manejo de la nomenclatura de compuestos inorgÁnicos y...

55 Química

2 MANEJO DE LA NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Y LA

ESTEQUIOMETRÍA

Al finalizar el capitulo, el alumno nombrará los compuestos inorgánicos de acuerdo con la nomenclatura establecida en nivel internacional para su uso en la resolución de problemas químicos estequiométricos

Química 56

Mapa Curricular de la Unidad de Aprendizaje

Curso

Unidad de Aprendizaje

Resultados de

Aprendizaje

3. Correlación entre la teoría atómica moderna, la tabla periódica y los enlaces.

20 Hrs.

QUÍMICA 72 H

4. Determinación de la importancia de la Química Orgánica en el desarrollo industrial.

15 Hrs.

2.1 Formular y nombrar compuestos químicos inorgánicos de acuerdo con las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

7 H

2.2. Establecer las relaciones en masa de los elementos que forman un compuesto usando las leyes ponderales para su formulación.

7 H

2.3. Balancear las ecuaciones químicas por el método Redox.

7 H

2.4. Calcular las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción utilizando los factores de: eficiencia, pureza y exceso.

8 H

2. Manejo de la Nomenclatura de compuestos inorgánicos y la Estequiometría.

29 Hrs.

1. Interpretación de la clasificación y propiedades de la materia así como de las primeras teorías atómicas.

8 Hrs.

57 Química

Sumario • Nombre y Formulas de los Compuestos

Inorgánicos • Iones Monoatómicos Positivos y

Negativos • Iones Poliatómicos • Compuestos Iónicos • Compuestos Binarios de No Metales • Ácidos, Bases y Sales • Usos de Algunos Compuestos

Inorgánicos • La Composición Cuantitativa de la

Sustancias • La mol • Número de Avogrado • Masa Molar de los Compuestos • Composición porcentual de las

sustancias • Formulas • Empíricas o Mínimas • Moleculares • Determinación a partir de la

Composición • Las Reacciones Químicas • Definición • Tipos • Representación • Balanceo de Ecuaciones de Oxidación -

Reducción. • Estados de Oxidación • Método de Tanteo • Método Algebraico • Método Redox • Agentes oxidantes • Agentes reductores • Estequiometría • Definición • Factores de conversión • Pureza de reactivos • Calculo en las Reacciones Químicas • Reacciones Ideales • Reacciones Reales

RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.1. Formular y nombrar compuestos químicos inorgánicos de acuerdo con las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. 2.1.1 Nombre y Fórmulas de los

Compuestos Inorgánicos La nomenclatura química es el sistema de nombres que utilizan los químicos para identificar a los compuestos. Cuando se descubre una sustancia nueva se debe bautizar, para distinguirla de las demás sustancias. Se explicará la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, que son compuestos que, por lo general, no contienen carbono. Los nombres comunes son nombres arbitrarios, que no se basaron en la composición de las sustancias. Antes de sistematizar la química, a una sustancia, se le asignaba un nombre casi siempre relacionado con una de sus propiedades físicas o químicas más notables. Por ejemplo el nombre del mercurio era el equivalente a "plata fluida" (quicksilver), y al óxido nitroso (N2O,) que se empleaba como anestésico en ortodoncia se le llamaba gas hilarante porque al inhalarlo induce la risa. Agua y amoniaco también son nombres comunes, por que ninguno de ellos proporciona información alguna sobre la composición química de la sustancia. Si a cada sustancia se le asignara un nombre común, la cantidad necesaria para aprender más de nueve millones de nombres sería astronómica.

Los nombres comunes tienen sus limitaciones, pero se siguen empleando con frecuencia. Muchas veces se continúan usando en la industria, porque el nombre sistemático es demasiado largo o demasiado técnico par usarlo a diario. Por ejemplo, en construcción se llama cal viva al oxido de calcio

58 Química

(CaO). Los fotógrafos llaman hipo al trisulfato de sodio (Na2S2O3), y los nutriólogos llaman vitamina D3 al 9,10 -secocolesta- 5, 7, 10(19)-trien-3-β-ol (C27H44O). En la tabla siguiente se muestran los nombres comunes, las formulas y los nombres sistemáticos de algunas sustancias conocidas. Los químicos preferimos usar nombres sistemáticos, porque identifican con precisión la composición química de las sustancias. El sistema de la nomenclatura inorgánica fue determinado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), International Union of Pure and Applied Chemistry), fundada en 1921. • Iones Monoatómicos La asignación de nombres de los compuestos iónicos se basa en una cantidad de reglas. El anión (ión negativo) del compuesto se nombra primero y el catión (ión positivo) se nombra en segundo lugar. 1. Cationes. Un ion monoatómico es el que se deriva de un solo átomo. La mayoría de los cationes son iones monoatómicos formados por átomos metálicos. El nombre del ion es el mismo que el del metal, si el metal forma solamente un tipo de catión. Na+ es el ion sodio Mg2+ es el ion magnesio Al3+ es el ion aluminio Ciertos metales forman más de un tipo de catión. En estos casos, la distinción entre los cationes puede hacerse indicando el estado de oxidación del catión en su nombre. El estado de oxidación se indica por un número romano entre paréntesis agregado al nombre del metal: Cu+ el ion cobre (I) y Cu2

+ es el ion cobre (II) Fe2

+ es el ion hierro (II) y Fe3

+ es el ion hierro (III)| Un método utilizado para distinguir entre dos tipos de iones formados por un metal, es cambiar la terminación del nombre del metal. El nombre del metal en latín se usa cuando el símbolo de éste es

derivado del latín. La terminación -oso se usa en el nombre del ion del par que tiene menor estado de oxidación y la terminación -ico se usa para nombrar el ion que tiene mayor estado de oxidación.

Cu+ es el ion cuproso o cobre (I) y Cu2+ es el ion cúprico o cobre (II)

Fe2+ es el ion ferroso o hierro (II) y Fe3+ es el ion

férrico o hierro (III) 2. Aniones. Los aniones monoatómicos se forman de átomos de no metales. Sus nombres se derivan reemplazando la terminación habitual del nombre del no metal por la terminación -uro:

Cl-- es el ion cloruro O2-- es el ion oxido (excepción) N3- es el ion nitruro

No obstante, no todos los iones que sus nombres terminan en -uro son monoatómicos. • Iones Poliatómicos Las fórmulas de compuestos que contienen iones poliatómicos.(más de un átomo) sigue estas mismas reglas básicas. Sin embargo, se requiere más de un ion poliatómico para que la suma de los estados de oxidación sea igual a cero, la fórmula del ion poliatómico deberá encerrase entre paréntesis antes de agregar el subíndice correspondiente. El sulfato de amonio se compone del catión amonio (NH4

+) y el anión sulfato (SO42+).

Se necesitan dos iones amonio con una carga total de 2+ para equilibrar la carga de 2- del sulfato de amonio se escribe (NH4)2SO4

• Compuestos Iónicos El nombre de un compuesto iónico consta de dos partes, primero se nombra el anión y luego el catión. Muchos cationes tienen el mismo nombre que los elementos originales. Sin embargo, para los aniones formados por un solo átomo, se cambian las últimas letras del nombre del elemento correspondiente por el sufijo -uro. Por ejemplo, el ion negativo, derivado del flúor (F) es el

59 Química

fluoruro (F-), Así, el KF recibe el nombre de fluoruro de potasio. Resulta fácil escribir fórmulas de compuestos iónicos si se sigue una regla sencilla. La fórmula correcta contiene el mínimo número de iones positivos y negativos necesario para que la carga eléctrica total sea cero. En el cloruro de sodio las cargas iónicas son 1+ y 1-. Como un ion de cada clase resulta en una carga total de cero, la fórmula para el cloruro de sodio deberá ser NaCl. Cuando las cargas de los dos iones no suman cero, agregamos iones de uno de los dos tipos hasta que las cargas se cancelan totalmente. En el hidróxido de calcio, un ion Ca2+ tiene una carga de 2+; cada ion hidróxido tiene una carga de 1-, así que se necesitan dos para hacer 2-. Por lo tanto, se requieren dos iones hidróxido (2OH-) por cada ion calcio (Ca2+). El subíndice 2, escrito enseguida del paréntesis, así lo indica, de modo que la fórmula para el hidróxido de calcio es Ca(OH)2. • Números de Oxidación Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, debido a los electrones ganados o perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en los covalentes) con respecto al átomo aislado. El número (positivo en los que pierden electrones, negativo en los que ganan electrones) que indica este estado se llama número de oxidación del elemento en dicho compuesto. El número de oxidación (n.o.) se define como la carga eléctrica formal (puede que no sea real) que se asigna a un átomo en un compuesto. Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie química (NH3, ClO3

1-, etc.), se emplea un conjunto de reglas (fácilmente deducibles a partir de la configuración electrónica), que se pueden resumir del modo siguiente: 1. El n.o. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten: Ca metálico, He, N2, P4, etc. (En moléculas con átomos iguales, N2, H2, etc., los electrones del enlace están

compartidos equitativamente y no se pueden asignar a ninguno de los átomos). 2. El n.o. de cualquier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. Así, los n.o. del S2–, Cl–, Na, K+ y Zn2+ son, respectivamente, –2, –1, 0, +1 y +2, que coinciden con sus respectivas cargas eléctricas (reales). 3. El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es –1. 4. El n.o. del O en sus compuestos es –2, excepto en los peróxidos, que es –1. 5. El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1. 6. El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2. 7. El n.o. del F en sus compuestos es siempre –1. El n.o. de los demás halógenos varía desde ±1 a ±7, siendo positivo cuando se combina con el O o con otro halógeno más electronegativo. 8. La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se trata de un ion, igual a la carga del ion. Con estas reglas se puede calcular fácilmente el n.o. de cualquier elemento en una especie química. Así, en NH3 y ClO3

– los n.o. son: N=–3, H=+1, Cl=+5 y O=–2. En la Tabla Periódica se encuentran detallados los n.o. de todos los elementos cuando forman parte de compuestos. Conviene insistir que, en general, el n.o. no representa la carga eléctrica real de un átomo en un compuesto. Por ejemplo, en NO y CaO el n.o. del O es –2 en ambos compuestos; pero en NO no existe realmente una carga de –2 en el átomo de O, ni de +2 en el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente (débilmente polar). En cambio, en CaO sí ocurre esto, porque es iónico. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática, la más extendida, y la de Stock o

60 Química

funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y hidróxidos. En la nomenclatura sistemática de los compuestos formados por 2 no metales, ambos nombres van precedida de los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-, según el número de átomos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N2O5, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- En la nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra ‘óxido’ seguida del nombre del otro elemento y su estado de oxidación entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo: Fe2O3, óxido de hierro (III). Si el elemento que se combina con el oxígeno tiene estado de oxidación único, no es necesario indicar el estado de oxidación; así, Li2O es óxido de litio. En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con estado de oxidación –1 y se nombran con la palabra genérica ‘hidruro’ seguida del nombre del metal. Si el metal presenta más de un estado de oxidación se sigue la nomenclatura Stock, por ejemplo, AuH3, hidruro de oro (III). En los hidrácidos el hidrógeno actúa estado de oxidación +1 y los no metales con sus respectivos estados de oxidación negativos; se nombran añadiendo el sufijo -uro al no-metal. Por ejemplo, HCl, cloruro de hidrógeno. Los hidróxidos se nombran con la palabra ‘hidróxido’ seguida del nombre del metal, diciendo en primer lugar la palabra hidróxido y luego el nombre del metal Mg(OH)2, hidróxido de magnesio. En la nomenclatura de Stock no se utilizan los prefijos: al nombre del metal se le añade su estado de oxidación aunque ésta se omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH)2, hidróxido de magnesio, pero en Fe (OH)2 será hidróxido de hierro (II)

En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxiácidos se nombran como compuestos binarios en los que el constituyente negativo (anión) es

poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y se especifica el estado de oxidación del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra ‘hidrógeno’; por ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura tradicional (HClO, ácido hipocloroso). • Compuestos Binarios de No-Metales

Para los compuestos binarios, la terminación del segundo elemento es –uro o -ido. Cuando los dos elementos son no metales, la cantidad de átomos de cada elemento se indica en el nombre de los prefijos griegos. Excepto en el caso del prefijo mono (uno), el cual se utiliza solo para el segundo no-metal. Cuando en el nombre no aparece ningún prefijo, se supone que se trata de un átomo. Además, al utilizar los prefijos griegos se elimina la vocal del prefijo para tener una mejor pronunciación, así, la “oo” de monóxido, o la “ao” de pentaóxido, tetraóxido y heptóxido. Cuadro “prefijos griegos”

Estas reglas se utilizan para nombrar los siguientes compuestos binarios:

Fórmula Nombre Se Encuentra

BCl3 Tricloruro de Boro

En la producción de compuestos de boro y el refinamiento de aleaciones

PCl5 Pentacloruro de Fósforo

En la producción de materiales que contiene cloro

SO2 Dióxido de Azufre

En el aire contaminado, es peligroso y destructor

CO Monóxido de Carbono

Importante contaminante del aire que se producen los gases de expulsión por los automóviles y el mal funcionamiento de los hornos

N2O4 Tetraóxido de Dinitrógeno

Componente del combustible en dos pequeños motores para cohetes en un transbordador espacial que coloca el transbordador en órbita y lo hacen regresar a tierra

NO2 Dióxido de Nitrógeno

Un serio contaminante del aire

Ahora trabajando a la inversa, a partir del nombre también podemos escribir las formulas para los

61 Química

compuestos binarios de los no metales, como sigue:

• Ácidos y sus Sales Las sales de hidrácidos, combinaciones binarias de F–, Cl–, Br–, I–, S2– y Te2– con cationes metálicos (o con el ión amonio). Aquí veremos las que proceden de oxiácidos: combinaciones de un catión metálico (o el ión amonio) y un anión procedente de un oxiácido. Formulación: Se escribe primero el símbolo del metal con un subíndice que es la carga del anión (sin signo). A su derecha se escribe el anión y como subíndice (que afecta a todo el anión) la carga del catión. Si ambos subíndices tienen divisor común, se efectúa la simplificación. Nomenclatura: Se nombra en primer lugar el anión y a continuación el catión.

