcial negativa.
Ejemplo: Molécula de HCl
En general la diferencia de electronegatividad es menor a 1.7. Existen
68
^ ^ ^ ^ ^
^
algunos casos como el HF que se considera iónico propiamente, pero es covalente
por ser de dos átomos metálicos que se unen; por ejemplo: formación del ácido
fluorhídrico y clorhídrico.
Hx + F H F s-
s+
Hx + Cl H Cl
s+ s-
Otras sustancias con este tipo de enlace son H2O, HBr, PCl3, SO3, H2SO4.
Según este modelo, una red ordenada de iones metálicas cargados
positivamente está rodeado de electrones que se pueden mover libremente, la fácil
movilidad del “gas de electrones”, es la responsable de la buena conductibilidad
electrónica y térmica de los metales.
ENLACE COVALENTE COORDINADO
Se forma cuando un átomo no metálico comparte un par de
electrones con otro átomo. En este caso el par de electrones
procede de un solo átomo y se acomoda en un orbital vacío del
segundo átomo. Ejemplos:
O HNO3 O
H2SO4 Hx O S O xH Hx Ox N
O O
La coordinación de los electrones entre átomos, o bien, de qué átomos a qué
átomos van los electrones compartidos, se indica mediante una flecha. En los
ejemplos anteriores se ve que los electrones van del azufre al oxígeno y del
nitrógeno al oxígeno.
ENLACE METÁLICO. Se presenta en los metales y aleaciones al construir cristales
metálicos. El enlace es una red cristalina de iones metálicos,
69
elementos muy electropositivos en donde los electrones de
valencia se intercambian muy rápidamente. Como ejemplo de
sustancias que lo presentan se tiene a todos los metales,
aleaciones como los aceros, amalgamas de mercurio, cobre y
sus aleaciones.
---- --- ----- Red ordenada de iones metálicos ---
ENLACES MOLECULARES. Hasta el momento sabes que los átomos se unen entre sí
para formar compuestos o moléculas; éstos a su vez se unirán
para formar las sustancias. Las moléculas pueden mantenerse
unidas mediante enlaces denominadas moleculares, entre ellos
tenemos: fuerzas de Vander-Waals y puentes de hidrógeno.
FUERZAS DE VANDER-WAALS. Las fuerzas de Vander-Waals se presentan tanto en
moléculas polares, como no polares, o bien mezclas de éstas y
pueden ser de tres tipos:
Interacción dipolo permanente-dipolo permanente. Este tipo de fuerzas se
presentan entre moléculas polares en las cuales el centro de
carga positiva o polo positivo de una atrae al centro o polo
negativo de otra.
ATRACCIÓN DIPOLO PERMANANTE-DIPOLO PERMANANTE
Interacción dipolo permanente-dipolo inducido. Este tipo de fuerza se presenta
70
entre moléculas polares y no polares y se da cuando el polo
positivo de la molécula polar, atrae hacia ella los electrones
negativos de la no polar, provocando esto, que la molécula no
polar se convierta en polar de manera momentánea.
ATRACCIÓN DIPOLO PERMANANTE-DIPOLO INDUCIDO
Las sustancias que presentan enlaces por puentes de hidrógeno,
generalmente presentan altos puntos de fusión y ebullición.
F H F
H H
F F ÁCIDO FLUORHÍDRICO
H
F
H
ENLACE POR PUENTES DE HIDRÓGENO. El enlace por puente de hidrógeno es
básicamente una interacción dipolo permanente-dipolo
permanente y se presenta entre moléculas polares que
contienen átomos de hidrógeno enlazados a átomos altamente
electronegativos como son: F, O, N, C; de tal manera que el
hidrógeno (polo positivo) de una molécula atrae hacia él al
átomo electronegativo (polo negativo) de otra.
El enlace por puente de hidrógeno origina un comportamiento especial de las
sustancias que lo presentan entre las cuales tienes: H2O, HF, CH3-OH, DNA.