SISTEMÁTICA COMÚN Na2SO3 Trioxosulfato (IV) de sodio sulfito de sodio

CuSO4 Tetraoxosulfato (VI) de cobre (II)

sulfato cúprico

Zn2SiO4 Tetraoxosilicato (IV) de zinc silicato de zinc NaClO Monoxoclorato (I) de sodio hipoclorito de so dio NaClO3 Trioxoclorato (V) de sodio clorato de sodio

FeBrO3 Trioxobromato (III) de hierro (III)

bromato férrico

Cr(NO3)3 Trioxonitrato (V ) de cromo (III)

nitrato crómico

Li2SO4 Tetraoxo sulfato (VI) de litio

sulfato d e litio

Sales ácidas (no todos los H del oxiácido del que derivan han sido sustituidos por cationes):

SISTEMÁTICA COMÚN

NaHSO4 Hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de sodio

bisulfato de sodio

Fe(HSO4)2 hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de hierro (II)

bisulfato ferroso

KH2PO4 dihidrógeno tetraoxo fosfato (V) de potasio

Bifosfato de potasio potásico

Ca(HCO3)2 Hidrógeno trioxo carbonato (IV) de calcio

bicarbonato de calcio

Cuando los iones del cristal de la sal se encuentran rodeados de moléculas de agua se dice que la sal está hidratada. Así: en el cloruro de cobalto (II) hexahidratado, CoCl2 . 6H2O, por cada dos iones cloruro de la sal existe un ión cobalto y seis moléculas de agua. Las sales de oxiácidos son sustancias ácidas que tienen de fórmula general HaXbOc siendo a, b, c números enteros. X es generalmente un no metal, aunque en algunos casos puede ser un metal de transición: Cr, Mn, V, Mo, W. Contienen O –de ahí su nombre– (n.o. = –2) en la molécula y presentan propiedades ácidas. Formulación: Los oxiácidos pueden considerarse como compuestos binarios, en los que la parte electropositiva es el ión H+ y la electronegativa la constituye el anión poliatómico formado por un átomo característico central (X), al que están directamente unidos los átomos de O. Se escribe en primer lugar el H. Nomenclatura: Común: ácido + prefijo + nombre del elemento X + sufijo. El elemento X puede actuar con diferentes n.o. y por ello se utilizan pre fijos y sufijos siendo e n orden creciente de n.o.:

hipo....oso ....oso ....ico per....ico de tal forma que cuando X:

• Sólo puede actuar con sólo un n.o.: terminación en ico: H2CO3: ácido carbónico (n.o. del C = +6)

62 Química

• Puede actuar con dos n.o: terminaciones oso para el menor e ico para el mayor:

H2SO3: ácido sulfuroso (n.o. S = +4)

H2SO4: ácido sulfúrico (n.o. S = +6)

• Puede actuar con tres n.o: hipo...oso

(menor), oso (intermedio) y ico (mayor). Sistemática: ácido + prefijo oxo, dioxo, trioxo... (según el número de O ) + nombre del elemento X terminado en ico y con prefijo di, tri... (según sea su subíndice) + n.o. (romanos) del elemento X. De Stock: igual que la sistemática pero eliminando la palabra ácido y añadiendo al fin al de hidrógeno. El nombre del elemento X se hace terminar en ato.

SISTEMÁTICA DE STOCK COMÚN

HClO ácido oxoclórico

(I) oxoclorato (I) de

hidrógeno ácido

hipocloroso

HClO2 ácido

dioxoclórico (III) dioxoclorato (III)

de hidrógeno ácido cloroso

HClO3 ácido

trioxoclórico (V) trioxoclorato (V)

de hidrógeno ácido clórico

HClO4 ácido

tetraoxoclórico (V II)

tetraoxoclorato (VII) de h.

ácido perclórico

H2SO3 ácido

trioxosulfúrico (IV)

trioxosulfato (IV) de h.

ácido sulfuroso

H2S2O5 ácido

pentaoxodisulfúrico (IV)

pentaoxodisulfato (IV) de h.

ácido disulfuroso

H2SO4 ácido

tetraoxosulfúrico (VI)

tetraoxosulfato (VI) de h.

ácido sulfúrico

H2S2O7 ácido hepta oxod

isulfú rico (V I) heptaoxodisulfat

o (VI) de h. ácido

disulfúrico

HNO2 ácido dioxonítrico

( III) dioxonitrato (III)

de hidrógeno ácido nitroso

HNO3 ácido

trioxonítrico (V) trioxonitrato (V)

de hidrógeno ácido nítrico

H3PO3 ácido

trioxofosfórico (III)

trioxofosfato (III) de hidrógeno

ácido fosforoso

H3PO4 ácido

tetraoxofosfórico (V)

tetraoxofosfato (V) de h.

ácido fosfórico

H2CO3 ácido

trioxocarbónico trioxocarbonato

de hidrógeno ácido carbónico

H4SiO4 ácido

tetraoxosilícico tetraoxosilicato de hidrógeno

ácido ortosilícico

SISTEMÁTICA DE STOCK COMÚN

H3BO3 ácido trioxob

órico ( III) trioxoborato (III)

de hidrógeno ácido

ortobórico

H2MnO4 ácido

tetraoxomangánico (V I)

tetraoxomanganato (VI) de h.

ácido mangánico

HMnO4 ácido

tetraoxomangá nico (V II)

tetraoxomanganato (VII) de h.

ácido permangánico

H2CrO4 ácido tetrao

xocró mico (VI) tetraoxocromato

(VI) de h. ácido crómic

H2Cr2O7 ácido hepta oxod

icróm ico (V I) heptaoxodicroma

to (VI) de h. ácido

dicrómico

Los prefijos meta– y orto– se utilizan par a distinguir dos ácidos del mismo elemento con el mismo n.o. y que sólo se diferencian por su contenido de H y O. Así, en los ácidos HPO3 y H3PO4, el fósforo tiene el mismo n.o. (+5). (La fórmula del segundo se obtiene añadiendo dos átomos de H y un átomo de O a la fórmula del primero). Para distinguirlos, el primero se denomina ácido metafosfórico y el segundo ácido ortofosfórico. Como este último es el más importante, se denomina simplemente ácido fosfórico. Un método para formular oxiácidos consiste en añadir moléculas de agua a los óxidos no metálicos correspondientes, siendo sus etapas:

Formular el óxido del no-metal Añadir 1 molécula de agua para obtener la

forma "meta" y 3 moléculas de agua para la forma "orto" La fórmula de cualquier ácido “META” funciona para oxiácidos que tienen 3 o más hidrógenos. La fórmula del ácido meta es Ácido orto-H2O

Simplificar la fórmula si es necesario.

Recopila información documental sobre nomenclatura de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

63 Química

Elabora un informe sobre la recopilación documental de la nomenclatura de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

Elabora un mapa conceptual de los iones monoatómicos y poliatómicos.

Realiza los ejercicios propuestos en el presente manual.

Compara los resultados de los ejercicios con tus compañeros.

RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.2. Establecer las relaciones en masa de los elementos que forman un compuesto usando las leyes de ponderación para su formulación. 2.2.1 La Composición Cuantitativa de la

Sustancias. Para fabricar un producto no es suficiente conocer las sustancias que éste contiene. Un artista puede crear un lienzo de increíbles colores a partir de pocos pigmentos. Un farmacéutico puede combinar las mismas drogas en cantidades diversas, para obtener efectos distintos en sus pacientes. Los cosméticos, los cereales, los productos de limpieza y los analgésicos muestran, en sus etiquetas, una lista de los ingredientes con que se fabricaron.

En cada uno de esos productos, la clave de su fabricación exitosa es la cantidad de cada ingrediente. La industria farmacéutica mantiene una reglamentación estricta sobre las cantidades de ingredientes en los medicamentos que compramos. Las fórmulas de las gaseosas y de la mayor parte de los cosméticos son consideradas secretos propios del fabricante. Puede suceder que diferencias pequeñas en la composición de esos productos ocasionen grandes pérdidas o demandas de los clientes. La composición de los materiales es un concepto importante en química. La relación numérica entre los elementos de un material, y la medición de cantidades exactas de sustancia están entre las tareas fundamentales del químico. • El mol En el Universo, como en la vida cotidiana, observamos que existen relaciones de cantidad entre elementos que integran un conjunto. Por ejemplo:

El famoso cuarteto de Liverpool, Los Beatles, constituía un conjunto de cuatro elementos

Cada equipo de fútbol soccer cuenta con 11 personas en el terreno de juego.

Para jugar un partido de dobles en tenis se requieren dos parejas de jugadores.

Tres docenas de huevos constan de 36 unidades.

Así, en tu vida cotidiana empleas ciertas unidades para medir cantidades de objetos. Por ejemplo, cuando compras un par de zapatos, adquieres dos unidades; una docena de calcetines equivale a 12 pares (24 calcetines); un millar de hojas de papel contiene 1000 hojas. De la misma manera, al efectuarse una reacción o cambio químico intervienen cantidades definidas de sustancias que reaccionan entre sí para obtener un producto. La unidad de medida que se utiliza para determinar las cantidades de sustancias es el mol,

64 Química

una unidad del SI que se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en exactamente 12 gramos de isótopo de carbono 12 (que son los átomos de carbono más abundantes en la Naturaleza). Pero, ¿cuántos átomos están contenidos en 12 gramos de esos átomos de carbono?

Dibujo

Átomos contenidos, en 12 g de carbono.

La respuesta es verdaderamente asombrosa: existen 6.023 x 1023 átomos, o sea ¡602 000 000 000 000 000 000 000! átomos, es decir, ¡seiscientos dos mil trillones de átomos!. De esta manera se dice que la cantidad de una sustancia que contiene (Este valor se puede emplear tanto para átomos como para moléculas) 6.023 x 1023 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) es un mol de dicha sustancia. Este número es conocido como Número de Avogadro en honor al científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856). NA = 6.023x1023. De esta manera, un mol de aluminio estará formado por 6.023 x 1023 átomos de aluminio; en tanto que un mol de agua lo forman 6.023 x 1023 moléculas de agua. Igualmente podemos referirnos a un mol de arroz que contendrá 6.023 x 1023 granos de arroz, como un mol de melones (que es imposible contar y observar) sería igual a 6.023 x 1023 melones. A partir de esta lógica ¿podremos afirmar que la masa de un mol de melones es igual a la masa de un mol de sandías? Tal como ya te percataste, el número de Avogadro (NA) es muy grande, pero es como cualquier otro número de los muchos que existen en la Naturaleza y que tienen magnitudes mayores, semejantes o menores, por ejemplo:

El radio del Universo se ha calculado en 1.22 x 1023 Km, cuyo valor en metros es de 1.22 x 1026 m y 1.22 x 1028 cm.

La última cantidad se escribe y nombra así:

12 200 000 000 000 000 000 000 000 000, o sean doce mil doscientos cuatrillones de centímetros. Su valor en kilómetros es parecido en magnitud al número de Avogadro (NA).

La masa del Sol es de 2 x 1027 toneladas, que equivalen a 2 x 1030 kilogramos o 2x1033 gramos. Al comparar el número de Avogadro con cualquiera de esas tres magnitudes observarás que dichas cifras son mucho mayores que el número de Avogadro.

La masa de la estrella Betelgeuse, situada en la

constelación de Orión, es 50 veces mayor que la masa solar, es decir tiene 1 x 1035 gramos que se escribe y lee así:

100 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000, cien mil quintillones de gramos. Para mantener encendido un foco de 100 watts

durante una hora se requiere que pasen por el filamento 1.8 x 1022 electrones, valor cuya magnitud es menor a la del número de Avogadro.

Betelgeuse se encuentra a 650 años luz de distancia, lo que corresponde a una magnitud de 9.4608 x 1012 m.

• Masa Molar de los Compuestos La masa molar de un átomo es la masa de un mol de átomos. Asimismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus unidades en química son g/mol). La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma). Determinación La masa de un mol de átomos de un cierto elemento se puede consultar en la tabla periódica química. Por ejemplo, en la casilla del cobre aparecen siempre dos números, el número atómico (que es el número de protones existentes en su núcleo) y la masa atómica.

65 Química

¿Cuántos gramos pesa 1 mol de cobre?

Así, un mol de átomos de cobre tiene una masa de 63.55 g.

MCu = 63.55 g/mol Tanto la masa atómica como el número de Avogadro (NA) son razones unitarias, por lo que pueden expresarse de la manera siguiente:

Observa que -en ambos casos- numerador y denominador son la misma cosa. Igual a tener 1 mol de cobre que 63.55g de cobre o que 6.023 x 1023 átomos de cobre. Obtendremos lo mismo. Estas dos razones unitarias nos permiten:

Transformar moles en números de partículas. Transformar moles en gramos.

En este caso puedes emplear la relación n = m/PM, donde: n = número de moles m = masa de la sustancia en gramos PM10 = masa atómica o molecular en g/mol Ejemplos: ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2.5 moles de dicho elemento?. Sea N el número de átomos buscados. Basta multiplicar el dato por la razón unitaria del número de Avogadro para encontrar el resultado.

Así, el factor NA permite transformar moles (n) en número de átomos (N); Como ves, la masa atómica (PM) te permite transformar el número de moles (n) en masa

Para lograr la transformación inversa y determinar cuántos moles (n) corresponden a una cierta cantidad de masa (P Mcu), se emplea la misma razón unitaria, pero invertida:

¿Cuántos moles de cobre hay en 25 gramos de cobre? Coloca el dato de masa y multiplícalo por la inversa de la razón unitaria: En ningún caso utilizar P.M., ya que el concepto es masa molar

Mol expresado en gramos El mol (n) es la masa de cualquier elemento o compuesto que puede expresarse en gramos y es numéricamente igual a la masa atómica o molecular. Matemáticamente lo anterior se representa con la fórmula:

Ejemplos: Calcula la cantidad de moles que existe en 15 g de aluminio. En la tabla periódica podemos localizar la masa atómica del aluminio (26.98 g/mol); la masa en gramos (m) es de 15, por tanto, aplicando la fórmula obtenemos:

66 Química

¿Cuántos moles de átomos de plata tenemos en un anillo que contiene 6.02x1022 átomos?.

En este caso se empleó la relación contraria al del ejemplo anterior, esto es:

• Composición porcentual de las

sustancias Por ciento quiere decir, partes por cien partes. Igual que cada rebanada de un pastel es un porcentaje de todo el pastel, cada elemento de un compuesto es un porcentaje de todo el compuesto. La composición porcentual de una sustancia es el por ciento en masa de cada elemento del compuesto. La masa molar representa la masa total, o el 100 % del compuesto o sustancia. Así, la composición porcentual del agua, H2O, 11.11% de H y 88.88% de O, en masa de acuerdo con la Ley de Composición definida, la composición porcentual debe ser igual, sin importar el tamaño de la muestra que se analice. La composición porcentual de una sustancia se puede calcular a partir del conocimiento de la formula y de los datos experimentales. A partir de la fórmula La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, para así poder determinar la pureza del mismo.

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.

Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g, respectivamente. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:

5.926%100% g 34.02g 1.008 x 2 %H == x

94.06%100% g 34.02g 16.00 x 2 %O == x

La suma de los porcentajes es 5.926% + 94.06% = 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos. Ejemplo: El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. Solución: La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es:

3.086%100% g 97.99g) 3(1.008 %H == x

31.61%100% g 97.99

g 30.97 %P == x

67 Química

65.31%100% g 97.99g) 4(16.00 %O == x

La suma de los porcentajes es 3.086 + 31.61 + 65.31 = 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos. A partir de datos experimentales El hecho de que sea posible determinar la fórmula empírica de un compuesto conociendo su composición porcentual, permite identificar experimentalmente los compuestos. El procedimiento es el siguiente: Primero, el análisis químico indica el número de gramos de cada elemento presente en una determinada cantidad del compuesto. Después las cantidades en gramos de cada elemento se convierten a número de moles. Por ultimo, se determina la formula empírica del compuesto. Como un ejemplo especifico, considera el compuesto etanol. Cuando el etanol se quema, se forma dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), en ese momento está presente el carbono (C) como el hidrogeno (H) y también podría haber oxígeno. (El oxígeno molecular se agrego en el proceso de combustión, pero parte del oxígeno puede también provenir de la muestra original del etanol). La masa de CO2 y de H2O producidas pueden determinarse midiendo el aumento en la masa de los absorbentes de CO2 y H2O, respectivamente. Supone que en un experimento la combustión de 11.5 g de etanol produjo 22.0 de CO2 y 13.5 g de H2O. Se puede calcular la masa de carbono e hidrógeno en la muestra original de 11.5 g de etanol como sigue:

Así, 11.5 g de etanol contiene 6.00 g de carbono y 1.51 g de hidrogeno. El resto debe ser oxigeno, cuya masa Masa de O = masa de la nuestra – (masa de C +masa de H) = 11.5 g – (6.00 g + 1.51 g) = 4.0 g El número de moles de cada uno de los elementos presentes en 11.5 g de etanol es

O mol 0.25O g 16.00

O mol 1 x O g 4.0O de moles

H mol 1.50H g 1.008

H mol 1 x H g 1.51H de moles

C mol 0.500C g 12.01

C mol 1 x C g 6.00C de moles

==

==

==

Cada uno de los valores encontrados se divide entre el más pequeño de los encontrados con el fin de obtener números enteros, en caso de no suceder esto se deberá multiplicar por el entero más pequeño posible que me de un entero. Así para el caso anterior O.5/0.25 = 2 1.5/0.25 = 6 0.25/0.25 = 1 De esta forma, la fórmula del etanol es C2H6O Ahora se entiende mejor la palabra “empírica”, que literalmente significa “basado solo en observación y en mediciones”. La formula empírica del etanol se determina por el análisis de compuesto en función de los elementos que lo forman no es necesario conocer como se encuentran unidos los átomos entre si en el compuesto.

Integra más información del concepto de mol, el número de Avogadro y masa molar.

68 Química

Analiza en equipo el concepto de mol, el número de Avogadro y masa molar; elaboren un informe con las conclusiones del análisis.

Realiza un cuadro resumen del procedimiento para determinar el porcentaje en masa de las sustancias.


Compara los resultados de ejercicios con tus compañeros.

2.2.2 Formulas • Empíricas o Mínimas Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto. Estas proporciones son ciertas también al nivel molar. Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. De la misma manera, 1.0 mol de H2O está compuesta de 2.0 moles de hidrógeno y 1.0 mol de oxígeno.

También podemos trabajar en reversa a partir de las proporciones molares: Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica. El Mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73.9% de mercurio y 26.1% de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica? Digamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá 73.9 gramos de mercurio y 26.1 gramos de cloro. ¿Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales? Para el mercurio: (73.9 g)*(1 mol/200.59 g) = 0.368 moles Para el cloro: (26.1 g)*(1 mol/35.45 g) = 0.736 mol ¿Cuál es la proporción molar de los dos elementos? ( 0.736 mol Cl/0.368 mol Hg) = 2.0 Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. Fórmula empírica del compuesto sería: HgCl2 • Moleculares La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el masa molecular del compuesto. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92 % de C, 4.58 % de H, y 54.50 % de O, en masa.

69 Química

El masa molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica? En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:

40.92 gramos C 4.58 gramos H

54.50 gramos O

Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así: Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3.406 o sea la del oxígeno): Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero. 1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos.

C = (1.0)*3 = 3 H = (1.333)*3 = 4 O = (1.0)*3 = 3

Es decir C3H4O3 Esta es nuestra fórmula empírica para el ácido ascórbico. ¿Pero y la fórmula molecular? Nos dijeron que la masa molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuál es la masa molecular de nuestra fórmula empírica? (3*12.011)+(4*1.008)+(3*15.999)=88.062 uma

El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental. ¿Cuál será la proporción entre los dos valores?

(176 uma / 88.062 uma) = 2.0 Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta. Entonces, la fórmula molecular será:

2* C3H4O3 = C6H8O6 • Determinación a partir de la

composición Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar cuantitativamente como reaccionaron y así poder calcular características cuantitativas de estas. Entre otras, su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia. A esto se le conoce como análisis cuantitativo. Análisis de combustión Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O2 en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO2 y el hidrógeno en H2O. La cantidad de carbono producida se determina midiendo la cantidad de CO2 producida. Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra. De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando al H2O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio.

70 Química

Ejemplo: consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O. Al quemar 0.255 g de alcohol isopropílico vemos que se producen 0.561 g de CO2 y 0.306 g de H2O. Con esta información podemos calcular la cantidad de C e H en la muestra, ¿Cuántas moles de C tenemos? Dado que un mol de CO2 tiene una mol de C y dos de O, y tenemos 0.0128 moles de CO2 en la muestra, entonces hay 0.0128 moles de C en nuestra muestra. ¿Cuántos gramos de C tenemos? ¿Cuántas moles de Hidrógeno tenemos? Dado que una mol de H2O tiene una mol de oxígeno y dos moles de hidrógeno, en 0.017 moles de H2O, tendremos 2*(0.017) = 0.034 moles de H. Como el hidrógeno es casi 1 gramo/mol, entonces tenemos 0.034 gramos de hidrógeno en la muestra. Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de H, obtenemos: 0.154 gramos (C) + 0.034 gramos (H) = 0.188 gramos Pero sabemos que el peso de la muestra era de 0.255 gramos. La masa que falta debe ser de los átomos de oxígeno que hay en la muestra de alcohol isopropílico: 0.255 gramos - 0.188 gramos = 0.067 gramos (O) ¿Pero esto cuantas moles de O representa? Entonces resumiendo, lo que tenemos es:

0.0128 moles Carbono 0.0340 moles Hidrógeno

0.0042 moles Oxígeno Con esta información podemos encontrar la fórmula empírica, si dividimos entre la menor cantidad para obtener enteros:

C = 3.05 átomos H = 8.1 átomos

O = 1 átomo Si consideramos el error experimental, es probable que la muestra tenga la fórmula empírica:

C3H8O

Realiza un mapa conceptual de las formulas empíricas y moleculares.

Construye una tabla con los cálculos necesarios para obtener las fórmulas empíricas y moleculares.

Propón cinco ejemplos para la determinación de la composición y 5 a partir de datos experimental.

Compara estos ejemplos con tus compañeros de equipo.


71 Química

Compara los resultados de ejercicios con tus compañeros.

RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.3 Balancear las ecuaciones químicas por el método Redox. 2.3.1 Las Reacciones Químicas. • Definición Un primer paso para representar lo que ocurre cuando el gas propano se quema al aire, (combustión), consiste en colocar en una ecuación, cada una de las substancias químicas involucradas en el proceso:

CH3CH2CH3+O2→CO2+ H2O

En una ecuación de este tipo, todas las substancias colocadas a la izquierda de la flecha, se llaman “Reactivos” o “Reaccionantes” y todas las substancias colocadas a la derecha, se llaman “Productos”. La flecha que separa los productos de los reactivos se lee como “Produce”. Así pues, en términos del lenguaje cotidiano, la anterior ecuación puede leerse como: “Propano mas oxígeno, produce bióxido de carbono mas agua” Una ecuación química, tal como ha sido escrita la anterior, nos dice simplemente, que “el gas metano reacciona con el oxígeno para formar bióxido de carbono y agua”. Pero en un sentido estricto, no es una ecuación, por cuanto no es una igualdad. Para que esta expresión sea realmente

una igualdad, es necesario que a cada lado de la flecha, existan las mismas cantidades de cada uno de los átomos involucrados. Balancear una ecuación, es entonces escribir la expresión de acuerdo con la Ley de la Conservación de Masa:

CH3CH2CH3+5 O2→3 CO2+4 H2O En toda Ecuación Química, los números que aparecen como “Subíndices”, se refieren siempre a la proporción de átomos de cada especie dentro de cada molécula. Los números colocados como “Coeficientes”, se refieren siempre a la proporción en que interactúan las diferentes moléculas, en una reacción particular. Nuevamente, en términos del lenguaje escrito, la anterior ecuación puede leerse ahora como: “Cuando una molécula, (o mol), de gas propano reacciona con cinco moléculas, (o moles), de oxígeno, se producen tres moléculas, (o moles), de bióxido de carbono y cuatro moléculas, (o moles), de agua” El escribir las reacciones químicas en forma de verdaderas ecuaciones matemáticas, es una habilidad que el estudiante debe desarrollar. Con frecuencia se asume el balance de ecuaciones químicas, como el producto de una actividad tortuosa o misteriosa o en el mejor de los casos, producto del asar; sin embargo, esta actividad es mas frecuente de lo que lo que pensamos: Supone que debes preparar un refrigerio para 20 personas y que cada plato debe contener 5 nueces, (5 Nu), tres camarones, (3 Ca), un limón, (1 Li) y dos papas (2 Pa). Si tomásemos cada uno de los componentes de este refrigerio como si fuesen elementos químicos, entonces la fórmula molecular de un refrigerio de este tipo podría representarse por “Nu5Ca3LiPa2“ y la ecuación de la reacción por: 100Nu+60Ca+20Li+40Pa→20 Nu5Ca3LiPa2 O simplificando,

5 Nu+3 Ca+Li+2 Pa→Nu5Ca3LiPa2

72 Química

Obsérvese que el balance de esta ecuación es necesario para tener conciencia de las proporciones individuales de cada ingrediente, al momento de servir cada plato y para conocer la cantidad de cada uno de los ingredientes al momento de realizar las compras, (entiéndase, estequiometría). Gracias al gran sentido de las proporciones que tienen nuestras madres, siempre nos levantamos satisfechos de la mesa y podemos reflexionar entonces, sobre cosas tales como, el origen de las posibles asociaciones entre la química y el arte culinario. Combustión del Propano Oxidación del hierro

Foto • Tipos Precipitación Las reacciones de precipitación son un tipo particular de reacciones en fase acuosa, que se caracterizan por la formación de un producto insoluble a partir de dos substancias que se hallan en solución; el producto insoluble recibe el nombre genérico de "precipitado" y en general se le da este nombre, a cualquier producto insoluble que se desprende de una solución y se separa por decantación. Sistema NaCl + AgNO3 AgCl

Las siguientes ecuaciones describen algunos ejemplos de reacciones de precipitación:

Pb(NO3)2(aq)+NaI(aq)→PbI2(s)+NaNO3(aq) K3PO4(aq)+CaCl2(aq)→Ca3(PO4)2(s)+KCl(aq) AgNO3(aq)+NaCl(aq)→AgCl(s)+NaNO3(aq)

Esta forma de representar las reacciones químicas, se conoce como "Ecuaciones Moleculares", debido a que en ellas se escriben cada una de las substancias como si en el medio acuoso, realmente existiesen estas especies en su forma molecular. Aun cuando esta forma de escribir las reacciones es útil por cuanto describen la identidad de los reaccionantes y de los productos, dicha notación es inexacta en la medida en que no describe lo que realmente ocurre en la solución. En primer lugar, en medio acuoso, ninguna de estas especies existe como unidad molecular sino como iones individuales. En segundo lugar, estas reacciones ocurren entre especies iónicas, es decir, solo intervienen o participan del proceso, unos pocos iones. Los iones existen no solo en solución sino además, en estado gaseoso y en el sólido cristalino. Frecuentemente se emplean ecuaciones iónicas para representar los cambios químicos, porque mediante esta forma se puede entender mejor la esencia del proceso. Así, por ejemplo, en la tercera ecuación, los iones sodio y nitrato son superfluos en la reacción, no participan de ella y en verdad, la reacción ocurre exactamente igual entre soluciones de sulfato de plata y cloruro de potasio. Una forma mas precisa de escribir estas mismas reacciones, es mediante "Ecuaciones Iónicas", en las cuales aparecen solamente las especies iónicas involucradas:

Pb2+(aq)+I-(aq)→PbI2(s) PO43-(aq)+Ca2+(aq)→Ca3(PO4)3(s)

Ag+(aq)+Cl-(aq)→AgCl(s)

Algunos ejemplos típicos de reacciones de precipitación los constituyen la formación de estalactitas a partir de soluciones saturadas de carbonato de calcio en algunas cavernas, la precipitación de carbonatos en una planta de sosa cáustica y la precipitación de oxalato de calcio en los cálculos renales. Sistema KI + Pb(NO3)2 PbI2 Foto

73 Química

Combustión Los elementos combustibles de la mayoría de las sustancias combustibles son, el carbono, el hidrógeno y una pequeña cantidad de azufre. Los cálculos se realizan mediante algunas reacciones químicas de estas sustancias con el oxígeno, teniendo en cuenta que: a) El combustible es un único compuesto químico, (sustancia pura), o bien una mezcla de sustancias puras, (mezcla de gases combustibles). b) El combustible, si es un líquido o un sólido, (fuel, carbón, etc.), es una mezcla de diversos compuestos cuya composición química se puede determinar. En cualquier caso, los elementos combustibles son sólo el C, H2 y S y las reacciones de combustión se pueden reducir, cuando se trata de combustibles sólidos o líquidos, a las tres siguientes:

Los gases que se desprenden del combustible sólido son hidrocarburos ligeros CH4, pesados C2H4, C2H2, C6H6 y en algunos casos el CO y el SO2, de forma que:

Si la combustión es incompleta algunos gases combustibles escapan sin arder, encontrándose en los humos gases como el CO y algunos hidrocarburos. En general, el oxígeno debe ser abundante para que la combustión sea lo más

completa posible, por lo que es necesario exista aire en exceso. Un elevado exceso de aire es desfavorable porque disminuye la temperatura de combustión, arrastrando, además, un elevado número de calorías que se pierden por los humos, al tiempo que se provoca la aparición de los NOx. Combinación (Síntesis) Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más sustancias se puede obtener otra (u otras) con propiedades diferentes. Para que tenga lugar, debemos agregar las sustancias a combinar en cantidades perfectamente definidas, y para producirse efectivamente la combinación se necesitará liberar o absorber calor (intercambio de energía). Ejemplos: una cierta cantidad de cobre reaccionará con el oxígeno del aire cuando se le acerque la llama de un mechero, entonces se combinan el cobre y oxígeno, gracias a la energía proporcionada por el calor de la llama del mechero.

S + Fe = FeS Azufre calor hierro sulfuro de hierro (II)

Para que se posible la reacción química entre el S y el Fe es fundamental entregarles calor. Descomposición Es un fenómeno químico, y a partir de una sustancia compuesta (formada por 2 ó más átomos), puedo obtener 2 ó más sustancias con diferentes propiedades. Ejemplos: al calentar óxido de mercurio, puedo obtener oxígeno y mercurio; puedo hacer reaccionar el dicromato de amonio para obtener nitrógeno, óxido crómico y agua.

(NH4)2Cr2O7 → N2 + 4H2O + Cr2O3 dicromato de amonio nitrógeno agua óxido

crómico

74 Química

Para que sea posible la reacción química de descomposición del dicromato de amonio debe haber calor. Sustitución Simple En las reacciones de sustitución sencilla, un elemento reacciona reemplazando a otro en un compuesto. Las reacciones de sustitución sencilla también se llaman reacciones de reemplazo, de sustitución o de desplazamiento. En este texto se describirán dos tipos generales de reacciones de sustitución sencilla: 1. Un metal (A) sustituye a un ion metálico en su

salo ácido. B puede ser un ion metálico o ion hidrógeno.

A + BZ → AZ + B

2. Un no metal (X) sustituye a un ion no metálico en su salo ácido. B puede ser un ion metálico o un ion hidrógeno.

X + BZ → BX+Z

En el primer caso, la sustitución depende de uno de los dos metales que intervienen en la reacción, A y B. Es posible acomodar los metales en un orden que se llama serie electromotriz o de actividad. Cada elemento de la serie desplazará a cualquier otro, que lo siga, de su sal o ácido. Por ejemplo, el zinc desplazará a los iones de cobre (Il) de una sal de cobre(ll) corno puede ser el sulfato de cobre(II), CuSO4. Aunque el hidrógeno no es un metal, está incluido en esta serie: Li, K, Ha, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H),

Cu, Hg, Ag, Au En términos generales, todos los metales anteriores al hidrógeno desplazarán a los iones hidrógeno que formen parte de un ácido. Los metales más reactivos (U, K, Ha, Ca y Na) sustituyen a un hidrógeno del agua para formar el hidróxido metálico y gas hidrógeno. Deberás ser capaz de completar y balancear las ecuaciones de reacción

de sustitución sencilla utilizando esta serie y de clasificar el tipo de reacción. En el segundo tipo de reacción de sustitución sencilla, cuando un no-metal desplaza al otro no-metal de su sal o ácido, la reacción depende de los dos metales involucrados, X y Z. Existe una serie semejante a la serie electromotriz o de actividad para los no metales halógenos –F2 Cl2, Br2 y I2. El bromo desplaza a los iones yoduro de una sal yoduro en solución acuosa, el cloro desplazará al ion bromuro o al ion yoduro y el flúor desplazará a cualquiera de los tres iones halógenos. Esta serie sigue la disminución en las propiedades no metálicas en la familia de los halógenos de acuerdo con la tabla periódica. Doble Sustitución En las reacciones de doble sustitución participan dos compuestos en la reacción, el ión positivo (catión) de un compuesto se intercambia con el ion positivo (catión) del otro compuesto. En otras palabras, los dos iones positivos intercambian iones negativos (aniones). Las reacciones de doble sustitución también se llaman de metátesis que significa "un cambio en el estado, en la sustancia o en la forma" o reacción de doble descomposición. Esta reacción se representa con la ecuación general:

AX + BZ → AZ + BX En las reacciones de doble sustitución hay cuatro partículas separadas A, X, B y Z mientras que en las reacciones de sustitución sencilla sólo hay tres, A, B y Z. En las reacciona de doble sustitución las partículas son iones, mientras que en las de sustitución sencilla A no es un ion, sino un metal o no metal libre. Las reacciones de sustitución sencilla dependen de la serie electromotriz o de actividad, lo que no sucede con las reacciones de doble sustitución. Las reacciones de doble sustitución por lo general se llevarán a cabo si se cumple una de las tres condiciones siguientes:

75 Química

I. Si se forma un producto insoluble o ligeramente soluble (precipitado). 2. Si se obtienen como productos especies débilmente ionizadas. La especie más común de este tipo es el agua. 3. Si como producto se forma un gas. El tipo más común de reacción de doble sustitución pertenece a la primera de las tres clases. Durante la reacción se produce un precipitado, un sólido que aparece en solución, debido a que, uno de los productos es insoluble (o ligeramente soluble) en agua. Para indicar la formación de este precipitado ecuación se incluye una (s) junto al compuesto, como en AgCI(s). • Representación Una ecuación química usa los símbolos y fórmulas químicas de los reactivos y productos, y otros términos simbólicos para representar una reacción química. Las ecuaciones se escriben siguiendo este formato: 1. Los reactivos se separan de los productos con una flecha que indica el sentido de la reacción. Una flecha doble indica que la reacción se efectúa en ambas direcciones y establece un equilibrio entre los reactivos y los productos. 2. Los reactivos se colocan a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha. Un signo más (+) se coloca entre cada reactivo y entre cada producto, cuando es necesario. 3. Las condiciones necesarias para efectuar la reacción pueden, si se desea, colocarse arriba o abajo de la flecha o signo de igualdad. Por ejemplo, una letra delta mayúscula (∆) colocada sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción. 4. Se colocan coeficientes (números enteros) frente a los símbolos de las sustancias (por ejemplo, 2H2O) para equilibrar o balancear la ecuación e indicar el número de unidades fórmula (átomos, moléculas, moles, iones) de cada sustancia que

reacciona o que se produce. Cuando no se indica número alguno, se sobreentiende que se trata de una unidad fórmula. 5. El estado físico de las sustancias se indica mediante los siguientes símbolos: (s) para el estado sólido (I) para el estado líquido (g) para el estado gaseoso (aq) para sustancias de solución acuosa. Símbolo Significado

→ Da (dan), producen (apunta hacia los productos)

↔ Reacción reversible; equilibrio entre reactivos y productos

↑ Gas que se desprende (se marca después de la sustancia)

↓ Sólido o precipitado que se forma (se marca después de la sustancia)

(s) Estado sólido (se escribe después de la sustancia)

(I) Estado líquido (se escribe después de la sustancia)

(g) Estado gaseoso (se escribe después de la sustancia)

(aq) Solución acuosa (sustancia disuelta en agua)

∆ Calor

+ Más, o se agrega a (al aparecer entre dos sustancias)

Elabora en equipo un cuadro sinóptico sobre los

tipos de reacciones. Observa e identifica en casa los tipos de reacciones

químicas que se presentan cotidianamente.

Realiza la representación esquemáticamente de las

reacciones que identificaste. Compara los resultados de ejercicios con tus

compañeros.

76 Química

2.3.2 Balanceo de Ecuaciones de Oxidación - Reducción.

En esta sección se estudiará el balanceo de ecuaciones, para poder saber cuantificar los reactivos y los productos de una reacción química se requiere que la ecuación que la representa esté debidamente “balanceada”. Este proceso consiste en que los átomos de los reactivos y de los productos sean iguales en cantidad, para cumplir con la Ley de la conservación de la materia. El balanceo de ecuaciones es el procedimiento que nos permite igualar cuantitativamente los átomos de los elementos presentes en los reactivos y en los productos de una reacción química. Por lo tanto, es necesario encontrar, por cualquier método, tanteo, oxidación-reducción (redox), algebraico o ion-electrón, los valores numéricos enteros más pequeños correspondientes a los coeficientes a, b, c y d, de la ecuación general señalada con anterioridad: aA + bB cC + dD • Estados de Oxidación El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación significa el número de carga que tendrá un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Por ejemplo, las ecuaciones para la formación de HCl Y SO2 se podrían escribir como: 0 0 1+1-

H2(g)+Cl2(g) → 2HCl(g) 0 0 4+2-

S(s)+O2(g) → SO2(g) Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En ninguna de las dos reacciones hay cargas en los átomos de las moléculas de reactivos Por tanto, su número de oxidación es cero sin embargo, para las moléculas de los productos se supone que ha habido una transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o perdieron

electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferido”. Los números de oxidación permiten identificar enseguida los elementos que se han oxidado y reducido. Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación, el hidrogeno y el azufre en los ejemplos anteriores, sean oxidado el cloro y el oxígeno sean reducido por lo que sus números de oxidación son menores que al inicio de la reacción. Observe que la suma de los números de oxidación del H y del Cl en el HCl (+1 y -1) es cero. Asimismo, si se añaden cargas (+4) en el S y en los dos átomos de O [2x(-2)], el total es cero. La razón de esto es que las moléculas de HCl y SO2 son neutras y por tanto se deben cancelar las cargas. En este manual se utilizan las siguientes reglas para asignar el número de oxidación: 1. En los elementos libres (es decir, en estado no

combinado), cada átomo tiene un numero de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4 tiene el mismo número de oxidación: 0

2. Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ion. Entonces, el ion Li+ tiene un número de oxidación de +1; el ion Ba+2, +2; el ion Fe+3, +3; el ion I-, -1; el ion O-2, -2 y así sucesivamente. Todos los metales alcalinos tiene un número de oxidación de +1 y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.

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

-2) es -1. 4. El número de oxidación del hidrogeno es +1,

excepto cuando esta enlazados con metales en compuesto binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es -1.

5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus componentes. Los otros halógenos

0 0 +1 -1

77 Química

(Cl, Br, I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuros en los compuestos. Cuando están combinados con oxígeno, por ejemplo en los óxidos y oxianiones, tienen números de oxidación positivos.

6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todo los átomos debe de ser 0. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ion. Por ejemplo, en ion amonio, NH4

+, el número de oxidación del N es -3 y del H es +1. Por tanto, la suma de los números de oxidación es -3 +4 (+1) = +1, que es igual a la carga neta del ion.

7. Los números de oxidación no tienen que se enteros. Por ejemplo, el número de oxidación del O en el ion superóxido, O2

- es -1/2. Ejemplo: Asigne el número de oxidación a todos los elementos de los siguientes compuestos y en el ion:

a) Li2O b) HNO3 c) Cr2O7

-2 Para asignar el número de oxidación de los elementos se hace referencia a las reglas anteriores. Recuerde que la suma de los números de oxidación de los elementos en una especie a la carga neta de dicha especie

a) De acuerdo con la regla 2, se ve que litio tiene el número de oxidación de +1 (Li+) y el oxígeno tiene el número de oxidación de -2 (O-2).

b) Esta es la formula del ácido nítrico que, en solución, forma un ion H+ y un ion NO3

-. De la regla 4 se ve que el H tiene un número de oxidación de +1 por tanto, el otro grupo (el ion nitrato) debe tener un número de oxidación de -1. Puesto que el oxígeno tiene un número de oxidación de -2, el número de oxidación del nitrógeno (señalado como x) esta dado por

-1 = x + 3 (-2) x = +5

c) De la regla 6, se ve que la formula de los

número de oxidación en el ion Cr2O7-2 debe

ser -2. Se sabe que el número de oxidación del O es -2, así que todo lo que resta es determinar el número de oxidación del Cr, el cual se llamar y. La suma de los número de oxidación del ion es:

-2 = 2 (y) + 7 (-2)

y = +6 • Método de Tanteo Para ejemplificar este método se muestra cómo balancear por tanteo la reacción entre la hidracina y el tetraóxido de dinitrógeno:

aN2H4(i) + bN204(i) →cN2(g) + dH20(g) (hidracina) Inicialmente procedemos a indicar el número de átomos de cada elemento, antes y después de la reacción, para posteriormente encontrar los valores de los coeficientes a. b, c y d.