71
ENLACES POR PUENTES DE HIDRÓGENO. EJEMPLO: EL AGUA
X es la incógnita que tenemos que despejar. Para obtener el planteamiento,
tenemos que trazar imaginariamente dos diagonales, en una estará X acompañada
de un valor conocido, el cual se pondrá en el denominador (en este caso una mol de
H2SO4); en la otra diagonal habrá dos valores que se multiplicarán entre sí en el
numerador, por lo que nos quedará una operación de la siguiente manera:
X gramos = 3 moles de H2SO4 x 98 gramos 1 mol de H2SO4
Simplificamos términos y nos queda:
X gramos = 3 moles x 98 gramos 1 mol
X = 294 gramos
Problemas
2 moles de HCl
5 moles de NaOH
3 moles de HNO3
2 moles de H3PO4
4 moles de Na2SO4
ESTEQUIOMETRÍA DE COMPUESTOS EN TÉRMINOS DE MASA
INTRODUCCIÓN
Sabemos que la unidad química de medición es el mol, pero comercialmente y
en las actividades diarias esta unidad es poco practicada y conocida. Más bien se
utilizan unidades de medición física, principalmente el gramo, el kilogramo, la
72
tonelada, etc.
Será conveniente aprender las conversiones entre estas unidades y para
llevarlas a cabo se plantea una regla de tres simple, que son igualdades de do
razones donde se conocen tres cantidades y una cuarta que es una incógnita, hay
que despejarla para conocer su valor.
A través de los planteamientos se podrán deducir fórmulas generales que en
lo sucesivo nos permitirán hacer las conversiones de una forma más sencilla.
Conversiones de moles a gramos
Sabemos que en términos prácticos un mol de cualquier sustancia es su peso
molecular o su peso atómico, expresado en gramos. Esto nos servirá de base para
efectuar este tipo de conversiones. Ejemplo:
1. ¿A cuántos gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) equivalen tres moles de dicho
ácido?
Planteamos la conversión en una regla de tres simple.
Si un mol de H2SO4 equivale a 98 gramos
3 moles de H2SO4 equivale a X gramos
Conversiones de gramos a moles
Conociendo el peso molecular de las sustancias, podremos efectuar este tipo
de cálculos. Ejemplo:
1. ¿A cuántos moles equivalen 100 gramos de cal (CaO)?
Un mol de CaO equivale a 56 gramos
X mol de CaO equivale a 100 gramos
Despejando X (mol de CaO) nos queda:
X = 1 mol de CaO x 100 gramos de CaO 56 gramos de CaO
Simplificando unidades:
X = 1 mol de CaO x 100 56 gramos
X = 1.78 moles de CaO
73
gramos (gr) gr Número de moles (n) = ---------------------------------- = n = ------ Peso molecular (PM) PM
Gramos = a número de moles (n) x peso molecular = grs. = n x PM
Problemas
70 gramos de HCl
150 gramos de NaOH
85 gramos de HNO3
200 gramos de H3PO4
120 gramos de Na2SO4
ESTEQUIMETRÍA DE ECUACIONES QUE INVOLUCRAN
SUSTANCIAS GASEOSAS
El factor de conversión masa-volumen
Cuando se nos presentan este tipo de cálculos es conveniente considerar un
factor de conversión basado en la Ley de Avogadro
“Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de
partículas, si se encuentran en las mismas condiciones de temperatura y presión”.
Como el mol es la unidad más conveniente para señalar el número de partículas, fue
necesario determinar experimentalmente el volumen que corresponde a un mol de
gas a temperatura y presión conocida. Se seleccionó una temperatura de 0º C y una
presión de 1 atm., llamándoseles condiciones estándar (C.E.), encontrándose que el
volumen de una mol en estas condiciones es de 22.4 litros. Este valor recibe el
nombre de: volumen molar.
Apoyándonos en estos conceptos podremos efectuar conversiones de moles a
litros y viceversa.
74
Conversión de moles a litros
¿Cuál es el volumen en litros que ocupan 5 moles de gas amoníaco (NH3) en
condiciones estándar?
1 mol de NH3 ------------- 22.4 litros X = 5 moles x 22.4 litros 1 mol 5 moles de NH3 --------- X = ? X = 112 litros
Fórmula: litros = Número de moles (n) x 22.4
Litros = n x 22.4
Conversión de litros a moles
Podemos deducir la fórmula a partir de un planteamiento de una regla de tres
simple o despejando moles (n) en la fórmula obtenida en la conversión anterior, de la
siguiente manera:
Litros = n x 22.4 litros/mol
litrosDespejando n: n = -------------------
22.4 litros/mol
Ejemplo: ¿A cuántas moles equivalen 200 litros de CO2 en C.E.
200 litrosn = --------------------- = 8.92 moles de CO2
22.4 litros/mol
Convierte a litros las siguientes cantidades de sustancias, bajo condiciones estándar.
1. 5 moles de CO = ____________ litros
2. 3 moles de H2 = ____________ litros
3. 59.8 moles de NH3= ____________ litros
4. 9.7 moles de Cl2 = ____________ litros
5. 2.5 moles de O3 = ____________ litros
Convierte a moles las siguientes cantidades de sustancias bajo condiciones
estándar.
75
1. 250 litros de O2 = ____________ moles
2. 67.2 litros de N2 = ____________ moles
3. 168 litros de CO2 = ____________ moles
4. 500 litros de SO3 = ____________ moles
5. 224 litros de NO2 = ____________ moles
TITULACIÓN O VALORACIÓN
Este método sirve para determinar volumétricamente la concentración de una
sustancia específica en una solución, añadiendo una solución de concentración
conocida hasta que la reacción sea completa; esto se indica usualmente por un
cambio de color en un indicador o por mediciones eléctricas.
En las titulaciones ácido-base, se mide una solución de un ácido y se agrega
gota a gota una solución de una base hasta que se neutraliza exactamente.
La concentración del ácido o de la base se calcula utilizando la relación entre
el producto del volumen por la normalidad, que es igual para todas las soluciones
que reaccionan completamente.
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
Esta ecuación es una expresión del principio de equivalencia. Recordemos
que:
Normalidad = Número de equivalentes
Volumen
Puesto que un equivalente de cualquier ácido neutralizará un equivalente de
cualquier base, se comprende que cualquier número de equivalentes de ácido,
neutralizará exactamente el número de equivalentes de una base.
Número de equivalentes ácidos = Número de equivalentes base
76
El número de equivalentes de una sustancia en solución es igual a la
normalidad por el volumen.
Número equivalente = N x V
La ecuación del principio de equivalencia nos permite el cálculo de la
normalidad o del volumen de un ácido o una base.
Ejemplo 1: ¿Qué volumen de HBr 0.25 N será necesario para neutralizar 50 ml de
KOH 0.20 N?
Datos:
VHBr = ? VKOH = 50 ml
NHBr = 0.25 eq/L NKOH = 0.20 eq/L
0.25 meq/ml 0.20 meq/ml
Fórmula: Va x Na = Vb x Nb Vb x Nb Va = -------------- Na
(50ml) (0.20 meq/ml) Va = ---------------------------- = 40 ml 0.20 meq/ml
Ejercicios: ¿Cuál es el volumen del HCl 0.5 N que se requiere para neutralizar 20
ml de una solución 0.3N de NaOH?
Datos: NHCl = 0.5 eq/l VNaOH = 20 ml Fórmula:
0.5 meq/ml NNaOH = 0.3 eq/l Va x Na = Vb x Nb
VHCl = ? 0.3 meq/ml
Vb x Nb 20ml x 0.3 meq/ml Va = ------------- = --------------------------- = 12 ml
Na 0.5 meq/ml¿Cuál es la normalidad de una solución de HNO3, si 20 ml de dicho ácido se
neutralizaron con 40 ml de una solución 0.2 N de NaOH
Datos: NHNO3 = ? VNaOH = 40 ml Fórmula: Va x Na = Vb x Nb
VHNO3 = 20 ml NNaOH = 0.2 meq/ml Vb x Nb
Na = -------------
77
Va
40 ml x 0.20 meq/ml Na = --------------------------------- = 0.4 meq/ml 20 ml
Resuelve los siguientes problemas:
1. ¿Qué volumen de HCl 0.5 N será necesario para neutralizar 60 ml de NaOH
0.3 N?
2. ¿Cuál será el volumen de HNO3 0.3 N que se necesita para neutralizar 30 ml
de una solución 0.25 N de NaOH?