N2H4 + N2O4 → N2 + H2O Total átomos en reactivos:= Total átomos en productos N:_____ N:_____ N:_____ H:_______ H:_____ O:_____ O:______ Las cantidades de átomos de los diferentes elementos que aparecen en los reactivos deben ser iguales a las cantidades de átomos de esos mismos elementos en los productos. Por lo tanto para comenzar la igualación se recomienda iniciar por los elementos que aparecen menos veces, en este caso el hidrógeno o el oxígeno. Comenzaremos con el oxígeno. En los reactivos se tienen 4 átomos de oxígeno y en los productos se tiene sólo 1 átomo de este elemento. Por lo tanto multiplicaremos por 4 a las moléculas de agua:

78 Química

N2H4(l) + N204(l) → N2(g) + 4H2O(g)

Se observa que en los reactivos se tienen 4 átomos de hidrógeno y en los productos se tienen 8 átomos del mismo. Por lo tanto multiplicaremos por 2 la molécula de hidracina, con lo que tendremos:

2N2H4(i) + N204(i) → N2(g) + 4H20(g)

El número de átomos de nitrógeno en los reactivos es 6, mientras que en los productos es 2. Entonces, multiplicamos por 3 las moléculas de nitrógeno y obtenemos:

2N2H4(l) + N204(l) → 3N2(g) + 4H20(g)

Revisemos los resultados hasta aquí obtenidos. Indica el número de átomos de cada elemento en los reactivos y productos en la reacción:

2N2H4(l) + N204(l) → 3N2(g) + 4H20(g)

Total átomos en reactivos: = Total átomos en productos

N:_______ N:________ O:_______ O:________ H:_______ H:________

De esta manera queda balanceada la ecuación, misma que nos indica que 2 moléculas de hidracina reaccionan exactamente con 1 molécula de tetróxido de nitrógeno, para producir 3 moléculas de nitrógeno molecular gaseoso y 4 moléculas de agua. Estos valores corresponden a los coeficientes a, b, c, d, y son los mínimos. Esto quiere decir que la ecuación podrá quedar balanceada con otros números, siempre que sean múltiplos enteros de ellos, así

4N2H4(I) + 2N204(I) → 6N2(g) + 8H20(g)

Observa que con estos coeficientes, la ecuación también quedó balanceada.

• Método Algebraico Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos 1) A cada fórmula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O2 →Fe2O3 A B C 2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica

Para el Fierro A = 2C Para el Oxigeno 2B = 3C

3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C Por lo tanto si C = 2 Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:

2B = 3C 2B = 3(2) B = 6/2 B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son:

A = 4 B = 3 C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación:

4Fe + 3O2 → 2 Fe2O3

Otros ejemplos:

79 Química

HCl + KMnO4 →KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 A B C D E F

• A = 2E Cl) A = C + 2D + 2F

• B = C Mn) B = D O) 4B = E

Si B = 2 4B = E 4(2) = E E = 8 B = C C = 2 B = D D = 2 A = 2E A = 2 (8) A = 16 A = C + 2D + 2F 16 = 2 + 2(2) + 2F F = 10/2 F = 5 16HCl + 2KMnO4 → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 • Método Redox El método por tanteo utilizado para igualar las ecuaciones químicas se vuelve insuficiente para ecuaciones tan complicadas como en las que interviene un intercambio de electrones. En ellas, además de considerarse el principio de conservación de la materia, debe contemplarse el de "conservación de la carga”; en donde todos los electrones cedidos por el agente reductor (elemento que se oxida) deben ser ganados por el agente oxidante (elemento que se reduce). Existen dos métodos de balanceo que se basan en estos principios y son: el del cambio en el número de oxidación, del cual nos ocuparemos ahora. Antes de estudiar este método de balanceo es necesario conocer los conceptos oxidación y reducción. En una reacción química de oxidación-reducción dos elementos se combinan para dar lugar a la

formación de un compuesto, uno de ellos cede electrones y el otro los gana, así en la reacción:

M + X MX Uno cede electrones y el otro los gana y puede interpretarse de la siguiente manera:

M -n e- Mnn+ (catión) X + ne- Xnn- (anión)

En el primer caso ocurre una oxidación (pérdida de electrones) de un elemento M, que casi siempre es un metal. A ésta se le llama media reacción de oxidación. En el segundo caso ocurre una reducción (ganancia de electrones) de un elemento X, que siempre es un no metal. A ésta se le llama media reacción de reducción. Por esto, a los metales se les llama reductores, pues al ceder electrones reducen el número de oxidación de los no metales, de cero a valores numéricos negativos. A los no metales (elementos que se encuentran a la derecha en la tabla periódica, en su forma larga) se les llama oxidantes, porque al ganar electrones. Aumentan el número de oxidación de los metales, de cero a valores numéricos positivos. Por ejemplo: Na0 - 1 e- ———— Na1 + (se oxida, es reductor) CI 0 + 1 e- ———— CI1- (se reduce, es oxidante) Ambos iones, al atraerse eléctricamente forman el cloruro de sodio, como se vio en la parte correspondiente a la formación del enlace químico. A continuación balancearemos, por el método del cambio en el número de oxidación, la reacción química con la que es posible obtener cloro en el laboratorio. KMn04(ac) + HCI(ac) KCI(ac) + MnCl2(ac) + Cl2(g) + H2O(l) En ella reaccionan dos sustancias químicas, una oxidante, el permanganato de potasio y una reductora, el ácido clorhídrico.

80 Química

Para proceder a balancearla seguiremos los siguientes pasos: 1. Este método se aplicará solamente cuando en la reacción haya cambios en el número de oxidación. 2. Las fórmulas de las sustancias que intervienen en ella deberán estar escritas en forma correcta. 3. Asignar a cada elemento de la ecuación su número de oxidación, obedeciendo a las reglas señaladas anteriormente, conviene escribirlos sobre cada uno de los elementos que intervienen en la reacción, así: K1+Mn7+042"+H1+Cl1- K1+CI1- + Mn2+ Cl1- + Cl20+ H2

1+O2-

Observa que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que forman parte de un compuesto es igual a cero. Lo cual indica que se ha cumplido el paso 2. El número de oxidación de un elemento en su estado fundamental (cloro) es cero. En todos los casos es muy importante cumplir con la regla de la electroneutralidad. 4. Identificar qué elementos cambian en la reacción su número de oxidación y escribir la media reacción de reducción y oxidación respectivamente.

Mn7+ Mn2+ (REDUCCIÓN)

2Cl1- Cl20 (OXIDACIÓN) Es conveniente igualar de una vez el número de átomos de cloro en la media reacción de oxidación, teniéndose entonces que dos iones cloruro pierden cada uno un electrón para dar lugar a la formación de una molécula de cloro gaseoso. 5. Dado que en las medias reacciones de reducción y oxidación, los electrones no están en la misma cantidad, es necesario igualarlos. Multiplicando la media reacción de reducción por 2 y la media reacción de oxidación por 5 lo obtendremos, con lo que queda así:

(Mn7+ Mn2+) 2

Para obtener:

2Mn7+ 2Mn2+

y (2Cl1- Cl2

0 ) 5 Para obtener:

10Cl1- 5Cl20 Una vez igualadas las cantidades de electrones en las dos medias reacciones, se suman éstas, para obtener la ecuación que representa la reacción química total:

2Mn7+ 2Mn2+

10Cl1- 5Cl2

2Mn7+ + 10Cl1- 2Mn 2+ + 5Cl20

6. Los números obtenidos se llevan a la ecuación original que se desea balancear, colocándolos como coeficientes del compuesto donde se encuentra el elemento que cambió su número de oxidación, según corresponda:

2KMnO4 + 10HCl- KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O

7. Como puedes observar la ecuación aún no está balanceada, por lo que tiene que utilizarse el método de tanteo para terminar de igualar las cantidades de los elementos que hacen falta. Hasta ahora, el manganeso es el único elemento balanceado, pero es indudable que la ecuación resultará más cómoda para su balanceo final. Trátese de modificar lo menos posible los coeficientes indicados. No es válido cambiar los subíndices en las fórmulas. En los reactivos se tienen dos átomos de potasio y en los productos se tiene sólo uno. Por lo tanto multiplicaremos por 2 el KCI.

+10e- -2e-

81 Química

2KMn04 + 10HCI 2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O

En los reactivos se tienen ocho átomos de oxígeno y en los productos sólo uno. Por lo tanto, multiplicar por 8 las moléculas de agua.

2KMn04+10HCI 2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

En los productos se tienen dieciséis átomos de hidrógeno y en los reactivos sólo diez. Cambiar el coeficiente 10 por el 16 Quedando así:

2KMn04+16HCI 2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

La ecuación queda finalmente balanceada. Una de las limitaciones más importantes del método estudiado es el tener que recurrir también al de tanteo, para finalmente balancear las ecuaciones químicas. Este hecho no lo detrimento, ya que el método de tanteo por sí solo es aún menos eficaz. En cambio el método redox, como también se le denomina, proporciona una idea más amplia de lo que son las reacciones químicas. • Agentes oxidantes El agente oxidante es aquel que acepta electrones, se refiere a la semireacción que implica la perdida de electrones. El Hierro.- Expuesto al aire húmedo, se corroe formando óxido de hierro hidratado, una sustancia pardo-rojiza, escamosa, conocida comúnmente como orín. La formación de orín es un fenómeno electroquímico en el cual las impurezas presentes en el hierro interactúan eléctricamente con el hierro metal. Se establece una pequeña corriente en la que el agua de la atmósfera proporciona una disolución electrolítica. El agua y los electrólitos solubles aceleran la reacción. En este proceso, el hierro metálico se descompone y reacciona con el oxígeno del aire para formar el orín. La reacción es más rápida en aquellos lugares donde se acumula el orín, y la superficie del metal acaba agujereándose.

Peróxido, compuesto químico que contiene dos átomos de oxígeno enlazados, O-O. Algunos de estos productos tienen aplicaciones importantes en tecnología química como agentes oxidantes El cromato de potasio (K2CrO4), un sólido cristalino amarillo, y el dicromato de potasio (K2Cr2O7), un sólido cristalino rojo, son poderosos agentes oxidantes utilizados en cerillas o fósforos y fuegos artificiales, en el tinte textil y en el curtido de cuero. • Agentes reductores Los elementos de transición presentan múltiples estados de oxidación que varían desde +1 hasta +8 según los compuestos. En los compuestos organometálicos, consistentes en metales unidos a especies orgánicas, los metales de transición presentan a veces estados de oxidación negativos. Los elementos de transición tienen las propiedades típicas de los metales: son maleables, dúctiles, conducen el calor y la electricidad, y tienen un brillo metálico. Tienden a actuar como agentes reductores (donantes de electrones), pero son menos activos en este sentido que los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos, que tienen valencias +1 y +2 respectivamente. Los elementos de transición tienen por lo general densidades y puntos de fusión elevados y presentan propiedades magnéticas. Forman enlaces iónicos y covalentes con los aniones (iones cargados negativamente) y sus compuestos suelen tener colores brillantes.

El Fósforo (P) es también un importante agente reductor

Realiza una síntesis de las reglas para asignar el número de oxidación. Elabora en equipo un resumen de los pasos del balanceo por tanteo.

82 Química

Elabora en equipo un resumen de los pasos del balanceo por REDOX. Compara tus resúmenes con tus compañeros de equipo para enriquecer el trabajo. RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.4. Calcular las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción utilizando los factores de eficiencia, pureza y exceso. 2.4.1 Estequiometría. • Definición Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. • Factores de conversión El factor de conversión es una fracción en la que el numerador y el denominador son medidas iguales expresadas en unidades distintas, de tal manera, que esta fracción vale la unidad. Método efectivo para cambio de unidades y resolución de ejercicios sencillos dejando de utilizar la regla de tres. Ejemplo 1: Pasar 15 pulgadas a centímetros (factor de conversión: 1 pulgada = 2,54 cm). 15 pulgadas × (2,54 cm / 1 pulgada) = 15 × 2,54 cm = 38,1 cm.

Ejemplo 2: Pasar 25 metros por segundo a kilómetros por hora (factores de conversión: 1 kilómetro = 1000 metros, 1 hora = 3600 segundos) 25 m/s × (1 km / 1000 m) × (3600 s / 1 h) = 90 km/h. En cada una de las fracciones entre paréntesis se ha empleado la misma medida en unidades

distintas de forma que al final sólo quedaba la unidad que se pedía. Unidades fundamentales, que son siete: Metro para longitud; kilogramo para masa; Segundo para tiempo; Ampere para intensidad eléctrica; Kelvin para temperatura; Candela para intensidad luminosa y; Mol para la cantidad de sustancia. Unidades derivadas que se obtienen a partir de las fundamentales, como por ejemplo; metro cuadrado para área; metro cúbico para volumen; pascal para presión, entre otras. Unidades Básicas del Sistema Internacional de

Unidades Magnitud Unidades básicas Símbolo Longitud metro m

Masa Kilogramo Kg Tiempo segundo s Energía eléctrica

ampere A

Temperatura Kelvin °K Intensidad luminosa

candela cd

Cantidad de sustancia

mol mol

Magnitud Unidades Complementarias

Símbolo

Ángulo plano radián rad Ángulo sólido esterradián sr A continuación se definen las unidades que emplearás en tu curso de Química. Unidad de longitud: metro (m). Originalmente se estableció como la diezmillonésima parte de la distancia del Polo Norte al Ecuador, la cual se grabó en una barra de platino e iridio que se encuentra depositada en la Oficina de Pesas y Medidas de París. Actualmente se define como la distancia que recorre la luz en:

1 seg. 2. 997 925 x 109

83 Química

Unidad de masa: Kilogramo (Kg). Se puede definir como la masa de 1 dm3 (1L) de agua a 40°C. El kilogramo patrón es una pieza metálica que se conserva en Francia. Unidad de tiempo: segundo (s). Se considera como una ochenta y seis mil cuatrocientosava parte (1/86400) del día solar medio y actualmente se mide con la duración de la radiación emitida por los átomos de cesio 133. Unidad de temperatura: Kelvin (K); Corresponde a una doscientos setentaitresava parte (1/273) de la temperatura del punto en el que ocurren los tres estados físicos del agua (temperatura a la que el agua coexiste en estado sólido, líquido y gaseoso). Unidad de cantidad de sustancia mol (mol). Se estableció de acuerdo con el número de partículas contenidas en 12 gramos de carbono (6.023 x 1023). Este número se conoce como el número de Avogadro.