3. ¿Cuál será la normalidad de una solución de HNO3, si 20 ml de dicho ácido se
neutralizaron con 60 ml de una solución 0.25 N de KOH?
4. ¿Cuál es la concentración de una solución de Ca(OH)2, si para neutralizar 20
ml de hidróxido se utilizaron 40 ml de una solución 0.5 N de H2SO4?
5. ¿Qué volumen de HNO3 0.2N es necesario para neutralizar 18 ml de KOH
0.4N?
6. ¿Qué volumen de NaOH 0.3N es necesario para neutralizar 20 ml de HCl
0.25 N?
7. 10 ml de vinagre utilizaron para su neutralización 45 ml de una solución de
NaOH 0.2N ¿Cuál es la N del ácido contenido en el vinagre?
Datos: Na = ? Va = 10 ml Na x Va = Nb x Vb
Nb = 0.2 Eq.g/l Vb = 45 ml
Sustituyendo: Na x 10 ml = 0.2 Eq,g/l x 45 ml
Despejando: Na = (0.2 Eq.g/l) (45 ml) 10 ml
Na = 0.9 Eq.g/l
NH4+ + H2O H3O+ + NH3
Ácido fuerte FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+Cl- (solución ácida) + Fe(SO4)3 + 6H2O 2Fe(OH)3 + 3H2SO4
-2
Base débil
78
Lo anterior se debe a la diferencia en el grado de ionización o de disociación
del ácido y de la base formados, en el primer caso predominan los iones OH - y en el
segundo los iones H3O+.
Escribe en el paréntesis una “N” si la reacción * es de neutralización y una “H”
si la reacción es de hidrólisis.
HCl + KOH KCl + H2O (N)
Na2CO3 + 2H2O H2CO3 + 2NaOH (H)
AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3HCl (H)
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O (N)
Ácido fuerte + Solución neutra Base fuerte
Ácido débil + Solución neutra Base débil
HIDRÓLISIS
Se trata de una reacción química en la que el agua actúa sobre una sustancia
para romperla, formando sustancias nuevas. Algunas sales se hidrolizan para formar
el ácido y la base que los originó.
Esto es, la hidrólisis es la reacción contraria a la neutralización. Algunas sales
cuando se encuentran disueltas en agua, presentan reacciones neutras; la solución
NaCl es un ejemplo de ello. Sin embargo, el carbonato de sodio (Na2CO3), al
disolverse presenta propiedades básicas, es decir, tiene características del ión
oxidrilo, pues vuelve azul el papel tornasol rojo.
Igualmente, el cloruro férrico muestra propiedades ácidas en solución acuosa
79
debido a los iones H+, pues vuelve rojo el papel tornasol azul.
Para que una sal pueda hidrolizarse es necesario que sea producto de la
reacción de un ácido fuerte y una base débil o viceversa, ya que las sales de ácidos
fuertes y bases fuertes o bien de ácidos débiles o bases débiles, dan reacciones
neutras.
Así, la hidrólisis de una sal originada por la reacción de un ácido débil y una
base fuerte dan una solución básica.
Ácido débil Na2CO3 + 2H2O 2NaOH + H2CO3
+ Base fuerte Na2S + 2H2O 2NaOH + H2S
Solución básica
La hidrólisis de las sales que provienen de la reacción entre un ácido fuerte y
una base débil dará una solución ácida.
ANOTA EN EL PARÉNTESIS DE LA IZQUIERDA LA LETRA QUE CORRESPONDA A LA
RESPUESTA CORRECTA
1. La sustancia llamada hidróxido de calcio –Ca(OH)2- recibe el nombre común
de:
( ) a) Lejía
b) Bicarbonato
c) Cal apagada
2. En el nitrato de sodio –NaNO3- el número de oxidación del nitrógeno es:
( ) a) +5
b) -5
c) +3
3. En el fosfato de calcio –Ca3(PO4)2- el número de oxidación del fósforo es:
( ) a) -580
b) +5
c) +3
4. Las sustancias que cambian al papel tornasol de azul a rojo son llamadas:
( ) a) Ácidos
b) Bases
c) Óxidos
5. El producto de la reacción CO2 + H2O …, es:
( ) a) H2SO4
b) HCO3
c) H2CO3
6. El nombre correcto del compuesto H2S, es:
( ) a) Ácido sulfúrico
b) Ácido Sulfhídrico
c) Ácido hiposulfhídrico
7. La fórmula correcta del compuesto ácido selenhídrico, es:
( ) a) H2Se
b) SeH2
c) SeHSO4
8. El nombre correcto del ácido H3PO4, es:
( ) a) Fosforoso
b) Hipofosforoso
c) Fosfórico
9. La fórmula correcta del compuesto llamado ácido carbónico, es:
( ) a) HCO3
b) H2CO3
c) H2CO4
10.El nombre del ácido HClO3, es:
( ) a) Cloroso
b) Hipocloroso
c) Clórico
11.El compuesto faltante en la siguiente ecuación _____+ H2O Ca(OH)2, es:
81
( ) a) CaSO4
b) CaO
c) Ca2O
12.El nombre compuesto Mg(OH)2, es:
( ) a) Hidróxido de magnesio
b) Hidróxido de mercurio
c) Hidróxido permangánico
13.La fórmula correcta del hidróxido de cobre (II), es:
( ) a) Cu2OH
b) CuOH
c) Cu(OH)2
14.Las sustancias cristalinas de alto punto de fusión y ebullición, y de carácter
netamente iónicos, se llaman:
( ) a) Fe2SO4
b) Fe2S
c) Fe2S3
15.La sal obtenida durante la siguiente reacción:
H3PO4 + 3KOH _________ + 3H2O, es:
( ) a) K3PO4
b) KPO4
c) K2(PO4)3
16.La fórmula correcta del compuesto llamado sulfuro de fierro (III), es:
( ) a) Fe2SO4
b) Fe2S
c) Fe2S3
17.El nombre correcto del compuesto –Pb(NO3)2, es:
( ) a) Nitrato de plomo (II)
b) Nitrito de plomo (II)
c) Nitruro de plomo
18.El nombre correcto del la sal HgSO4, es:
( ) a) Sulfuro de mercurio
82
b) Sulfato de mercurio
c) Sulfato de mercurio (II)
19.El nombre correcto del compuesto CaO, es:
( ) a) Hidróxido de calcio
b) Óxido de calcio
c) Bióxido de calcio
20.La fórmula correcta del compuesto llamado pentóxido de dinitrógeno, es:
( ) a) N2O
b) N2O5
c) NO
21.La fórmula correcta del óxido de cobre (II), es:
( ) a) CuO
b) Cu2O
c) CuO2
PRESIÓN, VOLUMEN, TEMPERATURA, MOL Y
VOLUMEN MOLECULAR GRAMO
OBJETIVO ESPECÍFICO. Conocer los conceptos de presión, volumen, temperatura,
número de moles, volumen molecular gramo, así como sus
unidades.
INTRODUCCIÓN. Los gases, a diferencia de los sólidos y los líquidos, ocupan un
volumen que depende de la presión y la temperatura. El
comportamiento de un gas está determinado por tres variables,
que dependen una de otra y son: presión, volumen y
temperatura.
PRESIÓN
83
Este concepto se define como la fuerza aplicada en determinada área. Su
fórmula matemática es:
F P = PresiónP = ----- F = Fuerza
A A = Área
Las unidades de la Presión (P) se representan por las unidades de fuerza
entre las de la superficie: g/cm2, kg/cm2, lb/pulg2, atmósfera (atm), Torricelli )tor), etc.
El aire tiene peso, por lo que ejerce una presión sobre los cuerpos que están
en la superficie de la tierra; a esta presión se le llama presión atmosférica, y se mide
con el barómetro.
Hay dos tipos de barómetros; en esta ocasión veremos el de mercurio, que fue
inventado por Torricelli y consta de un tubo de vidrio cerrado por un lado y abierto por
el otro, el cual se coloca dentro de un recipiente lleno de mercurio.
Debido a la presión atmosférica, la columna de mercurio sube dentro del tubo
hasta una altura de 76 cm de Hg al nivel del mar. La altura de la columna será
directamente proporcional a la presión atmosférica.