UNIDADES DERIVADAS Unidades derivadas para las cantidades físicas

comunes Cantidad Unidad derivada Símbolo

Área metro cuadrado m2 Volumen metro cúbico m3

Densidad de masa

kilogramo por metro cúbico Kg/m3

Velocidad metro por segundo

m/s

Aceleración metro por segundo al cuadrado

m/s2

Presión pascal Pa Factores de Conversión en Masa y Molares Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicios:

1.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1 mol en 538 gramos.

moles 2.99

6O

12H

6C de g 180

6O

12H

6C de mol 1

x6

O12

H6

C de 538g6

O12

H6

C de Moles

=

=

2.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de 1 mol en 1 gramo.

moles 3-5.56x10

6O

12H

6C de g 180

6O

12H

6C de mol 1

x6

O12

H6

C de g 16

O12

H6

C de Moles

=

=

Como la masa molar de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol. Observa que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (masa molar), por tanto podemos expresar:

número de moles "n" =

masa en gramos de la sustancia

Masa molar de la sustancia (g/mol)

A partir de este cuadro, indica la expresión matemática que relaciona el número de moles con la masa de cualquier sustancia y con el volumen de un gas en condiciones normales. • Eficiencia o conversión Muchas reacciones no se efectúan en forma completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad de productos que se obtiene en una reacción.

84 Química

Consideremos la preparación de nitrobenceno, C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3, en exceso con una cantidad limitada de benceno, C6H6. La ecuación ajustada de la reacción es :

C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O

1 mol 1 mol 1mol 1 mol

78,1 g 63,0 g 123,1 g 18,0 g

Una muestra de 15,6 gramos de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción con respecto al C6H5NO2? Calcúlese en primer lugar el rendimiento teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRÍA.

2NO

5H

6C de 24.6

6H

6C de g 78.1

2NO

5H

6C g 123.1

x6

H6

C de g 152

NO5

H6

C gramos ?

=

=

Esto significa que si todo el C6H6 se convirtiera en C6H5NO2, se obtendrían 24,6 de C6H5NO2 (rendimiento del 100%); sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de C6H5NO2, que es mucho menos que el 100%. Tus conocimientos de estequiometría aumentarán si observas que la mayor parte de las sustancias no son 100% puras. Al utilizar sustancias impuras, como generalmente lo son, han de tenerse en cuenta algunas o todas las impurezas. El término pureza (o impureza) suele indicar el "Tanto Por Ciento de Pureza"

• Pureza de reactivos La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio no son 100% puras, poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas, llamadas impurezas. Es importante disponer de esta información antes de usar cualquier sustancia química para llevar a cabo una reacción dada. Por ejemplo, si poseemos NaCl 99,4%, sabemos que las impurezas están representando el 0,6% de la masa total, es decir de 100 g de muestra 99,4 g corresponden a NaCl y 0,6 g a impurezas. Veamos un ejemplo que nos ayudará a la comprensión del concepto de pureza: Consideremos la muestra de NaCl 99,4%. Calcule la masa de NaCl y la de impurezas presentes en 10 g.

100 g NaCl impuro ----------- 99,4 g de NaCl puro 10 g NaCl impuro -----------x = 9,94 g de NaCl puro

10 – 9,94 = 0,06 g de impurezas

Realiza un mapa conceptual de la estequiometría Realiza un cuadro resumen con los factores de conversión que estarán usando constantemente. Recopila información documental sobre las fórmulas de los factores de las reacciones. 2.4.2 Cálculo en las Reacciones Químicas. El viejo adagio "no desperdiciar, no querer" se puede aplicar de igual manera a nuestra vida diaria y en el trabajo de laboratorio. En casi todas las profesiones entra en juego la determinación de cantidades correctas. Por ejemplo, la anfitriona de una reunión determina las cantidades de alimentos y bebidas necesarias para atender a sus invitados.

85 Química

Esas cantidades las definen recetas específicas, y también el conocimiento de las preferencias y gustos de los huéspedes. Una modista determina la cantidad de material, forro y encaje, necesaria para confeccionar un vestido para su cliente, tomando como base un patrón o su propia experiencia. Un colocador de alfombras determina calculando áreas- las cantidades correctas, de alfombra y tapiz necesarios para remodelar la casa de su cliente. Las autoridades hacen- darías calculan la deducción correcta que debe aparecer en las nóminas, por concepto de impuestos federales, tomando como base el ingreso anual esperado por cada persona. También, el químico realiza el cálculo de cantidades de productos o de reactivos, usando ecuaciones químicas balanceadas. Con dichos cálculos puede controlar la cantidad de producto, escalando la reacción hacia arriba o hacia abajo para ajustarse a las necesidades de sus investigaciones, y con ello puede reducir al mínimo el desperdicio o formación de exceso de sustancias durante la reacción. Controlar la cantidad de producto, escalando la reacción hacia arriba o hacia abajo para ajustarse a las necesidades de sus investigaciones, y con ello puede reducir al mínimo el desperdicio o formación de exceso de sustancias durante la reacción. • Reacciones Ideales Se entiende como reacción ideal a aquella en donde todos los reactivos reaccionaran como debe de ser, es decir, de acuerdo a las porciones pondérales que implique el proceso (ESTEQUIOMETRÍA) reaccionará el 100% del reactivo puro, obteniéndose el 100% de producto • Reacciones Reales La reacción real solo es aquella en donde obedeciendo a los factores externos e internos de los reactivos será el total del producto que se obtiene, en su caso será menor al 100%.

Imagínate que estas trabajando sobre la forma de mejorar el proceso mediante el cual el mineral de hierro, que contiene Fe2O3 , se convierte en hierro. En sus ensayos, realiza la reacción siguiente a escala de laboratorio:

Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) a) Si parte de 150 g de Fe2O3 como reactivo limitante, ¿cuál es el rendimiento teórico de hierro? (b) Si el rendimiento real de Fe en su ensayo fue de 87.9 g, ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento? (a) rendimiento teórico: (b) % rendimiento • Reactivo Limitante y en Exceso En muchos procesos químicos se usan cantidades de reactivos tales que, según la ecuación química, la de uno de ellos está en exceso respecto a la de otro. La cantidad del o los productos que se formen en ese caso dependerá del reactivo que no está en exceso. Por esta razón, al reactivo que no está en exceso se le llama reactivo limitante, porque es el que limita la cantidad de producto que se puede obtener. Veamos el caso que se muestra. ¿Cuántas bicicletas se pueden armar con ocho ruedas, tres pedales y cuatro cuadros? En este caso, el reactivo limitante es la cantidad de pedales. Esa parte es la que limita la cantidad de bicicletas que se pueden armar. Las ruedas y los cuadros son reactivos en exceso. Ahora pasemos a un caso químico, en el que se mezclan soluciones que contienen 1.0 mol de hidróxido de sodio y 1.5 mol de ácido clorhídrico:

NaOH + HCI → NaCI + H20 1mol 1 mol 1 mol 1 mol Según la ecuación, es posible obtener 1.0 mol de NaCI a partir de 1.0 mol de NaOH, y 1.5 mol de NaCI a partir de 1.5 mol de HCl. Sin embargo, no

86 Química

se pueden tener dos rendimientos distintos de NaCI con esa reacción. Cuando se mezclan 1.0 mol de NaOH con 1.5 mol de HC1, no hay suficiente NaOH para reaccionar con todo el HC1. En consecuencia, el HCl es el reactivo en exceso y la NaOH es el reactivo limitante. Como la cantidad de NaCI que se forma depende del reactivo limitante, sólo se formará 1.0 mol de NaCl. Si 1.0 mol de NaOH reacciona con 1.0 mol de HCI, 0.5 mol de HCl quedará sin reaccionar: Casi siempre, los problemas donde se dan las cantidades de dos o más reactivos son del tipo de reactivo limitante y existen varios métodos para identificarlos en una reacción química. En el método más directo se necesitan dos pasos para determinar al reactivo limitante ya la cantidad de producto formado 1. Se calcula la cantidad de producto (moles o gramos, según se necesite) que se pueda formar a partir de cada reactivo. 2. Se determina cuál reactivo es el limitante. (Es el reactivo que origina la cantidad mínima de producto; los demás reactivos están en exceso. El reactivo limitante determinará la cantidad de producto que se formará en la reacción).Sin embargo, a veces será necesario calcular la cantidad del reactivo, en exceso. 3. Esto se puede hacer calculando primero la cantidad del reactivo en exceso que se requiere para reaccionar con el reactivo limitante. A continuación se resta el resultado del reactivo inicial. La diferencia es la cantidad de esa sustancia que queda sin reaccionar.

Realiza un mapa conceptual de las reacciones químicas ideales. Recopila información documental sobre los cálculos necesarios para obtener los reactivos que intervienen en las reacciones reales. Realiza los cálculos necesarios para obtener la deficiencia de una reacción.

Investiga como se determinan el por ciento de reactivo en exceso en una reacción. Ejercicios 1.- Completa la siguiente tabla de los cationes monoatómicos:

Fórmula Nombre Otro nombre K+ Fr+ ion calcio Fe2+ ion férrico Fe3+ ion plomo (IV) ion cuproso

2.- Completa la siguiente tabla de los iones poliatómicos:

Fórmula Nombre #oxidación metal o no-

metal

Carga total del

oxianión SO4-2 ion silicato

ion carbonato

+4 (+4) + 3(-2) = -2

HCO3 -

HPO4 -2 ion ortofosfato ácido

ion ortofosfato diácido

3.- Completa la siguiente tabla hidrácidos:

Fórmula Nombre Otro nombre HBr Ácido

yodhídrico

4.- Escribe el significado de los siguientes prefijos o sufijos –ico (acido) –ato –ito –oso

87 Química

hipo- hidro per- 5.- Escribe la formula de cada uno de los siguientes iones.

sulfato nitrato carbonato cloruro clorito bromato bromito perbromato carbonato ácido (bicarbonato)

6.- Escribe el nombre correcto de cada uno de los siguientes compuestos: a) ClO2 b) P2S5 c) N2O5 d) N20 e) SO2 f) CO g) P4O6 h) CO2 I) N2O4 J) SO3 7.- Completa la siguiente tabla escribiendo la fórmula correcta de los compuestos que se forman al combinarse los siguientes cationes y aniones:

cloruro

carbonato sulfato fosfato

Potasio Hierro(III) Aluminio

8.- En cada uno de los siguientes compuestos químicos, indica el número de oxidación del elemento subrayado. Nómbralos según la nomenclatura basada en Stock KMnO4 TiO2 K3AsO3 CaSO4 CaF2 LiIO CsNO2 K2SnO2 NaHCO3 Cl2O7 Na2CO3 Ca(ClO3)2 HNO3 KH2 RbI

PO4 HF NaClO NiCl2

9.- Calcula la masa molecular de cada de las siguientes sustancias: a) CH4 b) H20 c) H202 d) C6H6 e) PCl5 10.- ¿Cuántos moles de átomos de Cu se obtienen cuando reaccionan 3 moles de átomos de Zn con cantidad suficiente de sulfato cúprico? 11.- ¿Cuántos moles de átomos de Fe y cuantos moles de CO2 se obtienen cuando reaccionan 1 mol de CO con cantidad suficiente de oxido férrico? 12.- ¿Cuántos moles de agua y de sulfuro ácido de calcio se obtienen cuando se hacen reaccionar 6 moles de Ca(OH)2 con 3 moles de ácido sulfhídrico? 13.- En algunas ocasiones se ha sospechado que el MSG (glutamato monosódico), resaltador de sabor de uso generalizado, provoca cáncer. Su composición en masa es: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.85% de 0, 8.29% de N y 13.60% de Na. ¿Cuál es la fórmula molecular si su masa molecular es de 169 daltones? 14.- ¿Cuál es la masa en gramos de 13.2 uma? ¿A cuantas uma equivalen 8.4 g? 15.- ¿Cuántos moles de átomos de cobalto hay en 6.00 X 109 de átomos de Co? 16.- ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 X 1012 átomos de plomo? ¿Cuántos átomos están presentes en 3.14 mg plomo? 17.- Calcula la masa molar de la clorofila (C55H72MgN405), un pigmento verde de las plantas, que participa en el proceso de la fotosíntesis.