La presión atmosférica normal es la presión equivalente a una columna de
mercurio de 760 mm de altura, cuando la temperatura es de 0º C.
Equivalencias: 1 atm = 760 mm de Hg a O1 C ó 76 cm de Hg.
1 atm = 29.92 pulg de Hg a 32 º F.
1 atm = 1.003 kg de peso ó 14.7 lb/pulg2
1 atm = 1.013 x 106 dinas/cm2
84
BARÓMETRO DE TORRICELLI
1 atm = 760 Torr.
1 bar = 1 x 106 dinas/cm2
1 milibar = 1000 dinas/cm2
1 atm = 1.013 bar = 1013 milibares
La fuerza (F) puede definirse como el agente capaz de modificar el estado de
reposo o de movimiento de un cuerpo. Sus unidades son: g, kg, lb, dina, Newton,
etc.
El área o superficie (A) puede definirse como extensión de dos dimensiones.
Sus unidades son: cm2, m2, pulg2, etc.
El barómetro mide la presión atmosférica y el manómetro es un aparato que
mide la presión de los gases y vapores.
1. ¿A cuántas atmósferas equivalen 480 mm de Hg?
1 atm ---------- 760 mm de Hg
X = ---------- 480 mm de Hg
0.6315 atm
2. ¿A cuántos mm de Hg equivalen 2.5 atm?
1 atm ---------- 760 mm de Hg
2.5 atm ------- X = 1.900 mm de Hg
3. Expresar: a) 1.5 atm
b) 2 atm en mm de Hg:
c) 0.5 atm
a) 1 atm ---------- 760 mm de Hg
1.5 atm ------ X = 1140 mm de Hg
b) 1 atm ---------- 760 mm de Hg
2 atm -------- X = 1520 mm de Hg
c) 1 atm ---------- 760 mm de Hg
0.5 atm ------ X = 380 mm de Hg
4. Expresar: a) 480 mm de Hg
85
b) 780 mm de Hg
c) 360 mm de Hg
a) 1 atm ---------- 760 mm de Hg
X = 0.631 atm ----- 480 mm de Hg
b) 1 atm ---------- 760 mm de Hg
X = 1.02 ------ 780 mm de Hg
c) 1 atm ---------- 760 mm de Hg
X = 0.473 atm ----- 360 mm de Hg
5. Resuelve las siguientes conversiones:
a) 0.5 atm a mm de Hg
b) 3.5 atm a mm de Hg
c) 0.35 atm a mm de Hg
d) 740 mm de Hg a atm
e) 260 mm de Hg a atm
f) 860 mm de Hg a atm
VOLUMEN
Se define como el lugar que ocupa un cuerpo en el espacio. Las unidades de
volumen son: cm3, dm3, l, ml, etc.
Equivalencias: 1l = 1000 ml
1 dm3 = 1000 cm3
1 dm3 = l
1 l = 1000 cm3
TEMPERATURA
Se define como la energía cinética media de las moléculas de un cuerpo. Esto
es, al aumentar la energía cinética media de las moléculas de un cuerpo, aumentaría
la temperatura y al disminuir la energía cinética de las moléculas de un cuerpo
disminuiría la temperatura.
86
Si disminuyera el movimiento de las moléculas hasta detenerse, tendría una
temperatura que se conoce como temperatura absoluta o cero absoluto (los gases
antes de llegar a esta temperatura se licuan) y es igual a -273º C ó 0º K. Esto
únicamente sucede en teoría.
Para medir la temperatura de un cuerpo se conocen varias escalas de
temperatura:
a) La escala centígrada o Celsius
b) La escala Fahrenheit
c) La escala Kelvin o absoluta
En todos los termómetros se utilizan dos puntos de referencia. Para la
temperatura más baja, el punto de fusión del hielo y para la temperatura más alta, la
temperatura de ebullición del agua.
Si tenemos temperaturas altas o muy bajas, se miden con otros termómetros
diferentes a los de mercurio, ya que el mercurio se congela a -39º C y el vidrio se
funde y se vuelve líquido a temperaturas muy altas. Para estas temperaturas se
utilizan los termómetros eléctricos.
La relación entre la escala centígrada o Celsius y la escala Kelvin es:
* ºF = 1.8 x ºC + 32
* ºC = ºF - 32 1.8
Para dar las condiciones de un gas, las temperaturas de los gases deben
expresarse en grados Kelvin; si se dan en otras temperaturas, deben hacerse las
conversiones necesarias.
1. Expresar: a) 330 ºK 330 ºK – 273 = 57 ºC a ºC = ºK -273
b) 540 ºK 540 ºK - 273 = 267 ºC
c) 80 ºK 80 ºK – 273 = -93 ºC
87
2. Expresar: a) 45 ºC, b) -5 ºC, c) 68 ºC a ºK = ºC + 273
a) 45 ºC + 273 = 318 ºK
b) -5 ºC + 273 = 268 ºK
c) 68 ºC + 273 = 341 ºK
3. Expresar: a) 60 ºF, b) 75 ºF, c) 50 ºF a ºC = ºF -32
a) 15,55 ºC b) 23.88 ºC c) 10 ºC 1.8
4. Expresar: a) 15 ºC, b) 40 º C c) 25 ºC a ºF = 1.8 x ºC + 32
a) 1.8 x 15 +32 = 59 ºF
b) 1.8 x 40 + 32 = 104 ºF
c) 1.8 x 25 +32 = 77 ºF
MOL
Un mol es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo o el
peso molecular de una sustancia expresada en gramos. Para determinar el peso
molecular de cualquier sustancia, basta con sumar los pesos atómicos de los
elementos que constituyen la molécula, tomando en cuenta el número de átomos de
cada uno de los elementos, por ejemplo:
El peso molecular del CO2 es:
Peso atómico del C = 12 x 1 = 12
Peso atómico de O = 16 x 2 = 32
El peso molecular del CO2 es de 44 uma o gr/mol.
Por lo que 44 g de CO2 constituyen una molécula gramo y por lo tanto
contienen un mol de moléculas.
VOLUMEN MOLAR O VOLUMEN MOLECULAR GRAMO
Es el volumen que ocupa un mol de un gas en condiciones normales de
temperatura y presión, y es igual a 22.4 l/mol.
Las condiciones de temperatura y presión normales (CTPN) de un gas son:
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* Temperatura normal: 0º C ó 273 ºK
* Presión normal: 1 atm o 760 mm de Hg.
Cuando se trate de presión normal debemos tomar en cuenta 1 atm o 760 mm
de HG.
NÚMERO DE AVOGADRO
Es el número de moléculas o moles de cualquier sustancia o en 22.4 l de un
gas en condiciones normales de temperatura y presión, y es igual a 6.02 x 1023
moléculas/mol.
La expresión matemática para calcular el número de moles es:
Masa en gramosNúmero de moles =
Peso molecular
n = g PM
Ejemplos:
1. ¿Cuántos moles hay en 100 g de NaOH?
Datos: n = ? g 100 g g = 100 n = --- = ------ = 2.5 moles
PM = Na = 23 x 1 = 23 PM 40 g/mol O = 16 x 1 = 16 H = 1 x 1 = 1 40 g/mol
2. ¿Cuántos g se necesitan para formar 1.72 moles de H2SO4?
Datos: g =? g n = 1.72 moles n = ---- = g = nPM n = (1.72 mol) (98 g/mol) PM = 98 g/mol PM g = 168.56
La expresión matemática para encontrar el volumen de una cantidad de
número de moles de un gas en CTPN es: V = 1.3 mol x 22.4 l/mol
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1. ¿Cuántos litros hay en 1.3 mol de CO2 en CTPN?
Datos V =? Fórmula y desarrollo
n = 1.3 mol V = n x 22.4 l/mol V = 1.3 mol x 22.4 l/mol
V = 29.12 l
2. ¿Cuántos litros habrá en 60 g de O2?
Datos V = ? 60 g g = 60 n = ------ PM O2 = 32 g/mol 32 g mol n = 1.875Formula y desarrollo n = 1.875 mol g n = ---- V = 1.875 mol x 22.4 l/mol PM
V = n x 22.4 l/mol V = 42 l
LEY DE BOYLE-MARIOTTE
OBJETIVO ESPECÍFICO. Conocer la Ley de Boyle, su expresión matemática y resolver
problemas.