88 Química

18.- Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción 10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2 ¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na? 19.- Con base en la fórmula estructural siguiente, calcule el porcentaje de carbono presente. (CH2CO)2C6H3(COOH) 20.- La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual? 21.- Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%. 22.- A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que contiene 25.92% N y 74.07% O. 23.- Cuál es la fórmula molecular del compuesto siguiente? fórmula empírica CH, masa molar 78 g/mol 24.- Desdobla las siguientes ecuaciones en semirreacciones de oxidación y reducción: Cl2 + 2.FeCl2 → 2.FeCl3 H2 + CuO → H2O + Cu 2.Na + 2.H2O → 2.NaOH + H2 2.Na + Cl2 → 2.NaCl 25.- Indique cuales de las siguientes ecuaciones representan reacciones del tipo Redox: Zn + HCl → ZnCl2 AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2CO3

26.- Balance de Ecuaciones. FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl K2Cr2O7 + H2SO4 →K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2 Fe2O3 +CO → Fe + CO2 NH4+ +NO2� → N2 + H2O FeCl3 +Zn → FeCl2 + ZnCl2 Fe+H+ +ClO4�→Fe3++ Cl2 +H2O PbS + HNO3 → Pb(NO3)2 + NO2 + S + H2O Zn+HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4(NO3)+H2O 27.- El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre, como SnO2. Calcule la composición porcentual en masa de Sn y de O en el SnO2. 28.- Todas las sustancias que aparecen a continuación se utilizan como fertilizantes, que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas representa una mejor fuente de nitrógeno, de acuerdo a su composición porcentual en masa? Urea (NH2)2CO Nitrato de amonio, NH4NO3 Guanidina, HNC(NH2)2 Amoniaco, NH3 ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es alrededor de 162 g? 29.- El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del esmog. Esta formado por C, H, N y O. Determine la composición porcentual del oxígeno y la formula empírica, a partir de la siguiente composición porcentual en masa: 19.8% de C, 2.50 de H y 11.6 de N 30.- ¿Cuál es la formula empírica de cada uno de los compuestos que tienen la siguiente composición? 40.1 % de C; 6.6 % de H y 53.3 % de O 18.4% de C, 21.5% de N y 60.1 % de K 31.- En un proceso industrial similar al de la ecuación, se ponen a reaccionar 5 moles de amonio y 5 de nitrito, Cuántos litros de agua es posible obtener y cual es el reactivo limitante en el proceso?

89 Química

NH4+NO2→N2+H2O 32.- Se sospecha que glutamato monosódico (MSG), saborizante de alimentos, es el causante del “Síndrome del Restaurante Chino”, ya que puede causar dolores de cabeza y de pecho. El MSG tiene la siguiente composición porcentual en masa: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.5% de O, 8.29% de N y 13.60% de Na. Si su masa molar es de 169 g ¿Cuál es su fórmula molecular? 33.- Un recipiente de 20 mL contiene nitrógeno a 25ºC y 0,8 atm y otro de 50 mL helio a 25ºC y 0,4 atm. Calcular: a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente. 34.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0,8 atm y otro de 50 ml helio a 25ºC y 0,4 atm. Calcular: a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente. 35.- ¿Cuál es el peso máximo de NaCl que podría obtenerse de 10g de NaOH, si esta droga tiene una pureza de 90 %? La reacción es: NaOH + HCl → NaCl + H2O 36.- Calcula la cantidad de caliza (CaCO3 impuro) cuya riqueza en carbonato de calcio es del 85,3 % que se necesita para obtener; por reacción con un exceso de HCl, 9,26 L de CO2 en CNPT. Escribir y balancear la ecuación química correspondiente. 37.- Calcular la cantidad de pirita (FeS impuro) con 90,6 % de FeS que se necesitan para obtener mediante ácido sulfúrico diluido 1,86 L de H2S en CNPT. 38.- Se parte de 20 g de hierro (pureza 60%) y de 30 g de ácido sulfúrico (pureza 80%) para obtener sulfato ferroso e hidrógeno. a) ¿Qué masas de hierro y de ácido sulfúrico reaccionan?

b) ¿Qué reactivo está en exceso? c) ¿Qué masa de hidrógeno se obtiene? d) ¿Cuál es el volumen en CNPT ocupado por esa masa de hidrógeno? e) ¿Cuál sería el volumen de hidrógeno en CNPT si el rendimiento de la reacción es del 80 %?

90 Química

Prácticas y Listas de Cotejo Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 5 Nombre de la práctica: Manejo de Nomenclatura química inorgánica en forma contextualizada.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará las reglas de nomenclatura establecida de acuerdo con los criterios de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada para nombrar y formular compuestos químicos inorgánicos.

Escenario Aula en que se imparte el curso.. Duración 1 h

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Material impreso.

• Pizarrón.

• Mesas.

• Sillas

91 Química

Procedimiento Aplicar las medidas de seguridad e higiene. Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Trabajar en forma individual. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones. De acuerdo al siguiente diagrama, aplicando las reglas propuestas y aceptadas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) Escribe el nombre y la fórmula de las especies químicas situadas al extremo y sobre cada flecha.

H1+

HIO4

P3-

Agua

NO21-

Ion cianuro

Fe(CN) 3

NiH2

H1+

HIO4

P3-

Agua

NO21-

Ion cianuro

Fe(CN) 3

NiH2

92 Química

Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 5 Nombre de la práctica: Manejo de Nomenclatura química inorgánica en forma contextualizada.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará las reglas de nomenclatura establecida de acuerdo con los criterios de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada para nombrar y formular compuestos químicos inorgánicos.

Escenario Aula en que se imparte el curso.. Duración 1 hr.

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Material impreso.

• Pizarrón.

• Mesas.

• Sillas

93 Química

Procedimiento

Aplicar las medidas de seguridad e higiene. Realizar la práctica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Trabajar en forma individual. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones. De acuerdo al siguiente diagrama, aplicando las reglas propuestas y aceptadas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) Escribe el nombre y la fórmula de las especies químicas situadas al extremo y sobre cada flecha.

H1+

HIO4

P3-

Agua

NO21-

Ion cianuro

Fe(CN) 3

NiH2

H1+

HIO4

P3-

Agua

NO21-

Ion cianuro

Fe(CN) 3

NiH2

94 Química

Lista de cotejo de la práctica número 5:

Manejo de Nomenclatura química inorgánica en forma contextualizada

Nombre del alumno: Instrucciones: A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados en

el desempeño del alumno mediante la observación del mismo. De la siguiente lista marque con una aquellas observaciones que hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño

Desarrollo Sí No No aplica

Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Nombró los compuestos. 5.- Formuló los compuestos. 6.- Aplicó las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada para nombrar y formular los compuestos..

Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

95 Química

Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 6 Nombre de la práctica: Determinación del porcentaje en masa de ácido acético en un vinagre.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno realizará cálculos estequiométricos de acuerdo a las leyes pondérales y masas molares de los compuestos. para la determinación del porcentaje en masa

Escenario Laboratorio Duración 2 h

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Soporte. • Bureta. • Pinzas para bureta. • Matraz Erlen Meyer • Disolución de NaOH

0,1M. • Fenolftaleína • Vinagre comercial

• Pizarrón. • Mesas para laboratorio

96 Química

Procedimiento

Aplicar las medidas de seguridad e higiene. Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Formar equipos de cuatro personas. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones.

a. Se añade en un matraz Erlen Meyer 1 mL de vinagre, unas gotas de fenolftaleína y se diluye con agua.

b. Se llena la bureta con la disolución de NaOH 0,1 M.

c. Se coloca el matraz Erlen Meyer debajo de la bureta y se añade gota a gota el NaOH agitando continuamente hasta que la disolución cambie a color rojo.

d. Se anota el volumen da NaOH gastado V(NaOH) -------------

Preguntas

a. Formula y ajusta la reacción

b. Calcula los moles de NaOH utilizados en la neutralización

c. Determina los gramos de ácido acético que han sido neutralizados.

d. Determina el % de ácido acético contenido en el vinagre, suponiendo que su densidad vale aproximadamente 1 g/mL

Separar los residuos recuperables

Dar tratamiento a los residuos recuperables de acuerdo a las instrucciones del PSP.

Colocar desechos biológicos contaminados y materiales utilizados en recipientes o lugares específicos para cada caso.

Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del PSA o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con la NOM-087 y a las instrucciones del PSP.

97 Química


Determinación del porcentaje en masa de ácido acético en un vinagre.

Nombre del alumno: Instrucciones: A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados

en el desempeño del alumno mediante la observación del mismo. De la siguiente lista marque con una aquellas observaciones que hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño


Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Manipuló en forma correcta los materiales del laboratorio. 5.- Realizó con precisión las lecturas en la bureta. 6.- Realizó una secuencia de cálculos 7.- Determinó el por ciento en masa de ácido acético en el vinagre.

Separó los residuos recuperables

Dio tratamiento a los residuos recuperables.

Observaciones: PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

98 Química

Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 7 Nombre de la práctica: Identificación de una reacción redox. (Ni uno ni otro, pero sí a la vez)

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará los conceptos de oxidación reducción de acuerdo con la reacción para identificar la acción de los agentes oxidantes y reductores.

Escenario Laboratorio Duración 2 h

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Tres matraces Erlen Meyer • Tres tapones para matraz • Hilos de cobre • Ácido clorhídrico 0.1M • Agua oxigenada

• Pizarrón. • Mesas de laboratorio

99 Química

Procedimiento Aplicar las medidas de seguridad e higiene. Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Formar equipos de cuatro personas. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones

A) Introducir un hilo de cobre en cada matraz. B) En el primero de ellos verter la disolución de ácido clorhídrico. C) En el segundo verter agua oxigenada. D) En el tercero verter, sucesivamente, ácido clorhídrico y agua oxigenada. E) Tapar los tres matraces y esperar.

OBSERVACIONES A REALIZAR 1.- Anotar que sucede en el primer matraz 2.- Anotar que sucede en el segundo matraz 3.- Anotar que sucede en el tercer matraz

4.- Explicar los porque de las observaciones realizadas

. Indispensables las medidas de seguridad y el trabajo en la campana de gases.

PREGUNTAS 1. ¿Exige tomar precauciones y medidas de seguridad especiales? 2. ¿Requiere utilizar instrumental o productos típicos de laboratorio? 3.- Qué se formó en el tercer matraz?


Dar tratamiento a los residuos recuperables de acuerdo a las instrucciones del PSP.


Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del PSA o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con la NOM-087 y a las instrucciones del PSP.

100 Química

Lista de cotejo de la práctica número 7

Identificación de una reacción redox Ni uno ni otro pero si a la vez




Aplicó las medidas de seguridad e higiene.

1.- Realizó la práctica con responsabilidad.

2.- Trabajó adecuadamente en equipo.

3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica.

4.- Anotó las observaciones del primer matraz.

5.- Anotó las observaciones del segundo matraz.

6.- Anotó las observaciones del tercer matraz.

7.- Estableció conclusiones de sus observaciones. 8.- Contestó correctamente el cuestionario.



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

101 Química

Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 8 Nombre de la práctica: Identificación de productos químicos de la vida diaria

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno identificará algunas sustancias comunes encontradas en el hogar por medio de reacciones sencillas para detectar su comportamiento..

Escenario Laboratorio. Duración 3 h

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • 6 Tubos de 13 x 100 • 3 goteros • Papel tornasol rojo y azul • 1 Vaso de 150 ml. • 1 Espátula • 8 Tubos pequeños • 1 Varilla con alambre de

nicrome • Amonia casera • Fertilizante químico

• Blanqueador • Sal de mesa • Bicarbonato de sodio • Sales epsom • Vinagre • Gis • NaI • CHCl3 • Sólido desconocido

conteniendo CO3-2, Cl-, SO4-2, ó I-.

• NH4OH 1M • (NH4)2CO3 sólido • HCl 2M • Ba(OH)2 (solución

saturada) • HNO3 3M • AgNO3 0.1M • BaCl2 0.2M • Hidróxido de sodio 2 M

• Pizarrón. • Mesas de laboratorio

•

102 Química

Procedimiento

Aplicar las medidas de seguridad e higiene.

Realizar la práctica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Formar equipos de cuatro personas. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones

ANTECEDENTES:

Un aspecto importante de la química es la identificación de substancias. La identificación de minerales, (por ejemplo, la pirita "el oro de los tontos" está compuesta de FeS y no contiene Oro) sigue siendo de gran importancia para localizar buenos yacimientos de metales.

La rápida identificación de una sustancia ingerida por un infante puede propiciar la pronta recuperación del niño, ó podría ser un factor determinante para salvar una vida. Las substancias son identificadas por el uso de instrumentos o por reacciones características de la sustancia, o por ambos. Las reacciones que son características de una sustancia son frecuentemente referidas como pruebas. Por ejemplo, una prueba para Cl- por adición de nitrato de plata a una solución acidificada da la formación de un precipitado blanco, esto sugiere la presencia de Cl-, como otras substancias también podrían dar un precipitado blanco bajo estas condiciones uno confirma la presencia de Cl- al observar que este precipitado se disuelve en hidróxido de amonio. El área de la química dedicada a la identificación de substancias es llamada "análisis cualitativo".

(Precaución: Aun cuando los químicos del hogar pueden parecer inofensivos NUNCA los mezcles a menos que sepas lo que estás haciendo. Los químicos inofensivos, cuando son combinados, pueden algunas veces producir severas explosiones u otras reacciones peligrosas.)

103 Química

Procedimiento DESARROLLO DEL EXPERIMENTO.

1 AMONIA CASERA:

Coloca 5 ml de amonia de casa en un vaso de 150 ml, sostenga una pieza seca de papel tornasol rojo sobre el vaso, siendo cuidadoso de no tocar las paredes del vaso o la solución con el papel. Anota tus observaciones. Repite la operación usando una pieza de papel tornasol rojo que haya sido humedecida con agua de la llave. ¿Notas alguna diferencia en el tiempo requerido por el papel

Las sales de amonio son convertidas a amonia, NH3, por la acción de bases fuertes: por lo tanto se puede probar para iones amonio, agregando hidróxido de sodio y notando el olor familiar del NH3 o por el uso de papel tornasol rojo. La reacción es como sigue:

NH4+(aq) + OH-(aq) ==== NH3 (aq) + H2O (l)

-+-Coloca cerca de 1 mL de NH4Cl 1M en un tubo y coloque un papel tornasol rojo húmedo e n la boca del tubo. Registra tus observaciones. Ahora agregue cerca de 1 ml de NaOH 2M y repita la prueba. Si el papel no cambia de color calienta el tubo suavemente, no permita que la solución hierva. Registra tus observaciones.

Podrías sospechar que el fertilizante ordinario contiene compuestos de amonio. Confirma tus sospechas colocando fertilizante sólido en un tubo, agrega ml de NaOH y prueba con papel tornasol como antes. ¿Contiene el fertilizante sales de amonio?

¿Cual es el ingrediente activo en las sales olorosas? Sostenga una pieza de papel tornasol rojo (húmedo) sobre la boca de un frasco abierto conteniendo carbonato de amonio, (NH4)2CO3; cuidadosamente abanicando con la mano sobre el frasco, trate de detectar algún olor familiar. Anote sus observaciones. La mayoría de las sales de amonia son estables; por ejemplo el cloruro de amonio que se probó antes no debió haber tenido ningún efecto sobre el papel antes de agregar NaOH.

Sin embargo el carbonato de amonio es inestable y se descompone en amoníaco y dióxido de carbono:

(NH4)2CO3 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)

Las sales olorosas contienen carbonato de amonio que ha sido humedecido con hidróxido de amonio.

104 Química

Procedimiento

2 BICARBONATO DE SODIO. NaHCO3:

Las substancias que contienen el ion carbonato, reaccionan con ácidos para liberar dióxido de carbono, el cual es un gas incoloro e inodoro. El dióxido de carbono cuando es liberado del bicarbonato de sodio por ácidos durante el proceso de horneado de pasteles ayuda a incrementar el volumen de estos:

NaHCO3 + H+ CO2 + H2O + Na+

Coloca una pequeña cantidad de bicarbonato de sodio en un tubo pequeño seco. Luego agrega una o dos gotas de ácido sulfúrico 18 M observe que sucede y registre sus observaciones. Repite este procedimiento pero use vinagre en lugar de ácido sulfúrico. Registra tus observaciones.

Una prueba confirmatoria para el dióxido de carbono es el permitir que reaccione con hidróxido de bario. Se produce un precipitado blanco de carbonato de bario:

CO2(g) +Ba(OH)2 BaCO3 +H2O

Muchas substancias como la cáscara de huevo, las conchas de ostras contienen el ion carbonato, determine si el gis común contiene el ion carbonato según el siguiente procedimiento: Coloque una pequeña cantidad de gis en un tubo seco

Agrega unas cuantas gotas de HCl 2M haga la prueba para CO2 en el gas que se escapa sosteniendo cuidadosamente una gota de hidróxido de bario suspendida de la punta de un gotero o de una aro, a una corta distancia dentro de la boca del tubo. La opacidad de la gota es debido a la formación de carbonato de bario y eso prueba la presencia de carbonato. Registra tus observaciones. .

3 SAL DE MESA NaCl:

Las sales de cloro reaccionan con ácido sulfúrico para liberar cloruro de hidrógeno, el cual es un gas pungente y sin color el cual cambia el papel tornasol azul a rojo

Otra reacción característica del ion cloruro es la reacción con nitrato de plata, para formar una sustancia blanca, insoluble conocida como cloruro de plata.

Cl- + AgNO3 AgCl + NO3-

105 Química

Procedimiento Coloca una pequeña cantidad de cloruro de sodio en un tubo pequeño seco y agréguele una o dos gotas de ácido sulfúrico concentrado. Muy cuidadosamente observa el color y olor del gas que se escapa abanicando con tu mano hacia tu nariz. NO COLOQUES TU NARIZ DIRECTAMENTE SOBRE EL TUBO. Registra tus observaciones y completa la siguiente ecuación:

NaCl +H2SO4 . Coloca una pequeña cantidad de cloruro de sodio en un tubo pequeño y agréguele 15 gotas de agua destilada y una gota de ácido nítrico 3M. Luego agrega de 3 a 4 gotas de nitrato de plata 0.1M y mezcle el contenido. Registre sus observaciones. ¿Por que debiste usar agua destilada en esta prueba? Contesta esta pregunta haciendo la prueba para iones cloruro en agua de la llave: agrega una gota de ácido nítrico 3M a dos ml de agua de la llave y luego agregue 3 gotas de nitrato de plata 0.1M. ¿Indica esto la presencia de ión cloruro en el agua de la llave? Los iones de sodio dan un color amarillo a la flama. Cuando se hierven hierve papas sobre una estufa de gas o una fogata aparecen trazas de fuego amarillo debido a la presencia de sodio. Coloca unos cuantos cristales de sal de mesa en la punta de una espátula limpia y colócala sobre la flama del mechero por un breve momento. Registra tus observaciones. 4.4. SALES EPSOM, MgSO4 7H2O Las sales epsom son usadas como un purgante y las soluciones de esta sal son usadas para remojar pies cansados. Las siguientes pruebas son características del ion sulfato. Coloca una pequeña cantidad de sales epsom en un tubo seco pequeño y agregue una o dos gotas de ácido sulfúrico concentrado. Registre sus observaciones. Note la diferencia del comportamiento de esta sustancia con el ácido sulfúrico comparándola con el comportamiento del bicarbonato de sodio con el ácido sulfúrico. Coloca una pequeña cantidad de sales epsom en un tubo y disuélvalo en 1 ml de agua destilada. Agregue una gota de ácido nítrico 3M y luego una o dos gotas de cloruro de bario 0.2 M. Registre sus observaciones. El sulfato de bario es una sustancia blanca insoluble que se forma cuando el cloruro de bario es agregado a una solución de cualquier sal soluble de sulfato,(como las sales epsom) según la reacción:

SO42- + BaCl2 (aq) BaSO4(s) + 2Cl-(aq)

106 Química

Procedimiento

5. BLANQUEADOR, Cl2 AGUA:

El blanqueador comercial es usualmente una solución de hipoclorito de sodio al 5%. Esta solución se comporta como si tan solo el cloro se hubiera disuelto en ella. Como esta solución es concentrada, el contacto directo con la piel y los ojos debe ser evitado. El elemento cloro se comporta muy diferente como el ion cloruro. El cloro es un gas pálido, amarillo-verde, que tiene un olor irritante y es poco soluble en agua, y es tóxico. Es capaz de liberar el yodo de las sales de yodo:

Cl2(aq) +2I- I2(aq) + 2Cl-

El iodo da un color café rojizo al agua, es mas soluble en el cloroformo que en el agua y da un color violeta al cloroformo. Por eso el cloro puede ser usado para identificar las sales de yodo.

Disuelve una pequeña cantidad de yoduro de sodio en ml de agua destilada en un tubo pequeño; agregue 5 gotas de blanqueador. Nota el color, luego agregue varias gotas de cloroformo agite y deje que se estabilice. Registra tus observaciones.

Otra reacción característica del iodo la formación de un precipitado amarillo pálido cuando es tratado con una solución de nitrato de plata:

I- + AgNO3 AgI + NO3-

Disuelve una pequeña cantidad de yoduro de sodio en 1 ml de agua destilada y agregue una gota de ácido nítrico tres molar, luego agrega tres o cuatro gotas de nitrato de plata 0.01M. Registra tus observaciones.

Las sales sólidas de yodo reaccionan con ácido sulfúrico concentrado (conc.) tornando instantáneamente la solución de café obscuro con la aparición de vapores violetas del yodo. Coloca una pequeña cantidad de yoduro de sodio en un tubo seco y agregue 1 o 2 gotas de ácido sulfúrico conc. Registra tus observaciones.

6 MUESTRA PROBLEMA.

El sólido desconocido contendrá solo uno de los siguientes iones: Carbonato, cloruro, sulfato o yoduro. La tabla 1 explica el comportamiento de estos iones con el ácido sulfúrico.

107 Química

Procedimiento

ION REACCIÓN

CO3

2- Se produce CO2 que es un gas sin color y sin olor.

Cl- Se produce HCl, un gas pungente sin color.

SO42-

Reacción no observable.

I- Se forman vapores violetas de I2. Antes de empezar este experimento contesta las siguientes preguntas:

1. ¿Por qué no se deben mezclar los químicos que se usan en el hogar? 2. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion NH4

+? 3. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion CO3

2-? 4. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion Cl-? 5. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion SO4

2-? 6. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion I-? 7. Complete y balancee las siguientes ecuaciones:

BaCl2(s) + H2SO4(aq) NH4

+(aq) + OH- (aq) AgNO3(aq) + I- (aq)

8. ¿Por qué se debe usar agua destilada cuando se hacen pruebas químicas? 9. Considere que tiene una mezcla de los sólidos Na2CO3 y NaCl. ¿Podría usar tan solo ácido sulfúrico

para determinar si está o no presente el carbonato de sodio? Explíquese. 10. Como podría demostrar la presencia de iodo y sulfato en una muestra problema? 11. Que precauciones debe de considerar para el transporte adecuado de los productos químicos que

evaluó? 12. Cuales son sus sugerencias respecto a la disposición de los productos químicos que se usan en el

hogar.

108 Química

Procedimiento

13. Por regla general los productos químicos para el hogar están disponibles para su venta al público en un área determinada del almacén que los expende. Visite Ud. uno de estos almacenes e indique si la forma en que están colocados para su venta cumple con la Norma NOM 054-ECOL 93 la cual establece los procedimientos para determinar la compatibilidad e incompatibilidad de productos o residuos químicos.


Dar tratamiento a los residuos recuperables de acuerdo a las instrucciones del PSA.


Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del PSA o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con la NOM-087 y a las instrucciones del PSA.

109 Química


Identificación de productos químicos de la vida diaria




Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones del amonia. 5.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones de la sal de epsom.

6.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones del cloro. 7.- Anotó las observaciones con relación a la sal de mesa. 8.- Anotó las observaciones con relación a la muestra problema. 9.- Identificó la muestra problema 10.- Estableció conclusiones de sus observaciones. 11.- Contestó correctamente el cuestionario.



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

110 Química

111 Química

Resumen En este capítulo se mostraron la nomenclatura para formular, nombrar e identificar los compuestos inorgánicos, así como la aplicación de los compuestos más comunes. Para determinar el número de átomos o moléculas que intervienen en cualquier cambio químico, se requiere conocer las fórmulas y emplear la tabla periódica (masa molar). Así podemos determinar las cantidades correspondientes y establecemos la relación: 1 mol contiene 6.023 x 1023 átomos, moléculas o partículas. Los números de oxidación facilitan el seguimiento de la distribución de carga y se asigna a todos los átomos presentes en un compuesto o ión de acuerdo con las reglas específicas. La oxidación se define como un aumento en el número de oxidación; reducción se define como una disminución en el número de oxidación. Muchas reacciones redox se pueden clasificar en subtipos: de combinación, de descomposición, de desplazamiento o de dismutación. La estequiometría es el estudio cuantitativo de los productos y reactivos en una reacción química. Los cálculos estequiométricos se realizan de manera óptima expresando, tanto las cantidades conocidas como las desconocidas, en términos de moles y después, si es necesario, se convierten en otras unidades. Un reactivo limitante es el reactivo que está presente en la menor cantidad estequiométrica y limita la cantidad del producto que se puede formar. La cantidad de producto que se obtiene en una reacción (rendimiento real) puede ser menor que la máxima cantidad posible (rendimiento teórico). La reacción de los dos se expresa como porcentaje de rendimiento. La composición porcentual en masa de un compuesto es el porcentaje en masa de cada elemento presente. Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto, es posible deducir su fórmula empírica, y, además, su fórmula molecular, si se conoce su masa molar aproximada.

Autoevaluación de Conocimientos del Capítulo 2

1. Realiza un cuadro sinóptico con los iones

monoatómicos y poliatómicos más comunes 2. ¿Menciona como se construye el nombre de

los compuestos iónicos? 3. ¿Explica los conceptos de ácido, base y sales? 4. ¿Cuáles son los usos de los compuestos

inorgánicos en tu vida cotidiana? 5. ¿Cuál es proceso para determinar el número

de Avogadro? 6. ¿Cómo se determina la masa molar de un

compuesto? 7. ¿A partir de qué se obtiene la fórmula

molecular de un compuesto? 8. ¿Cuál es el concepto de reacción química? 9. Realiza un cuadro sinóptico con los tipos de

reacciones y sus características. 10. ¿Qué es la estequiometría? 11. Escribe las fórmulas de los siguientes iones:

ion bromuro, ion yoduro, ion nitruro. 12. Escribe la fórmula de cada uno de los

siguientes iones a. cromato b. dicromato c. hierro (III) d. hierro (II) e. bario f. cobre(II) g. aluminio h. potasio i. estaño (IV) j. estañoso

112 Química

13. En los siguientes compuestos químicos, calcula el número de oxidación de los elementos subrayados.

HCl KHS Al(OH)3 NaBrO H3BO3 K2Cr207 NaCl MnSO4 Na2SO4 Ca(OH)2 Fe(OH)2 KClO4

14. Calcula la masa molar de un compuesto

sabiendo que 0.372 moles de moléculas del mismo tienen una masa de 152 g.

15. ¿Cuántos gramos de agua se obtienen cuando

se hacen reaccionar 6 moles de Ca(OH)2 con 100 ml de SH2 0.135 M?

16. Las bolsas de aire para automóvil se inflan

cuando se descompone rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la reacción

2NaN3 2Na + 3N2

¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno gaseoso?

17. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea

en grandes cantidades en la producción del papel. ¿Cuál es su composición porcentual?

18. Indica la fórmula empírica del compuesto

siguiente si una muestra contiene 40.0% de C, 6.7% de H y 3.3% de O en masa

19. Balance de Ecuaciones C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O H2SO3 + HNO3 H2SO4 + NO + H2O MnS + H2O2 MnSO4 + H2O CuO + NH3 N2 + H2O + Cu HNO3 + CdS →Cd(NO3)2 + NO + S + H2O KMnO4 + HCl →KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 20. La alicina es el compuesto responsable del

olor característico del ajo. Un análisis de dicho

compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C:44.4%; H:6.21%; S:39.5%; O:9.86%. Calcula su fórmula empírica.

21. Se hacen reaccionar 1 g. de Mg con 3 g. de

cloruro áurico.

3 Mg + 2 AuCl3 → 3 MgCl2 + 2 Au

Calcula: a) ¿Qué masa de Au se obtiene? b) ¿Qué masa del reactivo excedente

queda sin reaccionar?

manejo de la nomenclatura de compuestos inorgÁnicos y...

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