INTRODUCCIÓN
El comportamiento de un gas depende de su relación entre el volumen, la
presión y la temperatura. Esta relación fue experimentada por científicos que
anunciaron leyes o principios conocidos con su nombre:
La Ley de Boyle-Mariotte enuncia:
Si la temperatura permanece constante, el volumen de una masa gaseosa es
inversamente proporcional a la presión que se le aplica.
Matemáticamente puede expresarse en la siguiente forma:
I
90
V ---- P
Introduciendo la constante de proporcionalidad se establece la igualdad:
PV = K
Para estudiar los cambios que experimenta un gas, comúnmente se
consideran los estados inicial y final, por lo que la expresión matemática para la Ley
de Boyle-Mariotte es: P1V1 = P2V2
P1 = Presión inicial V1 = Volumen inicial
P2 = Presión final V2 = Volumen final
Si la expresión aumenta, el volumen disminuye y si la presión disminuye, el
volumen aumenta.
Conversiones 1 l ---- 1000 mL
a) ¿Cuántos litros serán 250 ml3 X ---- 250 mL
X = 0.250 L
b) ¿Cuántos litros serán 150 dm3?
1 L = 1 dm3
Por lo que 150 dm3 es igual a 150 L.
c) ¿A cuántos cm3 equivalen 3.5 L?
1 cm3 -------- 1 mL
1 L ---------- 1000 mL
3.5 l x 1000 mL
X = ----------------------- = 3500 ml ó 3500 cm3
1 ld) ¿Cuántos litros son 300 mL?
1 l -------- 1000 mL
X -------- 300 mL
X = 0.300 L
Una muestra de oxígeno ocupa 3.5 l a 760 mm de Hg. ¿Cuál será el volumen del
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oxígeno a 380 mm Hg, si la temperatura permanece constante?
Datos: 3.5 l = V1 P1V1 = P2V2
P1 = 760 mm de Hg V2 = P1V1
V2 = ? P2 (760 mm de Hg) (3.5 l) P2 = 380 mm de Mg V2 = ------------------------------- = 7 l (380 mm de Hg)* Si la presión disminuyó el volumen aumentó.
Un gas ocupa 1.5 l a una presión de 2.5 atm. Si la temperatura permanece
constante ¿Cuál es la presión en mm de Hg, si se pasa a un recipiente de 3 L?
Datos: V1 = 1.5 L P1V1 = P2V2
P1 = 2.5 atm P1V1 (2.5 atm) ( 1.5 L) V2 = 3 L P2 = ------------- = ------------------------- = 1.25 atm P2 = ? V2 3 L
1 atm ------ 760 mm Hg 1.2 atm ----- X = 912 mm Hg.
Un gas ocupa 12 L que se encuentran sometidos a una presión de 0.54 atm ¿Cuál
será el volumen que ocupa, si se les somete al doble de la presión y la temperatura
permanece constante?
Datos = V1 = 12 L El doble de la presión será 2(0.54) = 1.08 atm
P1 = 0.54 atm P1V1 = P2V2
V2 = ? P1V1 (0.54 atm) (12 l) P2 = 1.08 atm V2 = ------------ = -------------------------- = 6 l P2 1.08 atm
Si se aumenta al doble la presión, lógicamente que el volumen va a disminuir a la
mitad, porque el volumen y la presión son inversamente proporcionales.
1. Una masa gaseosa de amoniaco (NH3) ocupa 2.5 dm3 a 760 mm de Hg.
Hallar el volumen que ocupará a 640 mm de Hg, si la temperatura permanece
constante.
2. Un gas ocupa 300 ml a una presión de 1.2 atm. Si la temperatura permanece
constante ¿Cuál es la presión en mm de Hg si se pasa a un recipiente de 600
ml?
3. Una muestra de hidrógeno ocupa 1.5 l a 0.6 atm. ¿Cuál será el volumen del
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hidrógeno a 0.5 atm, si la temperatura permanece constante?
4. ¿Cuál será el volumen de una masa gaseosa a 780 mm de Hg, si a una
presión de 340 mm de Hg ocupa 500 ml y la temperatura permanece
constante?
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